溶液PH值的計算

1、溶液pH值的計算及弱電解質(zhì)的判斷專題【專題一】溶液p值的計算與規(guī)律的探討溶液pH值問題涉及面廣，與生活實際關(guān)系密切，內(nèi)容多而繁雜，是高中階段學(xué)習(xí)的重點和難點，尤其是pH值計算更是考試的熱點。因此，探討pH值的計算方法和技巧，尋找解決問題的關(guān)鍵與規(guī)律，對于解決溶液pH問題具有重要意義。在求溶液的pH值時，要抓住矛盾的主要方面，就是求溶液里c(H+)的以10為底的負(fù)對數(shù)，即：lg (c(H+)。不同的溶液求c(H+)的方法不同：酸溶液可直接求出c(H+)；堿溶液必須先求出c(OH-)，然后才能求出c(H+)；酸、堿混合溶液，求溶液的pH方法步驟可總結(jié)為【口訣】酸按酸c(H+)，堿按堿c(OH-)，

2、酸堿中和求過量【關(guān)鍵數(shù)據(jù)】lg20.3；lg30.5；lg50.7；lg5.50.74。 一、單一溶液的pH的計算1、若是酸性溶液，應(yīng)先確定c(H+)，再進(jìn)行2、若是堿性溶液，應(yīng)先確定c(OH-)，再根據(jù)c(H+)c(OH-)二、溶液稀釋后的pH的計算1、強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的稀釋稀釋強(qiáng)酸或強(qiáng)堿時，當(dāng)濃度大于10-5mol/L時，不考慮水的電離，當(dāng)濃度小于10如 pH=6的鹽酸，稀釋100倍后，pH7（溶液不能成為堿性，所以pH不能大于7）； pH=8的NaOH溶液，稀釋100倍后，pH7（溶液不能成為酸性，所以pH不能小于7）； pH=3的鹽酸，稀釋100倍后，pH=5； pH=10的NaOH溶液，稀

3、釋100后，pH=8。2、弱酸或弱堿的稀釋在稀釋弱酸或弱堿過程中既有濃度的變化，又有 HYPERLINK /z/Search.e?sp=S電離平衡&ch=link 電離平衡的移動，不能求得具體數(shù)值，只能確定其pH范圍。如pH=3的醋酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3pH5；pH=10的氨水，稀釋100倍，稀釋后8pH10；因此有：pH=3的弱酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3pH5；pH=10的弱堿溶液，稀釋100倍，稀釋后8pH10。3、總結(jié)pH=a的強(qiáng)酸與弱酸和pH=b的強(qiáng)堿與弱堿溶液，稀釋10n倍(相同倍數(shù))，溶液的pH及其變化情況如何如下表物質(zhì)類別pH稀釋后溶液的pH強(qiáng)酸apH=a+n弱酸aa

4、pHa+n強(qiáng)堿bpH=b-n弱堿bb-npHb 【例1】pH=11的氨水溶液和NaOH溶液，用 HYPERLINK /z/Search.e?sp=S蒸餾水&ch=link 蒸餾水稀釋100倍，二者的pH的關(guān)系是（ ） A. 氨水的pH大于NaOH的pH B氨水的pH小于NaOH的pHC都比原來小 D氨水比原來的大，NaOH比原來的小【解析】氨水為弱堿，NaOH為強(qiáng)堿，稀釋100倍之后，氨水的9pH11，而NaOH溶液的pH=94、溶液稀釋后pH變化曲線pH分別相同的強(qiáng)酸與弱酸或強(qiáng)堿與弱堿溶液稀釋相同的倍數(shù)（10n)由圖可知，pH分別相同的強(qiáng)酸與弱酸或強(qiáng)堿與弱堿溶液稀釋相同的倍數(shù)，弱酸溶液中c(

5、H+)減小的程度比強(qiáng)酸溶液減小的程度要小，弱酸溶液pH增大的程度要比強(qiáng)酸溶液pH增大的程度要小；弱堿溶液c(OH-)減小的程度比強(qiáng)堿溶液減小的程度要小，弱堿溶液pH三、溶液混合后的pH的計算1、兩強(qiáng)酸任意體積混合后的pH的計算先求混合后的c(H+)混，再直接求pH。即：c(H+【例2】pH=4的鹽酸和pH=2的鹽酸等體積混合后，溶液的PH最接近于 （ ） A2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7【解析】由題意pH=4的鹽酸，c(H+)1=1.010-4mol/L； c(H+)混=（1.010-4mol/LV +2、兩強(qiáng)堿任意體積混合后的pH的計算先求混合后的c(OH-)混，再間接求p

