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1.难点提示
（1）只要是在稀的水溶液中，就同时含有H + 和OH - ，且H + 和OH - 离子的相对平衡浓度的乘积在一定温度下是一常数，不会因溶入其他物质、存在其他平衡而改变。因此，已知H + 浓度即可求出OH - 浓度，反之亦然。
值不受共存物和其他平衡的影响。存在其他平衡和其他物质时，
平衡常数表达式中有关离子浓度是指平衡时该离子的总浓度。遵循多重平衡规则。
（3）酸碱平衡与沉淀平衡、氧化还原平衡综合计算。
（4）混合溶液为缓冲溶液的pH值计算。
（5）区分效应和拉平效应：根据水中弱酸、弱碱的电离常数可比较酸、碱的相对强弱，
越大，酸性越强，
越大，碱性越强。这表明溶剂水对它们有区分能力。同一溶剂（水）有区分多种酸、碱相对强弱的作用，这种作用被称为溶剂（水）的区分效应。但是，有些很强的酸（如HClO
4
等）在水中都是100%电离的，即能将质子全部转移给水，水同等程度地将这些酸的质子接受过来，因而不能区分它们之间的相对强弱，这种现象称为溶剂水的拉平效应。在溶剂中能够存在的最强酸是溶剂自身离解产生的阳离子，最强碱是溶剂离解产生的阴离子。要区分强酸、强碱需选用更弱的碱、酸，反之，要区分弱酸、弱碱需选用更强的碱、酸，这样才能体现出溶剂对它们的区分效应。
2.典型例题
【例3-1】 计算下列溶液的pH值。
（1）pH值为9.00和pH值为10.00的NaOH溶液等体积混合。
（2）pH值为2.00的强酸溶液和pH值为13.00的强碱溶液等体积混合。
解： （1）两种强碱溶液等体积混合后，OH - 浓度减半：
pOH=4.26 pH=9.74
（2）强酸、强碱溶液等体积混合后发生中和反应，碱过量。过量碱的浓度为：
pOH=1.35 pH=12.65
【解题思路】 求混合溶液的pH值，首先要考虑溶液混合后有没有发生化学反应，若没有则根据溶液浓度的变化来求，如（1）；若发生了化学反应，则根据混合后溶液的组成来求，如（2）。
【例3-2】
已知在某浓度NH
3
水中，NH
3
的电离度为1.0%，
=1.74×10
-5
。
求：（1）溶液的pH值和NH 3 水的起始浓度。
（2）若此NH
3
水和浓度为1.0×10
-4
mol·L
-1
的MgCl
2
溶液等体积混合，有无Mg（OH）
2
沉淀生成？{已知：
[Mg（OH）
2
]=1.8×10
-11
}
解：
（1）由稀释定律，
=
c
α
2
，而
c
eq
（OH
-
）=
c
α，得：
pH=14-pOH=14+lg1.7×10 -3 =11.23
（2）混合后， c （NH 3 ）=0.090mol·L -1 （注：弱碱、弱酸等体积稀释后，不可理解为H + 、OH - 浓度为原来的二分之一）
c （Mg 2+ ）=5.0×10 -5 mol·L -1 ，则：
所以有Mg（OH） 2 沉淀生成。
【解题思路】 由于已知电离度（且小于5%）和电离平衡常数，可方便地用稀释定律求出溶液的pH值和NH 3 水的起始浓度。（2）小题是酸碱平衡和沉淀平衡的综合题，由于溶液中的氢氧根离子浓度是由氨水提供的，所以要先根据氨水的电离平衡求出氢氧根离子浓度，再根据混合后镁离子浓度求氢氧化镁的离子积，最后用溶度积规则判断有无氢氧化镁沉淀生成。
【例3-3】 有一原电池：
（-）Pt（s）︱H 2 （ p ⊖ ）︱HA（0.500mol·L -1 ）‖Cl - （1.0mol·L -1 ）︱AgCl（s）︱Ag（s）（+）
298K时，测得电池电动势为0.568V。已知 E ⊖ （AgCl/Ag）=0.2223V，计算此一元弱酸HA的电离常数。
解： 正极为AgCl/Ag，其电极电势为 E ⊖ （AgCl/Ag）=0.2223V，负极为HA/H 2 ，其电极电势为 E （HA/H 2 ）=0.2223V-0.568V=-0.345V。而由能斯特方程式，负极HA/H 2 的电极电势为：
=3.78×10
-12
【解题思路】 此题属酸碱平衡和氧化还原平衡综合题，由于该一元弱酸的起始浓度是已知的，因此只要知道平衡时溶液中的氢离子浓度即可求出该一元弱酸的电离平衡常数。由已知条件可求出负极的电极电势，将其代入能斯特方程式即可求出平衡时弱酸溶液中的氢离子浓度。
【例3-4】
10mL 0.20mol·L
-1
NaOH和20mL 0.20mol·L
