ph濃度換算 氫離子濃度與ph換算

ph濃度換算氫離子濃度與ph換算

ph濃度換算篇(一):溶液pH值的計算

pH的計算是化學中一類典型計算題。這類題能有效地測試考生的推斷、推理、運算等思維力量。下面就有關溶液pH的計算類型進行探討和歸納。

一、定義型(指單一溶質的溶液pH的計算)

pH值的定義式為pH＝－lgc(H+)。解題的關鍵是求各種狀況下的c(H+)：對于濃度為c的酸(HnA)，當其為強酸時：c(H+)＝nc；當其為弱酸時，c(H+)＝ac(a為電離程度)；對于濃度為c的堿(B(OH)n，當其為強堿時，c(OH-)＝nc；c(H+)＝10-14/(nc)，再依據水的離子積求c(H+)。當酸電離的氫離子(或堿電離的氫氧根離子)濃度較大時，可以忽視水電離的氫離子(或氫氧根離子)；在濃度極低的酸堿溶液中，不能忽視水電離的氫離子和氫氧根離子濃度。

例1：0.1mol/L的酸溶液的pH值

A、＝1；

B、≥1；

C、≤1；

D、無法確定

解析：當酸為強酸時，為一元強酸，c(H+)＝0.1mol/L，則pH＝1；為二元強酸，c(H+)＝0.2mol/L，則pH＜1；為一元弱酸，c(H+)＜0.1mol/L，則pH＞1。因此，正確答案為D

二、稀釋型(指單一溶質加水稀釋)

由于稀釋前后酸或堿的物質的量不變，依據c1V1＝c2V1求出稀釋后氫離子(酸溶液)或氫氧根離子(堿溶液)的濃度，進而計算出pH值。上述計算比較繁瑣，可以采納下面的閱歷規(guī)律：①pH＝a強酸的稀釋10n后pH＝a+n；pH＝a弱酸稀釋10n后a＜pH＜a+n；若酸的溶液無限稀釋，則無論酸的強弱，pH一律接近于7。②若為堿：pH＝a的強堿稀釋10n后pH＝a－n；pH＝a的弱堿稀釋10n后a－n＜pH＜a；若堿的溶液無限稀釋，則無論堿的強弱，pH一律接近于7。

例2：下列六種狀況下的pH分別為多少?

(1)pH＝2的HCl溶液稀釋1000倍，所得溶液的pH（）

(2)pH＝2的CH3COOH溶液稀釋1000倍，所得溶液的pH（）

(3)pH＝2的HCl溶液稀釋100倍，所得溶液的pH（）

(4)pH＝11的NaOH溶液稀釋100倍，所得溶液的pH（）

(5)pH＝11的NH3·H2O溶液稀釋100倍，所得溶液的pH（）

(6)pH＝10的NaOH溶液稀釋100倍，所得溶液的pH（）

解析：應用上述方法，不難得出正確答案分別為：5；2＜pH＜5；7；9；9＜pH＜11；7。

三、溶液混合型

同性溶液混合的實質是同種離子存在量的積累，可以根據溶液混合公式cV=c1V1+c2V2]計算出混合液的氫離子(酸混合)或氫氧根離子濃度。此外還存在一些閱歷規(guī)律：①當兩種強酸溶液的pH相差2及以上，且等體積混合時，pH(混)＝pH(小)＋0.3；②當兩種強堿溶液的pH相差2及以上，且等體積混合時：pH(混)＝pH(大)－0.3。

異性溶液混合的實質是異種粒子相互抵消，因此首先推斷酸或堿的過量狀況，再依據過量狀況計算剩余氫離子(酸過量)或者氫氧根離子(堿過量)濃度，再計算溶液的pH值；若剛好中和，則溶液的pH＝7。

當pH＝a的強酸和pH＝b的強堿，體積分別為V(酸)和V(堿)，混合后溶液呈中性，依據n(H+)＝n(OH-)可以得到10-a×V(酸)＝(10-14/10-b)×V(堿)，整理得到V(酸):V(堿)＝10a＋b－14

例3：25℃時，有pH為a的鹽酸和pH為b的NaOH溶液，取該鹽酸1體積同該NaOH10體積溶液中和，剛好溶液中c(Na+)＝c(Cl-)。則a+b＝(

)

解析：解題的關鍵是抓住中性溶液中:n(H+)＝n(OH-)，則有10-a×1＝(10-14/10-b)×10，得出10-a＝10-13+b∴a＋b＝13。

例5：100℃(Kw=1.0×10-12)時，若10體積的某強酸與1體積的某種強堿溶液混合后溶液呈現(xiàn)中性，則混合前，該強酸的pH與強堿的pH之間應滿意的關系是

