PH计算和酸碱中和滴定
土壤的ph测定方法
土壤的ph测定方法
土壤的pH值测定方法有以下几种：
1. 酚酞指示剂：取少量土壤样品，加入酚酞指示剂，即从红色变为黄色，即为pH值在8.2左右，可以通过比较标准色卡来确定具体pH值。
2. pH计方法：首先用纯水浸泡土壤样品24小时，然后用pH计检测土壤和水的pH值，通过两者的平均值来确定土壤的pH值。
3. pH试纸法：取少量土壤样品，加入一定比例的纯水，将pH试纸滴入其中，通过与标准色卡比较，确定土壤的pH值。
4. 红色甲基指示剂法：将甲基橙加入土壤样品中，通过红色与黄色的转变来确定pH值。
将红色甲基指示剂加入土壤样品中，颜色会从红色转变为橙色，接着再添加氢氧化钠，颜色开始从橙色转变为黄色，当颜色从红色到橙色的过程结束时，pH值约为3.5，当橙色变为黄色时，pH值约为4.5到
5.5。
5. 酸碱中和滴定法：将一定量的土壤样品与一定比例的纯水混合，在其中加入定量的强酸或强碱溶液以中和土壤中酸或碱性物质，最后根据加入的溶液总量以及理论中和点来确定土壤pH值。
(完整版)酸碱中和滴定专题与pH计算
三. 滴定的关键 ① 准确测定参加反应的两种溶液的体积（所用的仪器是滴定管）② 准确判断完全中和反应是否恰好完全反应（是借助酸碱指示剂）四、酸碱中和滴定指示剂的选择滴定过程中溶液的pH 变化与滴定曲线图[例题1]:用0.1000mol/L 的NaOH 溶液滴定物质的量浓度为 0.1000ml/l 的盐酸溶液 NaOH(ml)0.00 10.00 15.00 18.00 19.00 19.96 20.00 20.04 21.00 22.00 30.00 溶液pH 1.0 1.5 1.8 2.3 2.6 4.0 7.0 10.0 11.4 11.7 12.3 问题1:滴定终点消耗碱多少？ pH 等于多少？问题2:滴定终点时多半滴和少半滴溶液性质发生怎样改变 ？ PH 发生怎样改变？ 问题3:跟完全反应所需氢氧化钠溶液相差一滴（或多加一滴），对计算盐酸的浓度 有没有影响？（通过计算说明注：1滴为0.04 ml ）解：0.1002（mOl/L ）跟实际浓度0.1000mol/L 相比，误差很小第6讲酸碱中和滴定专题与 pH 计算 .概念：用已知物质的量的浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的 碱或酸（待测溶液或未知溶液）的方法叫做酸碱中和滴定。
.原理：在中和反应中使用一种已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质 的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方 程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。
根据酸碱中和反应的实质是： H ++O H=F 2O 在滴定达到终点（即酸碱恰好反应）时: 有n(H +)=n(OH) 即c 酸V 酸=c 碱V 碱 礙为未知液: 酸为未知液： 注：咸如是指輟或减中屮或OJT 个数 例2:用0.1230mol/L 的NaOH 溶液滴定25.00mL 未知浓度的硫酸溶液，滴定完 成时用去NaOH 溶液27.84mL 。
计算待测硫酸溶液的物质的量浓度 皿液:+常84 ②K2S. 00 =0L 0685nol/L0.1000 0.02000.01996问题4:绘制中和滴定曲线⑴选取指示剂的原则：①终点时，指示剂的颜色变化明显、灵敏② 变色范围与终点pH 接近⑵酸碱指示剂： 常用指示剂及变色范围指示剂对应溶液的颜色 变色范围： 甲基橙橙色 红3.1橙4.4黄 酚酞无色 无8浅红10红 石蕊紫色 红5紫8蓝 ① 强酸强碱间的滴定：酚酞溶液或甲基橙均可，一般不选用石蕊（变色不明显）② 强酸滴定弱碱：生成强酸弱碱盐溶液呈酸性，选用甲基橙作指示剂③ 强碱滴定弱酸：生成强碱弱酸盐溶液呈碱性，选用酚酞作指示剂（3）终点判断：（滴入最后一滴，溶液变色后，半分钟内不复原）■-指示剂 操作酚酞 甲基橙强碱滴定强酸无色变为浅红色 橙色变为黄色 强酸滴定强碱 浅红色变为无色 黄色变为橙色 五. 中和滴定的实验仪器和试剂⑴中和滴定所用的实验仪器：酸式滴定管，碱式滴定管，滴定管夹，铁架台，锥 形瓶，烧杯、（白纸）等。
PH计算和酸碱中和滴定
PH计算和酸碱中和滴定一、PH计算PH是指溶液的酸碱性质的度量单位，用于表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
PH值的范围从0到14，其中数值越小表示酸性越强，越大表示碱性越强，7表示中性。
PH的计算可以通过测定氢离子浓度来实现，氢离子浓度通常用pH=-log[H+]来表示。
在一定浓度的溶液中，测定pH可以通过PH计进行。
PH 计是一种精密的仪器，一般包括玻璃电极和参比电极。
具体操作时，首先用pH7的缓冲液来校准PH计，将电极浸入缓冲液中，根据仪器的指示进行校准。
然后，将待测溶液放入测量池中，将电极浸入溶液中，读取PH值。
最后，在测量完毕后，将电极清洗干净，以备下一次使用。
酸碱中和滴定是一种通过体积的变化来测定酸碱溶液之间物质量的方法。
在滴定中，一种溶液（称为滴定液）通过滴定管滴加到待测溶液中，待测溶液中的酸或碱与滴定液中的碱或酸中和反应，反应终点时滴定液的体积发生突变。
通过量化滴定液的用量，可以计算出待测溶液中酸、碱的物质量。
酸碱中和滴定主要包括以下几个步骤：1.预处理：将待测溶液加入容量瓶中，并添加适量的指示剂。
指示剂是一种能够在滴定终点时改变颜色的物质，常用的指示剂有酚酞、溴茚蓝等。
2.滴定操作：用滴定管滴加滴定液到待测溶液中，滴加过程中要搅拌容器中的液体，直到出现指示剂的颜色变化或者PH计显示的数值发生突变。
