第11講 3.2水的電離　溶液的酸堿性與pH（含解析）-2024年高中化學(xué)同步精講義（選擇性必修一）

第11講3.2水的電離溶液的酸堿性與pH（含解析）-2024年高中化學(xué)同步精品講義（選擇性必修一）第3課第2課時水的電離溶液的酸堿性與pH課程標(biāo)準(zhǔn)學(xué)習(xí)目標(biāo)1．認(rèn)識水的電離，了解水的離子積常數(shù)。2．能從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度分析溶液的酸堿性。3．能進(jìn)行溶液pH的簡單計算，掌握檢測溶液pH的方法。1．能從宏觀與微觀相結(jié)合的視角理解水的電離及溶液酸堿性。2．從溫度、酸、堿等對水的電離的影響，理解、分析水的電離平衡移動的原因以及溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。自主梳理一、水的電離1．水的電離(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為，簡寫為。2．水的電離常數(shù)與離子積常數(shù)(1)水的電離平衡常數(shù)K電離＝。(2)水的離子積常數(shù)(KW)①含義：因為水的濃度可看作常數(shù)，所以水中的可看作常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱，用表示。②表達(dá)式與數(shù)值：表達(dá)式KW＝，室溫時，KW＝。③影響因素：KW只受溫度影響，由于水的電離是過程，溫度升高，KW。二、溶液的酸堿性和pH1．溶液的酸堿性(1)溶液的酸堿性：溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是。(2)溶液酸堿性與溶液中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系：c(H＋)c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性；c(H＋)c(OH－)，溶液呈堿性，且c(OH－)越大，堿性。(3)25℃，酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系①酸性：c(H＋)1×10－7mol·L－1，c(OH－)1×10－7mol·L－1。②堿性：c(H＋)1×10－7mol·L－1，c(OH－)1×10－7mol·L－1。③中性：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1。(4)溶液酸堿性的表示方法①當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1時，通常用直接表示。②當(dāng)c(H＋)或c(OH－)小于或等于1mol·L－1時，通常用表示。2．溶液的pH(1)表達(dá)式：pH＝。如：c(H＋)＝1.0×10－5mol·L－1的酸性溶液，pH＝。(2)意義：pH越大，溶液堿性越；pH越小，酸性越。(3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)3．溶液pH的測定(1)pH試紙法①種類廣泛pH試紙：其pH范圍是(最常用)。精密pH試紙：其pH范圍較窄，可判別0.2或0.3的pH差值。專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。②使用方法：把一小塊pH試紙放在上，用蘸取待測液點在試紙的中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照來確定溶液的pH。(2)pH計測定法。pH計又稱酸度計。預(yù)習(xí)檢測1．關(guān)于水的說法，下列錯誤的是A．水的電離方程式2H2O?H3O++OH- B．純水的pH可能為6C．25℃時水中通入少量HCl，KW減小 D．水的電離?H>02．某水溶液中和的關(guān)系如圖所示【】。下列說法錯誤的是A．B．d點溶液中通入，d點向e點遷移C．D．的f點溶液顯中性3．在25℃時，水的電離達(dá)到平衡：，下列敘述正確的是A．向水中加入稀氨水，平衡向左移動，溶液中降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，溶液中減小，不變C．向水中加入少量固體，溶液中增大，平衡向左移動D．將水加熱，增大，pH減小4．若在100℃時，水的離子積為，若該溫度下某溶液中，則該溶液A．[H+]=100[OH-] B．呈酸性 C．呈中性 D．呈堿性5．下列關(guān)于溶液的酸堿性，說法正確的是A．pH=7的溶液呈中性B．中性溶液中一定有c(H＋)=1.0×10－7mol·L－1C．若水電離出的c(OH－)=1.0×10－11mol·L－1，則溶液可能呈酸性，也可能呈堿性D．在100℃時，純水的pH<7，因此顯酸性6．常溫下，將0.2mol/L氫氧化鈉溶液與0.2mol/L硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于A．1.0 B．3.0 C．7.0 D．13.0探究提升探究提升?環(huán)節(jié)一水的電離【情境材料】用電導(dǎo)儀測定水的電導(dǎo)率，如下圖。接通直流電源，發(fā)現(xiàn)純水的電導(dǎo)率不為零，說明純水中含有自由移動的離子，說明純水中部分水發(fā)生了電離。【問題探究】1．由以上實驗判斷水是不是電解質(zhì)？若是，請寫出水的電離方程式，并判斷由水分子電離出的OH－和H＋數(shù)目是否相等？2．結(jié)合弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素，填寫下表空白。水的電離平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0影響因素移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升溫向移動加酸向移動加堿向移動3．在水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)都是水電離出的c(H＋)、c(OH－)嗎？在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)還相等嗎？水的電離平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0影響因素移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升溫加酸加堿要點歸納水電離出的c(H＋)和c(OH－)的計算(25℃時)(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離。如計算0.01mol·L－1鹽酸中由水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol·L－1，則由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。即：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(OH－)＝eq\f(Kw,c（H＋）)。(3)溶質(zhì)為堿的溶液：OH－來源于堿的電離和水的電離，而H＋只來源于水的電離。如計算0.01mol·L－1NaOH溶液中由水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液中c(H＋)＝10－12mol·L－1，則由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。即：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(H＋)＝eq\f(Kw,c（OH－）)。(1)Kw揭示了任何溶液中均存在水的電離平衡，H＋與OH－共存，只是相對含量不同。(2)Kw＝c(H＋)·c(OH－)不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。Kw不隨溶液中c(H＋)和c(OH－)的改變而改變。(3)在Kw＝c(H＋)·c(OH－)表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均分別表示整個溶液中H＋、OH－的物質(zhì)的量濃度。在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。典例精講【例1】（2022秋·重慶九龍坡·高二重慶市育才中學(xué)?？计谥校?5℃時，水的電離達(dá)到平衡：H2O?H++OH-△H＞0，下列敘述正確的是A．向水中加入稀鹽酸，水的電離平衡逆向移動，c(OH-)減小B．向水中加入少量NaHSO4固體，c(H+)增大，Kw增大C．向水中加入少量固體Na，水的電離平衡逆向移動，c(H+)降低D．將純水加熱，Kw增大，pH不變【例2】（2023春·四川樂山·高二四川省峨眉第二中學(xué)校?？计谥校┏叵?，下列溶液中水的電離程度最大的是A．pH＝5的硫酸 B．pH＝9的NaOH溶液C．pH＝5的NaHSO3溶液 D．pH＝8的NaHCO3溶液【例3】（2022春·廣東惠州·高二校考開學(xué)考試）室溫下，在由水電離產(chǎn)生的的溶液中，一定不能大量共存的離子組是A．、、、 B．、、、C．、、、 D．、、、?環(huán)節(jié)二溶液的酸堿性與pH【情境材料】中學(xué)化學(xué)實驗中，淡黃色的pH試紙常用于測定溶液的酸堿性。在25℃時，若溶液的pH＝7，試紙不變色；若pH<7，試紙變紅色；若pH>7，試紙變藍(lán)色。而要精確測定溶液的pH，需用pH計(如右圖)。pH計主要通過測定溶液中H＋的濃度來測定溶液的pH?！締栴}探究】1．現(xiàn)欲測定100℃沸水的pH及酸堿性，甲同學(xué)使用pH試紙測定，請推測pH試紙呈什么顏色，溶液的酸堿性如何？2．同樣測定100℃沸水的pH及酸堿性，乙同學(xué)選擇了pH計，請分析pH計的讀數(shù)等于7嗎？水溶液還呈中性嗎？3．pH試紙使用前能否用蒸餾水潤濕？若用潤濕的pH試紙測量溶液的pH對結(jié)果有何影響？4．25℃時，某溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，請?zhí)骄吭撊芤旱膒H可能為多少？5．常溫下，利用平衡移動原理分析比較在不同情況下，c(H＋)和c(OH－)的值與變化趨勢(增大或減小)。體系純水向純水中加入少量鹽酸向純水中加入少量NaOH溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)和c(OH－)的大小比較c(H＋)c(OH－)c(H＋)c(OH－)c(H＋)c(OH－)要點歸納1．溶液的酸堿性與pH(1)溶液的酸堿性常溫下，酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，c(H＋)>10－7mol·L－1。中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，c(H＋)＝10－7mol·L－1。堿性溶液：c(H＋)<c(OH－)，c(H＋)<10－7mol·L－1。(2)pH(1)表達(dá)式：pH＝－lgc(H＋)。(2)意義：pH越大，溶液堿性越強；pH越小，酸性越強。(3)適用范圍：c(H＋)和c(OH－)較小的稀溶液<1mol·L－1(4)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)即中性溶液的pH＝7，酸性溶液的pH<7，堿性溶液的pH>7。2．溶液pH的測定方法(1)酸堿指示劑法酸堿指示劑一般是有機弱酸或弱堿，它們的顏色在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生變化，因此，可以用這些弱酸、弱堿來粗略測定溶液的pH范圍，不能準(zhǔn)確測定出pH的具體值。幾種常用指示劑的變色范圍和顏色變化如表所示：指示劑變色范圍(pH)遇酸的顏色遇堿的顏色甲基橙3.1eq\o(→,\s\up7(橙色))4.4紅色(pH<3.1)黃色(pH>4.4)石蕊5.0eq\o(→,\s\up7(紫色))8.0紅色(pH<5.0)藍(lán)色(pH>8.0)酚酞8.2eq\o(→,\s\up7(粉紅色))10.0無色(pH<8.2)紅色(pH>10.0)(2)pH試紙法①種類a.廣泛pH試紙：pH范圍是1~14（最常用）或0~10，可以識別的pH差約為1

