第二讲离子反应及电离平衡.docx

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第二讲离子反应及电离平衡

离子反应及电离平衡

要求：

1.理解电解质、非电解质、强电解质、弱电解质、离子反应的概念和本质。

2.掌握电离方程式、离子方程式的书写步骤和书写技巧。

3.学会分析离子共存的先决条件。

4.掌握弱电解质的电离平衡和盐的水解。

5.掌握水的电离和溶液ph的计算方法。

6.理解酸碱滴定过程。

知识梳理

一、离子反应

1.电解质的概念

（1）有下列物质①铝②硫化氢③金刚石④氢氧化铝⑤干冰⑥液氨⑦氯水⑧氢氧化钠固体⑨碳酸氢钾溶液⑩硫酸钡粉末。

其中能导电的是①⑦⑨；属于非电解质的是⑤⑥；属于电解质的是②④⑧⑩；属于弱电解质的是②④。

（2）写出下列物质溶于水的电离方程式：

①硫化氢H2S

H++HS-，HS-

H++S2-；②碳酸氢钾KHCO3====K++

，

H++

。

（3）指出下列物质水溶液中含有的粒子：

①硫化氢H+、HS-、S2-、H2S（H2O、OH-）；②氢氧化钠Na+、OH-（H2O、H+）。

2.熟练书写下列典型反应的离子方程式

（1）氯化铝溶液中加入过量氨水

Al3++3NH3·H2O====Al（OH）3↓+3

（2）小苏打与甲酸溶液混合

+HCOOH

HCOO-+CO2↑+H2O

（3）碳酸钙加入盐酸中

CaCO3+2H+====Ca2++CO2↑+H2O

（4）氧化镁溶于稀硫酸

MgO+2H+====Mg2++H2O

（5）澄清石灰水中加入盐酸

OH-+H+====H2O

（6）次氯酸钙溶液中通入过量的二氧化碳

ClO-+CO2+H2O====HClO+

（7）碳酸氢钙溶液中加入过量的氢氧化钠溶液

Ca2++2

+2OH-====CaCO3↓+

+2H2O

（8）等体积等物质的量浓度的氢氧化钡溶液与碳酸氢铵溶液混合

Ba2++2OH-+

+

====BaCO3↓+H2O+NH3·H2O

（9）钠与水反应

2Na+2H2O====2Na++2OH-+H2↑

（10）氯化铁溶液中通入硫化氢

2Fe3++H2S====2Fe2++S↓+2H+

书写离子方程式时，首先要判别分析各物质的类别，确定写化学式还是写离子符号；再结合反应条件、电荷守恒、质量守恒、电子得失守恒（适用于氧化还原反应）等进行配平。

3.电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨析

（1）电解质与非电解质

电解质是在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，而非电解质是在上述情况下都不能导电的化合物。

电解质与非电解质的相同点是研究对象都是化合物，二者的主要不同是在溶于水或熔化状态下能否导电。

要注意：

①电解质不一定导电，导电物质不一定是电解质。

②非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质。

③电解质必须是化合物本身电离出离子，否则不属于电解质。

如：

CO2、NH3、Cl2等物质的水溶液虽能导电，但它们并不是电解质，因为它们是与水反应后生成了电解质，才使溶液导电的。

（2）强电解质与弱电解质

强电解质

弱电解质

相同点

都是电解质，在水溶液中（或熔融状态下）都能电离，都能导电，与溶解度无关

不

同

点

键型

离子键或极性键

极性键

电离程度

完全电离

部分电离

电离过程

不可逆

可逆、存在电离平衡

表示方法

电离方程式用等号

电离方程式用可逆号

电解质在溶液中粒子形式

水合离子

分子、水合离子

离子方程式中表示

形式离子符号或化学式

化学式

注意：

①电解质的强弱是由物质内部结构决定的，与任何外界因素无关。

②电解质的强弱与其溶解性无关。

某些盐如BaSO4等虽难溶于水，但溶于水的部分却是完全电离的，所以它们是强电解质；相反，能溶于水的未必都是强电解质，如CH3COOH、NH3·H2O等虽然能溶于水，但溶解时只有部分电离，故这些是弱电解质。

