资源简介

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3.2水的电离和溶液的pH 教学设计
一、核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：通过溶液pH的测量与计算，宏观判断溶液的酸碱性；从水分子电离的微观角度，理解水的电离平衡本质及酸、碱对其的影响，建立“微观电离过程—宏观溶液性质”的关联认知。
2.变化观念与平衡思想：认识水的电离平衡的建立与移动规律，理解温度、酸、碱、盐等因素对水的电离平衡的影响，能用平衡移动原理分析溶液酸碱性变化的本质，深化动态平衡的化学思想。
3.证据推理与模型认知：基于水的离子积常数（K_w）的定量关系，推理溶液中c(H )与c(OH )的相互关系；构建溶液pH计算的思维模型（如强酸强碱稀释、混合后pH计算），运用模型解决实际问题。
4.科学探究与创新意识：设计探究溶液pH与酸碱性关系的实验方案，通过pH试纸、pH计的使用掌握溶液酸碱性的测定方法；探究影响水的电离平衡的因素，培养实验操作、数据处理与创新设计能力。
5.科学态度与社会责任：结合pH在生活（如饮用水pH、人体体液pH）、工业（如废水处理）、农业（如土壤pH）中的应用，认识化学原理的实用价值；通过实验操作培养严谨求实的科学态度，树立环境保护与健康生活的意识。
二、教学重难点
1.教学重点
水的电离平衡：水的电离方程式，水的离子积常数（K_w）的定义、表达式及特点（只与温度有关）。溶液的酸碱性判断：溶液酸碱性的本质（c(H )与c(OH )的相对大小），中性、酸性、碱性溶液的判断标准。pH的定义与计算：pH的数学表达式（pH=-lgc(H )），pH与溶液酸碱性的关系；强酸、强碱溶液的pH计算，强酸强碱稀释后pH的变化规律，强酸强碱混合后pH的计算。溶液pH的测定方法：pH试纸、pH计的使用方法及注意事项。
2.教学难点
理解水的离子积常数的普适性，明确K_w不仅适用于纯水，也适用于稀的酸、碱、盐溶液；辨析“溶液酸碱性”与“pH大小”的关系，避免将pH=7绝对化为中性溶液的误区（需结合温度判断）；掌握极稀的强酸强碱溶液稀释时pH的计算（考虑水的电离影响）；解决强酸强碱混合（尤其是过量问题）时pH的计算，明确先判断过量离子再计算的逻辑；理解盐溶液中水电离平衡的变化，解释盐溶液呈酸碱性的原因（为后续盐类水解铺垫）。
三、教学环节设计
（一）情境导入：从生活疑问切入主题
展示三组生活素材：一是瓶装饮用水标签上“pH7.0-8.5”的标识，二是医院体检报告中“血液pH7.35-7.45”的正常范围，三是农业生产中“适宜小麦生长的土壤pH6.0-7.0”的说明。提问：“水是中性物质，为何饮用水pH略大于7？血液、土壤的pH为何有严格范围？pH究竟代表什么？它与溶液的酸碱性有怎样的关系？”通过生活中常见的pH相关现象，引发学生探究兴趣，自然导入本节课主题。
（二）新课讲授：水的电离——溶液酸碱性的根源
1.水的电离平衡的建立
回顾弱电解质电离知识：水是极弱的电解质，只能部分电离，其电离过程是可逆的。给出水的电离方程式：H O H +OH ，或写成2H O H O +OH （H O 为水合氢离子，简化为H ）。
微观分析：水分子在相互作用下，部分水分子破裂成H 和OH ，同时H 和OH 又会重新结合成水分子，当电离速率与结合速率相等时，水的电离达到平衡状态，即水的电离平衡。强调水的电离程度极小，25℃时，1L纯水中只有约1×10 mol的水分子发生电离。
2.水的离子积常数（K_w）
推导K_w表达式：根据化学平衡常数的定义，水的电离平衡常数K电离=[H ]·[OH ]/[H O]。由于水的电离程度极小，纯水中[H O]可视为常数（25℃时，[H O]=55.6mol/L），将K电离与[H O]合并，得到新的常数K_w=K电离·[H O]=[H ]·[OH ]，K_w即为水的离子积常数。
