人教版高中化学溶液pH的计算
《溶液pH的计算》PPT-课件【人教版】高中化学选修
【温馨提示】pH＝—lgc(H＋)＝—lg（10-2/103）＝5； 若加水稀释10n倍，pH＝2+n；若加水稀释106倍，pH＝— lgc(H＋)＝—lg（10-2/106）＝8，则此时溶液呈中性pH＝7。
【讨论交流2】（2）若将pH＝2的醋酸溶液，若加水稀 释10倍，其pH有何特点？
【温馨提示】其pH大小范围应是2<pH<3。
《溶液pH的计算》PPT-课件【人教版 】高中 化学选 修优秀 课件（ 实用教 材）
《溶液pH的计算》PPT-课件【人教版 】高中 化学选 修优秀 课件（ 实用教 材）
【对应训练】
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
1．常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的《溶液pH的计算》PPT-课件【人教版 】高中 化学选 修优秀 课件（ 实用教 材）
《溶液pH的计算》PPT-课件【人教版 】高中 化学选 修优秀 课件（ 实用教 材）
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【讨论交流3】（3）若将pH＝11的氢氧化钠溶液，若 加水稀释10倍，其pH是多少？；若加水稀释10n倍，其 pH为多少？若加水稀释106倍，其pH为多少？
【温馨提示】c(OH－)＝1.0×10－2 mol·L－1，c(H＋)＝
1.0×10－12 mol·L－1，pH＝12。
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【问题探究】（3）常温下，pH＝12的NaOH溶液与pH ＝2的硫酸，若等体积混合后，求溶液的pH为多少？若按 9∶11的体积比混合后，溶液的pH又为多少？
（人教版选修4） 第 三章《水溶液中的离子平衡》
【归纳小结】酸或碱溶液稀释后溶液pH的变化规律及
特点。
高中化学人教版选修4 3.2水的电离和溶液的酸碱性--2ph计算 课件
C(H+) =
=
=1 ×10-4mol/L =1 ×10-10mol/L
pH=-lgC(H+) =10
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
练习
溶液的稀释
pH=3的稀盐酸加水稀释100倍 pH=2的稀硫酸加水稀释100倍
稀释后 溶液pH
5 4
pH=11的NaOH溶液加水稀释100倍
9
pH=12的Ba(OH)2溶液加水稀释100倍
pH=7 （25℃）
碱性溶液： c（H+）<c（OH—）
pH>7 （25℃）
（一般不特别说明均指常温25℃）
2、pH＝－lgC(H＋)
相关计算：稀释不变性、酸以氢、碱以氢氧根、酸碱
比谁狠。
3、pH的测定
pH计算9 pH= 2的盐酸和pH= 13的氢氧化钠混合，
（1）若使混合后的溶液呈中性，则V酸/V碱=? （2）混合后溶液的pH=3 V酸/V碱=? （3）混合后溶液的pH=11 V酸/V碱=?
同pH的酸稀释相同的倍数，强酸和弱酸变化幅度大的是？
练习 A
常温下溶液的pH
0
酸性增强 碱性增强
1
2
3
4
5
中性
6 7
8
9
10
11
12
13
14
C(H+) C(OH-)
100 10-1 10-2 10-3 10-4
10-14 结论：
10-13 10-12
1.强酸（或强碱）每稀释10倍，
10-11 10-10
练习
1、有相同pH的三种酸HX、HY、HZ的溶液，稀释相同倍数后，pH
的 变 化值 依 次 增 大 ， 则 HX、 HY、 HZ的 酸 性 由 强 到弱 的 顺 序 是
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。
人教版高中化学选择性必修第1册 第17讲 溶液的酸碱性与pH的计算(教师版)
第17讲溶液的酸碱性与pH的计算知识导航课前引入化学实验室里，小明测量了沸水的pH，发现pH=6，惊呼：“水煮沸了，竟然变成酸性了”你能替小明解答这个问题吗？知识精讲一、溶液的酸碱性与c(H+)、c(OH-)的关系溶液的酸碱性取决于c(H+)和c(OH-)的相对大小酸性中性碱性c(H+)____c(OH-) c(H+)____c(OH-) c(H+)____c(OH-)【答案】＞= ＜二、pH与c(H+)的关系溶液的pH是c(H+)的负对数，即pH =_____________。
1. pH越大，溶液的碱性越强；pH越小，溶液的酸性越强。
2. 常温下，pH＜7，为酸性溶液；pH＝7，为中性溶液；pH＞7，为碱性溶液。