通常以选择题型来考查，一般紧扣概念即可解决。

二、离子方程式的书写

离子方程式的书写一般在填空题中出现较多，通常考查的是常规、重要的一些反应。

（1）书写的关键

书写离子方程式的关键是要抓住两易、两等、两查：

两易：

即易溶、易电离的物质（可溶性的强电解质包括强酸、强碱、大多数可溶性盐）以实际参加反应的离子符号表示，非电解质、弱电解质、难溶物、气体等用化学式表示。

两等：

离子方程式两边的原子个数、电荷总数均应相等。

两查：

检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件。

（2）注意的问题

①强酸、强碱和易溶于水的盐改写成离子形式，难溶物质、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物、非电解质等均写化学式。

②微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式。

作为生成物，一般写化学式（标↓号）。

③氨水作为反应物写NH3·H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写NH3（标↑号）。

④固体与固体间的反应不能写离子方程式，浓H2SO4、浓H3PO4与固体的反应不能写离子方程式。

⑤离子方程式要做到原子个数配平，电荷配平。

若是氧化还原型的离子反应还应电子得失守恒。

⑥多元弱酸酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写。

⑦有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硝酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。

⑧一些特殊的反应〔如有酸式盐参加或生成的反应，两种或两种以上的离子被一种物质氧化或还原，Ba（OH）2与KAl（SO4）2按不同比的反应等〕要考虑并满足反应物之间的物质的量的比值。

三、离子方程式正误判断

（1）看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。

如2Fe+6H+====2Fe3++3H2↑就不符合客观事实。

（2）看“====”“

”“↑”“↓”等是否正确。

（3）看表示各物质的化学式是否正确。

如

不能写成

+H+，

通常应写成

+H+，HCOO-不可写成COOH等。

（4）看是否漏掉离子反应。

如Ba（OH）2溶液与硫酸铜溶液反应，既要写Ba2+与

的离子反应，又要写Cu2+与OH-的离子反应。

（5）看电荷是否守恒。

如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2++Cl2====Fe3++2Cl-，而应写成2Fe2++Cl2====2Fe3++2Cl-，同时两边各原子数也应相等。

