分析化学 酸碱溶液pH的计算
分析化学及实验：酸碱溶液pH计算
• 计算1.0×10-4mol·L-1NaCN溶液的pH？
解：CN- 是HCN的共轭碱， Ka = 6.2×10-10， Kb=Kw/Ka=1.6×10-5，cKb>20Kw，但c/Kb<500，用近似式计 算：
[OH ] Kb
Kb2 4Kbc 3.3105 mol L1 2 pOH 4.48 pH 9.52
多元弱酸（弱碱）
多元酸（碱）溶液与一元酸（碱） pH计算类似，满足条 件时，可将多元酸碱看作一元酸碱来处理，否则，需考虑 水解离、多级解离等，可采用迭代法计算处理。
• 室 算温 溶时 液， 的HpH2C？O3饱和溶液的浓度约为0.040mol·L-1，计
01
强酸强碱溶液
一元强酸（强碱） 强酸（强碱）在溶液中全部解离，但浓度低时需考虑水的解离
精确式
二元强酸（强碱）
02
弱酸弱碱溶液
一元弱酸（弱碱）
• 质子条件（弱酸HA）：
[H+] = [A-] + [OH-]
Ka
[H ][A [HA]
]
，K
w
[H ][OH ]
[H ] Ka [HA] K w [H ] [H ] [H ]
酸碱溶液ph计算contents目录强酸强碱溶液弱酸弱碱溶液0102弱酸混合溶液03两性物质溶液04一元强酸强碱一元强酸强碱一元弱酸弱碱一元弱酸弱碱多元酸碱多元酸碱弱酸混合弱酸混合两性物质两性物质缓冲溶液缓冲溶液弱酸与强酸混合弱酸与强酸混合先判断溶液性质再利用相应的公式计算01强酸强碱溶液强酸强碱在溶液中全部解离但浓度低时需考虑水的解离精确式一元强酸强碱二元强酸强碱02弱酸弱碱溶液0230???????????????wawaaakkhkckhkhkhhccha又???质子条件弱酸ha
第四章 酸碱滴定法 (分析化学人民卫生出版社第8版)
1、强酸（Ca ）
HA H2O
H++AH + + OH -
[H+]=[A-]+[OH-]
[A-]=Ca
[H+]=Ca+Kw/[H+]
精确式
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 6/125页 -
当Ca ≥ 20[OH-]，忽略水的解离
[H+] ≈Ca
近似式
pH＝-lg [H+]=-lgCa
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
理论变色范围 pH=2.4～4.4
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 35/125页 -
常用酸碱指示剂(P46)
人对不同颜色的敏感程度不同，红色易辨别，实际变色 范围与理论变色范围稍有区别。
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 36/125页 -
注意 ： 1、酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=7左右 ，
例：计算0.10 mol/L的邻苯二甲酸氢钾溶液的 pH。 解：查表得邻苯二甲酸的pKa1=2.94， pKa2=5.43
cKa2 ≥ 20Kw c≥ 20Ka1
1 mol/L的邻苯二甲酸氢钾溶液的 pH？
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 22/125页 -
例：分别计算0.05 mol/L的NaH2PO4和3.33×10-2 mol/L的 Na2HPO4溶液的pH。
溶液的颜色随溶液pH的变化而变化，当pH=pKHIn 时 ， [In-]=[HIn]，这一点的pH称为理论变色点，溶液显酸 式色和碱式色的混合色。
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 33/125页 -
由于人眼对颜色的辨别能力有限，在一点上不容易观察出，必须有一
分析化学课件 第四章 酸碱滴定法
[OH-]=(0.1000×0.02)/(20.00+20.02)
= 5.0×10-5 mol·L-1 pOH=4.30, pH=14-4.30= 9.70
2020年11月7日星期六3时
37分22秒
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讨论:强碱滴定强酸的滴定曲线
1）滴定前加入18mL,溶液pH变化仅 为:2.28-1=1.28；而化学计量点前 后共0.04 mL(约1滴),溶液pH 变化 为:9.70-4.30=5.40 (突跃)。
碱式色
2020年11月7日星期六3时 37分22秒
