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知识点：

一、水的电离

1. 电离方程式

水是一种极弱的电解质，电离方程式为 2H₂OH₃O＋＋OH－，简写为 H₂OH＋＋OH－。

2. 水的离子积常数 Kw＝c(H＋)·c(OH－) (1)室温下：Kw＝1×10－14。

(2) 影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，Kw 增大。

(3) 适用范围：Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。

(4) Kw 揭示了在任何水溶液中均存在 H＋和 OH－，只要温度不变，Kw 不变。

二、溶液的酸碱性

2. 溶液的酸碱性与pH

(1) pH

(2) 溶液的酸碱性与 pH 的关系(常温下)

3. 溶液酸碱性的测定方法[总结提升]

2. 混合溶液的 pH 计算

(1) 两强酸混合后 pH 的计算：求出混合后的 c(H＋)混，再根据公式 pH＝－lg c(H＋)求 pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的 pH 等于混合前溶液 pH 小的加 0.3。如 pH＝3 和 pH＝5 的盐酸等体积混合后，pH＝3.3。

(2) 两强碱混合后 pH 的计算：先求出混合后的 c(OH－)混，再通过 Kw 求出混合后 c(H＋)，最后求 pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的 pH 等于混合前溶液 pH 大的减 0.3。如 pH＝9 和pH＝11 的烧碱溶液等体积混合后，pH＝10.7。

(3) 强酸与强碱混合后 pH 的计算

强酸与强碱混合的实质是中和反应即 H＋＋OH－= H₂O，中和后溶液的 pH 有以下三种情况：

①若恰好中和，pH＝7。

②若剩余酸，先求中和后的 c(H＋)，再求 pH。

③若剩余碱，先求中和后的 c(OH－)，再通过 Kw 求出 c(H＋)，最后求 pH。

视频教学：

考点；

     水的电离

一.知识梳理

1.水的电离

(1)水是极弱的电解质，水的电离方程式：

H₂O+H₂OH₃O⁺+OH^-，H₂OH⁺+OH^-。

(2)H₃O⁺的注意事项

电离：HS^-+H₂OH₃O⁺+S^2-，

水解：HS^-+H₂OH₂S+OH^-，

2.水的离子积常数

(1)符号：K_W，K_W=c(H⁺)×c(OH^-),

(2)K_W来源，

K_水=c(H⁺)×c(OH^-)/c(H₂O)，

c(H⁺)×c(OH^-)=K_水×c(H₂O)

一定温度下，水的电离平衡常数K_水是一个定值，c(H₂O)也是定值，所以K_水×c(H₂O)也是定值，将K_水×c(H₂O)设为一个新的常数K_W，

所以K_W=c(H⁺)×c(OH^-)。

(3)性质：和其他平衡常数一样，只受温度影响。

室温下K_W=1.0×10^-14，100^。C，K_W=1.0×10^-12

(4)适用范围：

不单适用于纯水，同时也适用于稀的电解质的水溶液。

3.影响水电离的因素

(1)升高温度，水的电离程度增大，K_W增大。

(2)加酸、加碱、加能电离出氢离子或氢氧根的盐，水的电离程度减小，K_W不变。

(3)加能水解的盐，水的电离程度增大，K_W不变。

4.外界条件对水的电离平衡的影响

二.H⁺和OH^-的来源与计算(室温下)

1.pH计算公式：pH=-lgc(H⁺)。

2.中性溶液，

H⁺和OH^-全部来自于水，

c(H⁺)=c(OH^-)=10^-7mol/L

例：NaCl溶液，水电离出c(H⁺)×c(OH^-)=10^-7mol/L。

3.溶质为酸或者能电离出氢离子的盐的溶液

(1)H⁺来源有两部分，水电离和溶质电离，以溶质电离为主，水电离出来的可以忽略不计，OH^-全部来自于水。

(2)c(H⁺)>c(OH^-)，溶液显酸性，c(H⁺)×c(OH^-)=10^-14不变.水的电离被抑制，

水电离出c(H⁺)=c(OH^-)<10^-7mol/L。

例：pH=2的H₂SO₄溶液或pH=2的NaHSO₄溶液。

解析：溶液中的OH^-全部来自于水的电离，溶液中的c(OH^-)=水电离的c(OH^-)=水电离的c(H⁺)=10^-12mol/L，溶液中的c(H⁺)=10^-2mol/L。

