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大學普通化學ph怎麼求

發布時間:2023-03-19 07:13:19

❶ 化學 怎麼計算物質的PH值

pH值計算的基本方法,是根據pH值的定義來計算。
答:

當然計算pH值時一定要注意以下幾點。
1:酸性溶液中,一定要根據進行計算,若是在鹼性溶液中,應先求出的濃度,然後根據常溫下水的離子積常數再求出的濃度。
2:當酸提供的很小時,不能忽略水電離出的,同樣當鹼提供的很小時,不能忽略水電離出的。
3:注意無論酸稀釋多少倍,常溫下值總是,而無論鹼稀釋多少倍,常溫下pH值總是
4:當相加、減的兩個量相差100倍以上時,小的可以忽略
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-)混=[ 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」。

❷ 化學ph值如何計算,麻煩說清楚點

一、單一溶液pH的計算
①強酸溶液
強酸溶液的pH計算方法是:根據酸的濃度選求出強酸溶液中的c(H+)然後對其取負對數就可求得pH.
例1.求25℃時,0.005mol/L的H2SO4溶液的pH
0.005mol/L的H2SO4溶液中c(H+)=1×10-2故pH=-lg1*10-2=2
②強鹼溶液
強酸溶液的pH計算方寬碰桐法是:根據鹼的濃度先求出強鹼溶液中的c(OH-)然後利用該溫度下的Kw求出c(H+)然後求pH
例2.求25℃時,10-5mol/L的NaOH溶液的pH
10-5mol/L的NaOH溶液中c(OH-)=1×10-5mol/L,則
c(H+)=Kw/c(OH-)=(1×10-14)/1×10-5mol/L=1×10-9mol/L,故pH=9
③其它溶液
其它溶液的pH計算方法是:想辦法求出溶液中的c(H+)然後取負對數
例3.求25℃時,某濃度的HAC溶液中,由水電離的c(H+)=1×10-12mol/L,求該溶液的 pH
由題中水電離的c(H+)=1×10-12mol/L可得c(OH-)=1×10-12mol/L,則溶液中的c(H+)=1×10-14/1×10-12mol/L=1×10-2mol/L,故pH=2
二、稀釋型(指單一溶質加水稀釋或相當於水的稀釋作用)
實質:稀釋前後酸或鹼的物質的量不變.一般計算公式:C1V1=C2V2,據此求出稀釋後酸或鹼的物質的量的濃度.
特殊結論:
⒈若為酸:
強酸,PH=a,稀釋10n倍,PH=a+n ;
若為弱酸,PH=a,稀釋10n倍,a< PH<a+n;
若酸的溶液無限稀釋,則無論酸的強弱,PH一律接近於
⒉若為鹼:
強鹼,PH=a,稀釋10n倍,PH=a-n;
弱鹼,PH=a,稀釋10n倍,a-n.< PH<a;
若鹼的溶液無限稀釋,則無論鹼的強弱,PH一律接近於7.
三、混合型(多種溶液混合)
(1)強酸混合
強酸混合後溶液的pH求算的方法是:先求出混合後的c(H+)混,
即:c(H+)混=[c(H+)1V1+c(H+)2V2]÷(V1+V2)再根據公式pH=-lg{c(H+)}求pH.
若兩強酸等體積混合,可採用速演算法:混合後溶液的pH等於混合前溶液pH小的加上0.3.
如pH=3和pH=5的兩種鹽酸等體積混合後的pH= .
若按體積比2:3混合後溶液的pH= .
(2)強鹼溶液混合
強鹼混合後溶液的pH求算的方法是:先求出混合後的c(OH-)混
即:c(OH-)混=[c(OH-)1V1+c(OH-)2V2]÷(V1+V2),再通過KW求出c(H+),最後求pH.
若兩強鹼溶液等體積混合,可採用速演算法:混合後溶液的pH等於混合前溶液pH大的減去0.3.
如pH=9和pH=11兩種NaOH溶液等體積混合後的pH= .若按體積比2:3混合後溶液的pH= .
⑷強酸和強鹼溶液混合
這里的混合,實為中和,要發生反應:H++OH-=H2O,中和後溶液的pH有三種情況:
①若恰好中和,pH=7
②若酸有剩,根據中和後剩餘的c(H+)即C(H+)(過)=[C(H+)1V1-C(OH-)2V2)]/(V1+V2)再求pH.;此時pH<7
③若吵攔鹼有剩,根據中和後剩餘的c(OH-),即C(OH-) (過)=[C(OH-)1V1-C(H+)2V2)]/(V1+V2),然後通過KW求出c(H+),最慎坦後求pH.此時pH>7
例8.求99mL,pH=1的H2SO4與100mLpH=13的NaOH混合後,溶液的pH=
答案:pH=11

