1 不同PH 值溶液混合后PH 的计算 溶液的酸碱性跟[H+]、[OH-]、pH 及pOH 的相互关系 H+是表示酸的特性，OH-是表示碱的特性。 Kw =[H+][OH-] 任何物质的水溶液中[H+]和[OH-]的乘积在一定温度下总是一个常数。 酸性溶液:[H+]＞[OH-] 即[H+]＞1×10-7mol·L-1 中性溶液:[H+]=[OH-] 即[H+]=1×10-7mol·L-1 碱性溶液:[H+]＜[OH-] 即[H+]＜1×10-7mol·L-1 然而，绝对不能认为在碱性溶液中无 H+，在酸性溶液中无 OH-。水溶液的酸性、中性和碱性，均可以用[H+]或[OH-]表示。不过，在强酸、强碱的稀溶液，弱酸、弱碱的溶液或其它酸碱性很弱的溶液中，[H+]或[OH-]很小时（即1mol·L-1以下的稀溶液），直接用[H+]或[OH-]表示溶液酸碱性的强弱是很不方便的。为此化学上采用[H+]的负对数来表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pH。亦可用[OH-]的负对数表示溶液酸碱性的强弱，叫溶液的pOH，（不过通常是用 pH 表示的）。 pH= -lg[H+] 同样 pOH=-lg[OH-] 因[H+][OH-]=1×10-14 两边各取负对数，这样就得到另一个关 系式：pH+pOH=14 2 pH 与[H+]的关系是：pH 越小，[H+]越大，酸度越高；相反，pH 越大，[H+]越小，酸度越低；所以可用pH 表示溶液的酸碱度。又因为pH 和酸度之间是负对数的关系，如果pH 减小1 个单位，相当于[H+]增大10 倍，pH 增大1 个单位，相当于[H+]减小至原来 pH 的范围是从0——14，而pOH+pH=14。浓的强碱溶液pH 可以大于14，浓的强酸溶液pH 可为负值，用pH 表示浓溶液的酸碱度并不简便。所以，当溶液的[H+]或[OH-]大于1mol·L-1 时，一般不用pH 表示溶液的酸碱度，而是直接用[H+]或[OH-]来表示。 Kw 同其它所有的平衡常数一样，随温度而变，只是在室温（25℃）条件下才等于10-14。当温度升高时，水的电离度增大，离子积也必随着增大。100℃时，Kw 是1×10-12，在冰点时，Kw 接近 10-15，在 60℃时，Kw 值接近 10-13。这就说明中性溶液在 100℃时 pH=6 而不是7，pH+pOH=12，在 60℃时 pH=6.5而不是7，pH+pOH=13。 例如：将 pH=10 与pH=12 的两种氢氧化钠溶液等体积混合时，pH 是多少？ 解一：因为pH=10 的NaOH 溶液，[H+]=10-10mol·L-1 pH=12 的NaOH 溶液，[H+]=10-12mol·L-1 所以两种溶液等体积混合后，其[H+]混为： 故 pH 混= -lg[H+]混= -lg5.05×10-11=11-0.7=10.3 解二、因为[H+][OH-]=10-14 所以pH=10，[H+]=10-10mol·L-1 则[OH-]=10-4mol·L-1 pH=12，...
