第一篇：pH值調節計算理論知識培訓

pH值調節計算理論知識培訓

水的硬度和pH的關系

水的硬度是由水中所溶解的各種鹽離子（陽離子和陰離子）的數量決定的。陽離子主要是指鈣、鎂離子，鈣離子的含量是最主要的，要比鎂離子多3-10倍。陰離子主要是指碳酸氫根離子、硫酸根離子和氯離子。雖然水的硬度并不直接決定水的pH值，但在通常情況下軟水的pH值低、偏酸性；硬水的pH值高、偏堿性。

水的硬度（KH值）決定了水pH的緩沖能力。水中碳酸硬度(KH)是穩定水pH值的最重要指標，硬度高的水含各種離子的數量非常多，其中碳酸氫根離子在水中和碳酸一起構成了水體最主要的緩沖系統～碳酸氫鹽緩沖體系，這個緩沖體系的作用是在一定范圍內，抵抗（中和）外來的酸堿對pH值的改變，保持pH值的穩定。碳酸氫根離子濃度越高、KH值越大，水抗酸堿的能力就越強。調pH會出現反彈是為什么？就是這些緩沖體系在起作用，雖然當時把pH調下來了，但是這些緩沖體系會慢慢地把水的pH值再“拉回”到原來的水平上。

軟水和硬水的緩沖能力差別很大。軟水所含離子較少緩沖能力差，水質越軟緩沖能力越差，軟水KH值過低時（小于4時），會使pH值快速下降，造成酸跌。硬水所含離子較多緩沖能力強，水質越硬緩沖能力越強。硬水KH值高（大于8），高KH值會導致pH值升高，所以一般情況下硬水顯堿性。做過化學試驗的人應該知道：在軟水里加一滴酸，就能引起pH的較大下降；在同體積的硬水里加十滴酸，pH值可能只會輕微下降或者不變。這是一個很普通的化學常識，但對我們來說卻非常重要，因為pH就是要以它做為理論基礎來調整的。

