化學ph值怎麼求

❶ 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。

❷ 化學 怎麼計算物質的PH值

pH值計算的基本方法，是根據pH值的定義來計算。
答：
即
當然計算pH值時一定要注意以下幾點。
1：酸性溶液中，一定要根據進行計算，若是在鹼性溶液中，應先求出的濃度，然後根據常溫下水的離子積常數再求出的濃度。
2：當酸提供的很小時，不能忽略水電離出的，同樣當鹼提供的很小時，不能忽略水電離出的。
3：注意無論酸稀釋多少倍，常溫下值總是，而無論鹼稀釋多少倍，常溫下pH值總是
4：當相加、減的兩個量相差100倍以上時，小的可以忽略
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」。

❸ 化學的酸鹼度怎麼算

酸鹼度是指溶液的酸鹼性強弱程度，一般用PH值來表示。pH值<7為酸性，pH值=7為中性，pH>值7為鹼性。
詳細
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。
注意：pH值允許小於0，如 鹽酸（10 mol/L）的pH為-1.
定義
pH值的計算公式如下：
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。
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，且兩種離子的濃度都是1×10mol/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。

❹ 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)

❺ 化學怎麼計算ph值

ph值得計算大致是ph=-lg氫離子的濃度。而混合溶液的ph就要先計算混合後溶液的氫離子濃度，在計算ph。
其他的方法比如您的方法沒聽說過，請問這是在哪裡出現的？若有問題請繼續追問。

❻ 化學pH值的計算公式是什麼

強酸：pH=-c[H+]
弱的一元酸：pH=-lg（根號KC），C是濃度，K是電離常數

❼ 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。

(7)化學ph值怎麼求擴展閱讀：

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。

❽ 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