知识点总结 课时 溶液的酸碱性苏教版选修
苏教版高二化学选修4溶液的酸碱性
10—8
时，使用pH更不方便。所
10—9
以用物质的量浓度表示更
10—10 10—11 10—12
好. pH一般表示1mol/L以下
c(H+)的浓度.
10—13
10—14
pH越小酸性越强，碱性越弱
pH越大碱性越强，整酸理p性pt 越弱
10
3.pH测定方法. 【提问】：测定溶液酸碱性的方法有哪些？ (1).定性测定：酸碱指示剂法. 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱. 以HIn代表石蕊分子：HIn（红色） H+ +In- （蓝色）
(2).溶液的pH与酸碱性强弱的关系. 一般规律 25℃(常温情况下)
中性溶液 [H+] = [OH-] [H+] = 10－7mol/L
pH =7
酸性溶液 [H+] > [OH-] [H+] > 10－7mol/L pH <7
碱性溶液 [H+] < [OH-] [H+] < 10－7mol/L pH >7
结果H+浓度大于OH-浓度. 中性溶液中：H+和OH-只由水电离产生,因此浓度是
相等的.
碱性溶液中：由于增大了OH-浓度,平衡逆向移动,从
而使溶液中的H+浓度减小,结果OH-浓
度大于H+浓度.
在酸性、碱性、中性溶液中，H+和OH-是共存的，
只是H+和OH-浓度的相对整理大ppt 小不同.
2
对常温下的纯水进行下列操作，完成下表：
酸碱性
水的电离平 衡移动方向
加 热
中性
→
加 HCl
酸性 ←
加NaOH 碱性 ←
苏教化学选修-化学反应原理专题3-第二单元溶液的酸碱性(共19张PPT)
关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
➢pH值计算6—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的 氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.06 0.04 [OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2 [H+]=10-14/[OH—]= 10-14/0.1
PH=无5论的稀稀释多盐少倍酸，溶加液水总是稀显碱释性；103倍
约为7
PH=9的NaOH溶液加水稀释103倍 约为7
小结2:溶液稀释的PH计算有关规律
1、c(H+)或c(OH－)相差（改变）10倍，PH 相差（改变）一个单位。 2、强酸（碱）溶液每稀释10倍，PH增大 （减小）一个单位。 3、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等 于7（均要考虑水的电离）。 4、弱酸（碱）溶液稀释时， H+ （OH －） 的物质的量浓度将增大。
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
➢pH值计算５—— 强酸与强碱混合
例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的 氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH值等于多少？
解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06 pH=-lg[H+] =-lg0.02/（0.1+0.1）
∴c(OH－)混= (10－6 + 10－4)/2 = 5.05×10－5
∴POH = 5 － lg5.05 = 4.3 ∴PH = 9.7
知识小结:混合溶液PH计算的有关规律
1、强酸或强碱溶液的等体积混合，当PH相 差两个或两个以上的单位时，
PH混
高二化学苏教版选修4学案：专题3第二单元溶液的酸碱性含解析
互动课堂疏导引导知识点1：溶液的pH及其测定方法1。
溶液的pH用溶液中H+浓度的负对数来表示，表达式:pH=—lgc （H+）注意:（1）pH适用于表示在室温下c（H+）或c(OH—）都不大于1 mol·L—1的稀溶液的酸碱性，反之，直接用c(H+）和c(OH-)表示。
（2）常用pH范围为0—14.pH越大，溶液的碱性越强；pH越小,溶液的酸性越强。
2。
pH的测定是非常重要的，常见的测定方法有两种：(1)用pH试纸粗略测定，（2）用酸度计(pH计)精确测定。
