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。

碱性废水加盐酸调PH值，原水PH值是A，出水PH值是B，当B＞7时，需要添加的盐酸量为：V×（10A-14-10B-14）×36.5kg/h，当B＜7时，需要添加的盐酸量为：V×(10B-14+10-A) ×36.5kg/h V：废水的流速m3/h;例如进水流速为45m3/h，PH为11，出水为8，PH用31%的盐酸来调节，则需要盐酸量为：45×（10-3-10-6）×36.5÷31%=5.3kg/h 进水流速为45m3/h，PH为8，出水为6.5，PH用10%的盐酸来调节，则需要盐酸量为：45×（10-6+10-6.5）×36.5÷10%=1.64kg/h两溶液等积混合求溶液pH的0.3规则的内容可叙述如下：两种强酸溶液，或两种强碱溶液，或一种强酸溶液与一种强碱溶液等体积混合，当两溶液的pH值之和为14时，混合液pH＝7；当两溶液的pH值之和小于13时，混合液的pH值为原pH 值小的加上0.3；当两溶液的pH值之和大于15时，混合液的pH值为原pH 值大的减去0.3。

若用pHA、pHB、pHC分别表示两种溶液及混合液的pH值，且pHA＜pHB，当pHA＋pHB＝14时，pHC＝7；当pHA＋pHB＜13时，则pHC＝pHA＋0.3；当pHA＋pHB＞15时，则pHC＝pHB－0.3。

0.3规则的意义是弱者仅对强者起一个稀释作用，或者说，弱者是强者的陪衬。

由于溶液的体积增加一倍，溶液的[H+]或[OH－]除2，0.3实际上是lg2的值。

因此，pH＝2的盐酸与pH＝6的盐酸等体积混合，或与pH＝10的NaOH溶液等体积混合，以及用水稀释一倍，其结果都一样，pH值都是2.3。

0.3规则是一个近似规则。

因为两种强酸或两种强碱溶液等体积混合时，若pH值相差1，混合液的pH值应是±0.26；强酸、强碱混合，pH值与pOH值相差1(即pH值之合为13或15)，应是±0.35；若以上相差值小于1，误差就更大。

混合溶液pH计算的0.3规则两溶液等积混合求溶液pH的0.3规则的内容可叙述如下：两种强酸溶液，或两种强碱溶液，或一种强酸溶液与一种强碱溶液等体积混合，当两溶液的pH值之和为14时，混合液pH＝7；当两溶液的pH值之和小于13时，混合液的pH值为原pH值小的加上0.3；当两溶液的pH值之和大于15时，混合液的pH值为原pH值大的减去0.3。

若用pH A、pH B、pH C分别表示两种溶液及混合液的pH值，且pH A＜pH B，当pH A＋pH B＝14时，pH C＝7；当pH A＋pH B＜13时，则pH C＝pH A＋0.3；当pH A＋pH B＞15时，则pH C＝pH B－0.3。

0.3规则的意义是弱者仅对强者起一个稀释作用，或者说，弱者是强者的陪衬。

由于溶液的体积增加一倍，溶液的[H+]或[OH－]除2，0.3实际上是lg2的值。

因此，pH＝2的盐酸与pH＝6的盐酸等体积混合，或与pH＝10的NaOH溶液等体积混合，以及用水稀释一倍，其结果都一样，pH值都是2.3。

0.3规则是一个近似规则。

因为两种强酸或两种强碱溶液等体积混合时，若pH值相差1，混合液的pH 值应是±0.26；强酸、强碱混合，pH值与pOH值相差1(即pH值之合为13或15)，应是±0.35；若以上相差值小于1，误差就更大。

另外，这一规律只适用于强酸、强碱，不适用于弱酸合弱碱；是等体积混合，而非不等体积混合。

例1．(MCE81)pH＝5合pH＝3的两种盐酸，以等体积混合后，溶液的pH值是A. 2B. 3.3C. 4D. 8答：B。

例2．pH＝2的盐酸合pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH值是A. 5.0B. 7.0C. 1.0D. 14答：B。

