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水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。
只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在,注意不是大量共存。
（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡：H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为H 2O H + ＋ OH –(2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH –（3）发生电离的水分子所占比例很小根据水的电离平衡,写出相应的平衡常数表达式应有K 电离＝ 室温时,1L 纯水中（即55。
56mol/L)测得只有1×10-7molH 2O 发生电离,电离前后H 2O的物质的量几乎不变，故c (H 2O ）可视为常数，上式可表示为：c （H +)·c （OH –）＝K 电离·c (H 2O ）K 电离与常数c （H 2O ）的积叫做水的离子积常数,用K W 表示2．水的离子积一定温度下,无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +）·c (OH –） =1×10—14水的电离是个吸热过程,故温度升高，水的K W 增大.同样K W 只与温度有关.归纳：①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量.K 值越大，电离趋势越大.②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
③电离常数随温度升高而增大。
室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略 ④水的离子积不仅适用于纯水,也适用于酸、碱、盐稀溶液⑤任何溶液中由水电离的c (H +）与c (OH –)总是相等的3．影响水的电离平衡的因素:温度、酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pHc (H +)·c (OH -) c (H 2O)1．常温pH=7(中性）pH＜7 （酸性）pH＞7（碱性）2．pH测定方法：pH试纸、酸碱指示剂、pH计3．溶液pH的计算方法（1)酸溶液: n （H+)→c（H+)→pH（2)碱溶液:n（OH–)→c(OH–)→c（H+）=1×10-14/ c（OH–）→pH（3）酸碱混合：pH=7 ：n （H+）= n（OH–)pH＞7 ：n （H+）＜n（OH–），c(OH–)= n（OH–）- n (H+）/V混合液→c(H+) →pH pH＜7；n (H+)＞n（OH–),c(H+）= n （H+)- n（OH–) /V混合液→pH4．特例。
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1、水的电离:2、外界条件的改变对水的电离的影响：3、水的离子积常数：Kw只与温度相关，与溶液的酸碱性无关。
温度越高，Kw越大。
Kw是水电离平衡时的性质，它不但适用于纯水，也适用于任何酸、碱或盐的稀溶液。
实验测得：25℃的纯水中 C (H+)= C(OH—) =1×10- 7 mol/L所以，25℃时，Kw=1×10-14例题：25℃时1、计算0.1 mol/L 的NaOH溶液中水电离出的H+、OH—的浓度？2、计算0.1 mol/L 的HCl溶液中水电离出的H+、OH—的浓度？结论：向水中加入的C（H+）或C（OH—）相等时，对水的电离平衡的抑制作用相同。
二、溶液的酸碱性和PH值1、溶液的酸碱性：跟H+和OH—浓度的相对大小相关C（H+ ）= c(OH-) ，溶液呈中性； c(H+) > c(OH—) ，溶液呈酸性；c(H+) < c(OH—) ，溶液呈碱性25℃时：中性溶液中，c(H+) = 10-7mol/L 酸性溶液中，c(H+) > 10-7mol/L 碱性溶液中，c(OH—)> 10-7mol/L2、溶液的PH①表示方法：用H+的物质的量浓度的负对数来表示。
