溶液的酸碱性与pOH值计算
溶液的酸碱性和PH值的计算解析
3 2 pH
盐酸
醋酸
稀释到相同pH时 稀释的倍数： 醋酸＞盐酸
10倍 V水
弱酸、弱碱的稀释
弱碱稀释 11 例：pH=12的NaOH溶液稀释10倍后pH=？ ＞11 pH=12的氨水稀释10倍后pH=？ 结论：稀释10倍pH变化（减小）＜1.
稀释相同倍数时
pH 12 氨水 11 NaOH 10倍
例
A.含有H+的溶液
题
下列溶液肯定呈酸性的是( C ) B.含有OH-的溶液
C.C(H+) ＞C（OH-） D. PH小于7的溶液
E.非电解质得到的溶液
PH值的有关计算
1、单一溶液的计算： ①强酸溶液：
例1：0.001mol/L的HCl溶液，pH是多少？
pH=3
练习：0.05mol/L H2SO4溶液100mL,求pH.
总结论： 两种强酸（碱）溶液等体积混合，溶液的pH值以原 浓溶液的pH向7靠拢0.3个单位。
3、酸碱中和后溶液pH的计算：
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值等于多少？
解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06
pH=-lgC(H+)
=-lg0.02/（0.1+0.1）
=-lg10—1 =1
关键是判断谁过量
结论：酸碱混合时，先计算过量的C (H+) 或C (OH－) 再计算pH
练习：0.1L pH=4盐酸和0.1L pH=13的NaOH溶 液相混合，求混合后溶液的pH值？
PH=12.7
巩固练习
取80 mL NaOH溶液加入到120 mL盐酸中，所得溶液的
阅读材料：溶液的酸碱性H、OH、pH及pOH的相互关系
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。
=[H+][OH-]Kw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。
pH值计算总结
一、溶液的酸碱性1．K W在酸或碱性溶液的存在酸溶液中K W=C(H+)酸·C(OH-)水（忽略水电离出的H+浓度）碱溶液中K W=C(H+)水·C(OH-)碱（忽略水电离出的OH-浓度）2.溶液酸碱性的实质溶液的酸碱性取决于溶液中C(H+)、C(OH-)的相对大小。
中性：C(H+)=C(OH-)；酸性：C(H+)>C(OH-)；碱性：C(H+)<C(OH-)二、pH1.定义：用溶液中H+的物质的量浓度的负对数表示溶液酸碱性的强弱。
（适用于稀溶液）2.表达式：pH=-lgc(H+)3.意义大碱性强C(H+)减小为原来的1/10pH=-lgc(H+) pH增大一个单位小酸性强C(OH-)变为原来的10倍4.常温下，pH与溶液酸碱性的关系中性：C(H+)=C(OH-)=1×10-7 mol/L，pH=7酸性：C(H+)>1×10-7 mol/L，pH<7碱性：C(H+)<1×10-7 mol/L，pH>7三、溶液酸碱性的测定方法2.用pH试纸测定例题：某溶液中由水电离出的c(H+)=10-10 mol/L，那么该溶液的pH值可能为______________四、溶液中pH的计算1.单一溶液pH的计算（1）纯水：c(H+)=c(OH-)=KW,pH=-lgc(H+)（2）强酸溶液：先求出溶液中c(H+)，再通过pH=-lgc(H+)求溶液的pH。
（3）强碱溶液：先求出溶液中c(OH-)，再通过c(H+)=K W/ c(OH-)求出溶液中的c(H+)。
【方法二：pOH=-lgc(OH-),pH+pOH=14】例题1）0.01mol/L的HCl溶液，求其pH值？2）0.0001 mol/L的HCl溶液，求其pH值？结论：酸性越强，pH值越小。
3）0.01 mol/L的NaOH溶液，求其pH值？4）0.0005 mol/L的Ba(OH)2溶液，求其pH值？结论：碱性越强，pH值越大。
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
11
