不同PH值溶液混合后PH的计算Word下载.docx

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　　碱性溶液:

[H+]＜[OH-]　　即[H+]＜1×

　　然而，绝对不能认为在碱性溶液中无H+，在酸性溶液中无OH-。

水溶液的酸性、中性和碱性，均可以用[H+]或[OH-]表示。

不过，在强酸、强碱的稀溶液，弱酸、弱碱的溶液或其它酸碱性很弱的溶液中，[H+]或[OH-]很小时〔即1mol·

L-1以下的稀溶液〕，直接用[H+]或[OH-]表示溶液酸碱性的强弱是很不方便的。

为此化学上采用[H+]的负对数来表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pH。

亦可用[OH-]的负对数表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pOH，〔不过通常是用pH表示的〕。

pH=-lg[H+]

　　同样pOH=-lg[OH-]

　　因[H+][OH-]=1×

10-14

　　两边各取负对数，这样就得到另一个关

　　系式：

pH+pOH=14　　

　pH与[H+]的关系是：

pH越小，[H+]越大，酸度越高；

相反，pH越大，[H+]越小，酸度越低；

所以可用pH表示溶液的酸碱度。

又因为pH和酸度之间是负对数的关系，如果pH减小1个单位，相当于[H+]增大10倍，pH增大1个单位，相当于[H+]减小至原来

　pH的围是从0——14，而pOH+pH=14。

浓的强碱溶液pH可以大于14，浓的强酸溶液pH可为负值，用pH表示浓溶液的酸碱度并不简便。

所以，当溶液的[H+]或[OH-]大于1mol·

L-1时，一般不用pH表示溶液的酸碱度，而是直接用[H+]或[OH-]来表示。

　　Kw同其它所有的平衡常数一样，随温度而变，只是在室温〔25℃〕条件下才等于10-14。

当温度升高时，水的电离度增大，离子积也必随着增大。

100℃时，Kw是1×

10-12，在冰点时，Kw接近10-15，在60℃时，Kw值接近10-13。

这就说明中性溶液在100℃时pH=6而不是7，pH+pOH=12，在60℃时pH=6.5而不是7，pH+pOH=13。

　　例如：

将pH=10与pH=12的两种氢氧化钠溶液等体积混合时，pH是多少？

　　解一：

因为pH=10的NaOH溶液，[H+]=10-10mol·

　　pH=12的NaOH溶液，[H+]=10-12mol·

　　所以两种溶液等体积混合后，其[H+]混为：

　　故pH混=-lg[H+]混=-lg5.05×

10-11=11-0.7=10.3

　　解二、因为[H+][OH-]=10-14

　　所以pH=10，[H+]=10-10mol·

　　那么[OH-]=10-4mol·

　　pH=12，[H+]=10-12mol·

　　那么[OH-]=10-2mol·

　　所以两种溶液等体积混合后，其[OH-]混为：

　　故pOH混=-lg[OH-]混

　　　　　=-lg5.05×

10-3

　　　　　=3-0.7=2.3

　　因为pH混+pOH混=14

　　所以pH混=14-pOH混=14-2.3=11.7

　　同一个问题，计算结果为什么不一样呢？

错在哪里？

　　由于水的电离平衡的存本，在任何物质的水溶液中[H+]和[OH-]的乘积在一定温度下总是一个常数，在常温时[H+]和[OH-]的乘积都等于1×

10-14。

在中性溶液中[H+]和[OH-]两者均等于1×

L-1，如果其中一种离子的浓度增加时，另一种离子的浓度必然减少。

由此可知，知道了溶液中的[OH-]就可以知道溶液中的[H+]。

　　当pH＞7的两种溶液等体积混合后仍是碱性溶液，

