不同PH值溶液混合后PH的计算
两种强酸或两种强碱溶液等体积混合后pH的计算
两种强酸或两种强碱溶液等体积混合后pH的计算1 问题的引出在中学化学里，我们常遇到这样的习题：在25℃，pH=5和pH=6的两种强酸溶液等体积混合，求此混合溶液的pH；或计算在25℃时，pH=10和pH=12的两种强碱溶液等体积混合后溶液的pH为多少？解答这类问题时，为什么用混合前的氢离子浓度通过简单地加和求平均值来计算和用混合前的氢氧根离子浓度通过简单地加和求平均值来计算结果不一样，而且有时相差很大？计算过程如下（按上述两种强酸溶液等体积混合为例）：解法一：根据[H+]计算混合前：[H+]酸1=10-5mol/L，[H+]酸2=10-6mol/L所以：pH= -lg[H+]混=5.2596=5.26解法二：根据[OH-]计算混合前：[OH-]酸1=10-9mol/L，[OH]酸2=10-8mol/L所以：pOH= -lg[OH-]混=8.2596=8.26pH=14-pOH=5.74可见解法一和解法二的计算结果不一样，相差0.48。
同理，对于上述的两种强碱溶液等体积混合后，如按[H+]混计算，pH=10.30，如按[OH-]混计算，pH=11.70，两种解法的结果竟相差1.40。
究竟是用[H+]混来计算pH正确还是用[OH-]混来计算pH正确呢？2 问题分析我们知道，在25℃时，不论溶液是酸性、碱性还是中性，水的离子积常数K w恒等于10-14，而在上面两例计算中出现了[H-]混×[OH-]混≠10-14的情况，因此根据[H+]混和根据[OH-]混计算的pH就不一样。
问题出在哪里呢？这是因为上面的计算忽略了混合前后水的电离平衡对溶液中[H+]和[OH-]产生的影响。
两溶液在混合前后，水的电离平衡都存在，而且混合后和混合前水的电离情况是不一样的。
两溶液混合后必然会打破混合前水在各溶液中的那种平衡关系，从而使水电离出的[H+]水和[OH-]水较混合前的不一样。
因此混合后溶液的[H+]混和[OH-]混不能用混合前的浓度通过简单的加和求平均值来计算。
关于PH值的计算
关于PH值的计算关于PH值的计算⼀、应知应会：1．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，pH＋pOH＝142．pH值的适⽤范围是溶液的[H＋]⼩于或等于1mol/L。
3．[H＋]是电解质已电离出的H＋离⼦的物质的量浓度。
4．5．不同体积不同pH值溶液混合，若⼆者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH值；若⼆者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。
若⼀强酸与⼀强碱,则求出H＋离⼦或OH－离⼦后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。
⼆、范例解析[例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变化？(1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？(2)pH＝6的稀盐酸稀释⾄1000倍，pH＝？[分析](1)p＝4，即[H＋]＝1×10－4mol/L，稀释10倍，即[H＋]＝1×10－5mol/L，所以pH＝5。
⼩结：强酸每稀释10倍，pH值增⼤1，强碱每稀释10倍，pH值减⼩1。
(2)当强酸、强碱溶液的H＋离⼦浓度接近⽔电离出的H＋离浓度(1×10－7mol/L)时，⽔的H＋离⼦浓度就不能忽略不计。
所以pH＝6的稀盐酸，稀释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1.009×10－7pH＝6.99由此可知溶液接近中性⽽不会是pH＝9。
[例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。
(1)pH＝12，pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。
(2)pH＝5和pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。
[分析](1)碱溶液的混合，溶液以OH－为主，所以应选确定[OH－][OH－]＝(1×10－2＋1×10－4)/2＝5.05×10－3(mol/L)得：pOH＝2.3，pH＝14－2.3＝11.7也可根据⽔的离⼦积常数，在先确定出溶液中[OH－]为5.05×10－3mol/L后，再求[H＋]pH值。
酸碱溶液的pH值计算与调节
酸碱溶液的pH值计算与调节酸碱溶液的pH值是表示溶液酸碱性强弱的重要指标，对于许多化学和生物过程的控制具有至关重要的作用。
了解如何计算和调节酸碱溶液的pH值，有助于我们更好地理解和应用这一概念。
本文将介绍酸碱溶液pH值的计算原理，以及常见的pH调节方法。
一、酸碱溶液pH值的计算原理pH值是用来表示溶液酸碱程度的指标，其取值范围从0到14。
