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溶液的酸碱性及pH值溶液的酸碱性及pH值是化学中重要的概念，它们与我们日常生活中的许多方面息息相关。
本文将详细介绍溶液的酸碱性及pH值的定义、测量方法、影响因素以及实际应用等内容，以便更好地了解这一重要概念。
一、酸碱性的定义和基本概念在化学中，酸和碱是指具有特定化学性质的物质，它们的性质和行为具有明显的差异。
酸通常呈酸性，而碱通常呈碱性。
溶液的酸碱性主要取决于其中所含酸和碱的性质及相对浓度。
溶液的酸碱性可以通过pH值来表示。
pH值是一个无量纲指标，用于表示溶液的酸碱程度。
pH值的范围是0至14，其中7表示中性，小于7的值表示酸性，大于7的值表示碱性。
pH值的计算公式为：pH =-log[H+]，其中[H+]为溶液中氢离子的浓度，单位为摩尔/升。
二、测量pH值的方法测量溶液的pH值是化学实验中十分常见的操作。
目前常用的测量pH值的方法有两种：酸碱指示剂法和pH计法。
1. 酸碱指示剂法：酸碱指示剂是一种能够根据溶液pH值变化而改变颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、溴酚蓝和甲基橙等。
通过观察溶液颜色的变化，可以大致推测出溶液的酸碱性。
2. pH计法：pH计是一种能够直接测量溶液pH值的电子仪器。
pH 计原理利用了电极与溶液中氢离子之间的相互作用关系。
通过将电极放入溶液中，pH计可以快速、准确地显示溶液的pH值。
三、影响溶液酸碱性的因素溶液的酸碱性受到多种因素的影响，下面将介绍最常见和重要的几个因素。
1. 酸碱物质的性质：具有酸性质的物质，在水中解离时会释放出氢离子（H+），从而使溶液呈酸性。
相反，具有碱性质的物质在水中释放氢氧根离子（OH-），从而使溶液呈碱性。
酸和碱之间的相对浓度也会影响溶液的酸碱性。
2. 温度：温度对溶液的酸碱性有一定的影响。
一般来说，在高温下溶液的酸性会增强，而在低温下溶液的碱性会增强。
3. 溶液的离子浓度：溶液中的离子浓度越高，酸碱性的表现也会相应增强。
离子浓度的改变可以通过溶解度、电解和化学反应等过程实现。
化学高考知识点ph化学高考知识点 - pHpH（potential of hydrogen）是用来表示溶液酸碱程度的指标，它是对数形式的无量纲数值。
pH值的范围从0到14，其中7表示中性溶液，小于7表示酸性溶液，大于7表示碱性溶液。
本文将讨论pH的基本概念、计算方法以及与化学高考相关的一些知识点。
1. pH的定义和表示方法pH定义为负 logarithm（以10为底）的H+（氢离子）浓度，即：pH = -log[H+]在水溶液中，水分解产生一定数量的H+和OH-（氢氧根离子），它们的乘积恒定为常数，即：[H+][OH-] = 1.0 x 10^-14 mol^2/L^2由于[H+] = [OH-]，我们可以计算出：[H+] = [OH-] = 1.0 x 10^-7 mol/L因此，中性溶液的pH值为7。
2. 酸性和碱性溶液的pH值对于酸性溶液，[H+]的浓度大于1.0 x 10^-7 mol/L，因此pH值小于7。
pH的大小与[H+]的浓度呈反比关系，即[H+]越高，pH值越低，溶液越酸性。
对于碱性溶液，[H+]的浓度小于1.0 x 10^-7 mol/L，因此pH值大于7。
与酸性溶液类似，碱性溶液的pH值与[H+]的浓度呈反比关系。
需要注意的是，pH值的范围并非线性的，而是对数关系。
例如，pH值为6的溶液比pH值为7的溶液酸性要强10倍，而不是只是稍微酸一点。
3. pH值的测量pH值可以使用pH计或指示剂来测量。
pH计是最常用的测量工具，通过电极测量溶液中的电位差来计算pH值。
指示剂则根据溶液的颜色变化来估计pH值。
4. pH与化学反应的影响pH值的变化对于许多化学反应和生物过程具有重要影响。
酸碱中和反应是其中之一。
酸与碱反应会产生盐和水，使溶液的pH值趋于中性。
在酸性条件下，金属会与强酸反应生成金属盐和氢气。
