第二节 水的离子积和溶液pH值
水的离子积和溶液的pH课件
酸性
中性
碱性
(1)溶液的酸性越强,c(H+)越大,pH
(2)溶液的碱性越强,c(H+)越小,c(OH-) 越 , pH越 。
7
[例3] pH=2的盐酸与pH=6的硫酸等体 积混合，求混合后溶液的pH。 [例4] pH=9与pH=12的NaOH溶液等体 积混合，求混合后溶液的pH。
第二节水的电离 和溶液的pH
1
一、水的电离 1. 25℃纯水中，c（H+）= c（OH-） = （1）试求水的电离度。
（2）往纯水中加入盐酸、NaOH、 NaCl溶液，试分析对水的电离平衡 有何影响？
2
一、水的电离 2.水的离子积（Kw）：
Kw = c（H+）.c（OH-）
（1）Kw只与温度有关：升温，Kw 变 大 （2）25℃时，无论纯水、中性、碱 性或酸性稀溶液，Kw均为 1×10-14
[例5] pH=2的盐酸和pH=13的NaOH 溶液等体积混合，求混合后溶液的 pH。
8
[思考题1] 将pH=1的硫酸和醋酸分 别稀释到原来的100倍，两者的pH 如何变化？ [思考题2] 将pH=12的氨水和NaOH 溶液分别稀释到原来的100倍，c(H+)＜c(OH-) ＜1×10-7 ＞1×10-7
5
2.溶液的pH:
pH=-lg{c(H+)}
(1)c(H+)≤1mol/L (2)c(H+)=10-pH [例2] 试计算0.1mol/LHCl、0.01mol/L
HCl、纯水、0.01mol/LNaOH溶液的PH
水的离子积和溶液酸碱性
酸/碱：
抑制水的电离， KW不变
弱离子:
促进水的电离， KW 不变
二、溶液的酸碱性
1、判断溶液的酸碱性（：25℃ Kw= 1×10—14） 中性溶液 [H+] = [OH-] [H+] = 1×10—7mol/L
[OH-] = 1×10—7mol/L
酸性溶液 [H+] ＞ [OH-] [H+] ＞1×10—7mol/L
无色
粉
红色
红
色
3.1—4.4 5.0—8.0 8.2—10.0
定量测定：pH试纸法 、pH计法等
二、溶液的酸碱性
3、“pH”的测定方法： 定性测定：酸碱指示剂法（甲基橙、石蕊、酚酞） 定量测定：pH试纸、pH计等
广泛pH试纸（读到整数） pH试纸 精密pH试纸（0.2或0.3） （粗略）
pH计（也叫 酸度计）：读到0.01
pH值越小酸性越强，碱性越弱 pH值越大碱性越强，酸性越弱
①pH越小，溶液酸性越强，pH越大碱 性越强
②pH改变n个单位，C(H+)增大到原来的 10n倍或缩小到原来的1/ 10n倍
常温下 (250C)
溶液成中性 pH=7
1000C pH=6
溶液成碱性 pH>7
pH>6
溶液成酸性 pH<7
pH<6
加 碱性 逆向 减小 增大 ＜ 不变
NaOH
（3）加酸或加碱：抑制水的电离，但 水的离子积保持不变。
问题讨论
H2O
H+ + OH-
在一定条件下向水中加入下列固体盐
水的电离平 [H+]变化 [ OH-]
Kw
衡移动方向
变化
第二节水的离子积常数和溶液的酸碱性
第二节水的离子积常数和溶液的酸碱性班次：姓名：教学目的：1.了解水的离子积的含义掌握，［H+］和［OH-］与溶液酸碱性的关系；初步学会有关水的离子积的简单计算。
教学过程：1、回忆常见弱电解质的类型2、写出常温时，水的电离方程式及电离常数表达式讨论：根据水的电离方程，由水电离出来的[H+]与[OH-]之间有什么关系？那么他们的乘积呢？一．水的离子积常数：1．符号：2、表达式：3．影响因素：（通过观察表格3-2总结）4．在25度时，水的离子积常数为：100℃时，K W=思考：①水的电离是吸热？还是放热？②当温度升高，水的离子积是：_________（“增大”，“减小”或“不变”）③当温度降低，水的离子积是：_________（“增大”，“减小”或“不变”）例1．在某温度时，水的离子积常数为1×10-12，若在此温度下某溶液中H+浓度为1×10-7，那么此溶液中C(O H-)1、分别写出盐酸溶液中、氢氧化钠溶液中存在的电离方程式2、P46思考与交流1、2、3结论：讨论：溶液的酸碱性跟H+和OH-关系酸性溶液：碱性溶液：中性溶液：5．水的离子积是水电离平衡时的性质，它不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐稀溶液。