3.记录数据：记录滴定液的初始体积和滴定终点的体积，计算出滴定液的用量。
4.计算结果：根据滴定液的化学式和用量，可以计算出待测溶液中酸碱物质的当量质量。
酸碱中和滴定可以用于测定酸碱溶液之间的化学反应，也可以用于测定溶液中的其他物质。
在实际操作中，要注意样品的准备、滴定液的选择、滴定操作的精确性等方面，以保证实验结果的准确性。
总结PH计算和酸碱中和滴定是常用的化学实验技术，能够帮助我们了解溶液的酸碱性质，测定溶液中物质的量。
PH计算通过测定溶液中氢离子浓度来获得PH值，而酸碱中和滴定则通过滴定液的用量来推算溶液中物质的当量质量。
酸碱中和反应和pH值的计算
酸碱中和反应和pH值的计算酸碱中和反应与pH值的计算酸碱中和反应是化学中常见的一种反应类型，它涉及到酸和碱之间的相互作用。
在中和反应中，酸和碱的反应产生水和盐，同时伴随着pH值的变化。
本文将深入探讨酸碱中和反应的原理，并介绍如何计算pH值。
一、酸碱中和反应的原理酸碱中和反应是指酸和碱之间发生化学反应，生成水和盐。
在酸碱中和反应中，酸贡献H+离子，而碱贡献OH-离子，它们结合形成水。
例如，硫酸（H2SO4）和氢氧化钠（NaOH）反应生成水和硫酸钠（Na2SO4）：H2SO4 + 2NaOH -> 2H2O + Na2SO4在这个反应中，酸（H2SO4）贡献了两个H+离子，碱（NaOH）贡献了两个OH-离子，它们结合形成水。
这个过程称为酸碱中和反应，也被称为中和反应。
二、pH值的意义和计算方法pH值是用来表示溶液酸碱性的指标，它是负对数表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
pH值的范围从0到14，其中7表示中性。
低于7的pH值表示酸性溶液，高于7的pH值表示碱性溶液。
pH值的计算方法主要基于离子浓度，可以使用以下公式计算：pH = -log[H+]在纯水中，[H+]浓度为1.0x10^-7 mol/L，所以它的pH值为7。
当[H+]浓度增加十倍时，pH值将减小一个单位。
三、酸碱中和反应与pH值的关系在酸碱中和反应中，pH值的变化与反应物的酸碱性质和浓度有关。
当强酸与等量的强碱发生完全中和反应时，生成的盐对水的影响可以忽略不计，所以溶液的pH值将接近于中性。
例题1：计算硫酸和氢氧化钠反应后的溶液pH值已知硫酸的浓度为0.1mol/L，氢氧化钠的浓度为0.2mol/L，求反应后溶液的pH值。
在这个反应中，硫酸贡献两个H+离子，氢氧化钠贡献一个OH-离子。
根据中和反应的化学方程式，可以得知生成的盐为硫酸钠（Na2SO4）。
根据pH的计算方法，硫酸的[H+]浓度为0.1mol/L，即[H+] = 0.1。
溶液中[H+]和[OH-]的浓度相等，即[OH-] = 0.1。
PH计算和酸碱中和滴定
PH计算和酸碱中和滴定引言：PH（potential of hydrogen，即溶液中氢离子的电位）是描述溶液酸碱性强弱的一个重要指标。
在实验室和工业生产中，PH的测量常常被用来检测溶液的酸碱性质及其浓度。
PH计算和酸碱中和滴定是两种常用的方法，可用于确定溶液的PH值和酸碱度。
一、PH计算：PH值是通过对溶液中氢离子（H+）浓度的计算得出的。
在水溶液中，水分子可以发生自离解反应，生成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
当氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度相等时，溶液呈中性。
当氢离子（H+）浓度高于氢氧根离子（OH-）时，溶液呈酸性；当氢离子（H+）浓度低于氢氧根离子（OH-）时，溶液呈碱性。
PH值的计算可通过酸碱离子浓度的负对数来实现。
即：PH = -log[H+]其中，[H+]为溶液中氢离子（H+）的浓度。
此式表示PH值是以10为底的负对数，因此，当[H+]为10M时，PH为1，表示酸性；当[H+]为0.1M时，PH为1，表示碱性；当[H+]为1M时，PH为0，表示中性。
在实际操作中，由于酸碱质量的计算相对复杂，通常根据酸碱的浓度和等效质量来计算PH值。
等效质量是指将氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）与酸碱中的化学反应物质相配成化学方程式中的摩尔数。
等效质量由酸碱反应的化学方程式决定。
例如，根据浓度为0.1M的盐酸（HCl）的氢离子（H+）浓度，计算盐酸溶液的PH值。
由于HCl是一元强酸，其溶解时完全离解，化学方程式为HCl → H+ + Cl-。
根据化学方程式可知，1mol的HCl生成1mol的H+离子，因此等效质量为1、根据PH的计算公式，PH = -log[H+]，可得PH = -log(0.1) = 1二、酸碱中和滴定：酸碱中和滴定是一种通过滴定法来测定酸碱溶液浓度的方法。
滴定是指以一种已知浓度的酸或碱滴加到试样中，直到溶液达到中性，即酸碱中和反应达到了化学平衡。
滴定过程中，常常通过添加指示剂来判断溶液的中和点。
酸碱中和反应和 pH 的计算
酸碱中和反应的定义
酸碱中和反应 是指酸和碱发 生化学反应， 生成盐和水的
过程。
酸碱中和反应 的实质是氢离 子和氢氧根离 子结合生成水
的过程。
酸碱中和反应 的化学方程式
为：HCl + NaOH → NaCl + H2O。
酸碱中和反应 在生活中的应 用广泛，如调 节土壤酸碱度、 污水处理等。
中和反应的实质
酸碱中和反应是指酸和碱发生 化学反应，生成盐和水的过程。
中和反应的实质是氢离子（H+） 和氢氧根离子（OH-）结合生 成水（H2O）。
中和反应的实质是酸失去氢离 子，碱失去氢氧根离子，生成 盐和水。
中和反应的实质是酸和碱的性 质发生改变，生成新的物质。
中和反应的表示方法
化学方程式：HCl + NaOH → NaCl + H2O
