PH值的计算方法，酸碱中和滴定ph值计算公式

pH的计算之一

经常会用到H+浓度来表示溶液的酸碱性，当[H+]小于1mol·L-1时，为了使用方便，经常会用到氢离子浓度的负对数，即-lg[H+]来表示溶液的酸度，并称为pH，即pH=-lg[H+]。

任何物质的水溶液中[H+]·[OH-]=Kw，室温时Kw=1×10-14。纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，则pH=-lg[H+]=7。在其他中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，pH也为7；酸性溶液中[H+]＞[OH-]，其pH＜7；碱性溶液中[H+]＜[OH-]，其pH＞7。氢氧离子浓度的负对数也可以表示为pOH，则溶液的pH+pOH=14，pH=14-pOH。计算溶液的pH重要在于正确得出各自不同的溶液的[H+]，详细计算请看下方具体内容：

例题一计算0.01mol·L-1盐酸溶液的pH。

解盐酸是强电解质，在水中都电离[H+]=0.01mol·L-1pH=-lg[H+]=-lg0.01=2

答该溶液的pH为2。

例题二计算c=0.1mol·L-1醋酸溶液（电离度α=1.34％）的pH。

解醋酸是弱电解质在水中部分电离

[H+]=α·C=1.34％×0.1

=1.34×10-3（mol·L-1）

pH=-lg[H+]=-lg1.34×10-3=2.87

答该溶液的pH为2.87。

例题三计算c（NaOH）=0.1mol·L-1氢氧化钠溶液的pH。

解NaOH为强电解质在水中都电离

[OH-]=0.1mol·L-1

pH=-lg[H+]=-lg10-13=13

另一算法：

pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13

答该氢氧化钠溶液的pH为13。

例题四某溶液的pH=5求该溶液的H+和OH-的浓度。

解pH=5=-lg[H+][H+]=10-5（mol·L-1）

答该溶液的H+浓度为10-5mol·L-1，OH-的浓度为10-9mol·L-1

pH的计算之二

1．简单酸碱溶液的pH

由pH=-lg[H+]，只要求得[H+]就可以。

（1）一元强酸：[H+]=C酸二元强酸：[H+]=2C酸

弱酸：[H+]=Cα，再求pH。

（2）一元强碱[OH-]=C碱，二元强碱：[OH-]=2C碱，

2．强酸，强碱的稀释

（1）强酸稀释过程pH增大，可先求稀释后溶液的[H+]，再求pH。

（2）强碱稀释后pH减小，应先求稀释后，溶液中的[OH-]，再求[H+]，才可以求得pH。

（3）极稀溶液应考虑水的电离。

酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。

3．强酸、强碱溶液的混合

等体积混合时：

若pH相差2个单位以上“pH混=pH小+0.3”

若pH相差1个单位“pH混=pH小+0.26”

（2）两强碱混合：

等体积混合时：

若pH相差2个单位以上“pH混=pH大-0.3”

若pH相差1个单位“pH混=pH大-0.26”

（3）强酸、强碱溶液混合：

若恰好中和，溶液pH=7。

再求[H+]混，再求pH。

以一元强酸滴定一元强碱作为例子：

（1）滴定前：以氢氧化钠来计算PHC(H+)=0.1PH=-lgC(H+)=1则：PH=1.00

（2）化学计量点前盐酸过量,则C(H+)=[C(HCl).v(HCl)-C(NaOH)V(NaOH)]/v(HCl)+V(NaOH)=0.1(20-V(NaOH)/20+V(NaOH)按公式：PH=-lgC(H+)计算

（3）化学计量点时：因为酸碱完全中和生成盐（氯化钠）和水故此，PH=7

（4）计量点后：氢氧化钠过量,则：C(OH-=[C(NaOH)V(NaOH)-C(HCl).v(HCl)]/v(HCl)+V(NaOH)=0.1[V(NaOH)-20]/20+V(NaOH)根据POH=-lgC(OH-)得出POH,再按照PH+POH=14算出PH

