3.2.1水的電離課件高二上學(xué)期化學(xué)人教版選擇性必修1

第三章

水溶液中的離子反應(yīng)和平衡第1課時(shí)

水的電離第二節(jié)

水的電離和溶液的pH水是生命之源，關(guān)于水你了解多少？H2OH-O-H純水無色無味水是良好的溶劑水是弱電解質(zhì)任務(wù)一

尋找證明水的電離很微弱的證據(jù)精確的電導(dǎo)性實(shí)驗(yàn)表明，純水大部分以H2O分子的形式存在，但其中也存在著極少量的離子。結(jié)論：純水能發(fā)生微弱的電離電導(dǎo)儀活動(dòng)一1、寫出H2O的電離方程式，并寫出水的電離平衡常數(shù)的表達(dá)式。2、已知：室溫下，1L水中含55.6mol水分子，只有1X10一7molH2O電離，列出三段式，計(jì)算水的電離平衡常數(shù)。3、

閱讀教材P61表3-1，探討影響KW的因素，識(shí)記100℃和25℃時(shí)KW的數(shù)值。T/℃0102025405090100Kw/10-140.1150.2960.68171.012.875.3137.154.5水的電離H2O?H++OH-簡(jiǎn)寫：H2O+H2O?H3O++OH-1、電離方程式：2、特點(diǎn)：H+為裸質(zhì)子，不穩(wěn)定，與水結(jié)合，形成H3O+，即水合氫離子。

弱

——

電離

逆

——是

過程

等

——電離出的H＋和OH－濃度相等

吸

——是

過程微弱吸熱可逆水的電離

注意：c(H+)表示溶液中總的H+濃度,c(OH-)表示溶液中總的OH-濃度。3、水的離子積常數(shù)（KW）：

含義：當(dāng)水的電離達(dá)到平衡時(shí)，電離產(chǎn)物H+、OH-濃度之積是一個(gè)常數(shù)。Kw=c(H+)·c(OH-)Kw只受溫度影響，溫度升高，水的離子積增大。25℃，

Kw=1.0×10-14；100℃，Kw=55×10-14≈1.0×10-12表達(dá)式影響因素適用范圍Kw不僅適用于純水，也適用于稀的電解質(zhì)水溶液。水的離子積Kw的計(jì)算室溫下，0.1mol/L的稀鹽酸中，c(H+)與c(OH-)各多少？c(H+)≈0.1mol/LHCl=

H++

Cl-c(OH-)=

Kw/c(H+)＝1.0×10-13

室溫下，

Kw=1.0×10-14由水電離產(chǎn)生的c(H+)＝由水電離產(chǎn)生的c(OH-)

＝1.0×10-13

c(H+)總

=

c(H+)酸+c(H+)水H2O

?

H++

OH-水c(H+)來源于HCl電離（多），以及H2O電離（少，忽略）H2O

?

H++OH-水的離子積Kw的計(jì)算——變式在25℃0.01mol/LNaOH溶液中：c(H+)=

，c(OH-)=

；c(H+)水=

，c(OH-)水=

。10-12mol/L10-12mol/L10-12mol/L0.01mol/L=c(H+)水■加酸后Kw

=1×10-14酸溶液中Kw=c(H+)酸

·

c(OH-)水=c(OH-)水■加堿后Kw

=1×10-14堿溶液中Kw=c(OH-)堿·c(H+)水Tips:1、一般情況下，酸或堿中水電離出的c(H+)或

c(OH-)與酸電離出的c(H+)或堿電離出的

c(OH-)相比比較小，可以忽略。2、任何溶液中，由水電離產(chǎn)生的c(H+)＝由水電離產(chǎn)生的c(OH-)。觸類旁通室溫下，由水電離產(chǎn)生的c(H+)=10-13

mol/L，該溶液是酸性還是堿性？可能是酸性（如0.1mol/L的稀鹽酸）也可能是堿性（如0.1mol/L的燒堿）任務(wù)二

探究外界條件對(duì)水的電離平衡的影響

活動(dòng)二

：分析下列條件的改變對(duì)水的電離平衡H2O?H＋＋OH－ΔH＞0的影響，并填寫下表：改變條件平衡移動(dòng)方向c(H＋)c(OH－)水的電離程度Kw升高溫度加入HCl(g)加入NaOH(s)加入金屬Na加入NaHSO4(s)右移左移左移右移增大增大減小減小增大減小增大增大增大減小減小增大增大不變不變不變左移增大減小減小不變Kw=c(H+)·c(OH-)總結(jié)歸納——水的電離平衡的影響因素1.水電離吸熱，