b.精密pH試紙：pH范圍較窄，可判別0.2或0.3的pH差

②使用方法取一小片pH試紙放在干燥、潔凈的玻璃片（或表面皿)上，用干凈的玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中部，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照比色，確定溶液的pH

③注意事項

pH試紙用于測定溶液的pH時，使用前一定不能用水潤濕；不能把pH試紙直接插入待測液中；

廣泛pH試紙的讀數(shù)是整數(shù)，不能是小數(shù)。(3)pH計法pH計，又叫酸度計，可以用來精密測量溶液的pH。測得的溶液pH可以是整數(shù)或小數(shù)。3．pH的應(yīng)用①人體健康：人體各種體液都有一定的pH，當(dāng)酸堿平衡失調(diào)時，人體就表現(xiàn)出病變，因而可以利用檢測血液中的pH來診斷疾病。②生活應(yīng)用：利用護(hù)發(fā)素保護(hù)頭發(fā)，就是通過調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達(dá)到適宜的酸堿度。③環(huán)保領(lǐng)域：酸性或堿性的廢水的處理，可以利用中和反應(yīng)調(diào)節(jié)其pH。④農(nóng)業(yè)生產(chǎn)：土壤的pH影響植物對不同形態(tài)養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性，各種作物的生長也都對土壤的pH范圍有一定的要求，因而應(yīng)注意保持土壤的酸堿性。⑤科學(xué)實驗、工業(yè)生產(chǎn)：溶液的pH控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。(1)常溫下，比較pH與7的相對大小可用于判斷溶液的酸堿性，但在不指明溫度的情況下，pH＝7的溶液不一定呈中性。(2)pH＝－lgc(H＋)，這里的c(H＋)指溶液中的氫離子濃度，而非水電離產(chǎn)生的氫離子濃度。(3)溶液呈酸性或堿性的本質(zhì)在于溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小，而不在于c(H＋)或c(OH－)的絕對大小。在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)此增彼減，但Kw＝c(H＋)·c(OH－)始終不變。(4)在分析c(H＋)、pH與溶液的酸堿性的關(guān)系時，要注意溶液的溫度是否為常溫。(5)溶液的pH范圍通常是0～14，對于c(H＋)≤1mol·L－1或c(OH－)≤1mol·L－1的電解質(zhì)溶液用pH表示其酸堿性比直接使用c(H＋)或c(OH－)表示要方便。當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1時，則直接用c(H＋)或c(OH－)來表示溶液的酸堿性。(6)若溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。如不能用pH試紙測量氯水的pH。典例精講【例4】（2022秋·浙江杭州·高二期中）下列說法正確的是A．可用pH試紙測定NaClO溶液的pH值B．能用廣泛pH試紙測出稀鹽酸的pH值為4.3C．中和濃度體積均相同的鹽酸與醋酸時，消耗的氫氧化鈉的量一樣多D．常溫下，用鹽酸中和體積、pH相同的氫氧化鈉與氨水，氫氧化鈉消耗的鹽酸多【例5】（2023春·四川內(nèi)江·高二四川省內(nèi)江市第六中學(xué)?？计谥校┏叵?，①pH=3的硫酸溶液，②0．0001mol/L的醋酸，③溶液中的c(H+)=1×10-4mol/L，④=10-12，則此四種溶液的酸性由強到弱的順序為A．①③④② B．④①③② C．④③①② D．①③②④?環(huán)節(jié)三溶液pH的計算【情境材料】鹽酸和氫氧化鈉是兩種常見的酸和堿，在工業(yè)生產(chǎn)中起著非常重要的作用。鹽酸是化學(xué)工業(yè)重要原料之一，廣泛用于化工原料、染料、醫(yī)藥、食品、印染、皮革、制糖、冶金等行業(yè)，還用于離子交換樹脂的再生以及電鍍、金屬表面的清洗劑。氫氧化鈉(NaOH)用于生產(chǎn)紙、肥皂、染料、人造絲、冶煉金屬、石油精制、棉織品整理、煤焦油產(chǎn)物的提純以及食品加工、木材加工及機械工業(yè)等方面?！締栴}探究】1．常溫下0.01mol·L－1HCl溶液中：(1)由水電離出的c平(H＋)是多少？(2)pH是多少？(3)加水稀釋100倍，pH是多少？2．常溫下0.01mol·L－1NaOH溶液：(1)pH是多少？(2)加水稀釋100倍，pH是多少？3．常溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，則該溶液的可能pH＝________。4．體積均為100mLpH＝2的CH3COOH溶液與一元酸HX溶液，加水稀釋過程中pH與溶液體積的變化關(guān)系如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的電離平衡常數(shù)。5．常溫下，pH＝12的NaOH溶液與pH＝1的HCl溶液按一定比例混合，所得溶液pH＝2，則NaOH溶液與HCl溶液的體積比為________。1．單一溶液pH的計算(1)強酸溶液，如HnA溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。(2)強堿溶液，如B(OH)n溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。2．兩強酸混合后pH的計算由c(H＋)混＝eq\f(c（H＋）1V1＋c（H＋）2V2,V1＋V2)先求出混合后溶液的c(H＋)混，再根據(jù)公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。若兩強酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前小的pH加0.3。如pH＝3和pH＝5的鹽酸等體積混合后，pH＝3.3。3．兩強堿混合后pH的計算由c(OH－)混＝eq\f(c（OH－）1V1＋c（OH－）2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(OH－)混，再通過Kw求出混合后的c(H＋)，最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前大的pH減0.3。如pH＝9和pH＝11的燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。4．強酸、強堿混合后溶液pH的計算方法(1)若強酸、強堿混合恰好完全反應(yīng)，則混合后溶液中的pH＝7(25℃)。(2)若酸過量，直接求反應(yīng)后溶液中的c混(H＋)，c混(H＋)＝eq\f(c（H＋）V酸－c（OH－）V堿,V酸＋V堿)。(3)若堿過量，應(yīng)先求混合后溶液中的c混(OH－)，再求c混(H＋)，c混(OH－)＝eq\f(c（OH－）V堿－c（H＋）V酸,V酸＋V堿)，c混(H＋)＝eq\f(Kw,c混（OH－）)。5．酸、堿溶液稀釋時pH的變化與計算(1)酸、堿溶液稀釋時pH的計算酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍pH<a＋n<7pH＝a＋n<7pH>b－n>7pH＝b－n>7無限稀釋此時考慮水的電離，pH只能接近7(略小于7)此時考慮水的電離，pH只能接近7(略大于7)(2)酸、堿溶液稀釋時pH的變化趨勢對于pH相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大(如下圖所示)。這是因為強酸(或強堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋(或OH－)的物質(zhì)的量(水電離的除外)不會增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋(或OH－)的物質(zhì)的量會不斷增多。(1)兩種強酸等體積混合時，若二者pH之差≥2，則pH混＝pH?。?.3；兩種強堿等體積混合時，若二者pH之差≥2，則pH混＝pH大－0.3。(2)計算混合溶液的pH時，一般忽視兩溶液混合時體積的變化，即混合液的總體積等于兩溶液的體積之和。(3)對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)溶液，雖然起始時溶液pH不同，但若稀釋相同倍數(shù)，仍是強酸(或強堿)pH的變化幅度大。典例精講【例6】（2023春·四川綿陽·高二統(tǒng)考階段練習(xí)）下列說法正確的是A．常溫下，pH=13的溶液中，由水電離出的為B．常溫下，的鹽酸C．常溫下，當(dāng)水電離出的為時，此溶液的pH可能為2或12D．常溫下，將pH=2的鹽酸和醋酸各1mL分別稀釋至100mL，所得醋酸的pH略大【例7】（2023春·陜西咸陽·高二?？奸_學(xué)考試）下列關(guān)于溶液酸堿性說法不正確的是A．某溫度下，的溶液，與的溶液混合呈中性，則B．的氯化銨溶液，，由水電離出C．時，，則，溶液呈堿性D．時，純水的，呈中性【例8】（2022秋·新疆哈密·高二校考期末）在室溫下，等體積的酸和堿的溶液混合后，pH一定大于7的是A．pH=3的鹽酸跟pH=11的氨水B．pH=3的硝酸溶液跟pH=11的氫氧化鉀溶液C．pH=3硫酸溶液跟pH=11的氫氧化鈉溶液D．pH=3的磷酸溶液跟pH=11的氫氧化鉀溶液一、單選題1．（2023·高二課時練習(xí)）下列有關(guān)“水”的說法正確的是A．水是強電解質(zhì)B．氫氧兩種元素只能組成水C．水的電子式可表示為：D．水的電離方程式可表示為：2．（2023春·遼寧鞍山·高二校聯(lián)考階段練習(xí)）水存在電離平衡：H2OH++OH-，常溫下，Kw的數(shù)值為1×10-14.下列說法不正確的是A．常溫下，水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1B．向水中加入NaCl，H+與Cl-結(jié)合生成HCl，使水的電離平衡向正反應(yīng)方向移動C．向水中加入HCl或者NaOH，水的電離平衡都向逆反應(yīng)方向移動D．改變溫度，Kw也會發(fā)生改變3．（2023春·上海長寧·高二華東政法大學(xué)附屬中學(xué)?？计谥校?5℃在等體積的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×109C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶1094．（2023秋·陜西西安·高二統(tǒng)考期末）水的電離常數(shù)如圖所示，下列說法錯誤的是A．曲線上的點都符合c(H+)?c(OH-)=KwB．圖中溫度：T1＞T2C．圖中五點Kw間的關(guān)系：B＞C＞A=D=ED．若處在B點時，將0.005mol?L-1的硫酸溶液與由水電離的c(H+)=1.0×10-12mol?L-1的KOH溶液等體積混合后，溶液顯中性5．（2023春·四川·高二遂寧中學(xué)?？计谥校┏叵拢铝懈鳁l件下可能共存的離子組是A．某無色溶液中：、、、B．由水電離出的的溶液中：、、、C．在的溶液中：、、、D．在的溶液中：、、、6．（2023春·山西呂梁·高二校聯(lián)考階段練習(xí)）常溫下，向的溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的溶液，當(dāng)溶液中的恰好完全沉淀時，溶液。則為(不考慮溶液混合時體積和溫度的變化)A． B． C． D．7．（2023春·四川綿陽·高二三臺中學(xué)?？茧A段練習(xí)）室溫下三種稀酸：a.溶液，b.溶液，c.溶液。下列說法正確的是A．若三種酸溶液的濃度相同，則其導(dǎo)電能力大小關(guān)系為c>a=b；B．同濃度同體積的三種酸溶液分別用NaOH中和，所需NaOH物質(zhì)的量的關(guān)系為c>a>b；C．pH相等的三種酸溶液中酸的物質(zhì)的量濃度的大小關(guān)系為b>a>c；D．同pH同體積的三種酸溶液分別與少量且質(zhì)量相同的片反應(yīng)，反應(yīng)所需時間b>a>c8．（2022秋·陜西西安·高二統(tǒng)考期末）常溫時，下列敘述正確的是A．醋酸溶液的，將此溶液稀釋10倍后，溶液的，則B．若1mLpH=1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7則NaOH溶液的pH=11C．鹽酸的，鹽酸的D．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH＜79．（2023秋·四川成都·高二統(tǒng)考期末）為探究濃度對醋酸電離程度的影響，用計測定時不同濃度醋酸的結(jié)果如下，下列說法正確的是濃度/0.00100.0100.0200.100.203.883.383.232.882.83A．實驗過程中可以改用廣泛試紙B．溶液稀釋過程中，醋酸電離程度及溶液導(dǎo)電性都增大C．時，電離常數(shù)的數(shù)量級為D．溶液稀釋過程中不可能出現(xiàn)10．（2023秋·寧夏中衛(wèi)·高二統(tǒng)考期末）下列說法正確的是A．pH=0的溶液不存在 B．使用廣泛pH試紙測得某溶液的pH=3.5C．中性溶液的pH不一定等于7 D．適用于任何溫度、任何溶液11．（2023春·江蘇鹽城·高二江蘇省響水中學(xué)?？计谥校┦覝叵?，相同體積、相同pH的氨水和氫氧化鈉溶液加水稀釋時的pH變化曲線如圖所示，下列判斷錯誤的是A．a(chǎn)點所在曲線對應(yīng)的是NaOH溶液B．b點的大于c點的C．與同一濃度的鹽酸完全反應(yīng)時，消耗鹽酸體積：D．a(chǎn)、c兩點溶液中的相等12．（2022秋·上海靜安·高二上海市市西中學(xué)?？计谀┏叵?，下列敘述正確的是A．的氨水，稀釋10倍后，其，則B．在滴有酚酞試液的氨水中，加入至溶液恰好無色，則此時溶液的C．向的溶液中滴加一定濃度的氨水，在滴加過程中，將減小D．向的氨水中加入的溶液，混合液二、填空題13．（2022秋·河北張家口·高二校聯(lián)考期中）酸、堿、鹽的水溶液在生產(chǎn)生活及化學(xué)實驗中有廣泛的應(yīng)用，請同學(xué)們運用所學(xué)知識解決下列問題。(1)某溫度下，的NaOH溶液中，，此時水的離子積常數(shù)，該溫度25℃(填“大于”“小于”或“等于”)，原因是；該溶液中由水電離的。(2)已知水溶液中和的關(guān)系如圖所示：①圖中A、B、C、D四點對應(yīng)的水的離子積常數(shù)由大到小的順序是。②若從A點到E點，可采用的措施是(填序號，下同)；從A點到C點，可采用的措施是；促進(jìn)水的電離平衡的措施是。a．升溫

