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高考总复习《水的电离平衡、PH计算》的核心知识【考纲要求】（1）理解水的电离平衡及其影响；（2）了解水的电离及离子积常数；（3）了解溶液pH的定义。
初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
【考点梳理】考点一、水的电离和水的离子积【高清课堂：363382 水的电离和水的离子积】1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2O H++OH—；△H>0或：2H2O H3O++OH—；△H>02．水的离子积：25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-12=Kw要点诠释：(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大。
(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
3．影响水的电离平衡的因素：H2O H++OH—（1）、定性分析，完成下表：（注：“—”表示不变）条件移动方向电离程度c(H+) c(OH-) Kw温度不变加入HCl 逆减小增大减小—NaOH 逆减小减小增大—H2O —————CH3COONa 正增大减小增大—NH4Cl 正增大增大减小—NaCl —————Na 正增大减小增大—升温加热正增大增大增大增大要点诠释：①温度：水的电离过程是吸热过程，所以升高温度能促进电离，据此，降温时K W减小，升温时K W增大。
但不论温度升高或降低，纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。
实验测得25℃时K W约为10―14，100℃时K W约为10―12。
②外加酸、碱：向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的H+或OH―浓度，均可使水的电离平衡向逆反应方向移动（抑制水的电离）。
③加入能水解的盐：水的电离程度增大，若盐水解呈酸性，c (H+)＞c (OH―)；若盐水解呈碱性，c (H+)＜c (OH―)，但溶液中K W不变。
第22讲水的电离与溶液的pH【化学学科素养】1.变化观念与平衡思想：认识水的电离有一定限度，是可以调控的。
能多角度、动态地分析水的电离，并运用平衡移动原理解决实际问题。
2.科学研究与创新意识：能发现并提出酸碱中和滴定中有探究价值的问题；能从问题和假设出发，确定探究目的，设计探究方案，进行实验探究；在探究过程中学会合作，面对“异常”现象敢于提出自己的见解，进行误差分析。
3.证据推理与模型认知：能从定性和定量上收集证据，能通过定性分析和定量计算推出合理的结论；能运用pH计算模型进行pH的简单计算。
【必备知识解读】一、水的电离与水的离子积常数水是极弱的电解质，水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
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。
二、溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
(1)酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，常温下，pH<7。
(2)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3)碱性溶液：c(H＋)<c(OH－)，常温下，pH>7。
(1)计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2)溶液的酸碱性与pH的关系常温下：三、pH的测定1．pH试纸（1）使用方法取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH 。
（2）分类① 广泛pH 试纸：其pH 范围是 1～14 (最常用)，可以识别的pH 差约为1。
① 精密pH 试纸：可判别0.2或0.3的pH 差值。
① 专用pH 试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH 试纸。
水的电离及pH 值的计算一、水的电离1、电离平衡和电离程度水是极弱的电解质，能微弱电离 H 2O+H 23O ++OH -，通常简写为H 2++OH -；ΔH >025℃时，纯水中c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol/L 2、影响水的电离平衡的因素3、水的离子积K W =c(H +)·c(OH -)，25℃时，K W =1×10-14(无单位)。
①K W 只受温度影响，水的电离吸热过程，温度升高，水的电离程度增大，K W 增大。
②水的离子积不仅适用于纯水，也适用于其他稀溶液。
不论是纯水还是稀酸、碱、盐溶液，只要温度不变，K W就不变。
