溶液的ph值及計算方法

㈠ 怎樣算溶液的PH值

根據pH＝－lg c(H＋)，因此計算溶液的pH的關鍵是計算溶液中H＋的濃度。

㈡ 溶液ph的計算

有關pH計算的主要題型及計算方法
定義式，根據pH＝－lg c(H＋)，因此計算溶液的pH的關鍵是計算溶液中H＋的濃度。下面進行分類討論
一、單一溶液pH的計算 
①強酸溶液
強酸溶液的pH計算方法是：根據酸的濃度選求出強酸溶液中的c(H+)然後對其取負對數就可求得pH。
例1．求25℃時，0.005mol/L的H2SO4溶液的pH
解：0.005mol/L的H2SO4溶液中c(H+)=1×10-2故pH=2
②強鹼溶液
強酸溶液的pH計算方法是：根據鹼的濃度先求出強鹼溶液中的c(OH-)然後利用該溫度下的Kw求出c(H+)然後求pH
例2．求25℃時，10-5mol/L的NaOH溶液的pH
解：10-5mol/L的NaOH溶液中c(OH-)=1×10-5mol/L,則
c(H+)=Kw/c(OH-)=(1×10-14)/1×10-5mol/L=1×10-9mol/L,故pH=9
若題中改為100℃，則
c(H+)=Kw/c(OH-)=(1×10-12)/1×10-5mol/L=1×10-7mol/L,故pH=7
註：求強鹼溶液pH的另一方法是先求出該溶液的pOH然後利用
pH+POH=-lg(Kw)求出pH
如10-5mol/L的NaOH溶液中c(OH-)=1×10-5mol/L，則pOH=5
故：25℃時，pH=14-pOH=9； 100℃時，pH=12-pOH=7
③其它溶液
其它溶液的pH計算方法是：想辦法求出溶液中的c(H+)然後取負對數
例3．求25℃時，某濃度的HAC溶液中，由水電離的c(H+)=1×10-12mol/L,求該溶液的 pH
解：由題中水電離的c(H+)=1×10-12mol/L可得c(OH-)=1×10-12mol/L，則溶液中的c(H+)=1×10-14/1×10-12mol/L=1×10-2mol/L,故pH=2
例4．求25℃時，某濃度的NH3·H2O溶液中，由水電離的c(H+)=1×10-12mol/L,求該溶液的 pH
解：由題中水電離的c(H+)=1×10-12mol/L可得溶液中的c(H+)=1×10-12mol/L故pH=12
例5．某地酸雨經檢驗除H+和OH-外，還含有Na+、Cl-、NH4+和SO42-等離子，其濃度：C(Na+)=7.0×10-6mol/L，C(Cl-)=3.5×10-5mol/L，C(NH4+)=2.3×10-5mol/L，C(SO42-)=2.5×10-6mol/L，則該酸雨的pH值為 。
解：由溶液中離子電荷守恆可得陰、陽離子電荷相等關系式如下：
C(Na+)＋C(NH4+) ＋C(H+)＝2(SO42-)＋C(Cl－)＋C(OH－)，
C(H+)－C(OH－)＝2×2.5×10－6mol/L＋3.5×10－5mol/L－7.0×10－6mol/L－2.3×10－5mol/L
＝1.0×10－5mol/L，
又 C(H+)×C(OH－)=1×10-14 mol/L 故pH＝5。
二、稀釋型（指單一溶質加水稀釋或相當於水的稀釋作用）
實質：稀釋前後酸或鹼的物質的量不變。一般計算公式：C1V1＝C2V2，據此求出稀釋後酸或鹼的物質的量的濃度。
特殊結論：
⒈若為酸：
強酸，PH＝a,稀釋10n倍，PH＝a+n ；
若為弱酸，PH＝a,稀釋10n倍,a＜ PH＜a+n；
若酸的溶液無限稀釋，則無論酸的強弱，PH一律接近於 
⒉若為鹼：
強鹼，PH＝a,稀釋10n倍, PH＝a－n；
弱鹼，PH＝a,稀釋10n倍, a－n. ＜ PH＜a；
若鹼的溶液無限稀釋，則無論鹼的強弱，PH一律接近於7。
例6． 下列六種情況下的PH分別為多少?
⑴PH＝2的HCl溶液稀釋1000倍，所得溶液的PH（ ） 
⑵PH＝2的CH3COOH溶液稀釋1000倍，所得溶液的PH（ ） 
⑶PH＝2的HCl溶液稀釋100倍，所得溶液的PH（ ） 
⑷PH＝11的NaOH溶液稀釋100倍，所得溶液的PH（ ） 
⑸PH＝11的NH3·H2O溶液稀釋100倍，所得溶液的PH（ ） 
⑹PH＝10的NaOH溶液稀釋100倍，所得溶液的PH（ ）
解答：應用上述方法，不難得出正確答案分別為：
（1）5； （2）2＜PH＜5； （3）7； （4）9； （5）9＜PH＜11； （6）7。
例7．99 mL 0.5 mol/L硫酸跟101 mL1 mol/L氫氧化鈉溶液混合後，溶液的pH值
A. 0.4 B. 2 C. 12 D. 13.6
解析：本題可按兩種處理方法。

