问题描述：
老师！我对一些弱酸，强酸在某一条件下相同的情况下经行比较的题总是拿不准！望老师能帮我解决这一拦路虎。
问题解答：
我来补答
解题思路： 水的电离
解题过程：
我给你一份资料，希望能帮到你： 水的电离和溶液的pH 一、水的电离
水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离，其电离方程式为：H2O
H++OH－
在一定温度下[H+]与[OH－]的乘积是一个常数，即[H+]•[OH－]=KW，这个常数Kw叫做水的离子积常数，简称为水的离子积。25℃（常温）时，纯水中[H+]=[OH－]=10-7mol·L-1，KW=10-14。 注意：
（1）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于其他稀的水溶液。如常温时，稀酸、稀碱和中性溶液里，[H+]和[OH－]的乘积都是个常数（10-14），即常温下任何稀的水溶液Kw=10-14。
（2）水的电离是吸热过程，因此升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，[H+]和[OH－]都增大，使Kw也增大，如100℃时，[H+]=[OH－]=10-6mol·L-1，Kw＝10-6×10-6=10-12，对于水的离子积Kw，若未注明温度，一般认为在常温下（25℃）。 （3）水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH－共存，只是相对含量不同而已，在回答“某水溶液存在哪些离子”时，不能忽略这一点。 二、影响水的电离平衡的因素 1．温度
水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，c(H+)和c(OH-)同时增大，Kw增大，但由于c(H+)和c(OH-)始终保持相等，故仍呈中性。 2．酸、碱
向纯水中加入酸或碱，由于酸（碱）电离产生的H+(OH-)，使溶液中的c(H+)或c(OH-)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。 3．含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐
在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H+或OH－结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。 4．强酸的酸式盐
向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO4，由于电离产生H+，增大c(H+)，使水的电离平衡左移，抑制了水的电离。 5．加入活泼金属
向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属能与水电离的H+直接作用，产生氢气，促进水的电离。 三、溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性和pH
水的离子积常数反映了溶液中c(H+)和c(OH－)的相互依存关系，并说明在任何水溶液中都同时存在着H+和OH－。室温时溶液的酸碱性可用c(H+)和c(OH－)的关系表示如下：
中性溶液c(H+)=c(OH－)=1×10-7mol/L
酸性溶液c(H+)>c(OH－), c(H+)>1×10-7mol/L
碱性溶液c(OH－)>c(H+), c(OH－)>1×10-7mol/L
用负指数来表示稀溶液的酸碱性很不方便，为此采用c(H+)的负对数来表示稀溶液的酸碱性强弱，称溶液的pH，pH=－lg｛c(H+)｝。
因为c(H+)×c(OH－)=1×10-14
所以pH+pOH=14
在酸性溶液中，c(H+)>c(OH－), pH<7
在碱性溶液中，c(OH－)> c(H+), pH>7
从pH的定义知，c(H+)越大，pH越小，溶液的酸性越强。c(OH－)越大，c(H+)越小，pH越大，溶液的碱性就越强。 2．pH的适用范围和pH的测定方法
①pH的适用范围：pH的取值范围是0-14，即c(H+)≤1mol/L和c(OH－) ≤1mol/L的稀溶液可用pH表示其酸碱性的强弱，当溶液的c(H+)或c(OH－)>1mol/L时，溶液的酸碱性直接用它们的物质的量浓度来表示。