即溶液中C（H+）×C(O H-)=①酸溶液中C（H+），近似看成是酸电离出来的浓度C(O H-)，则来自于水的电离。
C(O H-)=②在碱溶液中，C(O H-)近似看成是碱电离出来的，而C（H+）则是来自于水的电离。
C（H+）=课堂练习：例2．求25℃时0.1mol／L盐酸中的[OH-]。
例3．求25℃时0.0005mol／LBa（OH）2溶液中的[H+]？例4．在某溶液中，由水电离出来的C（H+）为1×10-14mol/L,那么在此溶液中，一定可以大量共存的是（）A. CO32-、NO3-、Cl-、Na+B.Ba2+、Cl-、NO3-、K+C. NH4+、Fe2+、SO42-、NO3-D. Mg2+、SO42-、K+、Na+第二节水的离子积常数和溶液的酸碱性(第二课时)班次：姓名：教学目的：初步掌握PH值的概念，PH大小和溶液酸碱性的关系，PH值的简单计算和测定。
《主题三 第二节 水的离子积和溶液的pH》教学设计
《水的离子积和溶液的pH》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解水的离子积和溶液pH的观点，掌握pH 的测定方法。
2. 过程与方法：通过实验操作和观察，培养学生的观察力和分析能力。
3. 情感态度与价值观：理解酸碱平衡的重要性，树立环保认识。
二、教学重难点1. 教学重点：水的离子积和溶液pH的观点，pH的测定方法。
2. 教学难点：理解水的离子积的意义，辨析溶液酸碱性的微观本质。
三、教学准备1. 实验器械：滴定管、烧杯、试纸、pH计等。
2. 实验试剂：蒸馏水、氢氧化钠、盐酸、酚酞指示剂等。
3. 教学PPT、相关视频、图片资料。
4. 安置学生预习课实情关章节，了解基础知识。
四、教学过程：1. 引入课题(1)回顾初中化学知识，引入离子和酸碱性的观点。
(2)通过生活实例，如水的净化、盐类水解等，引出水离子的平衡和变化。
(3)展示实验仪器和试剂，介绍实验操作和观察要点。
2. 实验探究(1)实验一：水的pH测定。
介绍试纸的应用方法和注意事项，让学生自己动手测定自来水的pH，并记录结果。
(2)实验二：水的酸碱度变化。
通过改变溶液中的氢离子浓度，观察溶液的pH变化，引导学生理解水的离子积观点。
(3)实验三：盐类水解。
通过实验观察盐类水解的规律和现象，加深对离子积和pH的理解。
3. 知识拓展(1)介绍水的离子积的应用，如污水处理、酸碱废水处理等。
(2)讨论酸雨的形成和风险，以及如何防治酸雨。
4. 教室小结(1)回顾本节课的主要内容，包括水的离子积、pH、溶液酸碱性等观点。
(2)强调离子积和pH在生活中的应用和意义。
5. 作业安置(1)要求学生自己设计实验，测定不同条件（如温度、浓度等）下水的离子积和pH。
(2)查阅资料，了解离子积在化工生产中的应用。
6. 课后反思(1)反思本节课的教学效果，总结优点和不足。
(2)征求学生意见，不息改进教学方法和内容。
教学设计方案（第二课时）一、教学目标1. 知识与技能：学生能理解水的离子积和pH的含义，能掌握水的离子积常数的计算方法，了解影响水的离子积的因素。
水的离子积和溶液的PH值
常温下溶液酸碱性与pH的关系
