PH计算公式
ph值公式
ph值公式
pH值，又称酸碱度，它表示溶液中某个体系的酸性或碱性的程度。
它的取值
范围是0~14，其中7为中性，小于7则表示是酸性，大于7则表示碱性。
它的计
算方法是：
首先，计算出溶液中的H+浓度（即酸的浓度），单位为mol/L，它的公式为：
[ H+ ] = 10-pH
其次，通过这个H+浓度，就可以求出溶液的pH值，它的公式为：
pH= -Log[H+]
pH值可以指示溶液是酸性，还是碱性，因此，对于生活中的物质，可以根据
它们的pH值，来划分出酸，中性和碱三种类别，这对检测、分类物质的效果极其
重要。
矿物水的PH值有着规律性，它在纯净水中可以是7，但它在湖水中可能会
比纯净水有更大的范围，它的取值在6－8之间，各类湖水、河水、海水及其他水体，它们的PH值也将有所不同。
此外，在大气中，H+浓度较低，pH值在7以上，具有碱性，所以说在大气中能够起到缓冲作用，使大气稳定。
总之，pH值是衡量某个体系是酸性还是碱性的重要指标，它使我们可以了解
不同环境的pH值，从而帮助我们更好的处理一些问题，比如在生态学中，可以帮
助我们改善水体的质量指标，确保水质的稳定，提高水的生态环境。
酸碱ph计算公式
酸碱ph计算公式
酸碱ph计算是一种重要的化学计算，它可以帮助我们了解溶液的酸碱性。
酸碱ph计算公式是：ph= -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
酸碱ph计算公式可以用来计算溶液的酸碱性，它可以帮助我们了解溶液的酸碱性。
酸碱ph计算公式的基本原理是：当溶液中的氢离子浓度越高，溶液的酸性就越强，反之，溶液的碱性就越强。
酸碱ph计算公式可以用来计算各种溶液的酸碱性，如水溶液、植物汁液、血液等。
它可以帮助我们了解溶液的酸碱性，从而更好地控制和管理溶液的酸碱性。
此外，酸碱ph计算公式还可以用来计算溶液的稳定性。
当溶液的酸碱性发生变化时，溶液的稳定性也会发生变化，因此，酸碱ph计算公式可以帮助我们更好地控制溶液的稳定性。
总之，酸碱ph计算公式是一种重要的化学计算，它可以帮助我们了解溶液的酸碱性，从而更好地控制和管理溶液的酸碱性和稳定性。
ph计检测公式
ph计检测公式
pH计检测公式是用于测量溶液酸碱性的数学公式。
pH是指测量溶液酸碱程度
的指标，它是以负对数形式表示的，用于表示溶液中氢离子的浓度。
根据国际公认的pH计检测公式，pH值可以通过测量溶液中的氢离子浓度得出。
pH计检测公式可以表示为：
pH = -log[H+]
其中，H+表示溶液中氢离子的浓度。
在纯水中，H+的浓度为10^-7 mol/L，因此，pH值为7。
如果溶液中的H+浓度增加，pH值会降低，表示溶液更加酸性；
反之，如果H+浓度减少，pH值会增加，表示溶液更加碱性。
pH计检测公式的意义在于通过测量溶液中的氢离子浓度来确定溶液的酸碱性。
pH值的测量通常通过酸碱指示剂或pH计进行。
酸碱指示剂是根据溶液pH值的不
同而发生颜色变化的物质，通过比较颜色变化可以推测溶液的酸碱性；而pH计则
是一种电子仪器，能够通过测量溶液中的电势来计算出溶液的pH值。
pH计检测公式的应用非常广泛。
在生活中，我们可以利用pH计来测量饮用水、游泳池水、土壤酸碱性等。
在实验室中，pH计也是一种常用的工具，用于测量化
学试剂的酸碱性以及溶液的酸碱滴定等实验。
总之，pH计检测公式为我们提供了一种方便快捷的方法来测量溶液的酸碱性。
它的应用帮助我们了解和控制溶液的性质，对于许多领域的研究和应用都具有重要意义。
PH值计算换算方法
PH值计算换算方法PH值是指物质溶液中氢离子（H+）的浓度，是一个反映溶液酸碱性强弱的指标。
PH值的计算换算方法主要有两种，一种是根据溶液中氢离子浓度的公式计算，另一种是通过使用PH试纸或PH计来测量溶液的酸碱性。
第一种计算换算方法是根据溶液中氢离子浓度的公式计算PH值。
一般来说，PH值的范围是0-14，溶液的PH值越低，酸性越强；PH值越高，碱性越强；PH值为7时，溶液为中性。
计算PH值的公式为：PH = -log[H+]其中，[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
例如，如果一个溶液中氢离子浓度为10^-3 mol/L，那么根据上述公式，可以计算PH值为：PH = -log(10^-3) = -(-3) = 3根据这个公式，可以计算得到不同浓度的溶液的PH值。
需要注意的是，这个公式是以10为底的对数计算，所以计算结果是负数。