【答案】-lgc(H+)三、pH的测定1．pH试纸（1）使用方法取一小块pH试纸于干燥洁净的玻璃片或表面皿上，用干燥洁净的玻璃棒蘸取试液点在试纸上，当试纸颜色变化稳定后迅速与标准比色卡对照，读出pH。
（2）分类①广泛pH试纸：其pH范围是 1～14 (最常用)，可以识别的pH差约为1。
②精密pH试纸：可判别0.2或0.3的pH差值。
③专用pH试纸：用于酸性、中性或碱性溶液的专用pH试纸。
2．pH计pH计，又叫酸度计，可精密测量溶液的pH，其量程为0～14。
注意①pH试纸不能测定具有漂白性的溶液的pH。
②不能用湿润的玻璃棒蘸取待测液，也不能将pH试纸先用水润湿，否则溶液被稀释，可能造成误差（酸性溶液的pH偏大、碱性溶液的pH偏小、中性溶液的pH无影响）。
四、pH的计算1．单一溶液pH的计算（1）酸性溶液中，先求c(H+)，再计算pH = -lgc(H+)；（2）碱性溶液中，先求c(OH-)，再由c(H+) = K w求 c(H+)，最后计算pH = -lgc(H+)。
c(OH-)2．混合溶液pH的计算（1）强酸混合，先求，再计算pH = -lgc(H+)；求 c(H+)，最后（2）强碱混合，先求，再由c(H+) = K wc(OH-)计算pH = -lgc(H+)。
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。
3PH的计算课件人教版高中化学选修4
思考与交流 pH相同的醋酸和盐酸与NaOH中和时哪个酸消耗 NaOH的量更多？
pH相同的弱酸和强酸，弱酸的物质的量浓度大； pH相同的弱碱和强碱，弱碱的物质的量浓度大。
物质的量浓度相同、体积相同的醋酸和盐酸与 NaOH中和时，消耗NaOH的量是哪个酸？。
物质的量浓度相同的强酸和弱酸，中和碱的能力相同。
=
10-5 V + 10-1V 2V
=
10-1 2
c(H+ )
=
KW c(OH- )
=
1 × 10-14
1 2
×
10 -1
=
2
×
10 -13
pH = - lg 2 × 10-13 = 13 - lg 2
= 13 - 0.3 = 12.7
（3）强酸与强碱混合判断过量情况是计算正确的前提。
①若恰好完全反应，溶液呈中性，pH=7。
②若酸过量，溶液呈酸性，先求剩余c(H＋) ，再求pH。
c(H＋)余＝
c(H+)·V(酸)-c(OH-)·V(碱) V酸+V碱
然后
pH=-lgc(H+)
③若碱过量，溶液呈碱性，先求剩余c(OH-)，再求c(H+)，
最后计算pH。
c(OH-)·V(碱)-c(H+)·V(酸)
c(OH-)余＝
V酸+V碱
接着
10、PH分别为4.2 ，5.1 ，6.1 ，7.3 ，7.7
pH=b-n
n
pH≈7 bp＞Hp≈H7＞(b-n)
但大于7 但大于7
三、酸或碱溶液稀释后pH的计算
[问题与讨论]
稀释后的pH
①pH=3的稀盐酸加水稀释100倍
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
高中化学第3章微专题3pH的计算新人教版选择性必修1
1.单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液:强酸(HnA)溶液的物质的量浓度为c mol·L-1,则有c(H+)=nc
mol·L-1,pH=-lg c(H+)=-lg nc。
(2)强碱溶液:常温下,强碱溶液[B(OH)n]的物质的量浓度为c mol·L-1,则
-
-1
1.0×10-14
)=
+
c(OH )=nc mol·L ,c(H
呈酸性,溶液的pH<7,A错误;pH=5的硫酸溶液中c(H+)=1×10-5 mol·L-1,
2c(SO4 )=5×10-6
+
-7
mol·L-1,加水稀释到体积为原来的 500 倍,则稀释后
2,c(SO4 )=1×10-8
-1
c(H )≈1×10 mol·L
-1
mol·L ,则
2c(SO4 )与
c(H+)的比值为 1∶
则混合溶液中c(OH-)=
0.2-0.18
mol·L-1=0.01 mol·L-1,此时c(H+)=10-12
2
mol·L-1,故溶液的pH=12。
4.(2024·辽宁名校协作体联考)室温时,将x mL pH=a的NaOH稀溶液与y mL
pH=b的稀硫酸充分反应。下列关于反应后溶液pH的判断错误的是( C )
的pH=7,则10-3b-10-4a=10-5(a+b),解得a∶b=9∶1。
思维建模
计算溶液pH的思维模型
专题精练
1.(2024·山东济宁兖州区检测)常温下,下列有关电解质溶液的叙述正确的
是( D )
A.等浓度等体积的强酸与强碱溶液混合后,溶液的pH=7
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 第三章第二节第2课时 pH的计算 酸碱中和滴定教案 新人教版选修4