（6）看反应物或产物的配比是否正确。

如稀H2SO4与Ba（OH）2溶液反应不能写成H++OH-+

+Ba2+====BaSO4↓+H2O，应写成2H++2OH-+

+Ba2+====BaSO4↓+2H2O。

（7）看是否符合题设条件及要求。

如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应方程式的影响。

如往FeBr2溶液中通入少量Cl2的离子方程式为：

2Fe2++Cl2====2Fe3++2Cl-；往FeBr2溶液中通入过量Cl2的离子方程式为：

2Fe2++4Br-+3Cl2====2Fe3++2Br2+6Cl-。

本考点内容常以选择型出现，考查较多的是改写问题及电荷守恒问题。

四、离子共存

离子在溶液中能大量共存的条件是离子之间不能发生离子反应，各离子浓度不会降低。

题目类型多以选择题为主，其次是推断题，它们都是依据离子性质与离子间的反应编制而成的，在下列情况下离子均不能大量共存：

（1）发生水解相互促进反应（如Fe3+与C、Al3+与S2-等）。

（2）发生氧化还原反应（如Fe3+与I-，

与Fe2+，

、H+与Fe2+等）。

（3）发生络合反应（如Fe3+与SCN-）等。

（4）发生复分解反应（如H+与弱酸的酸根离子，OH-与弱碱的阳离子，

与Ba2+，

与Ca2+、Ba2+、Ag+，Cl-与Ag+等）。

（5）若题目中提示酸性溶液（pH＜7）或碱性溶液（pH＞7）应在各待选答案中均加入H+或OH-考虑。

（6）若题目中告知是无色溶液，应在各待选答案中排除具有颜色的Fe3+、Cu2+、Fe2+、

等离子。

酸式盐与碱反应的离子方程式的书写

酸式盐与碱反应的离子方程式因反应物相对量情况的不同而有所不同。

书写方法是：

先进行过量情况判断，然后以不足量者的组成离子完全反应为标准，分析推断所需过量反应物的离子数目，从而快速准确地写出反应的离子方程式。

例如：

NaHCO3溶液与少量Ca（OH）2反应：

以少量物质为标准以组成离子比例完全反应：

Ca（OH）2电离产生Ca2+和OH-，NaHCO3电离产生Na+和

，反应实质是OH-与

反应。

所以2个OH-需与2个

反应，生成2个

和2个H2O，其中1个

与1个Ca2+生成CaCO3沉淀,而另一个以

存在，即Ca2++2OH-+2

====CaCO3↓+

+2H2O。

NaHCO3溶液与过量Ca（OH）2反应：

以NaHCO3为标准反应：

一个

只需要一个OH-，而Ca（OH）2中的另一个OH-未反应；故离子方程式为：

+Ca2++OH-====CaCO3↓+H2O。

反应物滴加顺序不同，离子方程式不同

例如：

①向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液至过量

Al3++3OH-====Al（OH）3↓

Al（OH）3+OH-====

+2H2O

②向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液至过量

Al3++4OH-====

+2H2O

Al3++3

+6H2O====4Al（OH）3↓

由此造成两者滴加顺序不同，则离子反应不同；两者加入的相对数量不同，离子反应也不同。

同样的情况还存在于AgNO3溶液与NH3·H2O溶液、Na2CO3溶液与盐酸、氢氧化钠溶液与CO2气体等反应中。

书写离子方程式的基本方法是“改写法”，即根据离子反应的化学方程式改写出离子方程式，一般要经过“写、改、删、查”四个步骤。

在熟练运用“改写法”的基础上，要注意掌握简便快速书写离子方程式的方法技巧：

先明确反应实质，即根据离子反应发生的条件，分析找出参加反应的离子；然后再抓住关键即由参加反应的离子的来源物质的种类（如电离程度、溶解性、单质、气体等），确定是写化学式还是写离子符号。