②公式：PH= —lg{C(H+)}③溶液的酸碱性跟pH的关系：PH越小酸性越强，PH越大碱性越强。
25℃时：中性溶液，PH=7 酸性溶液，PH<7 碱性溶液，PH>7100℃时：中性溶液，PH = 6 酸性溶液，PH < 6 碱性溶液，PH > 6所以：未注明温度时，PH=7的溶液不一定是中性溶液。
注意：通常，当c(H+)或c(OH—)≥1mol/L的溶液，其酸碱性不用pH表示，而是直接用H+浓度或OH—浓度来表示。
3、溶液PH的计算（均为25℃）①单一溶液的PH计算A、计算0.1 mol/L HCl溶液的PH？B、计算0.1 mol/L NaOH溶液的PH？②溶液稀释后求PHA、PH=1的HCl溶液加水稀释10倍、100倍后的PH？结论：PH=m的强酸加水稀释10n倍，PH=m+n≤7B、PH=13的NaOH溶液加水稀释10倍、100倍后的PH？结论：PH=m的强碱加水稀释10n倍，PH=m-n≥7C、PH=1的HAc溶液加水稀释10倍、100倍后的PH结论：PH=m的弱酸加水稀释10n倍，m<PH<m+nD、PH=13的NH3·H2O溶液加水稀释10倍、100倍后的PH结论：PH=m的弱碱加水稀释10n倍，m-n<PH<m③溶液混合后求PHA、强酸与强酸混合例1、 0.1 mol/L 的HCl溶液与1.9 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、 0.2 mol/L 的HCl溶液与0.9 mol/L 的H2SO4溶液等体积混合，计算混合后的PH？例3、PH=1的HCl溶液与PH=2 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例4、PH=1的HCl溶液与PH=3的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？总结：PH相差≥2的两种强酸等体积混合时，PH（混）=小PH+0.3B、强碱与强碱混合例1、 0.1 mol/L 的NaOH溶液与1.9 mol/L 的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、0.2 mol/L 的NaOH溶液与0.9 mol/L 的Ba(OH)2溶液等体积混合，计算混合后的PH？例3、PH=11的NaOH溶液与PH=12 的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？例4、PH=11的NaOH溶液与PH=13的NaOH溶液等体积混合，计算混合后的PH？总结：PH相差≥2的两种强碱等体积混合时，PH（混）=大PH-0.3C、强酸与强碱混合例1、 0.1 mol/L 的NaOH溶液与0.12 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？例2、0.12 mol/L 的NaOH溶液与0.1 mol/L 的HCl溶液等体积混合，计算混合后的PH？D、强酸与弱碱混合例题：将PH=4的盐酸溶液与PH=10的某碱溶液等体积混和，所得溶液的PH值（）A、=7B、≥7C、≤7D、>7E、弱酸与强碱混合例题：将PH=6的某酸溶液与PH=8的氢氧化钡溶液等体积混和，所得溶液的PH值（）A、=7B、≥7C、≤7D、>74、PH的测定①酸碱指示剂（定性测定）A、成分：一般是有机弱酸或有机弱碱。
水的电离和溶液的酸碱性一、水的电离1．水的电离电离方程式: H 2O ＋＋OH －; 平衡常数表达式为K ＝c (H ＋)·c (OH －)c (H 2O )。
25℃时，纯水中c (H ＋)＝c (OH －)＝1×10－7 mol·L －1。
2．水的离子积(1) K W ＝c (H ＋)·c (OH －)。
(2)影响因素：温度，温度升高，K W 增大。
(3)25℃时，K W ＝c (H ＋)·c (OH －)＝1×10－14。
注意：①K W 不仅适用于纯水，也适用于酸性或碱性的稀溶液；②K W 只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关；③酸溶液中可以忽略由水电离出来的c (H ＋)，碱溶液中可以忽略由水电离出来的c (OH－)。
二、溶液的酸碱性与pH1．pH ＝－lg c (H ＋)，反过来c (H ＋)＝10－pH 。