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→甲基橙（methyl orange，MO)-双色
pH≤ 3.1,酸式色，红色； pH 4.4, 碱式色，黄色； pH 3.1-4.4，两种形式共存，为混合色，橙色。
2020年11月7日星期六3时 37分22秒
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若±0.1%误差范围内突跃范围为 4.30~9.70
酚酞（8.0 ~ 10.0）：半滴溶液， 无色变粉红。
甲基红（4.4 ~6.2）：半滴溶液， 红变橙；
甲基橙（3.1 ~ 4.4）：半滴溶液， 橙变黄；
3）选择指示剂的原则：
1.变色范围全部或部分在突跃范围内的指示剂指示
终点，即可保证终点误差在允许的范围。
02.00.102000 1050..130 ~9.87.070
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5）影响强酸强碱滴定突跃范围大小的因素
酸碱的浓度：浓度变为原1/10，则计量点前后H+、OH-的浓度均 为原来的1/10，所以突跃范围约减小2个pH单位。 故：酸碱滴定中，滴定剂和被测物溶液的浓度不低于~ 0.1mol/L
溶液的酸碱度和pH值的计算
溶液的酸碱度和pH值的计算
4. 两性物质溶液pH值的计算
在水溶液中，既可得质子又可失去质子的物质称为两性物质。 常见的两性物质一般为多元酸的酸式盐和弱酸弱碱盐，如NaHCO3、 NH4Ac等。
以NaHCO3为例，设H2CO3的解离度分别为Ka1、Ka2，溶液中 的质子平衡式为
溶液的酸碱度和pH值的计算
分析化学
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小越小，溶液的酸性越强。
将 代入PBE式并整理得
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
由于c/Kb≥105，cKb≥10Kw，则可根据式（4-6）得 所以
溶液的酸碱度和pH值的计算
3. 多元弱酸（碱）溶液pH值的计算
多元弱酸（碱）是分步解离的，一般多元弱酸的各 级解离常数Ka1> Ka2>…> Kan，若Ka1/ Ka2＞101.6，可认 为溶液中H+主要由弱酸的第一级解离产生，其他各级解 离忽略不计，按一元弱酸处理。多元弱碱的处理方式同 多元弱酸。
分析化学酸碱溶液pH的计算
分析化学酸碱溶液pH的计算酸碱溶液的pH是用来描述溶液酸碱性强弱的指标，它是通过测定溶液中氢离子（H+）的浓度来计算的。
在分析化学中，我们可以使用不同的方法和公式来计算酸碱溶液的pH值。
一、酸碱溶液的pH定义和计算方法pH是一个无量纲的指标，它表示溶液中氢离子的浓度的负对数。
pH的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度。
二、酸碱溶液pH计算的方法1.酸碱指示剂法酸碱指示剂是一种能够根据溶液的pH值发生颜色变化的化合物。
通过观察溶液颜色的变化，可以确定溶液的酸碱性。
常用的酸碱指示剂有酚酞、溴酚蓝等。
2.pH计法pH计是一种可以测量溶液pH值的仪器。
pH计通过测量溶液中的电位差来计算pH值。
它利用了电极的选择性溶液中的氢离子和氢氧根离子之间的浓度比例关系。
3.氢离子浓度计算法可以通过测定溶液中氢离子的浓度来计算pH值。
在分析化学实验中，常用酸碱滴定法来测定溶液中氢离子的浓度。
三、常见的酸碱溶液pH计算公式1.强酸的pH计算公式对于强酸溶液，其酸度主要由酸的浓度决定，可以使用以下公式计算pH：pH = -log[H+] = -log[C]其中[H+]表示溶液中氢离子的浓度，[C]表示溶液中酸的浓度。
2.强碱的pH计算公式对于强碱溶液，其碱度主要由碱的浓度决定，可以使用以下公式计算pH：pOH = -log[OH-] = -log[C]pH=14-pOH其中[OH-]表示溶液中氢氧根离子的浓度，[C]表示溶液中碱的浓度。
3.弱酸和弱碱的pH计算公式弱酸和弱碱的pH计算较为复杂，需要考虑到弱酸或弱碱的离解度和水的自离解。
一般情况下，可以使用酸碱解离常数（Ka或Kb）来计算pH 值。
弱酸的pH计算公式：Ka=[H+][A-]/[HA][H+]=√(Ka[HA])pH = -log[H+]弱碱的pH计算公式：Kb=[OH-][B+]/[BOH][OH-]=√(Kb[BOH])pOH = -log[OH-]pH=14-pOH四、酸碱溶液pH计算实例假设有0.1mol/L的HCl溶液，我们可以使用上述公式计算其pH值：[H+] = 0.1mol/LpH = -log[H+] = -log(0.1) = 1假设有0.1mol/L的NaOH溶液，我们可以使用上述公式计算其pH值：[OH-] = 0.1mol/LpOH = -log[OH-] = -log(0.1) = 1pH=14-pOH=14-1=13对于弱酸和弱碱的pH计算，我们需要知道酸碱的解离常数。
