高三化學中的ph值怎麼求

㈠ 高中化學ph值如何計算

pH=-lg c(H^+) lg表示以10為底的對數,c表示物質的量濃度
鹽酸和NaOH,分別含一個OH和H,為1:1關系
PH降1,就是說OH離子濃度降為十分之一
加水的話要加9分水,
加鹽酸的,可設鹽酸為X（份）,加入鹽酸後,OH變為1-X（中和了一部分）,溶液為1+X份（溶液物質的量濃度相同,且OH和H 為1:1關系）,(1-X)/(1+X)應等於十分之一,得鹽酸為9/11（份）
答案：11:1
PS：畢業好多年了,專業術語都忘了,湊合著理解吧,

㈡ 高中化學 酸鹼溶液的PH計算方法 最好有幾

酸鹼溶液的PH計算方法：pH=-lg[H+]，[H+]表示溶液總氫離子的濃度（mol/L)，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。

1.水的離子積KW= c(H+)·c(OH-) ,25℃時的中性溶液：c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1, KW=1×10-14。

2.溶液的酸鹼性與c（H ）、c（OH ）的關系：

中性：c（H ）＝ c（OH ）

酸性：c（H ）＞c（OH ）

鹼性：c（H ）＜c（OH ）

pH越小, pH溶液酸性越強,pH越大,溶液鹼性越強

pH每增大一個單位,c(H+)就減小10倍, pH減小一個單位, c(H+)就增大10倍，若pH改變n個單位,就改變10n倍。

pH的范圍通常是0~14,即一般適用於c(H+)≤1mol/L-1 c(OH-) ≤1mol/L-1 溶液,若濃度太大,直接用濃度c(H+) 或c(OH-)表示溶液酸鹼性。

例1、常溫下，將5ml 1mol/L的鹽酸滴加到純水中配成5L溶液 ，求此溶液的pH。

分析：把溶液稀釋了1000倍。所以：0→3

例2、pH=10的NaOH溶液加水稀釋到原來的100倍，求稀釋後溶液的pH。

分析：pH→C(H+)→C(OH-)→ C(OH-) ′→C′(H+) →pH』。所以pH:8→10

例3、計算pH=2的H2SO4溶液中H2SO4物質的量濃度及溶液中OH 的物質的量濃度。

分析：C(H2SO4)=5×10-3，C(OH-)=1×10-12。

如果是酸溶液，就計算氫離子，然後，利用氫離子濃度的負對數，求PH，如果是鹼溶液，就計算氫氧根，再根據離子積，求氫離子，再求PH如果是混合的酸鹼溶液，先計算哪一個是過量的，過量的是什麼性，就按什麼來計算。酸或鹼無限稀釋pH≈7