❸ 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。

❹ 如何求ph值

ph計算公式是ph=-lg[H+]。咐鉛ph是指酸鹼度,酸鹼度描述的是水溶液的酸鹼性強弱程度,熱力學標准狀況時,pH=7的水溶液呈中性,pH<7者顯酸性,pH>7者顯鹼性,ph范圍在0到14之間,只適用於稀溶液,氫離子濃度或氫氧根離子濃度大於1molL的溶液的酸鹼度直接用濃度表示。

pH值定義

pH值,亦稱氫離子濃度指數、酸鹼值,是溶液中氫離子活度的一種標度,也就是通常意義上溶液埋舉酸鹼程度的衡量標准,氫離子是氫原子失去一個電子形成的陽離子,帶一個單位正電荷,某些情況下,也能形成帶一個單位負電荷的陰離子,稱為氫負離子(H-)。

在水分子的沖擊作用下,酸會電離出氫離子,此時氫離子過量,溶液呈酸性,且氫離子越多,酸性彎簡碧越強,同樣,如果鹼在水中電離出過量的氫氧根離子,那麼溶液就是鹼性的,且氫氧根離子越多,氫離子就越少,鹼性就越強。

❺ 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)

❻ 大學化學強酸弱鹼混合液ph計算

pH的計算:

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+]。

詳細解釋:

1、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+]>。

2、[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(燃者電離度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;

(6)大學普通化學ph怎麼求擴展閱讀:

、簡單酸鹼溶液的pH計算:

1、由pH= -lg[H+],只要求得[H+]即可;困段笑

2、一元強酸:[H+]=C酸 二元強酸:[H+]=2C酸;

3、弱酸:[H+]=Cα,再求pH;

4、一元強鹼[OH-]=C鹼,二元強鹼:[OH-]=2C鹼;

二、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;

4、酸溶液pH不汪含可能大於7,鹼溶液pH不可能小於7;

三、強酸、強鹼溶液的混合

等體積混合時:

1、若pH相差2個單位以上「pH混=pH小+0.3;

2、若pH相差1個單位「pH混=pH小+0.26;

3、若pH相差2個單位以上「pH混=pH大-0.3;

4、若pH相差1個單位「pH混=pH大-0.26;

❼ 化學PH的求法

設aL HAC和aL NaOH混合。
NaOH + CH3COOH = CH3COONa+H20 1a mol 1a mol
從上面可鎮型以看出,酸鹼正好中和,理論上PH=7.
但實際上 CH3COONa溶液是顯鹼性的,即PH>7.原因是CH3C00-與水電離的H+結合者旅賣形成HAC,達到平衡。但消耗了水電離出首逗的H+,OH-濃度就增大了。所以顯鹼性。

❽ pH計算方法(大學)

以甘氨酸(H2NCH2COOH)為例,pKa1指的是-COOH的電離,好禪pKa2指的是-NH3(+)的電離(類似於CH3COOH的帶局酸性強於NH4(+))
公式pH=pKa+lg([共軛鹼]/[酸])只是個近似公式,要計算任蠢襪讓意pH時可以考慮分布系數的圖演算法

❾ pH計算方法(大學)

ph值計算方法:

單一溶液pH的計算方法:

1、強酸

cmol·L-1HnA強酸溶液,c(H+)=ncmol·L-1―→pH=-lgnc。

2、強鹼

cmol·L-1B(OH)n強鹼溶液,c(OH-)=ncmol·L-1,

n(H+)=mol·L-1―→pH=14+lg_nc。

混合溶液pH的計算方法如下圖:

(9)大學普通化學ph怎麼求擴展閱讀

pH是水溶液最重要的理化參數之一。

凡涉及水溶液的自然現象。化學變化以及生產過程都與pH有關,因此,在工業、農業、醫學、環保和科研領域都需要測量pH。

pH是沒有計量單位的,不是任何一個單位都有計量單位,像pH、化學平衡常數、電離平衡常數都沒有計量單位。

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