例如，铁与盐酸反应会生成氯化铁和氢气。
在碱性条件下，氧化还原反应也会受到影响。
例如，氯气可以在碱性溶液中获得电子并还原为氯化物离子。
常考点高考题——溶液的pH溶液的酸碱性及pH是电离平稳的一大类题型，是电解质溶液的一个宏观表现，它反映了溶液的电离平稳、水解平稳以及电解质溶液间的反应。
该题型包括溶液间pH大小的比较，条件改变对溶液pH的阻碍，溶液pH大小的判定，依照溶液的浓度或两溶液的反应运算pH，以及依照溶液的pH运算溶液的体积或浓度。
要弄清pH的概念，把握其公式及相关规律才能正确解题。
1．相同温度下等物质的量浓度的以下溶液中，pH值最小的是( C )A. NH4ClB. NH4HCO3C. NH4HSO4D. (NH4)2SO42．用0.01mol / L NaOH溶液完全中和pH＝3的以下溶液各100 mL。
需NaOH溶液体积最大的是( D )A 盐酸B 硫酸C 高氯酸D 醋酸3．室温时，假设0.1 mo1·L-1的一元弱碱的电离度为l％，那么以下讲法正确的选项是( A )A.该溶液的pH＝11B．该溶液的pH＝3C．加入等体积0.1 mo1·L-1 HCI后所得溶液的pH＝7D.加入等体积0.1 mo1·L-1 HCI后所得溶液的pH＞74．pH＝5的盐酸和pH＝9的氢氧化钠溶液以体积比11∶9混合，混合液的pH ( C )A.为7.2B.为8C.为6D.无法运算5．pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，那么强碱与强酸的体积比是( D )A. 11∶1B. 9∶1C. 1∶11D. 1∶96．某强酸溶液pH＝a，强碱溶液pH＝b，a＋b＝12，酸碱溶液混合后pH＝7，那么酸溶液体积V(酸)和碱溶液体积V(碱)的正确关系为( B )A. V(酸) ＝102V(碱)B. V(碱) ＝102V(酸)C. V(酸) ＝2V(碱)D. V(碱) ＝2V(酸)7．某一元强酸稀溶液和某一弱碱稀溶液等体积混合后，其pH等于7.0，那么以下表达正确的选项是( BC )A.酸溶液的物质的量浓度大于碱溶液B.酸溶液中H+的浓度大于碱溶液中OH-的浓度C.酸溶液的物质的量浓度小于碱溶液的物质的量浓度D.酸溶液中H+的浓度小于碱溶液中OH-的浓度E.两种溶液的物质的量浓度相等8．把80 mL NaOH 溶液加入到120 mL 盐酸中，所得溶液的pH 值为2．假如混合前NaOH溶液和盐酸的物质的量浓度相同，它们的浓度是 ( C )A . 0.5 mol / LB . 0.1 mol / LC . 0.05 mol / LD . 1 mol / L 9．某雨水样品刚采集时测得pH 为4.82，放在烧杯中经2小时后，再次测得pH 为4.68，以下表达正确的选项是 (D )A . 雨水样品酸度逐步减小B . 雨水样品酸度没有变化C . 雨水样品连续吸取空气中的CO 2D . 雨水样品中的H 2SO 3逐步被空气中的氧气氧化成H 2SO 410．99 mL 0.5 mol / L 硫酸跟101 mL 1 mol / L 氢氧化钠溶液混合后，溶液的pH 值为 ( C ) A . 0.4 B . 2 C . 12 D .13.611．等体积混合0.10 mol / L 盐酸和0.06 mol / L Ba (OH )2溶液后，溶液的pH 值等于( D )A . 2.0B . 12.3C . 1.7D . 12.012．60 mL 0.5 mol / L 氢氧化钠溶液和40 mL 0.4 mol / L 硫酸相混合后，溶液的pH 约为 ( B )A . 0.5B . 1.7C . 2D . 13.213．用0.1 mol·L －1 NaOH 溶液滴定0.1 mol·L －1盐酸，如达到滴定的终点时不慎多加了1滴NaOH 溶液(1滴溶液的体积约为0.05 mL)，连续加水至50 mL ，所得溶液的pH 是( C )A. 4B. 7.2C. 10D. 11.314．c 1、c 2、α1、α2、pH 1、pH 2分不表示两种一元弱酸的物质的量浓度、电离度和溶液的pH 。
