高中化学第3章水溶液中的离子平衡第2节水的电离和溶液的酸碱性第2课时pH的计算及应用学案
高中化第三章水溶液中的离子平衡第二节(第2课时)溶液pH的计算课件选修4
＋
)
＝
0.015×2V－0.01V 2V
＝
0.01
mol/L，pH＝－lg 0.01＝2。
答案：(1)4 (2)3 (3)12 (4)2
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高中化第三章水溶液中的离子平 衡第二节（第2课时）溶液pH 的计算课件选修4
②若酸过量，直接求反应后溶液中的 (H＋)，c 混(H＋)＝cH＋V V 酸 酸 － ＋ cV O 碱H－V碱。
c
混
③若碱过量，应先求混合后溶液中的 c 混
(OH － ) ， 再 求
c
混 (H ＋ ) ， c
混 (OH － ) ＝
分别为 1×10－14 mol/L 和 1×10－10 mol/L。
将此两溶液等体积混合后，所得溶液中的
c(H＋)是(
)
A．1×(10－14＋10－10) mol/L
1× 10－14＋10－10
B.
2
mol/L
C．2×10－10 mol/L
D．2×10－14 mol/L
解析：选 D 碱溶液中应先求出 c 混(OH－) ＝100·V＋2V10－4·V≈5×10－1 mol/L，所以 c 混(H＋) ＝5×101－014－1 mol/L＝2×10－14 mol/L。
＝
0.001 mol/L，所以溶液的 pH＝－lgc(H＋)＝－lg
0.001＝3。
5．常温下将 pH＝2 的盐酸和 pH＝
11 的氢氧化钠溶液，以体积比 1∶9 混合
人教版高中化学选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性 课件(共21张PPT)
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 一个单位。
2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 不到一个单位 3、 pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能 接近7； 酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7：酸不 能等于或大于 7；碱不能等于或小于7。 4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
方法二：用pH计测定
三、pH的计算 酸性溶液，直接求pH 碱性溶液，先求pOH（或c(H+)），再求pH 混合溶液，先判断酸碱性， 再根据以上方法求 无限稀释接近7
➢pH计算１—— 强酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的 100倍，pH 值等于多少？
解： [H+]=
=1.0 ×10-5mol/L
➢pH计算4—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4 的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？
解：pH=-lg[H+] =-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1） =-lg5×10—2 =2-lg5 =1.3
关键：抓住氢离子进行计算！
➢pH计算5—— 强碱与强碱混合
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算8 弱酸强碱或强酸弱碱混合
（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相 混合，则混合液呈__酸___性
（2）PH为12的氨水和PH为2的盐酸等体积相混合，则混 合液呈 __碱____性
（3）PH为2的盐酸和PH为12的某碱等体积相混合，则混 合液PH_大__于__等__于__7
√ 6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+] 物质的量的浓
高二化学课件第3章第2节水的电离和溶液的PH
小结 3、影响水的电离平衡的因素
影响 因素
水的电离平衡移动 影响结果
方向 原因
