高中化学解题方法——溶液的pH
高中化学 化学计算专题三 溶液溶解度pH值的相关计算
化学计算专题三——溶液、溶解度、pH值的相关计算[考点扫描]1．有关物质溶解度的计算。
2．有关溶液浓度(溶质的质量分数和物质的量浓度)的计算。
3．掌握有关溶液pH与氢离子浓度、氢氧根离子浓度的简单计算。
[知识指津]1．有关物质溶解度的计算近年来高考的热点有：固体、气体溶解度与饱和溶液的质量分数、物质的量浓度，溶液的pH等方面的转化关系的计算；利用溶解平衡及化学平衡的移动原理来求解溶液中有关微粒的物质的量浓度；根据溶解度曲线，判断混合物的百分组成等。
在进行溶解度计算时，一定要找出饱和溶液。
2．有关溶液浓度(溶质的质量分数和物质的量浓度)的计算近年来高考的热点有：溶液的配制和稀释；有关溶液密度的估算；物质的量浓度与其实用浓度表示方法之间的计算。
近年来高考的主要特色之一是变换设问角度使得“陈题”出新意，在溶液的计算中考查思维的严密性和灵活性。
3．溶液浓度配制的计算配制一定物质的量浓度的溶液时，必须由溶质的物质的量，求出所需溶质的质量或体积，溶剂的体积不必求出，可由容量瓶的容积决定溶液的体积。
若用结晶水合物来配制溶液时，必须将结晶水合物的质量换算成无水物的质量，而结晶水合物的物质的量即为无水物的物质的量。
4．同一溶质的不同的浓度的溶液混合(包括溶液的稀释)的计算两种溶液的混合及某种溶液的稀释过程中，溶质的质量、溶质的物质的量保持不变。
抓住这一关键，可列式进行计算。
溶液混合过程中，要注意溶液的体积一般不能相加(除非烯溶液体积相加与总体积变化不大可忽略)。
混合液的总体积的计算方法是：两种溶液的总质量除以混合液的密度而得。
5．各种溶液浓度之间的换算(1)质量分数和物质的量浓度之间的换算-1，而溶液密度的单位是L换算时要抓住溶液的密度这一桥梁，并注意单位的换算，因为物质的量浓度的单位是mol·-3-1。
，为了统一，必须将密度单位换算成1000g·g·cmL(2)气体溶解度与溶液的质量分数和物质的量浓度的换算气体溶解度是指1体积水最多可溶某气体的体积数，若1体积为1L，则换算时要注意1L水不是溶液的体积，溶液的体积只能通过溶液的质量与溶液的密度之比来求得，涉及到密度同样要注意单位的统一。
高中化学溶液pH的计算
溶液p H的计算一、强酸碱与弱碱酸等体积混合后;溶液的酸碱性pH之和为14;谁弱显谁性；两者等浓度;谁强显谁性..即室温下;pH之和为14的酸与碱等体积混合反应后;溶液的酸碱性由弱的一方决定；等浓度的同元酸与碱等体积混合反应后;溶液的酸碱性由强的一方决定..二、溶液pH的计算酸按酸;碱按碱;酸碱中和求过量;无限稀释7为限..若溶液显酸性;用溶液中的cH+来计算；若溶液显碱性;先求溶液中的cOH-;再由cH+=)0(-HCK w求出cH+;最后用pH=-lg cH+;求出pH三、酸碱中和反应pH的计算将强酸、强碱溶液以某体积之比混合;若混合液呈中性;则cH+酸：cOH-碱、V酸：V碱、pH酸+ pH碱有如下规律25℃：因cH+酸×V酸=cOH-碱×V碱;故有酸碱酸VV)c(OH)c(H碱-=+..在碱溶液中cOH-碱=碱)c(H1014+-;将其代入上式得cH+酸×cH+碱=酸碱VV1014⨯-;两边取负对数得pH酸+ pH碱=14-lg酸VV碱..例如：四、单一溶液的pH计算1、强酸溶液如HnA溶液;设浓度为c mol/L;cH+=nc mol/L;pH=-lg cH+=-lgnc2、强碱溶液如BOHn 溶液;设浓度为c mol/L;cH+=nc1410- mol/L;pH=-lg cH+=14+lgnc五、混合溶液PH的计算1、两强酸溶液混合：C 混H+=212211V V V )(H c V )(H c +⨯+⨯++;先求出混合后的C 混H +;再根据公式pH=-lgcH +求得..2、两强碱溶液混合：C 混OH-=212211V V V )(OH c V )(OH c +⨯+⨯--;先求出混合后的C 混OH -;再通过Kw;求出cH +;再根据公式pH=-lgcH +;求得PH.. 3、强酸与强碱溶液混合强酸与强碱溶液混合;要先根据H ++OH -=H 2O;计算出哪种物质过量;一般有如下三种情况：1若酸过量：C 混H +=碱酸碱酸V V V )c(OH V )(H c +⨯-⨯-+;可直接求出pH ；2若恰好完全反应：碱酸V )c(OH V )(H c ⨯=⨯-+;溶液呈中性..3若碱过量：COH -=碱酸酸碱V V V )c(H V )(OH c 1+⨯-⨯+-;根据Kw;求出cH +;再求pH ；4、稀释后溶液pH 的变化规律1对于强酸溶液;每稀释10n 倍;pH 增大n 个单位增大后不超过7 2对于强碱溶液;每稀释10n 倍;pH 减小n 个单位减小后不小于73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 变化不同;弱酸或弱碱pH 变化的程度小..这是因为弱酸或弱碱随加水稀释继续电离;使H +或OH 数目增多..4对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸;稀释相同倍数;pH 变化不同;其结果是强酸稀释后pH 增大比弱酸快强碱、弱碱类似..若为弱酸或弱碱溶液;每稀释10n 倍;pH 变化则小于n 个单位;无限稀释时;与上述情况相同..5、已知酸和碱的pH 之和;判断等体积混合后溶液的pH25℃1若强酸与强碱溶液的pH 之和等于14;则混合后溶液显中性;pH=7 2若强酸与强碱溶液的pH 之和大于14;则混合后溶液显碱性;pH ＞73若强酸与强碱溶液的pH之和小于14;则混合后溶液显酸性;pH＜74若酸碱溶液的pH之和为14;酸碱中有一强;一弱;则酸、碱溶液混合后;谁弱显谁的性质..。
