溶液中pH值计算
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例题：在25℃时，100mlO.4mol/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？ 解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.06 0.04 [OH—]=0.1(0.6-0.4)/0.2 [H+]=10-14/[OH—]= 10-14/0.1 pH=-lg10-13= 13
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算8
弱酸强碱或强酸弱碱混合
（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相 酸 性 混合，则混合液呈_____ （2）PH为12的氨水和PH为2的盐酸等体积相混合，则混 碱 性 合液呈 ______ （3）PH为2的盐酸和PH为12的某碱等体积相混合，则混 大于等于7 合液PH_________ （4）PH为12的NaOH溶液和PH为2的某酸溶液等体积相 小于等于7 混合，则混合液PH ______________
强酸与强碱中和滴定曲线可以看出终 点时溶液的 pH 值在 4~10 区间有突跃变 化关系。 盐酸过量1滴， pH 混合溶液的pH值 变成4左右，甲 10 基橙或酚酞能指 7 示出来。 4
V
强酸滴定强碱 pH变化曲线图
PH
中和滴定曲线
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。 12
PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
pH计算3——弱酸、弱碱的稀释
例题、 pH=3 的 HAc 加水稀释到原来 10倍，溶液的 pH 值范围______________ 3＜pH＜4 pH=12 氨水加水稀释到原来 10 倍，溶液的 pH 值范围 _________________ 11＜pH＜12
讨论： pH试纸的使用
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
注意： 是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？ ①不能用水润湿 如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定： ②要放在玻璃片（或表面皿）上 A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 √ D、不确定 ③不是将试纸伸到溶液中 能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？ ④广泛 pH试纸只能读出整数 标准比色卡中的数据都是整数
3、实验仪器及试剂: 仪器:
酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台和滴定管
夹、锥形瓶、烧杯、白纸（画pH曲线用）。
试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂。
酸式滴定管和碱式滴定管 标有温度、刻度 酸式滴定管盛 放酸性试剂 和氧化性试 剂
碱式滴定管 盛放碱性 ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ剂
思考：滴定管和量筒读数时有什么区别？
滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值 越大，而量筒无零刻度，并且越往上刻度越大； 记录数据时滴定管一般到0.01 mL，而量筒仅为
2、人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关。
3 、酸碱中和滴定中溶液pH变化（借助酸碱指示 剂的颜色变化）是判断滴定终点的依据。
四、酸碱中和滴定
1、定义：
用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓
度的碱（或酸）的方法。
*已知浓度的溶液——标准液 *未知浓度的溶液——待测液 2、原理： HCl+NaOH=H2O
思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+） =1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
可能是酸性也可能是碱性
练习： ---正误判断
1、任何水溶液中都有CH+和COH-。
√
2、对水升高温度， CH+增大，酸性增强。 × 4、在酸碱溶液中，水电离出来的C 5、在水中加酸会抑制水的电离。
pH=-lg[H+] =-lg 1.0 ×10-5 =5
关键：抓住氢离子进行计算！
pH计算２—— 强碱的稀释
例题：在25℃时，pH等于12的强碱溶液稀释到原来的 100倍，pH 等于多少？
解： 稀释前：[OH-] = 稀释后： [OH-] =
=1 ×10-2mol/L
=1 ×10-4mol/L =1 ×10-10mol/L =10
C1＝
C2V2 V1
C1V1=C2V2
[课堂练习]
用0.1150mol/L的HCl溶液滴定23.00mL未知浓度的 NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液28.00mL。通 过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量浓度是多少？
0.1400mol/L
实验的关键：
（1）准确测量参加反应的两种溶液的体积。 （2）准确判断中和反应是否恰好完全反应。
0.1mL。
例1、下列所述仪器“0”刻度位置正确的是（ B
）
A．在量筒的上端
B．在滴定管上端
C．容量瓶上端
练 1 ：量取 25.00mL， KMnO 4溶液可选用仪器 （ ）
C
A．50mL量筒，
B．100mL量筒
C．50mL酸式滴定管 ， D．50mL碱式滴定管
练2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00 处，若把滴定管中溶液全部排出，则体积（ ）
C
A、 等于30 C、大于30
B、等于20 D、小于30
一些常见酸碱指示剂的变色范围
甲基橙 红色 石 蕊 红色 橙色 黄色 蓝色
3.1 ~ 4.4
紫色
5.0 ~ 8.0
酚 酞 无色 浅红色 红色
8.2 ~ 10.0
（2）指示剂的选择：
甲基橙 酚 酞
黄色 红色 橙色 ——— 3.1 ——— 4.4 ——— 无色 粉红色 红色 ——— 8.2 ——— 10.0 ———
pH计算4—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4 的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？
pH=-lg[H+] 解： =-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1） =-lg5×10—2 =2-lg5 =1.3.