溫度升高，促進(jìn)水的電離，Kw增大；2.酸、堿抑制水的電離，Kw不變；①增大c(H+)，則平衡向左移動(dòng)，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則c(OH-)必然會(huì)減小。②增大c(OH-)，則平衡向左移動(dòng)，水的電離被抑制，由于水的電離平衡仍然存在，Kw不變，則c(H+)必然會(huì)減小。3.外加能與H+、OH-

反應(yīng)的物質(zhì)，會(huì)促進(jìn)水的電離，Kw不變。H2O?H＋＋OH－ΔH＞0對(duì)點(diǎn)練習(xí)——明辨是非(1)升溫，若Kw增大到10－12，則純水電離出的c(H＋)＝10－6mol·L－1()(2)在純水中加入少量酸，水的電離平衡向逆向移動(dòng)，Kw減小()(3)25℃時(shí)，若溶液中c(H＋)＝1.0×10－6mol·L－1，則溶液中c(OH－)＝1.0×10－8mol·L－1()(4)25℃時(shí)，水的離子積Kw＝1.0×10－14，35℃時(shí)水的離子積Kw＝2.1×10－14，則35℃時(shí)水中的c(H＋)＞c(OH－)()(5)25℃時(shí)，0.01mol·L－1的鹽酸中，由水電離出的c(OH－)＝1.0×10－12

mol·L－1()×√×√√水煮沸后，竟然變成酸性了？？化學(xué)實(shí)驗(yàn)室里，張老師測(cè)量了沸水的pH，發(fā)現(xiàn)pH=6。6.07.0常溫水(25℃)沸水(100℃)活動(dòng)三

思考與討論-完成表格（25℃）純水純水中加入少量鹽酸純水中加入少量氫氧化鈉溶液c(H+)c(OH-)c(H+)和c(OH-)大小比較Kw增大增大減小減小1.0×10-71.0×10-7c(H+)=c(OH-)c(H+)>c(OH-)c(H+)<c(OH-)1.0×10-141.0×10-141.0×10-14結(jié)論：任何水溶液中同時(shí)存在H+和OH-，它們既相互依存，又相互制約，共同決定了溶液的酸堿性。任務(wù)三

溶液的酸堿性與c(H+)、c(OH-)的關(guān)系酸性c(H+)c(OH-)中性c(H+)c(OH-)堿性c(H+)c(OH-)＞＝＜25℃時(shí)c（H+）=1×10-7mol/Lc（H+）>1×10-7

mol/Lc（H+）<1×10-7

mol/L問題：c(H＋)＞1.0×10－7mol/L的溶液一定呈酸性嗎？如何判斷溶液的酸堿性？【提示】不一定，溶液的酸堿性取決于c(H+)和c(OH-)的相對(duì)大小一般用pH值衡量溶液的酸堿性強(qiáng)弱，你知道pH值的由來嗎資料卡片——pH的由來

“pH”是由丹麥化學(xué)家彼得·索侖森1909年提出的。索侖森當(dāng)時(shí)在一家啤酒廠工作，經(jīng)常要化驗(yàn)啤酒中所含H+濃度。每次化驗(yàn)結(jié)果都要記錄許多個(gè)零，這使他感到很麻煩。經(jīng)過長(zhǎng)期潛心研究，他發(fā)現(xiàn)用H+濃度的負(fù)對(duì)數(shù)來表示酸堿性非常方便，并把它稱為溶液的pH（p代表德語Potenz，意思是濃度，H代表H+）。就這樣“pH”成為表述溶液酸堿度的一種重要數(shù)據(jù)。1、閱讀課本63頁內(nèi)容，總結(jié)pH的計(jì)算方法、表示的意義；2、常溫下，計(jì)算下列溶液的pH：

例1：求0.5×10-3mol/LH2SO4溶液的pH

例2：求0.05mol/LBa(OH)2溶液的pH活動(dòng)四pH及簡(jiǎn)單計(jì)算思考與交流：1、如何計(jì)算單一溶液的pH?2、可以用pH表示出任何濃度溶液的酸堿性嗎？3、25℃時(shí)，溶液酸堿性與pH有什么關(guān)系？計(jì)算公式pH＝

