水的电离和PH
水的电离与PH值
水的电离和溶液的pH，有关pH的计算及判断教学重点：1、水的电离与水的离子积；2、溶液的酸碱性和pH；3、关于pH的简单计算。
重点讲解一、水的电离和水的离子积1、水的电离：水是极弱电解质，发生微弱电离，电离过程是吸热过程。
2、在纯水或水溶液中：（1）水的离子积Kw=c(H+)·c(OH-) 一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高Kw越大，25℃时，Kw=1×10-14；100℃时，c(H+)=c(OH-)=1×10-6mol/L，Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-12。
（２）Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
（3）任何水溶液中，水所电离而生成的c(H+)=c(OH-)3、影响水的电离平衡的因素（1）温度：温度升高，水的电离程度增大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。
（2）浓度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。
在水中加入酸或碱，抑制水的电离，25℃，使水电离出的c(H+)<10-7mol/L，c(OH-)<10-7mol/L。
(3)其他因素：如向水中加入活泼的金属，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离平衡向电离的方向移动。
二、溶液的酸、碱性常温下：中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol/L酸性溶液：c(H+)溶液>c(OH-)溶液以0.1mol/L HCl为例，由于酸电离出H+能使平衡向左移动，即抑制了水的电离，溶液中H+由两部分组成，一部分为酸提供，另一部分为H2O提供，水电离提供的c(H+)远小于酸提供的c(H+)，故可忽略，溶液中H+全部看作酸提供，故c(H+)溶液=0.1mol/L，但溶液中OH-全部为H2O电离产生，c(OH-)溶液=c(OH-)水，水电离产生c(H+)和c(OH-)始终相等，因此有c(OH-)溶液=c(OH-)水=c(H+)水==1×10-13mol/L。
水的电离和pH值的计算
水的电离和pH值的计算水是生命的基本物质，也是化学反应中最常见的溶剂。
在水中，发生着水的电离反应，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一过程可以通过pH值来进行量化。
本文将探讨水的电离和pH值的计算方法。
一、水的电离反应水的电离反应可以用如下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-在纯净水中，水分子会偶尔发生这样的反应，一部分水分子会分解成氢离子和氢氧根离子。
这表明水是一个弱电解质。
二、pH值的定义pH值是用来表示溶液酸碱性的度量指标。
它的定义是负对数函数，通过测量氢离子的浓度来判断溶液的酸碱性。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
三、pH值的计算1. 对于酸性溶液如果溶液为酸性，那么pH值一定小于7。
在酸性溶液中，氢离子的浓度高于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-3) = 3因此，这个溶液的pH值为3，属于酸性溶液。
2. 对于碱性溶液如果溶液为碱性，那么pH值一定大于7。
在碱性溶液中，氢离子的浓度低于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-10 mol/L，那么pH 值的计算公式为：pH = -log(10^-10) = 10因此，这个溶液的pH值为10，属于碱性溶液。
3. 对于中性溶液如果溶液为中性，那么pH值等于7。
在中性溶液中，氢离子的浓度等于氢氧根离子的浓度。
举例来说，如果一个溶液的氢离子浓度为10^-7 mol/L，那么pH值的计算公式为：pH = -log(10^-7) = 7因此，这个溶液的pH值为7，属于中性溶液。
四、pH值的应用pH值不仅可以用来表征溶液的酸碱性，还可以用来控制化学反应的进行。
许多化学实验和工业生产过程中，都需要在特定的pH值下进行反应。
例如，酶是生物体内的一种特殊催化剂，在特定的pH值下才能发挥最佳催化作用。
水的电离和PH
水的电离和溶液的PH知识归纳：一、水的电离（1）水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。
水的电离方程式：H 2O + H2O H3O+ + OH-简写为：H 2O H++ OH-（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L纯水中只有1×10—7mol H2O电离。