酸碱中和滴定

是用已知物质量浓度的酸(或碱)来测定未知物质的量浓度的碱(或酸)的方式叫做酸碱中和滴定。实验中甲基橙、甲基红、酚酞等做酸碱指示剂来判断是不是完全中和。酸碱中和滴定是基本的分析化学实验，也是普通高中化学的必修课程。

实验仪器

酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶、容量瓶。

酸碱指示剂的变色

大家在实践中发现，有部分有机染料在不一样的酸碱性溶液中能显示不一样的颜色。于是，大家就利用它们来确定溶液的pH。这样的借助其颜色变化来指示溶液pH的物质叫做酸碱指示剂。

酸碱指示剂大多数情况下是有机弱酸或有机弱碱。它们的变色原理是因为其分子和电离出来的离子的结构不一样，因为这个原因分子和离子的颜色也不一样。在不一样pH的溶液里，因为其分子浓度和离子浓度的比值不一样，因为这个原因显示出来的颜色也不一样。比如，石蕊是一种有机弱酸，它是由各自不同的地衣制得的一种蓝色色素。

HIn在水中出现电离

假设用HIn代表石蕊分子，HIn在水中出现下方罗列出来的电离:HIn═In-+H+。假设在酸性溶液中，因为c(H+)增大，按照平衡移动原理就可以清楚的知道，平衡将向逆反应方向移动，使c(HIn)增大，因为这个原因主要呈现红色(酸色)。假设在碱性溶液中，因为c(OH-)增大，OH-与HIn电离生成的H+结合生成更难电离的H2O:使石蕊的电离平衡向正反应方向移动，于是c(In-)增大，因为这个原因主要呈现蓝色(碱色)。假设c(HIn)和c(In-)相等，则呈现紫色。指示剂的颜色变化全部在一定的pH范围内出现的，我们把指示剂出现颜色变化的pH范围叫做指示剂的变色范围。各自不同的指示剂的变色范围是由实验测得的。

注意：强酸滴定弱碱时用甲基橙做指示剂；强碱滴定弱酸时用酚酞。其他情况可用紫色石蕊试剂。

ph值计算方式：

单一溶液pH的计算方式：

1、强酸

cmol·L－1HnA强酸溶液，c（H＋）＝ncmol·L－1―→pH＝－lgnc。

2、强碱

cmol·L－1B（OH）n强碱溶液，c（OH－）＝ncmol·L－1，

n（H＋）＝mol·L－1―→pH＝14＋lg＿nc。

经常会用到H+浓度来表示溶液的酸碱性，当[H+]小于1mol·L-1时，为了使用方便，经常会用到氢离子浓度的负对数，即-lg[H+]来表示溶液的酸度，并称为pH，即pH= -lg[H+]。

按照pH＝－lg c(H＋)，因为这个原因计算溶液的pH的重点是计算溶液中H＋的浓度。

1、酸碱度描述的是水溶液的酸碱性强弱程度，用pH值来表示。热力学标准状况时，pH=7的水溶液呈中性，pH7者显酸性，pH7者显碱性。

2、pH范围在0~14当中，只适用于稀溶液，氢离子浓度或氢氧根离子浓度大于1mol/L的溶液的酸碱度直接用浓度表示。

3、pH的定义式为：

这当中[H+]（此为简写，其实应是[H3O+]，水合氢离子活度）指的是溶液中氢离子的活度（稀溶液下可近似按浓度处理），单位为mol·L-1。

4、298K时，当pH7时，溶液呈酸性，当pH7时，溶液呈碱性，当pH=7时，溶液为中性。水溶液的酸碱性亦可用pOH衡量，即氢氧根离子的负对数，因为水中存在自偶电离平衡，298K时，pH + pOH = 14。

5、pH值小于7说明H的浓度大于OH的浓度，故溶液酸性强，而pH值大于7则说明H的浓度小于OH的浓度，故溶液碱性强。故此，pH值愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。