意義

c(H＋)越大，pH越小，溶液的酸性

。溶液酸堿性與pH的關(guān)系(常溫下)pH＜7，為

溶液；pH＝7，為中性溶液；pH＞7，為

溶液。適用范圍1×10－14mol·L－1＜c(H＋)＜1mol·L－1－lgc(H＋)越強(qiáng)酸性堿性任務(wù)四

溶液的酸堿性與pH常溫下①pH適用于c(H＋)或c(OH－)≤1mol/L的溶液的酸堿性表示，常溫時(shí)pH的范圍0-14，c(H+)或c(OH-)>1mol/L的溶液的酸堿性直接用離子濃度表示

。②pH是否等于7，僅為常溫時(shí)溶液是否是中性的判斷依據(jù)。觸類旁通求100℃下，純水中的c(H+)與pH。100℃下，Kw=55×10-14≈10-12H2O

?

H++

OH-c(H+)=c(OH-)=Kw1/2=1.0×10-6pH=

-lgc(H+)

=-lg(1.0×10-6)

=6你能解答張老師的疑問了吧pH等于7的溶液不一定為中性如100℃下，pH＝6為中性，pH<6顯酸性，pH>6顯堿性，故使用pH時(shí)需注明溫度。(1)如果c(H＋)≠c(OH-)，則溶液一定呈一定的酸堿性。（

）(2)任何水溶液中都有c(H＋)和c(OH-)。（

）(3)c(H＋)等于10-6mol·L-1的溶液一定呈現(xiàn)酸性。（

）(4)pH=a的醋酸溶液稀釋一倍后，溶液的pH=b，則a>b。（

）(5)在100℃時(shí)，純水的pH>7。（

）(6)如果c(H＋)/c(OH-)的值越大，則酸性越強(qiáng)。（

）(7)升高溫度，水的電離程度增大，酸性增強(qiáng)。（

）(8)pH減小，溶液的酸性一定增強(qiáng)。（

）(9)1.0×10-3mol·L-1鹽酸的pH=3，1.0×10-8mol·L-1鹽酸的pH=8。（

）對(duì)點(diǎn)練習(xí)——明辨是非×√√××√×××鹽酸被無限稀釋，pH只會(huì)無限接近7對(duì)點(diǎn)練習(xí)——pH的計(jì)算1、常溫，求pH：

(1)c(H+)為1×10-7mol/L的溶液(2)0.05mol/L的硫酸溶液(3)

c(H+)=2×10-5mol/L的HCl溶液

lg2=0.3(4)0.01mol/L的NaOH溶液(5)

c(OH-)=0.01mol/L的Ba(OH)2溶液2、100℃時(shí)，0.01mol·L-1的NaOH溶液任務(wù)五pH的測(cè)定1．pH試紙（1）使用方法取一小塊pH試紙于干燥潔凈的玻璃片或表面皿上，用干燥潔凈的玻璃棒蘸取試液點(diǎn)在試紙上，當(dāng)試紙顏色變化穩(wěn)定后迅速與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照，讀出pH。（2）分類①廣泛pH試紙：其pH范圍是1～14(最常用)，可以識(shí)別的pH差約為1。②精密pH試紙：可判別0.2或0.3的pH差值。③專用pH試紙：用于酸性、中性或堿性溶液的專用pH試紙。注意：①pH試紙不能潤(rùn)濕；(檢驗(yàn)氣體要潤(rùn)濕)②應(yīng)在半分鐘內(nèi)觀察，時(shí)間長(zhǎng)，pH試紙所顯示的顏色會(huì)改變。2．pH計(jì)pH計(jì)，又叫酸度計(jì)，可精密測(cè)量溶液的pH，其量程為0～14。可讀到小數(shù)點(diǎn)后兩位。任務(wù)五pH的測(cè)定3．酸堿指示劑法（只能粗略測(cè)定溶液的pH范圍，不能準(zhǔn)確測(cè)定出pH的具體值）任務(wù)五pH的測(cè)定指示劑PH變色范圍酸色堿色甲基橙3.14.4紅（PH<3.1）黃（PH>4.4）甲基紅4.46.2紅（PH<4.4）黃（PH>6.2）石蕊5.08.0紅（PH<5.0）藍(lán)（PH>8.0）酚酞8.210.0無（PH<8.2）紅（PH>10.0）橙色橙色紫色粉紅色pH的測(cè)定和調(diào)控的意義\人體各種體液都有一定的pH，血液的pH時(shí)診斷疾病的一個(gè)重要參數(shù)。洗發(fā)的洗發(fā)素可以調(diào)節(jié)頭發(fā)pH使之達(dá)到適宜酸堿度。環(huán)保領(lǐng)域，酸性或堿性的廢水處理常常利用酸堿中和反應(yīng)，中和過程中可用pH自動(dòng)測(cè)定儀進(jìn)行檢測(cè)和控制?？茖W(xué)實(shí)驗(yàn)和工業(yè)生產(chǎn)中，溶液pH的控制會(huì)影響實(shí)驗(yàn)結(jié)果或產(chǎn)品質(zhì)量、產(chǎn)量等。農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，土壤的pH會(huì)影響植物對(duì)不同形態(tài)養(yǎng)分的吸收及養(yǎng)分的有效性。酸堿中和滴定中，溶液pH的變化可作為判斷滴定終點(diǎn)的依據(jù)。任務(wù)六pH的計(jì)算