1、基本知識：

1.1酸性pH調節劑：

鹽酸：一元無機酸，常用。濃度36%~38%（W/W），1mol=36.46g

0.1mol/L（pH=1.0）: 9ml(3.65g)→1000ml

硫酸：二元無機酸。濃度95%~98%，d=1.841mol=98.08g

0.05mol/L（pH=1.0）: 3ml(4.9g)→1000ml。僅用于含硫酸鹽的制劑中。

磷酸:三元無機酸。僅用于地塞米松磷酸鈉注射液等含磷酸鹽的制劑中。

枸櫞酸、酒石酸：屬有機酸。用于在強電解質溶液中不穩定的制劑，如利血平注射液。

1.2堿性pH調節劑：

氫氧化鈉：強堿，最常用。1mol=40g常用百分比濃度0.1%~2%（W/W），或采用摩爾濃度：0.1mol/L（pH=13.0）: 4.0g→1000ml

碳酸鈉、碳酸氫鈉：碳酸鈉為強堿弱酸鹽；碳酸氫鈉為酸式鹽，其堿性較弱，常用于遇強堿發生分解的制劑中調節pH值。

磷酸氫二鈉:弱堿性，1%水溶液pH值為8.8～9.2。常與磷酸二氫鈉組成緩沖溶液使用。氨水：弱堿性，濃度25%~28%。用于在強電解質中不穩定的制劑調節pH值。

1.3pH調節基本要求

調節pH值時采用與主藥酸根離子相同的酸，以不增加其它雜質為原則。如硫酸阿米卡星注射液使用硫酸調節，地塞米松磷酸鈉注射液使用磷酸調節。

按照工藝規定的酸堿濃度調節pH，并不得超過規定的酸堿用量。若工藝中未同時標出酸堿2種調節劑，一般不允許隨意回調！以免產生的氯化鈉引起滲透壓改變。

調節pH時必須分次緩緩加入酸堿，防止局部酸性或堿性過強引起分解。越是靠近控制范圍越應小心加入，防止調節過頭。

若pH 值必須回調，加入量應經過計算，且加入時先要進行小試，觀察藥液顏色、澄清度等

變化情況。

2、酸性溶液加酸調節pH計算：——僅適用于加入強酸強堿，未考慮藥液的緩沖作用。

2.1計算：pH4.97調節至pH4.5，13.2萬ml藥液應加入0.1mol/L HCl 多少ml？

若在13.2萬ml藥液中加入0.1mol/L HCl 50ml，其pH=？

2.2堿性溶液加堿調節pH：若藥液為堿性，pH在7～14之間，則上述公式中的C0、Cb均為［OH-］濃度。還要將pH轉換為pOH，再求其反對數。轉換方法為：pOH = 14-pH3、酸性溶液加堿調節pH計算：

3.1計算：pH4.9調節至pH5.2，51.6萬ml藥液應加入0.1mol/L NaOH 多少ml？ 若在51.6萬ml藥液中加入0.1mol/L NaOH 50ml，其pH=？

3.2加堿過量：當加入70ml時再按上式計算，會出現什么問題？

＜0

3.3堿性溶液加酸調節pH：若藥液為堿性，pH在7～14之間，則上述公式中的C0為［OH-］濃度、Ca為［H+］濃度同樣要將pH轉換為pOH，再求其反對數。轉換方法為：pOH = 14-pH

附：H+濃度與pH值換算表(反對數表)：略

酸性pH調節劑和堿性pH調節劑的使用經驗

酸性pH調節劑：

鹽酸：一元無機酸，常用。濃度36%~38%（W/W），1mol=36.46g

0.1mol/L（pH=1.0）: 9ml(3.65g)→1000ml

硫酸：二元無機酸。濃度95%~98%，d=1.84 1mol=98.08g

0.05mol/L（pH=1.0）: 3ml(4.9g)→1000ml。僅用于含硫酸鹽的制劑中。

磷酸:三元無機酸。僅用于含磷酸鹽的制劑中。

枸櫞酸、酒石酸：屬有機酸。用于在強電解質溶液中不穩定的制劑。

堿性pH調節劑：

氫氧化鈉：為強堿，最常用。1mol=40g 常用百分比濃度0.1%~2%（W/W），或采用摩爾濃度：0.1mol/L（pH=13.0）: 4.0g→1000ml

碳酸鈉、碳酸氫鈉：碳酸鈉為強堿弱酸鹽；碳酸氫鈉為酸式鹽，其堿性較弱，常用于遇強堿發生分解的制劑中調節pH值。

磷酸氫二鈉:弱堿性，1%水溶液pH值為8.8～9.2。常與磷酸二氫鈉組成緩沖溶液使用。氨水：弱堿性，濃度25%~28%。用于在強電解質中不穩定的制劑調節pH值。

pH調節基本要求

調節pH值時采用與主藥酸根離子相同的酸，以不增加其它雜質為原則。

按照工藝規定的酸堿濃度調節pH，并不得超過規定的酸堿用量。若工藝中未同時標出酸堿2種調節劑，一般不允許隨意回調！以免產生的氯化鈉引起滲透壓改變。（嚴格來說，pH回調也屬于工藝變更）

調節pH時必須分次緩緩加入酸堿，防止局部酸性或堿性過強引起分解。越是靠近控制范圍越應小心加入，防止調節過頭。

若pH 值必須回調，加入量應經過計算，且加入時先要進行小試，觀察藥液顏色、澄清度等變化情況。

第二篇：溶液pH值計算教學設計

課題：溶液的pH計算

高二化學組

2013年12月24日

時間：2013年12月24日上午第二節 地點：高二三樓16班 講課人： 一、三維目標

1、知識與技能

(1)了解單一溶液pH求算方法；(2)掌握溶液稀釋規律。

(3)掌握混合溶液pH值的計算

2、過程與方法

(1)通過復習回顧pH的定義、計算方法為后面的學習打下基礎；(2)通過不同類型溶液的pH值的計算來鞏固提高學生的分析、解決計算問題的能力。

3、情感態度與價值觀

(1)培養學生的歸納思維能力和知識的綜合運用能力

(2)通過pH值的教學，培養學生的計算能力，并對學生進行科學方法的指導

二、教學重難點

1.溶液稀釋規律

2.混合溶液的pH值計算

三、教學過程設計

【引入】回顧溶液pH的定義表達式，求算簡單pH，突出抓住c（H+）計算。【投影】pH值表示方法：pH=－lg c(H+)，計算原理，方法。【學生計算回答】 1、25℃時，0.01mol/L鹽酸的PH、0.5mol/L稀硫酸的pH？

