弱电解质的电离及溶液的酸碱性解题方法解读
高考化学讲义水的电离和溶液的酸碱性(含解析)
目夺市安危阳光实验学校第二节水的电离和溶液的酸碱性1.了解水的电离、离子积常数。
(中频)2.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
(中频)3.了解测定溶液pH的方法。
4.掌握酸碱中和滴定的原理及操作方法。
(中频)水的电离1．电离方程式水是一种极弱的电解质，其电离方程式为2H2O H3O＋＋OH－，可简写为H2O OH－＋H＋。
2．几个重要数据3．外界因素对水的电离平衡的影响(1)温度：温度升高，促进水的电离，Kw增大；温度降低，抑制水的电离，Kw 减小。
(2)酸、碱：抑制水的电离，Kw不变。
(3)能水解的盐：促进水的电离，Kw不变。
溶液的酸碱性与pH1．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。
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2．pH(1)定义式：pH＝－lg_c(H＋)。
(2)pH与溶液c(H＋)的关系①由图示关系知，pH越小，溶液的酸性越强。
②pH一般表示c(H＋)<1 mol/L的稀溶液。
(3)pH测定①用pH试纸测定把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与比色卡对比即可确定溶液的pH。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。
酸碱中和滴定1．实验原理(1)用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。
(2)利用酸碱指示剂明显的颜色变化表示反应已完全，即反应到达终点。
指示剂变色范围的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粉红色>10.0红色2.实验用品(1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、锥形瓶。
(2)试剂：液、待测液、指示剂、蒸馏水。
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题
弱电解质的电离、水的电离和溶液的酸碱性知识点总结及习题一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱物质单质化合物电解质非电解质：非金属氧化物，大部分有机物。
弱电解质的电离(含解析)
第一节弱电解质的电离1.了解强电解质和弱电解质的概念。
2.了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
3.了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
(中频)弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立在一定条件(如温度、浓度)下，当弱电解质分子离解成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡。
2．电离平衡的特征3．外界条件对电离平衡的影响电离是一个吸热过程，主要受温度、浓度的影响。
以弱电解质CH 3COOH 的电离为例： CH 3COOHCH 3COO －＋H ＋⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧平衡右移⎨升高温度加水稀释增大c （CH 3COOH ）平衡左移降低温度增大c （H ＋）或c （CH 3COO －）电离平衡常数 1．表达式(1)对于一元弱酸HA ：HA H＋＋A－，平衡常数K＝c（H＋）·c（A－）c（HA）；(2)对于一元弱碱BOH：BOH B＋＋OH－，平衡常数K＝c（B＋）·c（OH－）c（BOH）。
2．意义相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸性或碱性相对越强。
3．特点(1)多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1≫K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