b．加入少量的鹽酸

c．加入少量的(3)常溫下，將的稀溶液與的稀硝酸充分反應(yīng)。①若，且，則混合后pH7(填“大于”“小于”或“等于”，下同)。②若，且，則混合后pH7。③若，且，則混合后pH7。14．（2022秋·廣東湛江·高二湛江二十一中?？计谥校┗卮鹣铝袉栴}：(1)①25℃時，三種弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)如表：化學(xué)式HCOOHCH3COOHNH3?H2O電離平衡常數(shù)1.77×10-41.75×10-51.76×10-5下列方法中，可以使0.10mol?L-1CH3COOH溶液中CH3COOH電離程度增大的是。a.通入少量HCl氣體

b.加入少量冰醋酸

c.加入少量醋酸鈉固體

d.加入少量水②常溫下，0.1mol?L-1的NH3?H2O溶液加水稀釋過程，下列表達(dá)式的數(shù)據(jù)一定變大的是。a.c(OH-)b.c.c(H+)?c(OH-)d.(2)常溫下，有pH相同、體積相同的CH3COOH溶液和HCl溶液，現(xiàn)采取以下措施：①分別加適量醋酸鈉晶體后，CH3COOH溶液中c(H+)(填“增大”“減小”或“不變”，下同)，HCl溶液中c(H+)。②分別加等濃度的NaOH溶液至恰好反應(yīng)，所需NaOH溶液的體積：CH3COOH溶液(填“>”“=”或“<”)HCl溶液。③溫度都升高20℃，CH3COOH溶液中c(H+)(填“>”“<”或“=”)HCl溶液中c(H+)。④分別與足量的鋅粉發(fā)生反應(yīng)，下列關(guān)于氫氣體積(V)隨時間(t)變化的示意圖正確的是(填字母)。(①表示鹽酸，②表示醋酸)a.

b.c.