第2课时 pH 的计算 酸碱中和滴定[明确学习目标] 1.掌握pH 的简单计算，了解pH 在日常生活、生产中的应用。
2.了解混合溶液pH 的计算方法，了解溶液稀释时pH 的变化规律。
3.掌握酸碱中和滴定的原理、操作方法和滴定误差分析。
4.能正确选择指示剂。
一、pH 的计算 1．计算公式pH ＝□01－lg c (H ＋)，K w ＝c (H ＋)·c (OH －)。
2．计算思路二、酸碱中和滴定及误差分析 1．概念用□01已知物质的量浓度的酸(或碱)测定□02未知物质的量浓度的碱(或酸)的方法。
2．实验用品(1)仪器：□03酸式滴定管(如图A)、□04碱式滴定管(如图B)、滴定管夹、铁架台、□05锥形瓶、烧杯等。
(2)试剂：□06标准液、□07待测液、□08指示剂、蒸馏水。
(3)滴定管的使用①酸性、□09氧化性的试剂一般用□10酸式滴定管，因为酸和氧化性物质能□11腐蚀橡胶。
②碱性的试剂一般用□12碱式滴定管。
3．操作步骤(1)查漏：检查滴定管□13是否漏液。
(2)润洗：加入酸碱反应液之前，滴定管要用□14所要盛装的溶液润洗2～3遍。
(3)装液：将反应液加入到相应的滴定管中，使液面位于“□150”刻度或□16“0”刻度以上某一刻度处。
(4)调液：调节活塞，使滴定管尖嘴部分充满反应液，并使液面处于□17“0”刻度或□18“0”刻度以下某一刻度，并记录读取数值。
(5)滴定：在□19锥形瓶中加入一定体积的待测液，滴入□201～2滴指示剂，开始滴定，达到□21终点时，记录刻度。
4．数据处理重复2～3次实验，取□22平均值代入计算式计算。
5．中和滴定误差分析方法分析误差要根据计算式c 待＝□23c 标·V 标V 待分析：当用标准液滴定待测溶液时，c 标、V 待均为□24定值，c 待的大小取决于□25V 标的大小，V 标偏大，则结果□26偏高；V 标□27偏小，则结果偏低。
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。
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？[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(1×10－7 mol/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＝1.009×10－7 pH＝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。
[H＋]＝k w/[OH－]＝(1×10－14)/(5.05×10－3)＝1.98×10－12(mol/L)∴PH＝11.7(2)强酸溶液的混合，溶液中[H＋]是主要的。
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。
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。
人教版高中化学选修四课件第三章第二节第2课时溶液pH的计算.pptx
大，若加水稀释到相同的pH，________加的水多。
答案 (1)①c＞a＞b ②c＞a＝b ③a＝b＞c ④b a (2)①b＞a＞c ②b＞a＝c ③a＝c＞b ④a b 解析 (1)①H2SO4为二元强酸：CH3COOH为弱酸，在水溶液
mol·L－1－9 20 L
L×10－2
mol·L－1＝10－3
mol·L－1
c(H＋)＝1100－－134＝10－11mol·L－1
pH＝11。
方法归纳 强酸溶液与强碱溶液混合 (1)酸过量： 先求 c(H＋)余＝c（H＋）·VV（（酸酸））－＋cV（（O碱H－））·V（碱），再
求 pH。
(2)碱过量：
10－3 mol·L－1，pH＝3。
(2)c(H
＋
)
＝
1
L×10－2
mol·L－1＋1 2L
L×10－4
mol·L－1
≈
102－2mol·L－1，
pH＝2＋lg2＝2.3。
方法规律 (1)强酸溶液与强酸溶液混合
c(H＋)混＝c1（H＋）·VV11＋＋Vc22（H＋）·V2，然后再求 pH。 (2)强酸溶液与强酸溶液等体积混合，若 pH 差值≥2，混合 后 pH＝pH 小＋0.3。
b．若 pH1＋pH2＞14，则VV酸 碱＝10pH1＋pH2－14。
c．若 pH1＋pH2＜14，则VV酸 碱＝1014－（p1H1＋pH2）。
变式训练1 室温时，将xmLpH＝a的稀NaOH溶液与ymLpH ＝b的稀盐酸充分反应。下列关于反应后溶液pH的判断， 正确的是( )
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 答案 D