㈢ 你好，高三化學：溶液PH值的計算有技巧嗎

PH計算學案
PH計算問題是近幾年高考的熱點問題，為幫助同學們全面的掌握這方面的問題，現對此進行歸納。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-)=[ 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」。一、酸或鹼和稀釋
分析：強酸、強鹼與水混和，其pH值由公式：
例1 pH = 2的醋酸稀釋一倍後，其溶液pH值為多少？
解：pH = 2
∴[H+]混
∴pH
二、強酸與弱酸或強鹼與弱鹼的混和
分析：因弱酸存在電離平衡，混和溶液pH值應根據強酸中H+對弱酸的同離子效應來計算。強鹼與弱鹼混和與上述分析相似。
例2 0.2mol/L鹽酸和0.2mol/L醋酸以1:3的體積比混和後，其pH為多少？
（Ka = 1.75×10-5）
解：混和後鹽酸濃度為
CH3COOH====CH3COO- + H+ 平衡濃度：0.15 - x x
X + 0.05
∴pH = -1g [H+]總
= -1g0.05
= 1.31
強酸與強酸或強鹼與強鹼的混和，pH值的計算較為簡單，這里不再贅述。
三、酸與鹼的混和
1、強酸與弱鹼的混和
分析：有三種情況。①強酸過量，則混和溶液的pH值由剩餘強酸決定；②弱鹼過量，則為剩餘弱鹼與生成鹽構成緩沖溶液的pH值；③恰好反應完，即為生成鹽溶液的pH值。
例3 0.4mol/L鹽酸和0.2mol/L氨水等體積混和後溶液pH值為多少？
（Kb = 1.77×10-5）
解：從反應 NH3•H2O+HC1=NH4C1+H2O
可知鹽酸過剩，其剩餘鹽酸濃度為
（0.4 - 0.2）/ 2 = 0.1 (mol / L)
∵鹽酸存在抑制了
∴混和後[H+]總 = 0.1mol / L
pH = -1g0.1 = 1
若此題的鹽酸與氨水濃度互換，則變為：剩餘氨水為（0.4 - 0.2）/ 2 = 0.1 (mol / L)，生成NH4C1濃度為0.2 / 2 = 0.1 (mol / L)，則混和液pH值為構成NH3•H2O— NH4C1緩沖溶液為pH值：
平衡濃度：0.1- x 0.1 + x x
[H+]總
∴pH
2、弱酸與強鹼的混和
分析：也有三種情況。①強鹼過量，則剩餘強鹼的[OH-]決定混和液的pH值；②弱酸過量，則為剩餘弱酸與生成的弱酸鹽構成緩沖溶液的pH值；③恰好反應完，則為生成的鹽溶液的pH值。
例4 計算電離度為0.948%的醋酸（Ka = 1.75×10-5）與0.2mol/L氫氧化鈉溶液等體積混和後，其溶液的pH值？
由方程式：
CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O
分析可知，恰好反應完，生成醋酸鈉濃度為0.2/2 = 0.1(mol/L),溶液中存在以下平衡：
CH3COO— + H2O ==== CH3COOH + OH—
CH3COOH ==== CH3COO— + H +
∴[H+]
pH
3、弱酸與弱鹼的混和
分析：弱酸、弱鹼在水中均存在電離平衡，情況較復雜。一般地，電離遠大於水解，
可作近似計算。①弱酸過量，混和液pH值由剩餘弱酸，依
近似計算；②弱鹼過量,則由剩餘弱鹼,據
③恰好反應完，則由兩者電離常數決定，由近似公式：
其中Ka與Kb不能相差太大，否則計算復雜。
例5 0.5mol/L醋酸與0.5mol/L氨水以2:3體積比混和後，其溶液pH值為多少？
解：CH3COOH+NH3•H2O=====CH3COONH4 + H2O
從反應比例看，氨水過量，其混和後濃度為
溶液pH值由過量氨水決定。
pOH
∴pH = 14 - pOH
= 14 - 2.88
= 11.12
四、酸與弱酸鹽與鹼與弱鹼鹽的混和
1、強酸與弱酸鹽的混和。
分析：①強酸過量，則由剩餘強酸與生成弱酸決定溶液pH值，如例2；②弱酸鹽過量，則為剩餘鹽與生成的弱酸構成緩沖溶液的pH值；③恰好反應完，則由生成弱酸濃度決定。
2、弱酸與同離子弱酸鹽的混和。
分析：兩者即構成緩沖溶液。
鹼與弱鹼鹽溶液混和情況與上述相似。
例6 0.2mol/L鹽酸與0.4mol/L醋酸鈉溶液等體積混和後，其pH值為多少？
解：CH3COONa + HC1 = CH3COOH + NaC1
從反應看醋酸鈉過量，過量濃度為（0.4 - 0.2）/ 2 = 0.1 (mol/L)，生成醋酸濃度為0.2 / 2 = 0.1 (mol/L).

例7 0.2mol / LNaOH溶液與0.2mol / L NH4C1等體積混和後，其pH值為多少？
解：NaOH + NH4C1 = NaC1 + NH3•H2O濃度為0.2 / 2 = 0.1（mol / L）.

㈣ 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)

㈤ 高中化學中如何巧算pH

高中ph計算，強酸完全電離直接根據酸濃度計算H+濃度求ph值，強鹼直接根據鹼濃度計算pOH值，PH=14-POH，弱酸弱鹼按電離常數公式，按溶液中各粒子的濃度計算出cH+，通常公式cH+=(c*ka)^0.5，cOH-=(c*kb)^0.5，c是弱酸(弱鹼)的物質的量濃度，弱酸鹽或者弱鹼鹽按ka*kh=kw，計算kh，按水解常數公式計算cH+或者cOH-，通常公式cH+=(c*kh)^0.5，cOH-=(c*kh)^0.5計算，總之按基本公式計算就可以。

㈥ 化學中的PH值怎麼求

PH值＝-lgc(H+)
PH值等於氫離子濃度的負對數。

㈦ 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。

㈧ 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。