（4）pH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤pH<10。
3．对于pH相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱）溶液稀释相同的倍数，强酸（或强碱）溶液的pH变化幅度大。
这是因为强酸（或强碱）已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋（或OH－）数（除水电离的以外）不会增多，而弱酸（或弱碱）随着加水稀释，电离程度增大，H＋（或OH－）数会增多。
4．对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱和弱碱），稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸（或强碱）稀释后pH变化幅度大。
三、关于pH值的计算
1．单一溶液pH的计算
强酸溶液（HnA），其物质的量浓度为cmol/L，则：
c（H＋）＝ncmol/L，pH＝－lgc（H＋）＝－lgnc；强碱溶液[B（OH）n]，其物质的量浓度为cmol/L，则c（OH－）＝ncmol/L，c（H＋）＝
mol/L，pH＝－lgc（H＋）＝14＋lgnc。
2．强酸、强碱混合液的pH计算
（1）强酸与强酸混合求pH
①非等体积混合
c（H＋）＝
，然后再求pH。
②等体积混合可近似计算pH＝pH小＋0.3
（2）强碱与强碱混合求pH
①非等体积混合
先计算：
c（OH－）＝
，
再求c（H＋）＝
，最后求pH。
②等体积混合，可近似计算pH＝pH大－0.3。
（3）强酸与强碱混合
①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
②酸过量：
先求c（H＋）余＝
，再求pH。
③碱过量：
先求c（OH－）余＝
，再求c（H＋）＝
，然后求pH。
四、酸碱中和滴定的误差分析
1．原理
c（标准）·V（标准）＝c（待测）·V（待测），所以c（待测）＝
，因c（标准）已确定，因此只要分析出不正确操作引起V（标准）与V（待测）的变化，即分析出结果。
2．引起误差的原因
中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c待测＝
，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，c标准、V待测均为定值，c待测的大小取决于V标准的大小。
下列为不正确操作导致的实验结果偏差：
（1）仪器洗涤
①酸式滴定管水洗后，未润洗（偏高）；②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗（偏高）；③碱式滴定管水洗后，未润洗（偏低）；④锥形瓶水洗后，用待测液润洗（偏高）。
（2）量器读数
①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视（偏高）；
②
滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视（偏低）如图所示；
③滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去（偏低）。
（3）操作不当
①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失（偏高）；
②滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出（偏低）；
1滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水（无影响）。
3．常见误差分析
以标准酸溶液滴定未知浓度的碱（酚酞作指示剂）为例，
常见的因操作不正确而引起的误差有：
步骤
操作
V（标准）
c（待测）
洗涤
酸式滴定管未用标准溶液润洗
变大
偏高
碱式滴定管未用待测溶液润洗
变小
偏低
锥形瓶用待测溶液润洗
变大
偏高
锥形瓶洗净后还留有蒸馏水
不变
无影响
取液
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
变小
偏低
滴定
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失
变大
偏高
振荡锥形瓶时部分液体溅出
变小
偏低
部分酸液滴出锥形瓶外
变大
偏高
读数
滴定前读数正确，滴定后俯视读数（或前仰后俯）
变小
偏低
滴定前读数正确，滴定后仰视读数（或前俯后仰）
变大
偏高
五盐类水解离子方程式的书写
1.水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
2．水解反应是可逆过程，因此要用“”符号，不能用“＝”。
通常情况下，中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解程度很小，产物的量很少，因此方程式中不标“↑”“↓”符号，也不把易分解的生成物（如NH3·H2O、H2CO3等）写成其分解产物的形式。
如NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl；离子方程式为NH4+＋H2O＝NH3·H2O。
3．多元弱酸盐的水解是分步进行的，应分步书写，水解程度主要取决于第一步。
如：
CO32－＋H2OHCO3－＋OH－；
HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－。
4．多元弱碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，中学阶段仍写成一步，如：
Cu2＋＋2H2OCu（OH）2＋2H＋
Al3＋3H2OAl（OH）3＋3H＋
（5）某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子与另一种盐的阴离子在一起都发生水解，使两种盐的离子水解趋于完全。
此时，用“＝”“↑”“↓”（又叫双水解反应）。
如生成的H2CO3写成CO2↑＋H2O。
如将Al2（SO4）3溶液与NaHCO3溶液混合，立即产生大量白色沉淀和大量气体。
这是由于Al2（SO4）3溶液显酸性：
Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋，NaHCO3溶液显碱性：
HCO32－＋H2OH2CO3＋OH－，二者混合后，发生反应H＋＋OH－＝H2O，使两个水解反应相互促进，趋于完全，所以产生白色沉淀和气体。
总反应为Al3＋＋3HCO3－＝Al（OH）3↓＋3CO2↑。
配平双水解反应离子方程式可遵循离子的电荷守恒和质量守恒配平。
如：
Al3＋＋3AlO2－＋6H2O＝4Al（OH）3↓，
2Fe3＋＋3CO32－＋3H2O＝2Fe（OH）3↓＋3CO2↑
即：
mMn＋＋nAn－＋nmH2O＝mM（OH）n↓＋nHmA
常见的能发生相互促进水解的离子有：
Al3＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、AlO2－；
Fe3＋与CO32－、HCO3－、AlO2－；NH4+与AlO2－、SiO32－等。
双水解反应的规律可以用于：
①判断离子能否大量共存；②确定待鉴别的试剂；③比较物质溶解性的大小；④选择要制备物质的试剂种类；⑤确定肥料的复合方式。
六、盐类水解的应用
1．实验室配制和储存易水解的盐溶液
配制FeCl3溶液时加入一定量酸（盐酸），防止铁离子水解；
配制CuSO4溶液时加入少量硫酸，防止铜离子水解。
2．某些活泼金属与强酸弱碱盐反应
Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生氢气。
3．制备Fe（OH）3胶体
沸水中滴加FeCl3溶液，产生红褐色胶体。
Fe3＋＋3H2OFe（OH）3（胶体）＋3H＋
4．明矾[KAl（SO4）2·12H2O]、三氯化铁（FeCl3）等净水
Al3＋＋3H2OAl（OH）3（胶体）＋3H＋
Fe3＋＋3H2OFe（OH）3（胶体）＋3H＋
原因：
胶体吸附性强，可起净水作用。
5．苏打（Na2CO3）洗涤去油污
CO32－＋H2O＝HCO3－＋OH－，加热，去油污能力增强。
原因：
加热，促进CO32－的水解，碱性增强，去油污能力增强。
6．泡沫灭火器原理
成分：
NaHCO3、Al2（SO4）3
NaHCO3水解：
HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－碱性
Al2（SO4）3水解：
Al3＋＋3H2OAl（OH）3＋3H＋酸性
原理：
当两盐混合时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，双方相互促进水解：
3HCO3－＋Al3＋＝Al（OH）3↓＋3CO2↑
7．施用化肥
普钙【Ca（H2PO4）2】、铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用
原因：
K2CO3水解显碱性：
CO32－＋H2OHCO3－＋OH－
3Ca（H2PO4）2＋12OH－＝Ca3（PO4）2↓＋12H2O＋4PO43-
NH4+＋OH－＝NH3↑＋H2O 降低肥效
8．判断盐溶液的酸碱性或pH
如相同物质的量浓度的下列溶液：
NaCl、KHSO4、NaH2PO4、Na2HPO4、CH3COOH，pH由大到小的顺序为Na3PO4＞Na2HPO4＞NaCl＞CH3COOH＞KHSO4
9．比较盐溶液中离子浓度的大小
如Na2CO3溶液中，各离子浓度大小的顺序为c（Na＋）＞c（CO32－）＞c（OH－）＞c（HCO3－）＞c（H＋）
10．加热蒸发盐溶液析出固体
不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl。
能水解，但生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2（SO4）3。
能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3、FeCl3。
若盐在较低温度下受热能分解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如Ca（HCO3）2。