-1
NH
4
Cl混合，求混合溶液的pH值。[已知：p
（NH
3
）=4.76]
解： 混合后，过量的NH 4 Cl和生成的NH 3 ·H 2 O组成缓冲溶液。溶液中：
【解题思路】 两种溶液混合后发生化学反应生成NH 3 ·H 2 O，且NH 4 Cl过量，过量的NH 4 Cl和生成的NH 3 ·H 2 O组成缓冲溶液。因此求出混合后NH 3 ·H 2 O和NH 4 Cl的浓度，由缓冲溶液计算公式即可求出混合溶液的pH值。
【例3-5】 HAc在下列哪种溶剂中电离度最大（ ）
A.纯水 B.液态NH 3 C.液态HF D.纯H 2 SO 4
答案： B。由于液氨接受质子的能力最强，HAc在其中给出质子的能力最强。
【解题思路】 由酸碱质子论可知，酸碱的强度不仅决定于酸碱本身给出质子和接受质子的能力，同时也决定于溶剂接受质子和给出质子的能力。溶剂接受质子的能力强，HAc在其中所显示的酸性就强、电离度就大。
1.pH值的定义、溶液的酸碱性判断。
2.离子强度、活度、活度系数的概念及其之间的关系，强弱电解质的比较、差别。
3.同离子效应与盐效应的概念及其对弱电解质的电离度和溶液pH值大小的影响。
4.弱电解质溶液中，电离度与电离平衡常数之间的换算。
5.酸碱平衡与沉淀平衡、氧化还原平衡综合计算。
6.配制某一pH值的缓冲溶液时，为了使其具有较大的缓冲能力，尽可能选择：①pH值与共轭酸的酸常数p
相等或接近；②pOH值与共轭碱常数p
相等或接近所配溶液。
7.浓度、电离常数、缓冲溶液pH值的相互换算。
8.混合溶液pH值的计算。
9.盐溶液pH值、溶液中各离子浓度的计算，盐类水解的抑制和利用。
10.酸、碱、共轭酸、共轭碱的定义，比较共轭酸、碱的相对强弱。
【例3-6】
313K时，水的
=3.8×10
-14
；在313K时，pH=7的溶液为（ ）
A.中性 B.酸性 C.碱性 D.缓冲溶液
答案： C.碱性。因为pH=7， c eq （H + ）=1.0×10 -7 ， c eq （OH - ）=3.8×10 -7 ， c eq （H + ）< c eq （OH - ），故为碱性。
考点： 溶液的酸碱性判断。
【例3-7】 pH=4的溶液的酸度是pH=2的溶液酸度的（ ）倍。
A.2 B.1/100 C.100 D.1/2
答案： B。
考点： pH值的定义。
【例3-8】 电解质溶液中，离子强度 I 、活度系数 γ 、活度 a 之间的关系是（ ）
A. I 越大、 γ 越大、 a 也越大 B. I 越大、 γ 越小、 a 也越小
C. I 越小、 γ 越小、 a 越大 D. I 越小、 γ 越大、 a 越小
答案： B。
考点： 离子强度、活度、活度系数之间的关系。
【例3-9】 0.10mol·L -1 NaCl溶液的离子强度 I =________。离子强度越大，离子间相互作用力________。
答案： 0.10mol·L -1 ；越大。
考点： 离子强度、活度、活度系数的概念及其之间的关系。
【例3-10】 在NH 3 水中加入下列哪种物质时，可使NH 3 水的电离度和pH值均减小。
A.NaOH B.NH 4 Cl C.HCl D.H 2 O
答： B。同离子效应使NH 3 水的电离度减小， c （OH - ）减小，pH值减小。若是弱酸中加入与弱酸含有相同离子的弱酸强碱盐产生同离子效应，其电离度减小，但pH值将增大。换成盐效应呢？
考点： 同离子效应与盐效应对弱电解质的电离度及溶液pH值大小的影响。
【例3-11】 同浓度下列溶液中，酸性最强的是（ ）
A.HAc B.NH 4 Cl C.H 2 S D.H 3 PO 4
答： D。多元弱酸在溶液中是分步电离的，且电离逐级减弱。因此，比较其酸性强弱只需看一级电离常数。
考点： 不同弱电解质溶液的酸碱性判断。
【例3-12】
计算0.20mol·L
-1
HAc溶液的pH值和电离度。（已知：
=1.75×10
-5
）
解：
可忽略水的电离。
又
所以求
c
eq
（H
+
）用最简公式。
pH=-lg c eq （H + ）=2.72
考点： 弱电解质溶液中，电离度与电离平衡常数之间的换算。
【例3-13】
已知NH
3
水的p
=4.76，H
2
CO
3
的
欲配制pH=9.00的缓冲溶液，可选择的缓冲对是（ ）
A.NH 3 -NH 4 Cl B.H 2 CO 3 -NaHCO 3