K_w的特点：一是只与温度有关，与溶液的酸碱性无关。由于水的电离是吸热过程，升温会促进水的电离，K_w增大。25℃时，K_w=1×10 ；100℃时，K_w=1×10 。二是普适性，K_w不仅适用于纯水，也适用于稀的酸、碱、盐溶液（浓度≤1mol/L），在这些溶液中，H 和OH 的浓度乘积始终等于该温度下的K_w。
实例计算：25℃时，纯水中[H ]和[OH ]的浓度关系如何？引导学生计算：因纯水中H 和OH 只来自水的电离，二者浓度相等，即[H ]=[OH ]=√K_w=√(1×10 )=1×10 mol/L。
3.外界条件对水的电离平衡的影响
结合平衡移动原理，以25℃纯水为初始状态，分析不同条件对水的电离平衡的影响：
温度：升高温度，水的电离平衡正向移动（电离吸热），[H ]和[OH ]均增大，K_w增大，但[H ]仍等于[OH ]，溶液仍呈中性。例如100℃纯水中，[H ]=[OH ]=1×10 mol/L，pH=6，但溶液为中性。
加酸：向纯水中加入盐酸（强电解质），盐酸完全电离出H ，使溶液中[H ]突然增大，根据勒夏特列原理，水的电离平衡逆向移动，抑制水的电离。平衡时，溶液中[H ]主要来自盐酸的电离，[OH ]来自水的电离，且[H ]·[OH ]=K_w。例如25℃时，0.1mol/L盐酸中，[H ]=0.1mol/L，则[OH ]=K_w/[H ]=1×10 mol/L，此[OH ]即为水电离出的OH 浓度，水电离出的H 浓度与OH 浓度相等，也为1×10 mol/L，远小于纯水中的1×10 mol/L，说明酸抑制水的电离。
加碱：向纯水中加入NaOH（强电解质），NaOH完全电离出OH ，使溶液中[OH ]增大，水的电离平衡逆向移动，同样抑制水的电离。平衡时，[OH ]主要来自NaOH的电离，[H ]来自水的电离，且[H ]·[OH ]=K_w。例如25℃时，0.1mol/LNaOH溶液中，[OH ]=0.1mol/L，[H ]=1×10 mol/L，此[H ]即为水电离出的H 浓度，说明碱也抑制水的电离。
加可水解的盐：（简要铺垫，为盐类水解做准备）向纯水中加入CH COONa，CH COO 与水电离出的H 结合生成CH COOH（弱电解质），使溶液中[H ]减小，水的电离平衡正向移动，促进水的电离。平衡时，[OH ]增大，溶液呈碱性，但[H ]·[OH ]仍等于K_w。
总结规律：酸和碱抑制水的电离，可水解的盐促进水的电离，温度通过影响电离平衡移动改变K_w。
（三）新课讲授：溶液的酸碱性与pH——定量描述的核心
1.溶液酸碱性的本质判断
明确核心标准：溶液的酸碱性取决于溶液中[H ]与[OH ]的相对大小，而非单一离子浓度或pH值。具体判断依据：中性溶液——[H ]=[OH ]；酸性溶液——[H ]>[OH ]；碱性溶液——[H ]<[OH ]。
误区纠正：通过提问“pH=7的溶液一定是中性溶液吗？”引导学生明确：pH=7仅在25℃时代表中性溶液，温度改变时，K_w变化，中性溶液的pH也会变化。例如100℃时，中性溶液pH=6，pH=7则为碱性溶液。因此，判断溶液酸碱性的根本依据是[H ]与[OH ]的相对大小，而非pH值。
实例分析：25℃时，0.1mol/L盐酸中[H ]=0.1mol/L，[OH ]=1×10 mol/L，[H ]>[OH ]，呈酸性；0.1mol/LNaOH溶液中[OH ]=0.1mol/L，[H ]=1×10 mol/L，[H ]<[OH ]，呈碱性；100℃纯水中[H ]=[OH ]=1×10 mol/L，呈中性。
2.pH的定义与数学表达
定义：pH是用来表示溶液中H 浓度的负对数，是定量描述溶液酸碱性强弱的指标。
数学表达式：pH=-lgc(H )，其中c(H )表示溶液中H 的物质的量浓度，单位为mol/L。若溶液中[H ]=1×10 mol/L，则pH=n；若[H ]不是10的整数次幂，pH需用小数表示，如[H ]=1.34×10 mol/L，pH=-lg(1.34×10 )≈2.87。