1．易误诊断(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质( )(2)弱电解质浓度越大，电离程度越大( )(3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移( )(4)0.1 mol/L某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：HA===H＋＋A－( )(5)温度不变，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移( )(6)电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱( )(7)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同( )(8)电离平衡右移，电离平衡常数一定增大( )【答案】(1)×(2)×(3)√(4)×(5)√(6)√(7)×(8)×2．NH3·H2O在水溶液中的电离方程式为：__________________________，其电离常数表达式为：_____________________________________________。
3.2 酸碱离解平衡解读
（1）酸碱电离理论（1884年）
解离时所生成的正离子全部都是H+的化合物为酸； 所生成的负离子全部都是OH-的化合物为碱 （特例：NH3不是氢氧化物，但它却是碱） 。
（2）酸碱质子理论（1923年）
酸：任何能给出质子（H+）的物质 （分子或离子）
碱：任何能接受质子的物质
（分子或离子） 两性物质:既能给出质子，又PO 4 HPO 2 4 NH 4 2 Fe(OH)(H2 O) 5
=
H+ +碱
HAc H Ac (CH 3 COO ) （离子碱）
2 H HPO 4 H PO 3 4 H NH 3 （分子碱）
H Fe(OH) 2 (H 2 O) 4
eq eq
平衡浓度
（3.5）
K a ( HAc ) 1.8 10
5
解离常数Ka 其值越大，表明弱电解质解离程度越大。物质的 意义：
酸性或碱性强弱可以通过酸或碱的离解常数Ka或 Kb来衡量。 性质：不受浓度的影响,受温度的影响。 6
HA(aq) = H+(aq) + A－ (aq)
x c(H ) K a c 5.65 1010 0.1 7.52 106 (mol dm -3 )
pH = – lg c( H+)/c = –lg(7.52×10-6) = 5.12
10
（3） 多元弱酸的解离平衡
分级解离,解离常数亦分级，如： H2S = H++HS- ① K1=9.1×10-8 HS- = H++S2- ② K2=1.1×10-12
弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性的考点解析
弱电解质的电离平衡和溶液的酸碱性的考点解析摘要：弱电解质的电离平衡和溶液酸碱性是高中化学学习的重点和难点，也是每年高考的热点之一。
如何才能让学生把握好这部分知识呢？本文从几个典型例题入手，对这些考点进行深度解析。
关键词：弱电解质的电离平衡溶液的酸碱性对于弱电解质的电离和溶液酸碱性这部分知识，需要学生了解电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的概念，会判断常见的强电解质和弱电解质；理解弱电解质的电离平衡，掌握一定条件下弱电解质的电离平衡的移动及电离平衡常数的计算；了解水的电离及水的离子积，理解温度、外加物质（酸、碱、盐等）对水的电离平衡的影响；会判断有关溶液的酸碱性及有关粒子浓度的大小，掌握有关溶液pH的计算。
其中水的电离、溶液的酸碱性、pH及电离平衡常数的计算、溶液中粒子浓度大小的比较是高考重点考查内容，几乎每年都考，复习时特别注意。
在今后高考中，外界条件对水的电离平衡的影响及有关水的离子积、电离平衡常数的计算仍是命题的热点。
考点一、弱电解质的电离平衡及电离平衡常数的计算例1 光谱研究表明，易溶于水的SO2所形成的溶液中存在着下列平衡：据此，下列判断中正确的是（）A．该溶液中存在着SO2分子B．该溶液中H+浓度是SO32 浓度的2倍C．向该溶液中加入足量的酸都能放出SO2气体D．向该溶液中加入过量NaOH可得到Na2SO3 、NaHSO3和NaOH的混合溶液【答案】A【解析】由于上述反应是可逆的，反应不可能进行到底，故溶液中存在着SO2分子，A正确。
该溶液中，SO2?xH2O的电离是分步进行的，第一步电离：SO2?xH2O H+＋HSO3 ＋(x－1)H2O，第二步电离：HSO3 H+＋SO32 ，且第一步电离程度远大于第二步电离，故溶液中的SO32 很少，H+浓度远大于SO32 浓度的2倍，故B项错误。
