水的电离和溶液的酸碱性知识点总结大全
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一看常温，二看强弱（无强无弱，无法判断），三看浓度（pH or c） 酸性先算 c(H+)，碱性先算 c(OH—) 1.单一溶液的 pH 计算 ①由强酸强碱浓度求 pH。在 25℃ 强酸溶液(HnA)，其物质的量浓度为 c mol/L，则：c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc； 强碱溶液[B(OH)n]，其物质的量浓度为 c mol/L，则 c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝1.0×10－14 mol/L，
指示剂
甲基橙
石蕊
酚酞
变色范围 pH
3.1～4.4
5.0～8.0
8.2～10.0
溶液颜色
红→橙→黄 红→紫→蓝 无色→浅红→红
②pH 试纸法：粗略测定溶液的 pH。 pH 试纸的使用方法：取一小块 pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部， 随即(30s 内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的 pH。
b.酸式滴定管：中指内扣，防活塞拉出
c.碱式滴定管：拇指和食指挤压玻璃球上部的橡皮
4、中和滴定的基本操作和步骤
操作过程：
（1） 查漏
（2） 洗涤
（3） 润洗
（4） 灌液
（5） 赶气泡 （6） 调节液面
（7） 滴定
（8）数据记录
（9） 复滴
（10） 计算
⑴准备
①查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和 活塞转动是否灵活；
3.滴定的关键
①准确测定参加反应的两种溶液的体积
②准确判断完全中和反应终点
4、酸碱中和滴定指示剂的选择
⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏②变色范围与终点 pH 接近
⑵酸碱指示剂：
常用指示剂及变色范围
指示剂
对应溶液的颜色
变色范围：
甲基橙
橙色
红 3.1 橙 4.4 黄
酚酞
无色
无 8 浅红 10 红
2
测定溶液 pH 时，pH 试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的 pH 测定产生误差)；不能 将 pH 试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。pH 一般为整数。
标准比色卡的颜色按 pH 从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。 ③pH 计法：通过仪器 pH 计（也叫酸度计）精确测定溶液 pH。 知识点三 有关溶液 pH 的计算 有关 pH 的计算 基本原则：
知识点一 水的电离和水的离子积
一、水的电离
1.电离平衡和电离程度
①水是极弱的电解质，能微弱电离：
H2O+H2O
H3O++OH-，通常简写为 H2O
H++OH-；ΔH>0
② 实 验 测 得 ： 室 温 下 1LH2O （ 即 55.6mol ） 中 只 有 1×10-7mol 发 生 电 离 ， 故 25℃ 时 ， 纯 水 中
1.概念：用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）
的方法叫做酸碱中和滴定。 2.原理：根据酸碱中和反应的实质是：
H++OH-=H2O
在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时：
有 n(H+)=n(OH-) 即 c 酸 V 酸=c 碱 V 碱
例：用 0.1230mol/L 的 NaOH 溶液滴定 25.00mL 未知浓度的硫酸溶液，滴定完成时用去 NaOH 溶液 27.84mL。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。
时，pH＝6 为中性，pH<6 才显酸性，pH>6 显碱性，所以使用 pH 时需注明温度，若未注明温度，一般认
为是常温，就以 pH＝7 为中性。
2、溶液的 pH
对于稀溶液来说，化学上常采用 pH 来表示喜荣归也酸碱性的强弱。
⑴概念：表示方法
pH=-lgc(H+)
c(H+)=10-pH
⑵溶液的酸碱性与 pH 的关系(常温时)