pH的取值范围：通常pH的取值范围为0-14，对应溶液中[H ]为1mol/L-1×10 mol/L。当[H ]>1mol/L时，pH<0；当[H ]<1×10 mol/L时，pH>14，此时直接用[H ]或[OH ]表示溶液酸碱性更方便。
pH与溶液酸碱性的关系（25℃时）：pH<7，溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；pH=7，溶液呈中性；pH>7，溶液呈碱性，pH越大，碱性越强。
即时计算：计算25℃时，0.1mol/L盐酸、0.1mol/LNaOH溶液、纯水中的pH。答案：盐酸pH=1，NaOH溶液pH=13，纯水pH=7。
3.pH的计算——核心题型突破
题型一：强酸、强碱溶液的pH计算
强酸溶液（以H A为例）：强酸完全电离，[H ]=n·c(酸)，再根据pH=-lg[H ]计算。例如0.05mol/LH SO 溶液中，[H ]=2×0.05=0.1mol/L，pH=1。
强碱溶液（以BOH为例）：强碱完全电离，[OH ]=c(碱)，先根据[H ]=K_w/[OH ]计算[H ]，再计算pH。例如25℃时，0.01mol/LKOH溶液中，[OH ]=0.01mol/L，[H ]=1×10 /0.01=1×10 mol/L，pH=12。
题型二：强酸、强碱溶液稀释后的pH计算
强酸稀释：稀释过程中，H 的物质的量不变，根据c V =c V 计算稀释后[H ]，再求pH。注意：当稀释倍数极大时（如10 倍以上），需考虑水的电离，此时溶液pH接近7（25℃），但不会超过7。例如25℃时，将pH=2的盐酸稀释100倍，[H ]=1×10 mol/L，pH=4；稀释10 倍，[H ]≈1×10 mol/L，pH≈7。
强碱稀释：先计算稀释后[OH ]，再求[H ]和pH。同样，极稀时pH接近7（25℃），但不会小于7。例如25℃时，将pH=13的NaOH溶液稀释100倍，[OH ]=1×10 mol/L，[H ]=1×10 mol/L，pH=11；稀释10 倍，[H ]≈1×10 mol/L，pH≈7。
题型三：强酸与强碱溶液混合后的pH计算
核心思路：先判断酸、碱是否过量，计算过量的H 或OH 的浓度，再求pH。具体步骤：①计算酸提供的n(H )和碱提供的n(OH )；②比较n(H )与n(OH )的大小，判断过量；③计算过量离子的浓度（c=|n(H )-n(OH )|/V总）；④根据过量离子种类计算pH（过量H 直接求pH，过量OH 先求[H ]再求pH）。
实例计算：25℃时，将10mLpH=2的盐酸与10mLpH=12的NaOH溶液混合，求混合后溶液的pH。步骤：①n(H )=0.01L×0.01mol/L=1×10 mol；n(OH )=0.01L×0.01mol/L=1×10 mol；②n(H )=n(OH )，恰好中和；③混合后溶液呈中性，pH=7。
另一实例：25℃时，将10mLpH=2的盐酸与1mLpH=12的NaOH溶液混合，求混合后pH。步骤：①n(H )=0.01L×0.01=1×10 mol；n(OH )=0.001L×0.01=1×10 mol；②H 过量；③c(H )=(1×10 -1×10 )/(0.01+0.001)≈9×10 mol/L；④pH=-lg(9×10 )≈2.05。
（四）新课讲授：溶液pH的测定方法——实验操作与应用
1.常用测定方法
pH试纸法：分为广泛pH试纸（测量范围1-14，精度0.5-1）和精密pH试纸（测量范围较窄，精度0.1）。使用方法：取一小块pH试纸放在玻璃片或表面皿上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取少量待测液滴在试纸上，待试纸颜色稳定后，与标准比色卡对比，读出pH值。注意事项：①试纸不能直接伸入待测液中，以免污染溶液；②试纸不能预先润湿，若润湿，待测液被稀释，会导致测量结果不准确（中性溶液无影响，酸性溶液pH偏大，碱性溶液pH偏小）；③读数为整数（广泛试纸）或一位小数（精密试纸）。