若向该溶液中加入足量的稀HNO3，则SO2?xH2O被HNO3氧化为H2SO4，就不会有SO2气体放出了，故C项错误。
快速突破溶液中的“四大平衡”
快速突破溶液中的“四大平衡”●安徽安庆望江县第二中学 江已舒 安徽省滁州二中高中部 王叶梅（一）四大平衡相同点1.都有可逆性。
所有的平衡都建立在“可逆反应”的基础上，这四种平衡分别对应着一种可逆变化。
2.都可以用勒夏特列原理来解释。
当只改变体系中的一个条件时，平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
（二）四大平衡不同点（三）对比表格，正确理解平衡之别1.以AgCl （s＋（aq ）＋Cl －（aq ） ΔH>0为例，2.四大平衡常数的比较（一）弱电解质的电离平衡考向1：溶液的酸碱性及pH 的计算【典例1】将pH ＝1的盐酸平均分成两份，一份加入适量水，另一份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液，pH 都升高了1，则加入的水与NaOH 溶液的体积比为（ ）A.9B.10C.11D.12【答案】C【解析】将pH ＝1的盐酸加适量水，pH 升高了1，说明所加的水的体积是原溶液体积的9倍；另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH 溶液后，pH 升高了1，则有10-1×1-10-1·x =10-2·（1+x ），解得x =9—11，则加入的9—=11∶1。
广义的化学平衡包括电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡以及狭义的化学平衡。
这四种平衡被称为四大化学平衡。
四大化学平衡是中学化学知识结构的核心内容之一，而有关这些平衡的试题在近几年的高考中出现的频率较高，逐渐成为高考的热点，考生在复习时需要给予足够的重视。
本文将对水溶液中的四大平衡进行类比分析和解读。
二、把握命题考向，掌握解题金钥匙 考向2：电离平衡常数的计算和应用【典例2】下列关于一定温度、一定浓度的氨水的说法正确的是（ ）A. NH 3·H 2O 的电离达到平衡的标志是溶液呈电中性B.c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)是个常数C.氨水促进了水的电离D.c (NH 4+) + c (H +)=c (NH 3·H 2O) + c (OH -)【答案】B【解析】溶液在任何情况下均呈电中性，A 项错误；设NH 3·H 2O 的电离常数为K b ，则K b =c (NH 4+)·c (OH -)———————c (NH 3·H 2O)，而K W =c (H +)·c (OH -)，两式相比得K b⸺K W =c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)，因为K b 、K W 为常数，故c (NH 4+)————————c (H +)·c (NH 3·H 2O)为常数，B 项正确；NH 3·H 2O 电离出OH -，抑制了水的电离，C 项错误；根据溶液中的电4+) + c (H +)=c (OH -)，D项错误。
弱电解质的电离平衡及溶液的PH值的计算
4、弱电解质电离方程式书写规律：
1.弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”
2.强酸酸式盐电离时H+分开写,弱酸酸式盐电离时 H+不能拆开.
3.多元弱酸的电离 应分步完成电离方程式，多元 弱碱则一步完成电离方程式。
写出电解质NaCl、 NaHSO4、NaHCO3、 CH3COOH、 H3PO4的电离方程式 NaCl = Na＋+Cl－ NaHSO4= Na＋+ H +＋ SO42NaHCO3= Na＋+HCO3CH3COOH H3PO4 H＋+CH3COO－ H ++H2PO42-
练习
PH=10的氢氧化钠溶液与PH=10的氨水,稀释 NaOH ＜ NH3 H 相同倍数,其PH大小关系是______________· 2O ,
即弱碱在稀释时电离平衡被破坏，要不断电 离出OH-，所以稀释相同倍数后，其碱性应 比强碱强一些，因而PH值应大一些 如稀释后溶液的PH值仍然相同,则稀释 NaOH＜NH3· 2O H 倍数大小关系是_______
例：在一定温度下，冰醋酸加水稀释的过程中，溶液的 导电能力如图所示，请回答：（1）“o”点导电能力为 0的理由是 在O点处醋酸没电离，无离子存在 。
（2） a、b、c三点溶液PH由大到小的顺序是 C、a、b 。 导 C 。 电 （3） a、b、c三点中电离程度最大的是 能 力 b （4）若使c点溶液中C(Ac-)增大，