当[H+]浓度为1 mol/L时，PH值为0；当[H+]浓度为10^-7 mol/L时，PH值为7，为中性。
另一种计算换算方法是使用PH试纸或PH计测量溶液的酸碱性。
PH试纸是一种可以测量PH值的试纸，根据试纸上的颜色变化可以确定溶液的酸碱性。
PH范围通常为1-14，每一个单位表示一个数量级的变化。
PH试纸的使用方法很简单，只需将试纸浸入溶液中，然后根据试纸的显示颜色与颜色对照表相比较，即可得到溶液的PH值。
PH计是一种精确测量PH值的仪器，它使用电极测量溶液中的氢离子浓度，并将其转化为PH值。
PH计具有高精度和灵敏度，可以测量宽范围的PH值。
它是一种广泛应用于实验室和工业生产中的测量仪器。
无论是使用计算公式还是使用PH试纸或PH计测量溶液的酸碱性，都需要注意以下几点：1.PH值的测量应该在室温下进行，因为温度对PH值的测量有一定的影响。
2.在进行PH值的测量之前，应该先将电极或试纸清洗干净，以防止被污染影响测量结果。
3.当使用PH试纸时，应注意将其完全浸入溶液中，使其充分吸收溶液，从而获得准确的PH值。
计算一元弱酸或弱碱溶液ph值的新公式
计算一元弱酸或弱碱溶液ph值的新公式PH值计算公式
1. 对于强酸：
PH = -log[H^+]
2. 对于弱酸：
PH = -log[(H^{+})(A^{-})^{Ka}]
3. 对于强碱：
PH = 14 - log[OH^-]
4. 对于弱碱：
PH = 14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}]
以上是确定一元弱酸或弱碱溶液PH值所用的公式。
弱酸的pH值，需要使用此公式：
PH = -log[(H^{+})(A^{-})^{Ka}], 其中Ka是弱酸的平衡常数；
而弱碱溶液的PH值，需要使用另一个公式：
PH = 14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}], 其中Kb是弱碱的平衡常数。
为了计算一元弱酸或弱碱溶液的PH值，需要先知晓相应分子式、以及这些分子式形成不同有机物时，酸性和碱性的反应强度（即用平衡常数K表示，如Ka和Kb），才能使用以上公式正确的计算出PH值。
例如一种典型的弱碱，乙醇氮基聚磷酸盐（EDTP），它的平衡常数
Kb为7.4×10-9，此时，我们可以使用公式14 + log[(OH^{-}) (B^{+})^{Kb}]计算，其PH值为9.225。
PH计算公式
PH计算公式pH是描述溶液酸碱性强弱的指标，它的计算公式可以帮助我们准确地确定溶液的酸碱性级别。
本文将介绍pH的计算公式及其应用。
一、pH的定义和意义pH是酸碱度的负对数，用数值0-14表示，其中7表示中性，小于7表示酸性，大于7表示碱性。
pH值越低，酸性越强；pH值越高，碱性越强。
通过测定pH值，我们能够了解溶液中酸和碱的浓度。
二、酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性级别改变颜色的物质。
常见的酸碱指示剂包括苯酚红、溴腈酚蓝和石蕊试剂等。
这些指示剂在不同的pH范围内呈现出不同的颜色，从而帮助我们确定溶液的酸碱性。
三、pH的计算公式pH的计算公式为：pH = -log [H+]，其中[H+]代表氢离子的浓度。
根据计算公式，我们可以通过测定溶液中氢离子的浓度来计算pH值。
四、计算pH值的步骤计算pH值的步骤如下：1. 测定溶液中氢离子的浓度；2. 将氢离子浓度代入pH的计算公式中，计算出pH值。
五、pH计算的示例以下是一个pH计算的示例：假设溶液中氢离子的浓度是1×10^-5 mol/L，我们可以将这个值代入pH计算公式中进行计算：pH = -log (1×10^-5) ≈ 5六、pH计算的应用pH计算在生活和科学研究中具有广泛的应用，例如：1. 环境监测：通过测定水体、土壤和大气中的pH值，可以评估环境的酸碱性，判断是否存在酸雨等问题。
2. 食品加工：在食品加工过程中，pH值的控制对于调整食品口感和质地非常重要。
3. 化学实验：在化学实验中，pH计算可以帮助我们确定反应的进行程度和酸碱性变化。
总结：pH计算公式是描述溶液酸碱性的重要工具，通过计算pH值，我们可以准确评估溶液的酸碱性级别。
这个计算过程并不复杂，只需测定溶液中氢离子的浓度，并代入计算公式中即可。
pH计算在各个领域都有广泛的应用，帮助我们更好地理解和控制溶液的酸碱性。
分析化学PH公式总结