例题：

【例1】下列说法正确的是（）

A.在水溶液里或熔化状态下导电的物质叫电解质

B.在水溶液中导电能力强的化合物是强电解质，导电能力弱的化合物是弱电解质

C.只有离子与离子之间的反应才是离子反应

D.用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子叫离子方程式

解析：

此题考查基本概念。

A选项错在“物质”，应该是水溶液里或熔化状态下导电的化合物才是电解质。

B选项错在不应以导电能力的强弱作为判断强弱电解质的依据。

如浓醋酸的导电能力强却是弱电解质，BaSO4水溶液的导电能力弱却是强电解质。

应以是否完全电离作为判断强弱电解质的依据。

C选项问题在于过多强调离子与离子之间的反应，实际上有离子参加的反应就是离子反应，如溶液中的置换反应。

答案：

D

讲评：

解答概念正误辨析选择题，首先要明确各有关概念的限制范围，其次要注意区分易混淆的概念。

【例2】（2005广东高考，6）下列反应离子方程式正确的是（）

A.向氯化铝溶液中加入过量氢氧化钠溶液：

Al3++4OH-====

+2H2O

B.向苯酚钠溶液中通入二氧化碳：

CO2+H2O+2C6H5O-

2C6H5OH+

C.向小苏打溶液中加入醋酸溶液：

+H+====CO2↑+H2O

D.向溴化亚铁溶液中通入过量氯气：

Fe2++2Br-+2Cl2====Fe3++Br2+4Cl-

解析：

本题主要考查离子反应的正误判断。

解决此类问题一般注意以下几点：

①看反应是否符合实验事实，如本题中，因酸性H2CO3>OH>

>

，故CO2通入

溶液中，只能生成NaHCO3，B不正确。

②看化学式改写成离子时，是否改写正确，醋酸为弱酸，应写化学式形式，C不正确。

③看电荷、电子得失数目是否守恒，D选项电荷和电子得失数目皆不相等，D不正确，本题答案为A。

答案：

A

讲评：

判断离子方程式正误的方法是：

五查：

一查化学符号书写；二查“====”“

”“↑”“↓”是否恰当；三查两个守恒：

质量守恒和电荷守恒；四查电子得失是否相等；五查反应是否符合客观事实。

三看：

一看反应环境，是否在溶液中；二看物质的溶解性；三看反应的可能性（是否为多种离子参加多种不同的反应）。

【例3】（2004江苏高考，12）已知某溶液中存在较多的H+、

4、

，则该溶液中还可能大量存在的离子组是（）

A.Al3+、CH3COO、Cl

B.Mg2+、Ba2+、Br-

C.Mg2+、Cl-、I-

D.Na+、

、Cl-

解析：

本题主要考查考生对离子反应的理解程度。

离子反应发生的条件：

①生成难溶性物质；②生成难电离的物质；③生成气体；④发生氧化还原反应。

H+与CH3COO-结合生成难电离的CH3COOH，排除A；Ba2+与

产生沉淀，排除B；H+、

和I-发生反应2

+6I-+8H====3I2+2NO↑+4H2O，可排除C；溶液中还可能大量共存的离子组为D。

答案：

D

讲评：

离子能否共存是高考的一种基本题型。

解答此类题目时，不仅要注意选项中离子间能否反应，更要特别注意题干所给条件的应用，如“无色透明”“强酸性或pH=1”“强碱性或pH=14”以及本题所给强氧化性条件“H+、

、

”等隐含条件。

六、电离平衡

1.弱电解质的电离平衡

（1）电离平衡的概念：

在一定条件（如温度、压强）下，当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡．

（2）弱电解质的电离平衡的特点：

电离平衡遵循勒夏特列原理，可根据此原理分析电离平衡的移动情况．

①电离平衡是动态平衡．电离方程式中用可逆符号“

”表示．例如：

CH3COOH

CH3COO－+H＋

NH3·H2O

NH4＋+OH－

②将弱电解质溶液加水稀释时，电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中的离子数目增多，但电解质的分子数减少，离子浓度减小，溶液的导电性降低．

③由于电离过程是吸热过程，因此，升高温度，可使电离平衡向弱电解质电离的方向移动．此时，溶液中离子的数目增多，离子浓度增大，溶液的导电性增强．

④在弱电解质溶液中，加入与弱电解质电离出相同的离子的强电解质时，使弱电解质的电离平衡向逆反应方向移动．例如，在0.1mol·L－1”滴有氨水的溶液（显浅红色）中，存在电离平衡NH3·H2O

NH4＋+OH－．当向其中加入少量下列物质时：

a．NH4Cl固体．由于增大了c（NH4＋），使NH3·H2O的电离平衡逆向移动，c（OH－）减小，溶液红色变浅．

b．NaOH固体．NaOH溶于水时电离产生的OH－抑制了NH3·H2O的电离，从而使平衡逆向移动．

2．电离平衡常数在一定温度下，当弱电解质的电离达到平衡状态时，溶液中电离产生的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的弱电解质分子浓度的比值是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数．弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示．

（1）电离平衡常数的表达式．

①一元弱酸、一元弱碱的电离常数表达式：

例如，一定温度下CH3COOH的电离常数为：

CH3COOH

CH3COO－+H＋

一定温度下NH3·H2O的电离常数为：

NH3·H2O

NH4＋+OH－

②多元弱酸的电离特点及电离常数表达式：

a．分步电离．是几元酸就分几步电离．每步电离只能产生一个H＋，每一步电离都有其相应的电离常数．

b．电离程度逐渐减小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡时的H＋主要来源于第一步．所以，在比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较其K1即可．例如25℃时，H3PO4的电离；

H3PO4

H2PO4－+H＋

H2PO4－

HPO42－+H＋

HPO42－

PO43－+H＋

注意a．电离常数表达式中各组分的浓度均为平衡浓度．

b．多元弱酸溶液中的c（H＋）是各步电离产生的c（H＋）的总和，在每步的电离常数表达式中的c（H＋）是指溶液中H＋的总浓度而不是该步电离产生的c（H＋）．

（2）电离常数的特征．同一弱电解质的稀溶液的电离常数的大小与溶液的浓度无关，只随温度的变化而变化．温度不变，K值不变；温度不同，K值也不同．但由于电离常数随温度的变化不大，在室温时，可不考虑温度对电离常数的影响．