6、H。即c(OH3、兩強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液等體積混合后的計算（1）當(dāng)兩溶液的pH值相差2或大于2時；【舉例】將pH=2和pH=5的兩種強(qiáng)酸等體積混合，求所得溶液的pH。混合后的溶液的濃度為：c(H【說明】當(dāng)pH值相差2或大于2時稀溶液的濃度可忽略不計，此時有： c(H+)混10-2+10-525【0.3規(guī)則（近似規(guī)則）】若兩種強(qiáng)酸溶液或兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，且其pH相差2個或2 個以上時，混合液的pH有如下近似規(guī)律： 兩強(qiáng)酸等體積混合，pH=pH小0.3； 兩強(qiáng)堿等體積混合，pH=pH大0.3 如上述例2若用0.3規(guī)則，就很方便，混合液的pH= pH小+0.3=2+0.3= 2.3（2）當(dāng)兩溶液的p

7、H值相差1時；【舉例】將pH=2和pH=3的兩種強(qiáng)酸等體積混合，求所得溶液的pH?；旌虾蟮娜芤旱臐舛葹椋篶(H【說明】當(dāng)pH值相差1時稀溶液的濃度不可忽略。【0.26規(guī)則（近似規(guī)則）】若兩種強(qiáng)酸溶液或兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，且其pH相差1時，混合液的pH有如下近似規(guī)律：兩強(qiáng)酸等體積混合時，混合液的pH=pH小0.26；兩強(qiáng)堿等體積混合時，混合液的pH=pH大0.26。4、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后的pH的計算 根據(jù)n(H+)與（1）恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，pH=7。（2）若酸過量，溶液呈酸性，n(H+)n(OH-)，（3）若堿過量，溶液呈堿性，n(OH-)n(H+)，c(OH-)混pHlg c(H

8、【例3】50ml0.4mol/LNaOH溶液和50ml0.3mol/L硫酸混合后，溶液的pH最接近于 （ ） A. 11 B. 3 C. 3.3 D. 10.7【解析】由題意知，酸堿 HYPERLINK /z/Search.e?sp=S中和反應(yīng)&ch=link 中和反應(yīng)后，酸過量，c(H+)混n(H+)-（4）若未標(biāo)明酸堿的濃度或強(qiáng)弱，混合后溶液pH不定，應(yīng)分析討論。 若強(qiáng)酸（pHa）和強(qiáng)堿（pHb）等體積混合， a + b 14，則溶液呈中性，pH 7； a + b 14，則溶液呈堿性，pH7； a + b 14，則溶液呈酸性，pH7?！咀C明】當(dāng)酸液的pHa，c(H+)10-a；當(dāng)堿溶液的p

9、Hb，c(H+)10-b，則當(dāng)a + b 14，n(H+)n(OH-)1當(dāng)a + b 14，n(H+)n(OH-)1； 當(dāng)a + b 14，n(H+)n(OH-)1； 若任意酸（pHa）和任意堿（pHb）等體積混合，且ab14， 若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，則恰好反應(yīng)，pH7； 若弱酸與強(qiáng)堿，則酸有剩余，pH7； 若強(qiáng)酸與弱堿，則堿有剩余，pH7。（室溫下pH=a的酸與pOH=b的堿溶液等體積混合，且a+b=14，混合后溶液的酸堿性：誰弱顯誰性、同強(qiáng)同弱顯中性）。5、結(jié)論：若強(qiáng)酸與強(qiáng)堿等體積混合，當(dāng)兩溶液中c(H+)或c(OH-)相差102以上時，可忽略離子濃度小酸過量:pH混 pH小0.3 ；堿過量:pH

10、混pH大0.3【例4】【在室溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后pH一定小于7的是 （ ） ApH=3的硝酸和pH=11的NaOH溶液 BpH=3的鹽酸和PH=11的氨水 CpH=3的硫酸和pH=11的NaOH溶液 DpH=3的醋酸和PH=11的NaOH溶液【解析】A、C兩選項為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合，且pH1+ PH2=14，則溶液呈中性，pH=7。B選項為強(qiáng)酸與弱堿的混合，且pH1+ pH2=14，則溶液呈堿性，pH7。D選項為弱酸與強(qiáng)堿的混合，且pH1+ pH2=14，則溶液呈酸性，pH7。故選D四、兩種溶液混合后體積的關(guān)系（1）室溫下pH=a的強(qiáng)酸與pH=b的強(qiáng)堿溶液混合，若混合后溶液顯中性，則