nc pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 ②已知 pH 求强酸强碱浓度 2.加水稀释计算 ①强酸 pH=a，加水稀释 10n 倍，则 pH=a+n。 ②弱酸 pH=a，加水稀释 10n 倍，则 pH<a+n。 ③强碱 pH=b，加水稀释 10n 倍，则 pH=b-n。 ④弱碱 pH=b，加水稀释 10n 倍，则 pH>b-n。 ⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH 不能小于 7。 ⑥对于浓度（或 pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的 pH 变化幅度大。
石蕊
紫色
红5 紫 8蓝
①强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙
②强酸滴定弱碱：酸性选用甲基橙作指示剂
③强碱滴定弱酸：碱性选用酚酞作指示剂
5、中和滴定仪器的特点和使用方法
⑴需用的仪器及用途
酸(碱)式滴定管：用来滴定和准确量取液体体积；锥形瓶：反应器。
铁架台、滴定管夹、烧杯、（白纸）
⑵酸(碱)式滴定管
①结构特点：
①降低温度。
②加入酸、碱、强酸酸式盐。
向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出 H+、碱能电离出 OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，
但 KW 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：
H2O
H++OH-
变化 平衡移
电离
c(H+)与 c(OH-)
溶液的
离子积
条件
动方向
程度
的相对大小
注意观察锥形瓶中的溶液颜色的变化。
③终点：指示剂变色，且在半分钟内不恢复。 滴定操作：左手：控制活塞
右手：振荡锥形瓶 眼看：锥形瓶中溶液颜色变化 滴定终点：当滴入最后一滴时，指示剂的颜色突然改变，且 30 秒内不立即褪去或反滴一滴待测液 颜色又复原,再读数。重复滴淀操作 2 到 3 次,取平均值。 ⑶读数： 视线应液面凹面最低点水平相切。 滴定管读数时，要精确到 0.01mL。按上述要求重复滴定 2～3 次。 ⑷计算： 求平均值
a.酸式 玻璃活塞
盛酸性溶液、强氧化性试剂
碱式 橡皮管玻璃球 盛碱性溶液
b.零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度 0.1mL，精确度 0.01 mL
②规格：25ml 50ml 等
③用途：中和滴定（精确测定）；精确量取溶液的体积（两次读数差）
④使用注意：
a.先检查是否漏水，再用蒸馏水洗涤，最后用待盛溶液润洗。
判据 2 在 25℃时的溶液中：
pH<7 溶液呈酸性
pH＝7 溶液呈中性
pH>7 溶液呈碱性
判据 3 在任意温度下的溶液中：
c(H＋)>c(OH－) 溶液呈酸性 c(H＋)＝c(OH－) 溶液呈中性 c(H＋)<c(OH－) 溶液呈碱性
注意 用 pH 判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为 pH 等于 7 的溶液一定为中性，如 100℃
②洗涤：滴定管先用水洗净后，再用少量待装液润洗 2－3 次；
锥形瓶：只用蒸馏水洗，也不必干燥
③装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，
使液面高于刻度 2-3cm
4
④赶气泡：酸式：快速放液 碱式：橡皮管向上翘起
⑤调液面：调节滴定管中液面在 0 或 0 刻度以下 ⑵滴定： ①往锥形瓶中加入 2～3 滴指示剂。 ②操作要求：左手控制滴定管的活塞，右手振荡锥形瓶，眼睛
酸性
，在室温下电离前后 n(H2O)几乎不变，因此 c（H2O）可视为常数，则在一定温 度时，c(H+)与 c(OH-)=K 电离 c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
KW=c(H+)·c(OH-)，25℃时，KW=1×10-14(无单位)。 注意：
注意：当二者 pH 差值≥2[c(OH-)]相差 100 倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小-0.3.
（3）强酸、强碱混合，
①强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7.
