水溶液的酸碱性及pH计算
不同PH值溶液混合后PH的计算
不同PH值溶液混合后PH的计算溶液的酸碱性跟［H+］、［OH-］、pH及pOH的相互关系H+是表示酸的特性，OH-是表示碱的特性.Kw=［H+][OH—］任何物质的水溶液中[H+]和［OH-］的乘积在一定温度下总是一个常数。
酸性溶液:［H+］＞[OH-]即［H+］＞1×10-7mol·L—1中性溶液:［H+]=［OH—］即[H+］=1×10-7mol·L—1碱性溶液：［H+]＜[OH-］即[H+]＜1×10—7mol·L—1然而，绝对不能认为在碱性溶液中无H+，在酸性溶液中无OH—。
水溶液的酸性、中性和碱性，均可以用［H+］或[OH—]表示。
不过，在强酸、强碱的稀溶液，弱酸、弱碱的溶液或其它酸碱性很弱的溶液中，［H+]或[OH-]很小时（即1mol·L—1以下的稀溶液），直接用［H+]或[OH-]表示溶液酸碱性的强弱是很不方便的。
为此化学上采用［H+］的负对数来表示溶液酸碱性的强弱,叫溶液的pH。
亦可用[OH-］的负对数表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pOH,(不过通常是用pH表示的)。
pH= -lg[H+］同样pOH=—lg[OH-］因［H+][OH-］=1×10-14两边各取负对数，这样就得到另一个关系式:pH+pOH=14pH与[H+]的关系是:pH越小，［H+］越大，酸度越高；相反，pH越大，［H+]越小，酸度越低;所以可用pH表示溶液的酸碱度。
又因为pH和酸度之间是负对数的关系,如果pH减小1个单位，相当于[H+]增大10倍，pH增大1个单位,相当于[H+］减小至原来pH的范围是从0——14,而pOH+pH=14。
浓的强碱溶液pH可以大于14，浓的强酸溶液pH可为负值,用pH表示浓溶液的酸碱度并不简便。
所以，当溶液的[H+]或［OH-］大于1mol·L—1时，一般不用pH表示溶液的酸碱度,而是直接用[H+]或[OH-］来表示。
2.2pH的计算(1)
1.在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的
NaOH溶液混合后,溶液的pH等于
1
2.在25℃时，100ml 0.4mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的
NaOH溶液混合后,溶液的pH等于多少？
NaOH+HCl====NaCl+H2O 0.06 0.04 pOH=-lg[OH-]= -lg[0.02/（0.1+0.1）] =1
8
[问题与讨论] ①pH=3的稀盐酸加水稀释100倍 ②pH=2的稀硫酸加水稀释100倍
③pH=11的NaOH溶液加水稀释100倍
稀释后的pH 5 4 9 10 约为7 约为7
④pH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释100倍
⑤pH=5的稀盐酸加水稀释1000倍 ⑥pH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
2 3 4
5
6
7
8
9
10
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12
13
14
c(H+)增大，pH减小 酸性增强
c(OH-)减小
c(H+)减小，pH增大 碱性增强
c(OH-)增大
5
问题讨论
1、下列溶液肯定呈酸性的是( C ) A.含有H+的溶液 B.加酚酞显无色的溶液
C.C(H+) ＞C（OH-）的溶液
D. PH小于7的溶液
E. C(H+) =1×10－6 mol/L
=-lg(10-14/ 5×10-5 )
=-lg(2×10-10 ) =10-lg2 =9.7
关键：抓住OH- 进行计算！再转化为H+
19
针对训练3
pH=2的盐酸和pH=4的盐酸溶液等体积混合后，所得 溶液的pH= 2.3 。
溶液的酸碱性与pH值