高中化学备课教案酸碱溶液的酸碱度计算
高中化学备课教案酸碱溶液的酸碱度计算高中化学备课教案：酸碱溶液的酸碱度计算一、引言酸碱溶液的酸碱度是化学中一个重要的概念，它与溶液的pH值息息相关。
了解和计算酸碱溶液的酸碱度对于理解酸碱反应的性质以及溶液的酸碱性质具有重要意义。
本文将介绍酸碱溶液的酸碱度计算方法，并提供一些相关的例题和解析。
二、酸碱度的定义和计算方法1. 酸碱度的定义：酸碱度是指酸碱溶液中酸性或碱性物质的含量或浓度。
2. 酸碱度的计算方法：酸碱度通常使用pH值来表示，pH值是对数形式的酸碱度指标。
其计算公式为：pH = -log[H+]其中[H+]为溶液中氢离子的浓度。
3. 酸碱度计算的基本原理：酸碱度计算的基本原理是通过测定溶液中氢离子的浓度来确定酸碱溶液的酸碱度。
常用的酸碱度计算方法包括指示剂法、电位滴定法和玻尔计算法等。
三、酸碱度计算实例1. 实例一：已知某酸性溶液中氢离子的浓度为1×10^-3 mol/L，求其pH值。
解析：根据公式pH = -log[H+]，代入[H+] = 1×10^-3 mol/L，计算得pH = 3。
2. 实例二：某酸性溶液浓度为0.02 mol/L，求其pH值。
解析：由于直接给出的是酸性溶液的浓度，我们需要先计算氢离子的浓度[H+]，再代入公式计算pH值。
根据酸性溶液的浓度C，有[H+] = C。
由此可得[H+] = 0.02 mol/L，计算得pH = -log(0.02) ≈ 1.7。
3. 实例三：已知某碱性溶液中氢离子的浓度为1×10^-12 mol/L，求其pH值。
解析：针对碱性溶液，我们需要根据氢离子的浓度求其对数倒数，并加上负号，得到pOH值。
然后通过pH + pOH = 14的关系求解pH值。
根据给定的氢离子浓度，可得pOH = -log(1×10^-12) ≈ 12。
代入pH + pOH = 14，计算得pH ≈ 2。
四、总结本文介绍了酸碱溶液的酸碱度计算方法，通过计算溶液中氢离子的浓度，可以得到溶液的pH值。
高中化学ph值计算公式
高中化学ph值计算公式
高中化学中计算pH值的公式为：pH=-lgc(H+)，其中c(H+)为氢离子浓度。
另外，还有pOH=-lgc(OH-)和c(H+)=10-pH等公式，可以用于计算溶液
的pH值。
在计算过程中，需要注意温度和溶液体积的影响。
对于同一种电解质溶液，在室温条件下，pH+pOH=-lgKW=14。
当强酸和强碱溶液等体积混合时，若强酸和强碱溶液的pH之和等于14，则混合后的溶液呈现中性；若强酸
和强碱溶液的pH之和大于14，则混合后的溶液呈现碱性；若强酸和强碱
溶液的pH之和小于14，则混合后的溶液呈现酸性。
以上内容仅供参考，建议查阅高中化学教材或咨询化学老师获取更准确的信息。
高中化学之混合溶液的pH值计算
高中化学之混合溶液的pH值计算[考纲要求]：掌握有关溶液pH与氢离子浓度、氢氧根离子浓度的简单计算。
公式①：pH== —lgc(H+)，c(H+)==10—pHmol/L，公式②：pOH== —lgc(OH—)，c(OH—)==10—pOHmol/L，公式③：25℃时，pH+pOH=14；100℃时，pH+pOH=12一、不同浓度的强酸溶液或不同浓度的强碱溶液混合例1、求下列两混合液的pH：（1）0.1mol/L的HCl溶液与等体积的pH＝2的HCl溶液混合；（2）0.1mol/L的NaOH溶液与pH＝10的NaOH溶液等体积混合。
注意：如（2），当两种不同pH的强碱溶液混合时，决不能直接根据pH求混合溶液的c(H+)而要先求c(OH－)，再根据水的离子积转化出c(H+)。
如用H+离子浓度直接求pH，必然会产生极大的误差。
小结：①酸按酸，碱按碱，酸碱混合按过量，无限稀释7为限。
②0.3规则：从例1（2）的计算可以看出：对于pH相差3或3以上的强碱溶液等体积混合，混合溶液pH混== pH大—0.3；同理，对于强酸，pH混== pH小+0.3（pH相差1时0.3改0.26，pH相差2时，0.3改0.29）。
二、强酸溶液与强碱溶液混合例2、假设混合后溶液体积保持不变，求下列混合溶液的pH：（1）25℃时，在10mL 0.1mol/LH2SO4溶液中加0.1mol/LNaOH 溶液30mL；（2）25℃时，在30mLpH==2的H2SO4溶液中加入pH=12的NaOH溶液10mL。
解：（1）n(H+)＝0.1mol/L×2×0.010L＝2×10－3moln(OH－)＝0.1mol/L×0.030L＝3×10－3mol，OH－离子过量。