4.溶质为碱或者能电离出氢氧根离子的盐的溶液

(1)OH^-来源有两部分，水电离和溶质电离，以溶质电离为主，水电离出来的可以忽略不计，H⁺全部来自于水。

(2)c(H⁺)<c(OH^-)，溶液显碱性，c(H⁺)×c(OH^-)=10^-14不变.水的电离被抑制，

水电离出c(H⁺)=c(OH^-)<10^-7mol/L。

例：pH=12的氨水。

解析：溶液中的H⁺全部来自于水的电离，溶液中的c(H⁺)=水电离的c(H⁺)=水电离的c(OH^-)=10^-12mol/L，溶液中的c(OH^-)=10^-2mol/L。

5.可水解的盐溶液(Na₂CO₃、FeCl₃)

(1)盐溶液不能电离出H⁺和OH^-，溶液中的H⁺和OH^-全部来源于水的电离，盐类的水解促进水的电离。

(2)例1：pH=12的Na₂CO₃溶液，

解析：溶液中的H⁺和OH^-全部来自于水的电离，溶液中的c(H⁺)=10^-12mol/L，溶液中的c(OH^-)=10^-2mol/L，既然都来自于水，水电离的c(H⁺)就应该等于水电离的c(OH^-)，正是因为CO₃^2-水解结合了H⁺，所以c(H⁺)<c(OH^-)。

例2：pH=2的FeCl₃溶液，

解析：溶液中的H⁺和OH^-全部来自于水的电离，溶液中的c(OH^-)=10^-12mol/L，溶液中的c(H⁺)=10^-2mol/L，既然都来自于水，水电离的c(H⁺)就应该等于水电离的c(OH^-)，因为Fe³⁺水解结合了OH^-，所以c(H⁺)>c(OH^-)。

三.部分电离的理解与应用

1.口诀

(1)比大小就假设相等。

(2)室温下，pH相加等于14的酸和碱溶液，一定是电离出来的c(H⁺)=c(OH^-)。

2.例题

1.有浓度为0.1mol/L的盐酸、硫酸、醋酸三种溶液，试回答：

(1)三种溶液中c(H⁺)依次为a、b、c，其大小顺序为                                  。

(2)等体积的以上三种酸分别与过量的NaOH溶液反应，生成的盐的溶液的物质的量依次为n₁、n₂、n₃，它们的大小关系为                                            。

(3)中和一定量NaOH溶液生成正盐时，需要上述三种酸的体积依次是V₁、V₂、V₃，其大小关系为                                      。

(4)与相同的锌开始反应时产生氢气的速率分别为V_a、V_b、V_c，其大小关系为                                      。

(5)等体积的三种酸与足量的锌反应，产生氢气的物质的量分别为n_a、n_b、n_c，它们的大小关系为                                            。

答案：

(1)b>a>c  (2)n₁=n₂=n₃  (3)V₂<V₁=V₃  (4)V_b>V_a>V_c   (5)n_a=n_c<n_b。

2.有三瓶pH均为2的盐酸、硫酸溶液、醋酸溶液：(1)设三种溶液的物质的量浓度依次为c₁、c₂、c₃，则其关系是________(用“>”“<”或“＝”表示，下同)。

(2)取同体积的三种酸溶液分别加入足量的锌粉，反应开始放出H₂的速率依次为a₁、a₂、a₃，则其关系是______________；反应过程中放出H₂的速率依次为b₁、b₂、b₃，则其关系是________。