2．溶液中c (H ＋)与c (OH －)的大小关系及溶液的pH ：注意：①溶液的酸性越强，pH 越小；溶液的碱性越强，pH 越大。
②pH 一般适用于表示c (H ＋)或c (OH －)小于等于1 mol·L －1的溶液。
知识点一 水的电离1．在某温度时，测得纯水中的c (H ＋)＝2.0×10－7 mol·L －1，则c (OH －)为( )A ．2.0×10－7 mol·L －1B ．0.1×10－7 mol·L －1C ．1.0×10－14/2.0×10－7 mol·L －1D ．无法确定2．室温下，把1 mL 0.1 mol·L －1的H 2SO 4加水稀释成2 L 溶液，在此溶液中由水电离产生的H ＋，其浓度接近于( )A ．1×10－4 mol·L －1B ．1×10－8 mol·L －1C ．1×10－11 mol·L －1D ．1×10－10 mol·L －13．能影响水的电离平衡，并使溶液中的c (H ＋)>c (OH －)的措施是( )A ．向纯水中投入一小块金属钠B ．将水加热煮沸C ．向水中通入SO 2D ．向水中加入NaCl知识点二 水的离子积常数4．下列关于水的离子积常数的叙述中，正确的是( )A ．因为水的离子积常数的表达式是K W ＝c (H ＋)c (OH －)，所以K W 随溶液中c (H ＋)和c (OH－)的变化而变化B ．水的离子积常数K W 与水的电离平衡常数K 是同一物理量C ．水的离子积常数仅仅是温度的函数，随温度的变化而变化D ．水的离子积常数K W 与水的电离平衡常数K 是两个没有任何关系的物理量5．25℃时，水的电离达到平衡：H 2O ＋＋OH － ΔH >0，下列叙述正确的是( )A ．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c (OH －)降低B ．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c (H ＋)增大，K W 不变C ．向水中加入少量CH 3COOH ，平衡逆向移动，c (H ＋)降低D ．将水加热，K W 增大，pH 不变知识点三 溶液的酸碱性6．下列说法正确的是( )A ．pH<7的溶液一定是酸溶液B ．同温下，pH ＝5的溶液和pH ＝3的溶液相比，前者c (OH －)是后者的100倍C ．室温下，每1×107个水分子中只有一个水分子发生电离D ．在1 mol·L －1的氨水中，改变外界条件使c (NH ＋4)增大，则溶液的pH 一定增大7．对室温下pH 相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是( )A ．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH 均增大B ．使温度都升高20℃后，两溶液的pH 均不变C ．加水稀释2倍后，两溶液的pH 均减小D ．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多8．下列溶液一定显酸性的是( )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 －1D ．pH>7的练基础落实1．关于水的离子积常数，下列说法不正确的是()A．100℃水中，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14B．纯水中，25℃时，c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14C．25℃时，任何以水为溶剂的稀溶液中c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14D．K W值随温度升高而增大2．常温下，某溶液中由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1，该溶液可能是()①二氧化硫水溶液②氯化铵水溶液③硝酸钠水溶液④氢氧化钠水溶液A．①④B．①②C．②③D．③④3．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．