人教版高中化学 溶液pH的计算

晨鸟教育

Earlybird 溶液的酸碱性与pH

【学法指导】

1.认识溶液的酸碱性及pH。

2.掌握检验溶液pH的方法。

3.了解溶液的pH的计算及溶液稀释时pH的变化规律。

4.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。

【基础梳理】

一、溶液的酸碱性与pH的关系

1、判断溶液酸碱性的依据

不能用c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过 的相对大小来判断。

2.溶液的酸碱性与H+、OH-浓度的关系

对水电离平衡的影响 c(H+)

mol/L c(OH-)

mol/L c(H+)与c(OH-)比较 溶液酸碱性

纯水

HCl

NaOH

3.溶液的酸碱性与pH

(1)溶液pH的定义：H+的物质的量浓度的负对数。表达式为pH= 。

(2)溶液的酸碱性与pH的关系（25℃）

①pH＜7，c(H+)＜10-7，溶液呈 。

②pH=7，c(H+)=10-7，溶液呈 。

③pH＞7，c(H+)＞10-7，溶液呈 。

pH越小，溶液的酸性越 ，碱性越 ，pH的适用范围是 。

［微思考］pH=7的溶液一定是中性溶液吗？

【典例1】正误判断。 晨鸟教育

Earlybird (1) 25℃时，等物质的量浓度的酸、碱溶液中，水的电离程度相同 ( )

(2) 25℃时，水在同pH的H2SO4溶液和CH3COOH溶液中的电离程度不同( )

化学计算专题三 ——溶液、溶解度、pH值的相关计算

[考点扫描]

1．有关物质溶解度的计算。

2．有关溶液浓度(溶质的质量分数和物质的量浓度)的计算。

3．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。

[知识指津]

1．有关物质溶解度的计算

近年来高考的热点有：固体、气体溶解度与饱和溶液的质量分数、物质的量浓度，溶液的pH等方面的转化关系的计算；利用溶解平衡及化学平衡的移动原理来求解溶液中有关微粒的物质的量浓度；根据溶解度曲线，判断混合物的百分组成等。在进行溶解度计算时，一定要找出饱和溶液。

2．有关溶液浓度(溶质的质量分数和物质的量浓度)的计算

近年来高考的热点有：溶液的配制和稀释；有关溶液密度的估算；物质的量浓度与其实用浓度表示方法之间的计算。近年来高考的主要特色之一是变换设问角度使得“陈题”出新意，在溶液的计算中考查思维的严密性和灵活性。

3．溶液浓度配制的计算

配制一定物质的量浓度的溶液时，必须由溶质的物质的量，求出所需溶质的质量或体积，溶剂的体积不必求出，可由容量瓶的容积决定溶液的体积。若用结晶水合物来配制溶液时，必须将结晶水合物的质量换算成无水物的质量，而结晶水合物的物质的量即为无水物的物质的量。

4．同一溶质的不同的浓度的溶液混合(包括溶液的稀释)的计算

两种溶液的混合及某种溶液的稀释过程中，溶质的质量、溶质的物质的量保持不变。抓住这一关键，可列式进行计算。

溶液混合过程中，要注意溶液的体积一般不能相加(除非烯溶液体积相加与总体积变化不大可忽略)。混合液的总体积的计算方法是：两种溶液的总质量除以混合液的密度而得。

5．各种溶液浓度之间的换算

(1)质量分数和物质的量浓度之间的换算

-1，而溶液密度的单位是L 换算时要抓住溶液的密度这一桥梁，并注意单位的换算，因为物质的量浓度的单位是mol·

1 第2课时 溶液pH的计算

[学习目标定位] 1.学会pH的简单计算。2.了解溶液稀释时pH的变化规律，会计算各类混合溶液的pH。

根据水的离子积Kw＝c(H＋)·c(OH－)，回答下列问题：

(1)c(H＋)为1.0×10－2 mol·L－1的某溶液中，c(OH－)为1.0×10－12 mol·L－1，其pH为2。

(2)pH＝3的某溶液中，c(H＋)为1.0×10－3 mol·L－1，由水电离产生的c(H＋)为1.0×10－11

mol·L－1。

(3)c(H＋)为1.0×10－12 mol·L－1的溶液呈碱性，你判断的依据是c(OH－)>c(H＋)。

探究点一 酸、碱溶液混合后pH的计算方法

1．计算下列溶液的pH：

(1)1.0×10－4 mol·L－1盐酸溶液的pH为4；

(2)将0.4 g NaOH固体溶于水得到1 L溶液，该溶液的pH为12。

2．pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为1.0×10－3 mol·L－1，pH为3。

3．将200 mL 5×10－3 mol·L－1 NaOH溶液与100 mL 2×10－2 mol·L－1 NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为1.0×10－2 mol·L－1，c(H＋)为1.0×10－12 mol·L－1，pH为12。

