pH值调节计算理论知识培训

第一篇：pH值调节计算理论知识培训

pH值调节计算理论知识培训

水的硬度和pH的关系

水的硬度是由水中所溶解的各种盐离子（阳离子和阴离子）的数量决定的。阳离子主要是指钙、镁离子，钙离子的含量是最主要的，要比镁离子多3-10倍。阴离子主要是指碳酸氢根离子、硫酸根离子和氯离子。虽然水的硬度并不直接决定水的pH值，但在通常情况下软水的pH值低、偏酸性；硬水的pH值高、偏碱性。

水的硬度（KH值）决定了水pH的缓冲能力。水中碳酸硬度(KH)是稳定水pH值的最重要指标，硬度高的水含各种离子的数量非常多，其中碳酸氢根离子在水中和碳酸一起构成了水体最主要的缓冲系统～碳酸氢盐缓冲体系，这个缓冲体系的作用是在一定范围内，抵抗（中和）外来的酸碱对pH值的改变，保持pH值的稳定。碳酸氢根离子浓度越高、KH值越大，水抗酸碱的能力就越强。调pH会出现反弹是为什么？就是这些缓冲体系在起作用，虽然当时把pH调下来了，但是这些缓冲体系会慢慢地把水的pH值再“拉回”到原来的水平上。

软水和硬水的缓冲能力差别很大。软水所含离子较少缓冲能力差，水质越软缓冲能力越差，软水KH值过低时（小于4时），会使pH值快速下降，造成酸跌。硬水所含离子较多缓冲能力强，水质越硬缓冲能力越强。硬水KH值高（大于8），高KH值会导致pH值升高，所以一般情况下硬水显碱性。做过化学试验的人应该知道：在软水里加一滴酸，就能引起pH的较大下降；在同体积的硬水里加十滴酸，pH值可能只会轻微下降或者不变。这是一个很普通的化学常识，但对我们来说却非常重要，因为pH就是要以它做为理论基础来调整的。

1、基本知识：

1.1酸性pH调节剂：

盐酸：一元无机酸，常用。浓度36%~38%（W/W），1mol=36.46g

0.1mol/L（pH=1.0）: 9ml(3.65g)→1000ml

硫酸：二元无机酸。浓度95%~98%，d=1.841mol=98.08g

0.05mol/L（pH=1.0）: 3ml(4.9g)→1000ml。仅用于含硫酸盐的制剂中。

磷酸:三元无机酸。仅用于地塞米松磷酸钠注射液等含磷酸盐的制剂中。

枸橼酸、酒石酸：属有机酸。用于在强电解质溶液中不稳定的制剂，如利血平注射液。

1.2碱性pH调节剂：

氢氧化钠：强碱，最常用。1mol=40g常用百分比浓度0.1%~2%（W/W），或采用摩尔浓度：0.1mol/L（pH=13.0）: 4.0g→1000ml

碳酸钠、碳酸氢钠：碳酸钠为强碱弱酸盐；碳酸氢钠为酸式盐，其碱性较弱，常用于遇强碱发生分解的制剂中调节pH值。

磷酸氢二钠:弱碱性，1%水溶液pH值为8.8～9.2。常与磷酸二氢钠组成缓冲溶液使用。氨水：弱碱性，浓度25%~28%。用于在强电解质中不稳定的制剂调节pH值。

1.3pH调节基本要求

调节pH值时采用与主药酸根离子相同的酸，以不增加其它杂质为原则。如硫酸阿米卡星注射液使用硫酸调节，地塞米松磷酸钠注射液使用磷酸调节。

按照工艺规定的酸碱浓度调节pH，并不得超过规定的酸碱用量。若工艺中未同时标出酸碱2种调节剂，一般不允许随意回调！以免产生的氯化钠引起渗透压改变。

调节pH时必须分次缓缓加入酸碱，防止局部酸性或碱性过强引起分解。越是靠近控制范围越应小心加入，防止调节过头。

若pH 值必须回调，加入量应经过计算，且加入时先要进行小试，观察药液颜色、澄清度等

变化情况。

2、酸性溶液加酸调节pH计算：——仅适用于加入强酸强碱，未考虑药液的缓冲作用。

2.1计算：pH4.97调节至pH4.5，13.2万ml药液应加入0.1mol/L HCl 多少ml？

若在13.2万ml药液中加入0.1mol/L HCl 50ml，其pH=？

2.2碱性溶液加碱调节pH：若药液为碱性，pH在7～14之间，则上述公式中的C0、Cb均为［OH-］浓度。还要将pH转换为pOH，再求其反对数。转换方法为：pOH = 14-pH3、酸性溶液加碱调节pH计算：