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练方法技巧4．已知液氨的性质与水相似，25℃时，NH3＋NH3＋4＋NH－2，NH＋4的平衡浓度为1×10－15 mol·L－1，则下列说法中正确的是()A．在液氨中加入NaNH2可使液氨的离子积变大B．在液氨中加入NH4Cl可使液氨的离子积减小C．在此温度下液氨的离子积为1×10－17D．在液氨中放入金属钠，可生成NaNH25．t℃时，水的离子积为K W，该温度下将a mol·L－1的一元酸HA与b mol·L－1的一元碱BOH等体积混合，要使混合液呈中性，必要的条件是()A．混合液中c(H＋)＝K WB．混合液的pH＝7C．a＝bD．混合液中c(B＋)＝c(A－)＋c(OH－)6．pH＝3的两种一元酸HX和HY溶液，分别取50 mL加入足量的镁粉，充分反应后，收集到H2的体积分别为V(HX)和V(HY)，若V(HX)>V(HY)，则下列说法正确的是() A．HX可能是强酸B．HY一定是强酸C．HX的酸性强于HY的酸性D．反应开始时二者生成H2的速率相等7. 常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1×10－13mol·L－1，该溶液可能是( )①SO2②NH4Cl溶液③NaHSO4溶液④醋酸溶液⑤NaNO3溶液⑥氨水⑦NaHCO3溶液(溶液显碱性) ⑧NaOH溶液A. ①③④⑥⑧B. ①④⑥⑧C. ①④⑤⑥⑦D. ②⑤⑧8．向10mL pH=12的某碱溶液中加入10mL pH=2的盐酸，充分反应后滴入酚酞试液，溶液变红，则此碱一定是( )A．弱碱B．一元强碱C．多元强碱D．任何碱强酸、强碱溶液混合时溶液pH的计算知识点一 强酸、强碱溶液pH 的计算1．常温下，某溶液中由水电离产生的c (H ＋)＝1×10－11 mol·L －1，则该溶液的pH 可能是( )A ．4B ．7C ．8D ．112．常温下某氢氧化钠溶液的浓度为0.01 mol·L －1，则该溶液的pH 值为________。
水的电离与溶液的酸碱性水是生命之源，无论是在地球上还是在人体内，水都扮演着至关重要的角色。
然而，水并不是一个单纯的物质，它具有一定的电离性，从而使得水成为了一种溶剂，能够溶解许多物质。
同时，水的电离也与溶液的酸碱性息息相关。
水的电离是指水分子在一定条件下发生自身分解的过程，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这个过程可以用化学方程式表示为：H2O ⇌ H+ + OH-。
在纯净水中，水的电离程度非常低，只有极少数的水分子发生电离。
这是因为水分子是由一个氧原子和两个氢原子组成的，氧原子带有负电荷，而氢原子带有正电荷，因此水分子是一个极性分子。
这种极性使得水分子能够相互吸引，并形成氢键，从而稳定了水分子的结构。
当溶质溶解到水中时，它们与水分子发生相互作用，导致水的电离程度发生改变。
溶质可以是酸、碱或其他化合物。
酸是一种能够释放氢离子的物质，而碱是一种能够释放氢氧根离子的物质。
当酸溶解到水中时，它会释放出氢离子，增加了水中的H+浓度，使得水的电离程度增加。
相反，当碱溶解到水中时，它会释放出氢氧根离子，增加了水中的OH-浓度，同样也使得水的电离程度增加。
这种改变水的电离程度的能力被称为酸碱性。
溶液的酸碱性可以通过pH值来描述。
pH值是一个反映溶液酸碱性强弱的指标，其数值范围从0到14。
pH值小于7的溶液被称为酸性溶液，pH值大于7的溶液被称为碱性溶液，而pH值等于7的溶液被称为中性溶液。
pH值的计算公式为：pH= -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
由于pH值是对数尺度，所以每个单位的pH值之间相差10倍。
溶液的酸碱性不仅仅与溶质的性质有关，还与溶液中的浓度有关。
当酸或碱的浓度增加时，溶液的酸碱性也会增强。
这是因为溶液中的酸碱物质的数量增加，增加了水的电离程度。
同样地，当酸或碱的浓度减少时，溶液的酸碱性也会减弱。
溶液的酸碱性对生命体系有着重要的影响。
在人体内，许多生物过程都需要在特定的酸碱环境下进行。
水的电离和溶液的酸碱性知识点归纳总结：1.水的电离和水的离子积：(1)水是一种很弱的电解质，能发生微弱的电离：H 2O H++ OH-,实验测得：在室温下，1 L水中只有1⨯10-7molH2O发生电离。
