PH值的计算,电离平衡常数
电离平衡常数的比值问题
电离平衡常数的比值问题
电离平衡常数的比值问题涉及到化学反应的平衡状态，具体地，我们将讨论关于酸碱反应和电离反应的比值问题。
在化学中，电离平衡常数通常用来描述化学反应中物质的电离程度。
首先我们来了解一下酸碱反应。
酸碱反应是化学反应中常见的一种类型，涉及到酸和碱之间的中和反应。
在酸碱反应中，我们通常关注的是氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)的浓度。
电离平衡常数(Kw)用来描述在水溶液中水（H2O）分解成氢离子和氢氧根离子的程度。
其数值通常等于1.0 x 10^-14，在常温下保持恒定。
当我们讨论酸碱溶液的酸度或碱度时，常用pH值作为指标。
pH值在0到14之间变化，其中7表示中性，小于7表示酸性，大于7表示碱性。
通过pH值可以推导出溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度。
而当我们考虑电离反应时，电离平衡常数（Keq）用来描述反应物和生成物之间的平衡状态。
Keq的计算方法涉及到反应物和生成物的浓度，符号"="表示反应达到平衡。
Keq的数值可以指示反应是偏向生成物（Keq>1）还是原料（Keq<1）或反应物和生成物几乎达到平衡（Keq≈1）。
总结一下，电离平衡常数的比值问题主要涉及到酸碱反应和电离反应的平衡状态。
通过计算相关的平衡常数，我们可以了解反应物和生成物的电离程度以及酸碱溶液的酸碱度。
这对于理解化学反应的平衡过程和性质非常重要。
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定一、实验目的1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。
2、学习使用pH 计。
3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。
二、实验原理醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡：HAc H + + Ac -2[ H ][ Ac ] cK a[ HAc] 1式中[ H +]、[ Ac-]、[HAc] 分别是H+、Ac-、HAc 的平衡浓度； c 为醋酸的起始浓度；K a 为醋酸的电离平衡常数。
通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]，根据电离度[H ]c，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。
三、仪器和药品仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL），烧杯（50mL），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。
药品：HAc （约0.2mol ·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86 ，pH=4.00 ），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol L·-1 ）。
三、实验内容1．醋酸溶液浓度的标定用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3 滴酚酞指示剂。
分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。
从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。
2．配制不同浓度的醋酸溶液用移液管和吸量瓶分别取25mL，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（c2，c10，c20）的值（四位有效数字）。
3．测定醋酸溶液的pH 值用四个干燥的50mL 烧杯分别取30～40mL 上述三种浓度的醋酸溶液及未经稀释的HAc 溶液，由稀到浓分别用pH 计测定它们的pH 值（三位有效数字），并纪录室温。
高中化学---水的离子积及PH值计算
高中化学---水的离子积及PH值计算一、水的电离平衡（属于弱电解质的电离）1.平衡常数表达式：水的离子积常数Kw=C(H+).C(OH-)；其中，C(H+)与C(OH-)为溶液中H+和OH-的总浓度，不可片面理解为水电离产生的H+与OH-的浓度。
2.Kw的影响因素：只与温度有关；一般我们认为，常温下25°C时，Kw=10-14；100°C时，Kw=10-12。
3.水的电离平衡移动影响因素（1）温度：温度升高，Kw变大，平衡右移（2）外加酸、碱，可抑制水的电离（相当于“同离子效应”）：如在水中加入盐酸、氢氧化钠、硫酸氢钠等，可使水的电离程度变小，但不影响Kw的大小。
（3）外加可水解的盐，可促进水的电离（相当于“离子反应效应”）：如在水中加入醋酸钠、氯化铵等，可使水的电离程度变大，但不影响Kw的大小。
（4）加入强酸的酸式盐，相当于加入酸，抑制水的电离；加入弱酸的酸式盐，对水的电离越促进还是抑制作用，则要看是水解程度大，还是电离程度大。
4.水的离子积常数的应用（1）求PH=1的盐酸溶液中，水电离产生的H+浓度；（2）求PH=1的氯化铵溶液中，水电离产生的H+浓度;（3）求PH＝13的氢氧化钠溶液中，水电离产生的OH-浓度；（4）求PH=13的醋酸溶液中，水电离产生的OH-浓度（以上溶液均为常温时的溶液）结论：水电离产生的氢离子浓度为10-13的溶液，可能是酸溶液，也可能是强溶液；这一点在离子共存问题中，通常构成隐含条件。
5.PH值的大小与溶液酸碱性（1）溶液的酸、碱性，由C（H+）与C（OH-）的相对大小共同决定的；而溶液的PH=-lg(H+),只与C（H+）有关。
两者没有必然的联系，因此，不能说PH=7的溶液一定是中性的，也不能说PH=6的溶液一定是酸性的。
当溶液温度不是常温时，中性溶液的PH≠7（因Kw≠10-14）。
（2）例题：改变温度，下列溶液的PH值基本不变的是（）A.NaOH溶液B.NaCl溶液C.稀硫酸D.NH4Cl溶液6.PH的相关计算（1）单一溶液PH求算（略）（2）溶液的稀释：对于强酸和强碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值为n，但要注意“无限稀释7为限”例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合PH≈7；对于弱酸和弱碱溶液来说，体积稀释为原来的10n倍，则PH变化值小于n。