中性溶液中 c（H＋）=1×10－7 mol· L-1，PH=7； 酸性溶液中 c（H＋）＞1×10－7 mol· L-1，溶液酸性越强，溶液的PH值越小； 碱性溶液中 c（H＋）＜1×10－7 mol· L-1，PH＞7，溶液碱性越强，溶液的PH值越大
PH的计算
PH=—lg【H+】
四、酸碱指示剂及变色范围和变色原理； pH的测定方法
1．常用的试液和试纸，PH试纸的使用，酸碱指示剂的变色范围和变色 原理。
中和滴定时指示剂的选择：强酸和强碱中和滴定时，可选用酚酞或甲基 橙作指示剂；强酸和弱碱中和滴定时，当酸碱反应达到等当点时，溶液 的PH值小于7，一般选用甲基橙作指示剂，而不选用酚酞作指示剂；弱 酸和强碱中和滴定时，当酸碱反应达到等当点时，溶液的PH值大于7， 一般选用酚酞作指示剂，而不选用甲基橙作指示剂。 2．常用指示剂的变色范围： 甲基橙 ； 石蕊 ；
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生活中的酸和碱---能力提升
• 下列各组物质按单质、氧化物、酸、碱的 顺序排列的是（ ） A、H2、MgO、H2SO4、Na2O B、N2、H3PO4、H2SO4、Ca（OH）2 C、O2、MnO2、HNO3、NaOH D、He、Fe2O3、H2CO3、NaCl
26
生活中的酸和碱---能力提升
16
识别酸和碱
选出所列 物质中的酸 和碱（填序 号）
酸：①⑤ 碱： ③⑥
①HNO3 ②Na2SO4 ③Ca(OH)2
17
④NH4Cl ⑤H2CO3 ⑥Ba(OH)2
生活中的酸和碱---酸
[交流与共享]
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盐酸溶液中，氢离子、氯离子、水分子，到底 是哪种微粒在作怪，使指示剂变色得呢？ 为什么食醋中的醋酸、盐酸、硫酸等不同的酸 都能使石蕊试液变红呢？ HCl=H++Clˉ H2SO4=2H++SO42ˉ
高中化学---水的离子积及PH值计算
高中化学---水的离子积及PH值计算一、水的电离平衡（属于弱电解质的电离）1.平衡常数表达式：水的离子积常数Kw=C(H+).C(OH-)；其中，C(H+)与C(OH-)为溶液中H+和OH-的总浓度，不可片面理解为水电离产生的H+与OH-的浓度。
2.Kw的影响因素：只与温度有关；一般我们认为，常温下25°C时，Kw=10-14；100°C时，Kw=10-12。
3.水的电离平衡移动影响因素（1）温度：温度升高，Kw变大，平衡右移（2）外加酸、碱，可抑制水的电离（相当于“同离子效应”）：如在水中加入盐酸、氢氧化钠、硫酸氢钠等，可使水的电离程度变小，但不影响Kw的大小。
（3）外加可水解的盐，可促进水的电离（相当于“离子反应效应”）：如在水中加入醋酸钠、氯化铵等，可使水的电离程度变大，但不影响Kw的大小。
（4）加入强酸的酸式盐，相当于加入酸，抑制水的电离；加入弱酸的酸式盐，对水的电离越促进还是抑制作用，则要看是水解程度大，还是电离程度大。
4.水的离子积常数的应用（1）求PH=1的盐酸溶液中，水电离产生的H+浓度；（2）求PH=1的氯化铵溶液中，水电离产生的H+浓度;（3）求PH＝13的氢氧化钠溶液中，水电离产生的OH-浓度；（4）求PH=13的醋酸溶液中，水电离产生的OH-浓度（以上溶液均为常温时的溶液）结论：水电离产生的氢离子浓度为10-13的溶液，可能是酸溶液，也可能是强溶液；这一点在离子共存问题中，通常构成隐含条件。
5.PH值的大小与溶液酸碱性（1）溶液的酸、碱性，由C（H+）与C（OH-）的相对大小共同决定的；而溶液的PH=-lg(H+),只与C（H+）有关。
两者没有必然的联系，因此，不能说PH=7的溶液一定是中性的，也不能说PH=6的溶液一定是酸性的。
当溶液温度不是常温时，中性溶液的PH≠7（因Kw≠10-14）。