11．判断盐所对应酸的相对强弱
如已知物质的量浓度相同的两种盐溶液NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的酸性强弱为HB＞HA。
12．判断盐溶液中离子种类多少（如Na3PO4溶液中存在哪些离子。
）
13．某些试剂的实验室贮存，如Na2CO3溶液、Na3PO4溶液、Na2SiO3溶液等不能贮存于磨口玻璃瓶中。
14．证明弱酸或弱碱的某些实验要考虑盐的水解，如证明Cu（OH）2为弱碱时，可用CuCl2溶液能使蓝色石蕊试纸变红（显酸性）证之。
15．除杂：
①采用加热的方法来促进溶液中某些盐的水解，使之生成氢氧化物沉淀，以除去溶液中某些金属离子。
例如，不纯的KNO3溶液中常含有杂质Fe3＋，可用加热的方法来除去KNO3溶液中所含的Fe3＋。
②向MgCl2、FeCl3的混合溶液中加入MgO以除去FeCl3。
16．如果溶液浓度较低，可以利用水解反应来获得纳米材料（氢氧化物可变为氧化物）。
如果水解程度很大，还可用于无机化合物的制备，如制TiO2：
TiCl4＋（x＋2）H2O（过量）TiO2·xH2O↓＋4HCl
所得TiO2·xH2O经焙烧得TiO2。
17．判断溶液中离子能否共存
如Al3＋、Fe3＋与CO32－、HCO3－在溶液中不能大量共存，因为能发生双水解反应。
【方法技巧】
（1）判断强弱电解质的方法和规律：
①若0.01mol·L－1的酸HA溶液的pH＞2，说明酸HA在水溶液中没有完全电离，HA为弱酸；
②相同pH的强酸、弱酸分别加水稀释相同倍数，溶液pH变化大的是强酸，变化小的是弱酸；
③相同pH的强酸和弱酸，分别加入等量相应的钠盐，溶液pH增大的是弱酸，pH几乎不变的是强酸；
④pH相同、体积相同的强酸和弱酸与碱NaOH完全反应时，耗碱量大的是弱酸，或与足量锌反应，产生H2多的是弱酸；
⑤取酸的钠盐溶于水，测定溶液pH，若pH=7，则对应酸为强酸，若pH＞7，对应酸为弱酸。
（2）Kw不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液：
①酸性溶液中：
[c（H+）酸+c（H+）水]·c（OH－）=Kw；
②碱性溶液中：
[c（OH－）碱+c（OH－）水]·c（H+）=Kw
（3）关于溶液pH的计算：
①单一强酸溶液的pH计算:
根据其c（H+）直接按pH=－lgc（H+）计算；
②单一强碱溶液的pH计算：
已知其c（OH－），则：
pH=－lgc（H+）=－lg[Kw/c（OH－）]=14+lgc（OH－）；也可直接计算pOH=－lgc（OH－），再根据pH+pOH=14计算pH；
③强酸稀释：
先计算出稀释后溶液中c（H+），再计算pH；
④强碱稀释：
先计算出稀释后溶液中c（OH－），再根据Kw计算c（H+），然后计算pH；也可求出c（OH－）后即计算pOH，然后再根据pH+pOH=14计算pH；
⑤强酸与强碱混合：
先要确定最后溶液的性质，如果是酸性，则先计算最后溶液中c（H+），如果是碱性，则先计算最后溶液中c（OH－）。
（4）稀释规律：
①对于强酸溶液，c（H+）每稀释10n倍，则其溶液pH增大n个单位（但增大后也不超过7）；注意：
pH=a的强酸溶液稀释1倍后，pH=a+0.3；
②对于强碱溶液，c（OH－）每稀释10n倍，则其溶液pH减小n个单位（但减小后也不小于7）；注意：
pH=b的强碱溶液稀释1倍后，pH=b－0.3；
③对于pH相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同倍数时，pH变化程度不同，其中强者的pH变化较大；
④物质的量浓度相同的强酸和弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同倍数时，pH变化程度不同，其中强者的pH变化较大。
【考点突破】
考点一 弱电解质的电离平衡
例1 已知室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，下列叙述错误的是（ ）
A．该溶液的pH＝4
B．升高温度，溶液的pH增大
C．此酸的电离平衡常数约为1×10－7
D．由HA电离出的c（H＋）约为水电离出的c（H＋）的106倍
解析 根据HA在水中的电离度可算出c（H＋）＝0.1×0.1%mol/L＝10－4mol/L，所以pH＝4；因HA在水中有电离平衡，升高温度促进平衡向电离的方向移动，所以c（H＋）将增大，pH值会减小；C选项可由平衡常数表达式算出K＝
＝1×10－7，所以C无错误；D选项由水电离出的c（H＋）＝10－10mol/L。
答案：
B
【名师点拨】
1.影响弱电解质电离平衡常数K的外界因素为温度，浓度对K无影响。
2．相同浓度下，弱酸的电离平衡常数K值越大，酸性越强。
3．判断HA是强酸还是弱酸最典型的两种方法：
（1）取其钠盐（NaA）溶于水，测其pH，若pH>7，则说明HA为弱酸。
（2）配制一定物质的量浓度的HA溶液（如：
0.01mol/L），测其pH。
若pH>2，则说明HA为弱酸。
变式探究1为证明某可溶性一元酸（HX）是弱酸，某同学设计了如下实验方案，其中不合理的是（ ）
A．室温下，测0.1mol/L的HX溶液的pH，若pH>1，证明HX是弱酸