利用0.3规则还可以对一些问题进行巧解。

例3．将pH值为8的NaOH溶液与pH值为10的NaOH溶液等体积混合后，溶液中氢离子浓度最接近于A. 2×10－10 mol / LB. 12(10－8＋10－10) mol / LC. (10－8 ＋10－10) mol / LD. (1×10－14－5×10－5) mol / L解析：按照0.3规则，混合液的pH＝9.7，对各选项分别试之，并舍去[H+]较小的，再取负对数。

混合液的pH 值计算方法公式值计算方法公式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 ＋]1V 1＋[H ＋]2V 2）/（V 1＋V 2）2、强碱与强碱的混合：、强碱与强碱的混合：（先求（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 －]1V 1＋[OH －]2V 2）/（V 1＋V 2）（注意：不能直接计算[H ＋]混） 3、强酸与强碱的混合：（先据H ＋＋OH － ＝＝H 2O 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），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！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。

“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，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，即混合后体积等于原体积的和，即混合后体积等于原体积的和，当题目给出混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。

系求算溶液的体积。

（四）稀释过程溶液pH 值的变化规律：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。

pH计算我们知道c(H+)和pH的关系：pH＝－lg c(H+)，c(H+)=10-pH。

但在计算溶液pH时，往往稍有不慎就会出现错误，原因大多是没有掌握计算的关键。

在计算溶液pH时，关键是要抓住“问题的主要方面”—--酸性溶液一定要用溶液中的c(H+)来计算；碱性溶液一定要先求出溶液中的c(OH-)，再用kw转化求出溶液中的c(H+)来计算。

即口诀为：酸按酸(H+)，碱按碱(OH-)，同强相混直接算，异强相混看过量（谁多显谁性），无限稀释“7”为限。

下面结合例题来阐述pH计算：一、单一强酸或强碱溶液的pH计算【例1】0.01mol/L的HCl溶液的pH=__2___。

0.05mol/L的Ba(OH)2溶液的pH=__13____。

解析：0.01mol/L的HCl溶液中c(H+)=0.01mol/L，pH＝－lgc（H＋）=2；0.05mol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=0.1mol/L，c(H+)=1×10-14/0.1=1×10-13 mol/L，pH＝－lgc（H＋）=13 二、单一酸或碱稀释后的pH计算原理：稀释前后酸或碱的物质的量不变。

一般计算公式：C1V1＝C2V2，据此求出稀释后酸或碱的物质的量的浓度。

【例2】（1）常温下，取10mL pH=2的HCl溶液稀释成1000mL的溶液，稀释后溶液的pH=____5____。

(稀释后溶液中c（H+）=10-5mol/L)（2）把1ml0.05mol/L的H2SO4溶液加水稀释制成100ml溶液，稀释后溶液的pH=__3___。

（稀释后溶液中c（H+）=10-3mol/L）（3）常温下，0.01mol/L的NaOH溶液稀释1000倍，稀释后溶液的pH= ____9_。

（稀释后溶液中c(O H-)=1×10-5mol/L，此时溶液中c（H＋）=10-9mol/L）（4）将pH=14的NaOH溶液稀释1000倍，则稀释后溶液的pH=_11_____。

酸与碱混合后溶液的pH 计算酸溶液与碱溶液混合，两者发生中和反应，实质是H +与OH -中和成H 2O ，溶液的体积增加，而H +或OH -浓度大大减少。

混合液的体积近似看成混合前各溶液体积之和。

如果发生反应无过量物质，溶液的pH 由生成物的性质而定。

强酸强碱盐溶液的pH 为7；强酸弱碱盐溶液的pH 小于7；弱酸强碱盐溶液的pH 大于7（具体计算见“盐的水解计算”）。

如果反应有过量物质．过量物质的多少决定了溶液的pH pH。

例1 0.15mol 0.15mol··L -1盐酸溶液50mL 与0.15mol 0.15mol··L -1氢氧化钠溶液25mL相混合，求混合液的pH pH。

解 HCl+NaOH=NaCl+H 2O中和后剩余HCl 量 7.5 7.5××10-3-3.75-3.75××10-3=3.75=3.75××10--3（mol mol））pH= -lg[H +]=-lg0.05=1.3答混合液的pH 为1.31.3。