(3)完全中和体积和物质的量浓度均相同的三份NaOH溶液时，需三种酸的体积依次为V₁、V₂、V₃，则其关系是________。

答案：(1)c₁＝2c₂<c₃　(2)a₁＝a₂＝a₃　b₃>b₁＝b₂　(3)V₁＝V₂>V₃

3.室温下

答案：(1)V₁<V₂   (2)V_a>V_b

解析：(1)pH相加等于14，电离出来的相等，假设体积相等，电离出来的恰好完全反应，醋酸是弱酸，还有没电离的，所以溶液要想呈中性，需要NaOH多一些。

(2)浓度相等，假设体积相等，恰好完全反应生成CH₃COONa，水解显碱性，要想溶液呈中性，CH₃COOH就要多一些。

练习：

1．进行酸碱中和滴定实验时，需要用到但事先不需要用所盛溶液洗涤的仪器是

A．酸式滴定管B．碱式滴定管C．烧杯D．锥形瓶

2．25 ℃时，在0.01 mol·L^-1的硫酸溶液中，水电离出的H^＋浓度是(    )

A．5×10^-13 mol·L^-1B．0.02 mol·L^-1

C．1×10^-7 mol·L^-1D．1×10^-12 mol·L^-1

3．常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是（     ）

4．室温下，将pH为5的硫酸溶液稀释1000倍，稀释后溶液中c()：c(H⁺)约为(  )

A．1：20B．1：2C．1：1D．20：1

5．常温下，喷墨打印机墨汁的pH为7.5～9.0。当墨汁喷在纸上时，与酸性物质作用生成不溶于水的固体。由此可知

①墨汁偏碱性 ②墨汁偏酸性 ③纸张偏酸性 ④纸张偏碱性

A．①③B．②④C．①④D．②③

思考题：

【思考】1、弱电解质电离有何特点？2、根据电解质的分类，水属于哪一类？

一、水的电离平衡

1． 水是一种______电解质，能_____电离。

2．程式：                    或                     

根据弱电解质的电离平衡分析如何改变条件，能使水的电离平衡向左或向右移动？并由此归纳出哪些因素可以影响水的电离平衡？

实验数据（25℃时）

H2O   H+  +  OH-

初始浓度55.6         0       0

平衡浓度55.6-10-7     10-7    10-7

加热、加酸、加碱、加Na2CO3对水的平衡有何影响？

3．影响水电离平衡的因素

  _________________________________________________________________________________

  _________________________________________________________________________________

【思考】在纯水中，水电离出来的c（H+）和c（OH-）离子浓度是否相等？

二、水的离子积

实验测得：在25℃时，水电离出来的c（H+）= c（OH-）=10-7mol/L

1、水的离子积常数：在25℃时，KW=               又称                

【思考】在溶液又是什么情况？

例：25℃时某盐酸溶液中由水电离出的C（H+）为10-12mol/L，求由水电离出的c（OH-）？水电离出的c（H+）和c（OH-）是什么关系？此时H2O电离出的c（H+）·c（OH-）等于多少？溶液中c（OH-）又是多少？溶液中的c（H+）·c（OH-）又等于多少？

结论：（1）任何水溶液中，水所电离而生成的C（H+）= C（OH-）

（2）KW不仅适用于纯水，也适用于酸，碱，盐的稀溶液。即在任何水溶液中， KW=c(H+)×c(OH-)

【思考】：当温度升高时，水的离子积会怎样变化？为什么？

结论：（3）____________________________________________________________

【思考】：1、25℃时，在下面情况下，水的电离平衡及Kw如何变化?

（1）水中加水（酸）       （2）水中加冰

2、100℃时，水的离子积为10—12，求C（H+）为多少？

3、求1mol/L盐酸溶液中水电离出来的C（H+）为多少？

4、在酸溶液中水电离出来的C（H+）和酸电离出来的C（H+）什么关系？

三、溶液的酸碱性

无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时存在H+和OH-！而且在一定温度下是定值！

1、常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度的关系：

中性溶液 ________________________________________

酸性溶液__________________________________________

碱性溶液__________________________________________

总结：溶液酸碱性的判断依据_______________________________________

2、溶液的酸碱性---正误判断

（1） 如果C（H+）不等于C（OH-）则溶液一定呈现酸碱性。

（2）如果C（H+）/ C（OH-）的值越大则酸性越强

（3）C（H+）等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。

（4）电离度越大的酸溶液则酸性越强。

（5）对水升高温度电离度增大，酸性增强。

四、溶液的pH

1、 意义：_______________________________________

2、表示：______________________________________

3、定义式：pH=-lg C（H+）

4、溶液的pH——与酸碱性

常温下，溶液的酸碱性跟pH的关系：

中性溶液

酸性溶液

碱性溶液 

水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离: H2O+H2O?H3O++OH- 通常H3O+简写为H+ 