pH值小于7表示酸性溶液，pH值大于7表示碱性溶液，pH值等于7表示中性溶液。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
氢离子浓度越高，溶液越酸；氢离子浓度越低，溶液越碱。
在实际应用中，我们往往需要根据溶液中已知的物质的浓度或其他性质，计算得出酸碱溶液的pH值。
不同酸碱物质的计算方法略有差异，但总体思路相似。
二、酸碱溶液pH值的计算方法1. 酸溶液的pH值计算：对于强酸溶液，其pH值可以直接通过以下公式计算：pH = -log[H+]其中[H+]为酸溶液的氢离子浓度，可由溶液的浓度和酸的解离度确定。
对于弱酸溶液，其pH值的计算较为复杂，需考虑酸的解离平衡反应。
一般来说，我们需要根据酸的解离常数（Ka）和溶液中的酸浓度，结合酸的解离平衡反应式，计算得出酸溶液的pH值。
2. 碱溶液的pH值计算：与酸溶液相似，强碱溶液的pH值计算较为简单，可以直接通过以下公式得出：pOH = -log[OH-]pH = 14 - pOH其中[OH-]为碱溶液中的氢氧根离子浓度。
对于弱碱溶液，其pH值计算也需要考虑碱的解离平衡反应和碱的解离常数（Kb）。
通过计算溶液中水的离子积与酸解离常数的比值，再求对数，即可得到碱溶液的pH值。
三、酸碱溶液pH值的调节方法1. 添加酸碱试剂：可以通过添加酸碱试剂来调节溶液的pH值。
例如，如果需要降低溶液的pH值，可以添加酸性试剂，如盐酸或硫酸等。
相反，若需要提高溶液的pH值，则可添加碱性试剂，如氢氧化钠或碳酸氢钠等。
不同溶液的ph计算公式
不同溶液的ph计算公式不同溶液的pH计算公式。
在化学实验和工业生产中，经常需要对溶液的pH值进行测定。
pH值是描述溶液酸碱性强弱的指标，它的计算公式可以根据溶液的成分和浓度来确定。
本文将介绍几种常见溶液的pH计算公式，帮助读者更好地理解和应用pH值的测定方法。
1. 酸性溶液的pH计算公式。
对于酸性溶液，其pH值可以通过以下公式计算：pH = -log[H+]其中，[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
在稀溶液中，可以通过酸的摩尔浓度来计算氢离子的浓度，然后代入上述公式进行计算。
例如，对于盐酸溶液，其摩尔浓度为c，那么[H+] = c。
代入上述公式可得到盐酸溶液的pH值。
2. 碱性溶液的pH计算公式。
对于碱性溶液，其pH值可以通过以下公式计算：pH = 14 pOH。
其中，pOH表示溶液中氢氧根离子的浓度。
在稀溶液中，可以通过碱的摩尔浓度来计算氢氧根离子的浓度，然后代入上述公式进行计算。
例如，对于氢氧化钠溶液，其摩尔浓度为c，那么[OH-] = c。
代入上述公式可得到氢氧化钠溶液的pH值。
3. 中性溶液的pH计算公式。
对于中性溶液，其pH值可以通过以下公式计算：pH = 7。
中性溶液中，氢离子和氢氧根离子的浓度相等，因此pH值为7。
4. 盐溶液的pH计算公式。
对于盐溶液，其pH值可以通过以下公式计算：pH = 7 + 0.5 (log[Cation] log[Anion])。
其中，[Cation]和[Anion]分别表示盐溶液中阳离子和阴离子的浓度。
通过计算两者的对数值，并代入上述公式，可以得到盐溶液的pH值。
5. 复杂溶液的pH计算公式。
对于复杂溶液，其pH值的计算可能需要考虑多种离子的影响。
在这种情况下，可以使用离子平衡方程来计算溶液的pH值。
以硫酸铵溶液为例，其离子平衡方程为：NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+。
通过解离子平衡方程，可以得到溶液中NH3和H3O+的浓度，进而计算出溶液的pH值。
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。
PH值计算换算方法
PH值计算换算方法PH值是指物质溶液中氢离子（H+）的浓度，是一个反映溶液酸碱性强弱的指标。
PH值的计算换算方法主要有两种，一种是根据溶液中氢离子浓度的公式计算，另一种是通过使用PH试纸或PH计来测量溶液的酸碱性。
第一种计算换算方法是根据溶液中氢离子浓度的公式计算PH值。
一般来说，PH值的范围是0-14，溶液的PH值越低，酸性越强；PH值越高，碱性越强；PH值为7时，溶液为中性。
计算PH值的公式为：PH = -log[H+]其中，[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
例如，如果一个溶液中氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么根据上述公式，可以计算PH值为：PH = -log(10^-3) = -(-3) = 3根据这个公式，可以计算得到不同浓度的溶液的PH值。
需要注意的是，这个公式是以10为底的对数计算，所以计算结果是负数。
当[H+]浓度为1 mol/L时，PH值为0；当[H+]浓度为10^-7 mol/L时，PH值为7，为中性。
另一种计算换算方法是使用PH试纸或PH计测量溶液的酸碱性。