㈢ 溶液的PH值怎麼算（大概說個概念和公式!）

計算公式請看附圖
其中[H+]指的是溶液中氫離子的活度（有時也被寫為[H3O+],水合氫離子活度）,單位為莫耳／升,在稀溶液中,氫離子活度約等於氫離子的濃度,可以用氫離子濃度來進行近似計算.
在標准溫度和壓力下,pH=7的水溶液（如：純水）為中性,這是因為水在標准溫度和壓力下自然電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的乘積（水的離子積常數）始終是1×10-14,且兩種離子的濃度都是1×10-7mol/L.pH值小於7說明H+的濃度大於OH-的濃度,故溶液酸性強,而pH值大於7則說明H+的濃度小於OH-的濃度,故溶液鹼性強.所以pH值愈小,溶液的酸性愈強；pH愈大,溶液的鹼性也就愈強.
在非水溶液或非標准溫度和壓力的條件下,pH=7可能並不代表溶液呈中性,這需要通過計算該溶劑在這種條件下的電離常數來決定pH為中性的值.如373K（100℃）的溫度下,pH=6為中性溶液.

㈣ PH值的計算方法

PH值的計算方法

1、使用pH指示劑。在待測溶液中加入pH指示劑，不同的指示劑根據不同的pH值會變化顏色，根據指示劑的研究就可以確定pH的范圍。

2、使用pH試紙。pH試紙有廣泛試紙和精密試紙，用玻璃棒蘸一點待測溶液到試紙上，然後根據試紙的顏色變化對照標准比色卡可以得到溶液的pH。

3、使用pH計。pH計是一種測定溶液pH值的儀器，它通過pH選擇電極（如玻璃電極）來測定出溶液的pH。

拓展資料

氫離子濃度指數（hydrogen ion concentration）是指溶液中氫離子的總數和總物質的量的比。一般稱為「pH」，而不是「pH值」。

氫離子活度指數的測定，定性方法可通過使用pH指示劑、pH試紙測定，而定量的pH測量需要採用pH計來進行測定。

㈤ 怎樣計算ph值的公式是什麼

ph計算公式是ph=-lg[H+]。

ph是指酸鹼度。酸鹼度描述的是水溶液的酸鹼性強弱程度。熱力學標准狀況時，pH=7的水溶液呈中性，pH<7者顯酸性，pH>7者顯鹼性。

ph范圍在0~14之間，只適用於稀溶液，氫離子濃度或氫氧根離子濃度大於1mol/L的溶液的酸鹼度直接用濃度表示。酸鹼度是溶液中氫離子活度的一種標度，也就是通常意義上溶液酸鹼程度的衡量標准。

測定方法

在待測溶液中加入pH指示劑，不同的指示劑根據不同的pH會變化顏色，例如：

（1）將酸性溶液滴入石蕊試液，則石蕊試液將變紅；將鹼性溶液滴進石蕊試液，則石蕊試液將變藍（石蕊試液遇中性液體不變色）。根據指示劑的研究就可以確定pH的范圍。

（2）將無色酚酞溶液滴入酸性或中性溶液，顏色不會變化；將無色酚酞溶液滴入鹼性溶液，溶液變紅。註：在有色待測溶液中加入pH指示劑時，應選擇能產生明顯色差的pH指示劑。

㈥ 溶液中 pH 的計算公式

涉及公式：ph=logc(h+)、c(h+)=10-ph、 c(h+)×c（oh-）=kw。

ph概念：溶液中h+的物質的量濃度負對數。

對象：c(h+)＜1mol/l時。

㈦ PH值如何計算

酸性溶液：按C→CH+→pH2、鹼性溶液：按C→COH-→CH+→pH3、強酸、強鹼溶液的稀釋後的溶液：對於酸溶液中的CH+，每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但增大後不超過7，酸仍為酸！對於鹼溶液中的COH-，每稀釋10
n倍，pH減少n個單位，但減少後不小於7，鹼仍為鹼！PH值相同的強酸與弱酸（或強鹼與弱鹼），稀釋相同的倍數，pH變化為強酸變化大，弱酸變化小。極稀溶液中的pH值的計算，應考慮水的電離。4、強酸與強弱溶液混合的計算：反應的實質：H++OH-=H2O三種情況：（1）恰好中和，pH=7（2）若余酸，先求中和後的CH+，再求pH。（3）若余鹼，先求中和後的COH-，再通過KW求出CH+，最後求pH。或先求pOH，再由pH=14-pOH。5、已知酸和鹼溶液的pH之和，判斷等體積混合後的溶液的p
H（1）若強酸與強鹼溶液的pH之和大於14，則混合後顯鹼性，pH大於7。（2）若強酸與強鹼溶液的pH之和等於14，則混合後顯中性，pH等於7。（3）若強酸與強鹼溶液的pH之和小於14，則混合後顯酸性，pH小於7。（4）若酸與鹼溶液的pH之和等於14，強、鹼中有一強、一弱，則酸、鹼溶液混合後，誰弱顯誰性。這是因為酸和鹼已電離的H+
和OH-
恰好中和，誰弱誰的H+
或OH-
有儲備，中和後還能電離，顯出酸、鹼性來