例2 0.5mol 0.5mol··L -1醋酸溶液和0.2mol 0.2mol··L -1氢氧化钠溶液各100mL 相混，求溶液的pH pH。

（已知醋酸电离常数。

（已知醋酸电离常数Ka=1.8Ka=1.8××10-5）解 CH 3COOH +NaOH =CH 3COONa +H 2O反应剩余的醋酸量反应剩余的醋酸量 0.05-0.02=0.03 0.05-0.02=0.03 0.05-0.02=0.03（（mol mol））反应生成的CH 3COONa 为强电解质，为强电解质，100100100％电离。

电离出的％电离。

电离出的0.02molCH 3COO -参与弱电解质醋酸的电离平衡。

设平衡时H +的浓度为xx 远小于0.02和0.030.03，可近似将，可近似将x+0.02=0.02x+0.02=0.02，，0.03-x=0.030.03-x=0.03。

2019高考化学重点试题分析：谈谈ph的计算与溶液酸碱性的判断【一】pH的使用及计算中的几个误区〔1〕pH＝7的溶液不一定呈中性。

只有在常温下pH＝7的溶液才呈中性，当在100℃时，水的离子积常数为1×1012，此时pH＝6的溶液为中性溶液，pH＞6时为碱性溶液，pH＜6时为酸性溶液。

〔2〕使用pH试纸时，假设先用蒸馏水润湿，那么测量结果不一定偏小。

因为相当于将待测液稀释了，假设待测液为碱性溶液，那么所测结果偏小；假设待测液为酸性溶液，那么所测结果偏大；假设待测液为中性溶液，那么所测结果没有误差。

〔3〕水的离子积常数表达式KW＝c(H+)·c(OH－)中H+和OH－不一定是水电离出来的。

c(H+)和c(OH－)均指溶液中的总浓度。

任何水溶液中都存在这一关系，因此在酸溶液中酸本身电离出的H+会抑制水的电离，而在碱溶液中，碱本身电离出的OH－也会抑制水的电离。

而在含有弱酸根离子或弱碱阳离子的溶液中水的电离会受到促进，因为弱酸根离子或弱碱阳离子分别易和水电离出来的H+和OH－生成弱酸或弱碱。

【二】pH的计算〔1〕强酸与强碱溶液要注意酸或碱的元数如物质的量浓度为cmol/L的HnA溶液，c(H+)＝ncmol/L，pH＝－lg{c(H+)}＝－lg(nc)。

〔2〕强酸与强碱混合要先判断过量情况假设碱过量，一定要将c(OH－)通过KW＝1×10－14换算成c(H+)，还要看看是不是在通常状况下。

〔3〕溶液稀释后pH的计算：①对于强酸〔或强碱〕溶液，每稀释10倍，pH增大〔或减小〕一个单位，但无论稀释多少倍，pH都不可能等于7，只能接近7。

②对于pH相同的强酸和弱酸〔或强碱和弱碱〕溶液稀释相同的倍数，强酸〔或强碱〕溶液的pH变化幅度大。

〔4〕两强酸或两强碱等体积混合后pH的计算：①两强酸溶液等体积混合后pH等于混合前溶液pH小的加0.3。

如pH＝3和pH＝5的两种盐酸等体积混合后，pH＝3.3。

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______________。

高中化学：有关溶液的PH的计算溶液PH值问题涉及面广，与生活实际关系密切，内容多而繁杂，是高中阶段学习的重点和难点，尤其是PH值计算更是考试的热点。

因此，探讨PH值的计算方法和技巧，寻找解决问题的关键与规律，对于解决溶液PH问题具有重要意义。

常温下的溶液pH的计算方法（1）单一溶液强酸：H n A溶液，设溶质的物质的浓度为c mol/L，c(H+)=nc mol/L，pH= -lgc(H+) = -lg nc强碱：B(OH)n溶液，设溶质的物质的量浓度为c mol/L，c(H+)= mol/L，pH= -lgc(H+) =14+lg nc例：25℃时，0.05mol/L的H2SO4溶液：pH= -lgc(H+) ==1例题：25℃时，0.01mol/L的NaOH溶液：c(H+)=mol/L pH=12（2）强酸混合1. 先求出:2. 再计算公式pH= -lgc(H+)；3. 最后根据公式pH=-lgc(H+)求出。

