李夢(mèng)玲

【摘 要】酸堿性是由溶液中c（H+）或c（OH-）相對(duì)大小決定的。為了方便表示溶液的酸堿性提出了pH，它的定義為氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)，即pH= - lgc（H+）。pH計(jì)算是近幾年高考的熱點(diǎn)問(wèn)題，為幫助同學(xué)們更好地掌握關(guān)于pH的計(jì)算問(wèn)題，現(xiàn)對(duì)此進(jìn)行歸納。

【關(guān)鍵詞】酸堿性 ? ? 溶液 ? ? 溶液混合

整體思路：

1.溶液pH計(jì)算的核心是確定溶液中的c（H+）大小;

2.對(duì)溶液pH的定義進(jìn)行引申，溶液的pOH= - lgc（OH-），則溶液pOH計(jì)算的核心是確定溶液中的c（OH-）大小，再根據(jù)pH+pOH= - lgKw得出pH。

一、單一溶液

若溶液是酸性溶液，必先確定c（H+），再進(jìn)行pH的計(jì)算。若溶液是堿性溶液，必先確定c（OH-），可根據(jù)c（H+）·c（OH-）=Kw換算成c（H+），再求pH;或引用pH的定義，由c（OH-）直接計(jì)算pOH，再根據(jù)pH+pOH=PKw，換算出pH

例1.求室溫下0.5×10-3mol/L的Ba（OH）2溶液的pH。

解析：由題意c（OH-）=1×10-3mol/L，則c（H+）= Kw/ c（OH-）=1×10-11mol/L，pH=-lgc（H+）=-lg1×10-11=11。

或由題意c（OH-）=1×10-3mol/L，pOH=-lgc（OH-）=-lg1×10-3=3，pH+pOH=pKw，pH+3=14，pH=11。

二、溶液混合

兩溶液混合時(shí)，首先考慮是否發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，其次考慮溶液總體積變化，但通常是稀溶液混合，所以不考慮混合后溶液密度的變化，即其體積為兩溶液體積之和（除非有特殊說(shuō)明）。

1.兩強(qiáng)酸混合

先計(jì)算混合后的c（H+）混=[ c（H+）1×V1+ c（H+）2×V2]/（V1+ V2），再直接求pH

例2.pH=4的硫酸和pH=2的硫酸等體積混合后，溶液的pH最接近于（ ）

A.2.0 ? ? ? ? ? ?B. 2.3 ? ? ? ? ? C. 3.5 ? ? ? ? ?D. 3.7

解析：由題意pH=4的硫酸，c（H+）1=1.0×10-4mol/L;pH=2的硫酸，c（H+）2=1.0×10-2mol/L。c（H+）混=（1.0×10-4mol/L×V +1.0×10-2mol/L×V）/2V=5.0×10-3mol/L，pH= 2.3。故應(yīng)選B

2.兩強(qiáng)堿混合

先計(jì)算混合后的c（OH-）混=[ c（OH-）1×V1+ c（OH-）2×V2]/（V1+ V2），再計(jì)算c（H+）= Kw/ c（OH-）混，可計(jì)算出pH;或直接計(jì)算pOH=-lgc（OH-）混，然后再利用pH+pOH=pKw計(jì)算出pH

技巧歸納——0.3規(guī)則

若兩強(qiáng)酸溶液或兩強(qiáng)堿溶液等體積混合，且其pH相差2或2以上時(shí)，混合液的pH有如下近似規(guī)律：

兩強(qiáng)酸等體積混合時(shí)，混合液的pH=pH小+0.3

兩強(qiáng)堿等體積混合時(shí)，混合液的pH=pH大-0.3

如上述例4若用0.3規(guī)則，就可直接計(jì)算出混合液的pH= pH小+0.3=2+0.3= 2.3

3.強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合

先根據(jù)n（H+）與n（OH-）的相對(duì)大小判斷酸、堿的過(guò)量情況。

⑴強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，n（H+）與n（OH-）相等時(shí)溶液呈中性，pH=7;

⑵若酸過(guò)量， n（H+）>n（OH-），溶液呈酸性，c（H+）混=[ n（H+）-n（OH-）]/V總;

⑶若堿過(guò)量， n（OH-）>n（H+），溶液呈堿性，c（OH-）混=[ n（OH-）-n（H+）]/V總。

例3.用0.1mol/LNaOH溶液滴定0.1mol/L鹽酸，如達(dá)到滴定的終點(diǎn)時(shí)不慎多加了1滴NaOH溶液（1滴溶液的體積約為0.05mL）。繼續(xù)加水至50mL，所得溶液的pH是（ ）。

A. 4 ? ? B. 7.2 ? ? C. 10 ? ? D. 11.3

解析：據(jù)題意知堿過(guò)量，c（OH-）=0.05×0.1/50=1×10-4mol/L，c（H+）=1×10-10mol/L，pH=10 故應(yīng)選C

⑷若未標(biāo)明酸堿的強(qiáng)弱，混合后溶液pH不定，應(yīng)分析討論：

①若酸（pH1）和堿（pH2）等體積混合，pH1+ pH2=14，若為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿，則恰好反應(yīng)，pH=7;若為弱酸與強(qiáng)堿，則酸有剩余，pH<7;若為強(qiáng)酸與弱堿，則堿有剩余，pH>7。

②若強(qiáng)酸（pH1）和強(qiáng)堿（pH2）等體積混合，pH1+ pH2=14，則溶液呈中性，pH=7;pH1+ pH2>14，則堿過(guò)量， pH>7;pH1+ pH2<14，則酸過(guò)量， pH<7。

例4.在室溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后pH一定小于7的是（ ? ）

A.pH=3的硝酸和pH=11的氫氧化鈉溶液

B.pH=3的鹽酸和pH=11的氨水

C.pH=3的硫酸和pH=11的氫氧化鈉溶液

D.pH=3的醋酸和pH=11的氫氧化鈉溶液

解析： 有題目可知酸堿等體積混合且兩溶液的pH1+ pH2=14。A、C兩選項(xiàng)為強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合，則溶液呈中性，pH=7。B選項(xiàng)為強(qiáng)酸與弱堿的混合，則堿過(guò)量，pH>7。D選項(xiàng)為弱酸與強(qiáng)堿的混合，則酸過(guò)量，pH<7。故應(yīng)選D

三、溶液稀釋

解題關(guān)鍵：據(jù)稀釋前后n（H+）或n（OH-）不變，求出稀釋后酸的c（H+）或堿的c（OH-）。注意：當(dāng)酸、堿溶液的H+離子濃度接近水電離出的H+離子濃度1×10-7mol/L時(shí)，水電離出的H+離子濃度就不能忽略不計(jì)。

常用規(guī)律：

1.若為pH=a的酸：

（1）強(qiáng)酸，稀釋10n倍后，則pH=a+n;

（2）弱酸，稀釋10n倍后，則a

（3）若酸的溶液無(wú)限稀釋?zhuān)瑒t無(wú)論酸的強(qiáng)弱，pH一律接近于7。

2.若為pH=b的堿：

（1）強(qiáng)堿，稀釋10n倍后，則pH= b-n;

（2）弱堿，稀釋10n倍后，則b-n

（3）若堿的溶液無(wú)限稀釋?zhuān)瑒t無(wú)論堿的強(qiáng)弱，pH一律接近于7。