25℃時，10-5mol/L的NaOH的PH？ 2、25℃時，0.005mol/L的氫氧化鋇溶液的pH？ 【板書】

一、單一溶液PH值計算 【學生計算回答】略

【過渡】溶液濃度改變，pH值怎么變呢？ 【板書】

二、酸堿溶液稀釋后的PH值計算 【投影】溶液pH值的計算

例1、0.001 mol/L鹽酸的pH =____，加水稀釋到原來的10倍，pH=___，加水到原來的102倍，pH =___,加水到原來的103 倍pH= _____,加水到原來的106倍，pH______ 例

2、pH=10的NaOH溶液加水稀釋到原來的10倍，則溶液的pH=_____，加水稀釋到原來的102倍，則溶液的pH=_______加水稀釋到原來的103倍，則溶液的pH=___加水稀釋到原來的105倍，則溶液的pH___ 【學生練習并總結】 強酸強堿的稀釋規律 【過渡】 弱酸弱堿稀釋又是什么情況呢? 【思考】 若在常溫下，將PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O稀釋1000倍，所得溶液PH在什么范圍？ 【分析歸納】

弱酸弱堿稀釋規律

【過渡】 把不同溶液混合在一起，pH有何變化呢？ 【板書】

三、混合溶液的PH值計算

1.強酸+強酸

例.PH=2的HCl溶液與PH=5的HCl溶液等體積混合后，求溶液的PH值。【分析】 強酸混合的注意事項

2.強堿+強堿

例.PH=8的NaOH溶液與PH=10的NaOH溶液等體積混合后，求溶液的PH值。【分析】 強堿混合的注意事項

【過渡】 酸和堿混合的情況是什么樣呢？

【例】常溫下，100ml 0.6mol/L的HCl和等體積的0.4mol/L的NaOH混合后，溶液的PH。

【過渡】

如果堿過量呢？

常溫下100ml 0.4mol/L的HCl和等體積的0.6mol/L的NaOH混合后，溶液的PH。【板書】 3.強酸+強堿

【總結】歸納強酸+強堿的規律 【本節小結】 【課堂練習】 【課后練習】《優化探究》

【板書設計】

溶液pH的計算

一、單一溶液的PH

二、酸堿溶液稀釋后的PH

三、混合溶液的PH

1.強酸+強酸

2.強堿+強堿

3.強酸+強堿

第三篇：PH的計算教學設計

溶液PH的計算

教學內容：溶液PH的計算

適用對象：高二級理科

高三級復習（人教版）教學目標：

1.掌握溶液PH的計算方法。

2.總結計算溶液PH的解題思路和規律。教學重點：計算溶液PH的解題思路和規律。教學難點：混合溶液的PH計算解題思路和規律 教學背景：

判斷溶液的酸堿性是溶液性質應用的前提，如果不清楚溶液的酸堿性，對溶液的應用和相關反應很難準確把握，通過溶液的PH判斷溶液的酸堿性是一種簡單常用的方法，所以學習溶液PH的計算方法和規律是必須的，能靈活應用這些方法和規律對以后的學習和研究有很大幫助。教學設計：

本課教學是在已經學習了溶液PH的定義之后進行總結性的教學，所以直接進入主題，先進行單一溶液的PH計算，再進行混合溶液的PH計算，最后進行稀釋溶液時PH的計算，每個計算類型都有對應的例題，通過對習題的分析和解答體會公式和規律的應用，便于理解和掌握規律。