溶液的酸碱性与酸碱度考点梳理一、酸碱性——酸碱指示剂（定性）1.紫色石蕊溶液：酸里红，碱里蓝2.无色酚酞溶液：酸盐不变色，遇碱显红色二、酸碱度——pH（定量）1.溶液的酸碱度常用pH来表示，pH的范围通常为0~142.pH和溶液的酸碱性pH=7，溶液呈；pH>7，溶液呈，pH越碱性越强；pH<7，溶解呈，pH越酸性越强。
3.溶液pH的测定（1）方法：在放上一小片pH试纸，用蘸取少许溶液。
（2）注意事项：a.不能将pH试纸直接伸入待测液，以防污染待测液b.pH试纸不能预先润湿，否则会使测得的碱性溶液pH ，酸性溶液pHc.在半分钟内读数，pH取整数4.pH的应用：a.化工生产中，许多反应都必须在一定pH的溶液里才能进行b.农业生产中通过调节pH来改良土壤的酸碱性（农作物一般适宜在pH为7或接近7的土壤中生长c.监测雨水的pH，了解空气污染情况，以便采取必要措施（因溶解有，正常雨水的pH约为，酸雨的pH< ）d.测定人体内或排出的液体的pH，帮助人们了解身体的健康状况溶液的酸碱性与酸碱度考点梳理三、酸碱性——酸碱指示剂（定性）3.紫色石蕊溶液：酸里红，碱里蓝4.无色酚酞溶液：酸盐不变色，遇碱显红色四、酸碱度——pH（定量）3.溶液的酸碱度常用pH来表示，pH的范围通常为0~144.pH和溶液的酸碱性pH=7，溶液呈中性；pH>7，溶液呈碱性，pH越大碱性越强；pH<7，溶解呈酸性，pH越小酸性越强。
3.溶液pH的测定（1）方法：在白瓷板或玻璃片上放上一小片pH试纸，用玻璃棒蘸取少许溶液滴到pH试纸上，把试纸显示的颜色与标准比色卡比较，读出溶液的pH 。
（2）注意事项：d.不能将pH试纸直接伸入待测液，以防污染待测液e.pH试纸不能预先润湿，否则会使测得的碱性溶液pH 偏小，酸性溶液pH 偏大f.在半分钟内读数，pH取整数4.pH的应用：a.化工生产中，许多反应都必须在一定pH的溶液里才能进行b.农业生产中通过调节pH来改良土壤的酸碱性（农作物一般适宜在pH为7或接近7的土壤中生长c.监测雨水的pH，了解空气污染情况，以便采取必要措施（因溶解有二氧化碳，正常雨水的pH约为 5.6 ，酸雨的pH< 5.6 ）d.测定人体内或排出的液体的pH，帮助人们了解身体的健康状况。
考点过关(中）考点8 溶液的酸碱性与pH计算溶液的酸碱性是物质的一种重要化学性质，高中化学中关于溶液酸碱性是用溶液pH值来衡量的，溶液的酸碱性与pH计算是中学化学的重要知识点,其考查的主要内容有溶液中离子浓度间的关系；酸、碱、盐对水电离平衡的影响；酸、碱、盐或酸与碱溶液混合后pH的计算；稀释酸与碱溶液后pH的变化等。
在水溶液中,无论是酸性，中性，还是碱性溶液，H+和OH－始终同时存在．．．．，二者相互依存,缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼涨，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于Kw.溶液的酸碱性决定于c（H＋）和c（OH－)的相对大小，如果c(H+）>c(OH—),溶液显酸性;如果c(H+）<c（OH—)，溶液显碱性；如果c(H+)=c(OH-）,溶液显中性。
pH决定于c(H＋）的大小，pH=7的溶液不一定呈中性,因为水的电离受温度的影响，只有在室温时，K w=1。
0×10-14，pH=7的溶液才显中性。
PH相同的酸，酸越弱,酸物质的量浓度越大,pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大;酸与碱的PH之和为14且等体积混合时，强酸与强碱混合后溶液PH=7，强酸与弱碱混合后溶液PH＞7，强碱与弱酸混合后溶液PH＜7;等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后,强酸和强碱混合后溶液PH=7;强酸和弱碱混合后溶液PH〈7，弱酸和强碱混合后溶液PH>7,弱酸和弱碱混合后溶液PH由强者决定，未注明酸、碱强弱时后溶液PH无法判断；等体积强酸（PH1）和强碱（PH2）混合时，若溶液呈中性，二者PH之和为14；若溶液呈碱性，二者PH之和大于14；若溶液呈酸性,二者PH之和小于14。