d.15．（2022秋·四川成都·高二校聯(lián)考期末）現(xiàn)有以下五種電解質(zhì)溶液，回答下列問題：①CH3COOH②NaOH③NH3?H2O④H2SO4⑤CH3COONa(1)濃度均為0.1mol?L-1的五種溶液中導(dǎo)電能力最強的是(填序號)。(2)pH=10的②③⑤三種溶液中由水電離出的氫離子濃度由大到小的排列順序為(填序號)。(3)等體積的pH=2的①④兩種溶液分別與足量金屬鋅反應(yīng)，產(chǎn)生氫氣的質(zhì)量較多的是(填序號)。(4)溶液①和溶液②混合后溶液呈中性，此時溶液中離子濃度由大到小的排列順序為。(5)室溫下，pH=2的H2SO4溶液V1mL和pH=11的氫氧化鈉溶液V2mL混合，恰好完全反應(yīng)，=。16．（2022秋·四川宜賓）請回答下列問題：(1)常溫下，將pH=2的CH3COOH和pH=12的NaOH溶液等體積混合，溶液呈性。(填“中”、“酸”或“堿”)。(2)在常溫下將pH=2的鹽酸10mL加水稀釋到1L，則稀釋后的溶液的pH值等于。(3)向H2S溶液中加入NaOH固體時，不考慮溫度變化，H2S的電離平衡向移動，(填“左”或“右”)；向H2S溶液中加入NaHS固體時，c(S2-)。(填“增大”、“減小”或“不變”)(4)常溫下，取pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應(yīng)過程中兩溶液的pH變化如圖所示。則圖中表示醋酸溶液中pH變化曲線的是(填“A”或“B”)。(5)常溫下，將0.1mol/L鹽酸和0.06mol/L氫氧化鋇溶液以等體積混合后，該混合溶液的pH=。(6)25℃，將pH=a的硫酸溶液VaL與pH=b的NaOH溶液VbL混合，所得混合液為中性。若a=2，b=12，則Va：Vb=。若a=2，b=13，則Va：Vb=。第3課第2課時水的電離溶液的酸堿性與pH課程標(biāo)準(zhǔn)學(xué)習(xí)目標(biāo)1．認(rèn)識水的電離，了解水的離子積常數(shù)。2．能從電離、離子反應(yīng)、化學(xué)平衡的角度分析溶液的酸堿性。3．能進(jìn)行溶液pH的簡單計算，掌握檢測溶液pH的方法。1．能從宏觀與微觀相結(jié)合的視角理解水的電離及溶液酸堿性。2．從溫度、酸、堿等對水的電離的影響，理解、分析水的電離平衡移動的原因以及溶液的酸堿性與pH的關(guān)系。自主梳理一、水的電離1．水的電離(1)水是一種極弱的電解質(zhì)。(2)水的電離方程式為，簡寫為。2．水的電離常數(shù)與離子積常數(shù)(1)水的電離平衡常數(shù)K電離＝。(2)水的離子積常數(shù)(KW)①含義：因為水的濃度可看作常數(shù)，所以水中的可看作常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱，用表示。②表達(dá)式與數(shù)值：表達(dá)式KW＝，室溫時，KW＝。③影響因素：KW只受溫度影響，由于水的電離是過程，溫度升高，KW。二、溶液的酸堿性和pH1．溶液的酸堿性(1)溶液的酸堿性：溶液酸堿性的判斷標(biāo)準(zhǔn)是。(2)溶液酸堿性與溶液中c(H＋)和c(OH－)的關(guān)系：c(H＋)c(OH－)，溶液呈中性；c(H＋)c(OH－)，溶液呈酸性，且c(H＋)越大，酸性；c(H＋)c(OH－)，溶液呈堿性，且c(OH－)越大，堿性。(3)25℃，酸堿性與c(H＋)、c(OH－)的關(guān)系①酸性：c(H＋)1×10－7mol·L－1，c(OH－)1×10－7mol·L－1。②堿性：c(H＋)1×10－7mol·L－1，c(OH－)1×10－7mol·L－1。③中性：c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－7mol·L－1。(4)溶液酸堿性的表示方法①當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1時，通常用直接表示。②當(dāng)c(H＋)或c(OH－)小于或等于1mol·L－1時，通常用表示。2．溶液的pH(1)表達(dá)式：pH＝。如：c(H＋)＝1.0×10－5mol·L－1的酸性溶液，pH＝。(2)意義：pH越大，溶液堿性越；pH越小，酸性越。(3)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)3．溶液pH的測定(1)pH試紙法①種類廣泛pH試紙：其pH范圍是(最常用)。精密pH試紙：其pH范圍較窄，可判別0.2或0.3的pH差值。專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。②使用方法：把一小塊pH試紙放在上，用蘸取待測液點在試紙的中央，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照來確定溶液的pH。(2)pH計測定法。pH計又稱酸度計?！敬鸢浮恳?、1．(2)2H2OH3O＋＋OH－，H2OH＋＋OH－。2．(1)K電離＝eq\f(cH＋·cOH－,cH2O)。(2)①c(H＋)·c(OH－)水的離子積KW②c(H＋)·c(OH－)1.0×10－14。③吸熱增大。二、1．(1)溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小(2)＝>越強；<越強(3)①><②<>(4)①c(H＋)或c(OH－)②pH2．(1)－lgc(H＋)5(2)強強(3)增強增強3．(1)①1～14②玻璃片玻璃棒預(yù)習(xí)檢測1．關(guān)于水的說法，下列錯誤的是A．水的電離方程式2H2O?H3O++OH- B．純水的pH可能為6C．25℃時水中通入少量HCl，KW減小 D．水的電離?H>0【答案】C【解析】A．水是弱電解質(zhì)，電離方程式為：2H2O?H3O++OH-，故A正確；B．水的電離是吸熱反應(yīng)，溫度升高，水的離子積增大，如100℃時水的離子積常數(shù)為10-12，純水的pH=6，故B正確；C．KW只受溫度影響，溫度不變，KW不變，故C錯誤；D．水的電離過程吸熱，?H>0，故D正確；故選C。2．某水溶液中和的關(guān)系如圖所示【】。下列說法錯誤的是A．B．d點溶液中通入，d點向e點遷移C．D．的f點溶液顯中性【答案】B【解析】A．25℃時水的離子積Kw=1.0×10-14，b=7，A項正確；B．d點溶液呈中性，通入氯化氫，pH減小，pOH增大，d點向c點遷移，B項錯誤；C．由圖像可知a小于b，則中性的f點氫離子濃度大于中性的d點，T高于25℃，Kw(f)>Kw(d)，C項正確；D．f點溶液中c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性，D項正確；故選：B。3．在25℃時，水的電離達(dá)到平衡：，下列敘述正確的是A．向水中加入稀氨水，平衡向左移動，溶液中降低B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，溶液中減小，不變C．向水中加入少量固體，溶液中增大，平衡向左移動D．將水加熱，增大，pH減小【答案】D【解析】A．向水中加入稀氨水，水的電離平衡逆向移動，但增大，故A錯誤；B．只與溫度有關(guān)，向水中加入少量固體硫酸氫鈉，增大，不變，故B錯誤；C．向水中加入少量固體，醋酸根離子水解促進(jìn)水的電離，水的電離平衡正向移動，增大，故C錯誤；D．，將水加熱，水的電離平衡正向移動，、增大，增大，pH減小，故D正確；故選D。4．若在100℃時，水的離子積為，若該溫度下某溶液中，則該溶液A．[H+]=100[OH-] B．呈酸性 C．呈中性 D．呈堿性【答案】D【解析】根據(jù)水的離子積，，在100℃時，水的離子積為1×10-12，若該溫度下某溶液中，則，所以，溶液呈堿性，且，故選D。5．下列關(guān)于溶液的酸堿性，說法正確的是A．pH=7的溶液呈中性B．中性溶液中一定有c(H＋)=1.0×10－7mol·L－1C．若水電離出的c(OH－)=1.0×10－11mol·L－1，則溶液可能呈酸性，也可能呈堿性D．在100℃時，純水的pH<7，因此顯酸性【答案】C【解析】A．在100°C時，純水的pH=6，呈中性，該溫度下pH=7時溶液呈堿性，溫度未知，不能根據(jù)pH大小判斷溶液酸堿性，故A錯誤；B．常溫下中性溶液中c(H＋)=1.0×10－7mol·L－1，溫度未知，中性溶液中不一定有c(H＋)=1.0×10－7mol·L－1，故B錯誤；C．由水電離出c(OH－)=1.0×10－11mol·L－1的溶液中，水的電離受到了抑制，溶液可能顯酸性，也可能顯堿性，故C正確；D．在100°C時，純水的pH=6，呈中性，故D錯誤；故選C。6．常溫下，將0.2mol/L氫氧化鈉溶液與0.2mol/L硫酸溶液等體積混合，該混合溶液的pH等于A．1.0 B．3.0 C．7.0 D．13.0【答案】A【解析】常溫下，將0.2mol/LNaOH溶液與0.2mol/LH2SO4溶液等體積混合，酸堿中和反應(yīng)后H+剩余，溶液中