溶液的酸碱性与pH值溶液的酸碱性是指溶液中酸碱物质所占比例的多少，而pH值是衡量溶液酸碱性的指标。
在化学实验、生物学研究和日常生活中，了解溶液的酸碱性以及pH值的变化对我们有着重要意义。
1. pH值的定义和计算pH值是一种用于表示溶液酸碱程度的无量纲指标，其定义为负对数下10的氢离子（H+）浓度的活度。
pH值的计算公式为：pH = -log[H+]。
在纯水中，H+离子的浓度极小，约为10-7摩尔每升，因此pH值为7。
当溶液的pH小于7时，表示溶液为酸性溶液；当pH大于7时，表示溶液为碱性溶液。
2. 酸性溶液与碱性溶液酸性溶液指的是含有较多H+离子的溶液。
酸性溶液中的氢离子会与水分子中的氧离子（OH-）结合，生成水分子（H2O）。
典型的酸性溶液有盐酸溶液和硫酸溶液。
碱性溶液则是指含有较多OH-离子的溶液。
碱性溶液中的氢离子会与氢氧根离子结合，生成水分子。
典型的碱性溶液有氢氧化钠溶液和氢氧化钙溶液。
3. pH值的影响因素溶液的酸碱性和pH值受多种因素的影响。
(1) 酸碱物质的浓度：溶液中酸碱物质的浓度越高，其酸碱性也越强，因此pH值会相应下降或上升。
(2) 酸碱物质的强度：强酸和强碱的溶液具有较高或较低的pH值，而弱酸和弱碱的溶液则具有较接近中性的pH值。
(3) 温度：溶液的温度升高或降低都会对其pH值产生影响。
温度升高会导致少数酸性物质解离产生更多的H+离子，从而降低pH值；而温度降低则会减少H+离子的生成，使pH值升高。
4. 测定溶液的pH值测定溶液的pH值是一个常见的实验操作。
常用的测定方法包括：(1) 酸碱指示剂：酸碱指示剂可以根据其与溶液的颜色变化来判断溶液的酸碱性。
例如，酸性溶液中溴酚蓝指示剂呈黄色，而碱性溶液中呈蓝色。
(2) pH试纸：pH试纸是另一种常用的溶液酸碱性测定方法，它可以根据试纸颜色的变化来判断溶液的pH值范围。
(3) pH计：pH计是一种准确测定溶液pH值的仪器。
它使用玻璃电极来测量溶液中的氢离子浓度，并将其转换为pH值。
ph运算公式
ph运算公式PH运算公式是酸碱度（pH）的计算公式，用于确定溶液的酸碱性。
pH是一个无量纲的指标，它表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
pH 值的范围从0到14，pH值低于7表示酸性溶液，pH值高于7表示碱性溶液，pH值等于7表示中性溶液。
pH运算公式可以用以下形式表示：pH = -log[H+]其中，“log”表示以10为底的对数运算，“[H+]”表示氢离子的浓度。
这个公式的推导基于酸碱反应的离子平衡原理。
在水中，酸和碱可以发生电离反应，产生氢离子和氢氧根离子（OH-）。
当酸和碱的浓度相等时，产生的氢离子和氢氧根离子浓度也相等，这时溶液呈中性。
当酸的浓度大于碱的浓度时，溶液呈酸性；当碱的浓度大于酸的浓度时，溶液呈碱性。
pH运算公式的原理是基于溶液中氢离子浓度的对数关系。
通过取负对数，将浓度的指数形式转化为线性形式，使得计算更加方便。
pH 值越低，表示溶液中氢离子浓度越高，溶液越酸性；pH值越高，表示溶液中氢离子浓度越低，溶液越碱性。
在实际应用中，pH值的测量可以通过酸碱指示剂、pH计或玻璃电极等方法进行。
酸碱指示剂可以根据溶液的pH值发生颜色变化，用于初步判断溶液的酸碱性。
pH计和玻璃电极则可以直接测量溶液的pH值，并给出数字显示。
pH运算公式的应用非常广泛。
在生活中，我们经常使用pH值来判断食品、饮料和洗涤剂的酸碱性。
在工业生产中，pH值的控制对于化学反应的进行和产品质量的保证非常重要。
在环境保护领域，pH 值的监测可以用于水体和土壤的污染程度评估。
需要注意的是，pH值只是一个描述溶液酸碱性的指标，并不能完全反映溶液的化学性质。
溶液中除了氢离子浓度外，还有其他离子和化学物质的存在，它们的影响也需要综合考虑。
此外，pH值的计算也要注意溶液的温度、压力和离子活度等因素的影响。
pH运算公式是一种简单而有效的方法，用于确定溶液的酸碱性。