水的离子积 Kw=[H+][OH-] 

25度时，Kw=1×10-14 

pH=－log10([H+]) 

pH<7，溶液为酸性，pH=7，溶液为中性，pH>7，溶液为碱性。 

能溶于水的酸性氧化物或碱性氧化物都能与水反应，生成相应的含氧酸或碱。酸和碱发生中和反应生成盐和水。水在电流的作用下能够分解成氢气和氧气。碱金属和水接触会发生燃烧。 

在催化剂的作用下，无机物和有机物能够与水进行水解反应： 

有机物的水解：有机物分子中的某种原子或原子团被水分子的氢原子或羟基(-OH)代换，例如乙酸甲酯的水解： 

无机物的水解：通常是盐的水解，例如弱酸盐乙酸钠与水中的H+结合成弱酸，使溶液呈碱性： 

此外，水本身也可以作为催化剂。

溶液的pH——正误判断

（1）一定条件下 PH越大，溶液的酸性越强。

（2） 用PH表示任何溶液的酸碱性都很方便。

（3） 强酸溶液的PH一定大。

（4） PH等于6是一个弱酸体系。

（5） PH有可能等于负值。

（6） H值相同的强酸和弱酸中C（H+）相同摩尔浓度相同。

PH测定方法

（1） 测定方法：酸碱指示剂法、pH试纸法、pH计法等。

（3） 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，他们的颜色变化是在一定的PH范围内发生的。我们把指示剂发生颜色变化的PH范围叫做指示剂的变色范围

五、pH计算

pH计算1—— 酸的稀释

例题：在25℃时，PH等于5的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH等于多少？稀释到1000倍后， PH等于多少？

注意点：

PH计算2—— 碱的稀释

例题：在25℃时，PH等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍，pH等于多少？稀释到1000倍后， PH等于多少？

注意点：

pH计算3—— 强酸与强酸混合

例题：在25℃时，PH等于1的盐酸溶液1L和PH等于4的硫酸溶液1000L混合PH等于多少？

注意点：

pH计算4—— 强碱与强碱混合

例题：在25℃时，PH等于9和PH等于11的两种氢氧化钠溶液等体积混合PH等于多少？

注意点：

pH计算5—— 强酸与强碱混合

例题：在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的PH等于多少？

例题：在25℃时，100mlO.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的PH等于多少？

课件：

教案：

导学案：

［复习提问］常温下，溶液中的c(H+)和c(OH－)有什么关系？
［生］乘积等于1×10－14
［师］溶液的酸碱性由什么决定？
［生］由H+和OH－浓度的相对大小决定。
［引入新课］既然溶液中H+和OH－浓度的乘积为一常数，那么只要我们知道溶液中的H+或OH－浓度，就会知道溶液显酸性还是显碱性，如某溶液中H+浓度为1×10－9mol•L－1，我们一看就知道该溶液显碱性，但对于很稀的溶液，离子浓度小，用H+或OH－浓度来表示其酸碱性很不方便，因此，在化学上常用pH来表示溶液的酸碱性，我们这节课就学习pH的有关计算。
［板书］2.溶液的pH
［师］我们已经知道，pH=7时溶液呈中性，pH＞7溶液显碱性，pH＜7溶液显酸性，那么pH与溶液中H+浓度有何关系呢？规定，溶液的pH等于H+浓度的负对数。
［板书］pH=－lg{c(H+)}
［讲述并板书］若某溶液c(H+)=m×10－nmol•L－1，那么，该溶液的pH=n－lgm
［师］请同学们根据pH的计算方法填写下表。
［投影］
c(H+) mol•L－1 100 10－1 10－2 10－3 10－4 10－5 10－6 10－7 10－8 10－9 10－10 10－11 10－12 10－13 10－14
PH              
酸碱性
［学生填完后，指定学生汇报结果，最后得出下列结论］
c(H+) mol•L－1 100 10－1 10－2 10－3 10－4 10－5 10－6 10－7 10－8 10－9 10－10 10－11 10－12 10－13 10－14
PH 0[ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
酸碱性
—————酸性减弱               中性—————碱性增强