关键：抓住氢离子进行计算！
pH计算5—— 强碱与强碱混合
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 一个单位。 2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 不到一个单位 3、 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只能接近7：酸不 能等于或大于 7；碱不能等于或小于7。 4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
例： 用0.1000mol/L盐酸滴定0.1000mol/L NaOH溶液20.00mL,如滴定完成时不慎多加了 1滴盐酸溶液（1滴溶液的体积约为0.04mL） 求所得溶液的pH。并据此分析选用哪种指示 剂。
提示：0.04mL约1滴
向20.00mL 0.10mol/L HCl中滴加0.10mol/L NaOH 溶液过程中，溶液的pH变化如下，你发现了什么 现象与规律？
3
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
四、实验步骤： 1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是 否灵活； 2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2 －3次； 3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、 碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm 4、赶气泡： 酸式滴定管：快速放液 碱式滴定管：橡皮管向上翘起 5、调液： 调节滴定管中液面高度，并记下读数，记做。
常温下 pH
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) = c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-)
＜7
=7 ＞7
pH=7的溶液一定是中性溶液吗？
答：不一定，只有在常温下才显中性。
注意: [H+]与[OH—]的关系才是判断 溶液酸碱性的依据.
3、pH的测定方法 测定方法： pH试纸
pH计
用法：用玻璃棒蘸溶液，点在pH试纸中央， 半分钟后与比色卡比色
2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。 3、强酸溶液的pH值一定大。 4、pH值等于6是一个弱酸体系。 5、pH值有可能等于负值。 6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+] 物质的量的浓 度相同。 7.PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍后pH值约为6
√
pH应用
1、工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱 性。
HB HA
加水体积
3、同体积的PH为3 的盐酸、硫酸、醋酸和硝 酸四种溶液，分别加入足量的锌粉，叙述正确 BD ） 的是（ A、 硫酸溶液中放出的氢气的量最多 B、 醋酸溶液中放出的氢气的量最多 C、 盐酸和硝酸中放出的氢气的量相等 D、盐酸比硝酸放出的氢气的量多
溶液的pH值——正误判断
1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。
例题：在25℃时，100ml 0.6mol/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值等于多少？ 解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06 pH=-lg[H+]
=-lg0.02/（0.1+0.1）
=-lg10—1 =1
关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
pH计算7—— 强酸与强碱混合
方法二：用pH计测定
三、pH的计算
酸性溶液，直接求pH
碱性溶液，先求pOH（或c(H+)），再求pH 混合溶液，先判断酸碱性， 再根据以上方法求 无限稀释接近7
pH计算１—— 强酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的 100倍，pH 值等于多少？
解： [H+]=
=1.0 ×10-5mol/L
× 3、在水中加入稀盐酸或NaOH后，水的离子积发生改变
H+和COH-相等
√
√
6、如果C H+不等于COH-则溶液一定呈现酸碱性。 酸性溶液中只含H+；碱性溶液中只含OH-.
√
7.有含H+的水溶液一定是酸；含OH-的水溶液一定是碱．
×
二、溶液酸碱性与pH １、溶液酸碱性的表示法
（1）c(H+) 和 c(OH-)
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：[OH—]=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1) [H+]=10-14/[OH-] pH=-lg10-14/(10-3/2) =-lg2+11 =10.7
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算6—— 强酸与强碱混合
滴定终点的判断：指示剂的颜色发生突变且半分钟不 变色即达到滴定终点。
实验 指示剂 滴定终点现象
强酸滴定强碱
酚酞
甲基橙
由浅红变为无色 由黄色刚刚变为橙色
由无色变为浅红色
强碱滴定强酸
酚酞 甲基橙
由橙色刚刚变为黄色
滴定终点应该是恰好反应的点,而常用指示剂没有 在PH等于7时变色的? 如果选用指示剂去判断滴定终点误差会不会很大?