②酸过量：
先求 c(H＋)余＝c(H＋)·V(酸)－c(OH－)·V(碱)，再求 pH。 V(酸)＋V(碱)
①KW 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW 增大。与 c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时 KW=1×10-14，100℃时 KW 约为 1×10-12。
1
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW 就不变。
①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10- 7mol·L-1，pH=7。
②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH 越小。
③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH 越大。
⑶pH 的适用范围
c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即 pH 范围通常是 0～14。
当 c(H+)≥1mol·L-1 或 c(OH-)≥1mol·L-1 时，用物质的量浓度直接表示更方便。
（4）物理意义：pH 越大，溶液的碱性越强；反之，溶液的酸性越强。pH 每增大一个单位 c（H+）减小至原来的 1/10，
c(OH-)变为原来的 10 倍。
3、溶液 pH 的测定方法
①酸碱指示剂法：只能测出 pH 的范围，一般不能准确测定 pH。
酸碱性
KW
加热
向右
增大
c(H+)=c(OH-)
中性
增大
降温
向左
减小
c(H+)=c(OH-)
中性
减小
加酸
向左
减小
c(H+)>c(OH-)
酸性
不变
加碱
向左
减小
c(H+)<c(OH-)
碱性
不变
加能结合 H+的物质
向右
增大
c(H+)<c(OH-)
碱性
不变
加能结合 OH-的物质
向右
增大
c(H+)>c(OH-)
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
，平衡常数 K电离
c(H ) c(OH - ) c(H 2O)
2.影响水的电离平衡的因素
（1）促进水电离的因素：
①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高 K 电离越大。 c(H+)和 c(OH-)同时增大，KW 增大，但 c(H+)和 c(OH-)始终保持相等，仍显中性。 纯水由 25℃升到 100℃，c(H+)和 c(OH-)从 1×10-7mol/L 增大到 1×10-6mol/L(pH 变为 6)。
②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的 H＋直接发生置换反应，产生 H2，使
水的电离平衡向右移动。
③加入易水解的盐
由于盐的离子结合 H+或 OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW 不变。 ④电解
如用惰性电极电解 NaCl 溶液、CuSO4 溶液等。 （2）抑制水电离的因素：
③碱过量：
先求
c(OH－)余＝c(OH－)·V(碱)－c(H＋)·V(酸)，再求 V(酸)＋V(碱)
c(H＋)＝c(OKHW－)，然后求
pH。
（4）酸碱中和反应后溶液 pH 的判断：
①当酸与碱 pH 之和为 14，等体积混合后（常温下）
若为强酸与强碱，混合后 pH=7
若为强酸与弱碱，混合后 pH>7
3.酸碱混合计算
（1）两种强酸混合
c(H+)混=
c(H )1V1 c(H )2 V2 V1 V2
注意：当二者 pH 差值≥2[c(H+)]相差 100 倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小+0.3.
（2）两种强碱混合
c(OH-)混=
c(OH )1V1 c(OH )2 V2 V1 V2
知识点二溶液的酸碱性与 pH
1、溶液酸碱性的判断 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看 c(H＋)和 c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：
