分析化學酸鹼溶液ph計算方法

1. 酸鹼混合的PH計算公式

①兩種強酸混合：先求c（H＋）混，再求pH。

②兩種強鹼混合：先求c（OH－）混，再利用Kw求出c（H＋）混，最後求出pH。

解題具體思路：

一看酸鹼是否過量：若酸鹼恰好完全反應，要考慮生成的鹽是否水解；若酸過量，先求［H＋］，再求pH；若鹼過量，先求［OH－］。

再由Kw表達式求［H＋］，最後求pH。定性分析時，根據酸鹼過量程度考慮電離或水解。

二看酸或鹼濃度的表達形式：若酸或鹼是已知物質的量濃度的，則要關注酸或鹼的組成與酸或鹼的強弱，二元強酸或二元強鹼的［H＋］或［OH－］是其物質的量濃度的兩倍。

弱酸或弱鹼的［H＋］或［OH－］要比其物質的量濃度小得多；若酸或鹼是已知pH的，則需逆向思維分析酸或鹼濃度，尤其是弱酸或弱鹼的物質的量濃度要比已知pH相應的［H＋］或［OH－］大得多。

三看混合溶液的體積如何變化：由於體積變化，混合後的溶液中各微粒濃度都發生變化。

知三求一：①強酸溶液的［H＋］、②強鹼溶液的［OH－］、③混合溶液的pH、④混合時的體積比，知道其中的三個數據即可求第四個。

(1)分析化學酸鹼溶液ph計算方法擴展閱讀

舉例

1、常溫下，取物質的量濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH＝12，則原NaOH溶液的濃度為：

解析：

設原NaOH溶液的濃度為c，由題意可得，混合後NaOH過量，根據

c（OH－）＝0．01mol·L－1＝（3c－2c）／5，求得c＝0．05mol·L－1。

2、室溫下，在一定體積pH＝12的Ba（OH）2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液。當溶液中Ba2＋恰好完全沉澱時，溶液pH＝11。

若反應後溶液的體積等於Ba（OH）2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba（OH）2溶液與NaHSO4溶液的體積比是：

解析：

Ba2＋恰好完全沉澱時，n［Ba（OH）2］＝n（NaHSO4），n（OH－）＝2n（H＋）。設Ba（OH）2溶液的體積為V1，NaHSO4溶液的體積為V2。

由題意知反應後鹼剩餘，混合溶液中：c（OH－）＝10－3mol·L－1＝（10－2mol·L－1V1－0．5×10－2mol·L－1V1）／

（V1＋V2），V1∶V2＝1∶4。

2. 分析化學中怎麼計算ph值的有效數字 例如ph=3.46 ph=9.66 ph=8.22

PH值的有效數字位數，取決於小數部分的數字位數，整數部分只說明該數是10的多少次方，只起定位作用。

比如，3.46，9.66和8.22，都是兩位有效數字。對數或反對數計算時，所取對數的小數點後的位數（不包括首數）應與真數的有效數字位數相同。

如：1、求【H⁺】為7.98*10-2次方的溶液的ph值，pH=-lg【H⁺】=1.098.2、求pH=3.2溶液的【H⁺】。則【H⁺】=6.3*10-4mol/L

(2)分析化學酸鹼溶液ph計算方法擴展閱讀

溶液酸性、中性或鹼性的判斷依據是：[H⁺]和[OH⁻]的濃度的相對大小．在任意溫度時溶液[H⁺]>[OH⁻]時呈酸性，[H⁺]=[OH⁻]時呈中性，[H⁺]<[OH⁻]時呈鹼性。

但當溶液中[H⁺]、[OH⁻]較小時，直接用[H⁺]、[OH⁻]的大小關系表示溶液酸鹼性強弱就顯得很不方便．為了免於用氫離子濃度負冪指數進行計算的繁瑣，數學上定義pH為氫離子濃度的常用對數負值，即：pH=-lg[H⁺]。

在pH的計算中[H⁺]指的是溶液中氫離子的物質的量濃度，單位為mol/L，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。