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pH计算方法归纳
的体积没有加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和
（除非有特殊说明）。
1、两强酸混合后的 PH 的计算 先求混合后的 c(H+)混，再直接求 PH。即：c(H+)混=[ c(H+)1×V1+ c(H+)2×V2]/（V1+ V2）。
例 4、PH=4 的盐酸和 PH=2 的盐酸等体积混合后，溶液的 PH 最接近于（ ）
⑴强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。
⑵若酸过量，溶液呈酸性，n(H+)＞n(OH-)，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V 总。 ⑶若碱过量，溶液呈碱性，n(OH-)＞n(H+)，c(OH-)混=[ n(OH-)－n(H+)]/V 总，再求出 c(H+)混。
例 5、60ml0.5mol/LNaOH 溶液和 40ml0.4mol/L 硫酸混合后，溶液的 PH 最接近于（ ）
得方程(x+10-8)·x=10-14，解得 x=9.5×10-8，故 c(H+):c(SO42-)=[c(H+)酸+c(H+)水]: c(SO42-)=10.5× 10-8 mol/L: 5×10-9mol/L=21:1，故应选 B。
2、 弱 酸 或弱碱的 稀释
在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确
A．2.0
B. 2.3
C. 3.5 D. 3.7
解析：由题意 PH=4 的盐酸，c(H+)1=1.0×10-4mol/L；PH=2 的盐酸，c(H+)2=1.0×10-2mol/L。c(H+) 混=（1.0×10-4mol/L×V +1.0×10-2mol/L×V）/2V=5.0×10-3mol/L，PH= 2.3。故应选 B。
溶液中的酸碱浓度与pOH值的计算
溶液中的酸碱浓度与pOH值的计算酸碱溶液是化学中常见的一种类型，其酸碱浓度对于溶液的性质和化学反应至关重要。
而pOH值则是描述溶液碱性强弱的指标，它与溶液中的氢氢氧酸离子（OH-）浓度成反比。
本文将介绍溶液中酸碱浓度与pOH值的计算方法。
在计算酸碱浓度之前，我们首先需要了解pOH值的概念及计算方法。
pOH值是负常用对数pH值的补数，用于表示溶液的碱性强度，其计算公式为：pOH = -log[OH-]其中，[OH-]表示溶液中氢氧根离子的浓度。
根据溶液中酸碱物质的特性，我们可以通过pOH值的计算来推算溶液中的酸碱浓度。
一、酸碱浓度与pOH值的计算方法了解了pOH值的计算公式后，我们可以通过酸碱浓度与pOH值之间的关系，来计算溶液中的酸碱浓度。
具体的计算方法如下：1. 计算酸碱浓度（1）对于酸性溶液，我们可以通过已知的pH值来计算酸的浓度。
常用的计算公式为：[H+] = 10^(-pH)其中，[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
例如，对于pH为3的溶液，酸的浓度（[H+]）可通过计算得到：[H+] = 10^(-3) = 0.001 mol/L（2）对于碱性溶液，我们可以通过已知的pOH值来计算碱的浓度。
计算公式为：[OH-] = 10^(-pOH)例如，对于pOH为4的溶液，碱的浓度（[OH-]）可通过计算得到：[OH-] = 10^(-4) = 0.0001 mol/L2. 计算pOH值通过已知的酸碱浓度可以计算出相应的pOH值。
计算公式为：pOH = -log[OH-]例如，对于溶液中[OH-]为0.0001 mol/L的情况，pOH值可通过计算得到：pOH = -log(0.0001) ≈ 43. 计算pH值通过已知的pOH值也可以计算出相应的pH值。
由于pH和pOH的和等于14，所以计算公式为：pH = 14 - pOH例如，对于pOH为4的溶液，pH值可通过计算得到：pH = 14 - 4 = 10通过以上计算方法，我们可以准确地推算出溶液中酸碱浓度与pOH 值之间的关系。
溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH及pOH的相互关系
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。
由于水的电离平衡而得到的水的离子积公式：K w=[H+][OH-]=1×10-14表明了一个重要规律：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。
这一规律同时表明了这两种离子的依存关系以及它们之间的数量关系。
既然H+是表示酸的特性，OH-是表示碱的特性，则这个公式也就表明了酸碱这对矛盾特殊性的对立统一规律。
在任何物质的水溶液中，中性是指[H+]=[OH-]，酸性是指[H+]＞[OH-]，碱性是指[H+]＜[OH-]。
所以在常温下溶液的酸碱性跟[H+]和[OH-]的关系是：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=14在教学中为了使学生系统的掌握溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH与pOH的相互关系，可引用奥林教授曾作的相互关系图进行概括。
溶液的酸碱度和pH值的计算
溶液的酸碱度和pH值的计算
4. 两性物质溶液pH值的计算
在水溶液中，既可得质子又可失去质子的物质称为两性物质。 常见的两性物质一般为多元酸的酸式盐和弱酸弱碱盐，如NaHCO3、 NH4Ac等。
以NaHCO3为例，设H2CO3的解离度分别为Ka1、Ka2，溶液中 的质子平衡式为
溶液的酸碱度和pH值的计算
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，酸度越小越小，溶液的酸性越强。
将 代入PBE式并整理得
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
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。
选修4 3-2 课时2 溶液PH值的计算
9、常温下，甲溶液pH=2, 乙溶液pH=12. 当
两者等体积混和后,有关pH值变化的叙述正
确的是 (
A.pH＞7
D
)
B.pH=7
C.pH＜7 D.前面三种情况都有可能
06年高考上海卷）室温下，下列溶液 等体积混合后，所得溶液的pH一定大于7的 是（ AD ）。 A.0.1mol/L的醋酸和0.1mol/L的氢氧化钠溶 液 B.0.1mol/L的盐酸和0.1mol/L的氨水
(1)、强酸或强碱：在水中完全电离,加水稀释后 不会有溶质进一步电离,故仅仅是体积增大的因素 导致酸溶液中的C(H+)或碱溶液中的C(OH- )减小。
[规律1]： pH=a的强酸稀释10n倍，
pH值增大n个单位，pH= a+n。
[规律2]：pH=b的强碱稀释10n倍，
pH值减小n个单位，pH= b- n。
（5）、强酸与强碱混合。 酸过量：
③、在25℃时，pH=3的HCl溶液和pH=10的 NaOH溶液等体积，求混合液的pH值等于多 少？
c1V1 --c2V2 ，再求pH。 V1+V2
強酸与強酸混合：先求 c(H+)总=
计算问题方法归纳：
(1)若等体积混合，且△pH≧2 ：
①強酸与強酸混合 ： pH混 = pH小 + 0.3
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
25℃时，若体积为Va、pH=a的某一元强酸与体积 为Vb、pH=b的某一元强碱混合，恰好中和，且已 知Va < Vb和a=0.5b。请填写下列空白：
溶液中酸碱的浓度和 pH 值的计算
滴定剂的消耗：滴定剂的消耗量应根据滴定反应的性质和待测溶液的浓度进行计算。
滴定误差的定义：滴定过程中产生的误差
滴定误差的计算：根据滴定过程中产生的误差进行计算
滴定误差的来源：仪器误差、操作误差、试剂误差等
酸碱浓度和pH值的测量