㈧ ph值如何計算

ph值計算方法：

單一溶液pH的計算方法：

1、強酸

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

2、強鹼

cmol·L－1B（OH）n強鹼溶液，c（OH－）＝ncmol·L－1，

n（H＋）＝mol·L－1―→pH＝14＋lg＿nc。

混合溶液pH的計算方法如下圖：

其中［H＋］指的是溶液中氫離子的活度（有時也被寫為［H3O＋］，水合氫離子活度），單位為摩爾／升，在稀溶液中，氫離子活度約等於氫離子的濃度，可以用氫離子濃度來進行近似計算。

(8)溶液的ph值及計算方法擴展閱讀：

1、在25°C下，pH＝7的水溶液（如：純水）為中性，這是因為水在25°C下自然電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的乘積（水的離子積常數）始終是1×10−14，且兩種離子的濃度都是1×10−7mol／L。

2、pH小於7說明H＋的濃度大於OH−的濃度，故溶液酸性強，而pH大於7則說明H＋的濃度小於OH−的濃度，故溶液鹼性強。所以pH愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的鹼性也就愈強。

3、在非水溶液或25°C的條件下，pH＝7可能並不代表溶液呈中性，這需要通過計算該溶劑在這種條件下的電離常數來決定pH為中性的值。如373K（100℃）的溫度下，水的離子積常數為5．5×10−13，即pH約為6．13，此時為中性溶液。

㈨ ph值的計算公式是什麼

ph計算公式是ph=-lg[H+]。ph是指酸鹼度，酸鹼度描述的是水溶液的酸鹼性強弱程度，熱力學標准狀況時，pH=7的水溶液呈中性，pH<7者顯酸性，pH>7者顯鹼性，ph范圍在0到14之間，只適用於稀溶液，氫離子濃度或氫氧根離子濃度大於1molL的溶液的酸鹼度直接用濃度表示。

pH值定義

pH值，亦稱氫離子濃度指數、酸鹼值，是溶液中氫離子活度的一種標度，也就是通常意義上溶液酸鹼程度的衡量標准，氫離子是氫原子失去一個電子形成的陽離子，帶一個單位正電荷，某些情況下，也能形成帶一個單位負電荷的陰離子，稱為氫負離子（H-）。

在水分子的沖擊作用下，酸會電離出氫離子，此時氫離子過量，溶液呈酸性，且氫離子越多，酸性越強，同樣，如果鹼在水中電離出過量的氫氧根離子，那麼溶液就是鹼性的，且氫氧根離子越多，氫離子就越少，鹼性就越強。

㈩ 如何計算溶液的ph值

酸性溶液：按c→ch+→ph2、鹼性溶液：按c→coh-→ch+→ph3、強酸、強鹼溶液的稀釋後的溶液：對於酸溶液中的ch+，每稀釋10n倍，ph增大n個單位，但增大後不超過7，酸仍為酸！對於鹼溶液中的coh-，每稀釋10
n倍，ph減少n個單位，但減少後不小於7，鹼仍為鹼！ph值相同的強酸與弱酸（或強鹼與弱鹼），稀釋相同的倍數，ph變化為強酸變化大，弱酸變化小。極稀溶液中的ph值的計算，應考慮水的電離。4、強酸與強弱溶液混合的計算：反應的實質：h++oh-=h2o三種情況：（1）恰好中和，ph=7（2）若余酸，先求中和後的ch+，再求ph。（3）若余鹼，先求中和後的coh-，再通過kw求出ch+，最後求ph。或先求poh，再由ph=14-poh。5、已知酸和鹼溶液的ph之和，判斷等體積混合後的溶液的p
h（1）若強酸與強鹼溶液的ph之和大於14，則混合後顯鹼性，ph大於7。（2）若強酸與強鹼溶液的ph之和等於14，則混合後顯中性，ph等於7。（3）若強酸與強鹼溶液的ph之和小於14，則混合後顯酸性，ph小於7。（4）若酸與鹼溶液的ph之和等於14，強、鹼中有一強、一弱，則酸、鹼溶液混合後，誰弱顯誰性。這是因為酸和鹼已電離的h+
和oh-
恰好中和，誰弱誰的h+
或oh-
有儲備，中和後還能電離，顯出酸、鹼性來