溶液的酸碱度和pH值的计算
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度 1. 强酸（碱）溶液pH（pOH）值的计算
常见的强酸大多为一元酸，以HCl为例，计算HCl溶液的pH。 溶液中的H+来源于HCl和H2O的解离：
溶液的酸碱度和pH值的计算
通常当溶液中酸的浓度ca≥10-6 mol·L-1时，水解离产生的H+ 可忽略不计，即［H+］≈［Cl-］=cHCl，
（4-6）
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-3】
计算0.10 mol·L-1HCOOH溶液的pH值。 解：已知HCOOH的Ka=1.8×10-4，满足c/Ka≥105， cKa≥10Kw，根 据式（4-5）得
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-4】
计算 0.10 mol·L-1NaAc溶液的pH值，已知HAc的Ka=1.8×10-5。 解：Ac-是HAc的共轭碱，根据式（4-2）可得Ac-的Kb为
由于c/Kb≥105，cKb≥10Kw，则可根据式（4-6）得 所以
溶液的酸碱度和pH值的计算
3. 多元弱酸（碱）溶液pH值的计算
多元弱酸（碱）是分步解离的，一般多元弱酸的各 级解离常数Ka1> Ka2>…> Kan，若Ka1/ Ka2＞101.6，可认 为溶液中H+主要由弱酸的第一级解离产生，其他各级解 离忽略不计，按一元弱酸处理。多元弱碱的处理方式同 多元弱酸。
分析化学
分析化学
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
分析化学-酸碱滴定
溶剂的影响：极性 →介电常数→KIn→变色范围 滴定次序： 无色 → 有色； 浅色→ 有色
第四章
酸碱滴定法
化学分析
指示剂的用量： 尽量少加，否则终点不敏锐
双色指示剂：甲基橙
K In [H ]
[In ] [HIn]
变色点pH取决于酸、碱式体浓度的比值，与cHIn无关
单色指示剂：酚酞
KIn [H ]
pH的变化速率不同
HAc～Ac–的缓冲作用使溶液pH值 的增加速度减慢
突跃范围小
pH从7.75→9.70，滴定产物NaAc 为弱碱，使化学计量点处于碱性区域 (pH8.73)。
选用在碱性区域内变色的指示剂
第四章
酸碱滴定法
化学分析
影响滴定突跃的因素
溶液ca一定，Ka↓，△pH↓， 滴定突跃↓ 。 酸的Ka值一定，ca， △pH↑， 滴定突跃范围↑。
精确式
] 若ca和cb≥ 20 [H ，得Henderson缓冲公式：
[H ] K a
ca cb
pH p K a lg
cb ca
第四章
酸碱滴定法
化学分析
第二节
酸碱指示剂
第四章
酸碱滴定法
化学分析
指示剂的变色原理
酸碱指示剂(acid-base indicator) 的特点
质子条件式： [H ] [A ] [OH ]
[H ] [A ] c a [H ] c a
第四章
酸碱滴定法
化学分析
强酸在溶液中完全离解，则[A-] = ca， 代入质子式得： Kw
[H ] c a [H ]
《分析化学》05酸碱溶液ph值的计算
※
pH
1 2
pKa1 pKa2
若两性物质为HA2- 型，则判定条件为：
满足：c/Ka2≥10， cKa3≥10Kw
最简式：[H ] K K a 2 a 3 ※ ——⑦
例6：计算0.10 mol·L-1的邻苯二甲酸氢钾溶液的pH。
解：查表:邻苯二甲酸氢钾 pKa1 = 2.89，pKa2 = 5.54 pKb2 = 14－2.89 = 11.11
解：查表得 H2CO3 pKa1 = 6.38，pKa2 = 10.25。
故
pKb1 = pKw－pKa2 = 14－10.25 = 3.75，
同理
pKb2 = 7.62
由于
Kb1 >> Kb2 （可按一元碱处理）
cKb1 = 0.20×10-3.75 >> 10Kw
c/ Kb1 = 0.20 / 10-375 = 1125 > 105
※ H CKa
——④
这是计算一元弱酸溶液的最简式（最常用）
需要同时满足 C/Ka ≥105 和 CKa ≥10Kw 两个条件。
一元弱碱溶液pH的计算，与一元弱酸相同， 只是将 Ka 换成 Kb ，[H+] 换成 [OH-]即可，得到 的是 [OH-] 的浓度。
当 CKb ≥ 10Kw 时 (可忽略Kw)