二、溶液的pH 1、表示方法pH=-lgc(H +) c(H +)=10-pH pOH=-lgc(OH -) c(OH -)=10-pOH 常温下，pH+pOH=-lgc(H +)-lgc(OH -)=-lgc(H +)·c(OH -)=14。
2、溶液的酸碱性与pH 的关系(常温时)①中性溶液：c(H +)=c(OH -)=1×10-7mol·L -1，pH=7。
②酸性溶液：c(H +)>1×10-7mol·L -1>c(OH -)，pH<7，酸性越强，pH 越小。
③碱性溶液：c(H +)<1×10-7mol·L -1>c(OH -)，pH>7，碱性越强，pH 越大。
思考：1、甲溶液的pH 是乙溶液的2倍，则两者的c(H +)是什么关系？2、pH<7的溶液是否一定成酸性？3、pH 的适用范围c(H +)的大小范围为：1.0×10-14mol·L -1<c(H +)<1mol·L -1。
即pH 范围通常是0～14。
当c(H +)≥1mol·L -1或c(OH -)≥1mol·L -1时，用物质的量浓度直接表示更方便。
水的电离溶液的酸碱性与pH【学习目标】1、认识水的离子积常数，能进行溶液pH的简单计算；2、初步掌握测定溶液pH的方法，知道溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的重要作用；【要点梳理】要点一、水的电离1．水的电离（1）水是一种极弱的电解质，它能微弱电离：2H2O H3O++OH―ΔH＞0。
（2）水的电离的特点①水分子与水分子之间相互作用引起水的电离。
②极难电离，通常只有极少数水分子电离。
③由水电离出的H+和OH―数目相等。
④水的电离是吸热的、可逆的。
【高清课堂：水的电离溶液的酸碱性与pH】2．水的离子积常数一定温度下，由水电离出的c(H+)与c(OH―)的乘积是一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用K W表示。
即K W=c(H+)·c(OH―)。
25℃时，c(H+)=(OH―)=10―7 mol·L―1。
25℃时，K W=1×10―14。
要点诠释：①K W与温度有关，随温度升高而逐渐增大。
25℃时K W=1×10－14，100℃时K W=1×10－12。
②K W=1.0×10－14不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
③在不同溶液中c(H+)、c(OH―)可能不同，但任何溶液中由水电离的c(H+)与c(OH―)总是相等的。
K W=c(H+)·c(OH―)式中，c(H+)、c(OH―)均表示整个溶液中总物质的量浓度。
④K W是有单位的，其单位为mol2·L―2，因其复杂通常省略。
3．影响水电离的因素。
（1）温度：由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度越大，K W越大，但仍为中性。
（2）酸、碱：在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H+或OH―会使水的电离平衡左移，从而抑制水的电离。
（3）易水解的盐：在纯水中加入能水解的盐，不管水解后溶液显什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大，但只要温度不变，K W不变。
高考总复习 《水的电离平衡、PH 计算》的解题指导【考纲要求】1.理解水的电离平衡及其影响；2.初步掌握测定溶液pH 的方法，能进行pH 的简单计算；3.本部分知识的综合应用。
【考点梳理】考点一、单一溶液pH 的计算（1）酸溶液：pH=―lg c (H +)；（2）碱溶液：W(H )(OH )K c c +-=，再求pH ；或直接求pOH=―lg c (OH ―)，据pH+pOH=14（25℃时）再求pH 。
考点二、酸碱加水稀释时pH 的计算（1）强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n 。
（2）强碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH=b ―n 。
要点诠释：酸溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能大于7。
碱溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能小于7。
考点三、强酸强碱混合pH 的计算强酸与强碱溶液混和：首先判断谁过量，再计算。
再求c(H +)和pH 值。
【典型例题】类型一、酸、碱加水稀释后pH 的计算例1、⑴pH=2的某酸溶液稀释100倍，pH_______4，pH ＝12的某碱溶液稀释100倍，pH_______10。
⑵室温时，将pH=5的H 2SO 4溶液稀释10倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________，将稀释后的溶液再稀释100倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________。
【答案】⑴≤；≥；⑵2∶1；20∶1。