所以c(OH－)混＝＝2.5×10－2mol/LpOH混＝－lg2.5×10－2＝2－0.398≈1.60 pH混＝14－1.60＝12.40（2）判断过量：方法①，c(H+)＝10－pH＝10－2（mol/L），c(OH －)＝10 pH－14＝10－2（mol/L），c(H+)＝c(OH－)，因酸溶液体积大，酸（H+）过量；方法②，因pH酸+pH碱＝2+12＝14，则等体积混合反应完全，现酸体积大于碱体积，酸（H+）过量。
高中化学教学备课酸碱溶液的pH值测定与计算
高中化学教学备课酸碱溶液的pH值测定与计算在高中化学教学中，酸碱溶液的pH值测定与计算是一个重要的内容。
pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它可以通过实验测定和计算得出。
下面将介绍酸碱溶液pH值的测定方法、计算公式以及相关实例。
一、酸碱溶液pH值的测定方法1. 酸碱指示剂法酸碱指示剂是一种能随溶液酸碱性变化而改变颜色的化合物。
我们可以选择合适的酸碱指示剂，通过观察溶液的颜色变化来确定其pH值。
常用的酸碱指示剂有酚酞、溴蓝等。
2. pH试纸法pH试纸是一种特殊处理过的纸条，它上面涂有一层含有酸碱指示剂的试剂。
将pH试纸浸入待测溶液中，根据试纸上颜色的变化与参照色卡进行比较，就可以推测出溶液的pH值。
3. pH计法pH计是一种专门测量溶液pH值的仪器。
将pH电极插入待测溶液中，pH电极会产生电势变化，通过仪器转换成对应的数字，即为溶液的pH值。
pH计是一种较为准确和方便的测定方法。
二、酸碱溶液pH值的计算公式1. 对于强酸和强碱溶液，可以直接根据其摩尔浓度计算pH值。
强酸的pH值等于负对数（H+）浓度，强碱的pH值等于14减去负对数（OH-）浓度。
2. 对于弱酸和弱碱溶液，需要利用酸碱离解常数（Ka和Kb）来计算pH值。
以弱酸为例，其离解反应可表示为HA ⇌ H+ + A-，酸碱离解常数Ka等于[H+][A-]/[HA]。
根据酸碱离解常数和酸溶液的初始浓度可以计算出[H+]，再通过负对数运算得到pH值。
三、实例分析1. 实例一：酸性溶液的pH计算已知某酸溶液的浓度为0.1mol/L，其Ka=1×10^-5，求该酸溶液的pH值。
解：根据酸碱离解常数的公式，[H+][A-]/[HA]=1×10^-5，假设[H+]=x，则[A-]=[HA]，代入浓度值可得x^2/0.1=1×10^-5，解得x=1×10^-3。
将x带入负对数公式pH=-log10[H+]，可得pH=3。
2. 实例二：碱性溶液的pH测定利用pH试纸测试某碱性溶液的pH值，试纸颜色变为深蓝色，参照色卡显示该颜色对应的pH值为12。
高中化学第三章水溶液中离子平衡重难点六pH的计算含解析
重难点六 pH的计算1．单一溶液的pH计算：（1）强酸溶液的pH计算：由c(H+)直接求出pH，c(H+)=-lgH+]；（2）强碱溶液的pH计算：由c(OH-)结合离子积常数K w求出c(H+)再求pH；2．稀释溶液的pH计算：（1）强酸稀释：强酸溶液每稀释10倍，pH增大一个单位．例如：pH=2的盐酸，稀释100倍后，pH=4；（2）弱酸稀释：弱酸溶液每稀释10倍，pH增大不到一个单位．例如：pH=2的醋酸，稀释100倍后，2＜pH＜4；注意：①当酸提供的c(H+)较小时，不能忽略水电离的c(H+)；②无限稀释酸，pH只能无限接近7，不能大于7；无限稀释碱，pH只能无限接近7，不能小于7。
（3）强碱稀释：强碱溶液每稀释10倍，pH减小一个单位．例如：pH=10的NaOH溶液，稀释100倍后，pH=8；（4）弱碱稀释：弱碱溶液每稀释10倍，pH减小不到一个单位．例如：pH=10的NH3?H2O溶液，稀释100倍后，8＜pH＜10；注意：①先求c(OH-)，再结合离子积常数K w求出c(H+)，进而求出pH；②当碱提供的c(OH-)较小时，不能忽略水电离的c(OH-)；③无限稀释酸，pH只能无限接近7，不能大于7；无限稀释碱， pH只能无限接近7，不能小于7。
稀释规律总结：分别加水稀释m倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的1/m，强酸中c(H+)变为原来的1/m，但弱酸中c(H+)的减小小于m倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。
3．混合溶液的pH计算：（1）两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH．（2）两种强碱溶液混和，先求c(OH-)，再求c(H+)，最后求pH值．（3）强酸和强碱混和，先确定过量离子的浓度：若酸过量 c(H+)=(c(H+)V酸-c(OH-)V碱)/(V酸+V碱)若碱过量 c(OH-)=(c(OH-)V碱-c(H+)V酸)/(V碱+V酸)注意：当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的pH值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液的pOH值，再求pH值；（4）强酸与弱碱混合：一般不涉及计算，但需要判断混合后溶液的酸碱性情况；（5）强碱与弱酸混合：一般不涉及计算，但需要判断混合后溶液的酸碱性情况。