知识点2：溶液酸碱性判断依据溶液呈酸性、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：判据1:在25 ℃的溶液中c(H+)＞1×10-7mol·L-1酸性c（H+)=1×10—7mol·L-1中性c（H+）＜1×10—7mol·L—1碱性常温下,c(H+)＞1×10-7mol·L-1呈酸性，且c（H+)越大，酸性越强;c(OH-）越大，碱性越强。
判据2：在25 ℃的溶液中pH＜7 酸性pH=7 中性pH＞7 碱性判据3：在任意温度下的溶液中c(H +）＞c （OH -） 酸性c(H +）=c(OH —) 中性c （H +)＜c(OH -） 碱性如在25 ℃时，c(H +)=c （OH —）=10—7 mol·L -1，溶液呈中性；而100 ℃时，c(H +）=c(OH -)=10-6 mol·L —1,溶液仍显中性。
知识点3：有关pH 的计算1。
单一溶液的pH 计算强酸溶液（H n A ）设其物质的量浓度为c mol·L —1,则c （H +)=nc mol·L -1，pH=—lgc （H +）=—lgnc ，强碱溶液为c 〔B （OH ）2〕，设其物质的量浓度为 c mol·L -1，则c(OH —)=nc mol·L -1，c （H +)=nc 1410-mol·L —1,pH=-lgc(H +）=14+lgnc2。
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共18张PPT)
准确判断中和反应是否恰好完全 进行。 需要能指示酸碱反应完全的物质
-----------酸碱指示剂
滴定过程中溶液pH值的变化 用0.1mol/LNaOH来滴定20 mL 0.1mol/LHCl
加入NaOH 剩余HCl体积 过量NaOH体 pH
体积(mL) (mL)
积(mL)
③读取滴定管中液面读数，眼睛要 平视刻度线。
(3)数据处理：
①重复以上实验 ②计算：求出未知液的浓度。
团队活动 动动手完成滴定实验
从酸式滴定管放出盐酸体积约10mL 记录实验数据
总结 酸碱中和滴定
（1）准备：
查漏 洗涤 润洗 灌液 赶气泡
调节液面 加液
(2)滴定：
当最后一滴溶液滴下，指示剂颜色 发生变化，并在半分钟内不再变色
⑤赶气泡：将滴定管尖嘴部分的气 泡赶尽
⑥调节液面：将滴定管内液面调至 “0”或“0”刻度以下，并记录初始 刻度
⑦加液：向洗净的锥形瓶中加入一 定体积的未知浓度的溶液，并加入 指示剂。
(2)滴定：
①左手操作滴定管，右手旋摇锥形瓶， 眼睛要注视锥形瓶内指示剂颜色变化
②当最后一滴溶液滴下，指示剂颜色 发生变化，并在半分钟内不再变色 （即达到滴定终点）时，停止滴定。
碱性，应选择碱性范围内变色的 酚酞
③指示剂用量不能过多，一般2～3滴
4.中和滴定仪器：
酸式滴定管、 碱式滴定管、 滴定管夹、 锥形瓶、 铁架台、
烧杯等。
5.步骤 (用0.10mol.L-1盐酸滴定未知
浓度氢氧化钠溶液)
（1）准备：
①查漏：首先检查滴定管是否漏水
②洗涤：洗净滴定管、锥形瓶
③润洗：将洗净的滴定管用待盛溶 液润洗2~3次 ④灌液：向滴定管中注入溶液至“0” 刻度以上
3-2 课时1 溶液的酸碱性
第二单元溶液的酸碱性3-2 课时1 溶液的酸碱性知能定位1.了解溶液的酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系。
2.知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH的关系。
3.能够用pH试纸测定溶液的pH。
4.能够进行有关pH的简单计算。
情景切入溶液的酸、碱性可通过pH来表现，pH值是怎样规定的呢？与溶液的酸碱性关系是怎样的呢？自主研习一、溶液酸碱性与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系溶液的酸碱性的判断标准是溶液中+-二、溶液的pH1.pH（1）定义：用溶液中H+的物质的量浓度的负对数表示溶液的酸碱性。
（2）表达式：pH=-lgc(H+)。
（3）意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强。
25℃下,c(H+)＝1×10-7mol/L,pH=7,溶液呈中性。
c(H+)<1×10-7mol/L,pH>7,溶液呈碱性。