∴C H+ = C OH-=1×10-7mol/L而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水1×10-7mol相比，水的电离部分忽略不计。
所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数C H+·C OH-=K WK W叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
K W= C H+·C OH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14水的离子积常数反映了一定温度下,水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。
二、影响水的电离的因素①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，升温能促进水的电离，K W增大，在100℃时，K W =1×10－12。
④其它因素：如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。
三、在酸、碱溶液中求H2O电离出的H+ 浓度和OH- 浓度的方法依据：水的离子积常不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
例：0﹒1mol/LHCI中C H+ 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度[分析]酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。
所以，酸电离出的C H+ 很大，是主要的，水电离的C H+ 很小。
所以溶液中C H+ 可以近似看作是酸电离出的H+浓度。
∴C H+=0﹒1mol/L溶液中C OH- =10-14/0﹒1=10-13 mol/L此C OH- 就是水电离出的OH- 浓度。
∴C H+（水）= C OH-（水）=10-13 mol/L结论：纯水中K W=10-14为单纯水的离子积常数。
水的电离和溶液的ph知识点总结
水的电离和溶液的ph知识点总结水的电离和溶液的pH水的电离是指在水中发生的自发的电离过程，即水分子自身发生解离产生氢离子（H+)和氢氧根离子（OH-)的过程。
水的电离常数（Kw）是描述水的电离程度的一个重要物理量。
水的电离常数等于氢离子浓度（[H+])和氢氧根离子浓度（[OH-])的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
在纯净水中，[H+]和[OH-]的浓度相等，因此Kw=[H+]^2。
在25℃下，水的电离常数的值为1×10^-14。
由此可知，当[H+]浓度增加时，[OH-]浓度减小；当[OH-]浓度增加时，[H+]浓度减小。
这表明，水中[H+]和[OH-]的浓度总是相互关联的。
溶液的pH是描述溶液酸碱性强弱的一个指标。
pH的定义是负以10为底的[ H+]的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱；pH值为7表示溶液是中性的。
水的pH值是7，表示水是中性的，即[H+]的浓度等于[OH-]的浓度。
当[H+]的浓度大于[OH-]的浓度时，溶液呈酸性；当[OH-]的浓度大于[H+]的浓度时，溶液呈碱性。
pH值的范围是从0到14，其中pH值小于7的溶液称为酸性溶液，pH值大于7的溶液称为碱性溶液。
溶液的pH值可以通过测定[H+]的浓度来确定。
常用的测定pH值的方法有酸碱指示剂法、玻璃电极法和pH计。
酸碱指示剂法是利用酸碱指示剂对溶液的颜色变化进行判断的方法。
酸碱指示剂是一种能够随着溶液酸碱性的变化而改变颜色的物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、溴蓝等。
通过观察溶液的颜色变化，可以确定溶液的pH值大致在哪个范围内。
玻璃电极法是利用玻璃电极对溶液的电势进行测量的方法。
玻璃电极是一种特殊的电极，它对[H+]的浓度非常敏感。
通过测量玻璃电极的电势，可以计算出溶液的pH值。
pH计是一种专门用于测定溶液pH值的仪器。
pH计通过测量溶液中的电位差来确定溶液的pH值。
pH计的测量结果准确可靠，广泛应用于实验室和工业生产中。
水的电离和溶液的pH(第一课时)
水的电离和溶液的pH（第一课时）水的电离和溶液的pH是化学中十分重要的基础概念。
本文将在“接地气”的写作风格下，对水的电离和溶液的pH进行科普，增加一些语气词和情绪词，让化学学习更加生动有趣！
一、水的电离
水是一种极其重要的物质，它的化学性质对许多化学反应和地球环境有着重要影响。