第四篇：人體健康PH值的研究

濱思特關注：健康人體PH值與飲用水的關系

中學課堂有講，水的酸堿度均用PH值表達，水是由H2O組成的，在一般情況下，水可以產生微弱的電離，即產生一個氫離子（H+）和一個氫氧根離子（OH-），每一升水會含有氫離子可高達6X1016個。我們慣稱（H+）濃度的負對數值作為溶液酸堿性的指標，簡寫為PH。PH大于7，數字越大堿性越強，小于7，數字越小酸性越強。

PH值是在生活用水水質處理中運行上最重要的水質參數之一，一般天然水的PH值是在6.0-8.5，酸性物質或是有機污染物的影響可使水的PH降低到5左右，而一些堿性的廢水的影響相反會使水的PH升高。在正常的PH范圍內還沒有發現對人體健康有毒性作用，所以世界衛生組織的《飲用水準則》中沒有提出PH的基于健康的準則值，只是從沒有危害的角度提出PH應在6.5-8.5。濱思特小編有必要對PH和人體健康的關系，進行一些闡述。

在一些科普文章中，均稱正常人體的PH值應該是弱堿性，這個說法也不完全準確，我們通常講人體PH值為7.35-7.45之間，這是指人體血液中的PH值，而不能理解為人體的HP值，人體各部位的組織中的PH值是不同的。人體為了正常進行生理活動，血液的氫離子濃度必須維持在一定的正常范圍內，而氫離子濃度的正常，是必須依靠人體的調節功能，使體內的酸堿達到動態平衡。如果過酸或過堿，都會引起血液氫離子濃度的改變，使正常的酸堿平衡發生紊亂，簡稱酸堿失衡。

例如饑餓時的胃液PH為1-2，皮膚為5.5，大腸為8.4，汗為6.0等，其中無論哪一個部位的PH都要維持在一個恒定范圍內，哪怕是發生輕微的變化，都會引起身體的生物活性分子結構和化學功能發生劇烈的變化。機體內的緩沖體系、呼吸系統、腎臟代償系統等共同維持著PH的平衡，才使得機體的生理功能正常運行并維持著人體的健康。

在我國南方地區，許多城市屬于軟水地區，水中的出礦物質含量較低，PH值一般在7.0左右以下，有些地區隨著污染的增加，特別是長三角和珠三角地區屬于酸雨地區，而當地飲用水大多取于地下水，所以飲用水中的PH值較正常或是偏低一些，污染越少，水的PH則較高。而純凈水的PH在5.5-6.5之間，呈酸性，對兒童的損害的作用，相關部門表明，長期飲用過低硬底水，對人體生理功能有負面的作用。從大量的研究報告中可以看出，硬度與人體的健康呈正相關的關系。礦物質水的特點是直接添加礦物質的化合物，該產品PH值相對高，水溶性好，口感好，鎂含量高，可以有效補充人體鎂的需要元素，各個廠家所添加到水中的化合物不同，給國家的產品質量監督帶來了一定的難度，但添加礦物質的水遠遠不如天然優質礦泉水。添加礦物質，要適合考慮各種陰陽離子的相互的平衡和拮抗作用，否則不僅不能給人帶來健康，還會引起一些營養方面的問題。

在生命長期的進化過程中，人體形成了較為穩定的呈微堿性環境，這種PH的恒定現象，叫做酸堿平衡，現在由于生活條件改變，很多人血液的PH在7.35左右，身體處于亞健康狀態。出生嬰兒一般屬弱堿性體液，但隨著年歲增長和生活環境以及生活習慣的改變，體質慢慢轉為酸性，酸化也就是意味著越來越老化。為了延緩衰老，現代人開始注重飲用水健康，提倡喝弱堿性水，也就是PH值為7.1-7.8的天然水，時尚女吃水果蔬菜美容，是因為這些食物在體內自然代謝會形成堿性物質。

