㈠ 化學……關於pH值的
溶液PH計算的整體思路是：根據PH的定義PH=－lgc(H+)，溶液PH計算的核心是確定溶液中的c(H+)相對大小。
一、單一溶液的PH的計算
若該溶液是酸性溶液，必先確定c(H+)，再進行PH的計算。若該溶液是鹼性溶液，必先確定c(OH-)，可根據c(H+)·c(OH-)=Kw換算成c(H+)，再求PH，或引用PH定義，由c(OH-)直接求POH，再根據PH+POH=PKw，換算出PH。
例1、求室溫下1.0×10-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH。
解析：由題意c(OH-)=2.0×10-3mol/L，c(H+)·c(OH-)=Kw，c(H+)= Kw/
c(OH-)=5.0×10-12mol/L，PH=－lgc(H+)=－lg5.0×10-12=11.3。
或由題意c(OH-)=2.0×10-3mol/L，POH=－lgc(OH-)=－lg2.0×10-3=2.7，PH+POH=PKw，PH+2.7=14，PH=11.3。
二、溶液稀釋後的PH的計算
1、強酸或強鹼的稀釋
在稀釋強酸或強鹼時，當它們的濃度大於10-5mol/L時，不考慮水的電離；當它們的濃度小於10-5mol/L時，應考慮水的電離。
如PH=6的鹽酸，稀釋100倍，稀釋後PH≈7（不能大於7）；PH=8的氫氧化鈉溶液，稀釋100倍，稀釋後PH≈7（不能小於7）；PH=3的鹽酸，稀釋100倍，稀釋後PH=5；PH=10的氫氧化鈉溶液，稀釋100倍，稀釋後PH=8。
例2、室溫時將PH=5的硫酸溶液稀釋1000倍後，則c(H+):c(SO42-)是（ ）
A. 2:1 B. 21:1 C. 20:1 D. 22:1
解析：PH=5時，c(H+)酸=1×10-5mol/L，c(SO42-)=5×10-6mol/L，稀釋1000倍後，由硫酸電離出的c(H+)酸=1×10-8mol/L，c(SO42-)=5×10-9mol/L，考慮水的電離受硫酸的抑制，設水電離出的c(H+)為xmol/L，故水電離出的c(OH-)也為xmol/L，根據水的離子積在室溫時為一常量，得方程(x+10-8)·x=10-14，解得x=9.5×10-8，故c(H+):c(SO42-)=[c(H+)酸+c(H+)水]:
c(SO42-)=10.5×10-8 mol/L: 5×10-9mol/L=21:1，故應選B。
2、弱酸或弱鹼的稀釋
在稀釋弱酸或弱鹼過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數值，只能確定其PH范圍。
如PH=3的醋酸溶液，稀釋100倍，稀釋後3＜PH＜5；PH=10的氨水，稀釋100倍，稀釋後8＜PH＜10；PH=3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋後3＜PH≤5；PH=10的鹼溶液，稀釋100倍，稀釋後8≤PH＜10。
例3、PH=11的氨水溶液和氫氧化鈉溶液，用蒸餾水稀釋100倍，二者的PH的關系是（ ）
A．氨水的PH大於氫氧化鈉的PH
B．氨水的PH小於氫氧化鈉的PH
C．都比原來小
D．氨水比原來的大，氫氧化鈉比原來的小
解析：氨水為弱鹼，氫氧化鈉為強鹼，稀釋100倍之後，氨水的9＜PH＜11，而氫氧化鈉溶液的PH=9。故選A、C。
三、溶液混合後的PH的計算
兩種溶液混合後，首先應考慮是否發生化學變化，其次考慮溶液總體積變化，一般來說溶液的體積沒有加和性，但稀溶液混合時，常不考慮混合後溶液的體積的變化，而取其體積之和（除非有特殊說明）。
1、兩強酸混合後的PH的計算
先求混合後的c(H+)混，再直接求PH。即：c(H+)混=[ c(H+)1×V1+ c(H+)2×V2]/（V1+ V2）。
例4、PH=4的鹽酸和PH=2的鹽酸等體積混合後，溶液的PH最接近於（ ）
A．2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7
解析：由題意PH=4的鹽酸，c(H+)1=1.0×10-4mol/L；PH=2的鹽酸，c(H+)2=1.0×10-2mol/L。c(H+)混=（1.0×10-4mol/L×V
+1.0×10-2mol/L×V）/2V=5.0×10-3mol/L，PH= 2.3。故應選B。
2、兩強鹼混合後的PH的計算
先求混合後的c(OH-)混，再間接求PH。即：c(OH-)混=[ c(OH-)1×V1+ c(OH-)2×V2]/（V1+
V2）。
知識拓展——0.3規則（近似規則）
若兩種強酸溶液或兩種強鹼溶液等體積混合，且其PH相差2個或2 個以上時，混合液的PH有如下近似規律：
兩強酸等體積混合時，混合液的PH=PH小+0.3；
兩強鹼等體積混合時，混合液的PH=PH大－0.3。
如上述例4若用0.3規則，就很方便，混合液的PH= PH小+0.3=2+0.3= 2.3。