c(H+) c(OH-) c(H+)与 c(OH-) KW 变化 变化 的关系
温 升温 右移 水的电离 增大 增大 增大 c(H+)=c(OH-)
度 降温 左移 过程吸热 减小 减小 减小 c(H+)=c(OH-)
加酸
左移 增大了 c(H+)
答:c(H+)来源于酸电离和水电离,且c(H+)酸≫c(H+)水 ，c(H+)水可以 忽略;c(OH-)来源于水的电离,且电离程度很小。由水电离出的
c(H+)与c(OH-)仍然相等；KW=[c(H+)酸+c(H+)水]·c(OH-)水≈c(H+)酸
·c(OH-)水。
1．常温下，0.1 mol·L－1 的 NaOH 溶液中由水电离出的 OH－的
4. 任何水溶液中都有c(H+)=c(OH-)。 × 5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。×
6. 对水升高温度电离程度增大，酸性增强。×
7.温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数 相等。
×
典例(双选)下列关于溶液酸碱性的说法正确的是 ( AC)
A.常温下,pH=7的溶液呈中性 B.中性溶液中一定有c(H+)=1.0×10-7 mol·L-1 C.c(H+)=c(OH-)的溶液呈中性 D.在100 ℃时,纯水的pH<7,因此呈酸性
KW=
c(H+)·c(OH-)
,25 ℃时,KW=1.0×10-14。
分析表格中的数据，有何规律，得出什么结论？并解释之。
【高中化学课件】第三章第二节水的电离和溶液的酸碱性平衡
水的离子积是水电离平衡时的性质,不仅适用于纯水,也适用 于稀的 电解质 水溶液,只要温度不变,KW就不变。
已知KW100℃=10-12，则在100 ℃时纯水中的c(H+)等于多少？
【归纳总结】
⑴ 任何水溶液中都存在 H+ 和 OHபைடு நூலகம்。
⑵ 任何水溶液中，c(H+)水电离 = c(OH-)水电离
⑶常温下： Kw=c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14
c(OH－) = 10-12 mol/L
2、常温下， 0.01mol/L NaOH溶液中， c(H+)、c(OH－)分别为多少？
c(OH－) = 0.01 mol/L
c(H+) = 10-12 mol/L
3、常温下， 20mL 0.1mol/L的盐酸，与 30mL 0.05mol/L Ba(OH)2溶液混合， 求混 合液中c(H+)、c(OH－)。
练9、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度 下其离子积为Kw25℃=1×10-14， Kw35℃ =2.1 ×10-14。
则下列叙述正确的是D( )
A、CH+随着温度的升高而降低 B、在35℃时，纯水中 CH+＞COHC、水的电离常数Kw25 ＞Kw35 D、水的电离是一个吸热过程
练10、向纯水中加入少量硫酸氢钠溶液（温度
3.在水中加入强酸或者强碱后，水的离子积是 否发生改变？水的电离是否受影响？
对常温下的纯水进行下列操作，填写下表
条件 加HCl
酸碱 水的电离
c(H+)与
性
平衡移动 c(H+) c(OH-) c(OH-)
方向
大小关系
高中化学第三章水溶液中的离子平衡2水的电离和溶液的酸碱性1水的电离和溶液的酸碱性4化学
第五页，共二十三页。
体系变化\ 条件
酸
碱
平衡移 动方向 Kw
水的电 离程度
可水解 的盐
温度
Na2CO3 NH4Cl 升温
降温 其他：如加入 Na
NaHSO4(s)
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c(OH－)
c(H＋)
二、溶液的酸碱性和 pH
1．溶液的酸碱性
溶液的酸碱性是由溶液中 c(H＋)与 c(OH－)相对大小决定的。
＜10－7 ＞10－7 ＝10－7
pH 越小，c(H＋)
1×10－
14
越大，溶液的酸 性越强；pH 越
大，c(OH－)越大，
溶液的碱性越强
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第十九页，共二十三页。
注意：判断溶液酸碱性的根本依据是 c(H＋)与 c(OH－)的相对大小，该判断方法不受温 度的影响。若用 c(H＋)、c(OH－)或 pH 来判断溶液酸碱性需指明温度。