6、在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7可能依然不会代表溶液呈中性，这需通过计算该溶剂在这样的条件下的电离常数来决定pH为中性的值。如373K（100℃）的温度下，中性溶液的pH ≈ 6。

7、另外需要大家特别注意的是，pH的有效数字是从小数点后启动记录的，小数点前的部分为指数，不可以记作有效数字。

溶液pH值的计算

1

单一溶液pH的计算方式

(1).强酸

cmol·L－1HnA强酸溶液，c(H＋)＝ncmol·L－1―→pH＝－lgnc。

(2)强碱

cmol·L－1B(OH)n强碱溶液，c(OH－)＝ncmol·L－1，

n(H＋)＝ mol·L－1―→pH＝14＋lg_nc。

例题一. 0.05 mol·L－1H2SO4溶液中，c(OH－)＝ mol·L－1，其pH为 。

答案：1.0×10－13；1

剖析解读：0.05 mol·L－1H2SO4溶液中，c(H＋)＝0.05×2=0.1mol·L－1，按照水的离子积可计算出c(OH－)＝1.0×10－13mol·L－1；pH＝－lgc(H＋)=1.

例题二. 将0.4 g NaOH固体溶于水，得到1 L溶液，c(OH－)＝ mol·L-1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝ 。

答案：0.01；1.0×10－12；12

剖析解读：0.4 g NaOH，物质的量n=0.01mol，溶液浓度c=n/V=0.01mol·L－1

，c(OH－)＝0.01mol·L－1；按照水的离子积可计算出c(H＋)＝1.0×10－12mol·L－1；pH＝－lgc(H＋)=12.

2

强酸与强酸混合后pH的计算方式

c(H＋)混＝

，然后再求pH。

例. 常温下，pH＝2的盐酸与pH＝4的盐酸，若按1∶10的体积比混合后，溶液的c(H＋)为 mol·L－1，pH为 。

答案：1.0×10-3；3

剖析解读：酸酸混合，计算c(H＋)混=（1×10-2+10×10-4）/（1+10）=1.0×10-3mol·L－1；pH＝－lgc(H＋)=3.

3

强碱与强碱混合后pH的计算方式

先计算c(OH－)混＝

，再求c(H＋)混＝

，后求pH。

例. 常温下，将200 mL 5×10－3mol·L－1NaOH溶液与100 mL 2×10－2mol·L－1NaOH溶液混合后，溶液的c(OH－)为 mol·L－1，c(H＋)为 mol·L－1，pH为 。（忽视混合前后溶液体积变化）

答案：1.0×10-2；1.0×10－12；12

剖析解读：碱碱混合，计算c(OH－)混=（200×10－3× 5×10－3+100×10－3×2×10－2）/（200×10－3+100×10－3）=1.0×10-2mol·L－1；按照水的离子积可计算出c(H＋)＝1.0×10－12mol·L－1；pH＝－lgc(H＋)=12.

4

强酸与强碱混合后pH的计算方式

（1）恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。

（2）酸过量：

先求c(H＋)余＝

，再求pH。

（3）碱过量：

先求c(OH－)余＝

，

再求c(H＋)＝

，后求pH。

例题一．将0.1 mol·L－1HCl溶液和0.06 mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合后，则该溶液的pH是( )

A．1.7 B．12.3 C．12 D．1

答案　C

剖析解读　这是强酸和强碱的混合，要先判断混合液的酸碱性。酸中c(H＋)＝

0.1 mol·L－1；碱中c(OH－)＝0.12 mol·L－1，等体积混合碱过量，按照pH值的计算方式，要先求c(OH－)，再求c(H＋)，后求pH值。

c(OH－)余＝

＝0.01 mol·L－1，c(H＋)＝

＝1×10－12mol·L－1，则pH＝－lgc(H＋)＝12。

例题二 . 常温下，pH＝13的强碱溶液与pH＝2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比是( )