水分子在互相碰撞时，会有一些分子间的反应，使其中一部分水分子转化为氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），此过程即称为水的电离。
水的电离反应可以表示为：H2O = H+ + OH-，其中H+离子称为酸性离子，OH-离子称为碱性离子。
二、酸碱中和
酸和碱是化学中重要的概念。
当酸性溶液和碱性溶液混合时，会发生中和反应，生成的溶液称为酸碱中和溶液。
如何确定溶液的酸碱性呢？这时就需要用到溶液的pH值。
pH值是刻画溶液酸碱性质的重要参数，它表示溶液中氢离子浓度的负对数，即pH = -log[H+]。
当溶液中[H+]浓度为1×10^-7mol/L时，它的pH为7，称为中性溶液。
当溶液中[H+]浓度高于1×10^-7mol/L时，pH小于7，称为酸性溶
液，如橙汁；当[H+]浓度低于1×10^-7mol/L时，pH大于7，称为碱性
溶液，如肥皂水。
三、结论
水的电离和溶液的pH一直是化学学习中不可或缺的基础知识。
通
过本文的科普，我们可以了解到水的电离反应和酸碱中和的基本概念，并学会了如何确定溶液的酸碱性质。
相信我们在接下来的学习中，将
更加轻松深入地了解更多化学知识。
水的电离与溶液的pH
第2讲水的电离和溶液的pH考点一水的电离1．水的电离水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O≒H3O＋＋OH－或H2O≒H＋＋OH－。
2．水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(1)室温下：K w＝1×10－14。
(2)影响因素；只与温度有关，升高温度，K w增大。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。
(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．影响水电离平衡的因素(1)升高温度，水的电离程度增大，K w增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，K w不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，K w不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响深度思考1．在pH＝2的盐酸溶液中由水电离出来的c(H＋)与c(OH－)之间的关系是什么？_____________________________________________________________________。
2．甲同学认为，在水中加入H2SO4，水的电离平衡向左移动，解释是加入H2SO4后c(H＋)增大，平衡左移。
乙同学认为，加入H2SO4后，水的电离平衡向右移动，解释为加入H2SO4后，c(H ＋)浓度增大，H＋与OH－中和，平衡右移。
你认为哪种说法正确？说明原因。
水的电离平衡移动后，溶液中c(H＋)·c(OH－)增大还是减小？_____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________。
反思归纳(1)水的离子积常数K w＝c(H＋)·c(OH－)，其实质是水溶液中的H＋和OH－浓度的乘积，不一定是水电离出的H＋和OH－浓度的乘积，所以与其说K w是水的离子积常数，不如说是水溶液中的H＋和OH－的离子积常数。
水的电离与溶液的pH值.
第三节 弱电解质的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离平衡 （一）电离平衡常数
一元弱酸，如：
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
简写为：
HAc
H+ + Ac-
Ka0 =
[H+] / c o [Ac-] / c o [HAc] / c o]
简写为：
[H+] / [Ac-] Ka =
x
α=
× 100% = 1.3 % 0.1
对一元弱碱， 如果：c / Kb ≥ 500 时 [OH-] = Kb c
一元弱酸，如果：c / Ka ≥ 500 时 [H+] = Ka c
（三）同离子效应和盐效应
1.同离子效应 在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，使
电离平衡向左移动，弱电解质的电离度降低叫做同离子效 应。
H+ + Ac- � HAc
当加入少量强碱时质子转移平衡右移，补充消耗掉的
H3O+离子，而的pH值保持基本不变。 OH- + H3O+ � 2H2O
共轭碱称为抗酸成分，共轭酸称为抗碱成分。
二、缓冲溶液pH值近似计算
弱酸-弱酸盐型缓冲溶液（如HAc-NaAc) pH的计算公式:
初始: 平衡:
HA c (酸) c (酸) - x