3、強酸與強鹼溶液混合後的PH的計算
根據n(H+)與n(OH-)的相對大小先判斷酸、鹼的過量情況。
⑴強酸與強鹼恰好完全反應，溶液呈中性，PH=7。
⑵若酸過量，溶液呈酸性，n(H+)＞n(OH-)，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V總。
⑶若鹼過量，溶液呈鹼性，n(OH-)＞n(H+)，c(OH-)混=[ n(OH-)－n(H+)]/V總，再求出c(H+)混。
例5、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4mol/L硫酸混合後，溶液的PH最接近於（ ）
A. 0.5 B. 1.7 C. 2 D. 13.2
解析：由題意知，酸鹼中和反應後，酸過量，c(H+)混=[
n(H+)－n(OH-)]/V總=（0.032mol－0.03mol）/0.1L=0.02mol/L，PH=1.7，故應選B。
⑷若未標明酸鹼的強弱，混合後溶液PH不定，應分析討論。
①若強酸（PH1）和強鹼（PH2）等體積混合，PH1+ PH2=14，則溶液呈中性，PH=7；PH1+
PH2＞14，則溶液呈鹼性，PH＞7；PH1+ PH2＜14，則溶液呈酸性，PH＜7。
②若酸（PH1）和鹼（PH2）等體積混合，PH1+
PH2=14，若為強酸與強鹼，則恰好反應，PH=7；若為弱酸與強鹼，則酸有剩餘，PH＜7；若為強酸與弱鹼，則鹼有剩餘，PH＞7。
例6、在室溫下等體積的酸和鹼的溶液，混合後PH一定小於7的是（ ）
A．PH=3的硝酸和PH=11的氫氧化鈉溶液
B．PH=3的鹽酸和PH=11的氨水
C．PH=3的硫酸和PH=11的氫氧化鈉溶液
D．PH=3的醋酸和PH=11的氫氧化鈉溶液
解析：A、C兩選項為強酸與強鹼的混合，且PH1+ PH2=14，則溶液呈中性，PH=7。B選項為強酸與弱鹼的混合，且PH1+
PH2=14，則溶液呈鹼性，PH＞7。D選項為弱酸與強鹼的混合，且PH1+ PH2=14，則溶液呈酸性，PH＜7。故應選D。
注意：在相關計算過程中，應遵守「酸按酸，鹼按鹼，同強混合在之間，異強混合看過量」。
㈡ ph值計算公式要全的
pH的計算之一
常用H+濃度來表示溶液的酸鹼性，當[H+]小於1mol·L-1時，為了使用方便，常用氫離子濃度的負對數，即-lg[H+]來表示溶液的酸度，並稱為pH，即pH= -lg[H+]。
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
pH的計算之二
1．簡單酸鹼溶液的pH
由pH= -lg[H+]，只要求得[H+]即可。
（1）一元強酸：[H+]=C酸 二元強酸：[H+]=2C酸
弱酸：[H+]=Cα，再求pH。
（2）一元強鹼[OH-]=C鹼，二元強鹼：[OH-]=2C鹼，
2．強酸，強鹼的稀釋
（1）強酸稀釋過程pH增大，可先求稀釋後溶液的[H+]，再求pH。
（2）強鹼稀釋後pH減小，應先求稀釋後，溶液中的[OH-]，再求[H+]，才能求得pH。
（3）極稀溶液應考慮水的電離。
酸溶液pH不可能大於7，鹼溶液pH不可能小於7。
3．強酸、強鹼溶液的混合
等體積混合時：
若pH相差2個單位以上「pH混=pH小+0.3」
若pH相差1個單位「pH混=pH小+0.26」
（2）兩強鹼混合：
等體積混合時：
若pH相差2個單位以上「pH混=pH大-0.3」
若pH相差1個單位「pH混=pH大-0.26」
（3）強酸、強鹼溶液混合：
若恰好中和，溶液pH=7。
再求[H+]混，再求pH。
㈢ ph值的具體解釋
由pH值的定義可知，pH值是衡量溶液酸鹼性的尺度，在很多方面需要控制溶液的酸鹼，這些地方都需要知道溶液的pH值：
醫學上：人體血液的pH值通常在7.35-7.45之間，如果發生波動，就是病理現象。唾液的pH值也被用於判斷病情。
化學和化工上：很多化學反應需要在特定的pH值下進行，否則得不到所期望的產物。
農業上：很多植物有喜酸性土壤或鹼性土壤的習性，如茶的種植。控制土壤的pH值可以使種植的植物生長的更好。
㈣ 化學中需要調節ph的反應
很多；例如：除去CuSO4溶液中的Fe3+,可加入CuO調節pH至3～5；氧化錳與濃鹽酸再加熱條件下反應，過濾後的液體經氧化，加鹼調節pH為5等等。
㈤ 什麼叫ph值是怎麼計算的
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。這個概念是1909年由丹麥生物化學家Søren Peter Lauritz Sørensen提出。p代表德語Potenz，意思是力量或濃度，H代表氫離子（H+）。有時候pH也被寫為拉丁文形式的pons hydrogenii。
通常情況下（25℃、298K左右），當pH<7的時候，溶液呈酸性，當pH>7的時候，溶液呈鹼性，當pH=7的時候，溶液為中性。
pH值允許小於0，如 鹽酸（10 mol/L）的pH為-1.