[OH ] 0.20103.75 5.96103 mol L1
OH Kb
Kb2 4CKb 2
同时满足 C/Kb ≥ 10Kw时
OH CKb ※
(可用C代替平衡浓度)
例4： 计算 10-4 mol·L-1的 H3BO3 溶液的 pH。已知 pKa= 9.24
解：判定： cKa = 10-4×10-9.24 = 5.8×10-14 ＜ 10Kw 水解离产生的[H+]项不能忽略。不能忽略Kw 。 c/ Ka = 10-4/10-9.24 = 105.24 >> 105
酸碱溶液的pH计算
酸碱溶液的pH计算酸碱溶液的pH是衡量溶液酸碱程度的指标之一，通过计算pH值我们可以了解溶液的酸碱性质。
本文将介绍如何计算酸碱溶液的pH值，并提供一些实例供参考。
一、什么是pH值？pH是对溶液酸碱程度的数值描述，用来表示溶液中氢离子（H+）的浓度。
pH值的范围从0到14，其中7表示中性溶液，小于7表示酸性溶液，大于7表示碱性溶液。
pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示氢离子的浓度，以摩尔/升（mol/L）为单位。
二、如何计算酸碱溶液的pH值？1. 酸性溶液的pH计算对于已知酸性溶液，可以通过测量其酸度度量值（如HCl的浓度）来计算其pH值。
例如，如果已知一溶液中HCl的浓度为0.1mol/L，我们可以将其代入pH计算公式中：pH = -log[H+]= -log[0.1]≈ 1所以该溶液的pH值约为1，属于酸性溶液。
2. 碱性溶液的pH计算对于碱性溶液，我们可以通过测量氢氧根离子（OH^-）的浓度来计算其pH值。
同样，我们以氢氧化钠（NaOH）溶液为例，假设其浓度为0.01mol/L，氢氧根离子（OH^-）的浓度即为0.01mol/L。
根据pOH 的计算公式：pOH = -log[OH^-]= -log[0.01]≈ 2我们知道，pH + pOH = 14，因此该溶液的pH值约为14-2=12，属于碱性溶液。
3. 中性溶液的pH计算对于中性溶液，其氢离子（H+）和氢氧根离子（OH^-）的浓度相等，都为10^-7mol/L。
因此，根据pH + pOH = 14，中性溶液的pH值约为7。
三、实例分析现在我们通过两个实例来进一步说明酸碱溶液的pH计算。
1. 实例一：硫酸的pH计算假设已知一溶液中硫酸（H2SO4）的浓度为0.001mol/L，我们可以计算其pH值：pH = -log[H+]= -log[0.001]≈ 3因此，该溶液的pH值约为3，为酸性溶液。
2. 实例二：氨水的pH计算假设已知一溶液中氨水（NH3）的浓度为0.01mol/L，我们可以计算其pOH值：pOH = -log[OH^-]= -log[0.01]≈ 2根据pH + pOH = 14，该溶液的pH值约为14-2=12，为碱性溶液。
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)]。
分析化学酸碱溶液pH的计算
→ （5）两种弱酸的混合
HA
HB 最简式
cHA KHA
cHB
KHB
[H ] cHAKHA cHBKHB
[H ] cHAKHA （cHAKHA>>cHB KHB）
→ （6） 两种弱碱的混合
[OH ] cb1Kb1 cb2Kb2
[H ] Ka1Ka2
（[HA-]≈c，cKa2>10Kw c > 10Ka1）
→一元弱酸弱碱盐
近似式：
[H ] Ka(cKa'Kw) （[HA]=[A-]≈c，忽略HA和A-的离解） Ka1 c
[H ]
cKaKa' （[HA]=[A-]≈c，Ka’≥20Kw，忽 Ka c 略HA、A-和水的离解）
KHF
c F
最简式：当KHAcCHAc≥20Kw，CF-≥20KHF时，
[H ]
c K K HAc
HF HAc
c F
→缓冲溶液
（1）缓冲溶液的缓冲原理
能够抵抗外加少量酸、碱或加水稀释，而本 身的pH基本保持不变的溶液称为缓冲溶液。
常见的缓冲溶液由：弱酸及其共轭碱、弱碱及其共 轭酸、多元弱酸的酸式盐及其次级盐等组成。HAcNaAc、NH4+-NH3、H3PO4-NaH2PO4、 NaH2PO4Na2HPO4、NaHCO3- Na2CO3
最简式：
[H ] KaKa'
（[HA]=[A-]≈C，Ka’≥20Kw， C > 20Ka）
→多元酸的盐 (NH4)2CO3、(NH4)2S
最简式：
[H ]
K NH
4
K2
酸碱溶液pH的计算
6. 根据实验数据，计算酸碱溶液的浓度和pH值。来自06实验结果的分析和讨论
分析实验数据，计算酸碱 溶液的浓度和pH值，并与 理论值进行比较。
讨论实验结果与理论值之 间的差异，分析可能的原 因。