回顧單一溶液PH的計(jì)算方法，并類比得出混合溶液的PH計(jì)算方法；活動(dòng)二：?jiǎn)我蝗芤合♂尯驪H的計(jì)算例1：25。C下，PH=2的鹽酸溶液，C（H+）=__mol/L,將其稀釋10倍，C（H+）=____mol/L

PH=.將其稀釋103倍，C（H+）=____mol/L

PH=.將其釋釋105倍，C（H+）=____mol/LPH=

。思考與歸納：1、強(qiáng)酸溶液稀釋倍數(shù)與PH之間有什么關(guān)系？2、如果將上述溶液改為等PH的醋酸，將又如何？規(guī)律：對(duì)于強(qiáng)酸溶液，C（H+）每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位，但不突破7(弱酸則pH增大值小于n個(gè)單位)例2：25。C下，若將PH=12的氫氧化鈉溶液將其稀釋10倍，C（H+）=____mol/L

PH=.將其稀釋103倍，C（H+）=____mol/L

PH=.將其釋釋106倍，C（H+）=____mol/LPH=

。思考與歸納：1、強(qiáng)酸溶液稀釋倍數(shù)與PH之間有什么關(guān)系？2、如果將上述溶液改為等PH的氨水，將又如何？規(guī)律：對(duì)于強(qiáng)堿溶液，C（OH-）每稀釋10n倍，pH減小n個(gè)單位，但不突破7(弱堿則pH減小值小于n個(gè)單位)1.pH相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖酸堿溶液稀釋時(shí)pH的變化圖像

弱酸、弱堿稀釋時(shí)，電離程度增大；故其pH的變化值比強(qiáng)酸、強(qiáng)堿相同程度稀釋時(shí)的變化值小。2.c相等的酸或堿溶液稀釋后溶液pH的變化示意圖無論是c相等還是pH相等，加水稀釋相同倍數(shù)pH變化大的都是強(qiáng)酸或強(qiáng)堿。酸堿溶液稀釋時(shí)pH的變化圖像pH=2的鹽酸稀釋10倍后pH=pH=2的醋酸稀釋10倍后pH=？＜33pH=2的鹽酸和醋酸溶液稀釋相同倍數(shù)時(shí)，pH鹽酸