的颜色变化， 判断滴定终 点
记录数据： 记录滴定过 程中的数据， 包括滴定体 积、酸碱浓
度等
计算pH值： 根据记录的 数据，计算 酸碱中和反 应后的pH值
实验结果分析
滴定终点：pH 变化明显，颜
色变化明显
滴定误差：滴 定误差越小，
结果越准确
滴定曲线：绘 制滴定曲线， 分析pH变化趋
势
计算pH：根据 滴定曲线计算 pH值，分析酸 碱中和反应的
酸碱中和反应在环保领域的应用
污水处理：中和酸性或碱性废 水，降低废水的pH值，达到排 放标准
废气处理：中和酸性或碱性废 气，降低废气的pH值，减少对 环境的污染
土壤修复：中和酸性或碱性土 壤，改善土壤的pH值，促进植 物生长
水质监测：通过pH值的测量， 判断水质的酸碱程度，为环保 部门提供数据支持
初中化学酸碱中pH值的计算与酸碱中和反应的机理
初中化学酸碱中pH值的计算与酸碱中和反应的机理pH值是描述溶液酸碱性强弱的指标。
在初中化学学习中，学生需要了解如何计算pH值，以及酸碱中和反应的机理。
本文将介绍初中化学中关于这两个方面的知识。
一、pH值的计算在初中化学中，学生学习了溶液中的氢离子浓度（[H+]）与pH值之间的关系。
计算pH值的公式为：pH = -log[H+]。
要计算pH值，首先需要测量溶液中的氢离子浓度。
1. pH计的使用pH计是一种常用的测量溶液酸碱性的工具。
它通过测量溶液中的氢离子浓度来计算pH值。
使用pH计时，首先需要将电极放入待测液体中，待pH计示数稳定后，即可读取pH值。
2. 指示剂的使用指示剂是一种根据酸碱性变化而改变颜色的物质。
它可以帮助我们判断溶液的酸碱性。
在初中化学实验中，酸碱滴定通常会使用指示剂来判断滴定终点。
常用的指示剂有酚酞、溴酚蓝等。
二、酸碱中和反应的机理酸碱中和反应是指酸与碱反应生成盐和水的化学反应。
在初中化学中，学生需要了解酸碱中和反应的基本机理。
1. 酸和碱的特性酸是指能够释放氢离子（H+）的物质，碱是指能够释放氢氧根离子（OH-）的物质。
酸的特性包括酸味、导电性和酸性物质与金属反应产生氢气等。
碱的特性包括苦味、导电性和与酸发生中和反应等。
2. 酸碱中和反应的机理酸碱中和反应是通过酸中的氢离子与碱中的氢氧根离子结合生成水和盐来实现中和的过程。
反应的化学方程式通常表现为：酸 + 碱→ 盐+ 水。
其中，酸中的氢离子和碱中的氢氧根离子组成了水分子，形成的盐则是由酸和碱中相应的阳离子和阴离子组成。
举例来说，当盐酸（HCl）与氢氧化钠（NaOH）反应时，氢离子与氢氧根离子结合生成水，盐酸的氯离子与氢氧化钠的钠离子组成盐。
反应的化学方程式为：HCl + NaOH → NaCl + H2O。
3. 酸碱中和反应的应用酸碱中和反应具有广泛的应用。
例如，胃酸过多会引起胃痛和消化不良，可以通过服用抗酸药物（如氢氧化镁）来中和胃酸；另外，若污水中含有过量的酸性物质，可以通过添加碱性物质（如氢氧化钠）来中和污水，以保护环境等。
酸碱滴定与中和反应的计算
酸碱滴定与中和反应的计算酸碱滴定是化学实验中常用的一种分析方法，用于确定溶液中含有酸或碱的量。
在滴定过程中，酸和碱相互中和反应，通过计算反应的化学方程式，可以准确地确定溶液中酸碱物质的浓度。
一、酸碱滴定的原理酸碱滴定基于酸碱中和反应的化学原理。
在滴定中，需要使用一种已知浓度的溶液（称作滴定液）与待测溶液进行逐滴反应。
当滴定液与待测溶液的酸碱化学物质完全中和后，滴定终点到达，此时滴定液与待测溶液的酸碱摩尔比例被确定。
根据酸碱中和反应的化学方程式，可以得到滴定反应的化学计算公式。
例如，若滴定液为酸性，待测溶液为碱性，滴定反应方程式可表示为：HCl + NaOH → H2O + NaCl在该方程式中，HCl为滴定液的化学式，NaOH为待测溶液的化学式，H2O为生成的物质化学式，NaCl为生成物质的化学式。
二、酸碱滴定的计算方法1. 确定滴定反应的化学方程式。
根据待测溶液和滴定液的化学性质，推导出滴定反应的化学方程式。
在方程式中，滴定液与待测溶液的化学物质应完全中和，生成物质化学式要正确。
2. 根据已知条件确定待测溶液的体积和浓度。
在滴定实验前，通常需要使用一种溶液标准化方法，以确定滴定液的浓度。
常见的标准化溶液包括酸性和碱性。
通过滴定已知浓度的标准溶液，可以确定待测溶液的体积和浓度。
3. 进行滴定实验。
将待测溶液放置于容量瓶中，用滴管逐滴加入滴定液。
加滴过程中，观察溶液的颜色变化，当溶液的颜色发生突变时，表示滴定终点已到达。
4. 计算待测溶液的浓度。
根据滴定反应的化学方程式，利用滴定液和待测溶液的滴定终点体积，可以计算出待测溶液的浓度。
计算公式为：待测溶液的浓度（mol/L）= 滴定液的浓度（mol/L）×滴定液的体积（mL）/ 待测溶液的体积（mL）。
三、酸碱滴定实例以酸性滴定为例，假设待测溶液为盐酸（HCl）溶液，滴定液为氢氧化钠（NaOH）溶液。
已知滴定液的浓度为0.1 mol/L，滴定液滴定终点体积为20 mL，待测溶液滴定终点体积为15 mL。
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。
江苏专版 高中化学第三章 微专题3pH的计算第2课时酸碱中和滴定课件新人教版选择性必修1
[解析] 酚酞的变色范围是 ，若使用酚酞作为指示剂，滴定终点 略大于7，A错误；醋酸为弱酸，与盐酸浓度相同的醋酸的初始 大于盐酸，B错误；向锥形瓶中加入少量蒸馏水，不影响标准溶液用量，对测量结果没有影响，C正确；用 标准溶液滴定未知浓度的盐酸，则图2中滴定管读数为 ，D错误。
√
视角3 中和滴定实验的数据处理
视角5 中和滴定实验的综合考查
6.阅读下列实验内容，根据题目要求回答问题。某学生为测定未知浓度的硫酸溶液的浓度，实验如下：用 待测硫酸溶液配制 稀硫酸；以 的 溶液滴定上述稀硫酸 ，滴定到终点时消耗 溶液 。