【例题1】(1）25 ℃时，pH＝3的盐酸中由水电离出的c（H＋)是pH＝5的盐酸中由水电离的c（H＋）的倍。
(2)25 ℃时，某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，则该溶液的pH可能为.(3)99 ℃时,向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变,测得溶液的pH＝2。
考点45 溶液的酸碱性及pH一、溶液的酸碱性与pH1．溶液的酸碱性(25 ℃时)溶液的酸碱性c(H+)与c(OH－) 比较c(H+)大小pH酸性溶液c(H+)>c(OH－) c(H+)>1×10－7mol·L－1<7中性溶液c(H+)=c(OH－) c(H+)=1×10－7mol·L－1=7碱性溶液c(H+)<c(OH－) c(H+)<1×10－7mol·L－1>7 提醒：pH＝7或c(H＋)＝10－7mol·L－1的溶液不一定呈中性，因水的电离与温度有关，常温时，pH＝7或c(H＋)＝10－7 mol·L－1溶液呈中性，100 ℃时pH＝6或c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1呈中性。
2．溶液的pH（1）定义：pH=−lg c(H+)。
（2）pH 与溶液的酸碱性的关系①25 ℃，纯水的pH=7，溶液呈中性；pH<7的溶液呈酸性；pH>7的溶液呈碱性。
②pH表示溶液的酸碱性及其强弱：25 ℃时，pH(<7)越小，溶液的酸性越强；pH(>7)越大，溶液的碱性越强。
（3）pH的适用范围常温下，当溶液的酸碱性用pH表示时，一般情况下，1×10−14 mol·L−1<c(H+)<1 mol·L−1，即14>pH>0。
pH=0的溶液中并非无H+，而是c(H+)=1 mol·L−1；pH=14的溶液中并非无OH−，而是c(OH−)=1 mol·L−1。
当c(H+)>1 mol·L−1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H+)或c(OH−)直接表示溶液的酸碱性更方便。
注意：（1）未指明温度时，pH=7不代表溶液呈中性，如100 ℃时，pH=6为中性溶液。
（2）溶液的酸碱性也可以用pOH表示：pOH=−lg c(OH−)。
因为常温下，c(OH−)·c(H+)=10−14，若两边均取负对数得：pH+pOH=14。
3．pH的测定方法（1）pH试纸法pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读出数值。
pH试纸的种类：常用的pH试纸有广泛pH试纸(pH范围为1~14或0~10，可识别的pH差值约为1)和精密pH试纸(pH范围较窄，可识别的pH差值为0.2或0.3)。
（2）pH计法常用pH计来精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围指示剂pH及变色范围甲基橙石蕊酚酞注意：（1）pH试纸不能伸入待测液中。
（2）pH试纸不能事先润湿(润湿相当于将溶液稀释)。
用pH试纸测定的是一个粗略结果。
（3）用广泛pH试纸测出溶液的pH是整数，而不会是3.1、5.2等小数。
二、溶液的酸碱性及pH的计算1．溶液pH的计算（1）类型方法①单一溶液溶液类型相关计算强酸（H n A）设H n A的浓度为c mol/L，则c(H+)=nc mol/L，pH=−lg c(H+)=−lg nc强碱［B(OH)n］溶液设B(OH)n的浓度为c mol/L，则c(OH−)=nc mol/L，c(H+)=14W1.010(OH)Kc nc--⨯=mol/L，pH=−lg c(H+)=14+lg nc②混合溶液溶液类型相关计算两种强酸混合11122122()()()()pH (H H H H )H c c V c V c V V c ++++++⇒=⇒+⎫⎪⎬⎪⎭强酸：强酸：两种强碱混合11122122w OH OH ()()()()()()()OH OH H pH OH OH c K c V c V c c V V c c ----+--+=⇒=+⇒⇒⎫⎪⎬⎪⎭强碱：强碱：强酸强碱混合恰好完全反应pH=7（25℃）酸过量c (H ＋)=112212H OH ()()pH c V c V V V +--+⇒碱过量c (OH −)=221112w OH H H p ()H OH ()()()K c V c V c V V c -++--=⇒+⇒（2）基本思路2．