pH计法：pH计（酸度计）是精确测量溶液pH的仪器，精度可达0.01或0.001。使用方法：先将pH计进行校准（用标准缓冲溶液），再将电极插入待测液中，待读数稳定后记录pH值。优点：测量精度高，适用于科研、工业生产等精确测量场景。
其他方法：酸碱指示剂（如石蕊、酚酞、甲基橙）可粗略判断溶液的酸碱性范围，但不能精确测定pH。例如石蕊溶液遇酸变红，遇碱变蓝，但无法区分pH=1和pH=3的酸性溶液。
2.实验探究：测定生活中常见溶液的pH
实验目的：掌握pH试纸的使用方法，测定生活中常见溶液的pH，判断其酸碱性。
实验用品：pH试纸、标准比色卡、玻璃棒、玻璃片、待测液（白醋、肥皂水、矿泉水、唾液、厨房清洁剂等）。
实验步骤：①准备好实验用品，将玻璃片和玻璃棒洗净并烘干；②取不同待测液，分别滴在pH试纸上；③待颜色稳定后，与标准比色卡对比，记录pH值及酸碱性判断结果。
预期结果：白醋pH<7（酸性），肥皂水pH>7（碱性），矿泉水pH≈7（中性），唾液pH≈6.6-7.1（弱酸性或中性），厨房清洁剂pH>12（强碱性）。
实验分析：引导学生分析不同溶液pH差异的原因，如白醋含醋酸（电离出H ）呈酸性，肥皂水含碱性物质（电离出OH ）呈碱性。
（五）新课讲授：pH的应用——化学与生活、生产的联系
1.生活中的pH应用
人体健康：人体体液的pH有严格范围，如血液pH7.35-7.45，若pH低于7.35或高于7.45，会导致酸中毒或碱中毒，危及生命。胃液pH0.9-1.5，强酸性环境有助于消化酶活性的发挥和杀菌。皮肤表面pH4.5-6.5，弱酸性环境可抑制细菌生长，保护皮肤健康。
日常生活：饮用水pH6.5-8.5，符合人体健康需求；洗发水pH通常为5.5-7.0，弱酸性或中性可保护头发毛鳞片；洁厕灵含盐酸（pH<1），可去除水垢和尿碱；肥皂水、厨房清洁剂（pH>10）可去除油污，利用碱性条件使油污乳化。
2.农业生产中的pH应用
土壤pH与农作物生长密切相关：不同农作物适宜生长的土壤pH范围不同，如水稻适宜pH6.0-7.0，棉花适宜pH6.0-8.0，茶树适宜pH4.5-5.5（酸性土壤）。若土壤pH不适宜，会影响农作物对养分的吸收，降低产量。农业生产中，可通过施加熟石灰（调节酸性土壤）或硫酸铵（调节碱性土壤）来调整土壤pH，以适应农作物生长需求。
3.工业生产与环境保护中的pH应用
工业生产：工业废水排放前需调节pH至达标范围（通常6-9），否则会污染水体和土壤。例如电镀废水呈酸性，需加入熟石灰中和后再排放。纺织工业中，染料的染色效果与溶液pH密切相关，需精确控制染液pH。
环境保护：酸雨的形成与pH有关，正常雨水pH≈5.6（因溶解CO 生成H CO ），当雨水pH<5.6时，即为酸雨。酸雨会腐蚀建筑物、破坏森林、污染水体，需通过控制工业废气排放（如SO 、NO ）来防治酸雨。
（六）课堂讨论：深度辨析pH计算的易错点
提出讨论主题：“将pH=3的醋酸溶液和pH=3的盐酸分别稀释100倍，稀释后两者的pH是否相等？为什么？请结合弱电解质的电离平衡进行分析。”
引导学生从电离平衡角度分析：盐酸是强电解质，完全电离，稀释100倍后，[H ]从1×10 mol/L降至1×10 mol/L，pH=5；醋酸是弱电解质，部分电离，稀释促进其电离平衡正向移动，H 的物质的量增加，稀释100倍后，[H ]大于1×10 mol/L，pH<5，因此稀释后醋酸溶液的pH小于盐酸的pH。
教师总结：“强电解质与弱电解质的电离差异，导致其稀释后pH变化不同。强电解质稀释pH变化幅度大，弱电解质因稀释促进电离，pH变化幅度小。在进行pH计算时，需结合电解质的强弱及电离平衡移动规律，避免一概而论。”
（七）拓展延伸：溶液pH的调控技术
介绍缓冲溶液在pH调控中的应用：缓冲溶液是一种能抵抗少量外加酸、碱或稀释而保持pH基本不变的溶液，如人体血液中含有H CO /NaHCO 缓冲对，可维持血液pH的稳定。缓冲溶液的工作原理是利用弱电解质及其盐的电离平衡移动，消耗外加的H 或OH ，从而保持pH稳定。缓冲溶液在生物实验、医药生产、食品加工等领域有广泛应用，如疫苗生产中需用缓冲溶液维持适宜的pH，保证疫苗的稳定性。