（2）c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L） 用pH表示。 pH = - lgc(H+)
例：c(H+) = 1×10-7mol/L pH = - lg10-7 = 7
2、c(H+) 和 c(OH-)与溶液酸碱性、 pH的关系
溶液的酸碱性 酸性 中性 碱性
c(H+)和c(OH-)的关系
[H+] =
=
pH=-lg[H+]
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
溶液稀释的PH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Ba(OH)2溶液加水稀释100倍
5 4 9
10
约为7 约为7
PH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
10 8 6 4 2 40
突 变 范 围
10
20
30
加入NaOH(ml)
如果酸碱指示剂的颜色在此pH突跃范围发生明 显的改变，误差很大吗?
中和滴定曲线
PH 12 10 8 6 4 2 0
酚酞
甲基橙
颜色突 变范围
10
20
30
40
V(NaOH)mL
高考链接
（08全国Ⅱ卷）实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变 色范围如下：甲基橙：3.1～4.4 石蕊：50～8.0 酚酞：8.2～10.0 用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定未 知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述 正确的是( D ) 提示： CH COONa显碱性
练习： 1、某酸溶液的PH为2 ，某碱溶液的PH为12 ，两者等体 积相混合后，有关PH值的变化正确的是（ D ） A、大于7 B、小于7 C、等于7 D、三种都有可能
2、酸HA、HB两溶液的PH值为3，且体积相同， 加水稀释两溶液，PH值与加入水的体积关系如图 所示，则两者酸性较强的是（ HB ） PH
加入 NaOH 0.00 (ml) 溶液PH 1.0 值
10.00 15.00 18.00 19.00
19.96 20.00 20.04 21.00
1.2
1.8
2.3
2.6
3.9
7.0
10.0
11.4
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的PH发生怎样改 变?
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算8
弱酸强碱或强酸弱碱混合
（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相 酸 性 混合，则混合液呈_____ （2）PH为12的氨水和PH为2的盐酸等体积相混合，则混 碱 性 合液呈 ______ （3）PH为2的盐酸和PH为12的某碱等体积相混合，则混 大于等于7 合液PH_________ （4）PH为12的NaOH溶液和PH为2的某酸溶液等体积相 小于等于7 混合，则混合液PH ______________
强酸与强碱中和滴定曲线可以看出终 点时溶液的 pH 值在 4~10 区间有突跃变 化关系。 盐酸过量1滴， pH 混合溶液的pH值 变成4左右，甲 10 基橙或酚酞能指 7 示出来。 4
V
强酸滴定强碱 pH变化曲线图
PH
中和滴定曲线
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。 12
PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍
pH计算3——弱酸、弱碱的稀释
例题、 pH=3 的 HAc 加水稀释到原来 10倍，溶液的 pH 值范围______________ 3＜pH＜4 pH=12 氨水加水稀释到原来 10 倍，溶液的 pH 值范围 _________________ 11＜pH＜12
讨论： pH试纸的使用
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
注意： 是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？ ①不能用水润湿 如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定： ②要放在玻璃片（或表面皿）上 A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 √ D、不确定 ③不是将试纸伸到溶液中 能否用广泛pH试纸测出pH=7.1来？ ④广泛 pH试纸只能读出整数 标准比色卡中的数据都是整数
3、实验仪器及试剂: 仪器:
酸式滴定管、碱式滴定管、铁架台和滴定管
夹、锥形瓶、烧杯、白纸（画pH曲线用）。
试剂：标准液、待测液、酸碱指示剂。
酸式滴定管和碱式滴定管 标有温度、刻度 酸式滴定管盛 放酸性试剂 和氧化性试 剂
碱式滴定管 盛放碱性 ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ剂
思考：滴定管和量筒读数时有什么区别？
滴定管的“0”刻度在上面，越往下刻度值 越大，而量筒无零刻度，并且越往上刻度越大； 记录数据时滴定管一般到0.01 mL，而量筒仅为