PH试纸是一种可以测量PH值的试纸，根据试纸上的颜色变化可以确定溶液的酸碱性。
PH范围通常为1-14，每一个单位表示一个数量级的变化。
PH试纸的使用方法很简单，只需将试纸浸入溶液中，然后根据试纸的显示颜色与颜色对照表相比较，即可得到溶液的PH值。
PH计是一种精确测量PH值的仪器，它使用电极测量溶液中的氢离子浓度，并将其转化为PH值。
PH计具有高精度和灵敏度，可以测量宽范围的PH值。
它是一种广泛应用于实验室和工业生产中的测量仪器。
无论是使用计算公式还是使用PH试纸或PH计测量溶液的酸碱性，都需要注意以下几点：1.PH值的测量应该在室温下进行，因为温度对PH值的测量有一定的影响。
2.在进行PH值的测量之前，应该先将电极或试纸清洗干净，以防止被污染影响测量结果。
3.当使用PH试纸时，应注意将其完全浸入溶液中，使其充分吸收溶液，从而获得准确的PH值。
强酸与强碱混合ph的计算公式
强酸与强碱混合ph的计算公式在化学的世界里，强酸与强碱混合时 pH 的计算可是个相当重要的知识点呢！咱先来说说啥是强酸和强碱。
强酸，像盐酸（HCl）、硫酸（H₂SO₄）、硝酸（HNO₃），它们在水溶液中能完全电离出氢离子（H⁺）。
强碱呢，比如氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钾（KOH），能完全电离出氢氧根离子（OH⁻）。
当强酸和强碱混合时，计算混合溶液的 pH 可不能马虎。
这时候就得用到一个重要的公式：pH = -lg[H⁺] 。
不过，在混合的情况下，计算可就有点复杂啦。
比如说，有一次我在实验室里做实验，就是关于强酸强碱混合计算pH 的。
我面前摆着一瓶浓度为 0.1mol/L 的盐酸和一瓶浓度相同的氢氧化钠溶液。
我打算把它们混合，然后计算混合溶液的 pH 。
我小心翼翼地用量筒量取了一定体积的盐酸和氢氧化钠溶液，心里那叫一个紧张，就怕量错了。
然后把它们倒入同一个烧杯中，搅拌均匀。
这时候，我就得开始思考啦。
如果是等体积混合，而且强酸和强碱的浓度也相同，那混合后的溶液就是中性的，pH 等于 7 。
可要是浓度不同，或者体积不同，那可就复杂喽。
假设盐酸溶液的体积是 V₁，浓度是 C₁，氢氧化钠溶液的体积是V₂，浓度是 C₂。
先分别算出强酸中氢离子的物质的量 n₁ = C₁ × V₁，强碱中氢氧根离子的物质的量 n₂ = C₂ × V₂。
如果 n₁ > n₂，说明混合后溶液还是酸性的，氢离子有剩余。
剩余氢离子的物质的量 n = n₁ - n₂，然后根据总体积 V = V₁ + V₂，算出混合后氢离子的浓度 [H⁺] = n / V ，最后再根据 pH = -lg[H⁺] 算出 pH 值。
反过来，如果 n₂ > n₁，那就是氢氧根离子有剩余，这时候就要先算出剩余氢氧根离子的物质的量 n ，再算出氢氧根离子的浓度 [OH⁻]= n / V ，然后通过水的离子积常数 Kw = [H⁺]×[OH⁻] = 1×10⁻¹⁴，算出氢离子的浓度 [H⁺] ，最后得出 pH 。
溶液ph的计算方法
溶液ph的计算方法溶液pH的计算方法。
溶液的pH值是描述溶液酸碱性强弱的重要指标，它是指溶液中氢离子浓度的负对数。
pH值的计算方法有多种，下面我们将介绍几种常用的计算方法。
首先，我们来介绍最常用的pH计算公式，pH=-log[H+]。
其中，[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
通过这个公式，我们可以很方便地计算出溶液的pH值。
其次，对于弱酸和弱碱溶液，我们可以使用酸碱离子平衡常数来计算pH值。
以弱酸溶液为例，假设有一个弱酸HA，它在水中发生如下平衡反应，HA↔H++A-。
根据酸碱离子平衡常数Ka的定义，Ka=[H+][A-]/[HA]，我们可以通过已知的Ka值和溶液中HA、H+、A-的浓度来计算溶液的pH值。
另外，对于强酸和强碱溶液，我们可以直接利用溶液中强酸或强碱的浓度来计算pH值。
以强酸溶液为例，假设有盐酸溶液，其浓度为C，那么溶液的pH值可以通过公式pH=-logC来计算。
除了上述方法外，我们还可以利用指示剂和pH试纸来快速检测溶液的pH值。
指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性显示不同颜色的化学物质，而pH试纸则是用来检测溶液酸碱性的常用工具。
通过将指示剂加入溶液中，或是将pH试纸浸泡在溶液中，我们可以根据颜色变化来大致判断溶液的pH值。
最后，需要注意的是，在实际应用中，我们还需要考虑溶液中其他离子的影响，比如温度、离子强度等因素，这些因素都会对溶液的pH值产生影响，因此在计算溶液的pH值时，需要综合考虑这些因素。
综上所述，溶液的pH值可以通过多种方法来计算，我们可以根据具体情况选择合适的计算方法。
无论是利用pH计算公式、酸碱离子平衡常数，还是通过指示剂和pH试纸来检测，都能够准确地获得溶液的pH值。
希望本文介绍的内容能够对大家有所帮助，谢谢阅读！。
酸碱溶液的pH计算