［问］在上表中，c(H+)=10－3mol•L－1的溶液中c(OH－)等于多少？
［生］10－11mol•L－1
［师］你是怎样求出来的？
［生］用水的离子积除以c(H+)。
［师］请同学们做以下练习。
［投影］1.求0.05 mol•L－1的H2SO4溶液的pH。
2.求0.5 mol•L－1的Ba(OH)2溶液的H+浓度及pH
［指定两个学生板演］
答案：1.pH=1  2.c(H+)= =10－14（mol•L－1），pH=14
［师］如果我们已知某溶液的pH，怎样求该溶液的H+或OH－浓度呢？下面我们看一道题。
［投影］［例］：计算pH=2的H2SO4溶液中浓度及溶液中OH－浓度。
［问］根据pH的计算公式，可推出由pH计算溶液H+浓度的公式吗？
［学生回答教师板书］c(H+)=10－pH
［师］下面我们来算一下这道题。
［副板书］解：c(H+)=10－2mol•L－1
［以下师生边分析边板书］
因为1  mol  H2SO4电离出2 mol H+，所以c(H2SO4)= c(H+)=0.5×10－2mol•L－1=5×10－3mol•L－1
因为c(OH－)= ，所以c(OH－)=
［师］请同学们自己完成以下练习：
［投影］求pH=9的NaOH溶液中的c(OH－)及由水电离出的c(OH－)水。
答案c(OH－)=10－5 mol•L－1  c(OH－)水=10－9 mol•L－1
［问题探究］已知100℃时，纯水的离子积为1×10－12，此时纯水的pH等于多少？呈酸性吗？为什么？
［学生讨论得出答案］此时纯水中的但并不呈酸性，而是中性，。因为此时水中的c(H+)=c(OH－)=10－6 mol•L－1，和H+和OH－的浓度相等，所以水仍是中性的
［师］那么请同学们计算一下，100℃时，pH=7的溶液是酸性还是碱性的？
［生］因为100℃时，pH=6的溶液是中性的，pH>6的溶液中, c(OH－)> c(OH+),因而pH=7的溶液碱性的.
［总结］从这个问题我们可以看出，只有在常温下，才能说pH=7的溶液显中性，温度改变时，中性溶液的pH可能大于7，也可能小于7。
［师］下面我们看一看溶液在稀释时pH有何变化。
［板书］①溶液稀释后pH的计算
［投影］1.常温下，取0.1 mL 0.5 mol•L－1的硫酸，稀释成100 mL的溶液，求稀释后溶液的pH。
［师］请同学们先求一下稀释前溶液的pH。
［学生计算后回答］pH=0。
［师］稀释后H+的物质的量是否改变？
［生］不变。
［师］请同学们算一下稀释后溶液的pH。
［一个学生板演］
c(H+)= =1×10－3 mol•L－1
pH=－lg1×10－3=3
［师］碱稀释后如何求溶液的pH呢？下面我们再做一道题。
［投影］2.pH=13的NaOH溶液稀释1000倍，求稀释后溶液的pH。
［师］pH=13的NaOH溶液中c(H+)和c(OH－)分别为多少？
［生］c(H+)为10－13 mol•L－1，c(OH－)为10－1 mol•L－1。
［师］NaOH溶液中的H+来源于什么？OH－主要来源于什么？
［生］H+来自水的电离，而OH－主要来自NaOH的电离。
［讲述］NaOH溶液稀释时，由于水的电离平衡发生移动，所以溶液中H+的物质的量也有很大变化，但由NaOH电离出的OH－的物质的量是不变的，所以稀释时溶液中OH－的物质的量几乎不变（由水电离出的OH－可忽略不计）。在计算碱溶液稀释后的pH时，必须先求出稀释后溶液中的OH－浓度，再求出H+，然后再求溶液的pH。下面我们做一下第2题。［以下边分析边板书］