（3）电离常数的意义：

①表明弱电解质电离的难易程度．K值越大，离子浓度越大，该电解质越易电离；反之，电解质越难电离．

②比较弱酸或弱碱相对强弱．例如在25℃时，HNO2的K＝4.6×10－4，CH3COOH的K＝1.8×10－5，因此HNO2的酸性比CH3COOH的酸性强．

七．水的电离和溶液的pH

1.水的电离

（1）水的电离方程式．

水是一种极弱的电解质，它能像酸一样电离出极少量的H＋，又能像碱一样电离出少量的OH－（这叫做水的自偶电离）．水的电离方程式可表示为：

H2O+H2O

H3O＋+OH－

简写为：

H2O

H＋+OH－

（2）水的离子积KW．

一定温度下，水的电离常数为：

即c（H＋）·c（OH－）＝K·c（H2O）

设水的密度为1g·cm3，则1LH2O＝1000mLH2O＝1000gH20＝55.6mol，即H2O的起始浓度为55.6mol·L－1．由于水是极弱的电解质，它电离时消耗的水与电离前相比，可忽略不计．例如，25℃时，1LH2O中已电离的H2O为10－7mol，所以c（H2O）≈55.6mol·L－1，即K·c（H2O）为一常数，这个新的常数叫做水的离子积常数，简称水的离子积，表示为：

c（H＋）·c（OH－）＝KW

说明①一定温度下，由于KW为一常数，故通常不写单位，如25℃时KW＝1×10－14．

②KW只与温度有关，与溶液的酸碱性无关．温度不变，KW不变；温度变化，KW也发生变化．

③由于水的电离过程是吸热过程，因此温度升高时，纯水中的c（H＋）、c（OH－）同时增大，KW也随着增大．例如：

25℃时，c（H’）＝（OH－）＝1×10－7mol·L－1，KW＝1×10－14

100℃时，c（H’）＝（OH－）＝1×10－6mol·L－1，KW＝1×10－12

但由于c（H＋）与c（OH－）始终保持相等，故仍显中性．

④在任何以水为溶剂的溶液中都存在H＋和OH－，它们既相互依存，又相互制约．当溶液中的c（H＋）增大时，c（OH－）将减小；反之，当溶液中的c（OH－）增大时，c（H＋）则必然减小．但无论在中性、酸性还是碱性溶液中，在一定温度下，c（H＋）与c（OH－）的乘积（即KW）仍是不变的，也就是说，KW不仅适用于纯水，也适用于任何酸、碱、盐的稀溶液．只要温度相同，不论是在纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，KW都是相同的．

⑤一定温度下，不论是纯水中，还是在酸、碱、盐的水溶液中，由H2O电离产生的c（H＋）与c（OH－）总是相等的．如25℃时，0.1mol·L－1的盐酸中，c水（H＋）＝c（OH－）＝

＝1×10－13mol·L－1．

⑥水的电离平衡遵循勒夏特列原理．例如，向纯水中加入酸或碱，均使水的电离平衡逆向移动（即酸或碱抑制水的电离）；向水中投入活泼金属如钠等，由于金属与水电离产生的H＋直接作用而促进水的电离．

2.溶液的酸碱性的实质任何水溶液中都存在水的电离，因此都含有H＋和OH－．一种溶液是显酸性、中性还是碱性，是由该溶液中的c（H＋）与c（OH－）的相对大小来决定的．