3.1计算：pH4.9调节至pH5.2，51.6万ml药液应加入0.1mol/L NaOH 多少ml？ 若在51.6万ml药液中加入0.1mol/L NaOH 50ml，其pH=？

3.2加碱过量：当加入70ml时再按上式计算，会出现什么问题？

＜0

3.3碱性溶液加酸调节pH：若药液为碱性，pH在7～14之间，则上述公式中的C0为［OH-］浓度、Ca为［H+］浓度同样要将pH转换为pOH，再求其反对数。转换方法为：pOH = 14-pH

附：H+浓度与pH值换算表(反对数表)：略

酸性pH调节剂和碱性pH调节剂的使用经验

酸性pH调节剂：

盐酸：一元无机酸，常用。浓度36%~38%（W/W），1mol=36.46g

0.1mol/L（pH=1.0）: 9ml(3.65g)→1000ml

硫酸：二元无机酸。浓度95%~98%，d=1.84 1mol=98.08g

0.05mol/L（pH=1.0）: 3ml(4.9g)→1000ml。仅用于含硫酸盐的制剂中。

磷酸:三元无机酸。仅用于含磷酸盐的制剂中。

枸橼酸、酒石酸：属有机酸。用于在强电解质溶液中不稳定的制剂。

碱性pH调节剂：

氢氧化钠：为强碱，最常用。1mol=40g 常用百分比浓度0.1%~2%（W/W），或采用摩尔浓度：0.1mol/L（pH=13.0）: 4.0g→1000ml

碳酸钠、碳酸氢钠：碳酸钠为强碱弱酸盐；碳酸氢钠为酸式盐，其碱性较弱，常用于遇强碱发生分解的制剂中调节pH值。

磷酸氢二钠:弱碱性，1%水溶液pH值为8.8～9.2。常与磷酸二氢钠组成缓冲溶液使用。氨水：弱碱性，浓度25%~28%。用于在强电解质中不稳定的制剂调节pH值。

pH调节基本要求

调节pH值时采用与主药酸根离子相同的酸，以不增加其它杂质为原则。

按照工艺规定的酸碱浓度调节pH，并不得超过规定的酸碱用量。若工艺中未同时标出酸碱2种调节剂，一般不允许随意回调！以免产生的氯化钠引起渗透压改变。（严格来说，pH回调也属于工艺变更）

调节pH时必须分次缓缓加入酸碱，防止局部酸性或碱性过强引起分解。越是靠近控制范围越应小心加入，防止调节过头。

若pH 值必须回调，加入量应经过计算，且加入时先要进行小试，观察药液颜色、澄清度等变化情况。

第二篇：溶液pH值计算教学设计

课题：溶液的pH计算

高二化学组

2013年12月24日

时间：2013年12月24日上午第二节 地点：高二三楼16班 讲课人： 一、三维目标

1、知识与技能

(1)了解单一溶液pH求算方法；(2)掌握溶液稀释规律。

(3)掌握混合溶液pH值的计算

2、过程与方法

(1)通过复习回顾pH的定义、计算方法为后面的学习打下基础；(2)通过不同类型溶液的pH值的计算来巩固提高学生的分析、解决计算问题的能力。

3、情感态度与价值观

(1)培养学生的归纳思维能力和知识的综合运用能力

(2)通过pH值的教学，培养学生的计算能力，并对学生进行科学方法的指导

二、教学重难点

1.溶液稀释规律

2.混合溶液的pH值计算

三、教学过程设计

【引入】回顾溶液pH的定义表达式，求算简单pH，突出抓住c（H+）计算。【投影】pH值表示方法：pH=－lg c(H+)，计算原理，方法。【学生计算回答】 1、25℃时，0.01mol/L盐酸的PH、0.5mol/L稀硫酸的pH？

25℃时，10-5mol/L的NaOH的PH？ 2、25℃时，0.005mol/L的氢氧化钡溶液的pH？ 【板书】

一、单一溶液PH值计算 【学生计算回答】略

【过渡】溶液浓度改变，pH值怎么变呢？ 【板书】

二、酸碱溶液稀释后的PH值计算 【投影】溶液pH值的计算

例1、0.001 mol/L盐酸的pH =____，加水稀释到原来的10倍，pH=___，加水到原来的102倍，pH =___,加水到原来的103 倍pH= _____,加水到原来的106倍，pH______ 例

