化學計量點前01的ph怎麼計算

『壹』 混合鹼滴定時，第一個化學計量點溶液的ph值如何計算用酚酞作指示劑

計量點的pH=8.34，若用甲酚紅-百里酚藍混合指示劑，並用相同濃度的NaHCO3作參比進行對照，可獲得較好的結果，誤差約為0.5%。
又由於Na2CO3的Kb2不夠大，所以第二個計量點也不夠理想，此時產物是H2CO3(CO2+H2O)，其飽和溶液的濃度約為
0.04mol·L-1，溶液的pH值為pH=3.9，一般可採用甲基橙或改良甲基橙作指示劑。但是，這時在室溫下易形成CO2的過飽和溶液，而使溶液的酸度稍稍增大，終點稍稍提前，因此，滴定到近終點時應加速攪動溶液，促使CO2逸出。

『貳』 在酸鹼滴定中，在到達化學計量點前，溶液的PH值怎麼求

在酸鹼滴定中，在到達化學計量點前，溶液的pH值求法：
例如，用0.1000mol/L氫氧化鈉滴定0.1000mol/L鹽酸時，化學計量點前鹽酸過量，
計算[H+]= 0.1000x 0.02/39.98 = 5x10^-5 ， pH = 4.30

『叄』 怎樣計算滴定反應化學計量點的ph

以一元強酸滴定一元強鹼為例：

（1）滴定前：以氫氧化鈉來計算PH C(H+)=0.1 PH=-lgC(H+)=1 則：PH=1.00

（2）化學計量點前鹽酸過量,則 C(H+)=[C(HCl).v(HCl)-C(NaOH)V(NaOH)]/v(HCl)+V(NaOH) =0.1(20-V(NaOH)/20+V(NaOH) 按公式：PH=-lgC(H+)計算

（3）化學計量點時：因為酸鹼完全中和生成鹽（氯化鈉）和水所以PH=7

（4）計量點後：氫氧化鈉過量,則：C(OH-=[C(NaOH)V(NaOH)-C(HCl).v(HCl)]/v(HCl)+V(NaOH) =0.1[V(NaOH)-20]/20+V(NaOH) 按照POH=-lgC(OH-)求出POH,再根據PH+POH=14算出PH

『肆』 混合鹼滴定時，第一個化學計量點溶液的ph值如何計算

計量點的pH=8.34，若用甲酚紅-百里酚藍混合指示劑，並用相同濃度的NaHCO3作參比進行對照，可獲得較好的結果，誤差約為0.5%。又由於Na2CO3的Kb2不夠大，所以第二個計量點也不夠理想，此時產物是H2CO3(CO2+H2O)，其飽和溶液的濃度約為 0.04mol·L-1，溶液的pH值為pH=3.9，一般可採用甲基橙或改良甲基橙作指示劑。但是，這時在室溫下易形成CO2的過飽和溶液，而使溶液的酸度稍稍增大，終點稍稍提前，因此，滴定到近終點時應加速攪動溶液，促使CO2逸出。

『伍』 酸鹼滴定中化學計量點PH的計算公式

以一元強酸(20ml NaOH 0.1mol/L)滴定一元強鹼(20ml 0.1mol/LHCl)為例，可分為（1）滴定前（2）化學計量點前（3）化學計量點時（4）化學計量點後。（1)滴定前：以氫氧化鈉來計算PH C(H+)=0.1 PH=-lgC(H+)=1 則： PH=1.00（2）化學計量點前鹽酸過量，則 C(H+)=[C(HCl).v(HCl)-C(NaOH)V(NaOH)]/v(HCl)+V(NaOH) =0.1(20-V(NaOH)/20+V(NaOH) 按公式：PH=-lgC(H+)計算(3）化學計量點時：因為酸鹼完全中和生成鹽（氯化鈉）和水所以PH=7（4）計量點後：氫氧化鈉過量，則：C(OH-=[C(NaOH)V(NaOH)-C(HCl).v(HCl)]/v(HCl)+V(NaOH) =0.1[V(NaOH)-20]/20+V(NaOH) 按照POH=-lgC(OH-)求出POH,再根據PH+POH=14算出PH

『陸』 化學計量點的PH怎麼計算

若是中和產物氯化鈉,化學計量點的PH=7
若是中和產物醋酸鈉,在質子論按一元弱鹼計算
若是中和產物氯化銨,在質子論按一元弱酸計算
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。

『柒』 化學計量點的ph值如何計算

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。

『捌』 化學計量點的pH的求法及公式,

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）

『玖』 推導化學計量點時ph計算公式

以一元強酸(20ml
naoh
0.1mol/l)滴定一元強鹼(20ml
0.1mol/lhcl)為例，可分為（1）滴定前（2）化學計量點前（3）化學計量點時（4）化學計量點後。（1)滴定前：以氫氧化鈉來計算ph
c(h+)=0.1
ph=-lgc(h+)=1
則：
ph=1.00（2）化學計量點前鹽酸過量，則
c(h+)=[c(hcl).v(hcl)-c(naoh)v(naoh)]/v(hcl)+v(naoh)
=0.1(20-v(naoh)/20+v(naoh)
按公式：ph=-lgc(h+)計算(3）化學計量點時：因為酸鹼完全中和生成鹽（氯化鈉）和水所以ph=7（4）計量點後：氫氧化鈉過量，則：c(oh-=[c(naoh)v(naoh)-c(hcl).v(hcl)]/v(hcl)+v(naoh)
=0.1[v(naoh)-20]/20+v(naoh)
按照poh=-lgc(oh-)求出poh,再根據ph+poh=14算出ph