高中化学酸碱滴定的解题方法与题目解析
高中化学酸碱滴定的解题方法与题目解析酸碱滴定是高中化学中一个重要的实验和理论知识点，也是考试中常见的题型。
本文将介绍酸碱滴定的解题方法，并通过具体的题目解析来说明酸碱滴定的考点和解题技巧。
一、酸碱滴定的基本原理酸碱滴定是通过滴定管滴加酸碱溶液，使反应达到等量点，从而确定溶液中酸碱物质的浓度。
滴定过程中，通常使用指示剂来指示等量点的达到。
常用的指示剂有酚酞、溴酚蓝等。
二、酸碱滴定的解题方法1. 计算溶液的摩尔浓度在进行酸碱滴定题目的解答时，首先需要计算溶液的摩尔浓度。
根据题目所给的物质的质量或体积，利用摩尔质量或摩尔体积的关系，计算出溶液的摩尔浓度。
2. 确定滴定反应方程根据题目所给的酸碱物质，确定滴定反应方程。
注意平衡反应方程的配平，并根据反应方程确定滴定的等量关系。
3. 确定指示剂根据题目所给的酸碱物质，选择合适的指示剂。
指示剂的选择应根据等量点的pH值来确定，通常选择pH值与等量点附近pH值的变化范围相对较小的指示剂。
4. 计算滴定的终点体积根据题目给出的滴定的终点指示剂颜色变化，确定滴定的终点体积。
终点体积是指滴定到达等量点时滴定液的体积。
5. 计算酸碱物质的摩尔浓度根据滴定的等量关系和终点体积，计算酸碱物质的摩尔浓度。
根据等量关系，等量点时酸碱物质的摩尔比为1:1，因此可以通过终点体积计算出酸碱物质的摩尔浓度。
三、题目解析1. 题目：已知0.1mol/L的硫酸溶液与0.2mol/L的氢氧化钠溶液进行滴定，滴定终点使用酚酞作为指示剂，滴定终点体积为20mL。
求硫酸溶液的体积。
解析：根据题目所给的硫酸溶液和氢氧化钠溶液的摩尔浓度，可以计算出氢氧化钠溶液的摩尔浓度为0.2mol/L。
根据滴定的等量关系，硫酸和氢氧化钠的摩尔比为1:1，因此滴定终点时硫酸溶液的摩尔浓度也为0.2mol/L。
根据终点体积为20mL，可以计算出硫酸溶液的体积为20mL。
2. 题目：已知0.15mol/L的硝酸溶液与0.1mol/L的氢氧化钠溶液进行滴定，滴定终点使用溴酚蓝作为指示剂，滴定终点体积为25mL。
2022届高中化学新教材同步选择性必修第一册 第3章 微专题4 pH的计算
中性 强酸 强碱 酸性
混合 碱性
由n(H＋)＝n(OH－)判断溶液显中性，pH＝7(常温) c 混(H＋)＝c酸H＋VV酸酸－＋cV碱碱OH－V碱→pH
c 混(OH－)＝c碱OH－VV酸碱＋－Vc碱酸H＋V酸→c 混(H＋)＝c混KOwH－→pH
跟踪训练 1.(1)常温下，有0.01 mol·L－1的三种溶液：
定等于水电离出的 c 水(OH－)，均为 1×10－12mol·L－1。若为酸性溶液，溶
液中的
c(OH－)全都由水电离，则
c(H＋)＝c水KOwH－＝
1×10－14 1×10－12
mol·L－1＝
1×10－2mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝2；若为碱性溶液，溶液中的 c(H＋)全由
水电离，c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝12。
a.HCl
b.NaOH
c.NaHSO4
解答下列问题：
①三种溶液中水电离的c(H＋)＝_1_×__1_0_－_1_2 _m_o_l_·_L_－_1_。
解析 相同浓度的氢离子和氢氧根离子对水的抑制程度相同，NaHSO4
===Na＋＋H＋＋SO24－，0.01 mol·L－1 的 NaHSO4 溶液中 c(H＋)＝0.01 mol ·L－1，水电离的氢离子浓度等于溶液中的氢氧根离子浓度，c(H＋)水＝ c(OH－)＝cKHw＋＝1×101－014－2 mol·L－1＝1×10－12mol·L－1。
12345
(2)25 ℃某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，请探究该溶液的 pH可能是_2_或__1_2__。
解析 25 ℃时，c 水(H＋)＝1×10－12mol·L－1<1×10－7mol·L－1，说明水的电离
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。
高中化学详解 pH及强酸强碱溶液有关的pH计算
（1）a值可否等于3（， 填“可”或“否”） ，
其理由是：若a=3,b=6 不符合题意
；
（2）a值可否等于5（填“可”或“否”） ，
其理由是由：a=5,b=10，求出Va/Vb=10,不合题意；
（3）a的取值范围是 3.5<a<14/3
。
解：c(OH-)=0.001mol/L
c(H+)=Kw/c(OH-)=10-14/10-3=10-11 pH=-lgc(H+)=-lg 10-11=11
答：该溶液的pH为11。
总结： 酸性溶液：直接代入求解 碱性溶液：通过Kw求c(H+)
练习1—2：柠檬水溶液的pH是3，其中的
c(H+)是多少？
大小关系
(mol/L)
酸性
c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0×10-7