酸碱溶液的pH计算酸碱溶液的pH是衡量溶液酸碱程度的指标之一，通过计算pH值我们可以了解溶液的酸碱性质。
本文将介绍如何计算酸碱溶液的pH值，并提供一些实例供参考。
一、什么是pH值？pH是对溶液酸碱程度的数值描述，用来表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
pH值的范围从0到14，其中7表示中性溶液，小于7表示酸性溶液，大于7表示碱性溶液。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示氢离子的浓度，以摩尔/升（mol/L）为单位。
二、如何计算酸碱溶液的pH值？1. 酸性溶液的pH计算对于已知酸性溶液，可以通过测量其酸度度量值（如HCl的浓度）来计算其pH值。
例如，如果已知一溶液中HCl的浓度为0.1mol/L，我们可以将其代入pH计算公式中：pH = -log[H+]= -log[0.1]≈ 1所以该溶液的pH值约为1，属于酸性溶液。
2. 碱性溶液的pH计算对于碱性溶液，我们可以通过测量氢氧根离子（OH^-）的浓度来计算其pH值。
同样，我们以氢氧化钠（NaOH）溶液为例，假设其浓度为0.01mol/L，氢氧根离子（OH^-）的浓度即为0.01mol/L。
根据pOH 的计算公式：pOH = -log[OH^-]= -log[0.01]≈ 2我们知道，pH + pOH = 14，因此该溶液的pH值约为14-2=12，属于碱性溶液。
3. 中性溶液的pH计算对于中性溶液，其氢离子（H+）和氢氧根离子（OH^-）的浓度相等，都为10^-7mol/L。
因此，根据pH + pOH = 14，中性溶液的pH值约为7。
三、实例分析现在我们通过两个实例来进一步说明酸碱溶液的pH计算。
1. 实例一：硫酸的pH计算假设已知一溶液中硫酸（H2SO4）的浓度为0.001mol/L，我们可以计算其pH值：pH = -log[H+]= -log[0.001]≈ 3因此，该溶液的pH值约为3，为酸性溶液。
2. 实例二：氨水的pH计算假设已知一溶液中氨水（NH3）的浓度为0.01mol/L，我们可以计算其pOH值：pOH = -log[OH^-]= -log[0.01]≈ 2根据pH + pOH = 14，该溶液的pH值约为14-2=12，为碱性溶液。
PH值的计算3
pH值计算的基本规律1. 两种强酸溶液混和，先求c(H+)，再求pH。
C(H+)=两种强酸溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH较大的）当作水来处理,混和液的pH值=小pH+0.3。
2.两种强碱溶液混和,先求c(OH-),再通过求c(H+),最后求pH值. C(OH-)=两种强碱溶液等体积混和，且原溶液pH值相差≥2时，把稀溶液（pH值较小的）当作水来处理,混和液的pH=大pH－0.3。
3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度:若H+过量c(H+)=(c(H+)酸V酸－c(OH_)碱V碱)／(V酸+V碱)若碱过量c(OH-)=(c(OH-)碱V碱－c(H+)酸V酸)／(V碱+V酸)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. 有关酸、碱溶液的稀释(1)1 mL pH＝5的盐酸，加水稀释到10 mL pH＝________；加水稀释到1 000 mL，pH________7。
(2)pH＝5的H2SO4溶液，加水稀释到500倍，则稀释后c(SO2－4)与c(H＋)的比值为________。
(3)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释10倍，溶液的pH分别变成m和n，则m与n的关系为________。
(4)体积相同，浓度均为0.2 mol·L－1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为_________________________。
(5)体积相同，pH均等于1的盐酸和CH3COOH溶液，分别加水稀释m倍、n倍，溶液的pH都变成3，则m与n的关系为________。
(6)体积相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分别加水稀释m倍，n倍，溶液的pH都变成9，则m与n的关系为______________。
不同ph溶液混合后ph计算
不同ph溶液混合后ph计算在我们的日常生活中，经常会遇到需要计算不同pH溶液混合后的pH值的情况。
pH是一个表示溶液酸碱性的指标，它反映了溶液中氢离子（H+）的浓度。
当两种不同pH的溶液混合时，我们可以应用酸碱中和反应的原理来计算混合后的pH值。
下面，我将通过几个具体的例子来说明如何计算混合溶液的pH。
例子1：混合两种酸性溶液首先，我们来计算将pH为2的盐酸溶液与pH为3的硫酸溶液混合后的pH值。
盐酸（HCl）和硫酸（H2SO4）都是强酸，所以它们的溶液中都会有大量的H+离子。