pH醋酸稀釋到相同pH時(shí)稀釋的倍數(shù)：鹽酸

醋酸＞思考：＜一、酸、堿溶液稀釋后pH變化2.強(qiáng)堿溶液每稀釋10倍，pH減小一個(gè)單位。3.酸（堿）溶液無限稀釋時(shí)，pH均接近于7（均要考慮水的電離）。4.弱酸、弱堿溶液稀釋每稀釋10倍時(shí)，pH改變小于一個(gè)單位。5.pH值相等的強(qiáng)酸和弱酸沖稀相同的倍數(shù),弱酸的pH值小,若要保持pH值相等,弱酸加的水多。1.強(qiáng)酸溶液每稀釋10倍，pH增大一個(gè)單位。二、酸、堿溶液混合后pH變化例題：在25℃時(shí)，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？解：pH=-lgc(H+)=-lg(5×10-2)=2-lg5=1.3關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！=-lg1×10-1+1×10-42（1）強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合1.常溫下，按要求完成關(guān)于溶液稀釋的問題。(1)將1L0.1mol·L－1的Ba(OH)2溶液加水稀釋為2L，pH＝___。13(2)pH＝4的H2SO4溶液加水稀釋100倍，溶液中由水電離產(chǎn)生的c(H＋)＝_______________。1×10－8mol·L－1練習(xí)(3)體積相同、pH均為3的鹽酸和醋酸，加入水稀釋至amL和bmL，測(cè)得稀釋后溶液的pH均為5，則a__b。(填“>”“<”或“＝”)<練習(xí)2..在室溫下，下列敘述正確的是()A.將1mLpH＝3的一元酸溶液稀釋到10mL，若溶液的pH＜4，則此酸為弱酸B.將1mL1.0×10－5mol·L－1鹽酸稀釋到1000mL，得到pH＝8的鹽酸C.用pH＝1的鹽酸分別中和1mLpH＝13的NaOH溶液和氨水，NaOH消耗鹽酸的體積大D.pH＝2的鹽酸與pH＝1的硫酸比較，c(Cl－)＝c(SO42-)A混合溶液PH的計(jì)算1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合關(guān)鍵：抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！（1）酸1+酸2：c(H+)=1.pH=2的鹽酸和pH=4的鹽酸溶液等體積混合后，所得溶液的pH=2.pH=2的鹽酸和pH=5的硫酸溶液等體積混合后，所得溶液的pH=

2.32.3【規(guī)律】?jī)煞NpH不同的強(qiáng)酸等體積混合時(shí)ΔpH≥2時(shí)，pH混=pH小+0.3【活動(dòng)一】混合溶液PH的計(jì)算混合溶液PH的計(jì)算2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合關(guān)鍵：抓住OH-進(jìn)行計(jì)算！再轉(zhuǎn)化為H+。（2）堿1+堿2：c(OH-)=3.pH=11的NaOH溶液與pH=9的NaOH溶液等體積混合后的pH是________。4.pH=13的Ba(OH)2溶液與pH=10的NaOH溶液等體積混合后的pH是________。【規(guī)律】?jī)煞NpH不同的強(qiáng)堿等體積混合時(shí)ΔpH≥2時(shí)，pH混=pH大-0.3

10.710.73、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合【例題1】在25℃時(shí)，100mL0.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的NaOH溶液混合后,溶液的pH等于_____?！窘忸}關(guān)鍵】酸過量，先計(jì)算反應(yīng)后c(H+)，再計(jì)算pH。酸過量：c(H+)=【例題2】在25℃時(shí)，100mL0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？堿過量：c(OH-)=【解題關(guān)鍵】堿過量，先計(jì)算反應(yīng)后c(OH-)，再計(jì)算c(H+)，最后計(jì)算pH?；旌先芤篜H的計(jì)算練習(xí)：（1）室溫下，將pH=2的HCl溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合后的溶液pH約是多少？（2）PH=2的H2SO4與pH=12的NaOH溶液等體積混合后的溶液pH約是多少？（3）室溫下，將pH=2的CH3COOH溶液和pH=12的NaOH溶液等體積混合后的溶液pH約是多少？（4）室溫下，將pH=2的HCl溶液和pH=12的NH3.H2O溶液等體積混合后的溶液pH約是多少？（5）PH=2的H2SO4與pH=12的NH3.H2O溶液等體積混合后的溶液pH約是多少？規(guī)律：室溫下，PH之和等于14的酸堿等體積相混，兩強(qiáng)顯中性，誰弱顯誰性。思考：PH之和等于14的酸堿等體積相混，溶液的酸堿性有何規(guī)律？混合溶液PH的計(jì)算第1課時(shí)

水的電離第1課時(shí)

水的電離四、pH的計(jì)算2．混合溶液pH的計(jì)算（1）強(qiáng)酸混合，先求

，再計(jì)算pH=-lgc(H+)第1課時(shí)

水的電離四、pH的計(jì)算2．混合溶液pH的計(jì)算（2）強(qiáng)堿混合，先求

，再求c(H+)，最后計(jì)算pH=-lgc(H+)第1課時(shí)

水的電離

第1課時(shí)