三、活度与活度系数
活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓度，有效 浓度的值就是活度。
式中 表示活度， 表示活度系数。 反映了电解质溶液中离子相互牵制作用的大小。
（1）由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般 （2）当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷数也
水的电离和PH计算
25℃时，水电离出来的[H+]=[OH-]=10-7mol/L
水是一种极弱的电解质（通常的电流表无法检验其中 离子，一般某种离子浓度低于10-5mol/L时认为该离子 不存在 ）
二、水的离子积常数
例9、KW100℃=10-12，试求在100 ℃时 纯水的pH值 pH=6是否说明100 ℃时纯水成弱酸性？
4、pH值测定方法
测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。
pH 石蕊 酚酞
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
橙 色
甲基橙 红色
黄色
浅红 色
红色 紫色 无色
温度升高， KW值增大
如：KW25℃=10-14 KW100℃ ≈ 10-12 例 1、 升高温度，Kw增大。已知KW100℃=10-12， 则在100 ℃时纯水中的[H+]等于多少？ [H+] =10-6mol/L
例2、0.1mol/L的NaOH溶液中，c（H + ）=？ C（OH - ） =？由水电离出的氢离子、氢氧根离子浓度等于多少？
溶液中c(H+)= 1 ×10-13 mol/L c(OH-)= 0.1mol/L
由水电离出的氢离子浓度= 由水电离出的氢氧根离子浓度= 1 ×10-13 mol/L
例3、在0.1mol/L的H2SO4溶液中， c(H+)= ？ c(OH-)= ？ 由水电离出的氢离子、氢氧根离子的浓度等于多少？
溶液中c(H+)= 0.2mol/L c(OH-)= 5×10-14 mol/L
例8、常温下，某溶液中由水电离出 的H+和OH-浓度的乘积为 1×10-24mol/L， 该溶液的[H+] 可能为 。
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第二节 水的电离和PH一.水的电离1. 水是一种极弱电解质，电离方程式可表示为：：H 2O H ＋＋OH －。
水的电离常数：K 电离＝c ＋c－c2。
K w 不仅适用于纯水，还可适用于稀的电解质水溶液。
水的离子积常数：K w ＝c (H ＋)·c (OH －)，25 ℃时，K w ＝1.0×10－14。
温度升高，水的离子积常数增大。
水的离子积常数K w ，只受温度的影响，温度升高，K w 增大。
2. 影响水的电离平衡的因素水的电离平衡：H 2O H ＋＋OH －ΔH ＞0影响因素 移动方向 c (H ＋) c (OH －) K w 升温 向右移动 增大 增大 增大 加酸 向左移动 增大 减小 不变 加碱向左移动减小增大不变例1：判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)升高温度，水的电离平衡右移，溶液中的c (H ＋)和c (OH －)均增大，但K W 不变( ) (2) 35 ℃时，水的离子积K W ＝2.1×10－14，则35 ℃时水电离程度大于25℃时水电离程度( )(3)升高温度，水电离出的c(H ＋)不变，水的离子积常数仍为1×10－14( )(4) 25 ℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中，c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14( √ )(5) 蒸馏水中，c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14( × )答案：(1)× (2) √ （3）× 即时练习：1. 下列措施能使K w 增大的是( D )A ．温度不变向水中加入NaOH 溶液B ．温度不变向水中加入稀H 2SO 4C ．温度不变向水中加入NaCl 固体D ．加热升温2. 在常温下，纯水中存在电离平衡H 2O H＋＋OH－，如要使水的电离程度增大，并使c(H ＋)增大，应采取的措施是(B)A．加入NaHSO4B．加热C．加入NaHCO3D．加入CH3COOH 3. 25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是( )A．向水中加入稀NaOH溶液，平衡逆向移动，c(OH－)降低B．向水中滴加浓盐酸至c(H＋)＝0.01 mol/L，则溶液中c(OH－)＝1×10－12 mol/LC．