（2）例题：改变温度，下列溶液的PH值基本不变的是（）A.NaOH溶液B.NaCl溶液C.稀硫酸D.NH4Cl溶液6.PH的相关计算（1）单一溶液PH求算（略）（2）溶液的稀释：对于强酸和强碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值为n，但要注意“无限稀释7为限”例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合PH≈7；对于弱酸和弱碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值小于n。
水 的 离 子 积 与 溶 液 的 pH 值
水 的 离 子 积 与 溶 液 的 pH 值
一、水的离子积
水的电离方程式： H 2O H 2O
简写为 H 2 O
H3O OH
H OH
根据弱电解质的电离平衡理论，水的电离常数表达式为：
[H ][OH ] Ki [H 2 O]
[H2O] 是常数因此，水的平衡常数表达式可以改写成：
例2：计算0.1 mol/L盐酸的pH？
解： HCl是强电解质，在溶液中完全电离。 所以： HCl
H Cl
[H+] = [HCl] = 0.1 mol/L
pH lg [H ] lg 0.1 1
答： 0.1 mol/L盐酸的pH等于1。
例3：计算0.1 mol/LNaOH溶液的pH？
性溶液中，存在以下关系式：
K W [H ][OH ] = 1×10–14
[H ] [OH ]
因此中性溶液中：
[H ] [OH ] = 1×10–7 mol/L
1.溶液的pH
综上所述，所谓中性溶液，是指[H+]和 [OH–]相等的溶液， 酸性溶液是指[H+] 大于 [OH–]的溶液，碱性溶液是指[OH–]大 于 [H+]的溶液。常温下：
标准比色卡对比，即可确定溶液的pH
广 泛
p H
1 3 5 7 9 11 13
pH试纸
试 纸
2
4ห้องสมุดไป่ตู้
6
8
10 12 14
(3) pH计（酸度计）
pH计是准确测定溶液
pH的精密仪器。
知识拓展——更多有关pH的知识
小
第8章 第2节水的离子积和溶液的PH
自主互助学习性公开课 – 水的电离和溶液的酸碱性明考纲析考情考点1 水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，电离方程式为 2．水的离子积常数 K w ＝ 。
(1)室温下：K w ＝ 。
(2)影响因素：只与 有关，水的电离是 过程，升高温度，K w 。
(3)适用范围：K w 不仅适用于纯水，也适用于稀的 水溶液。
(4)K w 揭示了在任何水溶液中均存在H ＋和OH －，只要温度不变，K w 不变。
3．外界因素对水的电离平衡的影响结论：(1)加热， 水的电离，K w 。
(2)加入酸或碱， 水的电离，K w 。
(3)①加入强酸强碱的正盐， 水的电离。
②加入强酸的酸式盐，抑制水的电离，K w 。
③加入可水解的盐(如FeCl 3、Na 2CO 3、NH 4Cl)，促进水的电离，K w 。
易错警示 (1)任何情况下水电离产生的c (H ＋)和c (OH －)总是相等的。
升高温度，水的电离程度增大，c (H ＋)增大，pH 减小，但仍呈中性。
(2)水的离子积常数适用于任何酸、碱、盐的稀溶液。
即K w ＝c (H ＋)·c (OH －)中的c (H ＋)、c (OH －)分别是溶液中H ＋、OH －的总浓度，不一定是水电离出的c (H ＋)和c (OH －)。
(3)水中加酸或碱对水的电离均有抑制作用，因此，室温下，若由水电离出的c (H ＋)<1×10－7 mol·L －1，该溶液可能显酸性，也可能显碱性。
判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