分析化学PH公式总结分析化学是一门研究化学现象和过程的学科，其重要内容之一就是测定物质的浓度，其中一个常用的方法就是pH值的测定。
pH公式是用来计算溶液的酸碱度的工具，常用于检测化学物质溶液中的酸碱性。
本文将总结分析化学中常用的pH公式。
1.pH的定义pH定义为-pH=log[H+]其中[H+]表示氢离子的浓度，pH的取值范围从0到14，pH<7表示酸性溶液，pH>7表示碱性溶液，pH=7表示中性溶液。
2.强酸溶液的pH计算对于浓度为C的强酸溶液，如果完全离解，即[H+]=C，则pH=-logC。
例如，浓度为0.1M的HCl溶液，其pH=-log(0.1)=-13.强碱溶液的pH计算对于浓度为C的强碱溶液，如果完全离解，即[OH-]=C，则pOH=-logC。
其中，pOH和pH有以下关系：pOH+pH=14因此，强碱溶液的pH可以通过pOH来计算，如pOH=-log(0.01)=-2，那么pH=14-2=124.弱酸溶液的pH计算对于浓度为C的弱酸HA，其在水中会部分离解成[H+]和[A-]。
设弱酸HA的摩尔浓度为C，其离解程度由酸解离常数Ka决定。
在等温度下，Ka=[H+][A-]/[HA]。
根据电荷平衡原理，若HA离解后[H+]增加x，则[A-]=x，[HA]=C-x。
代入酸解离常数公式，可以得到：Ka=(x)(x)/(C-x)由于HA的离解程度很小，可以近似认为C-x≈C，得到近似酸解离常数公式：Ka=x^2/C根据pH的定义，pH=-log[H+]，可以推导出[H+]=10^(-pH)。
代入近似酸解离常数公式，可以得到：Ka=(10^(-pH))^2/C由此可以求得弱酸溶液的pH值。
5.弱碱溶液的pH计算弱碱的溶液中，碱对水的解离可近似为：B+H2O⇌OH-（水解作用）设弱碱B的摩尔浓度为C，其水解程度由碱解离常数Kb决定。
在等温度下，Kb=[OH-][B]/[B(OH)]。
PH计算公式
关于PH值的计算一、应知应会:1.pH＝－lg[H＋],pOH＝－lg[OH－],pH＋pOH＝142. pH值的适用范围就是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。
3.2.[H＋]就是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。
4.3.4.不同体积不同pH值溶液混合,若二者为强酸,则求出混合溶液的[H＋],求pH值;若二者为强碱,则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。
若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。
二、范例解析[例1]稀释下列溶液时,pH值怎样变化？(1)10mLpH＝4的盐酸,稀释10倍到100mL时,pH＝？(2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍,pH＝？[分析](1)p＝4,即[H＋]＝1×10－4mol/L,稀释10倍,即[H＋]＝1×10－5mol/L, 所以pH＝5。
小结:强酸每稀释10倍,pH值增大1,强碱每稀释10倍,pH值减小1。
(2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7mol/L)时,水的H＋离子浓度就不能忽略不计。
所以pH＝6的稀盐酸,稀释1000倍时:[H＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1、009×10－7pH＝6、99由此可知溶液接近中性而不会就是pH＝9。
[例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。
(1)pH＝12,pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。
(2)pH＝5与pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。
[分析](1)碱溶液的混合,溶液以OH－为主,所以应选确定[OH－][OH－]＝(1×10－2＋1×10－4)/2＝5、05×10－3(mol/L)得:pOH＝2、3,pH＝14－2、3＝11、7也可根据水的离子积常数,在先确定出溶液中[OH－]为5、05×10－3mol/L后,再求[H＋]pH值。
PH计算公式