分析实验误差来源，如测 量误差、操作误差等。
根据实验结果，总结酸碱 溶液pH计算的方法和注意 事项。
THANKS FOR WATCHING
感谢您的观看
在日常生活中的应用
清洁用品
美容护肤
许多清洁用品是酸性或碱性溶液，通 过调整pH值可以增强清洁效果。
一些护肤品和化妆品中会添加酸或碱 成分，以调整皮肤表面的酸碱平衡。
口腔卫生
牙齿保护和口腔卫生用品通常含有弱 酸性物质，可以中和口腔中的碱性物 质，维护口腔健康。
在工业生产中的应用
污水处理
在污水处理过程中，通过调节pH值可以促进或抑制某些微生物的 生长，从而净化水质。
金属加工
在金属加工过程中，需要控制溶液的酸碱度以防止腐蚀和氧化。
食品加工
在食品加工过程中，如发酵、酸洗等环节，需要控制pH值以满足 食品安全和品质要求。
05 酸碱溶液pH的实验操作
实验器材和试剂的准备
实验器材
酸碱滴定管、烧杯、容量瓶、移 液管、pH计、搅拌器等。
实验试剂
酸碱溶液、标准缓冲溶液（如硼 酸或邻苯二甲酸氢钾溶液）等。
指示剂
通过使用酸碱指示剂，如酚酞、甲基 橙等，可以直观地观察到pH变化对
酸碱性的影响。
实际应用
在化工、农业、环保等领域，pH的 调节和控制具有重要意义，如污水处
理、土壤酸碱度调节等。
02 酸碱溶液pH的计算方法
酸溶液pH的计算
总结词
酸溶液的pH值可以通过计算氢离子的浓度获得，公式为pH=-lg[H+]。
酸碱度计算公式小结
酸碱度计算公式小结pH是一个表示溶液酸碱度的指标，它是通过测量溶液中氢离子（H+）浓度的负对数来计算的。
pH计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
pH的取值范围是0到14，小于7的溶液被认为是酸性的，大于7的溶液被认为是碱性的，而等于7的溶液被认为是中性的。
在溶液中，酸和碱都会产生离子，酸会产生氢离子（H+），碱会产生氢氧根离子（OH-）。
pH的计算方法可以根据酸碱溶液中的氢离子和氢氧根离子的浓度来进行计算。
对于酸性溶液，pH值可以通过以下方法计算：1.测量氢离子浓度[H+]。
2. 将[H+]的数值取负对数，即-log[H+]，得到pH值。
对于碱性溶液，pOH值可以通过以下方法计算：1.测量氢氧根离子浓度[OH-]。
2. 将[OH-]的数值取负对数，即-log[OH-]，得到pOH值。
由于pH和pOH之间有一个简单的数学关系，可以通过以下公式相互转换：pH+pOH=14这意味着，如果我们知道一个溶液的pH值，我们可以通过用14减去pH值来计算该溶液的pOH值。
在实际应用中，可以使用各种方法来测量溶液的pH值。
常见的方法有pH电极、指示剂和酸碱滴定等。
pH电极是一种特殊的电极，它可以测量溶液中的氢离子浓度。
通过将pH电极浸入溶液中，电极内部的玻璃膜会与溶液中的氢离子反应，产生电势差。
通过测量这个电势差，可以计算出溶液的pH值。
指示剂是一种可以改变颜色的化合物，它可以根据溶液的pH值发生颜色变化。
通过将一定量的指示剂加入溶液中，观察颜色的变化可以推断出溶液的酸碱性质。
常见的指示剂有酚酞、溴蓝、天青等。
酸碱滴定是一种通过加入酸或碱溶液来确定溶液酸碱度的方法。
在滴定过程中，使用酸碱指示剂来指示溶液的酸碱改变，当颜色发生变化时，可以确定溶液的终点，从而得到溶液的pH值。
总结起来，pH值是表示溶液酸碱度的指标，可以通过测量溶液中氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）的浓度来计算。
溶液的酸碱度的表示与计算
酸度与氢离子浓度的关系：当 pH<7时，溶液呈酸性；当pH=7 时，溶液呈中性；当pH>7时， 溶液呈碱性
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计算公式：pH=-lg[H+]，其中 [H+]表示氢离子浓度
影响因素：温度、溶质种类、浓 度等
定义：表示溶液中氢氧根离子浓度的负对数 计算公式：pOH = -log[OH-] 应用：用于计算溶液的酸碱度，分析化学反应等 注意事项：计算时需要知道溶液中氢氧根离子的浓度
绘制工确保滴定剂的纯度和浓度准确，选择合适的指示剂确定 滴定终点，记录数据时要准确无误
酸碱滴定曲线的概念 滴定曲线上的关键点分析 滴定曲线的应用 酸碱滴定曲线的计算方法
滴定误差的定义： 滴定分析中由于 操作、仪器、试 剂等原因引起的 测量误差。
意义：表示溶液 中氢氧根离子的 浓度，用于表示 溶液的碱性强弱
应用：在化学、 生物、医学等领 域中广泛使用， 用于研究溶液的 酸碱平衡和化学 反应等
定义：一种能随溶液酸碱度的变化而改变颜色的物质 作用：用于指示溶液的酸碱度 种类：酚酞、石蕊等 使用方法：将指示剂滴入溶液中，观察颜色变化