pH法测定醋酸电离度和电离平衡常数
pH 法测定醋酸电离度和电离平衡常数【教学目的】1. 掌握 pH 法测定醋酸电离常数 K a 的原理和方法。
2. 掌握吸量管和酸式滴定管的使用方法。
3. 学习使用酸度计测定溶液的 pH 值。
【教学重点】通过测定醋酸电离度和电离常数，使学生加深对电离度和电离常数的理解， 并掌握酸度 计测定溶液 pH 值的方法。
【教学内容】一、实验原理醋酸是一元弱酸，在水溶液中存在下列平衡：HAc = H + + Ac– 其电离常数表达式为：K a = ]HAc [ ] Ac ][ H [ _ + （1） 设醋酸的起始浓度为c ，平衡时，[H + ] = [Ac – ]，[HAc] = c –[H + ]，代入（1）式得 K a = ] H [ c ] H [ 2 + + - （2）电离度a = c ] H [ + ´ 100%，代入（2）式得 K a = a a - 1 c 2 （3）当a < 5% 时，1 - a » 1 ，故 K a = c] H [ 2 + （4） 若在一定温度下，用 p H 计测定已知浓度的醋酸溶液的 p H 值，则可通过（2）或（4） 式计算该温度下醋酸溶液的电离度和醋酸的电离常数。
二、实验步骤1. 配制不同浓度的醋酸溶液取 4 只 100 mL 的烧杯洗净、干燥后编号。
按表 1 醋酸和蒸馏水的取用量，分别用吸量 管和滴定管准确量取一定体积的醋酸和蒸馏水，在烧杯中混合均匀。
2. 醋酸溶液 pH 值的测定用酸度计由稀到浓测定 1～4号 HAc 溶液的 pH 值，记录在表 1。
3. 数据记录与结果处理 表 1 醋酸电离度和电离常数的测定室温K a 烧杯 编号 HAc/mLH 2O /mL HAc 浓度 c /mol∙L -1 p H [H + ]/mol∙L -1 a 测定值 平均值 13.00 45.00 26.00 42.00 312.00 36.00 4 24.00 24.00四、基本操作及仪器的使用1. 吸量管的使用（见仪器的认领与洗涤）2. 酸式滴定管的使用滴定管是准确测量溶液体积的量出式量器，分为酸式滴定管和碱式滴定管。
弱酸弱碱盐的ph计算详细过程
弱酸弱碱盐的ph计算详细过程
计算弱酸弱碱盐的pH需要用到电离平衡常数和离子积常数。
首先，我们需要了解电离平衡常数和离子积常数的定义和计算方法。
1．电离平衡常数（Ka）是弱酸在水溶液中电离出的氢离子与未电离的弱酸分子之间的平衡常数，其大小与温度有关。
2．离子积常数（Kw）是水溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度之间的平衡常数，其大小与温度有关。
3．对于弱酸弱碱盐，其电离平衡常数不仅与温度有关，还与盐的组成有关。
假设该盐为AB，其中A为弱酸根，B为弱碱阳离子。
则该盐的电离平衡常数可以表示为：
Ka(AB) = Ka(A) × Kb(B)
其中，Ka(A)为弱酸A的电离平衡常数，Kb(B)为弱碱B的电离平衡常数。
在已知盐的组成的情况下，可以通过查找相关文献或计算得到Ka(A)和Kb(B)的值。
然后，我们可以利用电离平衡常数和离子积常数计算出该盐在水溶液中的pH值。
假设该盐的浓度为c mol/L，则其水溶液中的氢离子浓度可以表示为：
c(H+) = √(c × Ka × Kw)
其中，c为盐的浓度，Ka为该盐的电离平衡常数，Kw为水的离子积常数。
最后，我们可以利用上述公式计算出该盐在水溶液中的pH值。
需要注意的是，由于水的离子积常数会随着温度的变化而变化，因此在实际计算中需要考虑温度的影响。
电离平衡常数特点-概述说明以及解释
电离平衡常数特点-概述说明以及解释1.引言1.1 概述概述部分内容：电离平衡常数是化学反应中的一个重要参数，用于描述反应体系中离子的生成和消失的平衡状态。
在化学平衡的研究中，电离平衡常数被广泛应用于酸碱、溶液反应以及其他离子间相互转化的反应体系中。
电离平衡常数的计算是通过离子浓度的比值来确定的。
这里的离子浓度是指溶液中各种离子的浓度，它们的浓度与温度、压强等条件有关。
电离平衡常数的大小反映了反应的偏向性，也即反应往正向或者反向进行的倾向。
当电离平衡常数大于1时，说明正反应占优势，反之小于1时反应则处于反向进行的状态。
在化学实验和工业生产中，了解反应的电离平衡常数可以帮助我们选择合适的条件来控制反应方向和速率。
这对于合成所需产品、提高化学反应效率以及保障生产质量具有重要意义。
此外，电离平衡常数还被广泛应用于环境科学研究中，例如水体中溶解氧和二氧化碳的平衡状态，以及大气中酸性物质与碱性物质之间的相互作用等。
综上所述，电离平衡常数是化学领域中一个重要而有用的概念。
它不仅能够帮助我们理解和预测化学反应的行为，还可以指导我们进行相关实验和工业生产。
对电离平衡常数的研究和应用具有重要的科学意义和实际价值。
1.2文章结构文章结构部分的内容可以参考如下：文章结构：本文分为引言、正文和结论三个部分。
其中，引言部分主要对电离平衡常数的概念进行概述，并说明文章的目的。
正文部分将详细介绍电离平衡常数的定义和意义以及计算方法。
最后，结论部分对电离平衡常数的特点进行总结，并展望了其在未来的应用前景。
引言部分的目的是为读者提供对电离平衡常数的初步了解，同时引发读者的兴趣，使其进一步阅读。
概述部分将简要介绍电离平衡常数的基本概念和作用，提供一定的背景知识。
结构部分将详细阐述文章的组织结构，包括各个部分的内容和顺序，以便读者能够清晰地了解整篇文章的内容和结构。
同时，也可以提前透露一些正文和结论部分的内容予以引导，起到串联和铺垫的作用。
水电离的平衡常数-概述说明以及解释
水电离的平衡常数-概述说明以及解释1.引言1.1 概述水电离是指水分子在适当条件下发生电离的过程。
在水中，部分水分子会自发地以如下的反应形式发生电离：H2O H+ + OH-这个过程形成了一个动态平衡，其中水分子不断地发生电离和复合反应，因此水中同时存在有负离子（OH-）和正离子（H+）。
水电离的平衡常数（Kw）是描述这一平衡反应的定量指标。
水电离的平衡常数(Kw)可以通过如下的方程表达：Kw = [H+][OH-]其中，[H+]和[OH-]分别代表了溶液中的氢离子浓度和氢氧离子（也称羟基离子）浓度。