【解析】⑴若酸为强酸pH=4，为弱酸pH<4；同理某碱可能为强碱也可能为弱碱；⑵第一次稀释10倍，pH=6，此时c(H +)∶c(SO 42－)＝2∶1；第二次稀释后c(H +)≈10－7mol/L ，而c(SO 42－)＝5×10－9mol/L ，二者之比为20∶1。
【总结升华】酸或碱溶液稀释时，由于水的电离平衡的影响，使稀释后的c(H +)或c(OH －)不可能比10－7mol/L 更小（室温下），但其他离子可能会因稀释而继续减小。
第48讲水的电离和溶液的pH【课程标准】 1.认识水的电离，了解水的离子积常数。
2.认识溶液的酸碱性及pH，掌握溶液pH的计算及检测方法。
考点一水的电离与水的离子积常数1．水的电离(1)水的电离方程式为H2O＋H2O H3O＋＋OH－或H2O H＋＋OH－。
(2)25 ℃时，纯水中c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1。
2．水的离子积常数(1)水的离子积常数：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(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，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(4)意义：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，水的电离程度均减小，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。
[正误辨析]1．温度一定时，水的电离常数与水的离子积常数相等()2．100 ℃的纯水中c(H＋)＝1×10－6 mol·L－1，此时水呈酸性()3．NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同()4．室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等()答案：1.× 2.× 3.× 4.√(广东卷)一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图。
下列说法正确的是()A．升高温度，可能引起由c向b的变化B．该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13C．该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化D．该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化答案：C解析：由题图可知，a、b、c三点对应的平衡常数不变，该曲线上的点温度相等，升高温度，不能引起由c向b的变化，故A项错误；b点c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7 mol·L－1，故K w＝1.0×10－14，故B项错误；FeCl3为强酸弱碱盐，Fe3＋结合水电离出的OH－，促进水的电离平衡右移，c(H＋)增大，c(OH－)减小，可能引起由b向a的变化，故C项正确；由c点到d 点，水的离子积常数减小，但温度不变，K w不变，则稀释溶液不能引起由c向d的变化，故D项错误。
最新高考化学考点总结-水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH 值减小n 个单位，[H +]的增大到原来的10n 倍.（2）任意水溶液中[H +]≠0，但pH 可为0，此时[H +]=1mol/L ，一般[H +]＞1mol/L 时，pH ＜0，故直接用[H +]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H 0]= [OH —]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H +]=[OH —]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7 分析 原因：H O H ++OH －Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw 越大. 中性：pH=pOH=21pKwT ↗→Kw ↗→pH+pOH ↘ T ↘→Kw ↘→pH=pOH ↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12. 1图一图二想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？提示：（①形状②T1、T2相对位置）③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。
建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。