例：25℃时，pH=3和pH=5的两种盐酸等体积混合，求混合后的pH。

解析：（3）强碱混合1. 先求出2.再计算3.最后根据公式pH= -lgc(H+) 求出。

例题：25℃时，pH=9和pH=11的两种烧碱等体积混合，求混合后的pH。

解析：知识拓展——0.3规则（近似规则）若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2 个以上时，混合液的PH有如下近似规律：图片两强酸等体积混合图片，PH=PH小+0.3；两强碱等体积混合，PH=PH大－0.3（4）强酸强碱混合①恰好中和。

②酸过量，先求剩余的c(H+)，再求pH。

c(H+)=[n(H+)-n(OH-)]/混合溶液总体积③碱过量，先求剩余c(OH-)，再通过Kw求c(H+)，最后求pH。

c(OH—)=[n(OH—)-n(H+)]/混合溶液总体积例题：25℃时，20mL 0.05 mol/L的盐酸和10mL 0.07mol/L的烧碱混合，求混合后的pH。

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。

3．2．［H＋］是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。

4．3．4．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(1×10－7 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。

009×10－7pH＝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。

强酸强碱混‎合溶液的p‎H计算有关溶液p‎H的定量计‎算及相关知‎识迁移题型‎是高考命题‎的重点内容‎。

因为涉及到‎相对比较多‎的计算内容‎，所以在这一‎部分也衍生‎出了很多相‎关的巧算规‎则。

但是，所有衍生的‎巧算都有一‎个共同的实‎质，如果想巧用‎规则、在考试中出‎奇制胜，就一定要好‎好地理解并‎吃透这一部‎分的计算原‎理。

无论是溶液‎稀释型、溶液混合型‎、反应型或者‎是水解电离‎型的溶液p‎H计算，其实都是有‎一个共同的‎计算原则的‎。

在这个专题‎中，我们就要一‎起来探讨这‎个原则，并看看它是‎怎样应用于‎各种类型题‎的。

计算原则在计算pH‎之前，一定要事先‎判断混合后‎溶液的酸碱‎性：若混合溶液‎显酸性，一定用[H+]计算；混合溶液显‎碱性，一定用[OH-]计算，绝对不能颠‎倒。

强酸强碱溶‎液混合后，若H+过量，则+c(H)混合=+-a ba bc(H)V-c(OH)VV+V；若OH-过量，则-c(OH)混合=-+b aa bc(OH)V-c(H)VV+V在这一个专‎题中，对于大家的‎要求不是掌‎握多少规则‎或是“巧妙”的办法，而是要老老‎实实地按照‎解题的原则‎步骤一步步‎算下来，并且要求计‎算准确！熟能生巧，只有好好地‎把基础理解‎并掌握了，才能更好地‎理解和应用‎更巧妙的办‎法。

下面我们就‎来实际体验‎一下，看看混合溶‎液p H求算‎原则是怎样‎应用到实际‎中的.体验1常温下60‎mL 0.5 mol·L-1 NaOH溶‎液和40 mL 0.4 mol·L-1的H2S‎O4相混合‎后，溶液的pH‎约为（）A、0.5B、1.7C、2D、13.2体验思路：按照强强碱‎混合溶液p‎H求算原则‎，先判断混合‎后溶液的酸‎碱性，然后计算溶‎液中的H+或OH-的浓度，再换算成p‎H。

要记住，在pH的计‎算题中，混合溶液c‎(H+)或c（OH-）的求算等式‎在绝大多数‎情况下都是‎解题的关键‎！体验过程：第一步：判断混合后‎溶液酸碱性‎混合后溶液‎的酸碱性是‎由混合前酸‎和碱中H+和OH-物质的量决‎定的。