判据 1 在 25℃时的溶液中： c(H＋)>1×10－7 mol/L 溶液呈酸性 c(H＋)＝1×10－7 mol/L 溶液呈中性 c(H＋)<1×10－7 mol/L 溶液呈碱性 常温下，c(H＋)>10－7 mol/L 时，溶液呈酸性，且 c(H＋)越大，酸性越强；c(OH－)越大，碱性越强。
③在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是 H+、OH-共存的。由水电离产生的 c(H+)、 c(OH-)总是相等的。 任何水溶液中都存在 Kw=c(H+) . c(OH-)
4.水电离的离子浓度计算 酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水 碱：C(H+)溶液= C(H+)水 盐：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 碱性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水
若为弱酸与强碱，混合后 pH<7
规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。
2 等体积强酸（pH1）和强碱（pH2）混合呈中性时，二者的体积关系有如下规律： a. 若 pH1+pH2=14，则 V 酸=V 碱
b. 若 pH1+pH2≠14，则 V酸 10pH1pH2-14 V碱
3
知识点四 pH 的应用酸碱中和滴定
指示剂
甲基橙
石蕊
酚酞
变色范围 pH
3.1～4.4
5.0～8.0
8.2～10.0
溶液颜色
红→橙→黄 红→紫→蓝 无色→浅红→红
②pH 试纸法：粗略测定溶液的 pH。 pH 试纸的使用方法：取一小块 pH 试纸放在玻璃片(或表面皿)上，用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸的中部， 随即(30s 内)与标准比色卡比色对照，确定溶液的 pH。
b.酸式滴定管：中指内扣，防活塞拉出
c.碱式滴定管：拇指和食指挤压玻璃球上部的橡皮
4、中和滴定的基本操作和步骤
操作过程：
（1） 查漏
（2） 洗涤
（3） 润洗
（4） 灌液
（5） 赶气泡 （6） 调节液面
（7） 滴定
（8）数据记录
（9） 复滴
（10） 计算
⑴准备
①查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和 活塞转动是否灵活；
3.滴定的关键
①准确测定参加反应的两种溶液的体积
②准确判断完全中和反应终点
4、酸碱中和滴定指示剂的选择
⑴原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏②变色范围与终点 pH 接近
⑵酸碱指示剂：
常用指示剂及变色范围
指示剂
对应溶液的颜色
变色范围：
甲基橙
橙色
红 3.1 橙 4.4 黄
酚酞
无色
无 8 浅红 10 红
2
测定溶液 pH 时，pH 试剂不能用蒸馏水润湿(否则相当于将溶液稀释，使非中性溶液的 pH 测定产生误差)；不能 将 pH 试纸伸入待测试液中，以免污染试剂。pH 一般为整数。
标准比色卡的颜色按 pH 从小到大依次是：红 (酸性)，蓝 (碱性)。 ③pH 计法：通过仪器 pH 计（也叫酸度计）精确测定溶液 pH。 知识点三 有关溶液 pH 的计算 有关 pH 的计算 基本原则：
知识点一 水的电离和水的离子积
一、水的电离
1.电离平衡和电离程度
①水是极弱的电解质，能微弱电离：
H2O+H2O
H3O++OH-，通常简写为 H2O
H++OH-；ΔH>0
② 实 验 测 得 ： 室 温 下 1LH2O （ 即 55.6mol ） 中 只 有 1×10-7mol 发 生 电 离 ， 故 25℃ 时 ， 纯 水 中
1.概念：用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）
的方法叫做酸碱中和滴定。 2.原理：根据酸碱中和反应的实质是：
H++OH-=H2O
在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时：
有 n(H+)=n(OH-) 即 c 酸 V 酸=c 碱 V 碱
例：用 0.1230mol/L 的 NaOH 溶液滴定 25.00mL 未知浓度的硫酸溶液，滴定完成时用去 NaOH 溶液 27.84mL。计算待测硫酸溶液的物质的量浓度。
时，pH＝6 为中性，pH<6 才显酸性，pH>6 显碱性，所以使用 pH 时需注明温度，若未注明温度，一般认