解：pH=13的NaOH溶液中c(OH－)=  =10－1 mol•L－1，稀释1000倍后，c(OH－)= =10－4 mol•L－1，所以c(H+)= =10－10mol•L－1
pH=－lg10－10=10
［投影练习］
1.常温下，将0.05 mL 1 mol•L－1的盐酸滴加到50 mL纯水中，求此溶液的pH。
2.pH=10的NaOH加水稀释至原来的100倍，求稀释后溶液的pH。
答案：1.pH=3  2.pH=8
［师］如将pH为5的HCl溶液稀释1000倍，溶液的pH为多少？
［生甲］pH=8
［生乙］pH接近于7但比7小。
［师］酸稀释后可能变成碱吗？
［生］不能。
［师］所以甲的回答是错误的。［讲述］在上述的几道题中，实际上我们都忽略了水的电离。但当溶液很稀，由溶质电离出的H+或OH-浓度接近10-7 mol•L－1时，水的电离是不能忽略的，忽略水的电离，会引起很大误差。下面我们共同计算pH=5的HCl溶液稀释1000倍后的pH.
［副板书］
解：设pH=5的HCl取1体积，水取999体积。
则稀释后：c(H+)= ≈1.1×10－7mol•L－1
pH=7－lg1.1＜7
［师］同学们从以上的几道例题可以找出溶液稀释时pH的计算规律吗？
［学生讨论后回答，教师总结并板书］
a.pH=n的强酸稀释10m倍，稀释后pH=n+m；
b.pH=n的强碱稀释10m倍，稀释后pH=n－m；
c.若按上述公式算出的pH改变了溶液本身的性质，则稀释后pH一定接近7，酸略小于7，碱略大于7。
［师］下面我们再讨论溶液混合时pH的计算方法。
［板书］②溶液混合后pH的计算
［投影］1.将pH=8和pH=10的两种NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(H+)最接近（    ）
A. ×(10－8+10－10) mol•L－1
B.(10－8+10－10) mol•L－1
C.(1×10－4+5×10－10) mol•L－1
D.2×10－10 mol•L－1
［分析］两种性质相同的溶液混合后，所得溶液的浓度可根据溶质和溶液体积分别相加后，再重新求解，要求碱溶液的pH，必须先求混合液OH－浓度。
［副板书］解：因为pH=8，所以c(H+)=10－8 mol•L－1
则c(OH－)=  =10－6 mol•L－1
又因为pH=10,所以c(H+)=10－10 mol•L－1
则c(OH－)=  =10－4 mol•L－1
等体积混合后：
c(OH－)=  ≈ ×10－4 mol•L－所以c(H+)= =2×10－10 mol•L－1
所以答案为D。
［投影］2.常温下，pH=4的HCl和pH=10的NaOH等体积混合，求混合液的pH。
［启发学生思考］酸的c(H+)和碱的c(OH－)分别为多少？盐酸和NaOH以等物质的量反应后生成什么？
［结论］混合液pH=7。
［师］请同学们讨论一下pH=5的盐酸和pH=10的NaOH等体积混合溶液显什么性？
pH=3的盐酸与pH=10的NaOH等体积混合后溶液显什么性？你从中可找到什么规律？
［学生讨论后回答，教师总结并板书］
强酸和强碱等体积混合