定义：表示溶液酸碱度的数值， 取值范围为0-14
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操作误差：由于操作不当或错误 操作导致的误差
滴定终点误差：由于滴定终点判 断不准确或滴定速度控制不当导 致的误差
定义：表示酸或碱 在水溶液中离解平 衡常数
计算公式： Kb=c(酸根离 子)c(氢离 子)/c(酸)
应用：用于计算溶 液的酸碱度，比较 不同浓度酸碱溶液 的离解程度
对于强酸强碱 的滴定，一般 选择强酸或强 碱作为滴定剂
《分析化学(第2版)电子教案》5.3酸碱溶液ph值的计算
酸碱溶液pH计算的应用
1 生物化学
2 环境科学
3 药学
pH值对酶的活性和蛋白 质的稳定性具有重要影 响。
pH值是测量水体和土壤 的酸碱性的重要指标。
pH值可以影响药物的溶 解度和稳定性。
总结和要点
酸溶液
使用质子浓度计算pH值
碱溶液
使用氢氧根离子浓度计算 pH值
中性溶液
pH值等于7
强碱溶液的pH计算
以氢氧化钠(NaOH)为例，计算氢氧根离子浓度[OH-]，使用pOH = -log[OH-] 公式计算pOH值，再用14减去pOH值得到pH值。氢氧化钠的氢氧根离子浓度 为0.01 M，计算得到的pH值为13。
中性溶液的pH计算
对于中性溶液，pH值等于7。这意味着[H+]和[OH-]的浓度相等。ห้องสมุดไป่ตู้
酸溶液
pH值小于7
碱溶液
pH值大于7
中性溶液
pH值等于7
酸碱溶液的pH计算公式
酸溶液
1. 计算质子浓度[H+] 2. 使用log函数计算pH值
碱溶液
1. 计算氢氧根离子浓度[OH-] 2. 使用pOH = -log[OH-]公式 3. 用14减去pOH计算pH值
强酸溶液的pH计算
以盐酸(HCl)为例，通过计算质子浓度[H+]，使用log函数计算pH值。盐酸的 质子浓度为0.1 M，计算得到的pH值为1。
《分析化学(第2版)电子 教案》5.3酸碱溶液ph值 的计算
本教案将介绍酸碱溶液的pH值计算方法，包括pH值的定义、计算公式以及实 例演示。通过本教案，你将深入了解酸碱溶液中pH值的背后原理。
什么是pH值？
pH值是衡量溶液酸碱性强弱的指标，数值范围从0到14。数值越小，表示溶液越酸；数值越大，表示溶 液越碱；数值为7表示中性溶液。
化学有关ph计算方法
化学有关ph计算方法ph值是用来表示溶液酸碱性强弱的指标之一，常常被应用于化学实验室和工业生产中。
ph计算方法是衡量溶液酸碱性的一种重要手段，下面将介绍几种常用的ph计算方法。
一、酸碱指示剂法酸碱指示剂法是一种简单易行的ph计算方法，它通过溶液的颜色变化来判断其酸碱性。
常用的酸碱指示剂有酚酞、溴酚蓝、甲基橙等。
在实验中，我们将少量指示剂滴入待测溶液中，根据颜色变化来判断溶液的ph值。
但是这种方法只能提供一个大致的ph范围，无法给出具体的数值。
二、酸碱滴定法酸碱滴定法是一种准确测定溶液ph值的方法。
它利用酸和碱之间的中和反应，通过滴定定量的方法来确定溶液的酸碱度。
常用的滴定剂有酸碱度已知的标准溶液，如盐酸和氢氧化钠溶液。
在实验中，我们先将酸滴入待测溶液中，当溶液颜色发生变化时停止滴定，记录下滴定液的用量，然后根据滴定液的用量计算出溶液的ph值。
三、电位差法电位差法是一种利用电位差计算溶液ph值的方法。
它基于溶液中的氢离子浓度与溶液的电位差之间的关系。
常用的电位差计有玻璃电极和参比电极。
在实验中，我们将玻璃电极插入待测溶液中，通过测量电极的电位差来计算溶液的ph值。
这种方法准确度较高，但需要专门的仪器进行测量。
四、计算法计算法是一种利用溶液中各种离子浓度计算ph值的方法。
根据溶液中的酸碱离子浓度，通过数学公式计算出溶液的ph值。
计算法需要知道溶液中各种离子的浓度，可以通过实验测定或者计算得到。
常用的计算公式有酸离子浓度与碱离子浓度之比的对数、酸离子浓度与碱离子浓度之差的对数等。
总结起来，ph计算方法有酸碱指示剂法、酸碱滴定法、电位差法和计算法等。
不同的方法适用于不同的实验条件和测量需求。
在实际应用中，我们可以根据实验目的和条件选择合适的方法进行ph值的测定。
同时，要注意实验操作的准确性和仪器的校准，以确保测量结果的准确性和可靠性。
分析化学酸碱溶液pH的计算
分析化学酸碱溶液pH的计算
酸碱溶液的pH是指溶液中氢离子(H+)的浓度的负对数。
pH值是一个
判断溶液酸碱性质的重要指标，不同的pH值代表不同的酸碱性质。
在分析化学中，我们需要计算溶液的pH值，以便了解溶液的酸碱性质，并进行定量分析、反应速率等方面的研究。
酸碱溶液的pH值的计算
方法主要有三种：计算pH的公式，表格法和图解法。
一、计算pH的公式