通过计算溶液中氢离子的浓度，可以得到pH值，并据此判断溶液的酸碱性质。
PH计算和酸碱中和滴定
PH计算和酸碱中和滴定引言：PH（potential of hydrogen，即溶液中氢离子的电位）是描述溶液酸碱性强弱的一个重要指标。
在实验室和工业生产中，PH的测量常常被用来检测溶液的酸碱性质及其浓度。
PH计算和酸碱中和滴定是两种常用的方法，可用于确定溶液的PH值和酸碱度。
一、PH计算：PH值是通过对溶液中氢离子（H+）浓度的计算得出的。
在水溶液中，水分子可以发生自离解反应，生成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
当氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度相等时，溶液呈中性。
当氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）时，溶液呈酸性；当氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）时，溶液呈碱性。
PH值的计算可通过酸碱离子浓度的负对数来实现。
即：PH = -log[H+]其中，[H+]为溶液中氢离子（H+）的浓度。
此式表示PH值是以10为底的负对数，因此，当[H+]为10M时，PH为1，表示酸性；当[H+]为0.1M时，PH为1，表示碱性；当[H+]为1M时，PH为0，表示中性。
在实际操作中，由于酸碱质量的计算相对复杂，通常根据酸碱的浓度和等效质量来计算PH值。
等效质量是指将氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）与酸碱中的化学反应物质相配成化学方程式中的摩尔数。
等效质量由酸碱反应的化学方程式决定。
例如，根据浓度为0.1M的盐酸（HCl）的氢离子（H+）浓度，计算盐酸溶液的PH值。
由于HCl是一元强酸，其溶解时完全离解，化学方程式为HCl → H+ + Cl-。
根据化学方程式可知，1mol的HCl生成1mol的H+离子，因此等效质量为1、根据PH的计算公式，PH = -log[H+]，可得PH = -log(0.1) = 1二、酸碱中和滴定：酸碱中和滴定是一种通过滴定法来测定酸碱溶液浓度的方法。
滴定是指以一种已知浓度的酸或碱滴加到试样中，直到溶液达到中性，即酸碱中和反应达到了化学平衡。
滴定过程中，常常通过添加指示剂来判断溶液的中和点。
溶液的酸碱度和pH值的计算
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度 1. 强酸（碱）溶液pH（pOH）值的计算
常见的强酸大多为一元酸，以HCl为例，计算HCl溶液的pH。 溶液中的H+来源于HCl和H2O的解离：
溶液的酸碱度和pH值的计算
通常当溶液中酸的浓度ca≥10-6 mol·L-1时，水解离产生的H+ 可忽略不计，即［H+］≈［Cl-］=cHCl，
（4-6）
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-3】
计算0.10 mol·L-1HCOOH溶液的pH值。 解：已知HCOOH的Ka=1.8×10-4，满足c/Ka≥105， cKa≥10Kw，根 据式（4-5）得
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-4】
计算 0.10 mol·L-1NaAc溶液的pH值，已知HAc的Ka=1.8×10-5。 解：Ac-是HAc的共轭碱，根据式（4-2）可得Ac-的Kb为
由于c/Kb≥105，cKb≥10Kw，则可根据式（4-6）得 所以
溶液的酸碱度和pH值的计算
3. 多元弱酸（碱）溶液pH值的计算
多元弱酸（碱）是分步解离的，一般多元弱酸的各 级解离常数Ka1> Ka2>…> Kan，若Ka1/ Ka2＞101.6，可认 为溶液中H+主要由弱酸的第一级解离产生，其他各级解 离忽略不计，按一元弱酸处理。多元弱碱的处理方式同 多元弱酸。