当这两种溶液混合时，HCl会和H2SO4进行中和反应，生成氯化氢和硫酸根离子。
反应方程式如下：HCl + H2SO4 -> H2O + Cl- + HSO4-由于HCl和H2SO4的浓度相等，所以生成的Cl-和HSO4-的浓度也相等。
而HSO4-是一种弱酸，它会接受水分子的质子形成H3O+离子。
因此，在这种情况下，我们可以认为生成的Cl-和H3O+的浓度相等。
而pH值可以通过浓度计算得出。
根据定义，pH = -log[H3O+]，其中[H3O+]表示H3O+离子的浓度。
根据pH的定义，pH值越小，溶液越酸性。
所以，我们可以通过计算Cl-离子浓度来间接计算混合溶液的pH值。
例子2：混合酸性和碱性溶液现在，我们考虑将pH为4的醋酸溶液与pH为10的氢氧化钠溶液混合后的pH 值。
醋酸（CH3COOH）是一种弱酸，而氢氧化钠（NaOH）是一种强碱。
当这两种溶液混合时，CH3COOH会与NaOH发生中和反应，生成醋酸根离子（CH3COO-）和水分子。
反应方程式为：CH3COOH + NaOH -> CH3COO- + H2O由于CH3COOH是一种弱酸，它只会部分离解，生成H+离子和CH3COO-离子。
而NaOH是一种强碱，它完全离解，生成Na+和OH-离子。
当这两种离子混合时，OH-离子会接受H+离子形成水分子。
因此，我们可以认为生成的H+和OH-的浓度相等。
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。
PH值的计算
课堂练习:溶液稀释的PH的计算
溶液的稀释 稀释后所得 溶液的PH
PH=3的稀盐酸加水稀释100倍
PH=2的稀硫酸加水稀释100倍 PH=11的NaOH溶液加水稀释100倍
PH=12的B7
约为7
PH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
注意：
①酸
②碱
强酸：PH=a,加水稀释10n倍，则PH=a+n 弱酸：PH=a,加水稀释10n倍，则a＜ PH＜a+n 强碱： PH=b,加水稀释10n倍，则PH=b－n 弱碱：PH=b,加水稀释10n倍，则b－n ＜ PH ＜ b
③无限稀释时， PH接近于7。（酸:PH ＜ 7， 碱:PH ＞7）
2、混合溶液PH值的计算
（1）强酸与强酸混合
例：室温下，将0.1 mol/L的盐酸和0.3 mol/L的盐 酸按1:3混合后，求混合溶液的PH？（ lg2=0.3） 练：在25℃时， PH=2的HCl溶液和PH=6的H2SO4 溶液等体积混合后，混合溶液的PH ？ lg5=0.7
（2）强碱与强碱混合 例：在25℃时，PH=9和 PH=11的两种NaOH溶
四、溶液的PH的计算
1、单一溶液PH的计算 （1）强酸：C酸→C(H+)→PH 例：求0.05 mol/L硫酸溶液的PH？ （2）强碱：C碱→C(OH-) KW C(H+) → PH 例：求0.001 mol/LNaOH溶液的PH？ 练：求0.0005mol/L氢氧化钡溶液的PH？ 将0.8克NaOH溶于水，配成200mL溶 液，求 所得溶液的PH？
3、溶液稀释时的PH的计算
例1：在25℃时，pH=3的盐酸溶液稀释到原来的 100倍， pH值等于多少？
溶液PH的计算方法
溶 液 PH 的 计 算 方 法内蒙古赤峰市松山区当铺地中学024045白广福众所周知,溶液的酸碱度可用c(H +)或c(OH -)表示,但当我们遇到较稀的溶液时,这时再用C(H +)或C(OH -)表示是很不方便的,为此丹麦化学家索伦森提出了PH 。
它的定义为氢离子浓度的负常用对数.PH=－lgc(H +)。
在高中阶段,以水的电离和溶液PH 计算为考查内容的试题能有效的测试考生的判断、推理、运算等思维能力；在近几年的高考试题中也是屡见不鲜。
下面介绍几种关于溶液PH 的计算方法。
1、单一溶液PH 的计算(1)强酸溶液：如H n A,设物质的量浓度为cmoL/L,则c(H +)=ncmoL/L, PH=－lgc(H +)= －lgnc例1、求0.1 mo1／L 盐酸溶液的pH ？解析:盐酸是强酸,所以 0.1moL/L 盐酸的c(H +)为0.1moL/L ,带入PH=－lgc(H +)即得PH=1(2)强碱溶液,如B(OH)n,设溶液物质的量浓度为cmoL/L,则c(H +)=1410nc-moL/L,PH=－lgc(H +)=14＋lgnc2、两两混合溶液的PH 计算(1)强酸与强酸混合由C(H +)混=112212()()c H V c H V V V ++++先求出混合后的C(H +)混,再根据公式求出PH. 技巧一:若两强酸等体积混合,可用速算法:混合后的PH 等于混合前溶液PH 小的加0.3如:(2)强碱与强碱混合由c(OH -)混=112212()()c OH V c OH V V V --++先求出混合后C(OH -),再通过K w 求出(H +). 技巧二：若两强碱溶液等体积混合,可采用速算法:混合扣溶液的PH 等于混合前溶液PH大的减去0.3.例2、（93年高考题）25mLPH=10的氢氧化钾溶液跟50mLPH=10的氢氧化钡溶液混合,混合液的PH 是( )Ａ、9.7 B 、10 C 、10.3 D 、10.7解析：根据技巧二、可得出答案为Ｂ（3）强酸与强碱混合强酸与强碱混合实质为中和反应，可以有以下三种情况：①若恰好中和，ＰＨ＝7。