关键：抓住氢离子进行计ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ！
b、
强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢
氧化钠溶液等体积混合pH值等于多少？ 关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
C、强酸与强碱混合
水的电离和溶液的pH
水的电离和溶液的pH导读：本文是关于水的电离和溶液的pH，希望能帮助到您！教学目标知识目标了解水的电离和水的离子积；了解溶液的酸碱性和pH值的关系及有关pH值的简单计算。
能力目标培养学生的归纳思维能力及知识的综合应用能力。
情感目标对学生进行对立统一及事物间相互联系与相互制约的辩证唯物主义观点的教育。
教学建议教材分析本节内容包括水的电离、水的离子积、水的pH。
只有认识水的电离平衡及其移动，才能从本质上认识溶液的酸碱性和pH值。
本节的学习也为盐类的水解及电解等知识的教学奠定基础。
教材从实验事实入手，说明水是一种极弱的电解质，存在着电离平衡。
由此引出水的电离平衡常数，进而引出水的离子积，并使学生了解水的离子积是个很重要的常数。
在25℃时，，这是本节教学的重点之一。
本节教学的另一个重点是使学生了解在室温时，不仅是纯水，就是在酸性或碱性稀溶液中，其浓度与浓度的乘积总是一个常数—。
使学生了解在酸性溶液中，不是没有，而是其中的；在碱性溶液中，不是没有，而是其中的；在中性溶液中，并不是没有和，而是。
使学生了解溶液中浓度与浓度的关系，了解溶液酸碱性的本质。
工在此基础上，教材介绍了的含义，将与联系起来，并结合图3－7，介绍了有关的简单计算。
图3－8是对本部分内容的小结。
使用来表示溶液的酸碱性是为了实际使用时更简便，教材的最后提到了溶液的大于1mol/L时，一般不用来表示溶液的酸碱性，而是直接用的浓度来表示，以教育学生应灵活应用所学的知识。
教法建议从水的电离平衡入手，掌握水的离子积和溶液的pH。
水的离子积的教学是完成本节教学任务的关键，从纯水是弱电解质，只能微弱的电离出发，应用电离理论导出水的离子积常数。
推导过程中应着重说明电离前后几乎不变的原因，并将其看做常数。
然后由两个常数的乘积为常数而得出水的离子积常数。
启发学生应用平衡移动原理，讨论温度对水的电离平衡的影响，进而得出水的离子积随温度升高而增大这一结论。
关于水溶液的酸碱性的教学是从电离平衡移动入手。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
弱电解质的电离及溶液的酸碱性解题方法第一部分：解题所需知识背景一、影响电离平衡的因素：注：1.溶质分子和离子之间存在着电离平衡，符合勒夏特列原理。
2.由于电离方向是微粒数增大的方向（相当于化学平衡中气体体积增大的方向），所以溶液稀释使平衡混合物中各微粒浓度同倍降低，平衡向电离方向移动，促进电离，平衡混合物中微粒总数、离子数、离子浓度与溶质分子浓度的比值均增大，但离子的浓度却减小，因为平衡移动与体积增大的影响相比，体积增大占主导地位（由勒夏特列原理判定）。
二、电离常数（1）概念在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，。
用K表示（一般酸的电离常数用K a表示，碱的电离常数用K b表示）。
（2）电离常数的意义根据电离常数数值的大小，可以估算弱电解质电离的程度，K值越大，电离程度，弱酸酸性。
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：。
（3）电离常数的影响因素电离常数。
（4）多元弱酸溶液中的离子浓度关系三、强弱电解质的判断1. 判断电解质强弱的方法（1）在相同浓度、相同温度下，与强电解质做导电性对比实验。
（2）浓度与pH的关系，如0.1mol/L CH3COOH溶液，其pH 1，则可证明CH3COOH 是弱电解质。
（3）测定对应盐的酸碱性。
如CH3COONa溶液呈，则证明醋酸是弱酸。
（4）稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。
如，将pH=2的酸溶液稀释1000倍，若pH 5，则证明该酸为弱酸；若pH 5，则证明该酸为强酸。
（5）利用实验证明存在电离平衡。
如醋酸溶液中滴入石蕊试液变红，再加CH3COONa固体，颜色。
2.一元强酸与一元弱酸的比较（1）相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较：（2）相同pH、相同体积的一元强酸（如盐酸）与一元弱酸（如醋酸）的比较：四、水的电离平衡及影响因素1.水的电离（1）水是极弱的电解质，也存在着电离平衡：。