关于PH值的计算一、应知应会：1．pH＝－lg[H＋］，pOH＝－lg［OH－］,pH＋pOH＝142． pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。
3．2．［H＋］是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。
4．3．4．不同体积不同pH值溶液混合,若二者为强酸,则求出混合溶液的[H＋］，求pH 值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的［OH－]值再化为pH值。
若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求［OH－］再化为pH 值。
二、范例解析[例1］稀释下列溶液时，pH值怎样变化？(1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝?(2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍,pH＝？［分析］（1)p＝4，即［H＋］＝1×10－4mol/L，稀释10倍，即[H＋]＝1×10－5mol/L,所以pH＝5.小结：强酸每稀释10倍，pH值增大1，强碱每稀释10倍，pH值减小1。
（2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7 mol/L）时,水的H＋离子浓度就不能忽略不计.所以pH＝6的稀盐酸，稀释1000倍时：［H＋]＝（1×10－6＋999×10－7)/1000＝1。
009×10－7pH＝6。
99由此可知溶液接近中性而不会是pH＝9。
［例2］求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值.(1）pH＝12，pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值.（2）pH＝5和pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。
［分析］(1)碱溶液的混合，溶液以OH－为主，所以应选确定[OH－][OH－］＝(1×10－2＋1×10－4）/2＝5.05×10－3(mol/L)得：pOH＝2.3，pH＝14－2。
3＝11。
7也可根据水的离子积常数，在先确定出溶液中［OH－]为5.05×10－3mol/L后,再求［H＋］pH值。
化学酸碱中的pH值计算
化学酸碱中的pH值计算在化学领域中，酸碱溶液的pH值（potential of hydrogen）是衡量溶液酸碱性强弱的指标。
pH值的计算基于酸碱反应中氢离子（H+）浓度的负对数，可以用来判断溶液的酸性、碱性或中性。
本文将介绍pH值的计算方法以及相关知识。
1. pH值的计算公式pH值的计算公式为：pH = -log[H+]，其中[H+]代表溶液中氢离子的浓度。
根据此公式，我们可以通过测量氢离子浓度来计算pH值。
为了便于计算，通常使用pH试纸或pH计等工具。
2. 酸性、碱性和中性的pH值范围根据pH值的不同范围，我们可以判断溶液的酸碱性：- pH值小于7时，溶液为酸性。
pH值越小，酸性越强。
- pH值大于7时，溶液为碱性。
pH值越大，碱性越强。
- pH值等于7时，溶液为中性。
3. 酸碱溶液中pH值的计算方法3.1. 酸溶液中pH值的计算在酸性溶液中，氢离子浓度高。
以硫酸（H2SO4）为例，其为强酸，完全离解成两个氢离子和一个硫酸根离子（HSO4-）。
如果知道硫酸的浓度，可以利用浓度计算pH值。
假设硫酸浓度为0.1 mol/L，由于硫酸完全离解，可以认为氢离子的浓度也是0.1 mol/L。
代入pH计算公式：pH = -log[0.1] = 1因此，在0.1 mol/L浓度的硫酸溶液中，pH值为1，属于酸性溶液。
3.2. 碱溶液中pH值的计算在碱性溶液中，氢离子浓度较低，而羟根离子（OH-）浓度较高。
以氢氧化钠（NaOH）为例，其为强碱，完全离解成钠离子（Na+）和羟根离子。
假设氢氧化钠浓度为0.1 mol/L，由于氢氧化钠完全离解，可以认为羟根离子的浓度也是0.1 mol/L。
由于pH值是通过氢离子浓度计算得出的，我们需要通过反推来获得。
pH = -log[H+]H+ = 10^(-pH)将pH值带入计算公式，得到氢离子浓度：H+ = 10^(-14) / (0.1*0.1) = 10^(-12)由于碱溶液中是通过浓度计算氢离子的浓度，所以利用反推可以得到pH值为12。