，pH=，A正確；故選A。探究提升探究提升?環(huán)節(jié)一水的電離【情境材料】用電導(dǎo)儀測定水的電導(dǎo)率，如下圖。接通直流電源，發(fā)現(xiàn)純水的電導(dǎo)率不為零，說明純水中含有自由移動的離子，說明純水中部分水發(fā)生了電離?！締栴}探究】1．由以上實驗判斷水是不是電解質(zhì)？若是，請寫出水的電離方程式，并判斷由水分子電離出的OH－和H＋數(shù)目是否相等？2．結(jié)合弱電解質(zhì)電離平衡的影響因素，填寫下表空白。水的電離平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0影響因素移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升溫向移動加酸向移動加堿向移動3．在水的離子積常數(shù)Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)都是水電離出的c(H＋)、c(OH－)嗎？在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)還相等嗎？【答案】1．水是弱電解質(zhì)，H2OH＋＋OH－，水電離出的H＋和OH－的數(shù)目相等。2．水的電離平衡：H2OH＋＋OH－ΔH＞0影響因素移動方向c(H＋)c(OH－)Kw升溫右增大增大增大加酸左增大減小不變加堿左減小增大不變3．Kw＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)不一定都是水電離出來的。在酸或堿溶液中水電離出的c(H＋)與c(OH－)相等。要點歸納水電離出的c(H＋)和c(OH－)的計算(25℃時)(1)中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)＝1.0×10－7mol·L－1。(2)溶質(zhì)為酸的溶液：H＋來源于酸的電離和水的電離，而OH－只來源于水的電離。如計算0.01mol·L－1鹽酸中由水電離出的c(H＋)，方法是先求出溶液中的c(OH－)＝10－12mol·L－1，則由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)＝10－12mol·L－1。即：c(H＋)H2O＝c(OH－)H2O＝c(OH－)＝eq\f(Kw,c（H＋）)。(3)溶質(zhì)為堿的溶液：OH－來源于堿的電離和水的電離，而H＋只來源于水的電離。如計算0.01mol·L－1NaOH溶液中由水電離出的c(OH－)，方法是先求出溶液中c(H＋)＝10－12mol·L－1，則由水電離出的c(OH－)＝c(H＋)＝10－12mol·L－1。即：c(OH－)H2O＝c(H＋)H2O＝c(H＋)＝eq\f(Kw,c（OH－）)。(1)Kw揭示了任何溶液中均存在水的電離平衡，H＋與OH－共存，只是相對含量不同。(2)Kw＝c(H＋)·c(OH－)不僅適用于純水(或其他中性溶液)，也適用于一切酸、堿、鹽的稀溶液。Kw不隨溶液中c(H＋)和c(OH－)的改變而改變。(3)在Kw＝c(H＋)·c(OH－)表達(dá)式中，c(H＋)、c(OH－)均分別表示整個溶液中H＋、OH－的物質(zhì)的量濃度。在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)、c(OH－)總是相等的。典例精講【例1】（2022秋·重慶九龍坡·高二重慶市育才中學(xué)?？计谥校?5℃時，水的電離達(dá)到平衡：H2O?H++OH-△H＞0，下列敘述正確的是A．向水中加入稀鹽酸，水的電離平衡逆向移動，c(OH-)減小B．向水中加入少量NaHSO4固體，c(H+)增大，Kw增大C．向水中加入少量固體Na，水的電離平衡逆向移動，c(H+)降低D．將純水加熱，Kw增大，pH不變【答案】A【解析】A．向水中加入稀鹽酸，c(H+)增大，水的電離平衡逆向移動，c(OH-)減小，故A正確；B．向水中加入少量NaHSO4固體，c(H+)增大，Kw不變，故B錯誤；C．向水中加入少量固體Na，鈉消耗氫離子生成氫氣，c(H+)降低，水的電離平衡正向移動，故C錯誤；D．將純水加熱，c(H+)、c(OH-)均增大，Kw增大，pH減小，故D錯誤；選A?！纠?】（2023春·四川樂山·高二四川省峨眉第二中學(xué)校校考期中）常溫下，下列溶液中水的電離程度最大的是A．pH＝5的硫酸 B．pH＝9的NaOH溶液C．pH＝5的NaHSO3溶液 D．pH＝8的NaHCO3溶液【答案】D【解析】酸電離出的氫離子或者堿電離出的氫氧根離子抑制水的電離，硫酸、亞硫酸氫鈉均可以電離出氫離子，氫氧化鈉電離出的氫氧根離子，均抑制水的電離，碳酸氫鈉為強堿弱酸鹽，水解顯堿性，促進(jìn)水的電離，常溫下，下列溶液中水的電離程度最大的是D，故選D?！纠?】（2022春·廣東惠州·高二?？奸_學(xué)考試）室溫下，在由水電離產(chǎn)生的的溶液中，一定不能大量共存的離子組是A．、、、 B．、、、C．、、、 D．、、、【答案】C【解析】室溫下，在由水電離產(chǎn)生的c(OH-)=1.0×10-12mol·L-1的溶液，水電離受到抑制，溶液因含一定濃度的氫離子呈酸性或因含一定濃度的氫氧根離子呈堿性；A．、、、相互之間不反應(yīng)，也不與氫離子或氫氧根離子反應(yīng)，能大量共存，故A不符題意；B．堿性條件下，F(xiàn)e3+、Mg2+生成氫氧化物沉淀，故B不符合題意；C．既能與氫離子反應(yīng)又能與氫氧根離子反應(yīng)，酸性或堿性條件下都不能大量存在，故C符合題意；D．堿性條件下，、、Na+、K+相互之間不反應(yīng)，能大量共存，故D不符題意；故選C?環(huán)節(jié)二溶液的酸堿性與pH【情境材料】中學(xué)化學(xué)實驗中，淡黃色的pH試紙常用于測定溶液的酸堿性。在25℃時，若溶液的pH＝7，試紙不變色；若pH<7，試紙變紅色；若pH>7，試紙變藍(lán)色。而要精確測定溶液的pH，需用pH計(如右圖)。pH計主要通過測定溶液中H＋的濃度來測定溶液的pH?！締栴}探究】1．現(xiàn)欲測定100℃沸水的pH及酸堿性，甲同學(xué)使用pH試紙測定，請推測pH試紙呈什么顏色，溶液的酸堿性如何？2．同樣測定100℃沸水的pH及酸堿性，乙同學(xué)選擇了pH計，請分析pH計的讀數(shù)等于7嗎？水溶液還呈中性嗎？3．pH試紙使用前能否用蒸餾水潤濕？若用潤濕的pH試紙測量溶液的pH對結(jié)果有何影響？4．25℃時，某溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，請?zhí)骄吭撊芤旱膒H可能為多少？5．常溫下，利用平衡移動原理分析比較在不同情況下，c(H＋)和c(OH－)的值與變化趨勢(增大或減小)。體系純水向純水中加入少量鹽酸向純水中加入少量NaOH溶液c(H＋)c(OH－)c(H＋)和c(OH－)的大小比較c(H＋)c(OH－)c(H＋)c(OH－)c(H＋)c(OH－)【答案】1．試紙呈淡黃色，沸水呈中性。2．由于沸水電離程度增大，溶液中c(H＋)增大，所以測定的pH<7，但由于c(H＋)＝c(OH－)，溶液仍呈中性。3．使用pH試紙前不能用蒸餾水潤濕，潤濕后相當(dāng)于稀釋了溶液。若是酸性溶液，則潤濕后測得的pH偏大；若為堿性溶液，則潤濕后測得的pH偏??；若為中性溶液，則無影響。4．若為酸性溶液，c(OH－)＝c(OH－)水＝1×10－12mol·L－1，c(H＋)＝eq\f(1×10－14,1×10－12)mol·L－1＝1×10－2mol·L－1，則pH＝2；若為堿性溶液，c(H＋)＝c(H＋)水＝1×10－12mol·L－1，則pH＝12。5．體系純水向純水中加入少量鹽酸向純水中加入少量NaOH溶液c(H＋)10－7增大減小c(OH－)10－7減小增大c(H＋)和c(OH－)的大小比較c(H＋)＝c(OH－)c(H＋)>c(OH－)c(H＋)<c(OH－)要點歸納1．溶液的酸堿性與pH(1)溶液的酸堿性常溫下，酸性溶液：c(H＋)>c(OH－)，c(H＋)>10－7mol·L－1。中性溶液：c(H＋)＝c(OH－)，c(H＋)＝10－7mol·L－1。堿性溶液：c(H＋)<c(OH－)，c(H＋)<10－7mol·L－1。(2)pH(1)表達(dá)式：pH＝－lgc(H＋)。(2)意義：pH越大，溶液堿性越強；pH越小，酸性越強。(3)適用范圍：c(H＋)和c(OH－)較小的稀溶液<1mol·L－1(4)溶液的酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)即中性溶液的pH＝7，酸性溶液的pH<7，堿性溶液的pH>7。2．溶液pH的測定方法(1)酸堿指示劑法酸堿指示劑一般是有機弱酸或弱堿，它們的顏色在一定的pH范圍內(nèi)發(fā)生變化，因此，可以用這些弱酸、弱堿來粗略測定溶液的pH范圍，不能準(zhǔn)確測定出pH的具體值。幾種常用指示劑的變色范圍和顏色變化如表所示：指示劑變色范圍(pH)遇酸的顏色遇堿的顏色甲基橙3.1eq\o(→,\s\up7(橙色))4.4紅色(pH<3.1)黃色(pH>4.4)石蕊5.0eq\o(→,\s\up7(紫色))8.0紅色(pH<5.0)藍(lán)色(pH>8.0)酚酞8.2eq\o(→,\s\up7(粉紅色))10.0無色(pH<8.2)紅色(pH>10.0)(2)pH試紙法①種類a.廣泛pH試紙：pH范圍是1~14（最常用）或0~10，可以識別的pH差約為1