。

解析：首先我們要留意題干的溫度是100℃。由題意可以得到，10體積的酸與1體積的堿混合呈現(xiàn)中性，說明堿的物質的量的濃度是酸的10倍，由上述規(guī)律可知10n-12=10，即n-12=1即n=13。

四、混合液酸堿性的推斷

在已知混合前溶液濃度的條件下，可以依據酸堿反應的方程式計算得到的產物，生成物溶液的酸堿性也就是混合液的酸堿性?；旌弦核嵝耘c所得產物的水解相關，酸堿性推斷取決于酸堿的強弱，同強顯中性，誰強顯誰性。如0.1mol/L的鹽酸和0.1mol/L的氫氧化鈉溶液等體積混合，依據化學方程式計算得到生成氯化鈉溶液，因此溶液呈酸性。

在解題的過程中常常會遇到a+b=n型強酸強堿混合的狀況。對于強酸或者強堿來說，pH值和濃度之間可以進行換算。雖然弱酸或弱堿的濃度和pH值之間也存在著固定的換算關系，但是這超出了中學化學的考試范圍。因此酸和堿混合可以依據以下的閱歷規(guī)律，pH=a的酸和pH=14-a的堿等體積混合后，混合液的酸堿性同電離較弱的物質有關；如pH＝2的HCl與pH＝12的NH3·H2O溶液等體積混合后，溶液顯堿性；pH＝2的CH3COOH溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合后，溶液顯酸性。

ph濃度換算篇(二):堿度與pH換算關系請詳細點比如說堿度多少時pH值為789

堿度與pH換算關系請詳細點比如說堿度多少時pH值為789

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2024-02-13

PH的值是H離子濃度的體現(xiàn),當PH=7是,說明H離子濃度為10的-7次冪,所以OH離子的濃度也是10的-7次冪,為中型,當PH=8時,H離子濃度為10的-8次冪,OH離子濃度是10的-6次冪,這都是H離子的濃度小于1mol/L時的計算方法,當H離子濃度大于1時,就不用了

ph濃度換算篇(三):談談pH的計算與溶液酸堿性的推斷

談談pH的計算與溶液酸堿性的推斷

河北省宣化縣第一中學欒春武

一、pH的使用及計算中的幾個誤區(qū)

（1）pH＝7的溶液不肯定呈中性。只有在常溫下pH＝7的溶液才呈中性，當在100℃時，水的離子積常數為1×1012，此時pH＝6的溶液為中性溶液，pH＞6時為堿性溶液，pH＜6時為酸性溶液。

（2）使用pH試紙時，若先用蒸餾水潤濕，則測量結果不肯定偏小。由于相當于將待測液稀釋了，若待測液為堿性溶液，則所測結果偏??；若待測液為酸性溶液，則所測結果偏大；若待測液為中性溶液，則所測結果沒有誤差。

（3）水的離子積常數表達式KW＝c(H+)·c(OH－)中H+和OH－不肯定是水電離出來的。c(H+)和c(OH－)均指溶液中的總濃度。任何水溶液中都存在這一關系，因此在酸溶液中酸本身電離出的H+會抑制水的電離，而在堿溶液中，堿本身電離出的OH－也會抑制水的電離。而在含有弱酸根離子或弱堿陽離子的溶液中水的電離會受到促進，由于弱酸根離子或弱堿陽離子分別易和水電離出來的H+和OH－生成弱酸或弱堿。

二、pH的計算

（1）強酸與強堿溶液要留意酸或堿的元數

如物質的量濃度為c

mol/L的HnA溶液，c(H+)＝ncmol/L，pH＝－lg{c(H+)}＝－lg(nc)。

（2）強酸與強堿混合要先推斷過量狀況

若堿過量，肯定要將c(OH－)通過KW＝1×10－14換算成c(H+)，還要看看是不是在通常狀況下。

（3）溶液稀釋后pH的計算：

①對于強酸（或強堿）溶液，每稀釋10倍，pH增大（或減?。┮粋€單位，但無論稀釋多少倍，pH都不行能等于7，只能接近7。

②對于pH相同的強酸和弱酸（或強堿和弱堿）溶液稀釋相同的倍數，強酸（或強堿）溶液的pH變化幅度大。

（4）兩強酸或兩強堿等體積混合后pH的計算：

①兩強酸溶液等體積混合后pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH＝3和pH＝5的兩種鹽酸等體積混合后，pH＝3.3。

②兩強堿溶液等體積混合后pH等于混合前溶液pH大的減0.3。如pH＝9和pH＝11的兩種燒堿溶液等體積混合后，pH＝10.7。

留意：不論是溶液的稀釋還是混合，在計算pH之前肯定要首先推斷溶液的酸堿性，若為酸性先求c(H+)再求pH，若為減性溶液先求溶液中的c(OH－)，然后再通過KW＝1×10－14換算成c(H+)，最終求pH。

