不同ph值溶液混合后ph计算

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1、不同PH值溶液混合后PH的计算溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH及pOH的相互关系　　H+是表示酸的特性，OH-是表示碱的特性。　Kw=[H+][OH-]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。　　酸性溶液:[H+]＞[OH-]　　即[H+]＞1×10-7mol·L-1　　中性溶液:[H+]=[OH-]　　即[H+]=1×10-7mol·L-1　　碱性溶液:[H+]＜[OH-]　　即[H+]＜1×10-7mol·L-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

2、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

3、关　　系式：pH+pOH=14　　6　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的范围是从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

4、[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

5、·L-1　　pH=12的NaOH溶液，[H+]=10-12mol·L-1　　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·L-1　　则[OH-]=10-4mol·L-16　　pH=12，[H+]=10-12mol·L-1　　则[OH-]=10-2mol·L-1　　所以两种溶液等体积混合后，其[OH-]混为：　　　　故pOH混=-lg[OH-]混　　　　　

6、=-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，计算结果为什么不相同呢？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1×10-7mol·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+

7、]。　　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。　　若要将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：6　　　　　　　　　　　　　　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。　　例如：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·L-1　　PH=3的盐酸溶液，[H+]=10-3mol·L-1　　所以两溶液等体积混合后，[H+]混为：　　　　故pH混=-lg[

8、H+]混=-lg5.05×10-2=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·L-1　　则[OH-]=10-13mol·L-1　　pH=3，[H+]=10-3mo