为是常温，就以 pH＝7 为中性。
2、溶液的 pH
对于稀溶液来说，化学上常采用 pH 来表示喜荣归也酸碱性的强弱。
⑴概念：表示方法
pH=-lgc(H+)
c(H+)=10-pH
⑵溶液的酸碱性与 pH 的关系(常温时)
nc pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。 ②已知 pH 求强酸强碱浓度 2.加水稀释计算 ①强酸 pH=a，加水稀释 10n 倍，则 pH=a+n。 ②弱酸 pH=a，加水稀释 10n 倍，则 pH<a+n。 ③强碱 pH=b，加水稀释 10n 倍，则 pH=b-n。 ④弱碱 pH=b，加水稀释 10n 倍，则 pH>b-n。 ⑤酸、碱溶液无限稀释时，pH 只能约等于或接近于 7，酸的 pH 不能大于 7，碱的 pH 不能小于 7。 ⑥对于浓度（或 pH）相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的 pH 变化幅度大。
石蕊
紫色
红5 紫 8蓝
①强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙
②强酸滴定弱碱：酸性选用甲基橙作指示剂
③强碱滴定弱酸：碱性选用酚酞作指示剂
5、中和滴定仪器的特点和使用方法
⑴需用的仪器及用途
酸(碱)式滴定管：用来滴定和准确量取液体体积；锥形瓶：反应器。
铁架台、滴定管夹、烧杯、（白纸）
⑵酸(碱)式滴定管
①结构特点：
①降低温度。
②加入酸、碱、强酸酸式盐。
向纯水中加酸和强酸酸式盐（NaHSO4）能电离出 H+、碱能电离出 OH-，平衡向左移动，水的电离程度变小，
但 KW 不变。 练习：影响水的电离平衡的因素可归纳如下：
H2O
H++OH-
变化 平衡移
电离
c(H+)与 c(OH-)
溶液的
离子积
条件
动方向
程度
的相对大小
注意观察锥形瓶中的溶液颜色的变化。
③终点：指示剂变色，且在半分钟内不恢复。 滴定操作：左手：控制活塞
右手：振荡锥形瓶 眼看：锥形瓶中溶液颜色变化 滴定终点：当滴入最后一滴时，指示剂的颜色突然改变，且 30 秒内不立即褪去或反滴一滴待测液 颜色又复原,再读数。重复滴淀操作 2 到 3 次,取平均值。 ⑶读数： 视线应液面凹面最低点水平相切。 滴定管读数时，要精确到 0.01mL。按上述要求重复滴定 2～3 次。 ⑷计算： 求平均值
a.酸式 玻璃活塞
盛酸性溶液、强氧化性试剂
碱式 橡皮管玻璃球 盛碱性溶液
b.零刻度在上方，最大刻度在下，最小刻度 0.1mL，精确度 0.01 mL
②规格：25ml 50ml 等
③用途：中和滴定（精确测定）；精确量取溶液的体积（两次读数差）
④使用注意：
a.先检查是否漏水，再用蒸馏水洗涤，最后用待盛溶液润洗。
判据 2 在 25℃时的溶液中：
pH<7 溶液呈酸性
pH＝7 溶液呈中性
pH>7 溶液呈碱性
判据 3 在任意温度下的溶液中：
c(H＋)>c(OH－) 溶液呈酸性 c(H＋)＝c(OH－) 溶液呈中性 c(H＋)<c(OH－) 溶液呈碱性
注意 用 pH 判断溶液酸碱性时，要注意条件，即温度。不能简单地认为 pH 等于 7 的溶液一定为中性，如 100℃
②洗涤：滴定管先用水洗净后，再用少量待装液润洗 2－3 次；
锥形瓶：只用蒸馏水洗，也不必干燥
③装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，
使液面高于刻度 2-3cm
4
④赶气泡：酸式：快速放液 碱式：橡皮管向上翘起
⑤调液面：调节滴定管中液面在 0 或 0 刻度以下 ⑵滴定： ①往锥形瓶中加入 2～3 滴指示剂。 ②操作要求：左手控制滴定管的活塞，右手振荡锥形瓶，眼睛
酸性
，在室温下电离前后 n(H2O)几乎不变，因此 c（H2O）可视为常数，则在一定温 度时，c(H+)与 c(OH-)=K 电离 c(H2O)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积。
KW=c(H+)·c(OH-)，25℃时，KW=1×10-14(无单位)。 注意：
注意：当二者 pH 差值≥2[c(OH-)]相差 100 倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小-0.3.
（3）强酸、强碱混合，
①强酸和强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7.