即：25℃时，c(H+) ＝ c(OH-) ＝ 1⨯10-7mol/L。
(2)平衡常数K电离＝)()()(2OH c OHcHc-+∙由于水的电离非常微弱，在室温下电离前后n(H2O)几乎不变，因此c(H2O)可以看作为一个常数，则c(H+) ∙ c(OH-) ＝K电离∙c(H2O)。
K电离∙c(H2O)定为一个新常数，叫做水的离子积，记作K W。
即：K W＝ c(H+) ∙ c(OH-)。
注意：①K W是温度常数，随温度升高而增大。
②K W＝ 1.0⨯10-14不仅仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
③在不同的溶液中c(H+)、c(OH-)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H+)和c(OH-)总是相等的。
K W＝ c(H+) ∙ c(OH-)中，c(H+)、c(OH-)均表示整个溶液中的总的(H+)、c(OH-)的浓度。
(3)影响水的电离平衡的因素：①温度：水的电离是吸热的，所以温度越高，K W越大。
②酸碱：加入酸、碱或者强酸的酸式盐都抑制水的电离，但K W是不变的。
③加入活泼金属：金属会和水反应臵换出水中的H+而促进水的电离。
规律总结：①任何水溶液中均存在水的电离平衡，水的离子积不仅仅适用于纯水，还适用于其他的稀的水溶液。
②K W是温度常数，仅与温度的变化有关，与c(H+)和c(OH-)均无关。
③一定温度下，由水电离出的c(H+)和c(OH-)一定相等。
2.水电离出的c(H+)水和c(OH-)水与溶液中c(H+)和c(OH-)的关系：水的电离不但受温度的影响，也受到溶液酸碱性强弱及在水中溶解的不同电解质的影响。
(1)酸、碱、强酸的酸式盐溶液中水的电离被抑制。
(2)加入盐时，如果有弱酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸弱碱盐时，都会促进水的电离。
水的电离和溶液的酸碱性◎重难点1.pH的计算2.酸碱稀释的pH的计算3.酸碱混合的pH计算4.酸碱中和滴定实验◎本节知识网络知识点1水的电离平衡水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：H2O+H23O++OH－通常简写为：H2++OH－，水总是电离出等量的H+和OH-，从实验可知，在25℃时，1 L 纯水中只有1×10－7 mol H2O电离，即纯水中 [H+ ]=[OH-]=1×10-7mol. L-1在酸碱溶液中，+-知识点2水的电离平衡影响因素1、温度对水电离的影响水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的离子积增大。
25℃时，K W= 1×10－14 ；100℃时，K W= 1×10－12。
（水的离子积只随温度的改变而改变）2、外加试剂对水电离的影响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。
即任何物质的水溶液中，25℃时，K W= c(H+)·c(OH－) =1×10－143、直接增大[H+]在H2 O ++OH-平衡中，加入(酸或强酸的酸式盐或中强酸的酸式盐),增大[H+]，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w不变，则[OH-]必然会减小。
4、直接增大[OH-]在H2 O H+ +OH-平衡中，加入碱，增大[OH-] ，则平衡向左移动，α水减小，水的电离被抑制，由于水的电离平衡仍然存在，K w1×10－14，则[H+]必然会减小。
总结：（1）在纯水中分别加入等量的H+和OH-时，能同等程度地抑制水的电离，并使水电离出的[H+ ]和[OH-]均小于10-7mol .L-1。
（2）如果一个溶液中水的电离度小于纯水，即水的电离被抑制，表明既可以是加入酸或某些酸式盐，也可以是加入碱，则该溶液既可以显酸性也可以显碱性。