1.对于强酸溶液，pH可以根据酸溶液的浓度直接计算。
强酸的pH等
于负对数的酸浓度。
2.对于强碱溶液，pOH可以根据碱溶液的浓度直接计算。
强碱的pOH
等于负对数的碱浓度。
3.对于弱酸和弱碱溶液，可以根据酸性常数和碱性常数来计算pH值。
二、表格法
表格法是通过查表的方式计算溶液的pH值。
表格法通常使用酸碱指
示剂的pH范围，根据溶液的颜色变化来判断pH值。
三、图解法
图解法使用pH计图仪或pH电极来测量溶液的pH值。
通过将测得的
电位值与标准曲线进行对比，即可得到溶液的pH值。
综上所述，分析化学中酸碱溶液pH的计算方法多种多样。
通过计算
公式、表格法或图解法，可以准确地计算出溶液的pH值，进而了解溶液
的酸碱性质。
这些计算方法在化学实验、质量控制、工业生产等领域都有
广泛应用。
需要注意的是，在进行pH值计算时，需要考虑溶液的温度、离子强度和溶液成分等因素，以保证计算结果的准确性。
分析化学酸碱滴定法
二、强酸强碱的滴定
H3O+ + OH-
H2O+ H2O
Kt
1 H OH
1 1.0 1014 Kw
反应完全程度高
• 强碱滴定强酸 • 强酸滴定强碱
（一）强碱滴定强酸
NaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L, 20.00mL）
HCL（0.1000mol/L）→NH3•H2O（0.1000mol/L,20.00mL）
1. 滴定曲线： 与强碱滴定强酸类似，曲线变化相反
2. 影响滴定突跃的因素和指示剂的选择： （1）影响因素：被滴定碱的性质，浓度 （2）指示剂选择：⊿pH =6.34～4.30， 选甲基橙，甲基红
lg CAC CHAC
pH 7.76
CHAC
20.00 19.98 20.00 19.98
0.1000
5.0 105 mol
/
L
C AC
19.98 0.1000 5.0 102 mol / 20.00 19.98
L
续强碱滴定弱酸
（3）Vb = Va ：HAc →NaAc
Cb
0.1000 2
近似式
当 Ca Ka 500（忽略酸的离解）且 Ca Ka 20KW
H Ca Ka
最简式***
续弱酸弱碱PH值计算
（2）一元弱碱（Cb）
OH Kb Kb2 4Cb Kb 2
近似式
OH Cb Kb
最简式***
续弱酸弱碱PH值计算
2．多元弱酸碱
（1）多元弱酸：设二元酸分析浓度为Ca
H3O+ + OH-
酸碱溶液pH值的计算方法
酸碱溶液pH值的计算一、质子条件：（质子平衡方程）.许多化学反应都与介质的pH值有关,酸碱滴定过程更需要了解溶液的pH值。
酸碱反应的实质是质子转移,当反应达到平衡时，酸失去质子的数目必然等于碱得质子的数目，这种由酸碱得失质子相等的原则而列出的失质子产物与得质子产物的浓度关系称为质子平衡式，用PBE（proton balance equation)符号表示。
质子条件的两种写法：1。
由溶液中各组分得失质子的关系列出质子条件：质子条件是反映溶液中质子转移的平衡关系,又具体表现在反应达到平衡时,得失质子后产物浓度的关系式上。
因此也可以通过得失质子产物的浓度关系来计量得失质子的物质的量，而直接列出质子条件。
这种方法首先遇到的问题是确定体系中那些是得失质子产物。
为此就要设定一个判断的标准——质子参考水准，又称零水准。
与零水准相比较，多了质子的就是得质子产物。
通常，都以质子转移直接有关的溶质(或其某些组分)和溶剂（质子溶剂）作为参考水准。
例如：一元弱酸HA的水溶液。
其中大量存在并与质子转移有关的物质是所以，写质子方程的方法是：①由酸碱平衡体系中选取质子参考水准（或质子基准物质）,参考水准通常是起始的酸碱组分和溶剂.②以零水准为基准，将溶液中其它可能存在的组分与之比较，看哪些是得质子的，哪些是失质子的，绘出得失质子示意图.③根据得失质子等衡原理，写出PBE，正确的PBE应不含有基准物质本身的有关项。
④在处理多级离解的物质时，有些酸碱物质与质子参考水准相比，质子转移数可能大于1,这时，应在其浓度之前乘以相应的系数.例2. c mol/L Na2HPO4溶液例3。
Na2S溶液例4。
NaNH4HPO4水溶液:2、由物料平衡（MBE)和电荷平衡(CBE）得出质子条件(PBE）。
（此方法最基本、最可靠,但比较繁琐.)例：c mol/L NaCN物料平衡：指在一个化学平衡体系中，某一给定组分的总浓度等于各有关组分平衡浓度之和。
化学ph值如何计算