高中化学(新人教版)选择性必修一：溶液的酸碱性与pH【精品课件】
一、溶液pH的计算(25 ℃)
【例5】常温下将pH=3的HCl和pH=12的NaOH溶液， 若等体积混合后，溶液的pH为 ； 若按4∶6的体积比混合后，溶液的pH为 ； 若混合后溶液呈中性，则两溶液的体积比为 。
二、溶液的稀释
3.弱酸的稀释
例3：将pH＝2的醋酸稀释10倍后，pH？稀释102倍后，pH？
＜3
＜4
⑴ pH＝a的弱酸稀释10n倍后，pH增 大量小于n，即a＜pH＜a＋n
⑵ pH相同的两种酸稀释相同倍数后， 谁的酸性强谁的pH变化大。
⑶ 稀释到相同pH时,稀释的倍数： 醋酸＞盐酸
pH 3 2
盐酸 10倍
随堂演练
1.下列各图中的曲线，能表示大量喝水时，人体胃液pH变化的是( A)
A.
B.
C.
D.
随堂演练
2.常温下，浓度均为1 mol/L的HX溶液、HY溶液，分别加水稀释，溶液pH随浓度变化如图，
下列叙述正确的是( B )
A.HX是强酸，溶液每稀释至原体积的10倍，pH始终增 大1 B.常温下HY的电离常数为 C.溶液中水的电离程度：a大于b D.消耗同浓度NaOH溶液的体积：a点大于b点
9 8 接近7
当pH接近8时，再加水稀释，由水电离产 生的OH-不能再忽略。
二、溶液的稀释
结论：强酸或强碱每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。
注意：pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能接近7，酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接 近7：酸不能大于7；碱不能小于7
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人教版高中化学溶液
p H的计算
集团公司文件内部编码：（TTT-UUTT-MMYB-URTTY-ITTLTY-
溶液pH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c(H+)来计算；
若溶液显碱性，先求溶液中的c(OH-)，再由c(H+)=
)
0(-
H
C
K w求出c(H+)，最后用pH=-lgc(H+),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c(H+)
酸：c(OH-)
碱
、V
酸
：V
碱、
pH
酸+pH
碱
有如下规律（25℃）：
因c(H+)
酸×V
酸
=c(OH-)
碱
×V
碱
，故有
酸
碱
酸
V
V
)
c(OH
)
c(H碱
-
=
+。
在碱溶液中c(OH-)
碱=
碱
)
c(H
1014
+
-
，
将其代入上
式得c(H+)
酸×c(H+)
碱
=
酸
碱
V
V
1014⨯
-
，两边取负对数得pH
酸
+pH
碱
=14-lg
酸
V
V碱。
例如：
四、单一溶液的pH计算
1、强酸溶液如H
n
A溶液，设浓度为cmol/L，c(H+)=ncmol/L，pH=-lgc(H+)=-lg(nc)
2、强碱溶液如B(OH)
n 溶液，设浓度为cmol/L，c(H+)=
nc
14
10-mol/L，pH=-
lgc(H+)=14+lg(nc)
五、混合溶液PH 的计算 1、两强酸溶液混合：
C 混(H +
)=
2
12211V V V )(H c V )(H c +⨯+⨯++，先求出混合后的C 混(H +)，再根据公式pH=-lgc(H +
)求
得。
2、两强碱溶液混合：
C 混(OH
-)=
2
12211V V V )(OH c V )(OH c +⨯+⨯--，先求出混合后的C 混(OH -)，再通过Kw ，求出c(H +)，
再根据公式pH=-lgc(H +)，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：C(OH -)=
碱
酸酸
碱V V V )c(H V )(OH c 1+⨯-⨯+-，根据Kw ，求出c(H +)，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7）
（3）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pH （25℃）
（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＞7
（3）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＜7
（4）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。