〖例1〗常温的某无色溶液中，由水的电离产生的C（H+）=1×10-12mol/l，则下列各组离子肯定能共存的是（）A、Cu2+NO3-SO42-Fe3+B、Cl- S2- Na+K+C、SO32-NH4+ K+ Mg2+D、Cl- Na+ NO3- SO42-〖变式训练1〗下列说法正确的是( )A 酸溶于水后能促进水的电离，碱溶于水后能抑制水的电离。
B 强酸溶于水后能抑制水的电离，弱酸溶于水后能促进水的电离。
C 任何条件下，只要c(H+)＞c(OH－)，溶液就一定显酸性。
D 任何条件下，只要pH＞7，溶液就一定显碱性。
根据电离平衡常数的定义有：K= c(H+)·c(OH－)/ c(H2O) 则：c(H+)·c(OH－)=K·c(H2O)在25℃时，由于电离的水很少，故c(H2O)=55.6 mol·L－1为一常数，K也为一常数。
常数乘常数必然为一个新的常数，用K W表示，因此有：c(H+)·c(OH－)=K W，K W为水的离子积常数，简称为水的离子积。
在25℃时，水中H+浓度和OH－浓度都是1×10－7 mol·L－1，所以K W= c(H+)·c(OH－)=1×10－7×1×10－7=1×10－14，此时的[H+ ]和[OH-]是溶液中的总量。
K w的应用：根据溶液中的[H+ ]，求溶液中的[OH-]，反之亦然。
K w的大小只与温度有关（25℃时，Kw =1×10-14，100℃时，Kw =1×10-12）总结：①在酸溶液中,H+浓度近似看成是酸电离出来的H+浓度，则OH－来自于水的电离,且25℃时，溶液中c(H+)·c(OH－) =1×10－14②在碱溶液中,OH－浓度近似看成是碱电离出来的OH－浓度浓度，而H+则是来自于水的电离,且25℃时，c(H+)·c(OH－) =1×10－14。
无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+和OH—！而且在一定温度下两者浓度的乘积是定值！常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度的关系：中性溶液[H+] =[OH—]=1×10—7mol/L酸性溶液[H+]＞[OH—] ＜1×10—7mol/L碱性溶液[H+]＜[OH—] ＞1×10—7mol/L溶液酸碱性溶液中c(H＋)与c(OH－)的关系室温数值pH K w中性c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol/L＝7 10－14酸性c(H＋)＞c(OH－)c(H＋)＞10－7 mol/L ＜7 10－14碱性c(H＋)＜c(OH－)c(H＋)＜10－7 mol/L ＞7 10－14〖例2〗在25℃下，将amol/L的氨水与0.01mol/L的盐酸等体积混合，反应时溶液中c(NH4*)=c(Cl-)，则溶液显性（填“酸”“碱”或“中”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数K b =_知识点4pH值的计算pH=－lg{ c(H+)} pOH=-lg[OH—]例如，常温时纯水中c(H+)=10－7 故pH=－lg10－7=7PH + pOH =14常温下溶液的pH和溶液的酸碱性以及溶液中c(H+)、c(OH－)的关系在中性溶液中[H+]=[OH—]=1×10—7mol/L pH=7在酸性溶液中[H+]＞[OH—]＞1×10—7mol/L pH＜7在碱性溶液中[H+]＜[OH—]＜1×10—7mol/L pH＞7溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。
〖例3〗某温度下的溶液中，c(H＋)=10x mol/L,c(OH－)=10y mol/L。
x与y的关系如右图所示：⑴ 求该温度下,中性溶液的pH。
⑵ 求该温度下0.01 mol/L NaOH溶液的pH。
〖变式训练2〗已知95℃时水的离子积K w＝1×10－12,25℃时K w＝1×10－14，回答下列问题：(1)95℃时水的电离常数________(填“＞”“＝”或“＜”) 25℃时水的电离常数．(2)95℃纯水中c(H＋)________(填“＞”、“＝”或“＜”)c(OH－)．(3)95℃时向纯水中加入NaOH，c(OH－)＝1×10－1 mol/L，此时pH＝________.知识点5酸碱的稀释问题酸的稀释问题总结：①强酸的稀释相当于对原酸溶液中c(H+)的稀释②弱酸的稀释需要考虑稀释增大了弱酸的电离度③强酸、弱酸的稀释规律PH=a的强酸、弱酸加水稀释10n的PH为：强酸：PH=a + n (注意：a+n<7)弱酸：a < PH < a + n (注意：a+n<7)碱的稀释问题总结：①强碱的稀释相当于对原酸溶液中c(OH-)的稀释②弱碱的稀释需要考虑稀释，增大了弱碱的电离度③强碱、弱碱的稀释规律PH=b 的强碱、弱碱加水稀释10n的PH为：强碱：PH=b - n (注意： b - n > 7)弱碱：b - n < PH < n (注意：b - n > 7)酸、碱溶液无限稀释时，PH能无限接近7。