酸碱混合的有关规律（1）等体积的强酸（pH 1）与强碱（pH 2）混合(25 ℃) 若混合前pH 1+ pH 2>14，则混合后溶液呈碱性，pH 混>7； 若混合前pH 1+ pH 2=14，则混合后溶液呈中性，pH 混=7； 若混合前pH 1+ pH 2<14，则混合后溶液呈酸性，pH 混<7。
（2）强酸（pH 1）与强碱（pH 2）混合呈中性时，二者的体积关系(25 ℃)若pH1+ pH2=14，则V酸=V碱；若pH1+ pH2≠14，则21pH14pHOH10H10=ccVV---+==酸碱碱酸（）（）12pH+pH1410-。
（3）等体积的强酸（pH1）与弱碱（pH2）混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱碱过量，pH混>7。
（4）等体积的弱酸（pH1）与强碱（pH2）混合(25 ℃)，若pH1+ pH2=14，由于弱酸过量，pH混<7。
注意事项（1）一般情况下，若ΔpH（pH的差值）≥2的两种强酸溶液等体积混合，pH=pH小+0.3；若ΔpH≥2的两种强碱溶液等体积混合，pH=pH大−0.3(相当于把pH小的酸溶液或pH大的碱溶液稀释到了原来的2倍)。
（2）酸按酸，碱按碱，同强混合在之间；异强混合看过量。
若是碱碱混合或者酸碱混合且碱过量，一定要先算c(OH−)，再算c(H＋)及pH，或先算c(OH−)，再算pOH、pH。
三、溶液稀释时pH的变化规律1．常温下酸、碱的稀释规律注：表中a+n<7，b−n>7。
2．酸、碱的无限稀释规律常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。
注意：（1）对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH 变化幅度大。
这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中的H＋(或OH‒)的数目（水电离出的除外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离平衡向右移动，溶液中H＋(或OH‒)的数目还会增多。
将pH相同的强酸和弱酸稀释后pH仍相同，则弱酸中所加的水比强酸中的多（2）对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸（或强碱）稀释后pH的变化幅度大。
考向一溶液酸碱性的判断典例1室温时，下列混合溶液的pH一定小于7的是A．pH＝3的醋酸和pH＝11的氢氧化钡溶液等体积混合B．pH＝3的盐酸和pH＝11的氢氧化钠溶液等体积混合C．pH＝3的盐酸和pH＝11的氨水等体积混合D．pH＝3的硫酸和pH＝11的氨水等体积混合【解析】A项，pH＝3的醋酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的Ba(OH)2溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L －1，由于醋酸为弱酸，则醋酸过量，在室温下等体积混合后，pH＜7，正确；B项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，酸碱都是强电解质，在室温下等体积混合后，pH＝7，错误；C项，pH＝3的盐酸中c(H＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L －1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误；D项，pH＝3的硫酸中c(H ＋)＝1×10－3 mol·L－1，pH＝11的氨水中c(OH－)＝1×10－3 mol·L－1，由于NH3·H2O为弱碱，则碱过量，在室温下等体积混合后，pH＞7，错误。