11、根據(jù)酸堿反應(yīng)的原理n(由c酸V酸c堿V對任意溫度下強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)，其pH之和（a+b）與體積比的關(guān)系如下表物質(zhì)pKw-lgKwV酸：V堿a+b-lgKw10a+b-lgKa+b-lgKw10a+b-lgKa+b-lgKw10a+b-lgK（2）強(qiáng)酸溶液(pHa)與強(qiáng)堿溶液(pHb)完全中和時的體積比由n(H+V酸V堿五、pH試紙的使用方法：把小片試紙放在 表面皿 上，用 玻璃棒 蘸取待測液滴在pH試紙上，試紙變色后，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可確定溶液的pH。注意：a.pH試紙使用前不能用蒸餾水潤濕，否則待測液因被稀釋可能產(chǎn)生誤差；b用pH試紙讀出的pH只能是 整 數(shù)；c若精確測溶液的pH，則應(yīng)使用

12、pH計 。六、注意結(jié)論1、溶液pH的計算類型題有很多相似之處，都是先求溶液的c(H+)或2、在相關(guān)計算過程中，應(yīng)遵守“酸按酸，堿按堿，同強(qiáng)混合在之間，異強(qiáng)混合看過量，無限稀釋7為限”。3、在混合溶液pH計算時，當(dāng)兩種溶液的濃度差在100倍或100倍以上時，濃度較小的可以忽略不計。七、習(xí)題部分【習(xí)題1】25 時，若體積為Va、pH = a的某一元強(qiáng)酸與體積Vb、pH = b的某一元強(qiáng)堿混合，恰好中和，且已知Va（1）a值可否等于3（填“可”或“否”） ， 其理由 。（2）a值可否等于5（填“可”或“否”_，其理由是 。（3）a的取值范圍是 ?！窘獯稹窟@類題的本質(zhì)就一個公式：因為呈中性，所以n(H

13、+)= n(OH（1）已知a0.5b，b對應(yīng)堿， a對應(yīng)酸，a=3，則b=6，溶液呈酸性，與題意不符，故a3。（2）當(dāng)a=5時，b=10，則c(H+)10-5 mol/L， c(OH-)10-4mol/L（3）已知VaVb，VaVb10a+b-141，意味著a+b -14 0，而a0.5b，即b2a，將式代入式，有3a14，則a故a的取值范圍為：72a2，所以需要加入的體積大于一元強(qiáng)酸，即V481.8ml。又由于要將100mLpH12的NaOH溶液完全中和，需100mL0.01mol/L醋酸，而完全反應(yīng)生成的醋酸鈉pH在8左右(強(qiáng)堿弱酸鹽，顯堿性)，所以需加入0.01ml /L的醋酸的范圍是8

14、1.8mLV4100mL?！玖?xí)題5】強(qiáng)堿溶液pHb，已知a+b12,酸堿溶液混合后pH7，則酸溶液體積V(酸)和堿溶液體積V(堿)的正確關(guān)系為 （ ） AV酸102V堿 CV酸2V堿 DV【解答】強(qiáng)酸溶液pHa，c(H+)c(OH-)10-1410-b10-14+bmol/L；酸堿溶液混合pHV酸V堿c(OH-)c(H+)故選B【專題二】 強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的測定方法強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中是全部電離的；弱電解質(zhì)在水溶液中只有部分電離，在未電離的弱電解質(zhì)和已電離出的離子之間存在著電離平衡。下面以鹽酸和醋酸為例，介紹幾種鑒別強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的方法。1、通過測定同濃度、同體積的溶液的導(dǎo)電性強(qiáng)弱來鑒別【

15、方法】等體積、濃度均為0.5mol/L的鹽酸和CH3COOH溶液的導(dǎo)電性實驗表明，鹽酸的導(dǎo)電能力比CH3COOH溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)得多?！疽驗槿芤簩?dǎo)電能力的強(qiáng)弱是由溶液里自由移動離子濃度的大小和離子所帶電荷的多少決定的?！看藢嶒炚f明同濃度的鹽酸比CH3COOH溶液電離產(chǎn)生的離子濃度大。這就表明CH3COOH在水溶液里是部分電離的弱酸。【規(guī)律1】同物質(zhì)的量濃度的酸溶液，酸越弱，其溶液的導(dǎo)電能力越弱。2、通過測定同濃度溶液的pH大小來鑒別【方法】 在常溫下，用pH試紙測定0.1mol/L的鹽酸和CH3COOH溶液的pH，鹽酸的pH為1，CH3COOH溶液的pH約為3。這就表明鹽酸是完全電離的強(qiáng)酸，C