2、pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶液的pH=_____，加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=_______加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH=___加水稀释到原来的105倍，则溶液的pH___ 【学生练习并总结】 强酸强碱的稀释规律 【过渡】 弱酸弱碱稀释又是什么情况呢? 【思考】 若在常温下，将PH=1的CH3COOH溶液和PH=13的NH3·H2O稀释1000倍，所得溶液PH在什么范围？ 【分析归纳】

弱酸弱碱稀释规律

【过渡】 把不同溶液混合在一起，pH有何变化呢？ 【板书】

三、混合溶液的PH值计算

1.强酸+强酸

例.PH=2的HCl溶液与PH=5的HCl溶液等体积混合后，求溶液的PH值。【分析】 强酸混合的注意事项

2.强碱+强碱

例.PH=8的NaOH溶液与PH=10的NaOH溶液等体积混合后，求溶液的PH值。【分析】 强碱混合的注意事项

【过渡】 酸和碱混合的情况是什么样呢？

【例】常温下，100ml 0.6mol/L的HCl和等体积的0.4mol/L的NaOH混合后，溶液的PH。

【过渡】

如果碱过量呢？

常温下100ml 0.4mol/L的HCl和等体积的0.6mol/L的NaOH混合后，溶液的PH。【板书】 3.强酸+强碱

【总结】归纳强酸+强碱的规律 【本节小结】 【课堂练习】 【课后练习】《优化探究》

【板书设计】

溶液pH的计算

一、单一溶液的PH

二、酸碱溶液稀释后的PH

三、混合溶液的PH

1.强酸+强酸

2.强碱+强碱

3.强酸+强碱

第三篇：PH的计算教学设计

溶液PH的计算

教学内容：溶液PH的计算

适用对象：高二级理科

高三级复习（人教版）教学目标：

1.掌握溶液PH的计算方法。

2.总结计算溶液PH的解题思路和规律。教学重点：计算溶液PH的解题思路和规律。教学难点：混合溶液的PH计算解题思路和规律 教学背景：

判断溶液的酸碱性是溶液性质应用的前提，如果不清楚溶液的酸碱性，对溶液的应用和相关反应很难准确把握，通过溶液的PH判断溶液的酸碱性是一种简单常用的方法，所以学习溶液PH的计算方法和规律是必须的，能灵活应用这些方法和规律对以后的学习和研究有很大帮助。教学设计：

本课教学是在已经学习了溶液PH的定义之后进行总结性的教学，所以直接进入主题，先进行单一溶液的PH计算，再进行混合溶液的PH计算，最后进行稀释溶液时PH的计算，每个计算类型都有对应的例题，通过对习题的分析和解答体会公式和规律的应用，便于理解和掌握规律。

第四篇：人体健康PH值的研究

滨思特关注：健康人体PH值与饮用水的关系

中学课堂有讲，水的酸碱度均用PH值表达，水是由H2O组成的，在一般情况下，水可以产生微弱的电离，即产生一个氢离子（H+）和一个氢氧根离子（OH-），每一升水会含有氢离子可高达6X1016个。我们惯称（H+）浓度的负对数值作为溶液酸碱性的指标，简写为PH。PH大于7，数字越大碱性越强，小于7，数字越小酸性越强。

PH值是在生活用水水质处理中运行上最重要的水质参数之一，一般天然水的PH值是在6.0-8.5，酸性物质或是有机污染物的影响可使水的PH降低到5左右，而一些碱性的废水的影响相反会使水的PH升高。在正常的PH范围内还没有发现对人体健康有毒性作用，所以世界卫生组织的《饮用水准则》中没有提出PH的基于健康的准则值，只是从没有危害的角度提出PH应在6.5-8.5。滨思特小编有必要对PH和人体健康的关系，进行一些阐述。

在一些科普文章中，均称正常人体的PH值应该是弱碱性，这个说法也不完全准确，我们通常讲人体PH值为7.35-7.45之间，这是指人体血液中的PH值，而不能理解为人体的HP值，人体各部位的组织中的PH值是不同的。人体为了正常进行生理活动，血液的氢离子浓度必须维持在一定的正常范围内，而氢离子浓度的正常，是必须依靠人体的调节功能，使体内的酸碱达到动态平衡。如果过酸或过碱，都会引起血液氢离子浓度的改变，使正常的酸碱平衡发生紊乱，简称酸碱失衡。

例如饥饿时的胃液PH为1-2，皮肤为5.5，大肠为8.4，汗为6.0等，其中无论哪一个部位的PH都要维持在一个恒定范围内，哪怕是发生轻微的变化，都会引起身体的生物活性分子结构和化学功能发生剧烈的变化。机体内的缓冲体系、呼吸系统、肾脏代偿系统等共同维持着PH的平衡，才使得机体的生理功能正常运行并维持着人体的健康。