酸碱度计算公式小结
酸碱度计算公式小结酸碱度（pH）是一种用来衡量物质酸性或碱性的指标。
在化学、生物学、环境科学等领域中，pH是一个关键的参数，对于了解和控制溶液的性质和反应非常重要。
pH的计算基于溶液中氢离子（H+）的浓度，通过使用pH计或手动计算公式来确定。
pH计算公式是通过测量溶液中氢离子的浓度来计算的。
氢离子浓度通常以摩尔每升（mol/L）表示。
pH计算公式有两个主要类型：负对数公式和指数公式。
1.负对数公式：pH=-log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
负对数公式是最常见和最简单的pH计算方法。
它是基于10为底的对数计算，将氢离子浓度转换为负对数。
2.指数公式：pH=14-log[H+]指数公式也是一种常见的pH计算方法。
它是基于14为底的对数计算。
在这种公式中，将氢离子浓度转换为负对数，并添加14来获得最终的pH 值。
这两种公式分别适用于不同的场景和需求。
在大多数情况下，负对数公式是最常用的公式，因为它简单易懂，并且适用于大多数酸碱溶液。
指数公式则更适用于特殊情况，如强酸或强碱溶液。
除了这些基本的pH计算公式外，还有一些其他的因素需要考虑：1.温度校正：因为温度对溶液中氢离子的浓度有影响，所以在进行pH计算时需要进行温度校正。
不同的温度校正方法有所不同，但基本原理是通过根据溶液中氢离子的酸解离常数和温度之间的关系来进行校正。
2.酸碱指示剂：在一些情况下，可以使用酸碱指示剂来帮助确定溶液的pH值。
酸碱指示剂是一种可以根据溶液的pH值而改变颜色的化学物质。
根据酸碱指示剂的颜色变化可以估计溶液的pH值。
3.pH计：pH计是一种自动测量溶液pH值的仪器。
它通过测量溶液中的电势差来确定pH值，并将结果直接显示在屏幕上。
pH计可以极大地简化pH的测量过程，并提高准确性和精度。
总结起来，酸碱度的计算公式是基于溶液中氢离子浓度的。
负对数公式和指数公式是最常见的pH计算方法。
在进行pH计算时，还需要考虑温度校正、酸碱指示剂和使用pH计等因素。
分析化学PH公式总结
分析化学PH公式总结分析化学中，PH公式是一个非常重要的概念，用于表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
PH值是衡量溶液酸碱性的指标，它代表了溶液中氢离子的浓度大小。
下面是对PH公式的详细总结。
PH公式是指PH值与氢离子浓度的关系表达式。
PH的定义是负对数的十进制数，表示溶液中H+离子浓度的大小。
PH的计算公式可以通过以下方式得到：PH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度，以摩尔/升（mol/L）为单位。
PH值的范围从0到14，其中7表示中性溶液，低于7的溶液为酸性，高于7的溶液为碱性。
具体来说，PH值为0表示溶液中氢离子浓度非常高，而PH值为14表示溶液中氢离子浓度非常低。
PH值的计算可以通过以下步骤进行：1.确定溶液中氢离子的浓度，以摩尔/升为单位。
2.将氢离子浓度带入PH公式中，计算出PH值。
在实际应用中，可以使用PH计或PH试纸来测定溶液的PH值。
PH计是一种电子设备，可以直接测量溶液中的氢离子浓度，并将其转换为PH 值。
PH试纸则是一种便携式测量工具，通过改变颜色来指示溶液的PH值范围。
PH值的重要性在于它对溶液的性质和反应有很大影响。
不同PH值的溶液具有不同的化学性质，影响溶液中物质的溶解度、电离程度和反应速率等。
例如，酸性溶液中氢离子浓度高，容易导致腐蚀和刺激性；碱性溶液中氢离子浓度低，容易对生物体产生刺激。
此外，PH值对于许多实际应用也非常重要。
例如，在环境科学中，PH值可以用来评估水体和土壤的酸碱性，判断其适宜性和环境健康状况。
在生物医学研究中，PH值可以用来评估体液酸碱平衡状态，判断人体健康状况。
总之，PH公式是分析化学中的重要概念，用于表示溶液中氢离子的浓度。
PH值是一种衡量溶液酸碱性的指标，可以通过PH公式计算得到。
PH值的范围从0到14，低于7的溶液为酸性，高于7的溶液为碱性。
PH值对溶液的性质和反应有很大影响，并在许多实际应用中具有重要意义。
PH计算公式