第二节 水的电离(diànlí)和溶液的酸碱性。第二节 水的电离(diànlí)和溶液的酸碱性。第一课时 水的电离(diànlí)和溶液的酸碱性
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c(H＋)与
25 ℃
溶液 的酸 碱性
c(OH－) 的
相对大 小
溶液的 pH 值
c(H＋) (mol·L－
1)
c(OH－) (mol·L－1)
Kw
备注
酸性 碱性 中性
c(H＋)＞ c(OH－) c(H＋)＜ c(OH－) c(H＋)＝ c(OH－)
pH＜7 pH＞7 pH＝7
＞10－7 ＜10－7 ＝10－7
人教版高二化学选修四 第3章 第2节 第2课时 溶液pH的计算41包含答案解析
●典例透析
常温下等体积混合 0.1 mol·L －1 的盐酸和 0.06
mol·L－1 的 Ba(OH) 2 溶液后，溶液 pH 等于 ( )
A． 2.0
B． 12.3
C ． 1.7
D ． 12.0
? 【解析】 该题是酸碱混合的计算，首先要判断哪
种物质过量，盐酸溶液中的 c(H＋)＝0.1 mol ·L－1， Ba(OH)2溶液中的c(OH－)＝0.06 mol ·L－1×2＝ 0.12 mol·L－1，故碱过量，又因是等体积混合，故
平行于 x轴的水平线 )，易得 m<n。(4)与(3)相似画一 个稀释图像即可，然后根据图像易得 m>n。
? 【答案】 (1)m<n (2)m>n ? (3)m<n (4)m>n
●变式训练
? 2．常温下，关于溶液的稀释下列说法正确的是
() ? A．pH ＝3的醋酸溶液稀释 100 倍，pH＝5 ? B．pH ＝4的 H2SO4溶液加水稀释 100倍，溶液中由
中的pH＝_7_。
? ②若酸过量，直接求反应后溶液中的
c?H ＋ ?V酸 －c?OH －?V碱
＋)＝ ________V_酸＋__V_碱_______ 。
c混(H ＋)， c混(H
? ③若碱过量，应先求混合溶液中的 c混(OH－)，再求
c?OH －?V碱－c?H＋?V酸
c混(H＋ )，c混(OH－)＝______V_酸_＋__V_碱_______ ， c混
水电离产生的 c(H＋)＝1× 10－6mol·L－1 ? C．将 1 L 0.1 mol ·L－1的Ba(OH) 2溶液稀释为 2 L ，
pH ＝13 ? D．pH ＝8的NaOH 溶液稀释 100倍，其 pH＝6
人教版高中化学选择性必修第一册第三章 第二节 第2课时 酸碱中和滴定(课件PPT)
又如，测定碘盐中碘含量的反应原理是： 5KI+KIO3+3H2SO4 = 3K2SO4+3I2+3H2O I2+2Na2S2O3 =2NaI+Na2S4O6 （2）指示剂的选择 用酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液或含Fe2+溶液时，不需另加指示剂。用Na2S2O3溶液滴定含I2的溶 液时，以淀粉为指示剂。 （3）计算 依据化学方程式或离子方程式或关系式列比例式计算，或运用得失电子守恒进行计算。 （4）应用 氧化还原滴定广泛地应用于溶液浓度的测定、物质纯度的测定等定量分析。
c（HCl）V （ HCl）aq V （ NaOH）aq
。欲求c（NaOH），须先求
V［（HCl）aq］，再代入公式。
（1）考查酸碱中和滴定实验的操作规范。
（3）先算出耗用标准酸液的平均值：V
=
26.11 mL 26.09 mL 2
= 26.10 mL（第二次偏差太大，舍去），
再求NaOH溶液的物质的量浓度。
答案：（1）锥形瓶内颜色变化 半分钟内不恢复原来的颜色
（3） V = 26.11 mL 26.09 mL
=26.10
2 mL，c（NaOH）=
0.100 0 mol / L 26.10 mL
25.00 mL
=0.104 4 mol/L
（2）0.00
26.10
26.10
三 实践活动——实验测定酸碱滴定曲线 1.实验目的 【提示】课本中的“学习用图示处理科学实验数据的方法”，即应用中和滴定数据绘制滴定曲 线的方法。 2.实验原理 ·滴定曲线的涵义 前面图3-2-6中的图像就是一条滴定曲线（注意其横、纵坐标轴的意义）。它描述了酸碱滴定过 程中溶液pH的变化情况。 3.滴定曲线的意义 滴定曲线中滴定终点附近的pH变化情况，对于酸碱滴定中如何选择合适的指示剂具有重要意义。 指示剂的变色范围必须在“突变范围之内”。 【注意】 （1）pH计和滴定管夹都属于实验中的主要仪器。 （2）c（HCl）和c（NaOH）都精确到4位有效数字。 （3）实验试剂中没有酸碱指示剂。