（1）该学生用 标准溶液滴定稀硫酸的实验操作如下：A.用酸式滴定管取稀硫酸 ，注入锥形瓶中，加入指示剂B.用待测液润洗酸式滴定管C.用蒸馏水洗干净滴定管
（1）以用标准盐酸滴定未知浓度的 溶液为例，若酸式滴定管或碱式滴定管未用待装液润洗，会使测得的 溶液浓度偏大还是偏小？
提示：酸式滴定管未用标准盐酸润洗，会使测得的 溶液浓度偏大；碱式滴定管未用待测 溶液润洗，会使测得的 溶液浓度偏小。
（2）若锥形瓶用待测 溶液润洗，会使测得的 溶液浓度偏大还是偏小？
[解析] 与盐酸恰好完全反应时溶液中的溶质为 ，呈中性，室温下 ，故A正确；选择变色范围在 突变范围内的指示剂，可减小实验误差，甲基红的变色范围在 突变范围内，误差比甲基橙小，B正确，C错误； （ 溶液） 时，溶液中的溶质为 和 ，且 ，即溶液中 ，则 ， ，故D正确。
pH的计算及酸碱中和滴定
C．滴完开始时，用俯视法观察碱式滴定管刻度，其余操作正确
D．滴定结束后，发现碱式滴定管尖嘴处悬挂一滴碱液
9、常温下，A溶液的PH=4，B溶液中的c(OH-)=1×10-12mol/L，C溶液中的c(H+)=1×10-3mol/L，D溶液中c(H+)与c(OH-)的比值为1×104，则此四种溶液的酸性由强到弱的顺序为（）
A. DACBB. BCADC. CADBD. ABCD
10、下列叙述中，正确的是（）。
A．中和10 mL 0.1mol·L-1醋酸与中和100 mL 0.01mol·L-1的醋酸所需同种碱溶液的量不同
B．等体积pH=3的酸溶液pH=11的碱溶液相混合后，溶液的pH=7
C．体积相等, pH相等的盐酸和硫酸溶液中, H+离子的物质的量相等
A.25℃时，纯重水pD=7 B.25℃时，0.1 mol/L NaCl的重水溶液pD＝pOD
C.25℃时，1mol/L的DCl重水溶液pD＝0，pOD=14 D.25℃时，0.01mol/L NaOD溶液中pD=12
7、下列有关酸碱中和滴定的操作会引起误差的是（）
A．中和滴定时，在锥形瓶中准确地加入一定体积的待测液和滴入2~3滴指示剂后，为了便于观察现象而加入了适量的蒸馏水
A．①B．②C．③D．①②③
17．pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合，所得溶液的pH=11，则强碱与强酸的体积比是（）.
A．11∶1 B．9∶1 C．1∶11 D．1∶9.
18．25℃时，将pH=x的H2SO4溶液与pH=y的NaOH溶液按体积比1:100混合，反应后所得溶液pH=7。若x= y/3，则x值为（）
15、把80mLNaOH溶液加入120mL盐酸中，所得溶液的pH为2。如果混合前NaOH溶液和盐酸的物质的量浓度相同B．0.1mol/L C．0.05mol/LD．1mol/L
酸碱溶液的pH值与酸碱中和滴定计算
酸碱溶液的pH值与酸碱中和滴定计算酸碱溶液的pH值与酸碱中和滴定计算是化学分析中的重要内容，它们可以帮助我们准确测定溶液的酸碱性质以及浓度。
本文将深入探讨酸碱溶液的pH值计算方法和酸碱中和滴定计算原理，帮助读者更好地理解和应用相关知识。
一、酸碱溶液的pH值计算方法1. pH值的定义pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它表示溶液中氢离子（H+）浓度的负对数。
pH值的计算公式为：pH = -log10[H+]其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
2. 酸碱溶液的pH值计算对于弱酸和弱碱溶液，我们可以通过酸碱离解常数（Ka或Kb）和溶液浓度来计算pH值。
以弱酸溶液为例，pH值的计算步骤如下：步骤一：写出酸性离解方程式例如，对于弱酸HA，其离解方程式可以表示为：HA ⇌ H+ + A-步骤二：列出酸性离解平衡常数表达式根据离解方程式，我们可以写出酸性离解平衡常数表达式：Ka = [H+]⋅[A-]/[HA]步骤三：计算酸溶液中H+离子浓度根据酸性离解平衡常数和溶液浓度，可以将[H+]表示为：[H+] = √(Ka⋅[HA])步骤四：计算pH值利用pH = -log10[H+]公式，可以计算得到溶液的pH值。
相似地，对于弱碱溶液可通过酸碱离解常数和浓度计算pOH值，再转换为pH值。
二、酸碱中和滴定计算原理1. 酸碱滴定的基本原理酸碱中和滴定是一种准确测定酸碱溶液浓度的方法。
它基于酸碱滴定反应的化学反应方程，通过滴加已知浓度的酸碱溶液来使反应体系到达中和点，并利用滴定过程中酸碱物质的摩尔比例关系计算未知浓度溶液的浓度。
2. 酸碱中和滴定的计算步骤（以下以酸滴定碱为例）步骤一：准备准备待测溶液，标定好滴定管和滴定针，并将滴定针放入滴定管中。
步骤二：滴定将已知浓度的酸溶液逐滴加入待测碱溶液中，直至溶液颜色发生明显变化（通常使用指示剂来辅助判断）。
步骤三：计算根据滴定过程中酸溶液与碱溶液的反应方程，可以确定二者之间的摩尔比例。
pH计算酸碱中和滴定第2课时
《选修四第三章第二节pH计算酸碱中和滴定》导学案（第2课时）高二班第组姓名组内评价教师评价【课标要求】1、能进行pH值的简单计算。
2、掌握酸碱中和滴定的实验操作以及误差分析。
【难点重点】1、pH的有关计算；2、掌握酸碱中和滴定【新课导学】三、pH的有关计算1、溶液pH的计算原理:关键是先求出c(H+)（1）强酸溶液由c(H+)直接求出pH（2）强碱溶液由c(OH－)先求出c(H+)再求pH 。
2、计算类型：pH计算1——定义型例题：计算25℃时0.01 mol/L的盐酸溶液和0.01 mol/L的NaOH溶液的pH。