2、人们的生活健康也与溶液的酸碱性有关。
3 、酸碱中和滴定中溶液pH变化（借助酸碱指示 剂的颜色变化）是判断滴定终点的依据。
四、酸碱中和滴定
1、定义：
用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓
度的碱（或酸）的方法。
*已知浓度的溶液——标准液 *未知浓度的溶液——待测液 2、原理： HCl+NaOH=H2O
思考题：在常温下，由水电离产生的C（H+） =1×10-9 mol/L的溶液，则该溶液的酸碱性如何？
可能是酸性也可能是碱性
练习： ---正误判断
1、任何水溶液中都有CH+和COH-。
√
2、对水升高温度， CH+增大，酸性增强。 × 4、在酸碱溶液中，水电离出来的C 5、在水中加酸会抑制水的电离。
pH=-lg[H+] =-lg 1.0 ×10-5 =5
关键：抓住氢离子进行计算！
pH计算２—— 强碱的稀释
例题：在25℃时，pH等于12的强碱溶液稀释到原来的 100倍，pH 等于多少？
解： 稀释前：[OH-] = 稀释后： [OH-] =
=1 ×10-2mol/L
=1 ×10-4mol/L =1 ×10-10mol/L =10
C1＝
C2V2 V1
C1V1=C2V2
[课堂练习]
用0.1150mol/L的HCl溶液滴定23.00mL未知浓度的 NaOH溶液，滴定完成时，用去HCl溶液28.00mL。通 过中和滴定测得NaOH溶液的物质的量浓度是多少？
0.1400mol/L
实验的关键：
（1）准确测量参加反应的两种溶液的体积。 （2）准确判断中和反应是否恰好完全反应。
0.1mL。
例1、下列所述仪器“0”刻度位置正确的是（ B
）
A．在量筒的上端
B．在滴定管上端
C．容量瓶上端
练 1 ：量取 25.00mL， KMnO 4溶液可选用仪器 （ ）
C
A．50mL量筒，
B．100mL量筒
C．50mL酸式滴定管 ， D．50mL碱式滴定管
练2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00 处，若把滴定管中溶液全部排出，则体积（ ）
C
A、 等于30 C、大于30
B、等于20 D、小于30
一些常见酸碱指示剂的变色范围
甲基橙 红色 石 蕊 红色 橙色 黄色 蓝色
3.1 ~ 4.4
紫色
5.0 ~ 8.0
酚 酞 无色 浅红色 红色
8.2 ~ 10.0
（2）指示剂的选择：
甲基橙 酚 酞
黄色 红色 橙色 ——— 3.1 ——— 4.4 ——— 无色 粉红色 红色 ——— 8.2 ——— 10.0 ———
pH计算4—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4 的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？
pH=-lg[H+] 解： =-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1） =-lg5×10—2 =2-lg5 =1.3.
关键：抓住氢离子进行计算！
pH计算5—— 强碱与强碱混合
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 一个单位。 2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 不到一个单位 3、 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只能接近7：酸不 能等于或大于 7；碱不能等于或小于7。 4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
例： 用0.1000mol/L盐酸滴定0.1000mol/L NaOH溶液20.00mL,如滴定完成时不慎多加了 1滴盐酸溶液（1滴溶液的体积约为0.04mL） 求所得溶液的pH。并据此分析选用哪种指示 剂。
提示：0.04mL约1滴
向20.00mL 0.10mol/L HCl中滴加0.10mol/L NaOH 溶液过程中，溶液的pH变化如下，你发现了什么 现象与规律？
3
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂 C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
四、实验步骤： 1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是 否灵活； 2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2 －3次； 3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、 碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm 4、赶气泡： 酸式滴定管：快速放液 碱式滴定管：橡皮管向上翘起 5、调液： 调节滴定管中液面高度，并记下读数，记做。
常温下 pH
c(H+) ＞ c(OH-)
c(H+) = c(OH-) c(H+) ＜ c(OH-)
＜7
=7 ＞7
pH=7的溶液一定是中性溶液吗？
答：不一定，只有在常温下才显中性。
注意: [H+]与[OH—]的关系才是判断 溶液酸碱性的依据.
