醫用化學ph值如何求

『壹』 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。

『貳』 高一化學關於PH值的求法，需要具體的公式和計算步驟，麻煩各位了。

pH
=
－lg
[c(H+)]
這是pH基本計算式，也就是說溶液的pH是氫離子濃度取lg的相反數。
通過氫離子濃度可以求PH，同樣根據PH可以求氫離子濃度。
（1）解：0.1mol/L
的KOH中，
c(OH-)
=
0.1mol/L，
所以：c(H+)
=
Kw
/
0.1
=
10(-14)
/
0.1
=
10(-13)
pH
＝
lg
[c(H+)]
＝
－lg10(-13)
＝
13
就是0.1mol/LKOH溶液的PH值是13
（2）解：設兩溶液體積都是是VL
在PH
＝2的溶液中，氫離子的物質的量
＝
0.01mol/L
*
V
L
=
0.01V
mol
在PH
＝4的溶液中，氫離子的物質的量
＝
0.0001mol/L
*
V
L
=
0.0001V
mol
兩者混合後，氫離子的總物質的量
＝
0.01V
mol
+
0.0001V
mol
＝
0.0101Vmol
那麼c(H+)
=
0.0101Vmol
/
2V
L
=
0.00505mol/L
PH
=
－lg
0.00505
=
2.30
一些方便你計算的溶液混合後PH變化情況：
類別

條件

近似計算
強酸與強酸

pH值相差2或2以上,pHA＜pHB(等體積混合)
pHA＋0.3
強酸與強酸(一元)
不等體積混合
[H＋]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2
強鹼與強鹼
pH值相差2或2以上，pHA＜pHB(等體積混合)
pHB－0.3
強鹼與強鹼
不等體積混合

[OH－]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2
強酸與強鹼
pH酸＋pH鹼＝14(等體積混合)
pH＝7
強酸與強鹼
pH酸＋pH鹼＞14(等體積混合)
pH鹼－0.3
強酸與強鹼
pH酸＋pH鹼＜14(等體積混合)

pH酸＋0.3

『叄』 醫用化學：有關PH值的計算，請看圖

這樣說的話等體積混合，體積增大一倍，cH+濃度減小1倍，是0.2/2=0.1molL-

『肆』 化學里的PH值怎麼求

PH值的測量方法
測量PH值的方法很多，主要有化學分析法、試紙法、電位法

化學分析法是指在待測溶液中加入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。

電位法比較直觀的方法便是使用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。
PH計的使用方法：
PHS-3C型PH計的使用方法：
1.組成：他由主機、復合電極組成，主機上有四個旋鈕，它們分別是：選擇、溫度、斜率和定位旋鈕。安裝好儀器、電極，打開儀器後部的電源開關，預熱半小時。在測量之前，首先對PH計進行校準， 們採用兩點定位校準法，具體的步驟如下：
2.調節選擇旋鈕至PH檔；
3.用溫度計測量被測溶液的溫度，讀數，例如25OC。調節溫度旋鈕至測量值25OC。
4.調節斜率旋鈕至最大值。
5.打開電極套管，用蒸餾水洗滌電極頭部，用吸水紙仔細將電極頭部吸干，將復合電極放入混合磷酸鹽的標准緩沖溶液，使溶液淹沒電極頭部的玻璃球，輕輕搖勻，待讀數穩定後，調定位旋鈕，使顯示值為該溶液25OC時標准PH值6.86。
6. 將電極取出，洗凈、吸干，放入鄰苯二甲酸氫鉀標准緩沖溶液中，搖勻，待讀數穩定後，調節斜率旋鈕，使顯示值為該溶液25OC時標准PH值4.00。
7.取出電極，洗凈、吸干，再次放入混合磷酸鹽的標准緩沖溶液，搖勻，待讀數穩定後，調定位旋鈕，使顯示值為25OC時標准PH值6.86。
8. 取出電極，洗凈、吸干，放入鄰苯二甲酸氫鉀的緩沖溶液中，搖勻，待讀數穩定後，再調節斜率旋鈕，使顯示值為25OC時標准PH值4.00。
9.取出電極，洗凈、吸干。重復校正，直到兩標准溶液的測量值與標准PH值基本相符為止。
10.校正過程結束後，進入測量狀態。將復合電極放入盛有待測溶液的燒杯中，輕輕搖勻，待讀數穩定後，記錄讀數。
11.完成測試後，移走溶液，用蒸餾水沖洗電極，吸干，套上套管，關閉電源，結束實驗

還有一個很簡單的方法，知道溶液中H+濃度時，PH=-lg(氫離子濃度)

『伍』 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。

(5)醫用化學ph值如何求擴展閱讀：

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。

『陸』 PH值是如何計算出來的

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。

『柒』 關於化學PH值演算法

公式：pH=
-lg（H+）
解釋：pH是用來表示溶液酸鹼性的一個指標，對溶液中氫離子濃度取負對數的值就是pH值。
意義：任何水溶液里都有氫離子和氫氧根離子，在溫度一定的時候，兩種離子濃度的乘積為一定值（常溫時，該值=1.0×10^-14）。這樣，只要知道氫離子濃度，就可以計算出氫氧根離子濃度，從而比較出兩離子濃度的大小，進一步得知溶液的酸鹼性。

『捌』 pH值怎麼計算

有關溶液混合時PH計算主要有下列集中情況： 兩種酸溶液混合：直接求混合溶液中氫離子濃度，然後求PH 兩種鹼溶液混合：先求出混合溶液中氫氧根離子濃度，然後求氫離子濃度，再求溶液的PH 酸鹼溶液混合：首先判斷溶液的酸鹼性。若酸性，先求氫離子濃度，再求溶液的PH 若溶液鹼性，先求氫氧根離子濃度，再求氫離子濃度，最後求PH 溶液中氫離子濃度與氫氧根離子濃度乘積等於水的離子積常數 PH等於氫離子濃度的負對數。

『玖』 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。