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。

图表直观形象地强调，在任何物质的水溶液中，既含有H+又含有OH-，而且两者处于平衡状态。

因此，溶液酸碱性的实质是，在中性溶液中，[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，pH=7；在酸性溶液中，[H+]＞[OH-]，即[H+]＞
10-7mol·L-1，pH＜7；在碱性溶液中，[H+]＜[OH-]，即[H+]＜10-7mol·L-1，pH＞7。

如果其中一种离子的浓度增加，相应的另一种离子的浓度一定减少。

沿着图表上的不同点作垂直虚线说明[H+][OH-]=10-14和pH+pOH=14两个关系式。

图表直观形象地表明了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
图表还直观形象地表明了，在实际应用中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。

还应当指出，K w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，K w是1×10-12，在冰点时，K w接近10-15，在60℃时，K w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。

为使学生掌握pH跟溶液酸碱性的关系，必须进行有关计算的练习。

从练习中发现，由溶液的[H+]或[OH-]求pH学生容易掌握，但由两种不同pH的溶液等体积混合后求pH时却易发生错误。

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
如：pH=10和pH=12的两种溶液等体积混合后的pH混：pH混
=12-0.3=11.7。