B．室温下，将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合，若混合溶液pH<7，证明HX是弱酸
C．室温下，测1mol/LNaX溶液的pH，若pH>7，证明HX是弱酸
D．在相同条件下，对0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的HX溶液进行导电性实验，若HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸
解析 由0.1mol/LHX溶液pH>1知，c（H＋）<0.1mol/L，说明HX只部分电离，HX是弱酸，A项正确；等物质的量浓度的HCl和NaX组成的混合溶液，无论HX是强酸还是弱酸，溶液都显酸性，B项错误；若NaX溶液的pH>7，说明盐在水中发生水解，X－＋H2OHX＋OH－，为强碱弱酸盐，C项正确；用同浓度的一元酸做导电实验，灯泡较暗者，溶液离子浓度较小，说明HX没有完全电离，则为弱酸，D项正确。
答案；B
考点二 水的电离平衡和pH计算
例2 25℃时，水的电离达到平衡：
H2OH＋＋OH－ ΔH＞0，下列叙述正确的是（ ）
A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低
B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，Kw不变
C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c（H＋）降低
D．将水加热，Kw增大，pH不变
解析 A项中加入稀氨水，抑制水电离，平衡逆向移动，但溶液呈碱性，c（OH－）增大；C项中加入少量CH3COONa固体，CH3COO－与H＋结合生成CH3COOH，c（H＋）减小，平衡正向移动；D项中加热，平衡正向移动，KW增大，pH变小。
答案：
B
例3室温时，将xmLpH＝a的稀NaOH溶液与ymLpH＝b的稀盐酸充分反应。
下列关于反应后溶液
pH的判断，正确的是（ ）
A．若x＝y，且a＋b＝14，则pH>7
B．若10x＝y，且a＋b＝13，则pH＝7
C．若ax＝by，且a＋b＝13，则pH＝7
D．若x＝10y，且a＋b＝14，则pH>7
解析 本题主要考查有关pH的简单计算。
由题意知：
n（NaOH）＝x·10a－14×10－3mol，n（HCl）＝y·10－b×10－3mol，所以n（NaOH）∶n（HCl）＝
＝
×10（a＋b－14）。
若x＝y，且a＋b＝14，则n（NaOH）＝n（HCl）二者恰好完全反应，pH＝7；若10x＝y且a＋b＝13，则碱不足，pH<7；若ax＝by且a＋b＝13则n（NaOH）∶n（HCl）＝
·
<1，故pH<7；若x＝10y且a＋b＝14，则n（NaOH）∶n（HCl）＝10>1，NaOH过量，pH>7。
答案：
D
【名师点拨】水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算
（1）向水中加入H＋（酸）、OH－（碱）会抑制水的电离，而且H＋、OH－的浓度越大，对水的电离的抑制作用越强；向水中加入能消耗H＋或OH－的物质（如：
能水解的盐），会促进水的电离，而且生成盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强；由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。
但只要温度不变，水溶液（稀溶液）中的c（H＋）·c（OH－）就不变，温度升高会使c（H＋）·c（OH－）增大。
（2）计算溶液的pH时，应注意以下几点：
①外界条件是否指室温；②当酸、碱混合后，首先要判断溶液的酸碱性，然后再计算c（H＋）或c（OH－），最后求得溶液的pH；③要特别注意溶液中的c（H＋）和由水电离出的H＋的浓度之差异，否则容易走向误区。
即时巩固2下列叙述正确的是（ ）
A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b
B．在滴有酚酞溶液的氨水里，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7
C．1.0×10－3mol/L盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8mol/L盐酸的pH＝8.0
D．若1mLpH＝1的盐酸与100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，则NaOH溶液的pH＝11
解析A若是稀醋酸溶液稀释则c（H+）减小，pH增大，b＞a，故A错误；B酚酞的变色范围是pH=8.0～10.0（无色→红色），现在使红色褪去，pH不一定小于7，溶液pH刚刚小于8时即可显示无色，故B错误；C常温下酸的pH不可能大于7，只能无限的接近7；D正确，直接代入计算可得是正确的，也可用更一般的式子：
设强酸pH＝a，体积为V1；强碱的pH＝b，体积为V2，则有10－aV1＝10－（14－b）V2，现在V1/V2＝10
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