高考总复习 《水的电离平衡、PH 计算》的解题指导【考纲要求】1.理解水的电离平衡及其影响；2.初步掌握测定溶液pH 的方法，能进行pH 的简单计算；3.本部分知识的综合应用。
【考点梳理】考点一、单一溶液pH 的计算（1）酸溶液：pH=―lg c (H +)；（2）碱溶液：W(H )(OH )K c c +-=，再求pH ；或直接求pOH=―lg c (OH ―)，据pH+pOH=14（25℃时）再求pH 。
考点二、酸碱加水稀释时pH 的计算（1）强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n 。
（2）强碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH=b ―n 。
要点诠释：酸溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能大于7。
碱溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能小于7。
考点三、强酸强碱混合pH 的计算强酸与强碱溶液混和：首先判断谁过量，再计算。
再求c(H +)和pH 值。
【典型例题】类型一、酸、碱加水稀释后pH 的计算例1、⑴pH=2的某酸溶液稀释100倍，pH_______4，pH ＝12的某碱溶液稀释100倍，pH_______10。
⑵室温时，将pH=5的H 2SO 4溶液稀释10倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________，将稀释后的溶液再稀释100倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________。
【答案】⑴≤；≥；⑵2∶1；20∶1。
【解析】⑴若酸为强酸pH=4，为弱酸pH<4；同理某碱可能为强碱也可能为弱碱；⑵第一次稀释10倍，pH=6，此时c(H +)∶c(SO 42－)＝2∶1；第二次稀释后c(H +)≈10－7mol/L ，而c(SO 42－)＝5×10－9mol/L ，二者之比为20∶1。
【总结升华】酸或碱溶液稀释时，由于水的电离平衡的影响，使稀释后的c(H +)或c(OH －)不可能比10－7mol/L 更小（室温下），但其他离子可能会因稀释而继续减小。
目夺市安危阳光实验学校考点32水的电离和溶液的PH1．复习重点1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题4．培养学习过程中探究、总结的习惯。
2．难点聚焦（一）溶液的酸碱性及pH的值溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=21pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14[H+]=[OH—]=10—7mol/L溶液呈中性pH=pOH=21pKw=7分析原因：H2O H++OH－Q由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大.中性：pH=pOH=21pKwT↗→Kw↗→pH+pOH↘T↘→Kw↘→pH=pOH↗如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12.1pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。
）（4）溶液pH的测定方法：①酸碱指示剂②pH试纸③pH计其中①只传判定pH范围②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照比色卡），无法精确到小数点后1倍。
另外使用时不能预先润湿试纸。
否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH 计测定较精确.（二）酸碱溶液的稀释前后pH 值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H +]或碱溶液中的[OH —]减小.弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H +]或[OH —]减小的幅度降低。
高考总复习 《水的电离平衡、PH 计算》的解题指导编稿: 王老师【考纲要求】1.理解水的电离平衡及其影响；2.初步掌握测定溶液pH 的方法，能进行pH 的简单计算；3.本部分知识的综合应用。
【考点梳理】考点一、单一溶液pH 的计算（1）酸溶液：pH=―lg c (H +)；（2）碱溶液：W(H )(OH )K c c +-=，再求pH ；或直接求pOH=―lg c (OH ―)，据pH+pOH=14（25℃时）再求pH 。
考点二、酸碱加水稀释时pH 的计算（1）强酸pH=a ，加水稀释10n 倍，则pH=a+n 。
（2）强碱pH=b ，加水稀释10n 倍，则pH=b ―n 。
要点诠释：酸溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能大于7。
碱溶液无限稀释时，其pH 只能很接近7，但不能小于7。