②酸过量：
先求 c(H＋)余＝c(H＋)·V(酸)－c(OH－)·V(碱)，再求 pH。 V(酸)＋V(碱)
①KW 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，KW 增大。与 c(H+)、c(OH-)无关. 25℃时 KW=1×10-14，100℃时 KW 约为 1×10-12。
1
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，KW 就不变。
①中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10- 7mol·L-1，pH=7。
②酸性溶液：c(H+)>1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH<7，酸性越强，pH 越小。
③碱性溶液：c(H+)<1×10-7mol·L-1>c(OH-), pH>7，碱性越强，pH 越大。
⑶pH 的适用范围
c(H+)的大小范围为：1.0×10-14mol·L-1<c(H+)<1mol·L-1。即 pH 范围通常是 0～14。
当 c(H+)≥1mol·L-1 或 c(OH-)≥1mol·L-1 时，用物质的量浓度直接表示更方便。
（4）物理意义：pH 越大，溶液的碱性越强；反之，溶液的酸性越强。pH 每增大一个单位 c（H+）减小至原来的 1/10，
c(OH-)变为原来的 10 倍。
3、溶液 pH 的测定方法
①酸碱指示剂法：只能测出 pH 的范围，一般不能准确测定 pH。
酸碱性
KW
加热
向右
增大
c(H+)=c(OH-)
中性
增大
降温
向左
减小
c(H+)=c(OH-)
中性
减小
加酸
向左
减小
c(H+)>c(OH-)
酸性
不变
加碱
向左
减小
c(H+)<c(OH-)
碱性
不变
加能结合 H+的物质
向右
增大
c(H+)<c(OH-)
碱性
不变
加能结合 OH-的物质
向右
增大
c(H+)>c(OH-)
c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L
，平衡常数 K电离
c(H ) c(OH - ) c(H 2O)
2.影响水的电离平衡的因素
（1）促进水电离的因素：
①升高温度：因为水电离是吸热的，所以温度越高 K 电离越大。 c(H+)和 c(OH-)同时增大，KW 增大，但 c(H+)和 c(OH-)始终保持相等，仍显中性。 纯水由 25℃升到 100℃，c(H+)和 c(OH-)从 1×10-7mol/L 增大到 1×10-6mol/L(pH 变为 6)。
②加入活泼金属 向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属可与水电离产生的 H＋直接发生置换反应，产生 H2，使
水的电离平衡向右移动。
③加入易水解的盐
由于盐的离子结合 H+或 OH-而促进水的电离，使水的电离程度增大。温度不变时，KW 不变。 ④电解
如用惰性电极电解 NaCl 溶液、CuSO4 溶液等。 （2）抑制水电离的因素：
③碱过量：
先求
c(OH－)余＝c(OH－)·V(碱)－c(H＋)·V(酸)，再求 V(酸)＋V(碱)
c(H＋)＝c(OKHW－)，然后求
pH。
（4）酸碱中和反应后溶液 pH 的判断：
①当酸与碱 pH 之和为 14，等体积混合后（常温下）
若为强酸与强碱，混合后 pH=7
若为强酸与弱碱，混合后 pH>7
3.酸碱混合计算
（1）两种强酸混合
c(H+)混=
c(H )1V1 c(H )2 V2 V1 V2
注意：当二者 pH 差值≥2[c(H+)]相差 100 倍以上时，等体积混合时可用近似规律计算，pH 混≈pH 小+0.3.
（2）两种强碱混合
c(OH-)混=
c(OH )1V1 c(OH )2 V2 V1 V2
知识点二溶液的酸碱性与 pH
1、溶液酸碱性的判断 溶液呈酸性、碱性还是中性，应看 c(H＋)和 c(OH－)的相对大小，判断溶液酸碱性的依据主要有三点：
判据 1 在 25℃时的溶液中： c(H＋)>1×10－7 mol/L 溶液呈酸性 c(H＋)＝1×10－7 mol/L 溶液呈中性 c(H＋)<1×10－7 mol/L 溶液呈碱性 常温下，c(H＋)>10－7 mol/L 时，溶液呈酸性，且 c(H＋)越大，酸性越强；c(OH－)越大，碱性越强。
③在任何水溶液中，均存在水的电离平衡，也就是任何水溶液中都是 H+、OH-共存的。由水电离产生的 c(H+)、 c(OH-)总是相等的。 任何水溶液中都存在 Kw=c(H+) . c(OH-)
4.水电离的离子浓度计算 酸：C(OH—) 溶液= C(OH—)水 碱：C(H+)溶液= C(H+)水 盐：酸性 C(H+)溶液= C(H+)水 碱性 C(OH—) 溶液= C(OH—)水
若为弱酸与强碱，混合后 pH<7
规律：谁弱谁过量，谁弱显谁性。
2 等体积强酸（pH1）和强碱（pH2）混合呈中性时，二者的体积关系有如下规律： a. 若 pH1+pH2=14，则 V 酸=V 碱
b. 若 pH1+pH2≠14，则 V酸 10pH1pH2-14 V碱
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知识点四 pH 的应用酸碱中和滴定