关于PH值的计算之樊仲川亿创作一、应知应会：1．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，pH＋pOH＝142． pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。
3．2．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。
4．3．4．分歧体积分歧pH值溶液混合，若二者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。
若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。
二、范例解析[例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变更？(1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？(2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍，pH＝？[分析](1)p＝4，即[H＋]＝1×10－4mol/L，稀释10倍，即[H＋]＝1×10－5mol/L，所以pH＝5。
小结：强酸每稀释10倍，pH 值增大1，强碱每稀释10倍，pH 值减小1。
(2)当强酸、强碱溶液的H ＋离子浓度接近水电离出的H ＋离浓度(1×10－7 mol/L)时，水的H ＋离子浓度就不克不及忽略不计。
所以pH ＝6的稀盐酸，稀 释1000倍时：[H ＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1.009×10－7 pH ＝6.99 由此可知溶液接近中性而不会是pH ＝9。
[例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH 值。
(1)pH ＝12，pH ＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH 值。
(2)pH ＝5和pH ＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH 值。
[分析](1)碱溶液的混合，溶液以OH －为主，所以应选确定[OH －] [OH －]＝(1×10－2＋1×10－4)/2＝5.05×10－3(mol/L) 得：pOH ＝2.3，pH ＝14－2.3＝11.7 也可根据水的离子积常数，在先确定出溶液中[OH －]为5.05×10－3mol /L 后，再求[H ＋]pH 值。
ph换算公式
PH的计算之一常用H+浓度来表示溶液的酸碱性，当[H+]小于1mol·L-1时，为了使用方便，常用氢离子浓度的负对数，即-lg[H+]来表示溶液的酸度，并称为pH，即pH= -lg[H+]。
任何物质的水溶液中[H+]·[OH-]=Kw，室温时Kw=1×10-14。
纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，则pH= -lg[H+]=7。
在其他中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1，pH也为7；酸性溶液中[H+]＞[OH-]，其pH＜7；碱性溶液中[H+]＜[OH-]，其pH＞7。
氢氧离子浓度的负对数也可表示为pOH，则溶液的pH + pOH = 14，pH=14 - pOH。
计算溶液的pH关键在于正确求出各种溶液的[H+]，具体计算如下：例1：计算0.01mol·L-1盐酸溶液的pH。
解盐酸是强电解质，在水中全部电离[H+]=0.01mol·L-1pH=-lg[H+]=-lg 0.01=2答该溶液的pH为2。
例2：计算c=0.1mol·L-1醋酸溶液（电离度α=1.34％）的pH。
解醋酸是弱电解质在水中部分电离[H+]=α·C=1.34％×0.1=1.34×10-3（mol·L-1）pH= -lg[H+]=-lg 1.34×10-3=2.87答该溶液的pH为2.87。
例3：计算c（NaOH）=0.1mol·L-1氢氧化钠溶液的pH。
解 NaOH为强电解质在水中全部电离[OH-]=0.1mol·L-1pH= -lg[H+]=-lg10-13=13另一算法：pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13答该氢氧化钠溶液的pH为13。
例4：某溶液的pH=5求该溶液的H+和OH-的浓度。