b.精密pH試紙：pH范圍較窄，可判別0.2或0.3的pH差

②使用方法取一小片pH試紙放在干燥、潔凈的玻璃片（或表面皿)上，用干凈的玻璃棒蘸取待測液點在試紙的中部，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照比色，確定溶液的pH

③注意事項

pH試紙用于測定溶液的pH時，使用前一定不能用水潤濕；不能把pH試紙直接插入待測液中；

廣泛pH試紙的讀數(shù)是整數(shù)，不能是小數(shù)。(3)pH計法pH計，又叫酸度計，可以用來精密測量溶液的pH。測得的溶液pH可以是整數(shù)或小數(shù)。3．pH的應(yīng)用①人體健康：人體各種體液都有一定的pH，當(dāng)酸堿平衡失調(diào)時，人體就表現(xiàn)出病變，因而可以利用檢測血液中的pH來診斷疾病。②生活應(yīng)用：利用護(hù)發(fā)素保護(hù)頭發(fā)，就是通過調(diào)節(jié)頭發(fā)的pH使之達(dá)到適宜的酸堿度。③環(huán)保領(lǐng)域：酸性或堿性的廢水的處理，可以利用中和反應(yīng)調(diào)節(jié)其pH。④農(nóng)業(yè)生產(chǎn)：土壤的pH影響植物對不同形態(tài)養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性，各種作物的生長也都對土壤的pH范圍有一定的要求，因而應(yīng)注意保持土壤的酸堿性。⑤科學(xué)實驗、工業(yè)生產(chǎn)：溶液的pH控制常常是影響實驗結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量的一個關(guān)鍵因素。(1)常溫下，比較pH與7的相對大小可用于判斷溶液的酸堿性，但在不指明溫度的情況下，pH＝7的溶液不一定呈中性。(2)pH＝－lgc(H＋)，這里的c(H＋)指溶液中的氫離子濃度，而非水電離產(chǎn)生的氫離子濃度。(3)溶液呈酸性或堿性的本質(zhì)在于溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小，而不在于c(H＋)或c(OH－)的絕對大小。在一定溫度下，c(H＋)與c(OH－)此增彼減，但Kw＝c(H＋)·c(OH－)始終不變。(4)在分析c(H＋)、pH與溶液的酸堿性的關(guān)系時，要注意溶液的溫度是否為常溫。(5)溶液的pH范圍通常是0～14，對于c(H＋)≤1mol·L－1或c(OH－)≤1mol·L－1的電解質(zhì)溶液用pH表示其酸堿性比直接使用c(H＋)或c(OH－)表示要方便。當(dāng)c(H＋)或c(OH－)大于1mol·L－1時，則直接用c(H＋)或c(OH－)來表示溶液的酸堿性。(6)若溶液具有漂白性，則不能用酸堿指示劑測定溶液的酸堿性，也不能用pH試紙測定其pH。如不能用pH試紙測量氯水的pH。典例精講【例4】（2022秋·浙江杭州·高二期中）下列說法正確的是A．可用pH試紙測定NaClO溶液的pH值B．能用廣泛pH試紙測出稀鹽酸的pH值為4.3C．中和濃度體積均相同的鹽酸與醋酸時，消耗的氫氧化鈉的量一樣多D．常溫下，用鹽酸中和體積、pH相同的氫氧化鈉與氨水，氫氧化鈉消耗的鹽酸多【答案】C【解析】A．次氯酸鈉水解生成次氯酸具有漂白性，不能用pH試紙測定NaClO溶液的pH值，故A錯誤；B．廣泛pH試紙的精確度是整數(shù)，則不能用廣泛pH試測出稀鹽酸的pH值為4.3，故B錯誤；C．鹽酸和醋酸均為一元酸，則中和濃度體積均相同的鹽酸與醋酸時，消耗的氫氧化鈉的量一樣多，故C正確；D．氨水為弱堿，氫氧化鈉為強堿，體積、pH相同的氫氧化鈉與氨水，氫氧化鈉，氨水的濃度大，則常溫下，用鹽酸中和體積、pH相同的氫氧化鈉與氨水，氨水消耗的鹽酸多，故D錯誤；故選：C?！纠?】（2023春·四川內(nèi)江·高二四川省內(nèi)江市第六中學(xué)?？计谥校┏叵拢賞H=3的硫酸溶液，②0．0001mol/L的醋酸，③溶液中的c(H+)=1×10-4mol/L，④=10-12，則此四種溶液的酸性由強到弱的順序為A．①③④② B．④①③② C．④③①② D．①③②④【答案】B【解析】①pH=3的硫酸溶液中c(H+)=10-3mol/L；②醋酸為弱酸不完全電離，所以②0.0001mol/L的醋酸溶液中c(H+)＜10-4mol/L；③溶液中的c(H+)=1×10-4mol/L；④溶液中，則c(H+)=10-2mol/L；溶液中氫離子濃度越大，酸性越強，綜上所述酸性由強到弱為④①③②；故答案為B。?環(huán)節(jié)三溶液pH的計算【情境材料】鹽酸和氫氧化鈉是兩種常見的酸和堿，在工業(yè)生產(chǎn)中起著非常重要的作用。鹽酸是化學(xué)工業(yè)重要原料之一，廣泛用于化工原料、染料、醫(yī)藥、食品、印染、皮革、制糖、冶金等行業(yè)，還用于離子交換樹脂的再生以及電鍍、金屬表面的清洗劑。氫氧化鈉(NaOH)用于生產(chǎn)紙、肥皂、染料、人造絲、冶煉金屬、石油精制、棉織品整理、煤焦油產(chǎn)物的提純以及食品加工、木材加工及機械工業(yè)等方面?！締栴}探究】1．常溫下0.01mol·L－1HCl溶液中：(1)由水電離出的c平(H＋)是多少？(2)pH是多少？(3)加水稀釋100倍，pH是多少？2．常溫下0.01mol·L－1NaOH溶液：(1)pH是多少？(2)加水稀釋100倍，pH是多少？3．常溫下，由水電離出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，則該溶液的可能pH＝________。4．體積均為100mLpH＝2的CH3COOH溶液與一元酸HX溶液，加水稀釋過程中pH與溶液體積的變化關(guān)系如圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)________(填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的電離平衡常數(shù)。5．常溫下，pH＝12的NaOH溶液與pH＝1的HCl溶液按一定比例混合，所得溶液pH＝2，則NaOH溶液與HCl溶液的體積比為________。【答案】1．(1)①0.01mol·L－1HCl溶液中的OH－只來源于水的電離，且c平(OH－)水＝c平(H＋)水，H＋來源于水和HCl的電離，由于水的電離程度很小，計算時水電離的H＋可忽略，c平(H＋)＝0.01mol·L－1，c平(H＋)水＝c平(OH－)水＝c平(OH－)＝eq\f(1×10－14mol2·L－2,0.01mol·L－1)＝10－12mol·L－1。(2)pH＝－lg10－2＝2。(3)加水稀釋100倍，c平(H＋)變?yōu)樵瓉淼膃q\f(1,100)，即c平(H＋)＝10－4mol·L－1，pH＝4。2．(1)0.01mol·L－1的NaOH溶液中的OH－來源于水和NaOH的電離，由于水的電離程度很小，計算時可忽略，即c平(OH－)＝10－2mol·L－1，所以c平(H＋)＝eq\f(1.0×10－14mol2·L－2,10－2mol·L－1)＝1.0×10－12mol·L－1，pH＝12。(2)加水稀釋100倍，c平(OH－)＝10－4mol·L－1，所以c平(H＋)＝eq\f(1.0×10－14mol2·L－2,1.0×10－4mol·L－1)＝1.0×10－10mol·L－1，pH＝10。3．如果該溶液呈酸性：c(H＋)＝0.01mol·L－1，溶液的pH＝－lg0.01＝2；如果該溶液呈堿性：c(OH－)＝0.01mol·L－1，c(H＋)＝eq\f(1×10－14,c（OH－）)mol·L－1＝eq\f(1×10－14,0.01)mol·L－1＝1×10－12mol·L－1，則溶液的pH＝－lg1×10－12＝12。4．