16、H3COOH是部分電離的弱酸。【規(guī)律2】同物質(zhì)的量濃度的酸溶液，酸性越弱，溶液的pH越大。若兩種酸溶液的pH相同，酸越弱，溶液的濃度越大。3、通過比較同濃度、同體積的溶液與同一種物質(zhì)反應(yīng)的速率快慢來鑒別【方法】分別用3.25g鋅與體積都為200mL、濃度都為1mol/L的鹽酸和CH3COOH溶液反應(yīng)，觀察到鋅與鹽酸反應(yīng)劇烈，產(chǎn)生H2的速率快，鋅很快反應(yīng)完；鋅與CH3COOH溶液反應(yīng)慢，產(chǎn)生H2的速率緩慢，鋅在較長一段時間內(nèi)才消耗完。這表明鹽酸是強(qiáng)酸，CH3COOH是弱酸?！疽?guī)律3】等物質(zhì)的量濃度的酸，酸越弱，其c(H+4、通過測定同濃度的酸所對應(yīng)的鈉鹽溶液的pH大小來鑒別【方法】在常溫下，用p

17、H試紙測定0.1mol/L的NaCl和CH3COONa溶液的酸堿性。實驗表明，NaCl溶液的pH等于7，而CH3COONa溶液的pH大于7。這就表明鹽酸是強(qiáng)酸，CH3COOH是弱酸?！疽?guī)律4】等物質(zhì)的量濃度下，一元酸的鈉鹽溶液，其“對應(yīng)的酸”越弱，則溶液的pH越大。5、通過比較體積相同、pH相同的酸溶液同倍數(shù)稀釋后，溶液的pH變化大小來鑒別【方法】將等體積、pH都為2的鹽酸和CH3COOH溶液分別加蒸餾水稀釋相同的倍數(shù)（如100倍）。然后分別用pH試紙測定稀釋后溶液的pH，其結(jié)果是鹽酸稀釋后pH變化幅度大（pH=4），而CH3COOH溶液稀釋后，pH變化幅度小（pH3.30）。這表明與鹽酸不同

18、，CH3COOH溶液在稀釋過程中，除c(H+)減小外，還存在如下電離平衡：CH3COOH H+ + CH3COO-，當(dāng)加水稀釋時，電離平衡向右移動，電離出更多的H+，也就是說，在上述兩種酸的稀釋過程中，強(qiáng)酸的c(H+)降低的幅度要比弱酸的c(H【規(guī)律5】在pH相同時，同體積的酸，酸越弱，抗稀釋能力越強(qiáng)，即稀釋相同倍數(shù)下，pH變化幅度越小。 6、通過比較同體積、同pH的溶液分別與同種物質(zhì)完全反應(yīng)時，消耗的該物質(zhì)的n的多少來鑒別【方法】體積都為10mL、pH都為2的鹽酸和CH3COOH溶液，分別同0.01molL-1的NaOH溶液進(jìn)行中和滴定，結(jié)果CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液的體積比鹽酸大

19、得多。這表明CH3COOH溶液與NaOH溶液中和時，隨c(H+)濃度的減少，電離平衡CH3COOH H+ + CH3COO-向右移動，直至所有的CH3COOH分子被耗盡。這說明CH【規(guī)律6】在pH相同的條件下，同體積的酸，酸越弱，其中和能力越強(qiáng)。7通過向酸溶液中加入與之相應(yīng)的鈉鹽，比較引起溶液pH變化的大小來鑒別【方法】在100mL0.01molL-1的鹽酸里加入少許NaCl固體，用pH試紙測定溶液pH的變化，結(jié)果無明顯變化。這表明鹽酸里不存在電離平衡。另在100mL0.01mol/LCH3COOH溶液里加入少許CH3COONa固體，用pH試紙測定溶液pH的變化，結(jié)果pH明顯變大。這表明CH3COOH溶液中存在電離平衡CH3COOH H+ + CH3COO-，由于CH3COO-濃度的增大，使電離平衡向逆反應(yīng)方向移動，結(jié)果c(H+)減小，【規(guī)律7】在等物質(zhì)的量濃度的酸溶液中，分別加入相應(yīng)的鹽固