測量
有很多方法來測量溶液的pH值：
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值的范圍。滴定時，可以作精確的pH標准。
使用pH試紙，pH試紙有廣泛試紙和精密試紙，用玻棒蘸一點待測溶液到試紙上，然後根據試紙的顏色變化並對照比色卡也可以得到溶液的pH值。上方的表格就相當於一張比色卡。
pH試紙不能夠顯示出油份的pH值，由於pH試紙以氫鐵製成和以氫鐵來量度待測溶液的pH值，但油中沒含有氫鐵，因此pH試紙不能夠顯示出油份的pH值。
使用pH計，pH計是一種測量溶液pH值的儀器，它通過pH選擇電極（如玻璃電極）來測量出溶液的pH值。pH計可以精確到小數點後兩位。
應用
由pH值的定義可知，pH值是衡量溶液酸鹼性的尺度，在很多方面需要控制溶液的酸鹼，這些地方都需要知道溶液的pH值：
醫學上：人體血液的pH值通常在7.35-7.45之間，如果發生波動，就是病理現象。唾液的pH值也被用於判斷病情。
化學和化工上：很多化學反應需要在特定的pH值下進行，否則得不到所期望的產物。
農業上：很多植物有喜酸性土壤或鹼性土壤的習性，如茶的種植。控制土壤的pH值可以使種植的植物生長的更好。
㈥ 化學中的酸的PH值是多少
常溫下小於7，范圍是（0，7）
如一網路的水pH是6，但不是酸，氫離子和氫氧根的濃度都是1*10的負6次方，所以要說常溫；顯不顯酸性其實要看氫離子濃度與氫氧根濃度大小，氫離子濃度高於氫氧根濃度才顯示出酸性
㈦ 化學中常有把PH值調至3－4，5—6之類的，是有什麼作用，怎樣去理解呢
pH3－4、5—6，算是是反應的條件，因為有的反應是需要在一定的酸鹼度下才能發生的~
㈧ 化學計量點的PH值是多少
PH=9.7以0.2mol/L的氫氧化鈉滴定20ml0.2mol/L的鄰苯二甲酸氫鉀為例,已知Ka2=3.9*10^-6(1)化學計量點前,加入氫氧化鈉19.98ml：C酸=（20.00*0.2-19.98*0.2）/（20.00+19.98）=1.0*10^-4mol/LC鹽=19.98*0.2/（20.00+19.98）=0.1mol/L[H+]=Ka*C
㈨ 如何控制化學反應過程的PH
在滴液漏斗中加入酸或鹼溶液,插在反應器上,隨著反應的進行不斷用干凈玻璃棒蘸取反應液,滴在PH試紙上測定反應液PH值（條件允許也可用PH計測量）,根據需要可以即時滴加,控制調節PH值.有時也可加入緩沖液來保持溶液PH值不發生太大變化.
㈩ 高中化學 反應原理 ph
1)相等
Zn+2HAc=ZnAc2 +H2 Zn +2HCl =ZnCl2 +H2
顯然H2的物質的量取決於酸的物質的量
現在0.1 mol/L的醋酸和0.1 mol/L的鹽酸各100 mL，它們的物質的量相同，因此得到的氫氣體積相同（同溫同壓）
2）前者少於後者
同樣地氫氣的物質的量取決於酸的物質的量
0.1 mol/L的醋酸100 mL的物質的量為0.01mol
pH＝1的醋酸 ==>c(H+)=10^-1mol/L c(HAc)=c(H+)/電離度,醋酸是弱酸,電離度遠小於100%
因此 c(HAc)>0.1mol/L
100 mLpH＝1的醋酸的物質的量遠大於0.01mol
即100 mLpH＝1的醋酸產生的氫氣多!!