四、核心知识归纳
1.水的电离与离子积常数
（1）电离方程式：H O H +OH （可逆，吸热）。
（2）水的离子积：K_w=[H ]·[OH ]，只与温度有关（升温K_w增大），适用于纯水和稀溶液。25℃时K_w=1×10 。
（3）影响因素：酸、碱抑制水的电离；可水解的盐促进水的电离；温度影响电离平衡和K_w。
2.溶液的酸碱性判断
（1）根本依据：[H ]与[OH ]的相对大小（[H ]=[OH ]中性，[H ]>[OH ]酸性，[H ]<[OH ]碱性）。
（2）pH关联：25℃时，pH=7中性，pH<7酸性，pH>7碱性；温度改变，中性pH随之改变。
3.pH的定义与计算
（1）定义：pH=-lgc(H )，表示溶液中H 浓度的负对数。
（2）核心计算：①强酸/强碱溶液：直接求[H ]或[OH ]再算pH；②稀释：根据稀释倍数计算，极稀时pH接近7；③混合：先判断过量离子，再算浓度和pH。
4.pH的测定与应用
（1）测定方法：pH试纸（注意不能润湿）、pH计（精确测量）、酸碱指示剂（粗略判断）。
（2）应用：生活（人体健康、日用品）、农业（土壤pH）、工业（废水处理）、环保（酸雨监测）。
5.核心误区总结
（1）pH=7≠中性溶液：需结合温度，由[H ]与[OH ]相对大小判断。
（2）pH试纸润湿影响：酸性溶液pH偏大，碱性溶液pH偏小，中性溶液无影响。
（3）弱电解质稀释pH变化：弱电解质稀释促进电离，pH变化幅度小于强电解质。
（4）混合溶液pH计算：先判断酸、碱过量，再计算过量离子浓度，避免直接平均pH。
五、课堂练习
（一）基础巩固题
1.关于水的电离平衡，下列说法正确的是（）
A.水的电离是放热过程B.25℃时，纯水中[H ]=1×10 mol/L
C.加入酸后，水的电离平衡正向移动D.K_w随溶液浓度的变化而变化
2.25℃时，下列溶液中呈中性的是（）
A.pH=7的溶液B.[H ]=1×10 mol/L的溶液
C.[H ]=[OH ]=1×10 mol/L的溶液D.0.1mol/LNaCl溶液
3.25℃时，将pH=1的盐酸稀释1000倍，稀释后溶液的pH为（）
A.4B.7C.11D.14
4.25℃时，0.01mol/LNaOH溶液的pH为（）
A.1B.2C.12D.13
5.下列关于pH试纸使用的说法，错误的是（）
A.试纸不能伸入待测液中B.试纸预先润湿不影响测量结果
C.读数时需与标准比色卡对比D.广泛pH试纸读数为整数
（二）能力提升题
6.计算下列溶液在25℃时的pH：
（1）0.005mol/LH SO 溶液；
（2）0.01mol/LBa(OH) 溶液；
（3）将pH=4的盐酸与pH=10的NaOH溶液等体积混合；
（4）将pH=3的盐酸稀释10 倍。
7.25℃时，某溶液中[H ]=1×10 mol/L，回答下列问题：
（1）该溶液呈酸性、中性还是碱性？
（2）计算该溶液中[OH ]的浓度；
（3）若该溶液是由盐酸稀释得到，说明水的电离平衡受到怎样的影响？水电离出的[H ]是多少？
8.100℃时，K_w=1×10 ，回答下列问题：
（1）100℃时，纯水中的pH是多少？溶液呈什么性质？
（2）100℃时，pH=7的溶液呈酸性、中性还是碱性？
（3）100℃时，将pH=2的硫酸溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合，混合后溶液的pH是多少？
（三）拓展创新题
9.某实验小组用pH试纸测定某未知溶液的pH，实验步骤如下：①将pH试纸剪成小块，放在洁净的表面皿上；②用玻璃棒蘸取少量待测液滴在试纸上；③待试纸颜色稳定后，与标准比色卡对比，读出pH=5。但后续用pH计测量该溶液的pH为4.5，分析测量结果存在差异的原因，并提出改进措施。