如果是强酸强碱先求反应后酸有剩余还是碱有剩余看反应式里的比例来就如果酸有剩余酸的密度=剩余的量/酸碱体积之和ph=-log酸的密度如果碱有剩余碱的密度=剩余的量/酸碱体积之和ph=14-log碱的密度化学ph值如何计算一、单一溶液pH的计算①强酸溶液强酸溶液的pH计算方法是：根据酸的浓度选求出强酸溶液中的cH+然后对其取负对数就可求得pH;例1．求25℃时,L的H2SO4溶液的pH解：L的H2SO4溶液中cH+=1×10-2故pH=-lg110-2=2②强碱溶液强酸溶液的pH计算方法是：根据碱的浓度先求出强碱溶液中的cOH-然后利用该温度下的Kw求出cH+然后求pH例2．求25℃时,10-5mol/L的NaOH溶液的pH解：10-5mol/L的NaOH溶液中cOH-=1×10-5mol/L,则cH+=Kw/cOH-=1×10-14/1×10-5mol/L=1×10-9mol/L,故pH=9③其它溶液其它溶液的pH计算方法是：想办法求出溶液中的cH+然后取负对数例3．求25℃时,某浓度的HAC溶液中,由水电离的cH+=1×10-12mol/L,求该溶液的 pH解：由题中水电离的cH+=1×10-12mol/L可得cOH-=1×10-12mol/L,则溶液中的cH+=1×10-14/1×10-12mol/L=1×10-2mol/L,故pH=2二、稀释型指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用实质：稀释前后酸或碱的物质的量不变;一般计算公式：C1V1＝C2V2,据此求出稀释后酸或碱的物质的量的浓度;特殊结论：⒈若为酸：强酸,PH＝a,稀释10n倍,PH＝a+n ；若为弱酸,PH＝a,稀释10n倍,a＜ PH＜a+n；若酸的溶液无限稀释,则无论酸的强弱,PH一律接近于⒉若为碱：强碱,PH＝a,稀释10n倍, PH＝a－n；弱碱,PH＝a,稀释10n倍, a－n. ＜ PH＜a；若碱的溶液无限稀释,则无论碱的强弱,PH一律接近于7;三、混合型多种溶液混合1强酸混合强酸混合后溶液的pH求算的方法是：先求出混合后的cH+混,即：cH+混＝cH+1V1＋cH+2V2÷V1+V2再根据公式pH=-lg｛cH+｝求pH;若两强酸等体积混合,可采用速算法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加上;如pH＝3和pH＝5的两种盐酸等体积混合后的pH＝ ;若按体积比2：3混合后溶液的pH= ;2强碱溶液混合强碱混合后溶液的pH求算的方法是：先求出混合后的cOH-混即：cOH-混＝cOH-1V1＋cOH-2V2÷V1+V2,再通过KW求出cH+,最后求pH;若两强碱溶液等体积混合,可采用速算法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减去;如pH＝9和pH＝11两种NaOH溶液等体积混合后的pH＝ ;若按体积比2：3混合后溶液的pH= ;;⑷强酸和强碱溶液混合这里的混合,实为中和,要发生反应：H+＋OH-＝H2O,中和后溶液的pH有三种情况：①若恰好中和,pH＝7②若酸有剩,根据中和后剩余的cH+即CH+过＝CH+1V1－COH-2V2/V1+V2再求pH;；此时pH＜7③若碱有剩,根据中和后剩余的cOH-,即COH- 过＝COH-1V1－CH+2V2/V1+V2,然后通过KW求出cH+,最后求pH;此时pH＞7例8.求99mL,pH=1的H2SO4与100mLpH=13的NaOH混合后,溶液的pH= 答案：pH=11高一化学关于PH值的求法,需要具体的公式和计算步骤1LKOH溶液的PH值2PH=2与PH=4的两种盐酸溶液等体积混合后溶液的PH值最佳答案pH = －lg cH+ 这是pH基本计算式,也就是说溶液的pH是氢离子浓度取lg的相反数;通过氢离子浓度可以求PH,同样根据PH可以求氢离子浓度;1解：L 的KOH中,cOH- = L, 所以：cH+ = Kw / = 10-14 / = 10-13pH ＝ lg cH+ ＝－lg10-13 ＝ 13就是LKOH溶液的PH值是132解：设两溶液体积都是是VL在PH ＝2的溶液中,氢离子的物质的量＝ L V L = mol在PH ＝4的溶液中,氢离子的物质的量＝ L V L = mol两者混合后,氢离子的总物质的量＝ mol + mol ＝那么cH+ = / 2V L = LPH = －lg =一些方便你计算的溶液混合后PH变化情况：类别条件近似计算强酸与强酸pH值相差2或2以上, pHA＜pHB等体积混合 pHA ＋强酸与强酸一元不等体积混合H＋混＝C1V1＋C2V2/V1＋V2强碱与强碱pH值相差2或2以上, pHA＜pHB等体积混合 pHB －强碱与强碱不等体积混合 OH－混＝C1V1＋C2V2/V1＋V2强酸与强碱pH酸＋pH碱＝14等体积混合pH＝7强酸与强碱pH酸＋pH碱＞14等体积混合pH碱－强酸与强碱pH酸＋pH碱＜14等体积混合 pH酸＋。