1)在pH ＝2的盐酸溶液中由水电离出c (H ＋)和c (OH －)总是相等的( ) (2)在蒸馏水中滴加浓H 2SO 4，K w 不变( )(3)NaCl 溶液和CH 3COONH 4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同( )(4)室温下，0.1 mol·L －1的HCl 溶液与0.1 mol·L －1的NaOH 溶液中水的电离程度相同( ) 2.甲同学认为，在水中加入H 2SO 4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H 2SO 4后c (H ＋)增大，平衡左移。
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第二节水的离子积和溶液pH值[基础知识精析]复习目标：1．水的电离平衡和离子积的概念；2．影响水的电离平衡的因素；3．溶液的酸碱性和pH的关系；4．酸碱指示剂及变色范围和变色原理。
5．掌握水的离子积常数及溶液pH值表示的意义；6．掌握C(H+)、pH值与溶液酸碱性的关系；7．了解指示剂的变色范围，学会pH值的使用方法；8．掌握溶液pH值的有关计算。
一、水的离子积是指水达到电离平衡时的离子浓度的乘积。
通常把K w叫做水的离子积常数，简称水的离子积，K w只与温度有关。
已知在25℃时，水中的H＋浓度与OH－浓度均为1×10－7 mol·L-1，所以在25℃时，K w= c(H＋)·c(OH－)=1×10－7×1×10－7=1×10－14。
二、影响水的电离的因素页：11．加入酸或碱，抑制水的电离，K w不变；2．加入某些盐，促进水的电离，K w不变；3．电离过程是一个吸热过程，升高温度，促进水的电离，水的离子积增大。
三、溶液的酸碱性和pH值页：11．常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅纯水，而且在酸性或碱性的稀溶液中，均存在H＋、OH－，且c（H＋）·c（OH－）=1×10－14。
中性溶液中，c（H＋）=c（OH－）=1×10－7 mol·L-1；酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），c（H＋）＞1×10－7 mol·L-1；碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），c（H＋）＜1×10－7 mol·L-1。
强调：①含水的稀溶液中，H＋与OH－共存，H＋与OH－的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数；②碱性溶液中的c(H＋)= K w/c（OH－）；同理，酸性溶液中的c(OH－)= K w/ c（H＋）。
说明：当我们表示很稀的溶液时，如，c（H＋）=1×10－7 mol·L-1，用c（H＋）或c（OH－）表示溶液的酸碱性很不方便。
2．溶液的pHpH=-lg｛c（H＋）｝强调：①c（H＋）=m×10－n mol·L-1，PH=n－lgm。
pH只适用于C(H+)≤1 mol/L或C(OH－)≤1 mol/L的稀溶液，即pH取值范围为0 ~ 14，当C(H+)> 1 mol/L或C(OH－)> 1 mol/L 反而不如直接用C(H+)或C(OH－)表示酸碱度方便。
常温下溶液酸碱性与pH的关系页：1中性溶液中，c （H ＋）=1×10－7 mol·L -1，PH=7；酸性溶液中， c （H ＋）＞1×10－7 mol·L -1，溶液酸性越强，溶液的PH 值越小；碱性溶液中， c （H ＋）＜1×10－7 mol·L -1，PH ＞7，溶液碱性越强，溶液的PH 值越大。
四、酸碱指示剂及变色范围和变色原理；pH 的测定方法。