由于电离是自发的过程，平衡常数Kw在恒定温度下是不变的。
水电离平衡是溶液中酸碱性质的基础，具有重要的化学意义。
在中性溶液中，[H+]和[OH-]的浓度相等，Kw=1.0x10^-14。
这意味着在中性溶液中，水自身会处于一个平衡状态，同时存在有等量的氢离子和氢氧离子。
水电离的平衡常数对于理解酸碱溶液的性质以及溶液的pH值有着重要的作用。
pH值是一个表示溶液酸碱性的指标，它是以负对数形式表示氢离子浓度的，可以通过以下公式计算：pH = -log[H+]从这个公式可以看出，水电离平衡常数的数值直接影响着溶液的pH 值。
当[H+]增加时，pH值会降低，溶液更酸性；反之，当[H+]减少时，pH值会增加，溶液更碱性。
通过研究水电离的平衡常数，我们可以深入了解溶液中酸碱性质的起源和变化规律。
同时，这也为我们研究和掌握化学反应、酸碱中和等相关过程提供了重要的基础知识。
在未来的研究中，我们可以进一步探索水电离平衡的影响因素及其对溶液性质的影响，也可以研究其他体系的电离平衡常数。
这将有助于推动化学领域的发展，并在生物化学、环境科学等领域的研究中发挥重要作用。
1.2文章结构文章结构的目的是为了给读者提供一个清晰的蓝图，使他们能够有条理地理解你的文章内容。
文章结构指的是将整篇文章按照一定的逻辑顺序组织的方式，以确保文章的连贯性和完整性。
电离平衡常数计算公式
电离平衡常数计算公式全文共四篇示例，供读者参考第一篇示例：电离平衡常数是描述溶液中电解质电离过程的重要参数，它表征了电解质在给定条件下电离和再结合的平衡状态。
电离平衡常数通常用K表示，其值取决于温度、压力和溶液中的其他物质浓度。
计算电离平衡常数需要考虑电解质的电离程度以及溶液中其他离子的影响。
电离平衡常数的计算公式通常根据电解质的电离平衡方程推导得出。
以弱酸为例，其电离平衡方程可表示为：HA ⇌ H+ + A-HA是弱酸分子，H+是氢离子，A-是酸根离子。
根据该电离平衡方程，可以得出酸的电离平衡常数Ka的计算公式：Ka = [H+][A-]/[HA][H+]、[A-]和[HA]分别表示溶液中氢离子、酸根离子和弱酸分子的浓度。
通过测定溶液中酸的浓度和pH值，可以计算出Ka的值。
类似地，弱碱的电离平衡方程可表示为：对于强酸和强碱，其电离平衡常数是非常大的，接近无穷大，因为它们几乎完全电离成离子。
强酸的电离平衡方程可表示为：强碱的电离平衡常数Kb也可以近似为无穷大。
电离平衡常数的计算公式在化学领域中具有广泛的应用，它可以用于预测溶液中各离子的浓度、计算酸碱中和反应的平衡常数等。
在实验室中，人们可以通过测定溶液中离子的浓度和pH值，来计算电离平衡常数，从而了解溶液中电离过程的平衡状态。
电离平衡常数的计算公式还可以帮助人们设计一些化学反应的条件，例如控制溶液中酸碱离子的浓度，调整反应体系的酸碱度等。
通过合理计算电离平衡常数，可以更好地理解化学反应过程并优化实验条件。
电离平衡常数的计算公式在化学研究中具有重要意义，它为人们研究溶液中电解质的电离过程提供了有力的工具。
通过深入理解电离平衡常数的计算公式，我们可以更好地掌握化学反应的规律，促进化学科学的发展和应用。
【2000字】第二篇示例：电离平衡常数是描述在给定条件下溶液中电离反应平衡的一个重要参数。
在化学反应中，当一种物质在溶液中发生电禧反应时，会形成离子。
电离平衡常数与ph的关系
电离平衡常数与ph的关系电离平衡常数（Ka）是描述酸或碱在水溶液中电离程度的指标，它与溶液的pH值之间存在着密切的关系。
在化学平衡中，Ka表示酸的电离程度，而pH值则表示溶液的酸碱性质。
因此，Ka与pH之间的关系对于理解溶液中酸碱平衡的变化至关重要。
首先，让我们来了解一下电离平衡常数（Ka）的含义。
Ka是一个描述溶液中弱酸电离程度的指标，它是酸的离子化反应中产生H+离子的速率常数与酸分子浓度的乘积的比值。
Ka的值越大，说明酸的电离程度越高，溶液中的H+离子浓度也越高。
而pH值则是用来表示溶液酸碱性的指标，它是通过对数函数计算得出的。
当溶液中H+离子的浓度增加时，pH值会降低；反之，H+离子浓度减少时，pH值会升高。
因此，pH值的变化可以直接反映出溶液中酸碱性质的变化。
Ka与pH之间的关系可以通过下面的公式来表示：pH = -log[H+]Ka = [H+][A-]/[HA]其中[H+]表示溶液中的H+离子浓度，[A-]表示酸的共轭碱的浓度，[HA]表示未电离的酸的浓度。
从上述公式可以看出，Ka与溶液中H+离子浓度有直接的关系，而H+离子浓度又决定了溶液的pH值。
因此，Ka与pH之间存在着密切的关联。
在实际应用中，我们可以利用Ka与pH之间的关系来帮助我们理解和控制溶液中酸碱平衡的变化。
比如，在酸碱中和反应中，我们可以根据Ka值来预测反应的方向和程度；在药物和生物化学领域，我们也可以根据Ka值来评估药物的酸碱特性以及其在生物体内的吸收和分布情况。
总之，电离平衡常数（Ka）与pH之间的关系是化学中一个重要的概念，它帮助我们理解溶液中酸碱平衡的变化规律，对于化学、药学、生物化学等领域都具有重要的理论和实际意义。
通过深入理解和应用这一关系，我们可以更好地掌握溶液中酸碱平衡的变化规律，为相关领域的研究和应用提供有力的支持。
PH值的计算_电离平衡常数
1、水的离子积1．定义H2O H++OH--Q，K W=c(H+)·c(OH-)2．性质（1）在稀溶液中，K W只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。
（2）在其它条件一定的情况下，温度升高，K W增大，反之则减小。
常温下水的离子积常数为K W=1×10－14 要带单位。
(高考要求)2．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，常温下，pH＋pOH＝14（为什么要强调温度？）3．pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。
（为什么？）4．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。
5．25℃时6．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。
（为什么？解释）。
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、例题解析[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＝？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。