第五篇：高二化學 pH的計算復習教學案

福建省漳州市薌城中學高二化學 pH的計算復習教案

【基本常識】

pH定義

溶液物質的量濃度的計算公式

③、水的離子積常數

④、已知PH值求C(H+)和C（OH-）、已知C(H+)或C（OH-）求PH值。

一、酸性體系： 1．強酸的pH 例1 ①、求0．1 mo1／L鹽酸溶液的pH？

②、求0．05mo1／L硫酸溶液的pH？

【小結】通過以上兩題請同學思考，已知強酸溶液的物質的量濃度，如何求pH，并且應注意什么？ 結論：

（1）求pH實際是求，在已知溶液的物質的量濃度求C(H+)濃度時一定要注意強酸的數。（2）由于完全電離，強酸溶液的C(H+)＝nC,其中C表示

，n 表示強酸的數。

2．稀釋強酸溶液

例2 ①、將0.1mol／L的鹽酸溶液稀釋成原體積的10倍，求稀釋后溶液的pH。

②、將pH＝5的鹽酸溶液分別稀釋成原體積的10倍、1000倍。求稀釋后溶液的pH。

【總結】常溫下，當無限稀釋酸時，溶液的PH接近

。當對溶液無限稀釋時，溶液中由水電離出的氫離子濃度遠遠

（大于、小于）酸電離出的氫離子濃度，這時可忽略

電離出的氫離子，以

電離出的氫離子為主，所以pH趨近7。

【思考】在求上述例1溶液的pH時，我們忽略了水電離出的氫離子。但是在對酸溶液無限稀釋時又忽略了酸電離的氫離子，這樣做的道理是什么？

在濃度較大的酸溶液中，計算氫離子濃度時忽略水電離出的氫離子，在濃度極稀的酸溶液中又可以忽略酸電離出的氫離子。原因就是兩種情況下影響溶液氫離子濃度的主要因素不同。

3．稀釋弱酸溶液

例

3、將pH為1的醋酸溶液稀釋成原體積的10倍，求稀釋后溶液pH與2的關系。

【小結】由于在弱酸中存在電離平衡，所以弱酸稀釋與強酸的情況有所不同。

【思考】①pH相同的強酸與弱酸同倍數稀釋時pH變化的情況是否相同，這是為什么？ 回答：強酸的pH變化大于弱酸的pH變化，原因是在弱電解質溶液中存在電離平衡。

例

4、體積相同PH相同的鹽酸與醋酸溶液，分別投入足量的鋅粉，試比較最初時反應的速率和最終放出氫氣的物質的量的關系。

回答：由于，所以最初時反應速率

。但由于鹽酸中溶質的物質的量小于醋酸中溶質的物質的量，所以最終放出氫氣是鹽酸小于醋酸。

4．混合酸溶液的pH 例

5、若下列混合過程中體積的變化忽略不計： ①將0.1mo1／L的鹽酸與0.1mo1／L的硫酸等體積混合，求混合后溶液的pH。②將pH均為1的鹽酸與硫酸以體積比1：2的比例混合，求混合后溶液的pH。③將pH＝1的鹽酸與pH＝5的鹽酸等體積混合，求混合后溶液的pH。