c(H+)>1×10-7mol/L,pH<7,溶液呈酸性。
2.pH的测量方法（1）酸碱指示剂①紫色石蕊试液，遇酸变红，遇碱变蓝。
②无色酚酞遇碱变红。
（2）pH试纸①广泛pH试纸：其pH测量范围是1~14。
②精密pH试纸：测量精度高，但测量范围较窄。
③pH试纸的使用方法：把一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，立即与标准比色卡对比得出溶液的pH。
（3）pH计pH计精度高，可直接从仪器中读数。
课堂师生互动知识点2 溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)以及pH的关系2.溶液在25℃时，c(H+)、pH与酸碱性的关系可用下图表示：溶液中c(H+)越小，c(OH-)越大，溶液的酸性越弱，碱性越强，pH越大，反之亦然。
特别提醒溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小，而pH＝7或c(H+)=1×10-7 mol·L-1仅仅是在室温下的特例，因此在使用c(H+) =1×10-7 mol·L-1或pH=7作为判断标准时，要特别注意温度条件。
高中化学专题3溶液中的离子反应第二单元溶液的酸碱性1溶液的酸碱性与pH学案苏教版选修40818447.doc
溶液的酸碱性与pH【考点精讲】1. 溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c（H＋）和c（OH－）的相对大小。
（1）酸性溶液：c（H＋）>c（OH－），常温下，pH<7。
（2）中性溶液：c（H＋）＝c（OH－），常温下，pH＝7。
（3）碱性溶液：c（H＋）<c（OH－），常温下，pH>7。
2. pH及其测量（1）计算公式：pH＝－lg c（H＋）。
（2）测量方法①pH试纸法：用镊子夹取一小块试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照，即可确定溶液的pH。
②pH计测量法。
（3）溶液的酸碱性与pH的关系室温下：【典例精析】例题 1 判断下列溶液在常温下的酸、碱性（在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”）。
（1）相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合（）（2）相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合（）（3）相同浓度NH3·H2O和HCl溶液等体积混合（）（4）pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（）（5）pH＝3的HCl和pH＝10的NaOH溶液等体积混合（）（6）pH＝3的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（）（7）pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合（）（8）pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合（）思路导航：（1）等体积等浓度的一元强酸、一元强碱混合呈中性。
（2）等体积等浓度的一元弱酸、一元强碱混合呈碱性。
（3）等体积等浓度的一元弱碱、一元强酸混合呈酸性。
（4）强酸、强碱等体积混合。
①pH之和等于14呈中性；②pH之和小于14呈酸性；③pH之和大于14呈碱性。
（5）pH之和等于14时一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。
答案：（1）中性（2）碱性（3）酸性（4）中性（5）酸性（6）碱性（7）酸性（8）碱性例题2 pH ＝5的H 2SO 4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c （24SO -）与c （H ＋）的比值为__________。
苏教化学选修 化学反应原理专题3 第二单元溶液的酸碱性(共17张PPT)
溶液的 水的电离平 酸碱性 衡移动方向
c(H+)
c(OH-)
c(H+)和 c(OH-)关系
NaCl 中性
不移动
10-7
10-7
=
NaOH 碱性
逆方向
10-12
10-2