在一定温度下，水电离出来的H+和OH-浓度的乘积是一个常数，称为水的，用符号表示。
（2）常温时，酸性溶液中：c(H+)>c(OH-)，pH 7；碱性溶液中：c(H+)<c(OH-)，pH 7；中性溶液中：c(H+)=c(OH-)，pH 7。
100℃时，水中c(H+)=c(OH-)=10-6 mol/L，pH=6，水为性。
常温时水中c(H+)=c(OH-)=10-7 mol/L，pH=7，水为中性。
（3）K w的几点说明a.水的离子积（K w）是指任一水溶液体系中的情况，c(H+)和c(OH-)代表水溶液中H+和OH-的总物质的量浓度。
无论酸、碱、盐等溶液中酸碱性怎么样，K w= ，仍是一常数。
一般情况下在25℃或室温下，K w为，而100℃时，K w 为1.0×10-12。
b.水的电离是永恒存在的，在研究水溶液体系中离子的种类时，不要忽略的同时存在。
2.影响水的电离平衡的因素（1）水的电离过程是热的过程，所以升高温度能促进水的电离，因此升温时K w 增大，降温时K w减小。
但不论温度升高或降低，纯水中c(H+)和c(OH-)始终。
（2）①向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的或的浓度，均可使水的电离平衡向 移动（即分子化的方向）。
② 向水中加入可溶性的盐，若组成盐的离子能与水电离产生的H +和OH -发生反应，生成难电离的物质，则能够破坏水的电离平衡，使水的电离平衡向 移动，可使水溶液呈碱性或酸性；③ 若所加的盐既不能与水中的H +和OH -发生反应，又不能电离产生H +和OH -，则不能破坏水的电离平衡，不使水的电离平衡发生 。
④ 若向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出的H +反应，促进水的电离，溶液中c(OH -) ，c(H +) 。
五、溶液的pH 及pH 计算1.溶液的pH （1）当c(H +)很小时，直接用物质的量浓度表示溶液酸碱性的强弱很不方便，通常采用c(H +)的负对数来表示，称为溶液的pH ，其表达式为 。
常温下，pH<7时，溶液呈酸性，pH 越小，溶液的酸性越 ；pH>7时，溶液呈碱性，pH 越大，溶液的碱性越 。
（2）当pH 改变一个单位时，c(H +)改变10倍，即pH 每增大1个单位，c(H +)就减小为原来的1/10；pH 每减小1个单位，c(H +)就增大为原来的 倍。
2.水的电离与溶液pH 关系的判断一定温度下，稀溶液中K w =c(H +)·c(OH -)是一个常数。
K w 只与温度有关，温度升高，K w 值增大。
由于水的电离的存在，所以溶液中H +和OH -是同时存在的（注意不是大量共存），酸碱性不同的溶液中，c(H +)和c(OH -)的相对大小不同，但在一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中，c(H +)·c(OH -)=K w （常数）。
25℃时，K w =1.0×10-14。
水电离出的c(H +)和c(OH -)始终是相等的，有时某一种需要忽略，但“越少越不能忽略”，意思是：酸中的c(OH -)很小，但这完全是由水电离出来的，不能忽略，同样，碱中的c(H +)也不能忽略。
3.溶液pH 的计算方法a.单一溶液pH 的计算（1）强酸溶液，如H n A ，设溶质的物质的量浓度为c mol/L ，c(H +)=nc mol/L ， pH=-lg c(H +)=-lg nc（2）强碱溶液，如B(OH)n ，设溶质的物质的量浓度为c mol/L ，ncc 1410)H (-+=mol/L ，pH=-lg c(H +)=14+lg ncb.两强酸混合由212211V V V )H (V )H ()H (++=+++c c c 混，先求出混合后的c(H +)混，再根据公式pH=-lg c(H +)求pH 。
若两强酸等体积混合，可采用速算法：混合后溶液的pH 等于混合前溶液pH 小的加0.3。
如pH=3和pH=5两种盐酸等体积混合后，pH=3.3。
c.两强碱混合由212211-V V V )OH (V )OH ()OH (++=--c c c 混，先求出混合后的c(OH -)混，再通过K w 求出c(H +)混，最后求出pH 。
若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH 等于混合前溶液pH 大的减0.3。
如pH=9和pH=11的两种烧碱溶液等体积混合后，pH=10.7。