高中化学第三章第二节水的电离和溶液的酸碱性第2课时教案新人教版选修4
水的电离和溶液的酸碱性【讲课目标】⒈认识溶液的酸碱性和pH 的关系⒉掌握有关溶液ｐＨ值的简单计算⒊认识常用的酸碱指示剂【讲课要点】⒈水的离子积，Ｈ＋浓度、ＯＨ－浓度、ｐＨ值与溶液酸碱性的关系⒉有关溶液ｐＨ值的简单计算【讲课难点】ｐＨ值的计算【讲课过程】二、溶液的酸碱性和pH⒈定义： PH=，广泛 pH 的范围为0～ 14。
注意：当溶液中 [H +] 或 [OH- ] 大于 1mol/L时，不用 pH 表示溶液的酸碱性。
⒉意义：溶液的酸碱性常温（ 25℃）中性溶液： C(H+)C(OH- )C(H+)1×10- 7 mol/L pH7酸性溶液： C(H+)C(OH- )C(H+)1×10-7 mol/L pH7碱性溶液： C(H+)C(OH- )C(H+)1×10-7 mol/L pH7⒊溶液 PH的测定方法（1）酸碱指示剂法说明：常用的酸碱指示剂有石蕊、甲基橙、酚酞试液。
常用酸碱指示剂的ｐＨ变色范围指示剂变色范围的ｐＨ石蕊<５红色5－8紫色>8 蓝色甲基橙<3.1 红色 3.1 －橙色>4.4 黄色酚酞<8 无色8－ 10 浅红色>10 红色（ 2）ｐＨ试纸法使用方法：（ 3） PH计法三、 PH的应用阅读教材 P49-50四、有关 pH 的计算（一）单一溶液的 PH计算1、分别求SO 溶液和 0.05mol/L Ba(OH)2溶液的 PH值。
242、已知常温下浓度为的 CH3COOH溶液的电离度为 1%，求该溶液的PH值。
（二）酸碱混杂溶液的PH计算3、将 PH=2的 H2SO4溶液与 PH=4的 H2SO4溶液等体积混杂后, 求溶液的 PH值。
4、将 PH=8的 NaOH溶液与 PH=10的 NaOH溶液等体积混杂后, 求溶液的 PH 值。
5、常温下 PH=4的 HCl 和 PH=10 的 NaOH分别按体积比为1： 1，11： 9， 9： 11 混杂，分别求三种状况下溶液的 PH值。
第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第二课时)
人教版高中化学选修4 第三章第二节水的电离和溶液的酸碱性第二课时溶液的酸碱性和PH教学目标：知识与技能：1、能进行溶液的pH的简单计算2、理解溶液的pH。
理解溶液的pH跟溶液中c(H+)之间的关系。
过程与方法：1、通过各种类型溶液pH的计算，掌握电解质溶液pH计算方法。
2、通过不同溶液混合后pH的计算，掌握具体情况具体分析的思考方法，提高分析问题解决问题能力。
情感、态度与价值观：重点：pH与溶液酸碱性的关系，有关溶液的pH的简单计算难点：各类溶液、各类混合后的c(H+)、pH的计算。
教学过程：【回顾】水的电离、离子积常数、水电离平衡的影响因素、溶液的酸碱性.【过渡】利用离子积计算溶液中的H＋或OH－浓度例1、求25℃0.01mol/L盐酸的C(OH-)【分析】在该溶液中存在哪几种电离？c(H＋)×c(OH－)中的c(H＋)应等于两者之和HCl = H＋＋ Cl－0.01 0.01H2O＝H＋＋OH－x x所以，(0.01+x)x=10－14 一般地，x 与0.01相比，可以忽略不计【过渡】从上述数据来看，上述c(H＋)、c(OH－)都较小，使用起来不方便，因此，化学上常采用pH来表示溶液的酸碱性的强弱。
【板书】三、pH1、定义：pH=－lg[c(H＋)]【讲解】溶液的pH指的是用C(H＋)的常用负对数来表示溶液的酸碱性强弱，即pH=－lg[c(H ＋)]，要注意的是的，当溶液中C(H＋)或C(OH―)大于1 mol 时，不用pH来表示溶液的酸碱性。
广泛pH的范围为0-14【讲述】中性溶液，c(H＋)=c(OH－)＝10－7mol/L pH=7酸性溶液，c(H＋)>c(OH－) pH<7碱性溶液，c(H＋)<c(OH－) pH>7【板书】2、广泛pH的范围：0-14溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。
【过渡】用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，掌握有关的pH计算是十分重要的。
高中化学选修4人教课件：第三章第二节第2课时酸碱中和滴定