<
HCl 酸性
逆方向
10-2
10-12
>
一、溶液的酸碱性与c(H+),c(OH-)的关系
常温下（25℃）
酸性溶液：c(H+)＞c(OH-)，c(H+) ＞1×10-7mol/L 中性溶液：c(H+)＝c(OH-)，c(H+) ＝1×10-7mol/L 碱性溶液：c(H+)＜c(OH-)，c(H+) ＜1×10-7mol/L
3-2-1 溶液的酸碱性
【复习回顾】
1.水的离子积常数Kw表示什么意义？
常温下，任何稀的水溶液中，Kw= c(H+)×c(OH-)=1×10-14 2.25℃时，在纯水中加入下列物质，配制0.01mol·L-1的溶液， 水的电离平衡将如何移动，并计算出溶液c(H+)、c(OH-)的浓度， 完成下表。
（3）100℃ 时， c(H+) = 1×10-7mol/L溶液呈酸性还是碱性？ c(H+) = 1×10－7mol/L、 c(OH-) = 5.5×10－6mol/L，
c(H+)<c(OH－) ，所以此时溶液呈碱性
一、溶液的酸碱性与c(H+),c(OH-)的关系
溶液的酸碱性取决于c(H+)、c(OH-)的相对大小，而不能用 c(H+)的多少来判断溶液的酸碱性。
广泛试纸识别差值为1；精密pH试纸识别差值为0.1（0.2、0.5）。
3.2溶液的酸碱性第一课时溶液的酸碱性课件(苏教选修4)
答案：(1)10
(2)1∶100
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[课时跟踪训练]
皿上，与标准比色卡对照
D．将一小块试纸先用蒸馏水润湿后，在待测液中蘸 一下，取出后与标准比色卡对照
解析：用pH试纸测定溶液的pH时应将一小块试纸放在表 面皿或玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸上，再与 标准比色卡对照。试纸在使用前不能用蒸馏水润湿，否则 待测液被稀释可能产生误差。
答案：A
3．常温下，在pH＝12的NaOH溶液中，由水电离出的 c(OH－)为 A．1×10－7 mol· L－1 C．1×10－2 mol· L－1 ( )
(1)等物质的量浓度的强酸和弱酸溶液中，c(H＋)：
强酸>弱酸。 (2)酸性相同，c(H＋)相同的强酸和弱酸溶液中，酸 的物质的量浓度：c(强酸)<c(弱酸)。同理碱亦如此。
(3)等体积、等物质的量浓度、等元数的酸，
强酸溶液的酸性强，但提供H＋的能力相同。例如：
1 L 0.1 mol· L－1的CH3COOH和1 L 0.1 mol· L－ 1 的 盐酸，盐酸中c(H＋)大，酸性强，但均可提供 0.1 mol的H＋。
(1)酸稀释→c(H＋) 减小 →酸性减弱→pH 增大 ； (2)碱稀释→c(OH－) 减小 →碱性减弱→pH 减小 。
(3)图示：
(4)规律(初始pH＝a)：
3．已知在25°C时， (1)将pH＝1的盐酸加水稀释至100倍，pH＝________； (2)将pH＝6的盐酸加水稀释至100倍，pH＝________； (3)将pH＝1的CH3COOH溶液稀释至100倍，
好反应，pH＝7。(2)pH＝2＋0.3＝2.3。
[随堂基础巩固]
1．喷墨打印机墨汁的pH为7.5～9.0。当墨汁喷在纸上时，
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第二单元溶液的酸碱性３—２课时１溶液的酸碱性知能定位１．了解溶液的酸碱性与溶液中c（H+）和c（OH—）的关系。
２．知道pH的定义，了解溶液的酸碱性与pH 的关系。
３．能够用pH试纸测定溶液的pH 。
４．能够进行有关pH的简单计算。
情景切入溶液的酸、碱性可通过pH来表现，pH 值是怎样规定的呢？与溶液的酸碱性关系是怎样的呢？自主研习一、溶液酸碱性与溶液中c（H+）和c（OH—）的关系溶液的酸碱性的判断标准是溶液中c （H+）与c（OH—）的相对大小，其具体关系为：溶液酸碱性c（OH—）与c（H+）关系酸碱的强弱溶液呈中性C（H+）=c（OH-）溶液呈酸性c（H+）>c（OH—）c（H+）越大，酸性越强溶液呈碱性c（H+）<c（OH—）c（OH—）越大，碱性越强二、溶液的pH１．pH（１）定义：用溶液中H+的物质的量浓度的负对数表示溶液的酸碱性。
（２）表达式：pH=—lgc（H+）。
（３）意义：pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强。