[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？[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？[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______________[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)％[例7]下列叙述中，正确的是：A．中和10mL0.1mol/LCH3COOH与中和100mL0.01mol/LCH3COOH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7C．体积相等，pH相等的盐酸和H2SO4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CH3COOH溶液反应剧烈三：练习题1、向10mLpH=2的某酸溶液中加入10mLpH=12的NaOH溶液，充分反应后，滴入石蕊试液显红色，如果滴入甲基橙显黄色，则此酸一定是：A、弱酸B、多元弱酸C、一元强酸D、无法确定2、某一元弱碱在浓度为1mol/L的溶液中电离度为0.001%，它的1mol/L的溶液导电能力最接近于：A、1mol/LHNO3溶液B、水自身电离出[H+]=10-9mol/L的盐酸C、pH值为6的盐酸D、1×10-3mol/L NaCl溶液3、在下列溶液：（1）0.5mol/L的NaOH溶液和1.0mol/L的HCl溶液等体积混合后的溶液：（3）[OH-]=10-11mol/L的溶液；（4）0.1mol/L的CH3COOH溶液（α=1.32%），（2）pH=0的溶液；它们的酸性由强到弱的顺序是：A、(2)>(1)>(4)>(3)B、(4)>(3)>(1)>(2)C、(2)>(1)>(3)>(4)D、(1)>(2)>(4)>(3)4、重水（D2O）的离子积为1.6×10-15，可以用pH一样的定义来规定pD=-lg[D+]，以下关于pD的叙述正确的是：A、中性溶液的pD=7.0B、含0.01mol的NaOD的D2O溶液1L，其pD=12.0C、溶解0.01molDCl的D2O溶液1L，其pD=2.0D、在100mL0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50mL0.2mol/L的NaOD的重水溶液，其pD=1.05、已知一种[H+]=1×10-3mol/L的酸和一种[OH-]=1×10-3mol/L的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是：A、浓的强酸和稀的强碱溶液反应B、浓的弱酸和稀的强碱溶液反应C、等浓度的强酸和弱碱溶液反应D、生成了一种强酸弱碱盐6、某0.1mol/L的一元弱酸（用HA表示），未电离的弱酸分子（HA）的物质的量与电离生成的阴、阳离子总物质的量之比为4.5:1，则此溶液：A、电离度α为10%B、α= 20%C、pH=1D、[OH-]=1×10-12mol/L7、已知8%、7.16%、0.01%分别是同一条件下，同一浓度的三种酸溶液的电离度，若已知有如下反应：NaCN+HNO2==HCN+NaNO2NaCN+HF==HCN+NaFNaNO2+HF==HNO2+NaF,在相同条件下，由此可判断得出的结论是：A、HF的电离度为8%B、HNO2的电离度为0.01%C、HCN的电离度为7.16%D、HNO2电离度比HCN大，比HF小8、某溶液100mL，室温时测得其pH等于1。
电离平衡常数的求算方法
电离平衡常数的求算方法1.离子浓度法离子浓度法是最常用的求算电离平衡常数的方法。
根据反应物的浓度和产物的浓度之间的关系，可以得到电离平衡常数的表达式。
例如对于弱酸HA的电离反应HA⇌H++A-，假设HA的初始浓度是c，H+和A-的初始浓度都是0。
在反应达到平衡时，HA的浓度变为c-x，H+和A-的浓度都变为x。
根据守恒定律，可得[H+]=x，[A-]=x，[HA]=c-x。
根据电离反应的物质平衡常数表达式[K]=([H+][A-])/[HA]，将浓度代入可得[K]=(x*x)/(c-x)。
2.电导法对于任意电解质溶液的电离反应，其电离度可以表示为α=(λ溶液-λ纯溶剂)/λ纯溶剂，其中λ溶液表示电解质溶液的电导率，λ纯溶剂表示纯溶剂的电导率。
电离平衡常数可以通过电离度和初始浓度之间的关系来求算。
3.pH法pH法是通过测量溶液的pH值来求算电离平衡常数。
对于酸碱反应HA ⇌ A- + H+，当HA完全电离时，[H+] = c，pH = -log[H+]= -logc。
根据电离平衡常数的定义，可以将其表示为pK = -logK。
在酸碱反应达到平衡时，pH = pKa，其中pKa是相应的酸的酸解离常数的负对数。
通过测量酸溶液在不同浓度下的pH值，可以得到酸解离常数的pK值，从而求算电离平衡常数。
4.光度法光度法是一种通过测量溶液中物质的吸光度来求算电离平衡常数的方法。
对于有色物质，其吸收光谱可以表示为 A = εlc，其中A是吸光度，ε是物质的摩尔吸光系数，l是光程，c是溶液中物质的浓度。
根据饱和溶液的光度学定律可得Amax = εlC，其中Amax是物质在最大吸收波长处的吸光度，C是物质的摩尔吸光系数。
通过测量不同浓度下物质的吸光度，可以得到摩尔吸光系数，从而求算电离平衡常数。
综上所述，电离平衡常数可以通过离子浓度法、电导法、pH法和光度法等多种方法来求算。
根据具体的实验条件和需求，选择合适的方法可以更准确地求算电离平衡常数。
大学化学ph值计算公式
ph值计算方法：
单一溶液pH的计算方法：
1、强酸
cmol·L－1HnA强酸溶液，c（H＋）＝ncmol·L－1―→pH＝－lgnc。
2、强碱
cmol·L－1B（OH）n强碱溶液，c（OH－）＝ncmol·L－1，
n（H＋）＝mol·L－1―→pH＝14＋lg＿nc。
混合溶液pH的计算方法如下图：
其中［H＋］指的是溶液中氢离子的活度（有时也被写为［H3O＋］，水合氢离子活度），单位为摩尔／升，在稀溶液中，氢离子活度约等于氢离子的浓度，可以用氢离子浓度来进行近似计算。
扩展资料
pH是水溶液最重要的理化参数之一。
凡涉及水溶液的自然现象。