4．pH＝12的NaOH溶液与pH＝2的硫酸，若等体积混合后，溶液的pH为7；若按9∶11的体积比混合后，溶液的pH为3；若按11∶9的体积比混合后，溶液的pH为11。

[归纳总结] 2 溶液pH的计算方法

1．强酸、强碱溶液的pH的计算方法

先求出强酸、强碱溶液中的c(H＋)，强酸直接由酸的浓度求出，强碱先由碱的浓度求出c(OH－)，再根据水的离子积换算出c(H＋)，然后用公式pH＝－lgc(H＋)求出pH。

2．酸、碱溶液混合后pH的计算方法

(1)强酸与强酸混合

1

高中化学---水的离子积及PH值计算 一、水的电离平衡（属于弱电解质的电离） 1.平衡常数表达式：水的离子积常数 Kw=C(H+).C(OH-)；其中，C(H+)与C(OH-)为溶液中H+和OH-的总浓度，不可片面理解为水电离产生的H+与OH-的浓度。 2.Kw的影响因素：只与温度有关；一般我们认为，常温下25°C时，Kw=10-14；100°C时，Kw=10-12。 3.水的电离平衡移动影响因素 （1）温度：温度升高，Kw变大，平衡右移 （2）外加酸、碱，可抑制水的电离（相当于“同离子效应”）：如在水中加入盐酸、氢氧化钠、硫酸氢钠等，可使水的电离程度变小，但不影响Kw的大小。 （3）外加可水解的盐，可促进水的电离（相当于“离子反应效应”）：如在水中加入醋酸钠、氯化铵等，可使水的电离程度变大，但不影响Kw的大小。 （4）加入强酸的酸式盐，相当于加入酸，抑制水的电离；加入弱酸的酸式盐，对水的电离越促进还是抑制作用，则要看是水解程度大，还是电离程度大。 4.水的离子积常数的应用 （1）求PH=1的盐酸溶液中，水电离产生的H+浓度；（2）求PH=1的氯化铵溶液中，水电离产生的H+浓度;（3）求PH＝13的氢氧化钠溶液中，水电离2 产生的OH-浓度；（4）求PH=13的醋酸溶液中，水电离产生的OH-浓度（以上溶液均为常温时的溶液） 结论：水电离产生的氢离子浓度为10-13的溶液，可能是酸溶液，也可能是强溶液；这一点在离子共存问题中，通常构成隐含条件。 5.PH值的大小与溶液酸碱性 （1）溶液的酸、碱性，由C（H+）与C（OH-）的相对大小共同决定的；而溶液的PH=-lg(H+),只与C（H+）有关。两者没有必然的联系，因此，不能说PH=7的溶液一定是中性的，也不能说PH=6的溶液一定是酸性的。当溶液温度不是常温时，中性溶液的PH≠7（因Kw≠10-14）。 （2）例题：改变温度，下列溶液的PH值基本不变的是（ ） A.NaOH溶液 B.NaCl溶液 C.稀硫酸 D.NH4Cl溶液 6.PH的相关计算 （1）单一溶液PH求算（略） （2）溶液的稀释：对于强酸和强碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值为n，但要注意“无限稀释7为限”例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合PH≈7；对于弱酸和弱碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值小于n。 （3）溶液的混合 a.强酸与强酸的混合，先求混合溶液中C（H+），进而根据计算式求出PH；强碱与强碱的混合，先求混合后溶液中C（OH-），再根据水的离子积求出溶3 液中C（H+），进而根据计算公式求出PH。 当两种强酸等体积混合，且△PH≥2时，或者当两种强碱等体积混合，且△PH≥2时，可以得出“同强等混弱点3”。例如：PH=1的盐酸与PH=3的硫酸等体积混合后，溶液PH为1.3；PH=12的烧碱溶液与PH=10的烧碱等体积混合，溶液PH为11.7 b.强酸与强碱的混合，若酸过量，先求混合溶液中C（H+），进而根据计算式求出PH；若碱过量，先求混合后溶液中C（OH-），再根据水的离子积求出溶液中C（H+），进而根据计算公式求出PH。 常温时，当强酸与强碱等体积混合时，若PH酸＋PH碱＝14，则混合后PH＝7；若PH酸+PH碱＞14时，则混合后PH=PH碱－0.3；若PH酸+PH碱<14时，则混合后PH=PH酸+0.3。 7.酸、碱混合后，溶液呈中性 （1）常温下，PH为a的强酸，与PH为b的强碱，混合呈中性，则V酸：V碱=10a+b-14:1；若100°C时混合呈中性，则V酸：V碱=10a+b-12:1。 （2）常温时，PH为a的酸，与PH为14-a的碱等体积混合：或酸为强，碱为弱，则混合后，溶液为碱性；或酸为弱，碱为强，则混合溶液呈酸性；或均为强，则混合溶液显中性。 例题：100°C时，PH=3的稀硫酸与PH=8的烧碱溶液混合后，PH变为7，求两混合溶液的体积比为多少？