不同PH值溶液混合后PH的计算
不同PH值溶液混合后PH的计算在化学中，pH值是用来衡量溶液酸碱性的指标。
PH值是用数值来表示溶液的酸碱程度，其数值范围从0到14，其中0表示酸性最强，14表示碱性最强，而7表示中性。
当两种或多种溶液混合时，可以通过一定的计算方法来确定混合后的pH值。
为了计算混合后的pH，首先需要了解关于溶液酸碱性的一些基本知识。
酸性物质会释放氢离子（H+）到溶液中，而碱性物质会释放氢氧根离子（OH-）。
两种离子的浓度会决定溶液的酸碱性质。
混合溶液的pH值的计算方法因混合物的酸碱特性不同而有所不同。
下面将讨论不同情况下的计算方法。
1.酸性和酸性溶液的混合：当两种酸性溶液混合时，混合后的pH值将取决于两种溶液的浓度以及酸性物质的酸离子（H+）浓度。
可以利用酸离子浓度之和来计算混合后的pH值。
具体计算方法如下：pH = -log10[H+]其中[H+]为混合溶液中酸离子的浓度。
假设溶液A的酸离子浓度为[H+A]，溶液B的酸离子浓度为[H+B]，则混合溶液的总酸离子浓度为[H+A]+[H+B]。
可以通过计算总酸离子浓度的对数值来得到混合溶液的pH值。
2.碱性和碱性溶液的混合：当两种碱性溶液混合时，混合后的pH值将取决于两种溶液的浓度以及碱性物质的氢氧根离子（OH-）浓度。
可以利用氢氧根离子浓度之和来计算混合后的pH值。
具体计算方法如下：pOH = -log10[OH-]其中[OH-]为混合溶液中氢氧根离子的浓度。
假设溶液A的氢氧根离子浓度为[OH-A]，溶液B的氢氧根离子浓度为[OH-B]，则混合溶液的总氢氧根离子浓度为[OH-A]+[OH-B]。
可以通过计算总氢氧根离子浓度的对数值来得到混合溶液的pOH值。
由于pH和pOH之和始终等于14，因此可以通过14减去混合溶液的pOH值来得到混合溶液的pH值。
3.酸性和碱性溶液的混合：当一种酸性溶液和一种碱性溶液混合时，酸离子和氢氧根离子会中和成水（H2O），生成的溶液将是中性的。
两溶液混合ph计算技巧
两溶液混合ph计算技巧在化学实验中，我们通常需要混合两个溶液，然后计算混合后溶液的pH值。
本文将介绍几种常用的技巧，帮助我们快速准确地计算混合溶液的pH值。
1.直接混合计算法：这种方法适用于溶液的酸碱反应已达平衡，且酸碱溶液的浓度已知或可以测量。
首先，计算出两个溶液的摩尔浓度（单位：mol/L）。
然后，根据酸碱反应产生的离子浓度比例，可以得到混合溶液的离子浓度并计算pH值。
例如，我们要将500 mL浓度为0.1 mol/L的HCl溶液和500 mL浓度为0.1 mol/L的NaOH溶液混合。
根据酸碱反应方程式（HCl + NaOH -> NaCl + H2O），可以知道生成的盐NaCl不会对溶液的pH值有影响。
因此，混合后溶液中的H+离子浓度等于NaOH溶液中OH-离子的浓度。
使用OH-浓度计算公式：pOH = -log([OH-])，然后使用pOH+pH=14的关系计算pH值。
2.根据弱酸弱碱解离常数计算法：这种方法适用于弱酸和弱碱的混合溶液计算。
首先，找到混合溶液中的主要离子，并根据它们的解离常数来确定它们的浓度。
例如，在200 mL浓度为0.1 mol/L的乙酸（CH3COOH，pKa=4.76）溶液中加入100 mL浓度为0.1 mol/L的氢氧化钠（NaOH）溶液，求混合溶液的pH值。
首先，计算弱酸CH3COOH的浓度：[CH3COOH] = 0.1 mol/L 某 0.2 L / (0.2 L + 0.1 L) = 0.067mol/L根据弱酸解离方程式（CH3COOH+H2O<->CH3COO-+H3O+），可以知道H3O+的浓度等于CH3COOH的浓度。
其次，计算弱碱NaOH的浓度：[NaOH] = 0.1 mol/L 某 0.1 L / (0.2 L + 0.1 L) = 0.033 mol/L根据弱碱解离方程式（NaOH<->Na++OH-），可以得到OH-的浓度。
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。
是表示碱的特性。
Kw=[H+][OH-] 的乘积在一定温度下总是一个常数。
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为此表示溶液酸碱性的强弱是很不方便的。
为此以下的稀溶液），直接用[H+]或[OH-]表示溶液酸碱性的强弱是很不方便的。
的负对数来表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的叫溶液的pH。
亦可用[OH-]化学上采用[H+]的负对数来表示溶液酸碱性的强弱，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。
混合液的pH值计算方法公式