化学变化以及生产过程都与pH有关，因
此，在工业、农业、医学、环保和科研领域都需要测量pH。
pH是没有计量单位的，不是任何一个单位都有计量单位，像pH、化学平衡常数、电离平衡常数都没有计量单位。
弱酸强碱的ph计算法
弱酸强碱的ph计算法
在计算弱酸强碱盐的pH时，我们需要先确定酸和碱的强度。
通常，酸和碱的强度由它们的电离常数（K）决定。
对于弱酸（HA），其电离常数可以表示为K_a(HA)，而对于强碱（BOH），其电离常数可以表示为K_w。
在已知酸和碱的浓度以及它们的电离常数的情况下，我们可以使用以下公式来计算溶液的pH：
pH = -log[OH^-]
其中，[OH^-]是溶液中氢氧根离子的浓度。
由于强碱完全电离，因此其浓度可以视为[OH^-]的浓度。
接下来，我们需要使用酸和碱的电离常数来计算溶液中氢氧根离子的浓度。
这可以通过以下公式完成：
K_a(HA) = [H^+] × [A^-] / [HA]
其中，[H^+]是溶液中氢离子的浓度，[A^-]是溶液中酸根离子的浓度，[HA]是溶液中酸的浓度。
由于酸是弱酸，因此其浓度近似等于给定的浓度。
将[H^+] = 10^-7mol/L（在标准温度和压力下，溶液中氢离子的浓度为
10^-7mol/L）代入上式，并解出[A^-]，得到：
[A^-] = K_a(HA) / [HA] × 10^-7
然后，我们将[A^-]的值代入pH的计算公式中，得到：
pH = -log[OH^-] = -log[BOH] - log[A^-] / [HA] = -log[BOH] + log[HA] / K_a(HA) - log10^-7
这就是计算弱酸强碱盐pH的公式。
注意，这只适用于已知酸和碱的浓度以及它们的电离常数的情况。
pH法测定乙酸的电离常数
pH法测定乙酸的电离平衡常数
pH法测定乙酸的电离平衡常数 一、实验目的
1. 学习了解pH法测定电离常数的原理和方法； 2. 学会pH计的使用方法及注意事项； 3. 加强有效数字概念在数据处理上的正确运用。
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pH法测定乙酸的电离平衡常数 二、实验原理
设乙酸的初始浓度为c0, 平衡时乙酸溶液中 H+的浓度为x并假设乙酸的电离常数足够大,可以忽略 水的电离平衡的影响, 则对乙酸在水中的离解: HAc ⇌ H+ + Ac初始浓度 c0 平衡浓度 c0 – x x x
[H + ][Ac− ] x⋅x Ki = = [HAc] c0 − x 乙酸的电离平衡常数
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pH法测定乙酸的电离平衡常数
在一定温度下利用酸度计测定乙酸溶液的pH 值，而溶液的pH值与乙酸溶液中H+浓度之间存在如下关 系： pH=-lg[H+] [H+]=10-pH 因此，若已知乙酸溶液的初始浓度c0，并且利 用酸度计测定了乙酸溶液的pH值，通过计算可以求出电 离平衡常数Ki值。
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或
pH法测定乙酸的电离平衡常数 三、实验内容
1. 酸度计的准备; 2. 配制不同浓度的乙酸溶液; 3. 测定所配乙酸溶液的pH值。
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pH法测定乙酸的电离平衡常数 四、思考题
1. 测定乙酸电离常数的依据是什么？当乙酸浓度 很稀时，能用此法吗？ 2. 本实验是用酸度计测定溶液中H+的浓度的，能 否利用酸碱滴定法来测定溶液中的H+浓度？ 3. 按照此测定弱酸电离常数的方法，能否设计一 个实验方案来测定弱碱？
第2课时 pH及其计算
2、酸的pH =______，
加水稀释到原来的10倍，pH=___, 加水到原来的103倍，pH =____, 加水到原来的104 倍pH≈ ____, 加水到原来的106倍，pH≈ ____ 例2：pH=10的NaOH溶液中[H+]=
切记：1、酸求H+ 2、碱求OH-，再求H+
讨论： pH试纸的使用
能否直接把pH试纸伸到待测液中？
是否要先湿润pH试纸后，再将待测液滴到pH试纸上？
如用湿润的pH试纸检验待测液，对该溶液pH值的测定： A、一定有影响 B、偏大 C、偏小 D、不确定 能否用pH试纸测出pH=7.1来？ 标准比色卡中的数据都是整数
使用方法：取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有
（9：2） 体积比。 （ 100℃时KW=10-12）
练习2、将pH=13的强碱溶液与pH=2的强酸溶液混合， 按一定比例混合，溶液恰呈中性，混合时强碱与强酸的 体积比是 （10：1）
练习3、将100 mL 0.4 mol/L盐酸加到等体积的 0.6 mol/L NaOH溶液中，所得溶液的pH是多少？ 解： 混合后溶液中
第2步：求pH
n(OH－) － n(H+) V(酸)+V(碱)
第3步：求pH
第2步：
[H+]=
Kw [OH－]
例6、0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=10的 NaOH溶液混合，求混合后溶液的pH值 。 pH=2.3
例7、pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2 溶液等体积相混合，求混合后溶液的 pH值。 pH=7
A、11：1 C、1:11 B、9：1 D、1：9
5、1体积pH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反 应，则该溶液的pH等于( C ) A、9.0 C、10.5 B、9.5 D、11
弱酸ph计算公式
弱酸ph计算公式在化学的奇妙世界里，弱酸 pH 计算公式就像是一把神奇的钥匙，能帮助我们打开了解溶液性质的大门。
还记得我上高中的时候，有一次化学实验课，老师让我们测定一种弱酸溶液的 pH 值。
大家都兴奋又紧张地摆弄着实验器具，我也不例外。
我小心翼翼地量取着溶液，心里默默念叨着那些化学知识，生怕出错。
可越是紧张，越容易出岔子。
我在记录数据的时候，不小心把小数点写错了位置，结果算出来的 pH 值偏差特别大。
当时我心里那个懊恼啊，觉得自己怎么这么不小心。
好了，言归正传，咱们来聊聊弱酸 pH 计算公式。
对于弱酸溶液，其 pH 的计算不能像强酸那样简单直接。