　　显然，解一就犯了这样理论性的错误。

　　假设要将pH＞7的两种碱性溶液混合后直接求混合溶液的pH时，即可按下法求得：

　　计算两种碱性溶液等体积混合后的pH混时，一般不用此法，而应采用解二的方法。

求pH=1与pH=3的盐酸溶液等体积混合时，pH是多少？

　　解一、pH=1的盐酸溶液，[H+]=10-1mol·

　　PH=3的盐酸溶液，[H+]=10-3mol·

　　所以两溶液等体积混合后，[H+]混为：

10-2=2-0.7=1.3

　　另一学生认为[H+][OH-]=10-14，所以把[H+]换算成[OH-]后先求pOH混，再求pH混。

　　解二：

pH=1，[H+]=10-1mol·

　　那么[OH-]=10-13mol·

　　pH=3，[H+]=10-3mol·

　　那么[OH-]=10-11mol·

　　所以两种溶液等体积混合后，

　　[OH-]混为：

　　那么pOH混=-lg[OH-]混=-lg5.05×

10-12=12-0.7=11.3

　　故pH混=14-pOH混=14-11.3=2.7

　　同一个问题，为什么得到两种计算结果？

　　当pH＜7的两种溶液等体积混合后仍是酸性溶液，

　　显然，解二同样犯了这样的理论性错误。

　　假设要将pH＜7的两种酸性溶液的[H+]换算成[OH-]，求混合后的[OH-]混再求pH混时，即可按下法求得：

　　故pH混=14-pOH混=14-12.7=1.3

　　计算两种酸性溶液混合后的pH混时不用此法，一般采用解一的方法。

　　综上所述，pH不等的两种溶液，等体积或不等体积相混合时pH的计算，应掌握哪些规律呢？

首先应考虑将pH换算成[H+]或[OH-]。

那么在什么情况下应将pH换算或[H+]？

在什么情况下应将pH值换算成[OH-]？

当pH＜7时应换算成[H+]，当pH＞7时应换算成[OH-]，绝不能不分情况的将pH一律换算成[H+]去计算pH混，这样将出现理论上的错误。

然后计算等物质的量的H+和OH-反响后剩余的H+的物质的量或剩余的OH-的物质的量；

再根据混合后的体积〔V1+V2=V混〕计算出[H+]混或[OH-]混；

为计算简便起见，等体积相混合时，一般各取1L相混合，最后根据[H+]混或是[OH-]混计算混合溶液的pH混值。

　　例：

将pH=6的盐酸溶液与pH=12的氢氧化钠溶液等体积相混合时，pH混是多少？

　　解：

因为pH=6的盐酸溶液，[H+]=10-6mol·

　　pH=12的氢氧化钠溶液，

　　[OH-]=10-2mol·

　　因H++OH-=H2O，两液以等物质的量作用后OH-的物质的量有剩余，那么混合溶液呈碱性。

　　所以两溶液混合完全作用后[OH-]混为：

　　pOH混=-lg5×

10-3=3-0.7=2.3

　　故pH混=14-2.3=11.7

　　pH在理论和生产、生活实际中应用较广泛，对极稀的酸碱溶液，取小数后一位就可以了，所以可采取近似速算法较为方便，怎样熟练地推断由不同pH的两种溶液等体积混合后的pH呢？

　　1．假设pH小+pH大＜14时，等体积混合后的[H+]＞[OH-]，那么溶液呈酸性，pH混＜7所以pH混=pH小+0.3

　　如pH=1和pH=3的两种溶液等体积混合后的pH混：

pH混=1+0.3=1.3。

　　2．假设pH小+pH大=14时，等体积混合后的[H+]=[OH-]，那么溶液呈中性，pH混=7。

　　如：

pH=4和pH=10的两种溶液等体积混合后的pH混：

因为[H+]=[OH-]，所以pH混=7

　　3．假设pH小+pH大＞14时，等体积混合后的[H+]＜[OH-]，那么溶液呈碱性，pH混＞7，所以pH混=pH大-0.3

pH=10和pH=12的两种溶液等体积混合后的pH混：

pH混=12-0.3=11.7。