２５℃下,c（H+）＝１×１0—7mol/L,pH=7,溶液呈中性。
c（H+）<１×１0—7mol/L,pH>7,溶液呈碱性。
c（H+）>１×１0—7mol/L,pH<7,溶液呈酸性。
２．pH的测量方法（１）酸碱指示剂１紫色石蕊试液，遇酸变红，遇碱变蓝。
２无色酚酞遇碱变红。
（２）pH试纸１广泛pH试纸：其pH测量范围是１~１４。
２精密pH试纸：测量精度高，但测量范围较窄。
３pH试纸的使用方法：把一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿）上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸的中央，试纸变色后，立即与标准比色卡对比得出溶液的pH。
（３）pH计pH计精度高，可直接从仪器中读数。
课堂师生互动知识点２溶液的酸碱性与c（H+）、c（OH—）以及pH的关系２．溶液在２５℃时，c（H+）、pH与酸碱性的关系可用下图表示：溶液中c（H+）越小，c（OH—）越大，溶液的酸性越弱，碱性越强，pH越大，反之亦然。
特别提醒溶液的酸碱性判断的最根本的标准是比较溶液中c（H+）和c（OH—）的相对大小，而pH＝7或c（H+）=１×１0—7 mol·L—１仅仅是在室温下的特例，因此在使用c（H+）=１×１0—7 mol·L—１或pH=7作为判断标准时，要特别注意温度条件。
考例１下列说法正确的是（）Ａ．pH=7的溶液一定显中性Ｂ．pH=6的溶液一定显酸性Ｃ．c（H+）<c（OH—）的溶液一定显碱性Ｄ．c（OH—）=１×１0—6 mol·L—１的溶液一定显碱性解析：只有在２５℃时，pH＝7或c（H+）=１0—7 mol·L—１的溶液才显中性，pH<7或c（H+）>１0—7 mol·L—１的溶液才显酸性，pH>7或c（OH—）>１0—7 mol·L—１的溶液才显碱性。
因此A、B、D选项中的叙述均不正确。
判断溶液酸碱性的根本标准是溶液中c（H+）与c（OH—）的相对大小，如C项中c（H+）<c（OH—）则溶液一定显碱性。
答案：C变式探究１在约１00℃的温度下，NaCl稀溶液中c（H+）为１×１0—6 mol·L—１。
下列说法中正确的是（）Ａ．该NaCl溶液显酸性Ｂ．该NaCl溶液显中性Ｃ．该NaCl 溶液中K W =１×１0—１４ mol ２·L —２Ｄ．该NaCl 溶液中K W =１×１0—１２ mol ２·L —２答案：BD 解析：在NaCl 溶液中，Na +、Cl —对H ２OH ++OH —无影响。
c （H +）为１×１0—6mol ·L —１，c （OH —）也为１×１0—6 mol ·L —１。
因此，该NaCl 溶液显中性，K W =１×１0—6 mol ·L —１×１×１0—6mol ·L —１=１×１0—１２ mol ２·L —２。
知识点２ 混合溶液pH 的计算 １．两强酸混合c （H +）混合＝212211·)(·)(V V V H c V H c +++→pH２．两强碱混合c （OH —）混合＝212211·)(·)(V V V OH c V OH c +-+-c （H +）→pH３．强酸强碱混合（１）强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，c （H +）=c （OH —）。
如室温下，中性溶液的c （H +）=１0—7mol/L ，pH=7。
（２）一方过量强酸与强碱混合，若酸过量，则求c （H +）过量，若碱过量，则求c （OH —）过量，继而计算pH 。
４．室温下，强酸、强碱溶液两两等体积混合室温下，pH=a 的强酸和pH ＝b 的强碱等体积混合，溶液酸碱性与a+b 相对大小的关系为：a+b=１４→c （H +）=c （OH —）−−→−中性pH=7>１４→c （H +）<c （OH —）−−→−碱性pH>7 <１４→c （H +）>c （OH —）−−→−酸性pH<7 特别提醒（１）溶液呈酸性，求pH的方法：先求溶液中c（H+）再求pH。
（２）溶液呈碱性，求pH的方法：先求溶液中c（OH—），再利用K W求c（H+），最后求pH。
（３）溶液稀释的规律。
强酸（强碱）、弱酸（弱碱）加水稀释后的pH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a<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b—n<pH<b。