中性
c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0×10-7
碱性
c(H+)<c(OH-) c(H+)<1.0×10-7
问题1：我们在初中接触过pH，你能利用 上表（或另作图）清楚地表达出pH与溶液 酸碱性的关系吗？
溶液酸碱性 c(H+)、c(OH-) c(H+)取值范围
c(H )
Kw c(OH )
1.0 1014 0.1
1.0 1013
pH lg c(H ) lg1.01013 13
答： 所得溶液的pH为13。
总结： 酸酸混合，先求H+ 碱碱混合，先求OH酸碱混合，求剩余
练习3—1：将 pH 为8的NaOH溶液与 pH 为10的NaOH 溶液等体积混合：
高中化学 过关(中) 溶液的酸碱性与pH计算
考点过关(中）考点8 溶液的酸碱性与pH计算溶液的酸碱性是物质的一种重要化学性质，高中化学中关于溶液酸碱性是用溶液pH值来衡量的，溶液的酸碱性与pH计算是中学化学的重要知识点,其考查的主要内容有溶液中离子浓度间的关系；酸、碱、盐对水电离平衡的影响；酸、碱、盐或酸与碱溶液混合后pH的计算；稀释酸与碱溶液后pH的变化等。
在水溶液中,无论是酸性，中性，还是碱性溶液，H+和OH－始终同时存在．．．．，二者相互依存,缺一不可，共同组成水的电离平衡体系，同时二者又相互矛盾，此消彼涨，一个增大时，另一个必然减小，使得二者的乘积始终不变，恒等于Kw.溶液的酸碱性决定于c（H＋）和c（OH－)的相对大小，如果c(H+）>c(OH—),溶液显酸性;如果c(H+）<c（OH—)，溶液显碱性；如果c(H+)=c(OH-）,溶液显中性。
pH决定于c(H＋）的大小，pH=7的溶液不一定呈中性,因为水的电离受温度的影响，只有在室温时，K w=1。
0×10-14，pH=7的溶液才显中性。
PH相同的酸，酸越弱,酸物质的量浓度越大,pH相同的碱，碱越弱，碱物质的量浓度越大;酸与碱的PH之和为14且等体积混合时，强酸与强碱混合后溶液PH=7，强酸与弱碱混合后溶液PH＞7，强碱与弱酸混合后溶液PH＜7;等物质的量浓度的一元酸、碱等体积混合后,强酸和强碱混合后溶液PH=7;强酸和弱碱混合后溶液PH〈7，弱酸和强碱混合后溶液PH>7,弱酸和弱碱混合后溶液PH由强者决定，未注明酸、碱强弱时后溶液PH无法判断；等体积强酸（PH1）和强碱（PH2）混合时，若溶液呈中性，二者PH之和为14；若溶液呈碱性，二者PH之和大于14；若溶液呈酸性,二者PH之和小于14。
【例题1】(1）25 ℃时，pH＝3的盐酸中由水电离出的c（H＋)是pH＝5的盐酸中由水电离的c（H＋）的倍。
(2)25 ℃时，某溶液由水电离出的c(H＋)＝1×10－12mol·L－1，则该溶液的pH可能为.(3)99 ℃时,向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变,测得溶液的pH＝2。
高中化学选修四：有关溶液PH的计算
【教学目标】1、理解水的电离，溶液pH等概念。
2、掌握有关PH的计算四、有关溶液PH的计算1.求强酸溶液的PH例1：求1×10-3mol/LHCl溶液的PH解：PH=-lg10-3=3例2：求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH解：PH=-lg2×10-3=3- lg2=2.62.求强碱溶液的PH例1：求0.1mol/LNaOH溶液的PH解:C(H+)=1×10-13mol/L PH=-lg10-13=13例2：求0.1mol/LBa(OH)2溶液的PH解:C(H+)=5×10-14mol/L PH=-lg5×10-14=14-lg53.求混合溶液的PH(1)求强酸与强酸混合溶液的PH例1：10mL0.1mol/LHCl与20mL0.2mol/LHCl混合，求该混合溶液的PH值。
解:C(H+)=(0.01×0.1+0.02×0.2)mol/(0.01+0.02)L=0.17mol/LPH=-lg1.7×10-1=1- lg1.7例2：将PH=1和PH=3的盐酸溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。
解:C(H+)=(0.1×V+0.001×V)mol/2VL=0.0505mol/lPH=-lg5.05×10-2=2- lg5.05=1.3(2)求强碱与强碱混合溶液的PH例1：10mL0.1mol/LNaOH与20mL0.2mol/L Ba(OH)2混合，求该混合溶液的PH值。
解：C(OH_)=(0.01×0.1+0.02×0.2×2)mol/(0.01+0.02)L=0.3mol/LC(H+)=3×10-14mol/L PH=-lg3×10-14=14- lg3例2：将PH=11和PH=13的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。
溶液的酸碱度的表示与计算
酸度与氢离子浓度的关系：当 pH<7时，溶液呈酸性；当pH=7 时，溶液呈中性；当pH>7时， 溶液呈碱性