［讲述］我们这节课主要学习了pH的计算方法，从pH的取值范围我们可以看出，当H+或OH－浓度大于1 mol•L－1时，用pH表示溶液酸碱性并不简便，此时pH会出现负值，因此，对于c(H+)或c(OH－)大于1 mol•L－1的溶液，直接用H+或OH－浓度来表示溶液的酸碱性。
我们这节课学习的溶液的pH与生产、生活有着密切的联系，是综合科目考试的热点，下面请同学们讨论以下两题：
［投影］1.人体血液的pH保持在7.35~7.45，适量的CO2可维持这个pH变化范围，可用以下化学方程式表示：H2O+CO2           H2CO3       H++HCO 。又知人体呼出的气体中CO2体积分数约5%。下列说法正确的是（    ）
A.太快而且太深的呼吸可以导致碱中毒。（pH过高）
B.太快而且太深的呼吸可导致酸中毒。（pH过低）
C.太浅的呼吸可导致酸中毒。（pH过低）
D.太浅的呼吸可导致碱中毒。（pH过高）
答案：AC
2.生物上经常提到缓冲溶液，向缓冲溶液中加少量酸或少量碱，pH几乎不变。举例说明生物上常见的缓冲溶液加酸或加碱时pH几乎不变的原因。
答案：常见的缓冲溶液：①Na2CO3与NaHCO3  ②NaH2PO4与Na2HPO4  ③NH4Cl与NH3•H2O等。
以NH4Cl与NH3•H2O为例说明：在NH4Cl与NH3•H2O的混合溶液中，NH4Cl====NH +Cl－，NH3•H2O       NH +OH－，加酸时NH3•H2O电离出的OH－中和了加进去的H+，使NH3•H2O电离平衡正向移动，溶液pH几乎不变。加碱时，溶液中的NH 与OH－结合，生成NH3•H2O，使溶液pH几乎不变。
［布置作业］课本习题二  三、2
●板书设计
2.溶液的pH
pH=－lg{c(H+)}
若c(H+)=m×10－nmol•L－1，则pH=n－lgm
①溶液稀释后pH的计算
a.pH=n的强酸稀释10m倍，稀释后pH=n+m；
b.pH=n的强碱稀释10m倍，稀释后pH=n－m；
c.若按上述公式算出的pH改变了溶液本身的性质，则稀释后pH一定接近7，酸略小于7，碱略大于7。
②溶液混合后pH的计算
强酸、强碱等体积混合
●教学说明
本节的重点是溶液pH的计算，但在给出pH的计算公式之后，求出H+浓度，再代入公式求pH学生是很容易掌握的。本节课在教学中通过典型例题和练习，在使学生掌握pH的简单计算的同时理解以下几个问题：①pH≠7 的溶液不一定不是中性的；②要计算碱的混合液的pH，必须先求OH－浓度，再求H+浓度，最后再求pH；③溶液稀释，混合时pH的计算规律。从而使学生从更深更广的角度认识pH。
参考练习
1．某溶液在25℃时由水电离出的H+的浓度为1×10-12 mol•L－1，下列说法正确的是（    ）
A.HCO 、HS-、HPO 等离子在该溶液中不能大量共存
B.该溶液的pH可能为2
C.向该溶液中加入铝片后，一定能生成H2
D.若该溶液中的溶质只有一种，它一定是酸或者是碱
解答提示：“由水分子电离出的H+浓度为1×10-12 mol•L－1，这是水的电离平衡被抑制的结果。抑制水电离的物质，可能是NaOH等碱，也可能是HCl等非强氧化性酸，还可能是HNO3这样的强氧化性酸，另外也可能是NaHSO4这样的盐。”
答案：AB
   2．25℃，NaOH溶液pH为a，某酸溶液pH为b，a + b=14, a≥11，将两种溶液按等体积混合，下列说法中正确的是（   ）
   A.混合溶液的pH必定为7
B.混合溶液pH≤7
C.向混合溶液中加入Cl2溶液，可能生成Mg（OH）2沉淀
D.混合溶液中可能有两种溶液
解答提示：酸溶液中的酸可能是强酸，也可能是弱酸
答案：BD[
3．在25℃时，若10体积的强酸溶液与1体积的强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该强酸溶液的pH与强碱溶液的pH之和应满足的关系是（    ）
答案：pH酸+ pH碱=15

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