1. 判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)碳酸钠溶液可以装在酸式滴定管中。( ) (2)用 0.1 mol·L－1 盐酸滴定未知浓度 NaOH 溶液时， 锥形瓶用 NaOH 溶液润洗两次。( ) (3)用已知浓度稀盐酸滴定未知浓度的 NaOH 溶液， 选择紫色石蕊试剂作指示剂。( )
问题 2：酸碱中和滴定中常见的错误操作有哪些？它们会
造成怎样的误差？
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例说
明：
步 骤
洗 涤
操作
酸式滴定管未用标准溶液润 洗
碱式滴定管未用待测溶液润 洗
锥形瓶用待测溶液润洗 锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
V(标)
变大
变小 变大 不变
c(待)
偏高
偏低 偏高 无影响
③直接导致所测盐酸加入时被蒸馏水稀释，浓度偏小。其
余各项均可用 c 酸＝c碱·V酸V碱推导：①会导致计算用的 c 碱比
实际滴定的偏大，计算结果偏大；④有一部分碱液用于填
气泡，计算用的 V 碱比实际滴定的偏大，计算结果偏大；⑤
会导致计算用的 V 碱比实际滴定的偏小，计算结果偏小。
答案：A
•不习惯读书进修的人，常会自满于现状，觉得没有什么事情需要学习，于是他们不进则退2022年4月15日星期五2022/4/152022/4/152022/4/15 •读书，永远不恨其晚。晚比永远不读强。2022年4月2022/4/152022/4/152022/4/154/15/2022 •正确的略读可使人用很少的时间接触大量的文献，并挑选出有意义的部分。2022/4/152022/4/15April 15, 2022 •书籍是屹立在时间的汪洋大海中的灯塔。
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第2课时pH的计算及应用1．掌握pH的简单计算，了解各类混合溶液pH的计算。
(难点)2．了解溶液稀释时pH的变化规律。
(重点)教材整理1 溶液pH的计算1．计算依据据pH＝－lg_c(H＋)，求pH的关键是求溶液中的c(H＋)。
2．计算方法教材整理2 pH的应用1．人体健康调节如洗发时人们用的护发素主要功能是调节头发的pH使之达到适宜的酸碱度。
2．环保治理污水酸性废水可投加碱性物质使之中和，碱性废水可投加酸性物质或利用烟道气中和。
3．农业生产调节控制土壤的pH使之适宜作物生长，提高作物的质量和产量。
4．在医疗上可以通过测试和调节pH来进行诊断和治疗疾病。
5．在科学实验和工业生产方面溶液pH的控制常常是影响实验结果或产品质量、产量的关键因素。
[探究·升华][思考探究](1)25 ℃时，0.005 mol·L－1的H2SO4溶液的pH是多少？1×10－5mol·L－1的NaOH溶液的pH是多少？【提示】H2SO4溶液pH＝12。
NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－5mol·L－1，则c(H＋)＝K w/c(OH －)＝1×10－9mol·L－1，则pH＝9(2)25 ℃某溶液由水电离出的c (H ＋)＝1×10－12mol·L －1，请探究该溶液的pH 可能为多少？【提示】 若为酸性溶液，则水电离出的c (OH －)＝1×10－12mol·L －1，则c (H ＋)＝1×10－141×10－12 mol·L －1＝1×10－2mol·L －1，则pH ＝2；若为碱性溶液，则c (H ＋)＝c (H ＋)水＝1×10－12mol·L －1，则pH ＝12。
(3)pH ＝1的盐酸加入等体积的pH ＝4的盐酸，pH 为多少？【提示】 pH ＝1的盐酸和pH ＝4的盐酸等体积混合后，c (H ＋)＝1×10－1＋1×10－41＋1mol·L －1＝12×10－1 mol·L －1，pH ＝1.3。
(4)25 ℃时，pH ＝13的NaOH 溶液与pH ＝11的Ba(OH)2溶液等体积混合，混合溶液的pH 计算过程如下：pH ＝13的NaOH 溶液c (H ＋)＝10－13mol·L －1pH ＝11的Ba(OH)2溶液c (H ＋)＝10－11mol·L －1故二者的混合溶液中c (H ＋)＝12×(10－13 mol·L －1＋10－11 mol·L －1)≈5×10－12 mol·L －1故pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg(5×10－12)＝11.3该计算过程正确吗？【提示】 不正确。