说明：１物质的量浓度相同的强酸和弱酸稀释相同的倍数时，pH的变化不同。
其结果是强酸稀释后pH 增大得比弱酸快。
同理，强碱稀释后pH减小得比弱碱快。
２酸、碱溶液无限稀释时，pH只能约等于或接近于7，酸不能大于7，碱不能小于7，即酸、碱的性质不会因溶液的稀释而改变。
当溶液很稀时，不能忽略水的电离。
考例２将pH=４的酸溶液与pH=１0的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH可能是（）Ａ．等于7 Ｂ．大于7Ｃ．小于7 Ｄ．无法确定解析：pH=４的酸溶液，其中c（H+）=１0—４mol·L—１，pH=１0的NaOH溶液，其中c（OH—）=１0—４mol·L—１，等体积混合后，H+与OH—恰好完全作用，但由于该酸未具体指明是强酸还是弱酸，若为强酸则溶液呈中性（pH=7），若为弱酸，由于它还有大量未电离的分子继续电离出H+，所以溶液呈酸性（pH<7）。
故正确结论为A、C。
答案：AC变式探究２将0．１ mol ·L —１的HCl 和0．06 mol ·L —１的Ba （OH ）２溶液以等体积混合后，该混合溶液的pH 是（ ）Ａ．１．7 Ｂ．１２．３Ｃ．１２ Ｄ．２答案：C解析：设体积为V ，混合前n （H +）=0．１ mol ·L —１×V L=0．１ V mol ，n （OH —）=0．06 mol ·L —１×２×V=0．１２V mol ，因为n （OH —）>n （H +），所以等体积混合后：c （OH —）混=VL V V 2)1.012.0(- =0．0１ mol ·L —１，所以pH=１２。
课后强化作业基础夯实１．下列液体pH>7的是（ ）Ａ．人体血液 Ｂ．蔗糖溶液Ｃ．橙汁 Ｄ．胃液答案：A解析：人体血液的pH 大于7。
２．有下列溶液：１0．５ mol ·L —１的NaOH 溶液和１．0 mol ·L —１的盐酸等体积混合后的溶液；２pH=0的溶液；３ c （OH —）=１0—１１ mol ·L —１的溶液；４0．１ mol ·L —１的CH ３COOH 溶液，它们的酸性由强到弱的顺序是（ ）Ａ．２>１>４>３ Ｂ．４>３>１>２Ｃ．２>１>３>４ Ｄ．１>２>４>３答案：A解析：１中NaOH 溶液和HCl 中和后，HCl 过量， c １（H +）=2·5.0·0.111---L mol L mol=0．２５ mol ·L —１；２中c ２（H +）=１0—pH=１ mol ·L —１；３中c ３（H +）=)(-OH c K W = 111410101--⨯=１×１0—３ mol ·L —１；４中c ４（H +）=c ·α=0．１ mol ·L —１×１．３２%=１．３２×１0—３ mol ·L —１。
c （H +）越大，酸性越强。
３.已达到电离平衡的0．１ mol ·L —１的醋酸溶液中，为了促进醋酸的电离，同时使溶液的pH 降低，应采取的措施是（ ）Ａ．加一定量的水Ｂ．加热溶液Ｃ．加入少量盐酸Ｄ．加入冰醋酸答案：B解析：加入冰醋酸（纯醋酸），使醋酸溶液浓度增大，溶液浓度越大，醋酸电离程度越小。
４.有甲、乙两种溶液，甲溶液的pH 是乙溶液pH 的２倍，则甲溶液中c （H +）与乙溶液中c （H +）的关系是（ ）Ａ．２:１ Ｂ．１00:１Ｃ．１:１00 Ｄ．无法确定答案：D解析：举例说明，若甲的pH=４，乙中的pH=２，则二者c （H +）之比为１:１00，若甲的pH=１４，乙中pH=7，则二者c （H +）之比为１:１0:7。
５．pH=8的NaOH 溶液和pH=１0的NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH 最接近于（ ） Ａ．8．３ Ｂ．8．7Ｃ．9 Ｄ．9．7答案：D解析：此为两种强碱等体积混合，且ΔpH=２，稀的NaOH 对溶液中OH —浓度贡献不大，相当于加水。
c （OH —）（混）＝21014-⨯ c （H +）=414101100.1--⨯⨯=１0—１0×２ pH=１0—lg ２=9．7。
6.pH 相同的氢氧化钠溶液和氨水分别加水稀释n 倍和m 倍，使pH 仍保持相同，则n和m 的关系是（ ）Ａ．n>m B n<mＣ．n=m Ｄ．无法确定答案：B解析：pH 相同的氢氧化钠溶液和氨水分别稀释相同的倍数，氢氧化钠溶液中c （OH —）小于氨水中c （OH —），若要使二者c （OH —）相同，即pH 相同，氨水中要再多加些水稀释，即n<m 。