酸性溶液：

c（H＋）＞c（OH－）

中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－）

碱性溶液：

c（H＋）＜c（OH－）

例如：

25℃时，因为KW＝1×10－14，所以：

中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol·L－1

酸性溶液：

c（H＋）＞1×10－7mol·L－1，c（OH－）＜1×10－7mol·L－1

碱性溶液：

c（H＋）＜1×10－7mol·L－1，c（OH－）＞1×10－7mol·L－1

100℃时，因为KW＝1×10－12，所以：

中性溶液：

c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－6mol·L－1

酸性溶液：

c（H＋）＞1×10－6mol·L－1，c（OH－）＜1×10－6mol·L－1

碱性溶液：

c（H＋）＜1×10－6mol·L－1，c（OH－）＞1×10－6mol·L－1

3.溶液的pH

（1）溶液的pH的概念：

在c（H＋）≤1mol·L－1的水溶液中，采用c（H＋）的负对数来表示溶液酸碱性的强弱．

（2）数学表达式：

pH＝－1g[c（H＋）]

若c（H＋）＝10－nmol·L－1，则pH＝n．

若c（H＋）＝m×10－nmol·L－1，则pH＝n－lgm．

（3）溶液酸碱性的强弱与pH的关系．

①常温（25℃）时：

pH＝7，溶液呈中性，c（H＋）＝c（OH－）＝1×10－7mol·L－1．

Ph＜7，溶液呈酸性，pH小（大）

c（H＋）大（小）

溶液的酸性强（弱）．

PH＞7，溶液呈碱性，pH大（小）

c（OH－）大（小）

溶液的碱性强（弱）．

②pH范围为0～14之间．pH＝0的溶液中并非无H＋，而是c（H＋）＝1mol·L－1；pH＝14的溶液中并非没有OH－，而是c（OH－）＝1mol·L－1．pH减小（增大）n倍，则c（H＋）增大为原来的10n倍（减小为原来的1／10n倍），相应的c（OH－）减小为原来1／10n倍（增大为原来的10n倍）．

③当溶液中的c（H＋）＞1mol·L－1时，pH＜0；c（OH－）＞1mol·L－1时，pH＞14．因此，当溶液中的c（H＋）或c（OH－）大于mol·L－1时，一般不用pH来表示溶液的酸碱性，而是直接用c（H＋）或c（OH－）来表示．所以，pH只适用于c（H＋）或c（OH－）≤1mol·L－1的稀溶液．

④也可以用pOH来表示溶液的酸碱性．pOH是OH－离子浓度的负对数，即pOH＝一lg[c（OH－）]．因为25℃时，c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14，所以：

pH+pOH＝14．

4.溶液中pH的计算

（1）基本关系式：

①pH＝－1g[c（H＋）]

②c（H＋）＝10－pHmol·L－1

③任何水溶液中，由水电离产生

的c（H＋）与c（OH－）总是相等的，即：

c水（H＋）＝c水（OH－）．

④常温（25℃）时，c（H＋）·c（OH－）＝1×10－14

⑤n元强酸溶液中c（H＋）＝n·c酸；n元强碱溶液中c（OH－）＝n·c碱·

（2）强酸与弱酸、强碱与弱碱溶液加水稀释后pH的计算．

①强酸与弱酸分别加水稀释相同倍数时，由于弱酸中原来未电离的弱酸分子进一步电离出离子，故弱酸的pH变化小．设稀释10n倍，则：

强酸：

pH稀＝pH原+n

弱酸：

pH稀＜pH原+n

当加水稀释至由溶质酸电离产生的c酸（H＋）＜10－6mol·L－1时，则必须考虑水的电离．如pH＝5的盐酸稀释1000倍时，pH稀＝6.98，而不是等于8．因此，酸溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会大于7．

②强碱与弱碱分别加水稀释相同倍数时，弱碱的pH变化小．设均稀释10n倍，则：

强碱：

pH稀＝pH原—n

弱碱：

pH稀＞pH原—n

当加水稀释至由溶质碱电离产生的c（OH－）＜10－6mol·L－1时，则必须考虑水的电离．如pH＝9的NaOH溶液稀释1000倍时，pH稀≈7，而不是等于6．因此，碱溶液无论如何稀释，溶液的pH都不会小于7．

（3）两强酸或两强碱溶液混合后pH的计算．

①两强酸溶液混合．先求出：

再求；pH混＝－1g[c混（H＋）]

注：