pH计算2——溶液的稀释①酸的稀释例题：在25℃时，pH=3的盐酸溶液稀释到原来的100倍，pH等于多少？关键：抓住氢离子进行计算！②碱的稀释例题：在25℃时，pH=12的强碱溶液稀释到原来的100倍，pH 等于多少？关键：抓住氢氧根离子进行计算！1、①在25℃时，pH等于2的盐酸溶液稀释到原来的10倍，pH等于多少？稀释到1000倍后， pH 等于多少？②在25℃时，pH等于5的盐酸溶液稀释到原来的1000倍后，pH等于多少？知识小结:溶液稀释的pH计算有关规律结论1：c(H+)或c(OH－)相差（改变）10倍，pH相差（改变）一个单位。
结论2：强酸pH=a，加水稀释10n，则pH=a+n。
结论3：强碱pH=b，加水稀释10n，则pH=b-n。
结论4：弱酸pH=a，加水稀释10n，则pH＜a+n，但肯定大于a 。
结论5：弱碱pH=b，加水稀释10n，则pH＞b-n，但肯定小于b 。
结论6：酸碱无限稀释，pH只能接近于7，酸不可能大于7，碱不可能小于7。
pH计算３——溶液的混合①强酸与强酸混合例题：在25℃时，pH=1的盐酸溶液和pH=4的硫酸溶液等体积混合pH等于多少？关键：抓住氢离子进行计算！②强碱与强碱混合例题：在25℃时，pH=9和pH=11的两种氢氧化钠溶液等体积混合pH等于多少？关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！③强酸与强碱混合例题：在25℃时，100mL O.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后,溶液的pH等于多少？关键：酸过量抓住氢离子进行计算！④强酸与强碱混合例题：pH1=8的NaOH溶液与pH2=10的NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的pH。
酸度的测定方法及计算
酸度的测定方法及计算酸度的测定方法及计算酸度是一个非常重要的概念,在化学、生物学、环境科学等领域都有广泛的应用。
酸度的测定方法可以根据不同的应用场景选择不同的标准和方法。
下面我们将介绍几种常用的酸度测定方法以及它们的计算方式。
1. 酸碱中和滴定法酸碱中和滴定法是最常用的酸度测定方法之一。
该方法的基本思想是,通过滴定一定量的酸碱溶液来测定酸度。
常用的酸碱溶液包括氢氧化钠(NaOH)、氢氧化钾(KOH)、盐酸(HCl)和硫酸(H2SO4)等。
在进行酸碱中和滴定时,首先需要准备一个标准滴定管,并配置一定量的缓冲溶液。
然后,将待测液(通常是酸碱溶液)倒入滴定管中,并加入标准滴定管,将滴定管放在液面以下。
接着,通过滴定管中的滴定液滴入缓冲溶液中,使反应进行到恰好停止,此时滴定液的颜色应为中性或碱性。
最后,通过读取滴定液的刻度来测定酸度。
2. 酚酞法酚酞法是一种常用的酸度测定方法,也是环境科学中常用的方法之一。
该方法的基本思想是,通过滴定一定量的酚酞试剂来测定酸度。
在进行酚酞法时,首先需要准备一个标准滴定管,并配置一定量的酚酞试剂。
然后,将待测液(通常是酸碱溶液)倒入滴定管中,并加入标准滴定管,将滴定管放在液面以下。
接着,通过滴定管中的酚酞试剂滴入待测液中,使反应进行到恰好停止,此时酚酞试剂的颜色应为红色。
最后,通过读取酚酞试剂的滴定液的刻度来测定酸度。
3. 酸度系数法酸度系数法是一种用于计算酸度的数值方法。
该方法的基本思想是,通过测量酸度系数来计算出酸度的数值。
酸度系数法是一种基于pH值的数值方法。
该方法的基本步骤是,首先测量待测液的pH值,然后根据pH值对应的酸度系数计算出酸度的数值。
常用的pH值测量方法包括pH计和酚酞法。
以上是几种常用的酸度测定方法以及它们的计算方式。
在实际使用时,需要根据具体的应用场景选择不同的测定方法。
同时,在进行酸度测定时,还需要注意操作的准确性和稳定性,以确保测定结果的准确性。
pH的测定及酸碱中和滴定
定管的使用，滴定终点的判断以及误差分析等。
1．用标准的KOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结 果偏低，其原因可能是( A ) A．配制标准溶液的固体KOH中混有NaOH杂质 B．滴定到终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操
作正确
C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液
润洗
D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴
2常见误差(以标准NaOH溶液滴定待测盐酸) (1)标准液配制引起的误差： ①称取5.2克氢氧化钠配制标准液时，物品与 法码放反。 (偏高) ②配标准液时，烧杯及玻璃棒未洗涤。 (偏高)
③配制标准液时，定容俯视。 (偏低)
④配制标准液时，定容仰视。 (偏高)
⑤配制标准NaOH溶液滴定盐酸时，NaOH 中混有碳酸钠。 (偏高) ⑥配制标准NaOH溶液滴定盐酸时，NaOH 中混有KOH。 (偏高) ⑦滴定管水洗后，未用标准液润洗。(偏高) (2)标准液操作引起的误差：
20
30
酸碱指示剂的颜色在此pH值突跃范围发生明显的改 变，则就能以极小的误差指示出滴定终点的到达。
滴定曲线
0.100mol/LNaOH滴定20.00mL 0.100mol/LHCl滴定20.00mL 0.100mol/LHCl过程中pH变化 0.100mol/LNaOH过程中pH变化
计算
—根据cHClVHCl=cNaOHVNaOH
例：某同学用0.1000mol/L的HCl 标准 液滴定某浓度的NaOH溶液。这位同学 做了三次平行实验，其结果如下表，根 据表中数据计算此NaOH溶液的浓度。
实验 编号 1 2 3
待测NaOH溶液 的体积（mL） 25.00 25.00 25.00
滴定前酸的 读数（mL） 0.00 1.00 2.00