②测定溶液pH的方法：用pH计或pH试纸，pH试纸的使用方法：用玻璃棒把待测试液点在pH试纸中间，把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比，来测定溶液的pH。注意，不能将pH试纸润湿，因为这样测得的是待测溶液稀释后的pH。 四、溶液的pH的计算方法 1．简单的酸、碱溶液的pH的计算
强酸、强碱的溶液的pH：
强酸：c(酸)→c(H+)→pH
强碱：c(碱) →c(OH－)
c(H+)→pH
如：求0.01mol/L的HCl溶液的pH。
解：c(H+)=c(HCl)=1×10-2mol/L，
pH=－lg｛c(H+)｝=－lg1×10-2=2。
如：将0.8g NaOH溶于水，配成200mL溶液，求所得溶液的pH是多少？ 【分析】n(NaOH)=
=0.02mol, c(NaOH)= 
=0.1mol/L, c(H+)= 
= 
=1×10-13(mol/L), 故pH=－lg｛c(H+)｝=－lg1×10-13=13。
故：由c(OH－)=0.1mol/L,
pOH=－lg｛c(OH－)｝=－lg1×10-1=1,
由pH+pOH=14,得pH=14－1=13。 2．稀溶液混合后pH的计算
说明：通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为两者之和。 ①强酸与强酸混合：
→pH 若等体积混合，则有近似规律：混合液pH混=pH小+0.3（相当于酸稀释，pH增大了0.3） 如：pH=2的HCl溶液和pH=6的H2SO4溶液等体积混合后，pH是多少？ 【分析】pH=2的HCl中，c(H+)=1×10-2mol/L, pH=6的H2SO4中，c(H+)=1×10-6mol/L, c(H+)酸= 
mol/L≈5×10-3mol/L， pH=－lg5×10-3=lg 
=2+lg2=2.3 或：应用近似规律计算：pH混=pH小+0.3=2+0.3=2.3 答案：pH=2.3 ②强碱与强碱混合 
若等体积混合，则有近似规律：混合液pH混=pH大－0.3（相当于碱稀释，pH减小了0.3）。 如：pH=9和pH=11的两种NaOH溶液，等体积混合后，pH是多少？ 【分析】pH=9：c(OH－)= 
= 
=1×10-5(mol/L)， pH=11：c(OH－)= 
= 
=1×10-3(mol/L)， 混合后：c(OH－)= 
=5.05×10-4(mol/L), c(H+)= = 
=1.98×10-11(mol/L), pH=－lg｛c(H+)｝=－lg1.98×10-11=10.7 或应用近似规律计算，pH混=pH大－0.3=11－0.3=10.7。 答案：pH=10.7 注意：无论是强酸还是强碱，当两溶液的△pH≤1时，用近似规律计算误差较大。 ③强酸与强碱混合 a.强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7。 b.酸过量，先求c(H+)余= 
，再求pH=－lg｛c(H+)｝ c.碱过量，先求c(OH－)余= 
，再求c(H+)= 
，最后求pH. 如：将0.3mol/L的Ba(OH)2溶液50mL与0.02mol/L的H2SO4溶液100mL混合后，求pH是多少？ 【分析】n(OH-)=0.3mol/l×0.05L×2=0.03mol, n(H+)=0.02mol/L×0.1L×2=0.004mol， n(H+)<N(OH< SPAN>－)，碱过量。 c(OH－)= 
=0.17mol/L, pOH=－lg1.7×10-1=1－0.23=0.77, pH=14－pOH=14－0.77=13.23。 答案：pH=13.23 ④酸碱溶液用水稀释 强酸溶液每稀释10n倍，c(H+)减小为原来的 
， pH稀=pH原+n； 强碱溶液每稀释10n倍，c(OH－)减小为原来的 ，pH稀=pH原－n； 强酸或强碱溶液无限稀释时，由于水的电离平衡不能忽略，故pH只能接近于7（或约等于7），如pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能大于7)；pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能小于7)。 弱酸溶液每稀释10n倍c(H+)减小的程度比强酸小，pH稀<PH< SPAN>原+n； 弱碱溶液每稀释10n倍c(OH－)减小的程度比强碱小，pH稀>pH原－n； ⑤酸和碱之和为14，等体积混合 若为强酸与强碱，则pH=7； 若为强酸与弱碱，则pH>7； 若为弱酸与强碱，则pH<7。 ⑥强酸pHa，强碱pHb，等体积混合 若pHa+pHb=14，则溶液呈中性，pH=7； 若pHa+pHb>14，则溶液呈碱性，pH>7； 若pHa+pHb<14，则溶液呈酸性，pH<7。 ⑦强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时，二者体积与pH的关系： 