pH相等的酸中，加水稀釋促進(jìn)弱酸電離，稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的為較強的酸，變化小的為較弱的酸，所以HX的酸性大于醋酸，則HX的電離平衡常數(shù)大于醋酸。5．pH＝12的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol·L－1，pH＝1的HCl溶液中c(H＋)＝0.1mol·L－1；設(shè)氫氧化鈉溶液體積為V(堿)，鹽酸溶液體積為V(酸)，依據(jù)混合溶液的pH＝2知，氫離子過量，則混合溶液中氫離子濃度為c(H＋)＝eq\f(0.1mol·L－1V（酸）－0.01mol·L－1V（堿）,V（酸）＋V（堿）)＝0.01mol·L－1，得V(堿)∶V(酸)＝9∶2。要點歸納1．單一溶液pH的計算(1)強酸溶液，如HnA溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。(2)強堿溶液，如B(OH)n溶液，設(shè)溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝eq\f(10－14,nc)mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。2．兩強酸混合后pH的計算由c(H＋)混＝eq\f(c（H＋）1V1＋c（H＋）2V2,V1＋V2)先求出混合后溶液的c(H＋)混，再根據(jù)公式pH＝－lgc(H＋)混求pH。若兩強酸溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前小的pH加0.3。如pH＝3和pH＝5的鹽酸等體積混合后，pH＝3.3。3．兩強堿混合后pH的計算由c(OH－)混＝eq\f(c（OH－）1V1＋c（OH－）2V2,V1＋V2)先求出混合后的c(OH－)混，再通過Kw求出混合后的c(H＋)，最后求pH。若兩強堿溶液等體積混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前大的pH減0.3。如pH＝9和pH＝11的燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。4．強酸、強堿混合后溶液pH的計算方法(1)若強酸、強堿混合恰好完全反應(yīng)，則混合后溶液中的pH＝7(25℃)。(2)若酸過量，直接求反應(yīng)后溶液中的c混(H＋)，c混(H＋)＝eq\f(c（H＋）V酸－c（OH－）V堿,V酸＋V堿)。(3)若堿過量，應(yīng)先求混合后溶液中的c混(OH－)，再求c混(H＋)，c混(OH－)＝eq\f(c（OH－）V堿－c（H＋）V酸,V酸＋V堿)，c混(H＋)＝eq\f(Kw,c混（OH－）)。5．酸、堿溶液稀釋時pH的變化與計算(1)酸、堿溶液稀釋時pH的計算酸(pH＝a)堿(pH＝b)弱酸強酸弱堿強堿稀釋10n倍pH<a＋n<7pH＝a＋n<7pH>b－n>7pH＝b－n>7無限稀釋此時考慮水的電離，pH只能接近7(略小于7)此時考慮水的電離，pH只能接近7(略大于7)(2)酸、堿溶液稀釋時pH的變化趨勢對于pH相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)溶液稀釋相同的倍數(shù)，強酸(或強堿)溶液的pH變化幅度大(如下圖所示)。這是因為強酸(或強堿)已完全電離，隨著加水稀釋，溶液中H＋(或OH－)的物質(zhì)的量(水電離的除外)不會增多，而弱酸(或弱堿)隨著加水稀釋，電離程度增大，H＋(或OH－)的物質(zhì)的量會不斷增多。(1)兩種強酸等體積混合時，若二者pH之差≥2，則pH混＝pH?。?.3；兩種強堿等體積混合時，若二者pH之差≥2，則pH混＝pH大－0.3。(2)計算混合溶液的pH時，一般忽視兩溶液混合時體積的變化，即混合液的總體積等于兩溶液的體積之和。(3)對于物質(zhì)的量濃度相同的強酸和弱酸(或強堿和弱堿)溶液，雖然起始時溶液pH不同，但若稀釋相同倍數(shù)，仍是強酸(或強堿)pH的變化幅度大。典例精講【例6】（2023春·四川綿陽·高二統(tǒng)考階段練習(xí)）下列說法正確的是A．常溫下，pH=13的溶液中，由水電離出的為B．常溫下，的鹽酸C．常溫下，當(dāng)水電離出的為時，此溶液的pH可能為2或12D．常溫下，將pH=2的鹽酸和醋酸各1mL分別稀釋至100mL，所得醋酸的pH略大【答案】C【解析】A．pH=13的溶液并不一定是酸或堿液。也可能是鹽類，鹽類的水解本質(zhì)酸堿性都是水電離的氫離子和氫氧根，所以由水電離出的為或者并不能妄下定論，故A錯誤；B．當(dāng)鹽酸濃度很小時，水的電離會被促進(jìn)，酸終究還是酸，不可能常溫下pH>7顯堿性，故B錯誤；C．常溫下，水電離出的c(H+)為1×10-12mol/L<1×10-7mol/L，水電離受到了抑制作用，可能是加入了酸，也可能是加入了堿，若加入酸，此溶液的pH為2；若加入堿，則該溶液的pH為12，故C正確；D．HCl是強酸，完全電離，將pH=2的鹽酸，c(H+)=10-2mol/L，將1mL稀釋至100mL，此時溶液中c(H+)=10-4mol/L，溶液pH=4；醋酸是弱酸，在溶液中存在電離平衡，主要以電解質(zhì)分子存在，pH=2時，c(CH3COOH)>c(H+)=10-4mol/L，當(dāng)將該溶液1mL稀釋至100mL，假設(shè)醋酸電離平衡不移動，此時溶液中c(H+)=10-4mol/L；稀釋時使醋酸的電離平衡正向移動，導(dǎo)致溶液中c(H+)>10-4mol/L，使溶液的pH<4，可見所得醋酸的pH略小，故D錯誤；故選C?！纠?】（2023春·陜西咸陽·高二?？奸_學(xué)考試）下列關(guān)于溶液酸堿性說法不正確的是A．某溫度下，的溶液，與的溶液混合呈中性，則B．的氯化銨溶液，，由水電離出C．時，，則，溶液呈堿性D．時，純水的，呈中性【答案】A【解析】A．溫度未知，無法計算NaOH溶液中c(OH-)，所以無法計算酸堿溶液體積之比，故A錯誤；B．溶液中水電離出的c(OH-)=c(H+)=10-5mol/L，所以由水電離出n(OH-)=10-5mol/L×1L=10-5mol，故B正確；C．該溫度下純水中c(OH-)=c(H+)=，pH＜7，則pH=7時，c(H+)＜mol/L，此時溶液呈堿性，故C正確；D．純水中c(OH-)=c(H+)，所以100℃時，純水的pH=6，呈中性，故D正確；故選：A。【例8】（2022秋·新疆哈密·高二?？计谀┰谑覝叵?，等體積的酸和堿的溶液混合后，pH一定大于7的是A．pH=3的鹽酸跟pH=11的氨水B．pH=3的硝酸溶液跟pH=11的氫氧化鉀溶液C．pH=3硫酸溶液跟pH=11的氫氧化鈉溶液D．pH=3的磷酸溶液跟pH=11的氫氧化鉀溶液【答案】A【解析】A．一水合氨是弱堿，pH=3的鹽酸的濃度小于pH=11的氨水的濃度，pH=3的鹽酸跟pH=11的氨水等體積后，氨水有剩余，pH一定大于7，故選A；B．pH=3的硝酸溶液跟pH=11的氫氧化鉀溶液的濃度相同，等體積后，恰好反應(yīng)生成硝酸鉀，溶液呈中性，pH=7，故不選B；C．pH=3硫酸溶液跟pH=11的氫氧化鈉溶液等體積后，恰好反應(yīng)生成硫酸鈉，溶液呈中性，pH=7，故不選C；D．磷酸是弱酸，pH=3的磷酸溶液跟pH=11的氫氧化鉀溶液等體積后，磷酸有剩余，溶液呈酸性，pH<7，故不選D；選A。一、單選題1．（2023·高二課時練習(xí)）下列有關(guān)“水”的說法正確的是A．水是強電解質(zhì)B．氫氧兩種元素只能組成水C．水的電子式可表示為：D．水的電離方程式可表示為：【答案】D【解析】A．水是弱電解質(zhì)，故A錯誤；B．氫氧兩種元素能組成水、過氧化氫，故B錯誤；C．水是共價化合物，電子式可表示為，故C錯誤；D．水是弱電解質(zhì)，電離方程式可表示為，故D正確；選D。2．