第1讲 水溶液 酸碱中和滴定
2.（2007·江苏，17 改编）实验室常利用甲醛法测定(NH4)2SO4 样
充分摇匀。 mL 20%的中性甲醛溶液，摇匀、静置 5 min 后，加入 1～2 滴 酚酞试液，用 NaOH 标准溶液滴定至终点。按上述操作方法再 重复 2 次。
(1)根据步骤Ⅲ填空： ①碱式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接加入 NaOH 标准 溶液进行滴定，则测得样品中氮的质量分数
偏低 填“偏高”、“偏低”或“无影响”)。 ________(
学生答题案例 1.（2010·天津理综，9 改编）用氧化还原滴定法测定 TiO2 的质量分数：一定条件下，将 TiO2 溶解并还原 为 Ti3＋，再以 KSCN 溶液作指示剂，用 NH4Fe(SO4)2 标准溶液滴定 Ti3 至全部生成 Ti4 。
＋ ＋
请回答下列问题：
溶液由红色变为无色 (5)滴定终点的现象是__________________________ 。
比即可确定溶液的 pH。 广泛 pH 试纸其数值为 整数。 (2) 注 意 ： pH 试 纸 使 用 时 不 能 用 蒸馏水湿润 生误差。 ，否则待测液因被稀释而产
[思考· 感悟]
2. pH＝7的溶液一定呈中性吗？ ［提示］ 不一定。中性溶液是指［H＋］＝［OH－］
的溶液，常温时，KW＝1×10－14 mol2· L－2，［H＋］ ＝［OH－］＝1×10－7 mol· L－1，pH＝7溶液呈中性，
（2）表示的意义： 表示溶液酸碱性的强弱。pH越小，酸性 越强 ；
2017年高考化学 第14讲 pH的计算、酸碱中和滴定
2017年高考化学第14讲pH的计算、酸碱中和滴定【教学目标】1.了解溶液的酸碱性与pH的关系；能进行pH的简单计算以及了解测定溶液pH的方法(强酸、强碱)。
2.了解在日常生活、生产中pH的应用；掌握酸碱中和滴定概念和原理；了解指示剂选择方法；掌握中和滴定实验的操作步骤和误差分析。
【高频考点聚焦】◇考点1 溶液的酸碱性1．溶液的酸碱性：溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
(1) 酸性溶液：c(H＋) > c(OH－)，常温下，pH<7。
(2) 中性溶液：c(H＋) ＝c(OH－)，常温下，pH＝7。
(3) 碱性溶液：c(H＋) < c(OH－)，常温下，pH>7。
2．pH及其测量(1) 计算公式：pH＝－lg c(H＋)。
(2) 测量方法：①pH试纸的使用：【方法】把小片试纸放在玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液滴在干燥的pH试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
广泛pH试纸测得的pH值为整数。
【注意】1、pH试纸使用时不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释而可能产生误差。
2、pH＝7的溶液，不一定是中性溶液，因为温度不同，水的离子积不同，如100℃时，pH＝6的溶液为中性溶液，pH＝7时为碱性溶液。
② pH计测量法。
(3) 溶液的酸碱性与pH的关系室温下：【典例探究】【典型1】溶液酸、碱性的判断1．判断下列溶液在常温下的酸、碱性(在括号中填“酸性”、“碱性”或“中性”)。
(1) 相同浓度的HCl和NaOH溶液等体积混合()(2) 相同浓度的CH3COOH和NaOH溶液等体积混合()(3) pH＝2的HCl和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()(4) pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等体积混合()(5) pH＝2的HCl和pH＝12的NH3·H2O等体积混合()【方法技巧】(1) 等体积等浓度的一元强酸，一元强碱混合呈中性。
溶液pH计算和酸碱中和滴定
了解
5、pH的测定：
变色范围(pH) 酸色 碱色
甲基橙 3.1~4.4
红黄
粗略测定：（1）酸碱指示剂 石蕊 5.0~8.0 红 蓝
只能判断溶液的酸碱性 酚酞 8.2~10.0 无 红
（2）pH试纸
用法：用洁净的玻 注意：①不能用水润湿
璃棒蘸溶液，点在 pH试纸中央，半分 钟内与比色卡比色
②要放在玻璃片（或表面皿）上 ③不是将试纸伸到溶液中 ④广泛pH试纸只能读出整数
①用pH表示：c(H+)或c(OH-) ≤1mol/L溶液的酸碱性用pH
表示较方便,具体为： 酸性溶液:10-14mol/L≤C(H+) ≤1mol/L 碱性溶液:10-14mol/L≤C(OH-)≤1mol/L
②用离子浓度表示酸碱性: 酸性溶液:C(H+)≥1mol/L；碱性溶液:C(OH-)≥1mol/L
3、pH相同的醋酸溶液和盐酸，分别用蒸馏水稀释到 原体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的PH仍相同，则m 和n的关系是什么？
m>n
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
（B）
A、HX. HY. HZ
B、HZ. HY. HX
若PH酸 + PH碱＞1４，则PH混= PH碱－0.3
3、强酸和强碱混合呈中性时，二者的体积比
（1）若pH酸+ pH碱=14，则V酸：V碱=1：1
（2）若pH酸+ pH碱＞14，则V酸：V碱=10（ pH酸+ pH碱-14）： 1 （3）若pH酸+ pH碱＜14，则V酸：V碱=1：1014-（ pH酸+ pH碱
酸碱中和反应和pH值
酸碱中和反应和pH值酸碱中和反应是化学中一种重要的化学反应类型，发生在酸和碱溶液之间。