C.NaHCO 3 -Na 2 CO 3 D.H 2 CO 3 -Na 2 CO 3
答案：
A。不要忘了
的酸常数为
考点：
配制某一pH值的缓冲溶液时，为了使其具有较大的缓冲能力，尽可能选择共轭酸的酸常数p
等于或接近所配溶液的pH值。
【例3-14】 取0.10mol·L -1 某一元弱酸溶液50mL与20mL 0.10mol·L -1 KOH溶液混合。将混合液稀释到100mL，溶液的pH值为5.25。求此一元弱酸溶液的电离常数。
解： 混合后，酸过量。过量的酸和生成的盐组成缓冲溶液。
代入缓冲溶液计算公式：
=3.7×10
-6
考点： 混合溶液pH值的计算；电离常数、缓冲溶液pH值的相互换算。
【例3-15】
现有6.0mol·L
-1
HAc溶液134mL，欲配制pH=4.0的缓冲溶液500mL，需用NaAc·3H
2
O（
M
=136.1g·mol
-1
）多少克？（HAc的p
=4.76）
解： 由缓冲溶液的pH值计算公式得：
n （NaAc·3H 2 O）=0.14mol
所需NaAc·3H 2 O的质量为：
m （NaAc·3H 2 O）=0.14×136.1=19（g）
考点： 浓度、电离常数、缓冲溶液pH值的相互换算。
【例3-16】
（1）相同浓度的下列溶液，pH值最大的是（ ）
A.NH 4 Ac B.Na 3 PO 4 C.NaH 2 PO 4 D.Na 2 HPO 4
答案： B。
（2）NaCl、NaAc、NH 4 Cl、NaH 2 PO 4 四种盐溶液中，pH值最高的是________。
答案： NaAc。四种盐中只有其显碱性。
（3）酸式盐的水溶液一定呈酸性吗？
答案： 不是。酸式盐水解大于电离显碱性，若电离大于水解则显酸性。
考点： 不同类型弱电解质溶液的酸碱性判断。
【例3-17】 配制SbCl 3 溶液时，必须加________防止水解。
SbCl
3
+H
2
O
SbOCl（s）+2HCl
答案： 酸。由于其水解显酸性，因此加酸防止水解。
考点： 盐类水解的抑制和利用。
【例3-18】 计算0.10mol·L -1 Na 2 CO 3 溶液中的各离子浓度和pH值。
H
2
CO
3
=4.17×10
-7
=5.62×10
-11
解：
Na
2
CO
3
为多元弱酸的强碱正盐，且
因此计算其OH
-
离子浓度只考虑第一级水解。又因为其
所以求OH
-
浓度可用最简公式：
pH=11.62
考点： 盐溶液pH值、溶液中各离子浓度的计算。
【例3-19】 求下列各混合溶液的pH值？
（1）20mL 0.10mol·L -1 HAc和10mL 0.10mol·L -1 NaOH混合；
（2）20mL 0.10mol·L -1 HAc和20mL 0.10mol·L -1 NaOH混合；
（3）20mL 0.10mol·L -1 HAc和30mL 0.10mol·L -1 NaOH混合；
（4）10mL 0.10mol·L -1 HCl和10mL 0.10mol·L -1 Na 2 CO 3 混合；
（5）10mL 0.10mol·L -1 HCl和20mL 0.10mol·L -1 Na 2 CO 3 混合。
[已知：
（HAc）=1.75×10
-5
H
2
CO
3
的
解： （1）混合后，过量的HAc和生成的NaAc组成缓冲溶液。溶液中，
pH=p
+lg
=4.76
（2）HAc和NaOH等物质量中和生成NaAc，溶液中 c （NaAc）=0.050mol·L -1
pOH=5.28 pH=8.72
（3）NaOH过量。过量的OH - 浓度为：
pOH=1.70 pH=12.30
（4）HCl和Na 2 CO 3 等物质量中和生成NaHCO 3 ，代入酸式盐pH计算公式：
（5）Na 2 CO 3 过量，过量的Na 2 CO 3 和生成的NaHCO 3 组成缓冲溶液，溶液中：
考点： 混合溶液（酸、碱、盐、缓冲溶液）pH值的计算。
【例3-20】单选题
（1）根据酸碱质子理论，下列物质中，哪种离子碱的碱性最弱（ ）
答案： B。一个酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱。HClO 4 酸性最强。
（2）根据酸碱质子理论，下列物质不属于两性物质的是（ ）
答案： C。
的共轭碱、共轭酸是（ ）
答案： C。
考点： 酸、碱、共轭酸、共轭碱的定义，比较共轭酸、碱的相对强弱。