人教版高中化學(xué) 溶液pH的計(jì)算.doc

精品文檔溶液pH的計(jì)算一、強(qiáng)酸（堿）與弱堿（酸）等體積混合后，溶液的酸堿性pH之和為14，誰弱顯誰性；兩者等濃度，誰強(qiáng)顯誰性。即室溫下，pH之和為14的酸與堿等體積混合反應(yīng)后，溶液的酸堿性由弱的一方?jīng)Q定；等濃度的同元酸與堿等體積混合反應(yīng)后，溶液的酸堿性由強(qiáng)的一方?jīng)Q定。二、溶液pH的計(jì)算酸按酸，堿按堿，酸堿中和求過量，無限稀釋7為限。若溶液顯酸性，用溶液中的c(H+)來計(jì)算；若溶液顯堿性，先求溶液中的c(OH-)，再由c(H+)=求出c(H+)，最后用pH=-lg c(H+),求出pH三、酸堿中和反應(yīng)pH的計(jì)算將強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H+)酸：c(OH-)堿、V酸：V堿、pH酸+ pH堿有如下規(guī)律（25）：因c(H+)酸V酸=c(OH-)堿V堿，故有。在堿溶液中c(OH-)堿=，將其代入上式得c(H+)酸c(H+)堿=，兩邊取負(fù)對數(shù)得pH酸+ pH堿=14-lg。例如：V酸：V堿c(H+)酸：c(OH-)堿pH酸+ pH堿10：11：10151：11：1141：1010：113m:nn:m14+ lg四、單一溶液的pH計(jì)算1、強(qiáng)酸溶液如HnA溶液，設(shè)濃度為c mol/L，c(H+)=nc mol/L，pH=-lg c(H+)=-lg(nc)2、強(qiáng)堿溶液如B(OH)n溶液，設(shè)濃度為c mol/L，c(H+)= mol/L，pH=-lg c(H+)=14+lg(nc)五、混合溶液PH的計(jì)算1、兩強(qiáng)酸溶液混合：C混(H+)=，先求出混合后的C混(H+)，再根據(jù)公式pH=-lgc(H+)求得。2、兩強(qiáng)堿溶液混合：C混(OH-)=，先求出混合后的C混(OH-)，再通過Kw，求出c(H+)，再根據(jù)公式pH=-lgc(H+)，求得PH。3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合，要先根據(jù)H+OH-=H2O，計(jì)算出哪種物質(zhì)過量，一般有如下三種情況：（1）若酸過量：C混(H+)=，可直接求出pH；（2）若恰好完全反應(yīng)：，溶液呈中性。（3）若堿過量：C(OH-)=，根據(jù)Kw，求出c(H+)，再求pH；4、稀釋后溶液pH的變化規(guī)律（1）對于強(qiáng)酸溶液，每稀釋10n倍，pH增大n個(gè)單位（增大后不超過7）（2）對于強(qiáng)堿溶液，每稀釋10n倍，pH減小n個(gè)單位（減小后不小于7）（3）對于pH相同的強(qiáng)酸與弱酸（或強(qiáng)堿與弱堿）稀釋相同倍數(shù)時(shí)，pH變化不同，弱酸或弱堿pH變化的程度小。這是因?yàn)槿跛峄蛉鯄A隨加水稀釋繼續(xù)電離，使H+或OH數(shù)目增多。（4）對于物質(zhì)的量濃度相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋相同倍數(shù)，pH變化不同，其結(jié)果是強(qiáng)酸稀釋后pH增大比弱酸快（強(qiáng)堿、弱堿類似）。若為弱酸或弱堿溶液，每稀釋10n倍，pH變化則小于n個(gè)單位，無限稀釋時(shí)，與上述情況相同。5、已知酸和堿的pH之和，判斷等體積混合后溶液的pH（25）（1）若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH=7（2）若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH7（3）若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液的pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH7（4）若酸堿溶液的pH之和為14，酸堿中有一強(qiáng)，一弱，則酸、堿溶液混