这种反应可以用pH值来描述溶液的酸碱性。
本文将介绍酸碱中和反应的原理、pH值的定义以及它们在日常生活中的应用。
一、酸碱中和反应的原理酸碱中和反应基于氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的结合生成水分子（H2O）。
在酸碱溶液中，酸释放出氢离子，碱释放出氢氧根离子。
当氢离子和氢氧根离子结合时，它们中和成水，同时释放出大量的热能。
酸碱中和反应的化学方程式可以表示为：酸 + 碱→ 盐 + 水例如，盐酸溶液与氢氧化钠溶液反应时，会生成氯化钠盐和水：HCl + NaOH → NaCl + H2O在这个反应过程中，氯化钠盐和水是中和反应的产物。
二、pH值的定义pH值是用来衡量溶液酸碱性的指标。
它是负对数函数，从1到14的数值表示了溶液的酸碱程度。
pH值小于7的溶液被认为是酸性溶液，pH值大于7的溶液被认为是碱性溶液，而pH值等于7的溶液被称为中性溶液。
pH值的计算是基于溶液中氢离子（H+）的浓度。
浓度高的氢离子会导致溶液更酸性，而浓度低的氢离子则会导致溶液更碱性。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示氢离子的浓度。
三、酸碱中和反应和pH值的应用1. 生活用途：酸碱中和反应和pH值在日常生活中有广泛的应用。
例如，我们可以利用中和反应调节土壤的酸碱性，使其适合特定的植物生长。
此外，pH值还可以用于检测水的饮用安全性和污染程度。
2. 化学实验：酸碱中和反应和pH值在化学实验中也起着重要作用。
通过控制酸碱溶液的pH值，我们可以调节反应的速率和选择性。
其中，酸碱中和滴定是一种常见的实验方法，用于定量测量溶液中某种物质的含量。
3. 生物体内：在人体内，维持血液和其他生物液体的酸碱平衡非常重要。
血液的pH值维持在7.35-7.45的范围内是关键，过高或过低的pH值都可能对人体健康造成严重影响。
身体通过呼吸和排泄等方式来调节和平衡体液的酸碱度。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
二、溶液的酸碱性与pH
2、溶液的pH （1）pH=-lgc(H+) c(H+)=10-pH （2）意义：表示稀溶液的酸碱性更方便 （3）取值范围：0——14
c(H + )=1mol · -1 ——c(OH - )=1mol · -1 L L
（4）室温下溶液的酸碱性与pH的关系： pH=7 溶液呈中性 pH<7 溶液呈酸性，且pH越小酸性越强 pH>7 溶液呈碱性，且pH越大碱性越强
pH=2的A、B两种酸溶液各1mL，分别加水稀释到 1000mL，其pH值与溶液体积V的关系如图所示。下列 说法正确的是：( C、D ) A. A、B两酸溶液的物质的量浓度一定相等 B. 稀释后，A溶液的酸性比B溶液强 C. a=5时，A是强酸，B是弱酸 pH D. 若A、B都是弱酸，则5＞a＞2
关键：抓住H＋进行计算 经验规律： △pH≥2的两强酸等体积混合，pH混=pH小+0.3
二、混合溶液
2、强碱与强碱混合 例4：在25℃时，pH=8和pH=10的两种NaOH 溶液等体积混合后，溶液的pH等于多少？
n(OH ) c1 (OH )V1 c2 (OH )V2 c(OH ) V V1 V2
思考
有哪些方法鉴别等c的盐酸和醋酸？ （c——物质的量浓度） 有哪些方法鉴别等pH的盐酸和醋酸？ 提示：
等c的盐酸和醋酸， 盐酸中c(H + )远大于醋酸。 （可根据pH、导电性、与活泼金属反应速率、与 CaCO3反应速率等鉴别） 等pH的盐酸和醋酸，醋酸的浓度远大于盐酸。 （可根据与金属反应放H2多少、与CaCO3反应放CO2 多少、稀释相同倍数pH的变化等鉴别）
重要的定量实验—— 酸碱中和滴定
酸碱中和滴定
1、实验原理 （1）概念：用已知浓度的酸（或碱）来测定未知 浓度的碱（或酸）的实验方法叫酸碱中和滴定。 实质： H++OH- =H2O 恰好反应时：n(H+)=n(OH-) 一元酸与一元碱: c(酸)V(酸)=c(碱)V(碱) HnA与 B(OH)m ：nc(酸)V(酸)=mc(碱)V(碱)
7 a
A B
2 1
1000
V/mL
某温度（t℃）时，水的Kw=10-13，则该温度（填 “大于”“小于”或“等于”）_________25℃，理 由是__________________________________________。 将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4溶 液bL混合， （1）若所得混合液为中性，则a：b=____________； （2）若所得混合液的pH=2，则a：b=___________。 要求：（1）（2）两步写算式
[小结]
H H+ +OH- △H>0 1 、水能发生微弱电离： 2O 任何水溶液中水自身电离出的c(H+)=c(OH-) 2、纯水或稀水溶液中存在水的离子积： Kw =c(H+)c(OH-) 式中c(H+)和c(OH-)指溶液中的总浓度， 据此关系溶液中c(H+)和c(OH-)可互求 3、Kw只与温度有关，升温，Kw增大。 25 ℃时，Kw =1.0×10－14 mol2 · -2 L 升温 温度 降温 加酸 抑制 加碱 加某些盐等（待学）
滴定管的读数：
滴定管中的液面 读数是多少？ 25.60mL
滴定管的读数：
滴定管的读数：
3、实验步骤
（一）准备阶段
(1)检查：滴定管活塞部位是否漏水。 (2)洗涤：蒸馏水洗滴定管、锥形瓶2—3次 (3)润洗：用所装溶液润洗滴定管
(4)装液：向滴定管中加入待装液至“0”刻度以上 2—3cm处，垂直固定在滴定管夹上。 (5)排气泡、调夜面、读数 排出尖嘴气泡，调整液面至“0”或以下，读数并记录。 (6)取待测液：从滴定管中放出一定体积的待测液于锥 形瓶中，加2—3滴指示剂