最终答案：略
解题过程：
我给你一份资料，希望能帮到你： 水的电离和溶液的pH 一、水的电离
水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离，其电离方程式为：H2O
H++OH－在一定温度下[H+]与[OH－]的乘积是一个常数，即[H+]•[OH－]=KW，这个常数Kw叫做水的离子积常数，简称为水的离子积。25℃（常温）时，纯水中[H+]=[OH－]=10-7mol·L-1，KW=10-14。 注意：
（1）水的离子积是水电离平衡时的性质，不仅适用于纯水，也适用于其他稀的水溶液。如常温时，稀酸、稀碱和中性溶液里，[H+]和[OH－]的乘积都是个常数（10-14），即常温下任何稀的水溶液Kw=10-14。
（2）水的电离是吸热过程，因此升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，[H+]和[OH－]都增大，使Kw也增大，如100℃时，[H+]=[OH－]=10-6mol·L-1，Kw＝10-6×10-6=10-12，对于水的离子积Kw，若未注明温度，一般认为在常温下（25℃）。 （3）水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H+和OH－共存，只是相对含量不同而已，在回答“某水溶液存在哪些离子”时，不能忽略这一点。 二、影响水的电离平衡的因素 1．温度
水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，c(H+)和c(OH-)同时增大，Kw增大，但由于c(H+)和c(OH-)始终保持相等，故仍呈中性。 2．酸、碱
向纯水中加入酸或碱，由于酸（碱）电离产生的H+(OH-)，使溶液中的c(H+)或c(OH-)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。 3．含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐
在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H+或OH－结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。 4．强酸的酸式盐
向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO4，由于电离产生H+，增大c(H+)，使水的电离平衡左移，抑制了水的电离。 5．加入活泼金属
向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属能与水电离的H+直接作用，产生氢气，促进水的电离。 三、溶液的酸碱性和pH 1．溶液的酸碱性和pH
水的离子积常数反映了溶液中c(H+)和c(OH－)的相互依存关系，并说明在任何水溶液中都同时存在着H+和OH－。室温时溶液的酸碱性可用c(H+)和c(OH－)的关系表示如下：
中性溶液c(H+)=c(OH－)=1×10-7mol/L
酸性溶液c(H+)>c(OH－), c(H+)>1×10-7mol/L
碱性溶液c(OH－)>c(H+), c(OH－)>1×10-7mol/L
用负指数来表示稀溶液的酸碱性很不方便，为此采用c(H+)的负对数来表示稀溶液的酸碱性强弱，称溶液的pH，pH=－lg｛c(H+)｝。
因为c(H+)×c(OH－)=1×10-14
所以pH+pOH=14
在酸性溶液中，c(H+)>c(OH－), pH<7
在碱性溶液中，c(OH－)> c(H+), pH>7
从pH的定义知，c(H+)越大，pH越小，溶液的酸性越强。c(OH－)越大，c(H+)越小，pH越大，溶液的碱性就越强。 2．pH的适用范围和pH的测定方法
①pH的适用范围：pH的取值范围是0-14，即c(H+)≤1mol/L和c(OH－) ≤1mol/L的稀溶液可用pH表示其酸碱性的强弱，当溶液的c(H+)或c(OH－)>1mol/L时，溶液的酸碱性直接用它们的物质的量浓度来表示。
②测定溶液pH的方法：用pH计或pH试纸，pH试纸的使用方法：用玻璃棒把待测试液点在pH试纸中间，把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比，来测定溶液的pH。注意，不能将pH试纸润湿，因为这样测得的是待测溶液稀释后的pH。 四、溶液的pH的计算方法 1．简单的酸、碱溶液的pH的计算