考点三、强酸强碱混合pH 的计算强酸与强碱溶液混和：首先判断谁过量，再计算。
再求c(H +)和pH 值。
【典型例题】类型一、酸、碱加水稀释后pH 的计算例1、⑴pH=2的某酸溶液稀释100倍，pH_______4，pH ＝12的某碱溶液稀释100倍，pH_______10。
⑵室温时，将pH=5的H 2SO 4溶液稀释10倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________，将稀释后的溶液再稀释100倍，c(H +)∶c(SO 42－)＝_______________________。
【答案】⑴≤；≥；⑵2∶1；20∶1。
【解析】⑴若酸为强酸pH=4，为弱酸pH<4；同理某碱可能为强碱也可能为弱碱；⑵第一次稀释10倍，pH=6，此时c(H +)∶c(SO 42－)＝2∶1；第二次稀释后c(H +)≈10－7mol/L ，而c(SO 42－)＝5×10－9mol/L ，二者之比为20∶1。
【总结升华】酸或碱溶液稀释时，由于水的电离平衡的影响，使稀释后的c(H +)或c(OH －)不可能比10－7mol/L 更小（室温下），但其他离子可能会因稀释而继续减小。
举一反三：【变式1】pH=2的盐酸，加水稀释至100倍后混合后，溶液的pH 是 【答案】pH=4【变式2】pH=2的醋酸，加水稀释至100倍后混合后，溶液的pH 是 【答案】2＜pH ＜4【解析】加水稀释，平衡固然向右移动，使得氢离子数目增多，pH ＜4；但溶液体积增大，氢离子浓度减小， pH ＞2。
例2、pH=12的NaOH 溶液，加水稀释至100倍后混合后，溶液的pH 是 【答案】pH=10【解析】稀释前：pH=12，则c(H +)=10-12 mol ·L ―1，c(OH —)=10-2 mol ·L ―1；稀释100倍后：c(OH —)=10-4 mol ·L ―1，则c(H +)=10-10 mol ·L ―1，故pH=10【总结升华】强碱稀释，必须先计算稀释后的c(OH —)，再算出c(H +)，最后算出pH 。
举一反三：【变式1】pH=10的氨水，加水稀释至100倍后混合后，溶液的pH 是（ ） 【答案】8＜pH ＜10【变式2】填空：求下列各溶液稀释后的pH【答案】①5、②4、③9、④10、⑤近似为7、⑥近似为7类型二、强酸与强酸混合后pH 的计算例3、计算pH=2的盐酸和pH=4的盐酸等体积混合后的pH 【答案】pH ≈2.3【解析】混合后溶液的c(H+)接近于L /m ol 2101042-+—，pH ≈2+lg2≈2.3【总结升华】强酸与强酸等体积混合后pH 的计算规律：两个pH 差值大于2，混合后溶液的pH 近似为：pH 小 +0.3 举一反三：【变式1】pH=2的盐酸和pH=2的硫酸等体积混合后的pH 为多大？ 【答案】2类型三、强碱与强碱混合后pH 的计算例4、计算pH=12的NaOH 溶液和pH=10的NaOH 溶液等体积混合后的pH 【答案】pH ≈11.7【解析】混合后溶液的c(OH —)接近于L/m ol 2101042-+—，则c(H +)=10—14/ c(OH —) ≈2×10—12，pH ≈12-lg2≈11.7【总结升华】强碱与强碱等体积混合后pH 的计算规律：两个pH 差值大于2，混合后溶液的pH 近似为：pH 大—0.3 举一反三：【高清课堂：363383 例6】【变式1】pH=10的NaOH 和pH=12的KOH 等体积混合后，溶液的c(H +)最接近于A ．L /m ol 210101210-+— B ．L/m ol 2101042-+—C ．2×10-12D ．2×10-10【答案】C【变式2】25℃时，将4体积pH=9的Ca(OH)2溶液跟1体积pH=13的NaOH 溶液混合后，溶液中c(H +)约为( ) A 、5×10-13mol/L B 、2×10-12mol/LC 、1/5(4×10-9 + 1×10-13)mol/LD 、1/5(4×10-5 + 1×10-1)mol/L 【答案】A类型四、酸碱混合的pH 的计算例5、将pH=2酸与pH=12的NaOH 溶液以1:1体积比混合，混合后的PH 为（单选）：A. ＞7B. ＜7C. ≥7D. ≤7【答案】D【解析】有两种情况：酸为强酸，pH=7；酸为弱酸，pH ＜7。
【总结升华】有关强酸、强碱等体积混合的pH 计算的技巧：（1）强酸、强碱的pH 之和与c (H +)、c (OH ―)比较（2）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。
举一反三：【变式1】判断下列溶液等体积混合后的酸碱性,完成下表：【答案】pH (酸)+pH (碱) 等于小于 大于 14c 酸(H +)=c 碱(OH －) c 酸(H +)＞c 碱(OH －) c 酸(H +)＜c 碱(OH －)【变式2】若pH＝3的酸溶液和pH＝11的碱溶液等体积混合溶液呈酸性，下列叙述正确的是( ) A．生成一种强酸弱碱盐B．弱酸溶液和强碱溶液反应C．强酸溶液与弱碱溶液反应D．一元强酸溶液与一元强碱溶液反应【答案】B【解析】pH相加等于14的酸碱溶液等体积混合后，若溶液显酸性，则该酸一定为弱酸，故选B。