如果是强酸强碱先求反应后酸有剩余还是碱有剩余（看反应式里的比例来就）如果酸有剩余酸的密度 =剩余的量 /（酸碱体积之和）ph=-log( 酸的密度 )如果碱有剩余碱的密度 =剩余的量 /（酸碱体积之和）ph=14-log( 碱的密度 )化学ph 值如何计算一、单一溶液 pH 的计算①强酸溶液强酸溶液的 pH 计算方法是：根据酸的浓度选求出强酸溶液中的c(H+) 然后对其取负对数就可求得pH 。

例 1．求 25℃时， 0.005mol/L 的 H2SO4 溶液的 pH解： 0.005mol/L 的 H2SO4 溶液中 c(H+)=1 ×10-2 故 pH=-lg1*10-2=2②强碱溶液强酸溶液的 pH 计算方法是：根据碱的浓度先求出强碱溶液中的 c(OH-) 然后利用该温度下的 Kw 求出 c(H+) 然后求 pH例 2．求 25℃时， 10-5mol/L 的 NaOH 溶液的 pH解： 10-5mol/L 的 NaOH 溶液中 c(OH-)=1 ×10-5mol/L, 则c(H+)=Kw/c(OH-)=(1×10-14)/1×10-5mol/L=1×10-9mol/L,故pH=9③其它溶液其它溶液的 pH 计算方法是：想办法求出溶液中的c(H+) 然后取负对数例 3．求 25℃时，某浓度的 HAC 溶液中，由水电离的 c(H+)=1 ×10-12mol/L, 求该溶液的 pH解：由题中水电离的 c(H+)=1 ×10-12mol/L 可得 c(OH-)=1 ×10-12mol/L ，则溶液中的 c(H+)=1 ×10-14/1 ×10-12mol/L=1 ×10-2mol/L, 故 pH=2二、稀释型（指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用）实质：稀释前后酸或碱的物质的量不变。

一般计算公式：C1V1 ＝C2V2 ，据此求出稀释后酸或碱的物质的量的浓度。

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。

碱性废水加盐酸调PH值,原水PH值就是A,出水PH值就是B,当B＞7时,需要添加的盐酸量为:V×(10A-14-10B-14)×36.5kg/h,当B＜7时,需要添加的盐酸量为:V×(10B-14+10-A) ×36.5kg/hV:废水的流速m3/h;例如进水流速为45m3/h,PH为11,出水为8,PH用31%的盐酸来调节,则需要盐酸量为:45×(10-3-10-6)×36、5÷31%=5.3kg/h 进水流速为45m3/h,PH为8,出水为6、5,PH用10%的盐酸来调节,则需要盐酸量为:45×(10-6+10-6、5)×36、5÷10%=1.64kg/h两溶液等积混合求溶液pH的0、3规则的内容可叙述如下:两种强酸溶液,或两种强碱溶液,或一种强酸溶液与一种强碱溶液等体积混合,当两溶液的pH值之与为14时,混合液pH＝7;当两溶液的pH值之与小于13时,混合液的pH值为原pH值小的加上0、3;当两溶液的pH值之与大于15时,混合液的pH值为原pH值大的减去0、3。

若用pHA、pHB、pHC分别表示两种溶液及混合液的pH值,且pHA＜pHB,当pHA＋pHB＝14时,pHC＝7;当pHA＋pHB＜13时,则pHC＝pHA＋0、3;当pHA＋pHB＞15时,则pHC＝pHB－0、3。

0、3规则的意义就是弱者仅对强者起一个稀释作用,或者说,弱者就是强者的陪衬。

由于溶液的体积增加一倍,溶液的[H+]或[OH－]除2,0、3实际上就是lg2的值。

因此,pH＝2的盐酸与pH＝6的盐酸等体积混合,或与pH＝10的NaOH溶液等体积混合,以及用水稀释一倍,其结果都一样,pH值都就是2、3。

0、3规则就是一个近似规则。

因为两种强酸或两种强碱溶液等体积混合时,若pH值相差1,混合液的pH值应就是±0、26;强酸、强碱混合,pH值与pOH值相差1(即pH值之合为13或15),应就是±0、35;若以上相差值小于1,误差就更大。