分析化学
分析化学
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
溶液的酸碱性和pH计算知识点讲解
目录
• 溶液的酸碱性和pH定义 • 酸碱指示剂 • pH值的测量方法 • pH值对生物和环境的影响 • pH值计算方法
01 溶液的酸碱性和pH定义
酸碱性的定义
01
酸碱性是指溶液中氢离子和氢氧 根离子的相对浓度。当溶液中氢 离子浓度大于氢氧根离子浓度时 ，溶液呈酸性；反之，呈碱性。
公式法
总结词
通过使用pH值的计算公式来求解。
详细描述
对于任何给定的溶液，我们可以通过测量其氢离子浓度，然后代入pH值的计算公式中 来得到结果。这种方法需要精确的测量和计算，但对于实验室和科学研究中，这是非常
常见和实用的方法。
电位法
总结词
利用电化学原理来测量溶液的pH值。
VS
详细描述
电位法是一种常用的测量溶液pH值的方 法。通过测量电极电位的变化，可以推算 出溶液的pH值。这种方法具有较高的精 度和准确性，因此在工业生产和实验室中 广泛应用。
离子交换法
利用离子交换剂吸附溶液 中的氢离子或氢氧根离子， 达到调节pH值的目的。
05 pH值计算方法
定义法
总结词
通过定义来理解pH值的概念，即氢离 子浓度的负对数。
详细描述
pH值是衡量溶液酸碱性的一个指标，其 计算公式为pH=-lg[H+]，其中[H+]表 示氢离子的浓度。当pH值小于7时，溶 液呈酸性；当pH值等于7时，溶液呈中 性；当pH值大于7时，溶液呈碱性。
02 酸碱指示剂
指示剂的种类
01
02
03
04
酚酞
变色范围在pH8.2-10，呈粉红 色。
甲基橙
变色范围在pH3.1-4.4，呈橙 色。
溶液的酸碱性与pH值的计算
溶液的酸碱性与pH值的计算溶液的酸碱性与pH值的计算是化学研究中常见的问题。
pH值是一种表示溶液酸碱性强弱的指标，通过pH值的计算可以了解溶液的酸碱性质。
本文将介绍pH值的计算方法以及与酸碱性相关的概念。
1. pH值的定义与计算方法pH值是溶液酸性或碱性强弱的量度，其定义为负对数关系，即pH = -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
pH值的取值范围为0-14，pH＜7表示酸性溶液，pH＞7表示碱性溶液，pH＝7表示中性溶液。
pH值可以通过数学运算和化学指示剂的颜色变化来计算或测定。
1.1. pH值的数学计算方法pH值的数学计算方法首先需要通过溶液中的氢离子浓度来计算。
以溶液的H+浓度为0.001mol/L为例，计算其pH值的步骤如下：Step 1: 求负对数pH = -log[H+] = -log(0.001) = 3因此，溶液的pH值为3。
1.2. pH值的化学指示剂法化学指示剂法通过溶液的颜色变化来判断其酸碱性质。
常用的指示剂有酚酞、溴酚蓝和甲基红等。
不同指示剂在不同酸碱条件下都有各自独特的颜色表现。
以酚酞为例，其在酸性溶液中呈现红色，而在碱性溶液中呈现黄色。
通过观察溶液的颜色变化，可以初步判断其酸碱性质。
2. 溶液酸碱性的影响因素溶液的酸碱性不仅与pH值有关，还受到其他因素的影响。
以下是一些影响溶液酸碱性的因素：2.1. 强酸与强碱的酸碱性强酸和强碱的酸碱性较强，其pH值分别接近于0和14。
例如，盐酸是一种强酸，其pH值约为0；氢氧化钠是一种强碱，其pH值约为14。
2.2. 酸碱离子的浓度溶液中酸碱离子的浓度越高，其酸碱性越强。
溶液中酸离子浓度高于碱离子浓度时，溶液呈酸性；反之，溶液呈碱性。
2.3. 反应速率溶液中酸碱反应的速率也会影响溶液的酸碱性质。
一些反应速率较快的酸碱反应会导致溶液的酸碱性变化较快。
3. pH值的应用pH值在生活和工业中有广泛的应用。
以下是一些常见的应用领域：3.1. 饮用水检测pH值常用于饮用水的检测，以判断其是否酸性或碱性。