且酸不能大于7，碱不能小于7。
即溶液稀释时酸、碱性不变〖例4〗某温度下，相同pH值的盐酸和醋酸溶液分别稀释，平衡pH值随溶液体积变化的曲线如右图所示。
据图判断正确的是（）A.Ⅱ为盐酸稀释时pH值变化曲线B.b点溶液的导电性比c点溶液的导电性强C.a点K w的数值比c点K w的数值大D.b点酸的总浓度大于a点酸的总浓度〖变式训练3〗常温下，pH=10的X、Y两种碱溶液各1 mL，分别稀释到100 mL，其pH 与溶液体积（V）的关系如图所示，下列说法正确的是（）A．X、Y两种碱溶液中溶质的物质的量浓度一定相等B．稀释后，X溶液的碱性比Y溶液的碱性强C．分别完全中和X、Y这两种碱溶液时，消耗同浓度盐酸的体积V X>V YD．若8<a<10，则X、Y都是弱碱知识点6酸碱的混合问题1.强酸与强酸混合2.强碱与强碱混合3.强酸与强碱混合4.酸碱混合的两种特殊情况⑴定值不定强弱:定值即酸碱pH之和为14当按所给反应物质的量之比计算时，谁大谁过剩，溶液呈谁性，与酸碱强弱无关。
酸碱等体积混合P H = 2 某酸与 P H = 12 某碱P H难定P H = 4 某酸与 P H = 10 的强碱 P H≤7P H = 4 的强酸与P H = 10 的某碱 P H≥7⑵定强不定值:定强即酸碱为强酸和强碱，但pH之和未必为14①若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则等体积混合后显碱性，pH大于7；若要恰好完全中和，消耗的酸碱体积为:V酸：V碱=10(a+b)-14：1；②若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则等体积混合后显中性，pH等于7；若要恰好完全中和，消耗的酸碱体积为:V酸：V碱=1：1；③若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则等体积混合后显酸性，pH小于7；若要恰好完全中和，消耗的酸碱体积为:V酸：V碱=1：1014-（a+b）。
〖例5〗25℃时，若体积为V a、pH=a的某一元强酸与体积为V b、pH=b的某一元强碱混合，恰好中和，且已知V a＜V b和a=0.5b。
请填写下列空白。
（1）a值可否等于3（填“可”或“否”），其理由是。
（2）a值可否等于5（填“可”或“否”），其理由是。
（3）a的取值范围是。
答案：（1）不可以a=3 b=6不符合题意（2）不可以a=5 b=10, C（H+)=10-5mol/L C(OH-)=10-4mol/L （3）首先a＜7 C （H+)=10-a mol/L C(OH-)=10b-14mol/L V a＜V b 则10-a mol/L> 10b-14mol/L a＜14/3〖变式训练4〗25℃时，向V ml PH=a的盐酸中滴加PH=b的NaOH溶液10V ml，反应后的溶液中c(Cl－)=c(Na＋)，则此时a+b的值为A．12 B．13 C．14 D．15〖变式训练5〗室温时，将xmL PH=a的稀 NaOH溶液与ymL PH = b的稀盐酸充分反应。
下列关于反应后溶液的判断，正确的是（）A、若x = y，且 a + b = 14，则PH>7B、若10x = y，且 a + b = 13，则PH=7C、若ax = by，且 a + b = 13，则PH=7D、若x =10 y，且 a + b = 14，则PH>7〖变式训练6〗在25℃时，有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液，取V a L该盐酸，同该NaOH溶液中和，需V b L NaOH溶液，填空：（1）若a+b=14，则V a:V b=____________（填数字）。