1．常用的试液和试纸，PH 试纸的使用，酸碱指示剂的变色范围和变色原理。
中和滴定时指示剂的选择：强酸和强碱中和滴定时，可选用酚酞或甲基橙作指示剂；强酸和弱碱中和滴定时，当酸碱反应达到等当点时，溶液的PH 值小于7，一般选用甲基橙作指示剂，而不选用酚酞作指示剂；弱酸和强碱中和滴定时，当酸碱反应达到等当点时，溶液的PH 值大于7，一般选用酚酞作指示剂，而不选用甲基橙作指示剂。
2．常用指示剂的变色范围：甲基橙 3.1-4.4； 石蕊 5-8； 酚酞 8.0-10.0五、pH 的计算（1）[H +]=C 酸α酸（弱酸） [H +]=nC 酸[OH -]=C 碱α碱（弱碱） [OH -]=nC 碱 （2）Kw = [H +][OH -] ; [H +]=][-OH Kw [OH -] =][+H Kw (3) pH=-lg[H +]pOH=-lg[OH -](4)pH + pOH = 14（25℃）例1求0.1mol/L 醋酸溶液中的[OH -]？（25℃、α＝1.32%）[解析] [H +]=C 酸α酸=0.1mol/L ⨯1.32%=1.32⨯10-3mol/L[OH -] =][+H Kw =7.58⨯10-12mol/L [点评] 由水的离子积可知，在水溶液中，H +和OH -离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。
由此我们可以进行有关[H +]、[OH -]的简单计算例2中学常用的酸碱指示剂有_ __、 和__ _，测定溶液pH 值较简便的方法操作是__ _ 。
[解析] 页：1石蕊、酚酞、甲基橙；用玻璃棒沾少量被测液滴到PH 试纸上，与标准比色卡比较[点评] 掌握酸碱指示剂及变色范围和变色原理及pH 的测定方法、注意事项。
[思路方法拓展]一、溶液的酸碱性和PH （[H +]和[OH －]的相对大小）1．负号可理解为PH 值和[H +]变化的趋势是相反的，PH 值越大，[H +]越小；2．PH 值只适用于物质的量浓度小于1mol ·L －1的稀溶液。
PH ＝7时溶液呈中性只适用于25℃时。
①酸溶液逐渐稀释时，PH 值逐渐增大，但只能无限接近于7，不能大于7。
（一般来说，强酸溶液稀释体积增大为原来的10倍时，PH 值增加1；而弱酸溶液体积增大为原来的10倍时，PH 值增大不到1。
②PH 值和溶液的物质的量浓度是两个不同的概念。
PH 值相同时，不论什么溶液[H +]均相同，但溶液的物质的量浓度不一定相同。
一般来说，PH 值相同时，酸（碱）越弱，其物质的量浓度越大；物质的量浓度相同时，酸越弱，其PH 值越大，碱越弱，其PH 值越小。
③体积相同，PH 值相同的不同酸（不考虑多元弱酸）与金属反应时，酸越弱，放出H 2越多；都为强酸时，放出H 2量相同，与酸是几元酸无关。
体积相同，物质的量浓度相同的不同酸与金属反应时，多元酸放出的H 2多，与酸的强弱无关。
小结：酸溶液和金属反应时，反应速率决定于溶液中[H +]的大小，放出H 2的量决定于酸最多能提供的H +的物质的量（决定于酸的浓度以及酸是几元酸）。
二、关于溶液pH 的计算1．强酸、强碱自相或互相混合（体积变化忽略不计）（1）酸I+酸II [H +] = III II I V V H n H n ++++)()( (2)碱I+碱II [OH -] = II I II I V V OH n OH n ++--)()( （3）酸I+碱II完全中和：[H +] = [OH -] = 1710-⨯mol/L 酸过量： [H +]= II I II I V V OH n H n +--+)()( 碱过量：[OH -] = II I II I V V H n OH n +-+-)()( 关于混和溶液pH 值的大小分析与计算试题的思考基点是混和溶液中c(H +)、c(OH -)的大小分析与计算。