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水溶液的酸碱性及pH计算—、水的质子自递反应
水的质子自递反应：
水分子是一种两性物质，它既可
给出质子，又可接受质子。
于是在水分子间也可发生质子传递反应。
质子自递反应：发生在同种溶剂分子之间
的质子传递作用。
水的质子自递反应可表示如下:
H.O + H.O # +OH
在一定温度下水的质子自递反应
（也称水的电离反应）达到平衡时,
[H/vfoH ]
[H2O I H2O]
虫的止L可看成是一常数，将
它与K合并，得：[H5O*][O H-]= K[H2O]2=K
K w :水的离子积常数。
在一定温度下，纯水中H30+离子的平衡浓度与0H •离子的平衡浓度的乘积为一定值（室温下一般为K'=IOxiO.w）
此关系也适用于任何水溶液。
-＞共觇酸碱对的心与心的关系
现以共轨酸碱对HB・B-为例进行推导。
共辄酸碱对HB・B-在溶液中存在如下质子转移反应：
HB + H】O = H Q + B
B' + H.O #HB +OH "
以上两式相乘得:
共觇酸碱对中的弱酸的
与其共觇碱的K 方的乘积等于心
i
--
例24已知HAC 的心为1.8X10
5, 计算Ac-离子的&。
解：Ac •离子是HAC 的共轮碱，
由式(24)得： 达到平衡时 [H 丄O JJ B J
—[HB]
[HB ] [OH -]
[B ]
K
K, =-^= L01I01_=5.6X10-,°
K l.8x 1(T
u
三、一元弱酸，弱碱溶液的pH值计算
为了简便起见，对于H30+ 离子浓
度很低的溶液，常用pH
（即氢离子浓度的负对数值）来表示
溶液的酸碱性。
pH =-ig[n3o ]
pH = 7
pH <7
pH > 7
中性溶液中酸性溶液中碱性
溶液中
HAc、NH「、HCN 等是一元弱酸。
NH 3、CN、加・等是一元弱碱。
以HB表示弱酸，总浓度为C。
[HQ+][B ][H O『
[HB]~ C-[H5O+]
(2
-5)
通常K“e20K.
C-[H Q] C
[HQ卜 7^77 （26）
一元弱酸溶液M。
]的最简计算公
式，满足的两个条件是，"沦2。
心
和皿八500。
其计算误差＜5%o
一元弱碱溶液3 1的最简公式:
[OH 卜J K「C(27) 【OH的负对数为bOH
在常温，水溶液中[H Q H OH ]=10二
pH + pOH = 14 , pH = 14 — pOH 。
例2・2计算298K时，O.lOmol L^HAc 溶液的pH 值。
解: 已知，c = O.I()mo[ L K4 -1.76 xlO*5
K ・c = 1.76 x 10^x0.10 >20K •
c 0.10
—= ----------- > 500
k u 1.76 xlO*5
故用式（2.6）计算:
[H ,O+]=J© ・C二71.76 X10"5 xO.l 0
=1.3 x 10 ' (mol • L 1)
pH = -lg [H ,O + ]= -lg(1.3 x JO'3) = 2.8 9
Kw 1.00 ×10 -14 kb = = = 5.68 ×10 -10 K HAc 1.76 ?× c 1=0 5 -.658 k b 10×
-16 × 0.10 > 20k w c 0.10 = > 500 -10 kb 5.68 × 10
用最简公式计算：用最简公式计算：[OH ] = - k b × c = 5.68 ×10 -10 ×
0.10 =
7.5 ×10 -6 (moI.L-1 pOH = lg OH - = -lg(7.5 ×10 -6 = 5.12 pH = 14.00 -
5.12 = 8.88
[ ]
强酸、强酸、强碱在水中的质子转移十分完对于总浓度大于10 全，对于总浓度大于-6mol.L-1 的强酸或强碱稀溶液，可忽略H 的质子酸或强碱稀溶液，可忽略2O的质子自递作用，其中H 离子浓度和OH自递作用，其中3O+离子浓度和离子浓度即为 c 离子浓度即为强酸和c强碱。
可直接求算pH
值。
值。