三、酸堿等體積混合后溶液酸堿性的推斷

（1）強酸與強堿混合看pH之和，若等于14，混合后pH＝7；若大于14，混合后pH＞7；若小于14，混合后pH＜7。

（2）若pH之和等于14，混合后看酸堿的強弱，強酸與強堿混合后pH＝7；強酸和弱堿混合后pH＞7；弱酸和強堿混合后pH＜7。

四、例題分析

某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，pH值隨溶液體積變化的曲線如右圖所示。據圖推斷正確的是高考資源網

A.Ⅱ為鹽酸稀釋時pH值變化曲線高考資源網

B.b點溶液的導電性比c點溶液的導電性強高考資源網

C.a點Kw的數值比c點Kw的數值大

D.b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度高考資源網

解析：醋酸在稀釋時會連續(xù)電離，則在稀釋相同體積的過程中醋酸中的c(H+)大、pH小，A項錯誤；隨著稀釋體積的增大，醋酸電離程度雖增大，但離子濃度在減小，B項正確；溫度肯定，任何稀的水溶液中的Kw都是肯定值，C項錯誤；由于醋酸是弱酸，要使鹽酸和醋酸溶液pH值相同，醋酸的濃度比鹽酸大得多，D項錯誤。

答案：B

在常溫下，把pH＝10的NaOH溶液加水稀釋至體積為原來的104倍，稀釋后溶液的pH是

A．14

B．7C．6D．都有可能

解析：由于pH＝10的NaOH溶液中，c(H+)＝10－10，依據水的離子積常數得c(OH－)＝＝10－4，加水稀釋后，由NaOH電離出來的c(OH－)＝＝

10－8，設溶液中由水電離出來的c(H+)＝c(OH－)＝x，依據水的離子積常數得：x

(10－8+

x)＝

10－14，解得：x≈9.5×10－8，即c(H+)

≈9.5×10－8，所以pH＝－lg(9.5×10－8)≈7.

答案：B

在常溫下，將體積相同，濃度都是0.1mol/L的NaOH溶液、氨水，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成9，那么m與n的關系為

A．4m＝nB．m＝nC．m＜nD．m＞n

解析：若稀釋相同倍數，稀釋后NaOH溶液和氨水的物質的量濃度相等，NaOH溶液的pH大，要使pH相同，即都變成9，則NaOH溶液稀釋的倍數就應大一些，故選項D正確。

答案：D

點撥：①對于pH＝a的強酸溶液稀釋時，體積每增大10n倍，pH就增大n個單位，即pH＝a+n；對于pH＝a的弱酸溶液來說，體積每增大10n倍，pH增大不足n個單位，即pH＜a+n；無論怎樣稀釋，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趨近于7。這是由于當pH接近6的時候，再加水稀釋，由水供應的H+離子就不能再忽視。

②對于pH＝b的強堿溶液稀釋時，體積每增大10n倍，pH就減小n個單位，即pH＝b－n；對于pH＝b的弱堿溶液來說，體積每增大10n倍，pH減小不足n個單位，即pH＞b－n；無論怎樣稀釋，堿溶液的pH不能等于或小于7，只能趨近于7。這是由于當pH接近8的時候，再加水稀釋，由水供應的OH－離子就不能再忽視。

五、練習

對于常溫下pH＝1的硝酸溶液，下列敘述正確的是

A.該溶液1mL稀釋至100mL后，pH等于3

B.向該溶液中加入等體積、pH為13的氫氧化鋇溶液恰好完全中和

C.該溶液中硝酸電離出的c(H+)與水電離出的c(H+)之比為10－12

D.該溶液中水電離出的c(H+)是pH為3的硝酸中水電離出的c(H+)的100倍

解析：硝酸為強電解質，完全電離，故稀釋100倍后c(H+)的濃度為原溶液的1/100，pH由1變?yōu)?，A選項正確；硝酸中的c(H+)＝0.1mol/L，pH為13的氫氧化鋇溶液，c(OH－)＝0.1mol/L，當二者等體混合時n(H+)＝n(OH－)即二者恰好完全中和，B選項正確；硝酸電離的c(H+)＝0.1mol/L，則水電離的c(H+)＝10－13mol/L，二者之比為1012，C選項錯誤；pH為3的硝酸中水電離的c(H+)＝10－11mol/L，故D選項中二者之比為10－13:

10－11＝10－2，D選項錯誤。

答案：A、B

點撥：酸堿溶液加水稀釋，溶液的pH確定發(fā)生變化，由于稀釋后c(H+)、c(OH－)濃度發(fā)生變化，一般規(guī)律是酸稀釋后pH變大，堿稀釋后pH變小。但有一個限度，酸溶液再稀釋，也不