在我国南方地区，许多城市属于软水地区，水中的出矿物质含量较低，PH值一般在7.0左右以下，有些地区随着污染的增加，特别是长三角和珠三角地区属于酸雨地区，而当地饮用水大多取于地下水，所以饮用水中的PH值较正常或是偏低一些，污染越少，水的PH则较高。而纯净水的PH在5.5-6.5之间，呈酸性，对儿童的损害的作用，相关部门表明，长期饮用过低硬底水，对人体生理功能有负面的作用。从大量的研究报告中可以看出，硬度与人体的健康呈正相关的关系。矿物质水的特点是直接添加矿物质的化合物，该产品PH值相对高，水溶性好，口感好，镁含量高，可以有效补充人体镁的需要元素，各个厂家所添加到水中的化合物不同，给国家的产品质量监督带来了一定的难度，但添加矿物质的水远远不如天然优质矿泉水。添加矿物质，要适合考虑各种阴阳离子的相互的平衡和拮抗作用，否则不仅不能给人带来健康，还会引起一些营养方面的问题。

在生命长期的进化过程中，人体形成了较为稳定的呈微碱性环境，这种PH的恒定现象，叫做酸碱平衡，现在由于生活条件改变，很多人血液的PH在7.35左右，身体处于亚健康状态。出生婴儿一般属弱碱性体液，但随着年岁增长和生活环境以及生活习惯的改变，体质慢慢转为酸性，酸化也就是意味着越来越老化。为了延缓衰老，现代人开始注重饮用水健康，提倡喝弱碱性水，也就是PH值为7.1-7.8的天然水，时尚女吃水果蔬菜美容，是因为这些食物在体内自然代谢会形成碱性物质。

第五篇：高二化学 pH的计算复习教学案

福建省漳州市芗城中学高二化学 pH的计算复习教案

【基本常识】

pH定义

溶液物质的量浓度的计算公式

③、水的离子积常数

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

一、酸性体系： 1．强酸的pH 例1 ①、求0．1 mo1／L盐酸溶液的pH？

②、求0．05mo1／L硫酸溶液的pH？

【小结】通过以上两题请同学思考，已知强酸溶液的物质的量浓度，如何求pH，并且应注意什么？ 结论：

（1）求pH实际是求，在已知溶液的物质的量浓度求C(H+)浓度时一定要注意强酸的数。（2）由于完全电离，强酸溶液的C(H+)＝nC,其中C表示

，n 表示强酸的数。

2．稀释强酸溶液

例2 ①、将0.1mol／L的盐酸溶液稀释成原体积的10倍，求稀释后溶液的pH。

②、将pH＝5的盐酸溶液分别稀释成原体积的10倍、1000倍。求稀释后溶液的pH。

【总结】常温下，当无限稀释酸时，溶液的PH接近

。当对溶液无限稀释时，溶液中由水电离出的氢离子浓度远远

（大于、小于）酸电离出的氢离子浓度，这时可忽略

电离出的氢离子，以

电离出的氢离子为主，所以pH趋近7。

【思考】在求上述例1溶液的pH时，我们忽略了水电离出的氢离子。但是在对酸溶液无限稀释时又忽略了酸电离的氢离子，这样做的道理是什么？

在浓度较大的酸溶液中，计算氢离子浓度时忽略水电离出的氢离子，在浓度极稀的酸溶液中又可以忽略酸电离出的氢离子。原因就是两种情况下影响溶液氢离子浓度的主要因素不同。

3．稀释弱酸溶液

例

3、将pH为1的醋酸溶液稀释成原体积的10倍，求稀释后溶液pH与2的关系。

【小结】由于在弱酸中存在电离平衡，所以弱酸稀释与强酸的情况有所不同。

【思考】①pH相同的强酸与弱酸同倍数稀释时pH变化的情况是否相同，这是为什么？ 回答：强酸的pH变化大于弱酸的pH变化，原因是在弱电解质溶液中存在电离平衡。

例

4、体积相同PH相同的盐酸与醋酸溶液，分别投入足量的锌粉，试比较最初时反应的速率和最终放出氢气的物质的量的关系。

回答：由于，所以最初时反应速率

。但由于盐酸中溶质的物质的量小于醋酸中溶质的物质的量，所以最终放出氢气是盐酸小于醋酸。

4．混合酸溶液的pH 例

5、若下列混合过程中体积的变化忽略不计： ①将0.1mo1／L的盐酸与0.1mo1／L的硫酸等体积混合，求混合后溶液的pH。②将pH均为1的盐酸与硫酸以体积比1：2的比例混合，求混合后溶液的pH。③将pH＝1的盐酸与pH＝5的盐酸等体积混合，求混合后溶液的pH。