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计算公式：pH=-lg[H+]，其中 [H+]表示氢离子浓度
影响因素：温度、溶质种类、浓 度等
定义：表示溶液中氢氧根离子浓度的负对数 计算公式：pOH = -log[OH-] 应用：用于计算溶液的酸碱度，分析化学反应等 注意事项：计算时需要知道溶液中氢氧根离子的浓度
绘制工确保滴定剂的纯度和浓度准确，选择合适的指示剂确定 滴定终点，记录数据时要准确无误
酸碱滴定曲线的概念 滴定曲线上的关键点分析 滴定曲线的应用 酸碱滴定曲线的计算方法
滴定误差的定义： 滴定分析中由于 操作、仪器、试 剂等原因引起的 测量误差。
意义：表示溶液 中氢氧根离子的 浓度，用于表示 溶液的碱性强弱
应用：在化学、 生物、医学等领 域中广泛使用， 用于研究溶液的 酸碱平衡和化学 反应等
定义：一种能随溶液酸碱度的变化而改变颜色的物质 作用：用于指示溶液的酸碱度 种类：酚酞、石蕊等 使用方法：将指示剂滴入溶液中，观察颜色变化
定义：表示溶液酸碱度的数值， 取值范围为0-14
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操作误差：由于操作不当或错误 操作导致的误差
滴定终点误差：由于滴定终点判 断不准确或滴定速度控制不当导 致的误差
定义：表示酸或碱 在水溶液中离解平 衡常数
计算公式： Kb=c(酸根离 子)c(氢离 子)/c(酸)
应用：用于计算溶 液的酸碱度，比较 不同浓度酸碱溶液 的离解程度
对于强酸强碱 的滴定，一般 选择强酸或强 碱作为滴定剂
高中化学：溶液PH的计算
例题5： 在25℃时，pH=1的盐酸溶液和pH=4的盐酸溶液等体积混合pH 值等于多少？
例题6： 在25℃时，pH=9的NaOH溶液和pH=12的NaOH溶液等体积混合 pH值等于多少？
例题7： 在25℃时，100mlO.6mol/L的盐酸与等体积0.6mol/L的氢氧化钠溶液 混合后,溶液的pH值等于多少？(体积变化忽略不计）
强碱(pHb)=b与强酸(pHa)=a混合呈中性 , 体积比与pH之和（X）关系
❖把pH=12 的NaOH溶液Vb 和 pH=2的HCl溶液Va混合后，溶液呈中性。则Vb：Va= _________； ❖把pH=11的NaOH溶液Vb 和 pH=2的HCl溶液Va混合后，溶液呈中性。则Vb：Va= _________； ❖把pH=13 的NaOH溶液Vb 和 pH=2的HCl溶液Va混合后，溶液呈中性。则Vb：Va= _________；
例题2：在25℃时，pH=1 0的NaOH溶液稀释到原来的10倍，pH值等于多少？ 稀释到1000倍后， pH值等于多少？
例题3：在25℃时，pH=3的醋酸溶液稀释到原来的10倍，pH值等于多少？ 稀释到1000倍后， pH值等于多少？
例题4：在25℃时，pH=9的NH3.H2O溶液稀释到原来的10倍，pH值等于多少？ 稀释到1000倍后， pH值等于多少？
PH值的相关计算
1、强酸的稀释 3、弱酸的稀释 5、强酸与强酸的混合
2、பைடு நூலகம்碱的稀释 4、弱碱的稀释 6、强碱与强碱的混合
7、强酸与强碱的混合
8、等体积pH=2的强酸与pH=12弱碱的混合
9、等体积pH=2的弱酸与pH=12的强碱的混合
例题1：在25℃时，pH=3的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH值等于多少？ 稀释到10000倍后， pH值等于多少？
人教版高中化学选修四第三章 第二节 第2课时 溶液pH的计算
第2课时 溶液pH 的计算[核心素养发展目标] 1.变化观念与平衡思想：知道弱酸、弱碱和水的电离是可逆的，能运用化学平衡移动原理解释溶液稀释时pH 的变化规律。
2.证据推理与模型认知：通过分析、推理等方法掌握溶液pH 的简单计算，并能计算各类混合溶液的pH 。
一、酸碱溶液混合后pH 的计算方法 1．强酸、强碱单一溶液pH 的计算(1)计算c mol·L －1 H n A 强酸溶液的pH (25 ℃) ①c (H ＋)＝nc mol·L －1； ②pH ＝－lg c (H ＋)＝－lg nc(2)计算c mol·L －1 B(OH)n 强碱溶液的pH (25 ℃) ①c (OH －)＝nc mol·L －1；②c (H ＋)＝K w c (OH －)＝10－14nc mol·L －1； ③pH ＝－lg c (H ＋)＝14＋lg nc 。
2．酸碱溶液混合后pH 的计算(1)强酸与强酸混合(稀溶液体积变化忽略) c (H ＋)混＝c 1(H ＋)·V 1＋c 2(H ＋)·V 2V 1＋V 2，然后再求pH 。
(2)强碱与强碱混合先计算c (OH －)混＝c 1(OH －)·V 1＋c 2(OH －)·V 2V 1＋V 2，再求c (H ＋)混＝K w c (OH －)混，最后求pH 。
(3)强酸与强碱混合(稀溶液体积变化忽略) ①恰好完全反应，溶液呈中性，pH ＝7 (25 ℃)。
②酸过量：先求c (H ＋)余＝c (H ＋)·V (酸)－c (OH －)·V (碱)V (酸)＋V (碱)，再求pH 。