3. 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。

4. 分析化學，酸鹼溶液中分布系數可以這樣計算：「直接由給定的pH和pK之差計算」。這種計算到底怎麼計算

舉個例子：
pH=5.00時,0.10mol/L HAc溶液中各型體的分布系數和平衡濃度
已知HAC的Ka=1.8*10 -5
PH=5.0時H+的濃度是1.0*10 -5 mol/L
分布系數計算：
a(HAC)=[H+]/{[H+]+Ka}=1.8*10 -5 / (1.8*10 -5 + 1.0*10 -5)=0.36
a(AC-)=ka/{[H+]+Ka}=1.0*10 -5 / (1.8*10 -5 + 1.0*10 -5)=0.64
平衡濃度計算：
C(HAC)=0.10*0.36=0.036mol/L
C(AC-)=0.10*0.64=0.064mol/L

5. 化學怎樣判斷或者理論計算出溶液的PH值

ph就是溶液中氫離子濃度的負對數即PH=-lg c（H+）.一元強酸溶液可以直接計算酸的濃度.鹼的話就要利用Kw 離子積常數.就是氫離子乘氫氧根的濃度積為10負14次方.把鹼的oh根濃度帶入 計算氫離子濃度 再計算負對數.水存在電離平衡所以氫氧根和氫離子同時存在在酸鹼和中性溶液中那種離子多溶液就顯相應的性質,無論酸鹼ph只用氫離子濃度來計算
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
0.005mol/L的H2SO4溶液中c(H+)=1×10-2故pH=-lg1*10-2=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
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
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
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 來自網路希望可以幫到你,

6. 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。

(6)分析化學酸鹼溶液ph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。

7. 高中化學 酸鹼溶液的PH計算方法 最好有幾個例子

正確寫法是「pH「。p是」-lg「的意思，所以計算pH只需要知道氫離子濃度即可。
首先，水的離子積常數是10-14，所以pH+pOH=14,氫離子濃度可以通過化學平衡常數關系算出來。其他的電離、水解方程式也是類似。
網路文庫有很多例題，多做些題即可掌握。

8. 大學無機及分析化學五種類型溶液ph值計算公式

可以看一下無機化學。水溶液中的pH值的計算首先取決於溶液的組成，看溶液時酸、鹼、鹽還是緩沖溶液，計算公式本質相同，但表達形式上略有不同，所以計算方法就不同。

9. 分析化學溶液PH計算公式 求 一元強酸鹼PH計算公式 一元弱酸鹼PH計算公式

一元弱酸：近似式1：[H+]=(-Ka+√（Ka+4cKa））／2,條件是cKa≥20Kw； 近似式2：[H+]=√(cKa+Kw),條件是cKa＜20Kw,c／Ka≥500； 最簡式（最常用）：[H+]=√(cKa) ,條件是cKa≥20Kw,c／Ka＞500；一元弱鹼只需把下標a換成b就是了.

10. 分析化學 強酸鹼的ph的計算

主要是氫離子濃度。
任何物質的水溶液中[H+]·[OH-]=Kw，室溫時Kw=1×10-14。純水中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，則pH=
-lg[H+]=7。在其他中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，pH也為7；酸性溶液中[H+]＞[OH-]，其pH＜7；鹼性溶液中[H+]＜[OH-]，其pH＞7。氫氧離子濃度的負對數也可表示為pOH，則溶液的pH
+
pOH
=
14，pH=14
-
pOH。計算溶液的pH關鍵在於正確求出各種溶液的[H+]，具體計算如下：
例1
計算0.01mol·L-1鹽酸溶液的pH。
解
鹽酸是強電解質，在水中全部電離[H+]=0.01mol·L-1pH=-lg[H+]=-lg
0.01=2
答
該溶液的pH為2。
例2
計算c=0.1mol·L-1醋酸溶液（電離度α=1.34％）的pH。
解
醋酸是弱電解質在水中部分電離
[H+]=α·C=1.34％×0.1
=1.34×10-3（mol·L-1）
pH=
-lg[H+]=-lg
1.34×10-3=2.87
答
該溶液的pH為2.87。
例3
計算c（NaOH）=0.1mol·L-1氫氧化鈉溶液的pH。
解
NaOH為強電解質在水中全部電離
[OH-]=0.1mol·L-1
pH=
-lg[H+]=-lg10-13=13
另一演算法：
pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13
答
該氫氧化鈉溶液的pH為13。
例4
某溶液的pH=5求該溶液的H+和OH-的濃度。
解
pH=5=-lg[H+]
[H+]=10-5（mol·L-1）
答
該溶液的H+濃度為10-5mol·L-1，OH-的濃度為10-9mol·L-1