弱酸在溶液中并非完全电离，这就使得计算变得稍微复杂了一些。
弱酸的 pH 计算公式通常基于其电离平衡常数（Ka）来推导。
以一元弱酸 HA 为例，它在溶液中的电离方程式为：HA ⇌ H⁺ + A⁻。
其电离平衡常数 Ka = [H⁺][A⁻] / [HA] 。
在计算弱酸溶液的 pH 时，如果弱酸的浓度 c 不太小，且 Ka 也不是特别大，那么可以使用近似公式来计算。
假设弱酸的初始浓度为 c（mol/L），电离产生的氢离子浓度为 x（mol/L），则 Ka = x² / (c - x) 。
由于弱酸的电离程度通常较小，所以 x 相对于 c 来说很小，于是可以忽略 x ，得到Ka ≈ x² / c ，解这个方程就能求出 x ，也就是氢离子的浓度。
但要注意哦，这个近似公式是有使用条件的。
如果不符合条件，就得用更精确的方法来计算了。
举个例子，比如说醋酸（CH₃COOH），它的 Ka 约为 1.75×10⁻⁵。
如果有 0.1 mol/L 的醋酸溶液，我们就可以用上述近似公式来计算。
先设电离出的氢离子浓度为 x ，则 1.75×10⁻⁵ = x² / 0.1 ，解这个方程可得x ≈ 1.32×10⁻³ mol/L ，所以 pH 就约等于 2.88 。
化学平衡与酸碱中的电离常数计算方法
化学平衡与酸碱中的电离常数计算方法化学平衡是指在反应物和生成物之间达到动态平衡的状态。
在酸碱反应中，电离常数是我们计算酸碱溶液中离子浓度的重要参数。
本文将介绍化学平衡的基本概念以及计算酸碱中的电离常数的方法。
一、化学平衡的基本概念在化学反应中，反应物会发生转化生成产物，产物同样也会再转化为反应物。
当反应物和生成物之间速度相等时，达到了动态平衡。
平衡常数K是描述反应物和生成物的浓度比例的一个值，与温度相关。
化学方程式中的反应物和生成物的浓度可以用K来表示。
二、酸碱中的电离常数计算方法在酸碱溶液中，酸和碱会电离产生离子，离子浓度的计算需要确定电离常数。
以下是计算酸碱中电离常数的几种常见方法。
1. 酸离子或碱离子的浓度已知当酸或碱的浓度已知时，可以使用浓度来计算电离常数。
根据酸碱离解方程式，化学方程式中的浓度比例可以用电离常数表示。
例如对于酸HA，可以使用以下方程式表示其电离过程：HA ↔ H+ + A-电离常数Ka的计算公式为：Ka = [H+][A-]/[HA]其中[H+]代表氢离子浓度，[A-]代表酸的阴离子浓度，[HA]代表酸的浓度。
2. pH值已知pH值是酸碱溶液中酸性或碱性程度的一种表达方式。
若已知溶液的pH值，可以通过反推计算电离常数。
pH值本质上是负对数表示氢离子浓度的单位。
例如，若已知溶液的pH值为4，则其氢离子浓度为10^-4mol/L。
进一步应用电离常数公式可以计算出具体的Ka值或Kb 值。
3. Henderson-Hasselbalch方程式Henderson-Hasselbalch方程式是计算酸碱溶液中pH值和电离常数之间关系的常用公式。
对于酸碱反应，该方程式为：pH = pKa + log([A-]/[HA])其中pH值为溶液的酸碱性程度，在已知pH值的情况下可以使用该方程式推导出对应的电离常数。
总结：化学平衡是反应物和生成物之间达到动态平衡的状态，通过平衡常数K来表示。
在酸碱反应中，电离常数是计算溶液中离子浓度的关键参数。
氨水ph值计算公式
氨水ph值计算公式氨水是一种常见的弱碱，在化学学习中，了解和掌握氨水 pH 值的计算方法是非常重要的。
咱们先来说说氨水的化学式，那就是 NH₃·H₂O 。
氨水在水溶液中会发生部分电离，产生铵根离子（NH₄⁺）和氢氧根离子（OH⁻）。
要计算氨水的 pH 值，就得先搞清楚它的电离平衡常数，也就是Kb 。
氨水的 Kb 值约为 1.8×10⁻⁵。
那怎么用这个 Kb 值来算 pH 值呢？假设氨水的浓度是 c mol/L 。
氨水的电离方程式是：NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻。
咱们设电离出的氢氧根离子浓度是 x mol/L ，那么铵根离子的浓度也是 x mol/L ，而未电离的氨水浓度就是 (c - x) mol/L 。
根据电离平衡常数的表达式 Kb = [NH₄⁺][OH⁻] / [NH₃·H₂O] ，就可以得到 1.8×10⁻⁵ = x² / (c - x) 。
由于氨水是弱碱，电离程度比较小，所以 x 相对于 c 来说很小，可以忽略不计，这样式子就可以近似为 1.8×10⁻⁵ = x² / c 。
解出 x ，就得到了氢氧根离子的浓度。
然后再根据水的离子积常数Kw = 1.0×10⁻¹⁴，算出氢离子浓度 [H⁺] = Kw / [OH⁻] 。
最后，根据 pH = -lg[H⁺] ，就能算出氨水的 pH 值啦！给您说个我曾经的事儿，有一次我在课堂上讲这个氨水 pH 值计算的时候，有个学生特别较真儿，一直问我为什么可以忽略 x 。
我就耐心地给他解释，一步一步带着他推导，最后他终于搞明白了，那种恍然大悟的表情让我特别有成就感。
这也让我明白，教学就得细致，容不得一点马虎。
咱们再回到氨水 pH 值计算这个事儿上。
这里面的每一步都得认真仔细，稍微一个小错误，结果可能就差之千里。
而且，实际情况中，还得考虑温度对电离平衡常数和水的离子积常数的影响。
一元弱酸ph计算公式
一元弱酸ph计算公式在我们学习化学的奇妙世界里，一元弱酸 pH 计算公式可是个相当重要的家伙。
咱们先来说说啥是一元弱酸。
就好比咱们在学校运动会上，那些跑长跑的同学，虽然跑得不是特别快，但一直坚持着跑，这就有点像一元弱酸，它在溶液中只能部分电离出氢离子。
那一元弱酸的pH 计算公式到底是啥呢？这就像是一个神秘的密码，解开它，就能了解溶液的酸碱度。
公式是 pH = -lg[H⁺]，这里的[H⁺]指的是溶液中氢离子的浓度。
不过，要想真正搞懂这个公式，可没那么简单。
我记得有一次给学生们讲这个知识点的时候，有个小家伙瞪着大眼睛，一脸迷茫地问我：“老师，这到底是啥意思啊？”我就耐心地给他解释：“你看啊，假设咱们有一瓶醋，里面有醋酸这种一元弱酸。
醋酸在水里不是完全变成氢离子和醋酸根离子，只是一部分变了。
咱们通过一些实验方法，算出这部分变成氢离子的浓度，再把这个浓度带进公式里，就能算出这瓶醋的 pH 值啦，也就知道它到底有多酸。
”那怎么去用这个公式呢？咱们得先搞清楚一元弱酸的电离平衡常数Ka。
比如说，对于醋酸（CH₃COOH）来说，它的电离平衡常数 Ka 是一个固定的值。