混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求[H＋]混：将两种酸中的H＋离子数相加除以总体积，再求其它）[H＋]混＝（[H＋]1V1＋[H＋]2V2）/（V1＋V2）2、强碱与强碱的混合：（先求[OH－]混：将两种酸中的OH－离子数相加除以总体积，再求其它）[OH－]混＝（[OH－]1V1＋[OH－]2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接计算[H＋]混）3、强酸与强碱的混合：（先据H＋＋OH－＝＝H2O计算余下的H＋或OH－，H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液总体积求[H＋]混；OH－有余，则用余下的OH－数除以溶液总体积求[OH－]混，再求其它）说明：1、在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！2、混合液的pH值是通过计算混合液的[H＋]混或[OH－]混求解的，因此，计算时一定要遵循“酸按酸”“碱按碱”的原则进行。
3、不同体积的溶液相互混合时，混合后溶液的体积都会发生改变，但在不考虑溶液体积的变化时，我们可近似认为体积具有加和性，即混合后体积等于原体积的和，当题目给出混合后溶液的密度时，则不能运用体积的加和性来计算溶液的体积，而应该用质量与密度的关系求算溶液的体积。
（四）稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原＋n （但始终不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n （但始终不能大于或等于7）3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n （但始终不能小于或等于7）4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）说明：1、常温下不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7。
2、稀释时，弱酸、弱碱电离程度增大，弱电解质电离产生的离子增多，溶液中c（H＋）和c（OH－）变化较慢，因此溶液的pH变化得慢，强酸、强碱则没有电离程度的影响，所以变化得快。
两溶液混合ph计算技巧(一)
两溶液混合ph计算技巧(一)两溶液混合ph计算在化学实验中，我们经常需要将两种或多种溶液混合使用，例如，用氢氧化钠溶液调节酸性溶液的pH值。
那么，如何计算两种溶液混合后的pH值呢？接下来，我们将介绍几种计算pH值的技巧。
1. 弱酸和弱碱的混合溶液pH值计算如果将弱酸和弱碱混合，我们可以使用以下公式计算pH值：pH = 1/2(pKa - log(CH/CA))其中，pKa为弱酸的pKa值，CH为弱酸的摩尔浓度，CA为弱碱的摩尔浓度。
2. 强酸和弱碱的混合溶液pH值计算如果将强酸和弱碱混合，我们可以使用以下公式计算pH值：pH = 1/2(-log(Kw/CA) - pKa)其中，Kw为水的离子积（1.0 x 10^-14），pKa为弱酸的pKa值，CA为弱碱的摩尔浓度。
3. 弱酸和强碱的混合溶液pH值计算如果将弱酸和强碱混合，我们可以使用以下公式计算pH值：pH = 1/2(pKw + pKa - log(CH/KA))其中，pKw为水的离子积（1.0 x 10^-14），pKa为弱酸的pKa值，CH为弱酸的摩尔浓度，KA为强碱的摩尔浓度。
4. 强酸和强碱的混合溶液pH值计算如果将强酸和强碱混合，我们可以使用以下公式计算pH值：pH = 1/2(pKw - log(CH/CA))其中，pKw为水的离子积（1.0 x 10^-14），CH为强酸的摩尔浓度，CA为强碱的摩尔浓度。
总结在化学实验中，计算两种溶液混合后的pH值是非常重要的。
对于不同类型的混合溶液，我们需要使用不同的计算公式。
通过掌握这些计算公式，我们可以更加准确地控制实验结果，保证实验的成功。
注意事项在使用以上公式计算pH值时，需要注意以下几点：1.摩尔浓度的单位需要保持一致，通常为mol/L。
2.以上公式只适用于混合后的溶液中，弱酸或弱碱（或两者皆有）的浓度远小于强酸或强碱的情况。
如果两者浓度相当，则需要考虑弱酸或弱碱部分的离子华平衡。
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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=14
pH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。
Kw同其它所有的平衡常数一样，随温度而变，只是在室温（25℃）条件下才等于10-14。
当温度升高时，水的电离度增大，离子积也必随着增大。
100℃时，Kw是1×10-12，在冰点时，Kw接近10-15，在60℃时，Kw值接近10-13。