降温，使平衡右移，c(H＋)增大，溶液呈酸性D．将水加热，K w增大，c(H＋)不变答案 B4. 向蒸馏水中滴入少量盐酸后,下列说法中错误的是( D )A.c(H+)·c(OH-)不变B.pH减小了C.c(OH-)降低了D.水电离出的c(H+)增加了二．由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)计算水电离的c(H＋)=c(OH－)根据K w计算酸中的c(OH－)，c(OH－)为水电离的：c(OH－)=Kw/ c(H＋)根据K w计算碱中的c(H＋)，c(H＋)为水电离的: c(H＋) =Kw/ c(OH－)例2：求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。
(1)0.1mol/L的H2SO4溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(2) 0.1mol/L的NaOH溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(3) 0.2mol/L HCl溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(4) 0.3mol/L的KOH溶液c(OH－)＝__________，c(OH－)＝__________。
pH与c(H＋)的关系：pH是c(H＋)的负对数，pH＝－lg c(H＋)例4：计算25 ℃时下列溶液的pH：(1) 0.01 mol·L－1的H2SO4，pH＝________。
(2)0.001 mol·L－1的盐酸，pH＝________。
(3)0.01 mol·L－1的NaOH溶液，pH＝________。
例3：求算下列常温下溶液中由H2O电离的c(H＋)和c(OH－)。
(1)PH=2的H2SO4溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(2)pH＝10的NaOH溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(3)pH＝2的HCl溶液c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
(4)pH＝10的NaOH溶液c(OH－)＝__________，c(OH－)＝__________。
答案(1)10－12mol·L－110－12mol·L－1(2)10－10mol·L－110－10mol·L－1即时练习：1.PH=3的盐酸溶液由水电离出的c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
PH=11的氨水溶液由水电离出的c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
PH=4的醋酸溶液，室温由水电离出的c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
PH=10的NaOH，室温由水电离出的c(H＋)＝__________，c(OH－)＝__________。
10-1110-1110-1110-112. 某温度下纯水的c(H＋)＝2×10－7 mol·L－1，则此时c(OH－)为________；若温度不变，滴入稀盐酸使c(H＋)＝5×10－4mol·L－1，则溶液中c(OH－)为________，由水电离产生的c(H＋)为________，此时温度________(填“高于”“低于”或“等于”)25 ℃。
答案：2×10－7 mol·L－18×10－11 mol·L－18×10－11 mol·L－1高于3. 常温下，0.1 mol·L－1的NaOH溶液中由水电离出的OH－的物质的量浓度为(B)A．0.1 mol·L－1B．1.0×10－13 mol·L－1C．1.0×10－7 mol·L－1D．无法确定4. 在相同温度下，0.01 mol·L－1 NaOH溶液和0.01 mol·L－1的盐酸相比，下列说法正确的是(A)A．由水电离出的c(H＋)相等B．由水电离出的c(H＋)都是1.0×10－12 mol·L－1C．由水电离出的c(OH－)都是0.01 mol·L－1D．两者都促进了水的电离5. 室温下，在pH=12的强碱溶液中，由水电离出的c(OH－)为（D）A. 1.0×10-7 mol•L-1B.1.0×10-6 mol•L-1C. 1.0×10-2 mol•L-1D. 1.0×10-12 mol•L-1三．溶液酸碱性判断(1) pH＝6的溶液不一定显酸性，如100 ℃时蒸馏水的pH＝6，但呈中性；(2)室温下，溶液的酸碱性与c(H＋)、c(OH－) 的关系：中性溶液：c(H＋)＝c(OH－) ＝1×10－7 mol/L；酸性溶液：c(H＋)＞c(OH－)，c(H＋)＞1×10－7 mol/L；碱性溶液：c(H＋)＜c(OH－)，c(H＋)＜1×10－7 mol/L。
