水电离出的c(H＋)或c(OH－)的计算(25 ℃时)

(1)常温下，中性溶液c(OH^－)＝c(H^＋)＝10^－7 mol·L^－1。

(2)溶质为酸的溶液，OH^－全部来自水的电离，水电离产生的c(H^＋)＝c(OH^－)。

如计算pH＝2的盐酸溶液中由水电离出的c(H^＋)，

方法是先求出溶液的c(OH^－)＝10－2(Kw)＝10^－12 mol·L^－1，

即水电离出的c(H^＋)＝c(OH^－)＝10^－12 mol·L^－1。

(3)溶质为碱的溶液，H^＋全部来自水的电离，水电离产生的c(OH^－)＝c(H^＋)。

如计算pH＝12的NaOH溶液中由水电离出的c(OH^－)，

方法是先求出溶液的c(H^＋)＝10－2(Kw)＝10^－12 mol·L^－1，

即水电离出的c(OH^－)＝c(H^＋)＝10^－12 mol·L^－1。

(4)水解呈酸性或碱性的盐溶液中

①pH＝5的NH₄Cl溶液中H^＋全部来自水的电离，由水电离出的c(H^＋)＝10^－5 mol·L^－1，c(OH^－)＝10^－9 mol·L^－1，是因为部分OH^－与部分NH4(＋)结合；

②pH＝12的Na₂CO₃溶液中OH^－全部来自水的电离，由水电离出的c(OH^－)＝10^－2 mol·L^－1。

溶液酸碱性与pH

（1）溶液酸碱性的判断依据

溶液的酸碱性取决于溶液中c(H^＋)和c(OH^－)的相对大小。

(2)溶液的pH

①定义：pH＝－lg_c(H^＋)。

②pH的适用范围

当溶液的酸碱性用pH表示时，其c(H^＋)的大小范围一般为1×10^－14 mol/L<c(H^＋)<1 mol/L，即14>pH>0。

当c(H^＋)或c(OH^－)≥1 mol·L^－1时，一般不用pH表示溶液的酸碱性，用c(H^＋)或c(OH^－)直接表示溶液的酸碱性更方便。

③溶液的酸碱性跟pH的关系

室温下：

④pH的测定方法

a．pH试纸法

pH试纸的使用方法：取一片pH试纸，放在洁净的表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点于试纸中央，然后与标准比色卡对照读出数值。

pH试纸的种类：常用的pH试纸有广泛pH试纸(pH范围为1～14或0～10，可识别的pH差值约为1)和精密pH试纸(pH范围较窄，可识别的pH差值为0.2或0.3)。

b．pH计法

常用pH计来精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。

⑤正确理解溶液的酸碱性与pH关系

(1)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H^＋)与c(OH^－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。

(2)使用pH试纸测溶液pH时不能用蒸馏水润湿。

(3)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。

溶液pH计算方法和思维模板



(3)溶液pH计算思维模板

(4)酸碱溶液稀释时pH的变化

溶液混合计算

1.等浓度等体积一元酸与一元碱混合溶液的酸碱性

简记为：谁强显谁性，同强显中性

2.室温下，已知酸和碱pH之和的溶液，等体积混合后溶液的酸碱性

(1)两强混合

①若pH之和等于14，则混合后溶液显中性，pH＝7。

②若pH之和大于14，则混合后溶液显碱性，pH＞7。

③若pH之和小于14，则混合后溶液显酸性，pH＜7。

(2)一强一弱混合

pH之和等于14时，一元强酸和一元弱碱等体积混合呈碱性；一元弱酸和一元强碱等体积混合呈酸性。简记为：谁弱显谁性。