【答案】A1．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度(AG)的概念，AG=lg()()OHHcc+-，则下列叙述不正确的是A．中性溶液的AG=0B．酸性溶液的AG>0C．常温下0.1 mol·L−1氢氧化钠溶液的AG=−12D．常温下0.1 mol·L−1盐酸的AG=−12溶液酸碱性判断时的易错提醒（1）判断溶液酸碱性的依据是c(H+)与c(OH−)的相对大小，若c(H+)=c(OH−)，则溶液呈中性。
（2）pH=7或c (H +)=10−7mol·L −1的溶液不一定呈中性，因水的电离平衡与温度有关。
常温时，pH=7呈中性；100 ℃时，pH=6呈中性。
（3）溶液中c (H +)越小，c (OH −)越大，溶液的酸性越弱，碱性越强；溶液中c (H +)越大，c (OH −)越小，溶液的酸性越强，碱性越弱。
（4）室温下，已知酸和碱pH 之和的溶液等体积混合 ①两强混合a ．若pH 之和等于14，则混合后溶液显中性，pH ＝7。
b ．若pH 之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH>7。
c ．若pH 之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH<7。
②一强一弱混合——“谁弱显谁性”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。
考向二 溶液pH 的计算典例1 （1）已知T ℃，K w ＝1×10－13，则T ℃________25 ℃(填“＞”“＜”或“＝”)。
在T ℃时将pH ＝11的NaOH 溶液a L 与pH ＝1的硫酸b L 混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH ＝10，则a ∶b ＝________。
（2）25 ℃时，有pH ＝x 的盐酸和pH ＝y 的氢氧化钠溶液(x ≤6，y ≥8)，取a L 该盐酸与b L 该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，求：①若x ＋y ＝14，则a /b ＝________(填数据)； ②若x ＋y ＝13，则a /b ＝________(填数据)；③若x ＋y ＞14，则a /b ＝________________(填表达式)。
④该盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x 、y )的关系式为________________(填表达式)。
【解析】（1）水的离子积常数随温度升高而增大，故T ℃＞25 ℃；T ℃下，pH ＝11的氢氧化钠溶液，c (OH －)为0.01 mol·L －1；pH ＝1的硫酸溶液c (H ＋)＝0.1 mol·L －1，混合后所得溶液的pH ＝10，0.01×a －0.1×ba ＋b＝10－3，a ∶b ＝101∶9；（2）pH ＝x 的盐酸和pH ＝y 的氢氧化钠溶液(x ≤6，y ≥8)，取a L 该盐酸与b L 该氢氧化钠溶液反应，恰好完全中和，则有a ×10－x＝b ×10－14＋y；a b ＝10－14＋x ＋y，①x ＋y ＝14，则a b ＝1；②x ＋y ＝13，则ab ＝0.1；③x＋y ＞14，则ab ＝10－14＋x ＋y ；④盐酸与该氢氧化钠溶液完全中和，两溶液的pH(x 、y )的关系式为x ＋y ＝14＋lg a b 。
