ph值计算公式要全的包括强酸与强碱等·不等体积，强酸与强酸等·不等体积，强碱与强碱等·不等体积

ph值计算公式要全的包括强酸与强碱等·不等体积，强酸与强酸等·不等体积，强碱与强碱等·不等体积
ph值计算公式要全的
包括强酸与强碱等·不等体积，强酸与强酸等·不等体积，强碱与强碱等·不等体积

ph值计算公式要全的包括强酸与强碱等·不等体积，强酸与强酸等·不等体积，强碱与强碱等·不等体积
……你要问的是酸碱溶液混合,等体积与不等体积的情况怎么计算PH值是吧?
表示这里有例子,万变不离其宗,把氢离子和氢氧根离子该抵消的抵消之后,算混合后氢离子的浓度带入PH=-lg[H+]这个公式就好了

pH=-log[H+]
你先算出来氢离子的浓度，然后套公式就好了
浓度的计算，（H+摩尔数-OH摩尔数）/酸碱溶液体积和

pH的计算之一
常用H+浓度来表示溶液的酸碱性，当[H+]小于1mol·L-1时，为了使用方便，常用氢离子浓度的负对数，即-lg[H+]来表示溶液的酸度，并称为pH，即pH= -lg[H+]。
任何物质的水溶液中[H+]·[OH-]=Kw，室温时Kw=1×10-14。纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，则pH= -lg[H+]=7。在其他中性溶液中[H+]=[O...

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pH的计算之一
常用H+浓度来表示溶液的酸碱性，当[H+]小于1mol·L-1时，为了使用方便，常用氢离子浓度的负对数，即-lg[H+]来表示溶液的酸度，并称为pH，即pH= -lg[H+]。
任何物质的水溶液中[H+]·[OH-]=Kw，室温时Kw=1×10-14。纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，则pH= -lg[H+]=7。在其他中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，pH也为7；酸性溶液中[H+]＞[OH-]，其pH＜7；碱性溶液中[H+]＜[OH-]，其pH＞7。氢氧离子浓度的负对数也可表示为pOH，则溶液的pH + pOH = 14，pH=14 - pOH。计算溶液的pH关键在于正确求出各种溶液的[H+]，具体计算如下：
例1 计算0.01mol·L-1盐酸溶液的pH。
解 盐酸是强电解质，在水中全部电离[H+]=0.01mol·L-1pH=-lg[H+]=-lg 0.01=2
答 该溶液的pH为2。
例2 计算c=0.1mol·L-1醋酸溶液（电离度α=1.34％）的pH。
解 醋酸是弱电解质在水中部分电离
[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 该溶液的pH为2.87。
例3 计算c（NaOH）=0.1mol·L-1氢氧化钠溶液的pH。
解 NaOH为强电解质在水中全部电离
[OH-]=0.1mol·L-1
pH= -lg[H+]=-lg10-13=13
另一算法：
pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13
答 该氢氧化钠溶液的pH为13。
例4 某溶液的pH=5求该溶液的H+和OH-的浓度。
解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5（mol·L-1）
答 该溶液的H+浓度为10-5mol·L-1，OH-的浓度为10-9mol·L-1
pH的计算之二
1．简单酸碱溶液的pH
由pH= -lg[H+]，只要求得[H+]即可。
（1）一元强酸：[H+]=C酸 二元强酸：[H+]=2C酸
弱酸：[H+]=Cα，再求pH。
（2）一元强碱[OH-]=C碱，二元强碱：[OH-]=2C碱，
2．强酸，强碱的稀释
（1）强酸稀释过程pH增大，可先求稀释后溶液的[H+]，再求pH。
（2）强碱稀释后pH减小，应先求稀释后，溶液中的[OH-]，再求[H+]，才能求得pH。
（3）极稀溶液应考虑水的电离。
酸溶液pH不可能大于7，碱溶液pH不可能小于7。
3．强酸、强碱溶液的混合
等体积混合时：
若pH相差2个单位以上“pH混=pH小+0.3”
若pH相差1个单位“pH混=pH小+0.26”
（2）两强碱混合：
等体积混合时：
若pH相差2个单位以上“pH混=pH大-0.3”
若pH相差1个单位“pH混=pH大-0.26”
（3）强酸、强碱溶液混合：
若恰好中和，溶液pH=7。
再求[H+]混，再求pH。