d.强酸与强碱的混合强酸与强碱混合的实质为中和反应，H ++OH -=H 2O ，中和后溶液的pH 有以下三种情况： （1）若恰好中和，pH=7（25℃）；（2）若剩余酸，先求中和后剩余的c(H +)，再求pH ；（3）若剩余碱，先求中和后剩余的c(OH -)，再通过K w 求出c(H +)，最后求pH 。
e.已知酸和碱的pH 之和，判断等体积混合后溶液的pH （25℃）（1）若强酸与强碱溶液的pH 之和等于14，则混合后溶液显碱性，pH=7 （2）若强酸与强碱溶液的pH 之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7 （3）若强酸与强碱溶液的pH 之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7（4）若酸、碱溶液的pH 之和为14，酸、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。
六、酸碱稀释时pH 的变化1.强酸、强碱的稀释：在稀释时，当它们的浓度大于 时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于 时，应考虑水的电离。
如：2.弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH 范围。
如：第二部分：题型分类一、弱电解质的电离规律与溶液酸碱性判断的题型、需要判断强酸弱酸与强碱弱碱的题型例1.下列溶液肯定呈酸性的是（）A.含有H+离子的溶液B.c(OH-)=1×10-8mol/L的溶液C.c(OH-)<c(H+)的溶液D.pH小于7的溶液例2.根据下表数据（均在同温、同压下测定）：可得出弱电解质强弱顺序正确的是（）A.HX>HY>HZB.HZ>HY>HXC.HY>HZ>HXD.HZ>HX>HY例3.用食用白醋（醋酸浓度约1mol/L）进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是（）A.白醋中滴入石蕊试液呈红色B.白醋加入豆浆中有沉淀产生C.蛋壳浸泡在白醋中有气体放出D.pH试纸显示白醋的pH为2~3例4.已知室温时，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是（）A.该溶液的pH=4B.升高温度，溶液的pH增大C.此酸的电离平衡常数约为1×10-7D.由HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍例5.在同体积0.3mol/L的H2SO4、HCl、HNO3、CH3COOH溶液中，加入足量的Zn，下列说法中正确的是（）A.硫酸中放出氢气量最多B.醋酸中放出氢气量最多C.盐酸中放出氢气量最多D.盐酸和硝酸中放出氢气量相等例6.用0.01mol/L的NaOH溶液完全中和pH=3的下列溶液各100mL，需要NaOH溶液体积最大的是（）A.盐酸B.硫酸C.高氯酸D.醋酸例7.pH=3的两种酸溶液A、B，取等体积酸分别与足量的锌反应，酸A比酸B产生的氢气的量多。
下列说法正确的是（）A.A是强酸，B一定是弱酸B.A是弱酸，B一定是强酸C.A是强酸，B是强酸D.A酸性一定比B酸性弱例8.常温下0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH=a，下列能使溶液pH=(a+1) 的措施是（）A. 将溶液稀释到原体积的10倍B. 加入适量的醋酸钠固体C. 加入等体积0.2 mol·L-1盐酸D. 提高溶液的温度例9.有关常温下pH均为3的醋酸溶液和盐酸的说法正确的是（）A. 两种溶液中，由水电离出的氢离子浓度均为1×10-11 mol·L-1B. 分别加水稀释100倍后，两种溶液的pH仍相等C. 中和同体积的这两种酸溶液所需要NaOH物质的量也相等D. 分别加入足量锌片，两种溶液生成H2的体积相等例10.室温下，pH相差1的两种一元碱溶液A和B，分别加水稀释时，溶液的pH变化如图所示。
下列说法正确的是（）A. 稀释前，c(A) =10c(B)B. 稀释前，A溶液中由水电离出的OH-的浓度大于10-7 mol/LC. 在M点，A、B两种碱溶液中阳离子的物质的量浓度相等D. 用醋酸中和A溶液至恰好完全反应时，溶液的pH为7例11.（1）浓度均为1mol/L的①盐酸；②醋酸；③硫酸各1L，分别加入足量的锌。
开始时产生H2的速率由快到慢的顺序为：最终收集到的H2的体积由大到小的顺序为：中和三种酸，所需0.1mol/L的NaOH溶液的体积由大到小的顺序为：（2）pH均为1的①盐酸；②醋酸；③硫酸各1L，分别加入足量的锌。