溶液ＰＨ值的計算與規律的探討

摘 要：PH值的計算是中學階段重點內容，也是難點內容，鉆研有關計算是非常必要的。本文研討了有關PH值計算的方法和技巧，歸納出了一些重要而有實用價值的規律。

關鍵詞： PH值計算方法 PH值計算規律

溶液PH值問題涉及面廣，與生活實際關系密切，內容多而繁雜，是高中階段學習的重點和難點，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，尋找解決問題的關鍵與規律，對于解決溶液PH問題具有重要意義。

一、 酸（堿）溶液加水稀釋的計算

例1（1）計算濃度均為0.1mol/L的鹽酸和醋酸溶液的PH值。（2）若將上述溶液稀釋10倍、100倍后，PH值分別變為多少？（3）將1ml濃度為10 mol/L的鹽酸稀釋為1L時，溶液PH值為多少？

解析：（1）①0.1mol/L的鹽酸PH值為：PH=–log0.1=1

②25℃時0.1mol/L的醋酸電離度а=1.32％，

PH=–log0.1×1.32％=2.88

（2）①將PH=1的鹽酸稀釋10倍時PH=–log0.01=2，

稀釋100倍時PH=–log0.001=3

②將PH=1的醋酸稀釋10倍后電離度а=4.17％

PH=–log0.01×4.17％=3.38；

當稀釋100倍后電離度а=13.2％，PH=–log0.001×13.2％=3.88

（3）PH=–log =–log(1.099×10 )=6.96

若將例1中的鹽酸和醋酸溶液分別更換為氫氧化鈉溶液和氨水，通過計算可得如下結果：

由以上的計算可得到如下規律：

（1） PH=a的酸（堿）溶液，加水稀釋為原體積的10 倍時，稀釋后溶液值：①強酸PH=a+n，弱酸PHa-n。

（2） 相同PH值的強酸（強堿）和弱酸（弱堿），稀釋相同倍數時，強酸（強堿）溶液的PH變化比弱酸（弱堿）溶液的PH變化大。

（3） 酸（堿）溶液無限稀釋時PH值趨向于7，但酸溶液的值小于7，堿溶液大于7。

練習1 將PH相同的鹽酸和醋酸稀溶液，分別用蒸餾水稀釋至原體積的m倍和n倍后，兩溶液的PH仍然相同，則m和n的關系是（）。

A. mnC. m=n D. 不能確定

簡析：若稀釋同樣的倍數，由上述規律可知，鹽酸PH值大，欲使醋酸PH與鹽酸相同，還須再加水，即m

二、 強酸混合液或強堿混合液的PH值計算

例2（1）室溫下，將PH=2和PH=4的鹽酸溶液等體積混合，求混合溶液的值。

（2）室溫下將PH=9和PH=12的NaOH溶液等體積混合，求混合溶液的值。

練習2 將PH=1和PH=5的稀HCl等體積混合，混合后溶液PH約為（）。

A. 2 B. 3C. 1.3D. 4.7

簡析：由上述規律知PH = PH +0.3=1+0.3=1.3，即選擇C。

三、 強酸與強堿混合溶液的計算PH值

例3把99.5ml 0.2mol/L的NaOH溶液加到100.5ml 0.1mol/L的H SO 溶液中，計算所得混合溶液的PH值。

例4等體積混合0.1mol/L的鹽酸和0.06mol/LBa(OH) 的溶液，計算所得溶液的PH值。

解析：設兩溶液的體積均為VL，則

例5水的電離平衡曲線如圖所示，A點表示25℃時水的電離平衡時的離子濃度，當溫度升高到100℃時，水的電離平衡狀態到B點，試計算：

（1）25℃時，將PH=11的NaOH溶液與PH=4的硫酸溶液混合，若所得混合溶液PH=9，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為_______。

（2）100℃時，若10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸的PH與強堿的PH之間應滿足的關系是____________。

解析：（1）設NaOH溶液體積為V ，硫酸溶液的體積為V ，混合后PH=9，混合溶液呈堿性，C (OH )=1×10 mol/L，列方程式如下：

所以，強酸與強堿的PH值之和為13。

小結：綜合上述計算可知，進行溶液PH值計算時要注意以下幾點：

（1） 如果溶液是酸性（單一酸性溶液、混合酸溶液、酸堿混合后酸過量）應計算C(H )，再算溶液的PH值。

（2） 如果溶液是堿性（單一性堿性溶液、混合堿溶液、酸堿混合后堿過量）應計算C(OH )，再算C(H )，最后計算溶液的PH值。

（3） 判斷酸與堿混合反應后溶液的酸堿性，最有效的辦法是：分別計算酸的n(H )，堿的n(OH )，比較兩者大小，即可準確判斷混合溶液酸堿性。

注：“本文中所涉及到的圖表、注解、公式等內容請以PDF格式閱讀原文。”