然后通过一些化学手段，咱们知道了醋酸的初始浓度，再结合电离平衡的关系，就能算出溶液中氢离子的浓度。
这就像是解一道谜题，每一个步骤都不能出错。
有一回，我让学生们自己动手算一个题，有个同学算错了，我一看，原来是在计算电离平衡的时候，把系数给弄混了。
我就告诉他：“你看，这就好比搭积木，一块一块得放对地方，不然这房子可就搭歪啦。
”在实际应用中，一元弱酸 pH 计算公式用处可大了。
比如说，在环境保护中，检测河水的酸碱度，判断是否受到污染；在医学领域，分析血液或者尿液的 pH 值，了解人体的健康状况。
总之，一元弱酸 pH 计算公式虽然看起来有点复杂，但只要咱们用心去学，多做练习，就一定能掌握它，就像掌握一门神奇的魔法，让我们在化学的世界里畅游无阻。
希望同学们都能跟这个公式成为好朋友，在化学的海洋里快乐地探索！。
ka酸的电离常数计算公式
ka酸的电离常数计算公式引言：在化学中，酸的电离常数是一个重要的物理性质，它描述了酸在溶液中电离的程度。
ka酸的电离常数是指酸溶液中酸和水反应生成酸离子的平衡常数。
本文将介绍ka酸的电离常数计算公式及其应用。
一、酸的电离常数的定义酸的电离常数ka是指在一定条件下，酸分子与水分子发生反应生成酸离子和水合离子的平衡常数。
ka的数值越大，说明酸在溶液中的电离程度越高，反之则越低。
二、ka酸的电离常数计算公式ka酸的电离常数可以通过以下公式计算：ka = [A-] * [H3O+] / [HA]其中，[A-]代表酸的离子浓度，[H3O+]代表酸性溶液中的氢氧离子浓度，[HA]代表酸的浓度。
三、ka酸的电离常数的应用1. 酸强度的比较：通过比较不同酸的ka值，可以确定它们的酸强度。
ka值越大的酸，其酸性越强。
2. pH值的计算：酸的电离常数与酸性溶液的pH值有关。
通过ka 值可以计算出溶液的酸度，进而确定溶液的pH值。
3. 酸碱中和反应的判断：根据酸的电离常数，可以判断在给定条件下酸和碱的中和反应是否可行。
4. 酸解离的平衡常数计算：通过ka值可以计算出酸解离的平衡常数，从而了解酸解离的程度。
四、ka酸的电离常数的影响因素1. 酸的分子结构：不同的酸分子结构会影响其电离常数，通常情况下，分子中的氧原子数量越多，ka值越大。
2. 溶液温度：温度的升高会增加酸的电离程度，从而提高ka值。
3. 溶液浓度：酸浓度的增加会增加酸的电离程度，进而提高ka值。
结论：ka酸的电离常数是描述酸在溶液中电离程度的重要物理性质。
通过ka酸的电离常数计算公式，我们可以计算出酸的电离常数，并应用于酸强度比较、pH值计算、酸碱中和反应判断和酸解离平衡常数计算等方面。
酸的电离常数受到酸的分子结构、溶液温度和溶液浓度等因素的影响。
深入理解和应用ka酸的电离常数对于化学研究和实际应用具有重要意义。
通过本文的介绍，相信读者对ka酸的电离常数计算公式及其应用有了更深入的了解。
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第九节：PH值的计算一：讲义1、水的离子积1．定义H2O H++OH--Q，K W=c(H+)·c(OH-)2．性质（1）在稀溶液中，K W只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。
（2）在其它条件一定的情况下，温度升高，K W增大，反之则减小。
常温下水的离子积常数为K W=1×10－14 要带单位。
(高考要求)2．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，常温下，pH＋pOH＝14（为什么要强调温度？）3．pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。
（为什么？）4．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。
5．25℃时类别条件近似计算强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A＜pH B(等体积混合) pH A＋0.3（为什么？）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，pH A＜pH B(等体积混合) pH B－0.3强碱与强碱不等体积混合[OH－]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2强酸与强碱(常温下) pH酸＋pH碱＝14(等体积混合) pH＝7 pH酸＋pH碱＞14(等体积混合) pH碱－0.3 pH酸＋pH碱＜14(等体积混合) pH酸＋0.36．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。
（为什么？解释）。
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、例题解析[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＝？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。
[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？[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？[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______________[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)％[例7]下列叙述中，正确的是：A．中和10mL0.1mol/LCH3COOH与中和100mL0.01mol/LCH3COOH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7C．