（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性
（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;
（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率
最佳的方法是和；最难以实现的是，说明理由
。
（提示：
实验室能否配制0.1mol/L的HAc？
能否配制pH=1的HAc？
为什么？
）
5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
（1）溶液的物质的量浓度相同时，pH（HA）＜pH（HB）
（2）pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB
（3）pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB
物质的量浓度相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是，pH最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。
pH相同的盐酸、硫酸和醋酸溶液，物质的量浓度最小的是，最大的是；体积相同时分别与同种NaOH溶液反应，消耗NaOH溶液的体积大小关系为。
甲酸和乙酸都是弱酸，当它们的浓度均为0.10mol/L时，甲酸中的c（H+）为乙酸中c（H+）的3倍，欲使两溶液中c（H+）相等，则需将甲酸稀释至原来的3倍（填“<”、“>”或“=”）；试推测丙酸的酸性比乙酸强还是弱。
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水离平衡：
H2O
H++OH-水的离子积：
KW=[H+]·[OH-]
25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=10-14
注意：
KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：
（1）可逆
（2）吸热（3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱：
抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）
②温度：
促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：
促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）
试比较pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四种溶液中水的电离程度从大到小的顺序是。
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH=-lg[H+]
注意：
①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是溶液）；
②pH＜7溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。
已知100℃时，水的KW=1×10-12，则该温度下
（1）NaCl的水溶液中[H+]=，pH=，溶液呈性。
（2）0.005mol/L的稀硫酸的pH=；0.01mol/L的NaOH溶液的pH=
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸——最简单的方法。
操作：
将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：
①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围
用湿润的pH试纸测某稀溶液的pH，所测结果（填“偏大”、“偏小”、“不变”或“不能确定”），理由是。
（3）常用酸碱指示剂及其变色范围：
指示剂
变色范围的PH
石蕊
＜5红色
5～8紫色
＞8蓝色
甲基橙
＜3.1红色
3.1～4.4橙色
＞4.4黄色
酚酞
＜8无色
8～10浅红
＞10红色
试根据上述三种指示剂的变色范围，回答下列问题：
①强酸滴定强碱最好选用的指示剂为：
，原因是；②强碱滴定强酸最好选用的指示剂为：
，原因是
；③中和滴定不用石蕊作指示剂的原因是。
三、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：
（先求[H+]混：
将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）
[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：
（先求[OH-]混：
将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）（注意:
不能直接计算[H+]混）
3、强酸与强碱的混合：
（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
注意：
在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
将pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；将pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH=；20mLpH=5的盐酸中加入1滴（0.05mL）0.004mol/LBa（OH）2溶液后pH=。
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：
稀释10n倍时，pH稀=pH原+n（但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：
稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n（但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：
稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n（但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
pH=3的HCl稀释100倍后溶液的pH变为；pH=3的HAc溶液稀释100倍后pH为，若使其pH变为5，应稀释的倍数应（填不等号）100；pH=5的稀硫酸稀释1000倍后溶液中[H+]：
[SO42-]=；pH=10的NaOH溶液稀释100倍后溶液的pH变为；pH=10的NaAc溶液稀释10倍后溶液的pH为。
五、“酸、碱恰好完全反应”与“自由H+与OH-恰好中和”酸碱性判断方法
1、酸、碱恰好反应（现金+存款相等）：
恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。
（无水解，呈中性）
2、自由H+与OH-恰好中和（现金相等），即“14规则：
pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。
”：
生成盐和水，弱者大量剩余，弱者电离显性。
（无弱者，呈中性）
（1）100mLpH=3的H2SO4中加入10mL0.01mol/L氨水后溶液呈性，原因是
；pH=3的HCl与pH=11的氨水等体积混合后溶液呈性，原因是。
（2）室温时，0.01mol/L某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是B
A、上述弱酸溶液的pH＝4
B、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＝7
C、加入等体积0.01mol/LNaOH溶液后，所得溶液的pH＞7
D、加入等体积pH=10的NaOH溶液后，所得溶液的pH＜7
六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。
（如:
Na2CO3＞NaHCO3）
③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。
如酸性：
HFH3PO4）
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：
HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。
（1）下列物质不水解的是；水解呈酸性的是；水解呈碱性的是
①FeS②NaI③NaHSO4④KF⑤NH4NO3⑥C17H35COONa
（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（13）
①酸性：
H2S>H2Se②碱性：
Na2S>NaHS③碱性：
HCOONa>CH3COONa
④水的电离程度：
NaAcNaHSO32、盐类水解的特点：
（1）可逆
（2）程度小（3）吸热
下列说法错误的是：
D
A、NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3-存在；
B、Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深；
C、NH4Cl溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱；
D、在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
3、影响盐类水解的外界因素：
①温度：
温度越高水解程度越大（水解吸热）
②浓度：
浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：
促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为；能减少Na2CO3溶液中CO32-浓度的措施可以是（145）
①加热②加少量NaHCO3固体③加少量（NH4）2CO3固体
④加少量NH4Cl⑤加水稀释⑥加少量NaOH
4、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：
如HSO4-
②电离程度＞水解程度，显酸性（如:
HSO3-、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显碱性（如：
HCO3-、HS-、HPO42-）
写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO42-]与[H2PO4-]的大小关系。
5、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。
双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。
其促进过程以NH4Ac为例解释如下：
NH4Ac==NH4++Ac-NH4++H2ONH3·H2O+H+Ac—+H2OHAc+OH-
两个水解反应生成的H+和OH—反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。
（2）常见的双
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