强碱混合求pH 时，应先计算溶液中的c (OH －)，然后借助K w 求c (H＋)，最后求得pH 。
c (OH －)＝0.001×V ＋0.1×V 2V＝0.050 5 mol·L －1pH ＝－lg 10－140.050 5＝－lg(1.98×10－13)＝13－lg1.98＝12.7。
[认知升华]1．单一溶液pH 的计算(1)强酸溶液，如H n A 溶液，设溶质的物质的量浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝nc mol·L－1，pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg nc 。
(2)强碱溶液，如B(OH)n 溶液，设溶质的物质的量浓度为c mol·L －1，c (H ＋)＝10－14ncmol·L －1，pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg nc 。
2．两强酸混合后pH 的计算由c (H ＋)混＝c＋1V 1＋c ＋2V2V 1＋V 2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小的加0.3。
如pH ＝3和pH ＝5的盐酸等体积混合后，pH ＝3.3。
3．两强碱混合后pH 的计算 由c (OH －)混＝c－1V 1＋c－2V2V 1＋V 2先求出混合后的c (OH －)混，再通过K W 求出混合后的c (H ＋)，最后求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的烧碱溶液等体积混合后，pH ＝10.7。
4．强酸、强碱混合后溶液pH 的计算方法(1)若强酸、强碱混合恰好完全反应，则混合后溶液中的pH ＝7(25 ℃)。
(2)若酸过量，直接求反应后溶液中的c 混(H ＋)，c 混(H ＋)＝c＋V 酸－c－V 碱V 酸＋V 碱。
(3)若碱过量，应先求混合后溶液中的c混(OH －)，再求c 混(H ＋)，c混(OH －)＝c－V 碱－c ＋V 酸V 酸＋V 碱，c 混(H ＋)＝K Wc 混－。
[题组·冲关]1．根据常温下，水的离子积K W ＝c (H ＋)·c (OH －)，回答下列问题：【导学号：29910036】(1)c (H ＋)为1.0×10－2mol·L －1的某溶液中，c (OH －)为________，其pH 为________。
(2)pH ＝3的某盐酸溶液中，c (H ＋)为________，由水电离产生的c (H ＋)为________。
(3)c (H ＋)为1.0×10－12mol·L －1的溶液呈________性，你判断的依据是________。
(4)将0.4 g NaOH 固体溶于水，得到1 L 溶液，c (OH －)＝________，c (H ＋)＝________，pH ＝________。
【答案】 (1)10－12mol·L －1 2 (2)10－3mol·L －1 10－11mol·L －1(3)碱 c (OH－)>c (H ＋)(4)0.01 mol·L －110－12mol·L －1122．常温下，pH ＝2的盐酸与pH ＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c (H ＋)为________，pH 为________。
【解析】 c (H ＋)＝10－2×1＋10－4×1011mol·L －1＝10－3 mol·L －1，pH ＝3。
【答案】 1×10－3 mol·L －133．常温下，将200 mL 5×10－3mol·L －1NaOH 溶液与100 mL 2×10－2mol·L －1NaOH 溶液混合后，溶液的c (OH －)为________，c (H ＋)为________，pH 为________。