强酸、强碱的溶液的pH：
强酸：c(酸)→c(H+)→pH
强碱：c(碱) →c(OH－)
c(H+)→pH如：求0.01mol/L的HCl溶液的pH。
解：c(H+)=c(HCl)=1×10-2mol/L，
pH=－lg｛c(H+)｝=－lg1×10-2=2。
如：将0.8g NaOH溶于水，配成200mL溶液，求所得溶液的pH是多少？ 【分析】n(NaOH)=
=0.02mol, c(NaOH)= =0.1mol/L, c(H+)= = =1×10-13(mol/L), 故pH=－lg｛c(H+)｝=－lg1×10-13=13。故：由c(OH－)=0.1mol/L,
pOH=－lg｛c(OH－)｝=－lg1×10-1=1,
由pH+pOH=14,得pH=14－1=13。 2．稀溶液混合后pH的计算
说明：通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为两者之和。 ①强酸与强酸混合：
→pH 若等体积混合，则有近似规律：混合液pH混=pH小+0.3（相当于酸稀释，pH增大了0.3） 如：pH=2的HCl溶液和pH=6的H2SO4溶液等体积混合后，pH是多少？ 【分析】pH=2的HCl中，c(H+)=1×10-2mol/L, pH=6的H2SO4中，c(H+)=1×10-6mol/L, c(H+)酸= mol/L≈5×10-3mol/L， pH=－lg5×10-3=lg =2+lg2=2.3 或：应用近似规律计算：pH混=pH小+0.3=2+0.3=2.3 答案：pH=2.3 ②强碱与强碱混合 若等体积混合，则有近似规律：混合液pH混=pH大－0.3（相当于碱稀释，pH减小了0.3）。 如：pH=9和pH=11的两种NaOH溶液，等体积混合后，pH是多少？ 【分析】pH=9：c(OH－)= = =1×10-5(mol/L)， pH=11：c(OH－)= = =1×10-3(mol/L)， 混合后：c(OH－)= =5.05×10-4(mol/L), c(H+)= = =1.98×10-11(mol/L), pH=－lg｛c(H+)｝=－lg1.98×10-11=10.7 或应用近似规律计算，pH混=pH大－0.3=11－0.3=10.7。 答案：pH=10.7 注意：无论是强酸还是强碱，当两溶液的△pH≤1时，用近似规律计算误差较大。 ③强酸与强碱混合 a.强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7。 b.酸过量，先求c(H+)余= ，再求pH=－lg｛c(H+)｝ c.碱过量，先求c(OH－)余= ，再求c(H+)= ，最后求pH. 如：将0.3mol/L的Ba(OH)2溶液50mL与0.02mol/L的H2SO4溶液100mL混合后，求pH是多少？ 【分析】n(OH-)=0.3mol/l×0.05L×2=0.03mol, n(H+)=0.02mol/L×0.1L×2=0.004mol， n(H+)<N(OH< SPAN>－)，碱过量。 c(OH－)= =0.17mol/L, pOH=－lg1.7×10-1=1－0.23=0.77, pH=14－pOH=14－0.77=13.23。 答案：pH=13.23 ④酸碱溶液用水稀释 强酸溶液每稀释10n倍，c(H+)减小为原来的 ， pH稀=pH原+n； 强碱溶液每稀释10n倍，c(OH－)减小为原来的 ，pH稀=pH原－n； 强酸或强碱溶液无限稀释时，由于水的电离平衡不能忽略，故pH只能接近于7（或约等于7），如pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能大于7)；pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能小于7)。 弱酸溶液每稀释10n倍c(H+)减小的程度比强酸小，pH稀<PH< SPAN>原+n； 弱碱溶液每稀释10n倍c(OH－)减小的程度比强碱小，pH稀>pH原－n； ⑤酸和碱之和为14，等体积混合 若为强酸与强碱，则pH=7； 若为强酸与弱碱，则pH>7； 若为弱酸与强碱，则pH<7。 ⑥强酸pHa，强碱pHb，等体积混合 若pHa+pHb=14，则溶液呈中性，pH=7； 若pHa+pHb>14，则溶液呈碱性，pH>7； 若pHa+pHb<14，则溶液呈酸性，pH<7。 ⑦强酸(pH1)与强碱(pH2)混合呈中性时，二者体积与pH的关系： 最终答案：略
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