文档介绍：两种强酸或两种强碱溶液等体积混合后pH的计算
1 问题的引出
在中学化学里,我们常遇到这样的****题:在25℃,pH=5和pH=6的两种强酸溶液等体积混合,求此混合溶液的pH;或计算在25℃时,pH=10和pH=12的两种强碱溶液等体积混合后溶液的pH为多少?解答这类问题时,为什么用混合前的氢离子浓度通过简单地加和求平均值来计算和用混合前的氢氧根离子浓度通过简单地加和求平均值来计算结果不一样,而且有时相差很大?计算过程如下(按上述两种强酸溶液等体积混合为例):
解法一:根据[H+]计算
混合前:[H+]酸1=10-5mol/L,
[H+]酸2=10-6mol/L
所以:pH= -lg[H+]混==
解法二:根据[OH-]计算
混合前:[OH-]酸1=10-9mol/L,
[OH]酸2=10-8mol/L
所以:pOH= -lg[OH-]混==
pH=14-pOH=
可见解法一和解法二的计算结果不一样,。同理,对于上述的两种强碱溶液等体积混合后,如按[H+]混计算,pH=,如按[OH-]混计算,pH=,。
究竟是用[H+]混来计算pH正确还是用[OH-]混来计算pH正确呢?
2 问题分析
我们知道,在25℃时,不论溶液是酸性、碱性还是中性,水的离子积常数Kw恒等于10-14,而在上面两例计算中出现了[H-]混×[OH-]混≠10-14的情况,因此根据[H+]混和根据[OH-]混计算的pH就不一样。问题出在哪里呢?这是因为上面的计算忽略了混合前后水的电离平衡对溶液中[H+]和[OH-]产生的影响。两溶液在混合前后,水的电离平衡都存在,而且混合后和混合前水的电离情况是不一样的。两溶液混合后必然会打破混合前水在各溶液中的那种平衡关系,从而使水电离出的[H+]水和[OH-]水较混合前的不一样。因此混合后溶液的[H+]混和[OH-]混不能用混合前的浓度通过简单的加和求平均值来计算。下面我们把水电离平衡的影响考虑进去,看看计算结果将会怎样。
以25℃,pH=5和pH=6的两种强酸溶液等体积混合为例。
对于pH=5的溶液,其中由于水的电离生成的氢离子浓度[H+]水和由于酸的电离生成的[H+]酸之和应等于10-5mol/L,即:[H+]水+[H+]酸=10-5(mol/L)。而此溶液的[OH-]=Kw/[H+]=10-9(mol/L),且全来自水的电离,故由于水的电离生成的氢离子浓度[H+]水也为10-9mol/L,因此 pH=5的溶液中由于强酸电离提供的氢离子浓度为:[H+]酸1=10-5-10-9(mol/L)。同理,对pH=6的酸液,由于强酸电离提供的氢离子浓度为:[H+]酸2=10-6-10-8(mol/L),当两种强酸溶液相混合后,由于酸的
电离提供的氢离子浓度为:
设水电离提供的氢离子浓度[H+]水为x,则[OH-]水也为x
那么:[H+]混=[H+]酸+[H+]水,
而[OH-]混=[OH-]水,因为强酸溶液中的OH-全部都是由水电离生成的。
因此有:Kw=[H+]混×[OH-]混
由此得出:x=[OH-]=×10-9(mol