③碱过量：先求c (OH －)余＝c (OH －)·V (碱)－c (H ＋)·V (酸)V (酸)＋V (碱)，再求c (H ＋)＝K w c (OH －)余，最后求pH 。
高中化学PH值的计算
解： pH=10的NaOH溶液，C(OH－)=10-4mol/L pH=8的NaOH溶液，C(OH－)=10-6mol/L
设NaOH溶液的体积为V L，则混合溶液的C(OH－)为：
C(OH-)=
1×10-4V+1×10-6V 2V
=5.05×10-5mol/L
pH=-lgc(H+)＝ =-lg KW ＝ 1×10-14
设溶液中c(H+)=x,则有: x(x+10-8)=10-14 解得：x=0.95×10-7mol/L pH=-lg0.95×10-7 =8-0.98 =7.02
pH的计算3Biblioteka 强酸与强酸的混合（抓住H+计算）
例、pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混合 溶液的pH值。
解： pH=4的盐酸，C(H+)=10-4mol/L pH=5的盐酸，C(H+)=10-5mol/L
pH计算2—— 碱的稀释
例题：在25℃时，pH等于9的强碱溶液稀释到原来的10 倍，pH等于多少？稀释到1000倍后， pH等于多少？ 解： ①c(OH-)=10—5/10 ≈10-6
pH=-lgc(H+) =-lgKW/c(OH-) =-lg10-14/10-6=lg10-8 =8 ②c(OH-)=10-5/1000=10-8mol/L
设盐酸的体积为V L，则混合溶液的C(H+)为：
C(H+)=
1×10-4V+1×10-5V 2V
=5.5×10-5mol/L
pH=-lgc(H+)＝ =-lg （5.5×10-5）
PH=4.3
pH的计算4—强碱与强碱混合（抓住OH-计算）
例1、pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合， 求混合溶液的pH值。
沪科版高中化学《溶液pH值简单计算》
➢pH值计算4—— 强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两种氢氧化钠溶液 等体积混合pH值等于多少？
解：c(OH—)=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1)
pOH=-lgc(OH—) 忽略了水电离出的氢氧根离子！
pOH=-lg5×10-4 =4-lg5 =3.3
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
例题：在25℃时，pH值等于5的盐酸溶液稀释到原来的 1000倍后， pH值等于多少？
解：设溶液体积为1L。 n(H+)HCl=10—5×1=10—5mol 稀释到原来的10倍后，溶液体积变为1000L。 c(H+)HCl=10—5/1000=10—8mol/L Kw=[c(H+)HCl+ c(H+)H2O]× c(OH-)H2O=10—14 解出水电离出的c(H+)H2O= c(OH-)H2O=9.5×10—8mol/L pH=-lg c(H+) =-lg(10—8+9.5×10—8)=6.98≈7
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
➢pH值计算3—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液1L和pH值等于4的硫酸 溶液1000L混合pH值等于多少？
解：pH=-lg c(H+) 忽略了水电离出的氢离子！
=-lg（1×10—1+1000×10—4）/（1+1000） =-lg2×10—4 =4-lg2 =3.7
➢pH值计算2—— 碱的稀释
例题：在25℃时，pH值等于9的强碱溶液稀释到原来的10倍，pH 值等于多少？稀释到1000倍后， pH值等于多少？
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100.10 mL 0.0010 mol L-1 99.90 mL 0.0010 mol L-1 100.10 mL 99.90 mL
－6
=1.0×10 pOH=6 pH=14－6=8
mol·L
－1
滴入酚酞试液，溶液呈无色。 答案：无色 ●锦囊妙计 溶液稀释或混合时，pH 的变化规律及求解方法 (1)强酸溶液，每稀释 10 倍，pH 增加 1，但所得值不能大于 7；弱酸溶液，每稀释 10
＋
pH＜3.3
答案：A 4.解析： (1)若 a=3， 则由 a=0.5b 推知 b=6， 这与 pH=6 的溶液是强碱溶液相矛盾， 故答案为： 否。 (2)若 a=5，则 ca(H )=10
＋ －5
mol·L
＋
－1
再由 a=0.5b 推知 b=10，则 cb(H )=10 由于酸碱相混恰好中和，所以 Va·ca(H )=Vb·cb(OH )
的物质的量恰好等于 Na 的物质的量，则 a＋b 的值是 A.13 ●案例探究 [例题]常温下，将 100.10 mL 0.0010 mol·L
－1
＋
B.14
C.15
D.不能确定