【小结】通过以上练习可知，求酸溶液的pH须先求，再求

。求算中注意混合溶液的体积变化。

二、碱性体系

希望通过下面例题的训练，总结出求碱性溶液pH的方法，并与酸性溶液对比理解其中相同与不同的原因。

强碱溶液的pH计算

例6 ①常温下，求0.1mol/L氢氧化钠溶液的pH ②常温下，求0.05mo1／L氢氧化钡溶液的pH。

2．稀释碱溶液

例7 ①常温下，将0.1 mo1／L的氢氧化钠稀释成原体积的10倍，求pH？

②常温下，将0.1mol/L的氨水稀释成原体积的10倍，求pH与①中结果的大小关系。

【小结】通过上述练习，求碱性溶液pH的方法：先求的浓度，再求，再求溶液的。3．强碱溶液混合

例8若混合过程中体积变化忽略不计：

①0.1mol/L的氢氧化钠溶液与0．05mo1／L的氢氧化钡溶液混合，求pH。②pH=13的氢氧化钠与pH=10的氢氧化钠溶液混合，求pH。

【小结】请总结出在酸性或碱性溶液中求pH的顺序。

1）在酸性溶液中先求氢离子浓度再求pH，碱性溶液中先求的浓度：再求，再求

。2）求pH，一定要先求显性离子的浓度，再利用数学工具求pH。

三、酸、碱混合体系的pH计算

例9 ①99mL0.5mo1／L硫酸与101mL1mol/L氢氧化钠溶液混合，求混合后的pH。

②把pH=3的盐酸和pH=9的氢氧化钠溶液混合成中性溶液，求酸和碱的体积比。

【小结】请总结出强酸与强碱反应后求pH的程序，并总结出解题过程的注意事项。

先判断

的程度，再求

，最后再求

。解题过程中应注意多元强酸和多元强碱物质的量浓度与相应离子浓度的换算。

【思考】强酸与强碱的反应进行程度很容易判断。如果题目中没有明确指出酸碱的强弱，又如何处理呢？

例10 常温下，将pH= 3的盐酸与pH=11的一元碱等体积混合，求混合后的pH。

【思考】上述题目是碱的强弱未知，如果改成酸的强弱未知的话，相应的试题应如何出呢？ 你能否举出一例？ 举例：例如室温下将pH＝3的酸与pH＝11的氢氧化钠等体积混合，求混合后的pH？（答案为pH＜7

【思考】若酸碱的强或弱都未知呢? 例11 pH＝3的酸与pH＝11的碱等体积混合，求混合后的pH。

【总结】对于酸碱中和反应，在进行pH的计算时需解决的是求显性离子的浓度问题。同样这种方法也适用于其它酸碱体系的pH的计算。

训练 ：a mL浓度为c mo1／L的AgNO3溶液中，加入一定量pH= 1的盐酸时，恰好将Ag+完全沉淀，此时得到pH= 2的溶液100 mL。则c 值应该接近何值（反应前后体积的变化忽略不计）？

解

答

例1 ：因①、②中C(H+)= 0．1mo1／L所以pH相等均为1。

例2：①由于盐酸完全电离，所以稀释过程中氢离子的物质的量不变。有稀释后的 C(H+)＝0.01mo1／L，pH=2。

②稀释10倍时pH=6，稀释1000倍时pH近似等于7。

例3：因为弱电解质的电离度与浓度成反比，所以在稀释过程中一方面将已电离出的氢离子稀释成原浓度的1／10，另一方面弱电解质还会继续电离出部分氢离子，所以溶液中氢离子的物质的量会大于原溶液的物质的量。因此稀释后溶液的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 因为H十 ＋ OH一 = H20经判断为碱过量，且过量的OH一的物质的量为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 若反应后溶液呈中性，则有酸提供的氢离子的物质的量等于碱提供的氢氧根离子的物质的量。

10-3·V酸 = 10-5·V碱

V酸·V碱 = 1 ：100 例10：已知酸溶液中C(H+)＝10一3mo1／L碱溶液中C（OH-）＝10一3mo1／L如果碱是强碱，则反应后溶液为中性，pH= 7；如果碱是弱碱，则碱中已电离出的氢氧根恰好能中和酸中的所有氢离子。这样反应后碱过量，pH＞7。综合起来应是pH＞7。例11：无法判断是大于

7、小于7还是等于7。训练：0．011。