【小結】通過以上練習可知，求酸溶液的pH須先求，再求

。求算中注意混合溶液的體積變化。

二、堿性體系

希望通過下面例題的訓練，總結出求堿性溶液pH的方法，并與酸性溶液對比理解其中相同與不同的原因。

強堿溶液的pH計算

例6 ①常溫下，求0.1mol/L氫氧化鈉溶液的pH ②常溫下，求0.05mo1／L氫氧化鋇溶液的pH。

2．稀釋堿溶液

例7 ①常溫下，將0.1 mo1／L的氫氧化鈉稀釋成原體積的10倍，求pH？

②常溫下，將0.1mol/L的氨水稀釋成原體積的10倍，求pH與①中結果的大小關系。

【小結】通過上述練習，求堿性溶液pH的方法：先求的濃度，再求，再求溶液的。3．強堿溶液混合

例8若混合過程中體積變化忽略不計：

①0.1mol/L的氫氧化鈉溶液與0．05mo1／L的氫氧化鋇溶液混合，求pH。②pH=13的氫氧化鈉與pH=10的氫氧化鈉溶液混合，求pH。

【小結】請總結出在酸性或堿性溶液中求pH的順序。

1）在酸性溶液中先求氫離子濃度再求pH，堿性溶液中先求的濃度：再求，再求

。2）求pH，一定要先求顯性離子的濃度，再利用數學工具求pH。

三、酸、堿混合體系的pH計算

例9 ①99mL0.5mo1／L硫酸與101mL1mol/L氫氧化鈉溶液混合，求混合后的pH。

②把pH=3的鹽酸和pH=9的氫氧化鈉溶液混合成中性溶液，求酸和堿的體積比。

【小結】請總結出強酸與強堿反應后求pH的程序，并總結出解題過程的注意事項。

先判斷

的程度，再求

，最后再求

。解題過程中應注意多元強酸和多元強堿物質的量濃度與相應離子濃度的換算。

【思考】強酸與強堿的反應進行程度很容易判斷。如果題目中沒有明確指出酸堿的強弱，又如何處理呢？

例10 常溫下，將pH= 3的鹽酸與pH=11的一元堿等體積混合，求混合后的pH。

【思考】上述題目是堿的強弱未知，如果改成酸的強弱未知的話，相應的試題應如何出呢？ 你能否舉出一例？ 舉例：例如室溫下將pH＝3的酸與pH＝11的氫氧化鈉等體積混合，求混合后的pH？（答案為pH＜7

【思考】若酸堿的強或弱都未知呢? 例11 pH＝3的酸與pH＝11的堿等體積混合，求混合后的pH。

【總結】對于酸堿中和反應，在進行pH的計算時需解決的是求顯性離子的濃度問題。同樣這種方法也適用于其它酸堿體系的pH的計算。

訓練 ：a mL濃度為c mo1／L的AgNO3溶液中，加入一定量pH= 1的鹽酸時，恰好將Ag+完全沉淀，此時得到pH= 2的溶液100 mL。則c 值應該接近何值（反應前后體積的變化忽略不計）？

解

答

例1 ：因①、②中C(H+)= 0．1mo1／L所以pH相等均為1。

例2：①由于鹽酸完全電離，所以稀釋過程中氫離子的物質的量不變。有稀釋后的 C(H+)＝0.01mo1／L，pH=2。

②稀釋10倍時pH=6，稀釋1000倍時pH近似等于7。

例3：因為弱電解質的電離度與濃度成反比，所以在稀釋過程中一方面將已電離出的氫離子稀釋成原濃度的1／10，另一方面弱電解質還會繼續電離出部分氫離子，所以溶液中氫離子的物質的量會大于原溶液的物質的量。因此稀釋后溶液的1＜pH＜2。例5：①C(H+)＝(0.1V + 0.2V)/2V = 0.15 mol/L pH =0.824 ②C(H+)＝(0.1V + 0.2V)/3V = 0.1 mol／L

pH =1 ③C(H+)＝(10-1V + 10-5V)/2V = 0.05 mol/L pH=1.3 例8：①pH=13

②pH=12.7 例9：①已知n（H+）=0．099 mol

n（OH-）= 0.101 mol 因為H十 ＋ OH一 = H20經判斷為堿過量，且過量的OH一的物質的量為0．002mo1。所以：C（OH-）＝0.002mol/(0.101+0.099)L =O.01mol／L

pH=12 ②已知C(H+)＝10-3mo1／L

C（OH-）=10-5mo1／L 若反應后溶液呈中性，則有酸提供的氫離子的物質的量等于堿提供的氫氧根離子的物質的量。

10-3·V酸 = 10-5·V堿

V酸·V堿 = 1 ：100 例10：已知酸溶液中C(H+)＝10一3mo1／L堿溶液中C（OH-）＝10一3mo1／L如果堿是強堿，則反應后溶液為中性，pH= 7；如果堿是弱堿，則堿中已電離出的氫氧根恰好能中和酸中的所有氫離子。這樣反應后堿過量，pH＞7。綜合起來應是pH＞7。例11：無法判斷是大于

7、小于7還是等于7。訓練：0．011。