【高清课堂：363383 例11】【变式3】室温时，将xmLpH=a的稀NaOH溶液与ymLpH=b的稀盐酸充分反应。
下列关于反应后溶液pH的判断，正确的是（）A．若x=y,且a+b=14，则pH>7B．10x=y，且a+b=13，则pH=7C．若ax=by，且a+b=13，则pH=7D．若x=10y，且a+b＝14，则pH>7【答案】D【解析】中和反应的本质是H++OH－＝H2O，其反应过程中n(H+)=n(OH－)，所以可得V(碱)×10a-14＝V(酸) ×10-b，然后利用题给数据代入讨论可得出结论。
例6、常温下，将0.1 mol / L氢氧化钠溶液与0.06 mol·L―1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于（）A．1.7 B．2.0 C．12.0 D．12.4【答案】B【解析】111L0.06mol L20.1mol L L(H)0.01mol L2LV VcV--+-⨯⋅⨯-⋅⨯==⋅，pH=2。
举一反三：【变式1】将pH＝3的H2SO4溶液和pH＝12的NaOH溶液混合，当混合溶液的pH＝10时，强酸和强碱的体积之比为()。
A．1∶9 B．9∶1 C．10∶1 D．1∶10【答案】B【解析】pH＝10时，c(H＋)＝1×10－10 mol·L－1，c(OH－)＝1×10－4 mol·L－1。
【变式2】室温下，下列溶液等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的是A 0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶液B 0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氢氧化钡溶液C pH＝4的醋酸溶液和pH＝10的氢氧化钠溶液D pH＝4的盐酸和pH＝l0的氨水【答案】BD类型五、与pH计算有关的综合问题【高清课堂：363383 例3】例7、下列叙述正确的是（）A．某醋酸溶液的pH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH=b，则a＞bB．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH＜7C．1.0×10－3 mol / L盐酸的pH=3.0，1.0×10－8 mol / L盐酸的pH=8.0D．若1 mL pH=1的盐酸与100 mL NaOH溶液混合后，溶液的pH=7则NaOH溶液的pH=11【答案】D【解析】醋酸溶液在稀释时，某电离程度增大，n (H+)增大，但c (H+)减小，因此pH增大，故a＜b，A项错误；在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液显弱碱性，B项错误；pH=8.0的溶液为碱性溶液，因此1.0×10―8 mol / L盐酸的pH不可能等于8.0，只能接近7，C项错误；设NaOH溶液的pH=b，两溶液混合后溶液的pH=7，则1×10―3 L×10―1 mol / L=100×10－3 L×10b－14 mol / L，解得b=11，D项正确。
举一反三：【高清课堂：363383例4】【变式1】常温时，以下4种溶液pH最小的是A．0.01 mol∙L-1醋酸溶液B．0.02 mol∙L-1醋酸与0.02 mol∙L-1NaOH溶液等体积混合液C．0.03 mol∙L-1醋酸与0.01 mol∙L-1 NaOH溶液等体积混合液D．pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合液【答案】A【高清课堂：363383 例8】【变式2】在浓度为c mol∙L-1的AgNO3溶液a mL中，加入适量的pH=1的盐酸恰好使溶液中的Ag+完全沉淀，此时得pH=2的溶液100mL(混合液的体积为两原溶液体积之和)，则c值应接近于A．0.002 B．0.011 C．0.11 D．0.1【答案】B【高清课堂：363383例9】【变式3】重水(D2O)的离子积为1.6×10－15，可以用pH一样的定义来规定pD＝－lgc(D+)，以下关于pD的叙述正确的是：A．中性溶液的pD=7.0B．含0.01mol的NaOD的D2O溶液1L，其pD＝12.0C．溶解0.01molDCl的D2O溶液1L，其pD＝2.0D．在100mL0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50mL0.2mol/L的NaOD的重水溶液，其pD＝1.0【答案】CD【变式4】(2015 正定中学)用1.0 mol/L的NaOH溶液中和某浓度的H2SO4溶液，其水溶液的pH和所用NaOH 溶液的体积关系变化如下图所示，则原H2SO4溶液的物质的量浓度和完全反应后溶液的大致体积是()A．1.0 mol/L，20 mLB．0.5 mol/L，40 mLC．0.5 mol/L，80 mLD．1.0 mol/L，80 mL【答案】B【解析】滴定前H2SO4的pH＝0，c(H＋)＝1 mol/L，则c(H2SO4)＝0.5 mol/L，当pH＝7时V(NaOH)＝40 mL，通过计算得硫酸溶液体积为40 mL。