体积相等，pH相等的盐酸和H2SO4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CH3COOH溶液反应剧烈三：练习题1、向10mLpH=2的某酸溶液中加入10mLpH=12的NaOH溶液，充分反应后，滴入石蕊试液显红色，如果滴入甲基橙显黄色，则此酸一定是：A、弱酸B、多元弱酸C、一元强酸D、无法确定2、某一元弱碱在浓度为1mol/L的溶液中电离度为0.001%，它的1mol/L的溶液导电能力最接近于：A、1mol/LHNO3溶液B、水自身电离出[H+]=10-9mol/L的盐酸C、pH值为6的盐酸D、1×10-3mol/L NaCl溶液3、在下列溶液：（1）0.5mol/L的NaOH溶液和1.0mol/L的HCl溶液等体积混合后的溶液：（2）pH=0的溶液；（3）[OH-]=10-11mol/L的溶液；（4）0.1mol/L的CH3COOH溶液（α=1.32%），它们的酸性由强到弱的顺序是：A、(2)>(1)>(4)>(3)B、(4)>(3)>(1)>(2)C、(2)>(1)>(3)>(4)D、(1)>(2)>(4)>(3)4、重水（D2O）的离子积为1.6×10-15，可以用pH一样的定义来规定pD=-lg[D+]，以下关于pD的叙述正确的是：A、中性溶液的pD=7.0B、含0.01mol的NaOD的D2O溶液1L，其pD=12.0C、溶解0.01molDCl的D2O溶液1L，其pD=2.0D、在100mL0.25mol/L的DCl重水溶液中，加入50mL0.2mol/L的NaOD的重水溶液，其pD=1.05、已知一种[H+]=1×10-3mol/L的酸和一种[OH-]=1×10-3mol/L的碱溶液等体积混合后溶液呈酸性，其原因可能是：A、浓的强酸和稀的强碱溶液反应B、浓的弱酸和稀的强碱溶液反应C、等浓度的强酸和弱碱溶液反应D、生成了一种强酸弱碱盐6、某0.1mol/L的一元弱酸（用HA表示），未电离的弱酸分子（HA）的物质的量与电离生成的阴、阳离子总物质的量之比为4.5:1，则此溶液：A、电离度α为10%B、α= 20%C、pH=1D、[OH-]=1×10-12mol/L7、已知8%、7.16%、0.01%分别是同一条件下，同一浓度的三种酸溶液的电离度，若已知有如下反应：NaCN+HNO2==HCN+NaNO2NaCN+HF==HCN+NaFNaNO2+HF==HNO2+NaF,在相同条件下，由此可判断得出的结论是：A、HF的电离度为8%B、HNO2的电离度为0.01%C、HCN的电离度为7.16%D、HNO2电离度比HCN大，比HF小8、某溶液100mL，室温时测得其pH等于1。
下列叙述中不正确的是：A、该溶液[H+]≥0.1mol/LB、把该溶液稀释成1L后，pH≥2C、把该溶液稀释成1L后，pH≤2D、中和此溶液需0.1mol/L的NaOH溶液的体积≥100mL9、将pH=8的Ba(OH)2溶液加水稀释1000倍，稀释后所得溶液中Ba2+浓度与OH--浓度之比为：A、1：2 B、1：200 C、1：50 D、1：10010、室温时pH=a的醋酸溶液与pH=b的氢氧化钠溶液等体积混合，恰好完全反应，则该溶液中醋酸的电离度可以表示为：A、10(a+b-12)%B、10(a+b-14)%C、10(16-a-b)%D、10(14-a-b)%11、PH=9的Ba(OH)2溶液与pH=12的KOH溶液，按4：1的体积混合，则溶液中[H+]为(mol/L)：A、1/5(4×10-9+1×10-12)B、1/5(8×10-9+1×10-12)C、5×10-10D、5×10-1212、中和相同体积，相同pH值的Ba(OH2)、NaOH和NH3·H2O三种稀溶液，所用相同浓度盐酸的体积分别为V1、V2和V3，则：A、V3>V1=V2B、V3>V2>V1C、V1>V2>V3D、V3<V1=V213．25℃时，某溶液中由水电离产生的[H+]和[OH-]的乘积为1×10-18，下列说法正确的是A、该溶液的PH值一定是9 B、该溶液可能PH=5C、该溶液的PH值不可能是7D、不会有这样的溶液14．100mL 0.6mol/LHCl与等体积0.4mol/L NaOH溶液混合后溶液（）A、PH=2B、PH=0.2C、[H+]=0.2mol/LD、[OH-]=1×10-13mol/L15例4．下列四种溶液：①PH=0的盐酸②0.1mol/L的盐酸③0.01mol/L的NaOH④PH=11的NaOH溶液由水电离生成的氢离子，浓度之比是（）A、1：10：100：1000B、0：1：12：11C、14：13：12：11D、14：13：2：316．常温下，若使PH=3的盐酸与PH=9的Ba(OH)2溶液混合使其成为PH=7的溶液，混合时两溶液的体积比为A、1：60B、3：1C、100：1D、1：10017．把80mL NaOH溶液加入到120mL盐酸中，所得溶液的PH值为2，如果混合前NaOH 溶液和盐酸的物质的量浓度相同，它们的浓度是（）A、0.5mol/LB、0.1mol/LC、0.05mol/LD、1mol/L18．PH值相同的醋酸和盐酸分别用蒸馏水稀释至原来体积的m倍和n倍，稀释后两溶液的PH值仍相同，则m和n的关系A、m>nB、m=nC、m<nD、m≤n19.在室温下等体积的酸和碱的溶液,混合后pH值一定小于7的是(A)pH=3的硝酸跟pH=11的氢氧化钾溶液(B)pH=3的盐酸跟pH=11的氨水(C)pH=3的硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液(D)pH=3的醋酸跟pH=11的氢氧化钡溶液20.若室温时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)%21、PH=13的强碱溶液与PH=2的强酸溶液混和，所得混和液的PH值=11，则强酸与强碱的体积比是A、11：1 B、9：1 C、1：11 D、1：922.用0.1mol.L-1 NaOH溶液滴定0.lmol.L-1盐酸，如达到滴定的终点时不慎多加了1滴NaOH 溶液(1滴溶液的体积约为0．05mL)．继续加水至50mL,所得溶液的pH是A.4B.7.2C.10D.11.323．室温下，在pH=12的某溶液中，由水电离的[OH-]为A．B．C．D．24．将pH= l的盐酸平均分成2份，l份加适量水，另1份加入与该盐酸物质的量浓度相同的适量NaOH溶液后，pH都升高了1，则加入的水与NaOH溶液的体积比为A. 9B.10C.11D.1225．为更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度（AG）的概念，AG＝() ()-+OHcHclg，则下列叙述正确的是A 中性溶液的AG＝0B 酸性溶液的AG＜0C 常温下0.lmol/L氢氧化钠溶液的AG＝12 D常温下0.lmol/L盐酸溶液的AG＝12 26．常温下PH=9和PH=11的两种NaOH溶液等体积混合后的PH值。