水的電離3．酸、堿稀釋時(shí)pH變化規(guī)律（1）pH=a的強(qiáng)酸溶液，稀釋10m

倍，pH=a+m（室溫下，a+m＜7） pH=a的弱酸溶液，稀釋10m

倍，a＜pH＜a+m（室溫下，a+m＜7）（2）pH=b的強(qiáng)堿溶液，稀釋10n

倍，pH=b-n（室溫下，b-n＞7） pH=b的弱酸溶液，稀釋10n

倍，b-n＜pH＜b（室溫下，b-n＞7）二、溶液的酸堿性與pH溶液中pH的計(jì)算（1）酸溶液【例】已知：常溫下，

Kw＝1.0×10－14，計(jì)算25℃，0.005mol／LH2SO4溶液pH：提示：c(H＋)＝0.01mol/LpH＝－lgc(H＋)=2

酸溶液解題思路：直接求c(H＋)，再計(jì)算pH。pH＝－lgc(H＋)二、溶液的酸堿性與pH溶液中pH的計(jì)算（2）堿溶液【例】已知：常溫下，

Kw＝1.0×10－14，計(jì)算25℃，0.005mol／LBa(OH)2溶液pH:堿溶液解題思路：先求c(OH－)，再求c(H＋)，最后計(jì)算pH。c(H＋)＝

c(OH－)KWpH＝－lgc(H＋)提示：c(OH－)＝0.01mol/Lc(H＋)＝Kw/0.01＝10－12mol/LpH＝－lgc(H＋)=12

二、溶液的酸堿性與pH溶液中pH的計(jì)算（3）混合溶液（強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合）【例】求算25℃時(shí)pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合后的pH。c(H＋)＝mol/L＝5×10－4

mol/L

10－3＋10－52pH＝－lgc(H＋)＝－lg(5×10－4)＝3.3

【解析】二、溶液的酸堿性與pH溶液中pH的計(jì)算（3）混合溶液（強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合）方法：先求c(H＋)，再求pH。

c(H＋)混＝二、溶液的酸堿性與pH溶液中pH的計(jì)算（4）混合溶液（強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合）【例】求算25℃時(shí)pH=10與pH=12的氫氧化鈉等體積混合后的pH。c(OH－)＝mol/L＝5×10－3

mol/L

10－4+10－22c(H＋)＝

＝

＝

2×10－12

mol/L

KWc(OH－)10－145×10－3pH＝－lgc(H＋)＝－lg(2×10－12)＝11.7【解析】二、溶液的酸堿性與pH溶液中pH的計(jì)算（4）混合溶液（強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合）先求c(OH－)，通過c(H＋)=

，再求pH。c(OH－)KW

c(OH－)混＝方法：pH＝－lgc(H＋)二、溶液的酸堿性與pH溶液中pH的計(jì)算（5）混合溶液（強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合）（1）強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH＝7。（2）酸過量，先求剩余c(H＋)

，再求pH。c(H＋)余＝

（3）堿過量，先求剩余c(OH－)，通過c(H＋)=KW÷c(OH－)，再求pH。c(OH－)余＝

c(H＋)V(酸)－c(OH－)V(堿)V(總)c(OH－)V(堿)－c(H＋)V(酸)V(總)二、溶液的酸堿性與pH溶液中pH的計(jì)算（5）混合溶液（強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合）【例】求算25℃時(shí)pH=4的鹽酸與pH=12的氫氧化鈉等體積混合后的pH。據(jù)題意可知堿過量，計(jì)算過量的氫氧根離子濃度：c(OH－)＝mol/L＝5×10－3mol/L10－2－10－42c(H＋)＝

＝

＝2×10－12

mol/L

KWc(OH－)10－145×10－3pH＝－lgc(H＋)＝－lg(2×10－12)＝11.7【解析】【及時(shí)練習(xí)】(2020·邵陽高二測(cè)試改編)按要求計(jì)算下列溶液的pH(忽略溶液混合時(shí)體積的變化)：(1)常溫下，0.005mol·L－1的稀硫酸。(2)常溫下，將0.1mol·L－1氫氧化鈉溶液與0.06mol·L－1硫酸溶液等體積混合。(3)25℃時(shí)，pH＝3的硝酸溶液和pH＝12的氫氧化鋇溶液以體積比9∶1混合。強(qiáng)酸δ弱酸稀釋例：pH＝2的鹽酸稀釋10倍后pH＝

pH＝2的醋酸稀釋10倍后pH結(jié)論：弱酸稀釋10倍pH變化（增大）＜1＜33鹽酸醋酸V水32pH10倍注意：常溫下，對(duì)于pH=a的