的 NaOH(aq)与 99.90 mL 0.0010 mol·L
－1
的 HCl(aq)混合均匀，然后滴入 2 滴酚酞试液，试通过计算说明溶液的颜色。 命题意图：考查学生计算 pH 的能力。 知识依托：酸碱中和反应及 pH 的变色范围。 错解分析：只依据碱过量，而判定溶液变红色。殊不知，pH 小于 8.2 的酚酞溶液呈无 色，pH 介于 8.2~10.0 之间的酚酞溶液呈浅红色，只有 pH 大于 10.0 的酚酞溶液才呈红色。 解题思路：本题是一个有关 pH 的计算题，不是一个简单的过量判断题。由于碱过量， 所以须先算出混合溶液的 c(OH )，再求 pH。 c 混(OH )=
倍，pH 增加值小于 1，所得值也不能大于 7。 强碱溶液，每稀释 10 倍，pH 减小 1，但所得值不能小于 7；弱碱溶液，每稀释 10 倍， pH 减小值小于 1，所得值也不能小于 7。 (2)酸酸混合，先求 c 混(H )，再求 pH。 (3)碱碱混合，先求 c 混(OH )，再求 c 混(H )[或 pOH]，最后求 pH。 (4)酸碱混合，酸过量时，先求 c 混(H )，再求 pH； 碱过量时，先求 c 混(OH )，再转化 为 c 混(H )，最后求 pH。 ●歼灭难点训练 1.(★★★)为更好地表示溶液的酸碱性， 科学家提出了酸度(AG)的概念， AG=lg 则下列叙述正确的是( A.中性溶液的 AG=0 B.酸性溶液 AG＜0 C.常温下 0.1 mol·L
＋ －
－10
mol·L 1，cb(OH )=10
－ －
－4
mol·L
－1
Va cb (OH ) 10 4 mol L1 =10＞1 Vb ca (H ) 10 5 mol L1
这与题意 Va＜Vb 不符，故答案仍为：否。 (3)由题意知，Va·ca(H )=Vb·cb(OH )，则
＋
V1 c 2 ( NH 3 H 2 O) ＞10，即 V1＞10V2。 V2 c1 ( NH 3 H 2 O)
1 － － ×10 3 mol·L 1 2 1 － － ×10 3 mol·L 1 2
pH=3＋lg2=3.3
＋
事实上 HY 为弱酸，随着水的加入，还会有部分 H 电离出来，故 c(H )＞
＜1=100
将 a=0.5b 代入得：a＜
14 3
又因为 pH=b=2a＞7(碱性溶液) 所以，a＞ 总之，
7 ； 2
7 14 a 。 2 3
答案：(略)
附：参考答案 难点磁场
解析：根据电荷守恒，反应后的溶液中： c(Na )＋c(H )=c(OH )＋c(Cl ) 由于 c(Na )=c(Cl )
＋ － ＋ ＋ － －
所以：c(OH )=c(H ) 即酸所提供的 n(H )等于碱所提供的 n(OH )： 10
－a ＋ －
－
＋
mol·L 1×V mL=10b
C.V1＜10V2
3.(★★★★)弱酸 HＹ溶液的 pH=3.0，将其与等体积水混合后的 pH 范围是( A.3.0～3.3 B.3.3～3.5 C.3.5～4.0
D.3.7～4.3
4.(★★★★★)20℃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 强碱相混合，恰好中和，且已知 Va＜Vb 和 a=0.5b，请填写下列空白： (1)a 值可否等于 3(填“可”或“否”)_______，其理由是__________________。 (2)a 值可否等于 5(填“可”或“否”)_______，其理由是__________________。 (3)a 的取值范围是_____________。
高中化学解题方法 难点 17 溶液的 pH
溶液的 pH，教材内容较为简单，考题却有一定的难度。本篇的设置以高考难度为准。 ●难点磁场 请试做下列题目，然后自我界定学习本篇是否需要。 在 25 ℃时向 V mL pH=a 的盐酸中，滴加 pH=b 的 NaOH(aq)10 V mL 时，溶液中 Cl
－
－
－14
mol·L 1×10V mL
－
解得：a＋b=13。 答案：A
歼灭难点训练
1. AD 2.解析：因为 pH1=9，所以 c1(OH )=10 5 mol·L 1；因为 pH2=10，所以 c2(OH )=10
－ － － － －4
mol·L
－
1
根据题意得：c1(NH3·H2O)V1=c2(NH3·H2O)V2 由于弱电解质浓度越大，电离程度越小，则 答案：B 3.解析：(虚拟法)：虚拟 HY 为强酸，则将其与等体积水混合后 c(H )=
＋ －
10 14 10 14 mol L1 Va cb (OH ) cb (H ) 10 b ＋ － =10a b 14 a 1 Vb c a (H ) c a (H ) 10 mol L
因为 Va＜Vb 即 10a
＋b－14
Va ＜1，则 Vb
a＋b－14＜0
－1 ＋)
)
氢氧化钠溶液的 AG=12 盐酸溶液的 AG=12
D.常温下 0.1 mol·L
－1
2.(★★★★)在 25℃时， 分别用 pH=9、 pH=10 的两种氨水中和同浓度、 同体积的盐酸， 消耗氨水的体积分别为 V1 和 V2，则 V1 和 V2 的关系是( A.V1=10V2 B.V1＞10V2 ) D.V2＞10V1 )