酸碱指示剂法：简单易行，但精度较低
pH试纸法：操作简便，但易受温度影响
酸碱浓度的测量方法：可以使用pH计或酸碱指示剂来测量溶液的酸碱浓度
酸碱浓度的影响因素：温度、压力、溶液的组成等
溶液的pH值
pH值是衡量溶液酸碱性的指标
pH值在化学实验和工业生产中有重要应用
pH值与氢离子浓度有关，氢离子浓度越大，pH值越小，反之亦然
pH值范围在0-14之间，7为中性，小于7为酸性，大于7为碱性
定义：酸碱反应的平衡常数等于酸浓度乘以碱浓度的乘积
酸碱平衡常数：表示酸碱反应的平衡程度
酸碱平衡常数的定义：表示酸碱反应达到平衡时，酸和碱的浓度的比值
平衡常数的应用：预测酸碱反应的进行程度，判断溶液的酸碱性，指导酸碱滴定实验
平衡常数的影响因素：温度、酸碱的浓度、酸碱的性质
平衡常数的计算公式：Ka = [H+][A-]/[HA]
滴定操作：通过滴定剂的加入，逐步中和溶液中的酸或碱，直至达到终点，从而计算出溶液中酸碱的浓度和pH值
滴定剂的添加：滴定剂应缓慢添加，避免过量添加导致反应过于剧烈。
滴定剂的选择：根据待测溶液的性质和滴定反应的性质选择合适的滴定剂。
滴定剂的浓度：滴定剂的浓度应根据待测溶液的浓度和滴定反应的性质进行调整。
碱性溶液：pH值大于7
pH值范围：0-14
酸性溶液：pH值小于7
中性溶液：pH值等于7
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
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溶液的酸碱性与pOH值计算
溶液的酸碱性是指溶液中氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）的浓度。
pOH值是用来衡量溶液中氢氧根离子浓度的指标。
在本文中，将
介绍如何计算溶液的酸碱性和pOH值，以及它们之间的关系。
1. 酸碱性的计算：
溶液的酸碱性可以通过pH值来表示，pH值是用来衡量溶液中氢离
子浓度的指标。
pH值的计算方法如下：
pH = -log[H+]
其中，[H+]代表溶液中氢离子的浓度（单位为mol/L）。
根据pH值的大小，可以确定溶液的酸碱性。
当pH<7时，溶液为酸性溶液；当pH>7时，溶液为碱性溶液；当pH=7时，溶液为中性溶液。
2. pOH值的计算：
pOH值是用来衡量溶液中氢氧根离子浓度的指标。
pOH值的计算方法如下：
pOH = -log[OH-]
其中，[OH-]代表溶液中氢氧根离子的浓度（单位为mol/L）。
与
pH值类似，根据pOH值的大小可以确定溶液的酸碱性。
当pOH<7时，溶液为碱性溶液；当pOH>7时，溶液为酸性溶液；当pOH=7时，溶
液为中性溶液。
3. pH值与pOH值的关系：
pH值和pOH值是酸碱溶液中氢离子和氢氧根离子浓度的对数关系。
在水中，溶液中的水自离解产生氢离子和氢氧根离子。
因此，可以通
过以下公式计算pH和pOH值之间的关系：
pH + pOH = 14
这个公式称为酸碱中和常数。
4. 示例计算：
假设有一种溶液，其中氢离子浓度为1×10^-3 mol/L。
我们可以先计算pH值：
pH = -log(1×10^-3) = 3
根据pH值的结果，可以确定该溶液为酸性溶液。
接下来，我们可以通过pH和酸碱中和常数公式计算pOH值：
pH + pOH = 14
pOH = 14 - 3 = 11
根据pOH值的结果，可以确定该溶液为碱性溶液。
通过以上计算，我们可以看出，溶液的酸碱性和pOH值可以通过
氢离子或氢氧根离子的浓度来计算，且它们之间存在对数关系。
这些
计算可以帮助我们判断溶液的性质，并更好地理解酸碱中和反应。
总结：
本文介绍了溶液的酸碱性与pOH值的计算方法，并探讨了它们之间的关系。
通过计算溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度，我们可以确定溶液的酸碱性，并使用pH和pOH值进行准确测量。
这些计算对于理解溶液化学反应和酸碱性质非常重要。
希望本文能够帮助读者更深入地理解溶液的酸碱性和pOH值的计算方法。