A．11∶1 B．9∶1

C．1∶11 D．1∶9

答案　D

剖析解读　可设碱与酸的体积分别是V碱和V酸，由题意就可以清楚的知道，混合后碱过量，可列等式：c(OH－)余=

＝10－(14－11)，解之可得V碱∶V酸＝1∶9。

例题三．在室温下，等体积的酸和碱的溶液混合后，pH一定大于7的是( )

A．pH＝3的硝酸跟pH＝11的氢氧化钾溶液

B．pH＝3的盐酸跟pH＝11的氨水

C．pH＝3硫酸跟pH＝11的氢氧化钠溶液

D．pH＝3的磷酸跟pH＝11的氢氧化钾溶液

答案　B

剖析解读　A、C两项中都是强酸与强碱中和，等体积混合时酸溶液中氢离子的物质的量和碱溶液中氢氧根离子的物质的量相等，即pH强酸＋pH强碱＝14，恰好完全中和，pH＝7；B项，pH强酸＋pH弱碱＝14，混合后碱过量，pH＞7；D项，pH弱酸＋pH强碱＝14，混合后酸过量，pH＜7。

例题四．(1)某温度(T℃)时，测得0.01 mol·L－1NaOH溶液的pH＝11，则该温度下水的Kw＝________。

(2)在这里温度下，将pH＝a的NaOH溶液VaL与pH＝b的H2SO4溶液VbL混合。

（1）若所得混合液为中性，且a＝11，b＝3，则Va∶Vb＝________。

（2）若所得混合液为中性，且Va∶Vb＝10∶1，则a＋b＝__________。

（3）若所得混合液的pH＝10，且a＝12，b＝2，则Va∶Vb＝________。

答案　(1)10－13　(2)（1）1∶10　（2）12　（3）1∶9

剖析解读　(1)T℃时0.01 mol·L－1的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol·L－1，其pH＝11，即c(H＋)＝10－11mol·L－1，则水的离子积为10－13。

(2)（1）pH＝11的NaOH溶液中c(OH－)＝10－2mol·L－1，pH＝3的H2SO4溶液中c(H＋)＝10－3mol·L－1，若混合后呈中性，则硫酸溶液体积为氢氧化钠溶液体积的10倍，即Va∶Vb＝1∶10。

（2）若所得混合液为中性，且Va∶Vb＝10∶1，则硫酸溶液中c(H＋)为氢氧化钠溶液中c(OH－)的10倍。即硫酸中c(H＋)＝10－bmol·L－1，氢氧化钠溶液中c(OH－)＝10－b－1mol·L－1，其c(H＋)＝

＝10－(12－b)mol·L－1，pH为12－b，亦即a＝12－b，故此，a＋b＝12。

（3）若混合液pH＝10，即c(OH－)＝10－3mol·L－1，则c(OH－)＝10－3mol·L－1＝

mol·L－1，得Va∶Vb＝1∶9。

小结：

1．溶液pH计算

碱按碱、酸按酸，同强混合在中间；

异强混合看过量，无限稀释7为限。

2．pH差值≥2的两种强酸等体积混合后，pH混＝pH小＋0.3

pH差值≥2的两种强碱等体积混合后，pH混＝pH大－0.3

呵呵 很简单 因为是强酸、强碱，全部都完全电离出氢离子和氢氧根。这里a+b+12，既然如此那，肯定是酸浓度大，碱浓度小。才有可能他们的PH值a+b=12。

例如：酸PH为3，碱PH为9。要让他们中和为PH值=7，其实就是常说的中性。肯定碱的体积多。 按照PH定义为lg（OH-）计算，10^2=100 碱的体积是酸体积的100倍，10^2=100 。

假设a+b=14，既然如此那，酸碱体积一样。 本质就是判断酸碱的浓度。

PH之和为14，酸碱浓度相当（酸的氢离子和碱的氢氧根含量一样）；PH之和小于14，则酸的浓度大；PH之和大于14，则碱的浓度大。中和的体积比就是10的多少次方的关系。