（2023春·遼寧鞍山·高二校聯(lián)考階段練習(xí)）水存在電離平衡：H2OH++OH-，常溫下，Kw的數(shù)值為1×10-14.下列說法不正確的是A．常溫下，水電離出的c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1B．向水中加入NaCl，H+與Cl-結(jié)合生成HCl，使水的電離平衡向正反應(yīng)方向移動C．向水中加入HCl或者NaOH，水的電離平衡都向逆反應(yīng)方向移動D．改變溫度，Kw也會發(fā)生改變【答案】B【解析】A．因為H2OH++OH-，Kw=c(H+)×c(OH-)=1×10-14，所以c(H+)=c(OH-)===1×10-7mol·L-1，故A正確；B．向水中加入NaCl，由于Na+與水電離出的OH-或Cl-與水電離出的H+均不形成弱電解質(zhì)，不會破壞水的電離平衡，故B錯誤；C．因為H2OH++OH-，向水中加入HCl或者NaOH，增大了H+或OH-的濃度，即增大了生成物濃度，平衡逆向移動，故C正確；D．因為H2OH++OH-是吸熱反應(yīng)，升高溫度，平衡正向移動，Kw增大，反之，Kw減小，故D正確；答案為B。3．（2023春·上海長寧·高二華東政法大學(xué)附屬中學(xué)?？计谥校?5℃在等體積的①pH=0的H2SO4溶液，②0.05mol·L-1的Ba(OH)2溶液，③pH=10的Na2S溶液，④pH=5的NH4NO3溶液中，發(fā)生電離的水的物質(zhì)的量之比是A．1∶10∶1010∶109 B．1∶5∶5×109∶5×109C．1∶20∶1010∶109 D．1∶10∶104∶109【答案】A【解析】①中pH=0的H2SO4中c(H＋)=1.0mol·L－1，c(OH－)=1.0×10－14mol·L－1，水電離程度為1.0×10－14mol·L－1；②中c(OH－)=0.1mol·L－1，c(H＋)=1.0×10－13mol·L－1，水電離程度為1.0×10－13mol·L－1；③中c(OH－)=1.0×10－4mol·L－1，水的電離程度為1.0×10－4mol·L－1；④中c(H＋)=1.0×10－5mol·L－1，水的電離程度為1.0×10－5mol·L－1；故①②③④中水的電離程度之比為：1.0×10－14mol·L－1：1.0×10－13mol·L－1：1.0×10－4mol·L－1：1.0×10－5mol·L－1=1:10:1010:109；答案選A。4．（2023秋·陜西西安·高二統(tǒng)考期末）水的電離常數(shù)如圖所示，下列說法錯誤的是A．曲線上的點都符合c(H+)?c(OH-)=KwB．圖中溫度：T1＞T2C．圖中五點Kw間的關(guān)系：B＞C＞A=D=ED．若處在B點時，將0.005mol?L-1的硫酸溶液與由水電離的c(H+)=1.0×10-12mol?L-1的KOH溶液等體積混合后，溶液顯中性【答案】D【解析】A．曲線a、曲線b代表不同溫度下溶液中H+和OH-濃度的關(guān)系，故曲線上的點都符合c(H+)?c(OH-)=Kw，A正確；B．水的電離是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進(jìn)水電離，則水中c(H+)、c(OH?)及離子積常數(shù)增大，根據(jù)圖知，T1曲線上離子積常數(shù)大于T2，所以T1＞T2，B正確；C．水的離子積常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度越高，離子積常數(shù)越大，同一曲線是相同溫度，根據(jù)圖知，溫度高低點順序是B＞C＞A=D=E，所以離子積常數(shù)大小順序是B＞C＞A=D=E，C正確；D．B點時，Kw=1×10?12，0.005mol?L-1的硫酸中c(H+)=0.01mol/L，由水電離的c(H+)=1.0×10-12mol?L-1的KOH溶液中c(OH?)=1mol/L，等體積混合堿剩余，溶液呈堿性，D錯誤；故答案為：D。5．（2023春·四川·高二遂寧中學(xué)?？计谥校┏叵?，下列各條件下可能共存的離子組是A．某無色溶液中：、、、B．由水電離出的的溶液中：、、、C．在的溶液中：、、、D．在的溶液中：、、、【答案】B【解析】A．無色溶液中有顏色的不能大量存在，故A錯誤；B．常溫下由水電離出的的溶液，可能呈酸性，也可能呈堿性，堿性條件下離子可大量共存，故B正確；C．在的溶液，應(yīng)為中性溶液，Al3+存在于酸性溶液中，故C錯誤；D．pH=1的溶液呈酸性，在酸性條件下Fe2+與發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存，故D錯誤；故選B。6．（2023春·山西呂梁·高二校聯(lián)考階段練習(xí)）常溫下，向的溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的溶液，當(dāng)溶液中的恰好完全沉淀時，溶液。則為(不考慮溶液混合時體積和溫度的變化)A． B． C． D．【答案】B【解析】由題意可知，該過程中發(fā)生的反Ba(OH)2+NaHSO4=BaSO4↓+H2O+NaOH。pH=a的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=mol?L-1，該溶液體積為V1L，則該溶液中氫氧根離子的物質(zhì)的量為×V1mol，根據(jù)反應(yīng)的化學(xué)方程式可知，參與反應(yīng)的硫酸氫鈉的物質(zhì)的量為0.5××V1mol，所加硫酸氫鈉溶液的體積為V2L，根據(jù)混合后溶液pH=10，計算結(jié)果得=，故B項正確。故答案選B。7．（2023春·四川綿陽·高二三臺中學(xué)?？茧A段練習(xí)）室溫下三種稀酸：a.溶液，b.溶液，c.溶液。下列說法正確的是A．若三種酸溶液的濃度相同，則其導(dǎo)電能力大小關(guān)系為c>a=b；B．同濃度同體積的三種酸溶液分別用NaOH中和，所需NaOH物質(zhì)的量的關(guān)系為c>a>b；C．pH相等的三種酸溶液中酸的物質(zhì)的量濃度的大小關(guān)系為b>a>c；D．同pH同體積的三種酸溶液分別與少量且質(zhì)量相同的片反應(yīng)，反應(yīng)所需時間b>a>c【答案】C【解析】A．為一元強酸、為二元強酸、為一元弱酸，相同濃度的三種酸溶液，導(dǎo)電能力的大小關(guān)系為c>a>b，故A錯誤；B．同濃度同體積的三種酸溶液中酸的物質(zhì)的量相同，用氫氧化鈉中和，所需氫氧化鈉的物質(zhì)的量的大小關(guān)系為a=b＜c，故B錯誤；C．pH相等的三種酸溶液中弱酸物質(zhì)的量濃度最大，硫酸的物質(zhì)的量濃度最小，酸的物質(zhì)的量濃度的大小關(guān)系為b>a>c，故C正確；D．同pH同體積的三種酸溶液分別與少量且質(zhì)量相同的片反應(yīng)，反應(yīng)所需時間b＜a=c，故D錯誤；答案為C。8．（2022秋·陜西西安·高二統(tǒng)考期末）常溫時，下列敘述正確的是A．醋酸溶液的，將此溶液稀釋10倍后，溶液的，則B．若1mLpH=1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7則NaOH溶液的pH=11C．鹽酸的，鹽酸的D．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH＜7【答案】B【解析】A．醋酸是弱酸，加水稀釋促進(jìn)醋酸電離，則將pH=a的醋酸稀釋10倍后，稀釋后的溶液中c(H+)大于原來的，所以稀釋后溶液pH值增大值小于1，所以b＜a+1＜7，A錯誤；B．鹽酸與NaOH均為強電解質(zhì)，常溫下pH=1的鹽酸中c(H+)=0.1mol/L，1mLpH=1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH=7，則n(H