（3）酸碱指示剂变色范围指示剂变色范围(pH)石蕊<5.0红色 5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙<3.1红色 3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞<8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色例5：用“酸性”、“碱性”、“中性”或“不确定”填空。
(1)pH<7的溶液()(2)pH＝7的溶液()(3)c(H＋)＝c(OH－)的溶液()(4)c(H＋)＝1×10－7mol·L－1的溶液()(5)c(H＋)>c(OH－)的溶液()(6)0.1mol·L－1的NH4Cl溶液()(7)0.1mol·L－1的NaHCO3溶液()(8)0.1mol·L－1的NaHSO3溶液()答案(1)不确定(2)不确定(3)中性(4)不确定(5)酸性(6)酸性(7)碱性(8)酸性即时练习：1. 在25 ℃时，某稀溶液中由水电离产生的H＋浓度为1.0×10－13mol/L，下列有关该溶液的叙述，正确的是(A)A．该溶液可能呈酸性B．该溶液一定呈碱性C．该溶液的pH一定是1 D．该溶液的pH不可能为132．下列溶液一定呈酸性的是(D)A．含H＋的溶液B．能使酚酞变红色的溶液C．pH小于7的溶液D．c(H＋)大于c(OH－)的溶液3．25 ℃的下列溶液中，碱性最强的是(C)A．c(OH－)＝10－3mol/L的溶液B．c(OH－)＝0.01 mol/L的溶液C．1 L溶液中含有4 g NaOH的溶液D．c(H＋)＝1×10－10 mol/L的溶液4．将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是(D)A．水的离子积变大，pH变小，呈酸性B．水的离子积不变，pH不变，呈中性C．水的离子积变小，pH变大，呈碱性D．水的离子积变大，pH变小，呈中性5. 下列溶液一定显酸性的是(B)A．溶液中c(OH－)>c(H＋) B．滴加紫色石蕊试液后变红色的溶液C．溶液中c(H＋)＝10－6 mol/L D．pH<7的溶液(4)使用pH试纸测定PH的方法：使用pH试纸测量溶液的pH时，一般先把一小片试纸放在洁净干燥的表面器皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点在试纸的中部，待颜色稳定后与比色卡比较。
（不能把试纸放在待测液中测定）注意：使用pH 试纸测量溶液pH 时，不能用水将pH 试纸润湿。
因为这样做，已将溶液稀释，导致测定的pH 不准确。
例：（1）用pH 试纸测定某一溶液的pH 时，规范的操作是（ C ） A ．将pH 试纸放入溶液中观察其颜色变化，跟标准比色卡比较 B ．将溶液倒在pH 试纸上，跟标准比色卡比较C ．用干燥洁净的玻璃棒蘸取溶液，滴在pH 试纸上，跟标准比色卡比较D ．在试管内放少量溶液，煮沸，把pH 试纸放在管口，观察颜色，跟标准比色卡比较 （2）用pH 试纸测定溶液的酸碱度的方法中正确的是( D ) A.将试纸伸入待测液中B.将试纸用水润湿后放在玻璃片上，用玻璃棒蘸取溶液滴在试纸上C.将待测液倒入玻璃片的试纸上D.把试纸放在玻璃片上，用玻璃棒蘸取溶液滴在试纸上 四．溶液混合后PH 的计算 (1)两强酸混合： c 混(H ＋)＝c 1＋1＋c 2＋2V 1＋V 2例6：将pH ＝2和0.01mol/L 的稀盐酸等体积混合，混合后溶液的pH 约为( D ) A ．3.5 B ．3 C ．7 D ．2 (2)两强碱混合： c 混(OH －)＝c 1－1＋c 2－2V 1＋V 2例7：(1)在常温下，将0.005mol/L 的Ba(OH)2溶液与pH ＝12的NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH 最接近于( D ) A.8.3 B.8.7 C.9 D.12(2)将0.01mol/L 的氢氧化钠溶液和pH=12的氢氧化钠溶液以1：1的体积比混合，混合后溶液的pH 最接近于 (B )A 10.5B 12C 10.8D 11 （3）强酸强碱混合若呈酸性：212121)()()()()(V V V OH c V H c V V OH n H n H c +⋅-⋅=+-=-+-++带入混)(lg +-=H c pH 若呈碱性：121212()()()()()c OH V c H V n OH n H c OH V V V V -+-+-⋅-⋅-==++ ,混混)()(-+=OH c K H c W带入混)(lg +-=H c pH 若呈中性：c (H ＋)＝c (OH －) ＝1×10－7 mol/L ，pH ＝7例8：25 ℃时，将pH ＝4的盐酸与pH ＝10的NaOH 溶液等体积混合，则混合溶液的pH ＝________。