10.结合缓冲溶液的知识，解释为什么人体血液在摄入少量酸性或碱性物质后，pH仍能保持在7.35-7.45的稳定范围。已知血液中存在H CO /NaHCO 缓冲对，写出相关的离子方程式。
六、练习答案与解析
（一）基础巩固题答案与解析
1.答案：B
解析：水的电离是吸热过程，A错误；25℃时K_w=1×10 ，纯水中[H ]=[OH ]=1×10 mol/L，B正确；加酸抑制水的电离，平衡逆向移动，C错误；K_w只与温度有关，与浓度无关，D错误，故选B。
2.答案：BD
解析：25℃时pH=7的溶液呈中性，但温度改变时不一定，A错误；25℃时[H ]=1×10 mol/L，[H ]=[OH ]，溶液中性，B正确；[H ]=[OH ]=1×10 mol/L的溶液在100℃时呈中性，25℃时呈酸性，C错误；NaCl是强酸强碱盐，溶液呈中性，D正确，故选BD。
3.答案：A
解析：pH=1的盐酸[H ]=0.1mol/L，稀释1000倍后[H ]=1×10 mol/L，pH=4，稀释倍数未达极稀，无需考虑水的电离，故选A。
4.答案：C
解析：0.01mol/LNaOH溶液[OH ]=0.01mol/L，25℃时[H ]=1×10 /0.01=1×10 mol/L，pH=12，故选C。
5.答案：B
解析：pH试纸预先润湿，会稀释待测液，导致酸性溶液pH偏大，碱性溶液pH偏小，B错误；A、C、D均为正确操作，故选B。
（二）能力提升题答案与解析
6.答案：
（1）H SO 完全电离，[H ]=2×0.005=0.01mol/L，pH=-lg0.01=2；
（2）Ba(OH) 完全电离，[OH ]=2×0.01=0.02mol/L，[H ]=1×10 /0.02=5×10 mol/L，pH=-lg(5×10 )≈12.3；
（3）pH=4的盐酸[H ]=1×10 mol/L，pH=10的NaOH溶液[OH ]=1×10 mol/L，等体积混合后n(H )=n(OH )，恰好中和，pH=7；
（4）pH=3的盐酸稀释10 倍后，[H ]≈1×10 mol/L（考虑水的电离），pH≈7。
7.答案：
（1）[H ]=1×10 mol/L>1×10 mol/L，溶液呈酸性；
（2）[OH ]=K_w/[H ]=1×10 /1×10 =1×10 mol/L；
（3）盐酸电离出的H 抑制水的电离，水电离出的[H ]等于水电离出的[OH ]，即1×10 mol/L。
8.答案：
（1）100℃时纯水中[H ]=[OH ]=√(1×10 )=1×10 mol/L，pH=6，溶液呈中性；
（2）100℃时中性溶液pH=6，pH=7的溶液[H ]=1×10 mol/L<[OH ]=1×10 mol/L，呈碱性；
（3）pH=2的硫酸[H ]=0.01mol/L，pH=10的NaOH溶液[OH ]=1×10 mol/L，等体积混合后恰好中和，溶液呈中性，pH=6。
（三）拓展创新题答案与解析
9.答案：
差异原因：①pH试纸的精度较低，广泛pH试纸只能精确到整数，无法测量出4.5这样的小数；②实验操作可能存在误差，如玻璃棒未完全烘干、试纸放置时间过长受到空气中CO 影响等。
改进措施：①使用精度更高的精密pH试纸（可精确到0.1）；②改用pH计进行测量，提高测量精度；③严格规范实验操作，确保玻璃棒洁净干燥，试纸颜色稳定后立即读数。
10.答案：
原因：人体血液中的H CO /NaHCO 缓冲对能通过电离平衡移动，消耗摄入的少量酸性或碱性物质，维持pH稳定。当摄入少量酸性物质时，H 与HCO 结合生成H CO ，H CO 分解为CO 和H O，CO 通过呼吸排出体外，从而减少H 浓度；当摄入少量碱性物质时，OH 与H CO 反应生成HCO 和H O，减少OH 浓度，因此pH基本保持不变。
离子方程式：加酸时，H +HCO =H CO （H CO =CO ↑+H O）；加碱时，OH +H CO =HCO +H O。
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