解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5（mol·L-1）答该溶液的H+浓度为10-5mol·L-1，OH-的浓度为10-9mol·L-1pH的计算之二1．简单酸碱溶液的pH由pH= -lg[H+]，只要求得[H+]即可。
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关于PH值的计算
一、应知应会：
1．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，pH＋pOH＝14
2． pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。
3．2．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。
4．3．
4．不同体积不同pH值溶液混合，若二者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH 值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。
若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。
二、范例解析
[例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变化？
(1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？
(2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍，pH＝？
[分析](1)p＝4，即[H＋]＝1×10－4mol/L，稀释10倍，即[H＋]＝1×10－5mol/L，所以pH＝5。
小结：强酸每稀释10倍，pH值增大1，强碱每稀释10倍，pH值减小1。
(2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7
mol/L)时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。
所以pH＝6的稀盐酸，稀
释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1.009×10－7
pH＝6.99
由此可知溶液接近中性而不会是pH＝9。
[例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。
(1)pH＝12，pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。
(2)pH＝5和pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。
[分析](1)碱溶液的混合，溶液以OH－为主，所以应选确定[OH－]
[OH－]＝(1×10－2＋1×10－4)/2＝5.05×10－3(mol/L)
得：pOH＝2.3，pH＝14－2.3＝11.7
也可根据水的离子积常数，在先确定出溶液中[OH－]为5.05×10－3mol
/L后，再求[H＋]pH值。
[H＋]＝k
w
/[OH－]＝(1×10－14)/(5.05×10－3)＝1.98×10－12(mol/L) ∴ PH＝11.7
(2)强酸溶液的混合，溶液中[H＋]是主要的。
[H＋]＝(1×10－5＋1×10－3)/2＝5.05×10－4(mol/L)
∴ pH＝3.3
[例3]求强酸强碱间的不完全中和的pH值。
(1)0.1mol/L盐酸和0.06mol/LBa(OH)
2
溶液按等体积混合溶液的pH值等于多
少？
(2)用pH＝4和pH＝11的强酸和弱碱混合，使pH＝10，求两溶液的体积比？
[分析](1)根据盐酸和Ba(OH)
2
间反应的物质的量之比可知：0.1molHCl可和0.05
molBa(OH)
2完全中和。
所以剩余0.01molBa(OH)
2
，即余下0.02molOH－。
此时溶液中[OH－]＝0.02/2＝0.01(mol/L)，pOH＝2，pH＝12。
或[H＋]＝K
w
/[OH－]＝1×10－14/0.01＝1×10－2(mol/L)
∴ pH＝12
(2)pH＝4，[H＋]＝1×10－4mol/L，设其体积为V