这就说明中性溶液在100℃时pH=6而不是7，pH+pOH=12，在60℃时pH=6.5而不是7，pH+pOH=13。
例如：将pH=10与pH=12的两种氢氧化钠溶液等体积混合时，pH是多少？
解一：因为pH=10的NaOH溶液，[H+]=10-10mol·L-1
pH=12的NaOH溶液，[H+]=10-12mol·L-1
所以两种溶液等体积混合后，其[H+]混为：
故pH混= -lg[H+]混= -lg5.05×10-11=11-0.7=10.3
解二、因为[H+][OH-]=10-14
所以pH=10，[H+]=10-10mol·L-1
则[OH-]=10-4mol·L-1
pH=12，[H+]=10-12mol·L-1
则[OH-]=10-2mol·L-1
所以两种溶液等体积混合后，其[OH-]混为：
故pOH混= -lg[OH-]混
= -lg5.05×10-3
=3-0.7=2.3
因为pH混+pOH混=14
所以pH混=14-pOH混=14-2.3=11.7
同一个问题，计算结果为什么不相同呢？错在哪里？
由于水的电离平衡的存本，在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，在常温时[H+]和[OH-]的乘积都等于1×10-14。
在中性溶液中[H+]和[OH-]两者均等于1×10-7mol·L-1，如果其中一种离子的浓度增加时，另一种离子的浓度必然减少。
由此可知，知道了溶液中的[OH-]就可以知道溶液中的[H+]。
当pH＞7的两种溶液等体积混合后仍是碱性溶液，
显然，解一就犯了这样理论性的错误。
若要将pH＞7的两种碱性溶液混合后直接求混合溶液的pH时，即可按下法求得：
计算两种碱性溶液等体积混合后的pH混时，一般不用此法，而应采用解二的方法。
例如：求pH=1与pH=3的盐酸溶液等体积混合时，pH是多少？
解一、pH=1的盐酸溶液，[H+]=10-1mol·L-1
PH=3的盐酸溶液，[H+]=10-3mol·L-1
所以两溶液等体积混合后，[H+]混为：
故pH混= -lg[H+]混= -lg5.05×10-2=2-0.7=1.3
另一学生认为[H+][OH-]=10-14，所以把[H+]换算成[OH-]后先求pOH混，再求pH混。
解二：pH=1，[H+]=10-1mol·L-1
则[OH-]=10-13mol·L-1
pH=3，[H+]=10-3mol·L-1
则[OH-]=10-11mol·L-1
所以两种溶液等体积混合后，
[OH-]混为：
则pOH混= -lg[OH-]混=-lg5.05×10-12=12-0.7=11.3
故pH混=14-pOH混=14-11.3=2.7
同一个问题，为什么得到两种计算结果？
当pH＜7的两种溶液等体积混合后仍是酸性溶液，
显然，解二同样犯了这样的理论性错误。
若要将pH＜7的两种酸性溶液的[H+]换算成[OH-]，求混合后的[OH-]混再求pH混时，即可按下法求得：
故pH混=14-pOH混=14-12.7=1.3
计算两种酸性溶液混合后的pH混时不用此法，一般采用解一的方法。
综上所述，pH不等的两种溶液，等体积或不等体积相混合时pH的计算，应掌握哪些规律呢？首先应考虑将pH换算成[H+]或[OH-]。
那么在什么情况下应将pH换算或[H+]？在什么情况下应将pH值换算成[OH-]？当pH＜7时应换算成
[H+]，当pH＞7时应换算成[OH-]，绝不能不分情况的将pH一律换算成[H+]去计算pH混，这样将出现理论上的错误。
然后计算等物质的量的H+和OH-反应后剩余的H+的物质的量或剩余的OH-的物质的量；再根据混合后的体积（V1+V2=V混）计算出[H+]混或[OH-]混；为计算简便起见，等体积相混合时，一般各取1L相混合，最后根据[H+]混或是[OH-]混计算混合溶液的pH混值。
例：将pH=6的盐酸溶液与pH=12的氢氧化钠溶液等体积相混合时，pH混是多少？
解：因为pH=6的盐酸溶液，[H+]=10-6mol·L-1
pH=12的氢氧化钠溶液，
[OH-]=10-2mol·L-1
因H++OH-=H2O，两液以等物质的量作用后OH-的物质的量有剩余，则混合溶液呈碱性。
所以两溶液混合完全作用后[OH-]混为：
pOH混= -lg5×10-3=3-0.7=2.3
故pH混=14-2.3=11.7
pH在理论和生产、生活实际中应用较广泛，对极稀的酸碱溶液，取小数后一位就可以了，所以可采取近似速算法较为方便，怎样熟练地推断由不同pH的两种溶液等体积混合后的pH呢？
1．若pH小+pH大＜14时，等体积混合后的[H+]＞[OH-]，则溶液呈酸性，pH混＜7所以pH混=pH小+0.3
如pH=1和pH=3的两种溶液等体积混合后的pH混：pH混=1+0.3=1.3。
2．若pH小+pH大=14时，等体积混合后的[H+]=[OH-]，则溶液呈中性，pH
混=7。
如：pH=4和pH=10的两种溶液等体积混合后的pH混：因为[H+]=[OH-]，所以pH混=7
3．若pH小+pH大＞14时，等体积混合后的[H+]＜[OH-]，则溶液呈碱性，pH混＞7，所以pH混=pH大-0.3。