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许多化学反应（包括生物化学反应）需要在一定的pH值范围内进行，然而某些反应有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值会随反应的进行而发生变化，从而影响反应的正常进行。在这种情况下，就要借助缓冲溶液来稳定溶液的pH值，以维持反应的正常进行。在无机化学的教学中，为了使学生根据反应所要控制的pH值范围，能正确选择和配制缓冲溶液，就需要要求学生对缓冲溶液pH值的计算公式熟练掌握并能灵活应用。
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许多化学反应（包括生物化学反应）需要在一定的pH值范围内进行，然而某些反应有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值会随反应的进行而发生变化，从而影响反应的正常进行。在这种情况下，就要借助缓冲溶液来稳定溶液的pH值，以维持反应的正常进行。在无机化学的教学中，为了使学生根据反应所要控制的pH值范围，能正确选择和配制缓冲溶液，就需要要求学生对缓冲溶液pH值的计算公式熟练掌握并能灵活应用。
缓冲溶液pH值的计算公式，根据缓冲溶液的组成大致可分为两大类型。
1 由弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液
设弱酸的浓度为C酸（mol·L-1），弱酸盐的浓度为C盐（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：
HA H+ + A- ［1］ (P78)
平衡时： C酸-x xC盐+x
Ka°= x（C盐+x）/（C酸-x）
x = ［H+］ = Ka°（C酸-x）/（C盐+x）
由于Ka°值较小，且因存在同离子效应，此时x很小，因而C酸-x≈C酸，C盐+x≈C盐，所以
［H+］ = Ka°C酸 / C盐
将该式两边取负对数：
-log［H+］ =-logKa°-logC酸 / C盐，所以
pH = pKa°-logC酸 / C盐
（1）
这就是计算一元弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
2 由弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液
设弱碱的浓度为C碱（mol·L-1），弱碱盐的浓度为C碱（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：
B + H2O BH+ + OH- ［2］ ( P140)
平衡时： C碱-x C盐+xx
Kb°= x（C盐+x）/ （C碱-x）
x = ［OH-］ = Kb°（C碱-x）/ （C盐+x）
由于Kb°较小，且因存在同离子效应此时x很小，因此C碱-x≈C碱，C盐+x≈C盐，所以，［OH-］ = Kb°C碱 / C盐 将该式两边取负对数：
-log［OH-］ =-logKb°-logC碱 / C盐
pOH = p Kb°-logC碱 / C盐
又因pH = 14 - pOH，所以
pH = 14 -pKb°+ logC碱 / C盐
（2）
这就是计算一元弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
以上两种类型的缓冲溶液由于组成不同，其计算pH值的公式也不相同。这就给教师的教学和学生的学习带来一定困难。如果我们将这两种不同类型的缓冲溶液用酸碱质子理论进行处理，就可将这两种计算pH值的公式统一起来。讨论如下：
对于弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液，如HAc-NaAc缓冲溶液，根据酸碱质子理论Ac-可以接受质子是碱，而HAc可以给出质子是酸，它们是一共轭酸碱对。设Ac-的浓度为C碱（mol·L-1），HAc的浓度为C酸（mol·L-1），在溶液中存在下列解离平衡。
HAc H+ + Ac-
平衡时：C酸-x x C碱+x
Ka°= x（C碱+x）/ （C酸-x）
x = Ka°（C酸-x）/ （C碱+x）
因Ka°值较小，且因存在同离子效应，此时x很小，因而C酸-x≈C酸，C碱+x≈C碱，所以
x = ［H+］ = Ka°C酸 / C碱
将该式两边取负对数，得
-log［H+］ =-logKa°-logC酸 / C碱
pH = p Ka°-logC酸 / C碱
（3）
对于弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液，如NH3-NH4+缓冲溶液。根据酸碱质子理论，NH3可以接受质子是碱，而NH4+可以给出质子是酸，它们是一共轭酸碱对。设NH3的浓度为C碱（mol·L-1），NH4+的浓度为C酸（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡。
NH4+ H+ + NH3
平衡时：C酸-x x C碱+x
Ka°= x（C碱+x）/ （C酸-x）
x = Ka°（C酸-x）/ （C碱+x）
因Ka°值较小，且因存在同离子效应，x很小，C酸-x≈C酸，C碱+x≈C碱，所以
x = ［H+］ = Ka°C酸 / C碱
将该式两边取负对数，得：
-log［H+］ =-logKa°-logC酸 / C碱
pH = p Ka°-logC酸 / C碱
（4）
NH4+的Ka°一般化学手册上没有直接列出，但我们可根据共轭酸碱对的Ka°与Kb°的关系，Ka°= Kw°/ Kb°，即可以根据NH3的Kb°就可求出共轭酸NH4+的Ka°。
通过上面的讨论可以看出（3）与（4）式完全相同，这样我们就将两种不同类型的缓冲溶液pH值的计算公式统一起来了。这对我们的教学十分便利，它不但简化了公式的推导过程，也减少了公式的个数。这样既便于教师的教学，也便于学生的理解和记忆。

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