27.84mL+27.83mL+27.85mL V[HCl(aq)]=——————————————=27.84mL 3 c(HCl)V[HCl(aq)] c(NaOH)=———————— = 0.1032mol/L×27.84mL V[NaOH(aq)] 25.00mL =0.1149mol/L
酸碱中和滴定
四、误差分析
c(标)V (标) 紧扣公式：c(待) V (待) 误差由V(标)决定
所测V(标)偏大，则c(待)偏大 所测V(标)偏小，则c(待)偏小
标准盐酸滴定未知NaOH溶液，甲基橙作 指示剂，结果“偏高”、“偏低”还是“无影 响”？ 1）酸式滴定管用水洗后就装液体进行滴定；
偏高
2）锥形瓶用蒸馏水洗涤后，又用待测液润洗；
c(OH )V碱 c( H )V酸 碱过量: c(OH )混 V酸 V碱
三、稀释 例6：在25℃时，pH=5的盐酸溶液稀释到原来的10倍， pH 等于多少？稀释到1000倍后， pH等于多少？ 例7：在25℃时，pH=13的NaOH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？ 规律： ①强酸稀释10n倍，溶液pH增大n； 强碱稀释10n 倍， 溶液pH减小n； ③无限稀释7为限。
酚酞 8.2 ~ 1好变色，且半分种内不恢复 原来的颜色，说明到达滴定终点，立即停止。 注意：石蕊颜色变化不明显，不作滴定指示剂
2、实验仪器 酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、 滴定管夹、铁架台、白纸
滴定管
类型 酸式滴定管：玻璃活塞 碱式滴定管：橡胶管、玻璃小球 用途： 精确测量液体体积或量取一定体积的液体。 上部标识：温度、容积、0刻度 （常用规格：25mL、50mL，有无色和棕色) 读数方法： 平视液面，读取与凹液面相切刻度 估读到0.01mL, 小数点后保留二位
3、实验步骤
（二）滴定阶段
控制滴定管活塞 左手_______________， 使溶液成滴流下，先快后慢 ； 摇动锥形瓶 锥形瓶中溶液颜色的变化 右手___________；眼睛注视____________________，
到达终点，立即停止，读数并记录。
重复做两次，取三次标准液的平均值计算
（三）数据处理阶段 3、实验步骤
编 号 1 2 3 滴入标准盐酸的体积 c(HCl)=0.1032 mol• L-1 终读数b 初读数a 体积 mL 待测NaOH 体积mL 浓度 mol• L-1
28.34 28.28 27.85
0.50 0.45 0.00
27.84 27.83 27.85
25.00 25.00 25.00 0.1149mol/L
偏高
3）碱式滴定管水洗后就装入待测液；
偏低
4）待测液在振荡时溅出锥形瓶外；
偏低
5）滴定前，酸式滴定管有气泡，滴定后消失；
6）滴定后滴定管尖嘴处悬有一滴液体；
偏高
偏高
7）记录盐酸体积时，起始仰视读数，终点俯视；
偏低
8）用碱式滴定管量取待测液，停止放液时， 俯视读数； 偏高
判断下列说法是否正确，为什么？ A、c(H+)=1×10-7mol· -1溶液一定呈中性 L B、任何条件下，纯水的pH=7 C、在95℃时，纯水的pH<7，呈酸性 D、在任何条件下，纯水都呈中性
四、pH的计算
一、单一溶液
1、强酸溶液 例1：求0.005mol/L的H2SO4溶液的pH。
pH=-lgc(H+)
pH=2
2、强碱溶液 例2：求0.005mol/L的Ba(OH)2溶液的pH。
Kw c( H ) c(OH )
pH=-lgc(H+)
pH=12
二、混合溶液 1、强酸与强酸混合
例3：在25℃时，pH=1的盐酸溶液和pH=4的硫酸 溶液等体积混合后，溶液的pH等于多少？
n( H ) c1 ( H )V1 c2 ( H )V2 c( H ) V V1 V2
关键：抓住OH－进行计算 经验规律： △pH≥2的两强碱等体积混合，pH混=pH大－0.3
二、混合溶液
3、强酸与强碱混合
例5、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值等于多少？ 关键：先判断过量再计算 恰好中和：pH=7
c( H )V酸 c(OH )V碱 酸过量: c( H )混 V酸 V碱
1、实验原理 （2）关键： ①准确测出两种溶液的体积 ——精密的量器 ②准确判断中和反应恰好完成 ——酸碱指示剂 酸碱中和滴定曲线 （3）指示剂的选择和滴定终点判断： 强酸滴定强碱：酚 酞： 红色→无色 甲基橙：黄色→橙色 强碱滴定强酸： 酚 酞： 无色→浅红 甲基橙：红色→橙色→黄色
甲基橙 3.1~4.4 红、橙、黄
二、溶液的酸碱性与pH
（5）pH的测定方法：
酸碱指示剂——估测
石蕊 5.0~8.0 红、紫、蓝 甲基橙 3.1~4.4 红、橙、黄 酚酞 8.2~10.0 无色、浅红、红
pH试纸——粗测 操作方法： 将一小片pH试纸放在表面皿上，用干燥的玻璃 棒蘸取待测液点在pH试纸上，迅速和标准比色 卡对比。 pH计——精测
水 的 电 离
促进
4 、影响水的电离平衡的因素
二、溶液的酸碱性与pH
1、判断溶液酸碱性的根本依据： c(H＋)和c(OH－)的相对大小
室温（25℃） L c(H+)=c(OH-)，中性 c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol· -1 L c(H+)>c(OH-)，酸性 c(H+) >1×10-7mol· -1 L c(H+)<c(OH-)，碱性 c(H+)<1×10-7mol· -1
关于pH计算的口诀： 酸按酸(H+)，碱按碱(OH-)， 酸碱中和按过量，无限稀释7为限。