1。
pH＝11，[OH－]＝1×
10－3mol/L，设其体积为V
2。
混合后pH＝10，[OH－]＝1×10－4mol/L，可以预见碱多酸少符合题意，故可得下式：
(V
2×10－3－V
1
×10－4)/(V
1
＋V
2
)＝10－4
V
2×10－3－V
1
×10－4＝V
1
×10－4＋V
2
×10－4
V
1(2×10－4)＝V
2
(10－3－10－4)
V
1(2×10－4)＝V
2
(9×10－4)
得：2V
1＝9V
2
即V
1
/V
2
＝9/2
[例4]健康人血液的pH值为7.35～7.45,患某种疾病的人血液的pH值
可暂降到5.9,问
此时血液中氢离子浓度为正常状态的多少倍？
[分析]：∵[H＋]＝10－pH∴[H＋]＝10－7.35至[H＋]＝10－7.45
病人的pH值为5.9，则[H＋]＝10－5.9
求倍数关系：10－5.9÷10－7.35＝101.45＝28.2
10－5.9÷10－7.45＝101.55＝35.5
[答案]病人血液中氢离子浓度为正常状态下的28.2～35.5倍。
[例5]在25℃时，若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合呈中性，则混合
之前，该强酸的pH值与强碱的pH值之间应满足的关系是______________
[分析]已知10[H＋]
酸＝[OH－]
碱
①
因为在同一种溶液中[H＋]与[OH－]的乘积等于水的离子积，25℃时，k
w
＝1
×10－14，因此可将①式变换为：10[H＋]
酸＝1×10－14/[H＋]
碱
[H＋]
酸[H＋]
碱
＝1×10－14/10＝1×10－15(mol/L)
两边取负对数，得：pH
酸＋pH
碱
＝15
答案：pH
酸＋pH
碱
＝15
[例6]在室温下，pH＝a的氨水与pH＝b的盐酸等体积混合，恰好完全反应,则该氨水
的电离度可表示为( )
A．10(a＋b－12)％B．10(a＋b－14)％
C．10(12－a－b)％D．10(14－a－b)％
[分析]本题通过求氨水的电离度来考查弱电解质的电离，溶液的pH值以及强酸中和
弱碱的知识。
氨水的pH＝a,根据pH＋pOH＝14,则此氨水的pOH＝14－a,[OH－]＝10－(14－a)＝10a－14mol/L
OH－的物质的量为10a－14Vmol，已知该氨水与pH＝b的盐酸等体积完全反应。
pH＝b，[H＋]＝10－b mol/L
根据反应：NH
3·H
2
O＋HCl＝NH
4
Cl＋H
2
O
氨水和盐酸反应的物质的量相等。
所以氨水的物质的量为10－b Vmol。
该氨水的电离度为：
α＝(已电离氨水的物质的量/氨水的总物质的量)×100％
＝(10a－14V/10－b V)×100％＝10a＋b－14×100％＝10a＋b－12％
[答案]A
[例7]下列叙述中，正确的是：
A．中和10mL0.1mol/LCH
3COOH与中和100mL0.01mol/LCH
3
COOH所需同种碱
液的
量不同
B．等体积pH＝3的酸溶液和pH＝11的碱溶液混合后，溶液的pH为7
C．体积相等，pH相等的盐酸和H
2SO
4
中H＋的物质的量相等
D．pH＝3的HCOOH溶液中的[H＋]与pH＝11的氨水溶液的[OH－]相等 E．Zn跟pH＝4的盐酸溶液反应比跟pH＝3的CH
3
COOH溶液反应剧烈
[分析]选项A，第一种n(CH
3COOH)＝0.01×0.1＝0.001(mol)，第二种n(CH
3
COOH)
＝
0.1×0.01＝0.001(mol)。
因此用同种碱液来中和时所用碱液的量必然相同。
因此A不正确。
选项B，题中所给的酸和碱未指明强、强。
溶液的pH值不一定为7。
酸(pH＝3) 碱(pH＝11) 混合后溶液的pH值
强酸强碱＝7
强酸弱碱＞7
弱酸强碱＜7
因此pH＝7只是一种个别情况，该叙述不正确。
选项C，pH相等的两种强酸，所含[H＋]浓度相等。
又因体积相等，所以H ＋的
物质的量相等，所以C正确。
选项D，pH＝3的HCOOH，[H＋]＝1×10－3mol/L，pH＝11的NH
3·H
2
O，[OH－]
＝1×10－3mol/L，所以D正确。
选项E，金属Zn与两种酸反应的实质是与酸中的H＋反应，所以在其它条件相
同的情况下,反应速率大小决定于溶液中[H＋]大小。
由于pH＝3的CH
3
COOH 溶
液中[H＋]大于PH＝4的盐酸溶液中的[H＋]。
所以Zn与醋酸反应比较剧烈。
所
以E不正确。