【答案】 1.0×10－2mol·L－1 1.0×10－12mol·L－1124．常温下，pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为________；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为________；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为________。
【答案】7 3 11教材整理1．对于强酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大1个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大不足1个单位。
无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
2．对于强碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小1个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小不足1个单位。
无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
3．强酸溶液：pH＝a，加水稀释10n倍，则pH＝a＋n(a＋n<7)。
强碱溶液：pH＝b，加水稀释10n倍，则pH＝b－n(b－n>7)。
4．弱酸溶液：pH＝a，加水稀释10n倍，则a<pH<a＋n(a＋n<7)。
弱碱溶液：pH＝b，加水稀释10n倍，则b－n(b－n>7)<pH<b。
[探究·升华][思考探究]pH＝2的两种一元酸x和y，体积均为100 mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。
分别滴加NaOH溶液(c＝0.1 mol·L－1)至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为V x、V y，则问题思考：(1)判断一元酸x、y的强、弱。
【提示】x是强酸，y是弱酸。
(2)c(x)与c(y)的相对大小关系如何？【提示】c(x)<c(y)。
(3)V x与V y的相对大小关系如何？【提示】V x<V y。
(4)物质的量浓度相同的x、y两种溶液中，c(H＋)x和c(H＋)y的相对大小关系如何？pH x与pH y的相对大小关系如何？【提示】c(H＋)x>c(H＋)y，pH x<pH y。
[认知升华]1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表和图像)加水稀释时的pH变化情况2．相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较(见下表和图像)加水稀释时的pH变化情况[题组·冲关]题组1 酸、碱溶液稀释后pH变化规律1．pH相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释到原溶液的m倍和n倍，稀释后两溶液的pH仍相同，则m和n的关系量是( )A．m＝n B．m＞nC．m＜n D．无法判断【解析】因为醋酸是弱酸，加水后促进电离，醋酸电离度增加，加水后，氢离子浓度在减小的过程中氢离子的物质的量增大，而盐酸是强酸在水中完全电离，加水后，氢离子浓度只是在减小，氢离子的物质的量不变，所以要使稀释后两溶液pH值相同，则醋酸的体积比盐酸的体积要大，就必须使m＞n，答案选B。
【答案】 B2．常温下，关于溶液的稀释，下列说法正确的是( )A．pH＝3的醋酸溶液稀释100倍，pH＝5B．pH＝4的H2SO4溶液加水稀释100倍，溶液中由水电离产生的c(H＋)＝1×10－6mol·L －1C．将1 L 0.1 mol·L－1的Ba(OH)2溶液稀释为2 L，pH＝13D．pH＝8的NaOH溶液稀释100倍，其pH＝6【解析】A项，CH3COOH是弱酸，在稀释过程中电离程度增大，稀释100倍后，3<pH<5；B项，pH＝4的H2SO4溶液稀释100倍时，溶液中的c(H＋)＝1.0×10－6mol/L，水电离的c(OH－)＝K Wc＋＝1×10－8 mol/L，由水电离的c(OH－)与水电离的c(H＋)相等；C项，0.1 mol/L Ba(OH)2溶液稀释到2 L时，c(OH－)＝0.1 mol/L，c(H＋)＝K Wc－＝10－13 mol/L，pH＝13；D项，NaOH溶液是强碱溶液，不论怎样稀释，pH在常温下不可能为6，只能无限地接近于7。