3、pH的测定方法 测定方法： pH试纸
pH计
用法：用玻璃棒蘸溶液，点在pH试纸中央， 半分钟后与比色卡比色
2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。 3、强酸溶液的pH值一定大。 4、pH值等于6是一个弱酸体系。 5、pH值有可能等于负值。 6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+] 物质的量的浓 度相同。 7.PH=9的NaOH溶液加水稀释1000倍后pH值约为6
√
pH应用
1、工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱 性。
HB HA
加水体积
3、同体积的PH为3 的盐酸、硫酸、醋酸和硝 酸四种溶液，分别加入足量的锌粉，叙述正确 BD ） 的是（ A、 硫酸溶液中放出的氢气的量最多 B、 醋酸溶液中放出的氢气的量最多 C、 盐酸和硝酸中放出的氢气的量相等 D、盐酸比硝酸放出的氢气的量多
溶液的pH值——正误判断
1、一定条件下 pH值越大，溶液的酸性越强。
例题：在25℃时，100ml 0.6mol/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值等于多少？ 解：NaOH+HCl=NaCl+H2O 0.04 0.06 pH=-lg[H+]
=-lg0.02/（0.1+0.1）
=-lg10—1 =1
关键：酸过量抓住氢离子进行计算！
pH计算7—— 强酸与强碱混合
方法二：用pH计测定
三、pH的计算
酸性溶液，直接求pH
碱性溶液，先求pOH（或c(H+)），再求pH 混合溶液，先判断酸碱性， 再根据以上方法求 无限稀释接近7
pH计算１—— 强酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的 100倍，pH 值等于多少？
解： [H+]=
=1.0 ×10-5mol/L
× 3、在水中加入稀盐酸或NaOH后，水的离子积发生改变
H+和COH-相等
√
√
6、如果C H+不等于COH-则溶液一定呈现酸碱性。 酸性溶液中只含H+；碱性溶液中只含OH-.
√
7.有含H+的水溶液一定是酸；含OH-的水溶液一定是碱．
×
二、溶液酸碱性与pH １、溶液酸碱性的表示法
（1）c(H+) 和 c(OH-)
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：[OH—]=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1) [H+]=10-14/[OH-] pH=-lg10-14/(10-3/2) =-lg2+11 =10.7
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算6—— 强酸与强碱混合
滴定终点的判断：指示剂的颜色发生突变且半分钟不 变色即达到滴定终点。
实验 指示剂 滴定终点现象
强酸滴定强碱
酚酞
甲基橙
由浅红变为无色 由黄色刚刚变为橙色
由无色变为浅红色
强碱滴定强酸
酚酞 甲基橙
由橙色刚刚变为黄色
滴定终点应该是恰好反应的点,而常用指示剂没有 在PH等于7时变色的? 如果选用指示剂去判断滴定终点误差会不会很大?
（2）c(H+) 和 c(OH-)都较小的稀溶液（＜1mol/L） 用pH表示。 pH = - lgc(H+)
例：c(H+) = 1×10-7mol/L pH = - lg10-7 = 7
2、c(H+) 和 c(OH-)与溶液酸碱性、 pH的关系
溶液的酸碱性 酸性 中性 碱性
c(H+)和c(OH-)的关系
[H+] =
=
pH=-lg[H+]
关键：抓住氢氧根离子进行计算！
溶液稀释的PH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Ba(OH)2溶液加水稀释100倍
5 4 9
10
约为7 约为7
PH=5的稀盐酸加水稀释1000倍
10 8 6 4 2 40
突 变 范 围
10
20
30
加入NaOH(ml)
如果酸碱指示剂的颜色在此pH突跃范围发生明 显的改变，误差很大吗?
中和滴定曲线
PH 12 10 8 6 4 2 0
酚酞
甲基橙
颜色突 变范围
10
20
30
40
V(NaOH)mL
高考链接
（08全国Ⅱ卷）实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变 色范围如下：甲基橙：3.1～4.4 石蕊：50～8.0 酚酞：8.2～10.0 用0.1000 mol/L NaOH溶液滴定未 知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述 正确的是( D ) 提示： CH COONa显碱性
练习： 1、某酸溶液的PH为2 ，某碱溶液的PH为12 ，两者等体 积相混合后，有关PH值的变化正确的是（ D ） A、大于7 B、小于7 C、等于7 D、三种都有可能
2、酸HA、HB两溶液的PH值为3，且体积相同， 加水稀释两溶液，PH值与加入水的体积关系如图 所示，则两者酸性较强的是（ HB ） PH
加入 NaOH 0.00 (ml) 溶液PH 1.0 值
10.00 15.00 18.00 19.00
19.96 20.00 20.04 21.00
1.2
1.8
2.3
2.6
3.9
7.0
10.0
11.4
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的PH发生怎样改 变?