例如PH之和为13，既然如此那，酸中H离子浓度为碱中OH根浓度的10倍。

中和是酸的体积就是碱的体积的10倍。

另外一类，就是要判断酸和碱的电解能力是强酸还是弱酸；是强碱还是弱碱；再进行计算。

酸碱溶液的PH计算方式：pH=-lg[H+]，[H+]表示溶液总氢离子的浓度（mol/L)，计算pH只清楚氢离子浓度就可以。第一，水的离子积常数是10-14，故此，：pH+pOH=14,氢离子浓度可以通过化学平衡常数关系算出来。其他的电离、水解方程式也是类似。

1.水的离子积KW= c(H+)·c(OH-) ,25℃时的中性溶液：c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1, KW=1×10-14。

2.溶液的酸碱性与c（H ）、c（OH ）的关系：

中性：c（H ）＝ c（OH ）

酸性：c（H ）＞c（OH ）

碱性：c（H ）＜c（OH

计算公式：PHc(H+)=(0.2*3-0.05*2)/(3+2)=0.1mol/LPH=1。

基本过程都是先算C（H+)。再用公式pH=-lgC(H+)假设是酸溶液混合，大多数情况下都是强酸+强酸了，先算溶液中总的H+浓度，注意体积等于两溶液体积之和。（近似处理的，忽视体积变化）假设是碱溶液混合，计算的也主要是强碱+强碱，一定要先算OH-的浓度（因为在混合中，OH-的量守恒），再按照水的离子积算出C（H+），后是PH假设是酸碱溶液混合，也是强酸+强碱，一定要进行过量判断，二者都不过量，则呈中性。假设酸过量，则算过量的H+的浓度，假设碱过量，则先算OH-浓度，再是Ｈ＋　浓度，后才是　ｐＨ　如　０．２ｍｏｌ／ＬＨＣｌ　＋０．０５ｍｏｌ／ＬＮａＯＨ　体积比3：2混合，求混合溶液的PHc(H+)=(0.2*3-0.05*2)/(3+2)=0.1mol/LPH=1。

强酸与强酸的混合：（先求[H＋]混：将两种酸中的H＋离子数相加除以整体积，再求其它）[H＋]混＝（[H＋]1V1＋[H＋]2V2）/（V1＋V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH－]混：将两种酸中的OH－离子数相加除以整体积，再求其它）[OH－]混＝（[OH－]1V1＋[OH－]2V2）/（V1＋V2）（注意：不可以直接计算[H＋]混）

3、强酸与强碱的混合：（先据H＋＋OH－＝＝H2O计算余下的H＋或OH－，

H＋有余，则用余下的H＋数除以溶液整体积求[H＋]混；OH－有余，则用余下的OH－数除以溶液整体积求[OH－]混，再求其它）

说明：

1、在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽视不计！

2、混合液的pH值是通过计算混合液的[H＋]混或[OH－]混解答的，因为这个原因，计算时一定要遵守“酸按酸”“碱按碱”的原则进行。

3、不一样体积的溶液相互混合时，混合后溶液的体积都会出现改变，但是在不考虑溶液体积的变化时，我们可近似觉得体积具有加和性，即混合后体积等于原体积的和，当试题给出混合后溶液的密度时，则不可以运用体积的加和性来计算溶液的体积，而应该用质量与密度的关系求算溶液的体积。

（四）稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原＋n （但自始至终不可以大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原＋n （但自始至终不可以大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＝pH原－n （但自始至终不可以小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但自始至终不可以小于或等于7）

酸碱度pH值是没有单位的。

pH值是表示溶液酸碱性强弱的指标，计算公式：pH＝-lg[H＋]例如：100ml稀盐酸中含溶质HCI质量0.365克，则每升稀盐酸中含HCI质量3.65克（即0.1摩尔），此溶液中[H＋]＝0.1mol/l，pH＝-lg[H＋]＝-lg[0.1]＝1

由此可见：pH值是没有单位的。

PH值表征酸碱性强弱的，无单位