若酸碱溶液混合，如过量，应以过量一方分析与计算；如恰好完全反应，以生成的盐的性质分析溶液的pH 值。
若酸酸、碱碱混合，应以H +或OH -分析或计算。
2．酸碱稀溶液pH 值计算途径n 元强酸 n 元弱酸 n 元强碱 n 元弱碱[H +]=nC 酸 [H +]=C 酸α酸 [OH -]=nC 碱 [OH -]=C 碱α碱[H +] [OH -]pH pOH3．溶液酸碱性pH 计算方法（1） 两强酸等体积混合pH=2 [H +] = 2101042--+ = 2102-mol/LpH=4(2) 两强碱等体积混合pH=10pH=12 [OH -] = 2101042--+ = 2102-mol/L [H +] = 51210-⨯mol/LpH = 14 – pOH = 11.7(3) 强酸、强碱等体积混合：pH = 2 酸过量： [H +] = 2101042--- = 2102-mol/L pH=10pH = 5 碱过量 [OH -] = 2101053--- = 2103-mol/L pH = 11 pH = 14 - pOH = 10.74．溶液酸碱性、pH 值计算经验规律（1）当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。
（2）酸碱等体积混合pH = 2 某酸pH 难定pH = 12 某碱pH = 4 某酸pH<=7pH = 10 NaOHpH = 4 H 2SO 4pH>=7pH = 10 某碱0.01mol/L pH = 2 一元酸pH = 70.01mol/L pH = 12一元碱(3) pH 减小一个单位，[H +]扩大为原来的10倍。
PH 增大2个单位，[H +]减为原来的1001例1下列四种溶液中，由水电离生成的氢离子浓度之比（①∶②∶③∶④）是①pH=0的盐酸，②0.1mol·L -1的盐酸，③0.01mol·L -1NaOH 溶液，④pH=11的NaOH 溶液。
A.1∶10∶100∶1000B.0∶1∶12∶11C.14∶13∶12∶11D.14∶13∶2∶3[分析] 分别计算出四种溶液的由水电离的c （H +）H2O ：①中c （H +）H2O = c(OH －) H2O = K w / c （H +）= 10－14/1= 10－14；②中c （H +）H2O = c (OH －) H2O = K w / c （H +）= 10－14/10－1= 10－13；③中c （H +）H2O = K w / c (OH －)= 10－14/10－2 =10－12；④中c （H +）H2O = K w / c (OH －)= 10－14/10－3 =10－11。
所以，四种溶液中由水电离生成的氢离子浓度之比为1∶10∶100∶1000。
[解答] A[小结] 含水的稀溶液中，H＋与OH－共存，H＋与OH－的相对多少决定溶液的酸碱性，但二者浓度的积必为常数；碱性溶液中的c(H＋) H2O= K w/c（OH－），同理，酸性溶液中的c(OH－) H2O= K w/ c（H＋）。
例2常温下,一定浓度的NaOH溶液与某一浓度的乙酸钠溶液中水的电离度之比为10-7,则这两种溶液的PH值之和为( )A.22B.21C.15D.14[分析]设乙酸钠溶液中水所电离的c(OH－)H2O为x摩/升(乙酸钠水解呈碱性,这些OH-均由水电离所得,从而也可求出该溶液中c（H＋）=1014-x摩/升)、NaOH溶液中的水所电离的c(H＋) H2O为y摩/升由题意可知:yx=-107PH（和）=-lgy-lg 1014-x=-lg10-7x-lg1014-x=-(lg10-7x+lg1014-x)=-lg10-21=21[解答] B[小结] 酸溶液由c(OH－)H2O反映水的电离情况，碱溶液由c(H＋)H2O反映水的电离情况；而盐溶液中，无论H＋还是OH－均来自水的电离。