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ph怎么计算，ph与log计算公式

小知识


各种PH的计算公式 酸性溶液：按C→CH+→pH2、碱性溶液：按C→COH-→CH+→pH3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+ ， 每稀释10n倍 ， pH增大n个单位 ， 但增大后不超过7 ， 酸仍为酸！对于碱溶液中的COH- ， 每稀释10 n倍 ， pH减少n个单位 ， 但减少后不小于7 ， 碱仍为碱！PH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱） ， 稀释相同的倍数 ， pH变化为强酸变化大 ， 弱酸变化小 。 极稀溶液中的pH值的计算 ， 应考虑水的电离 。 4、强酸与强弱溶液混合的计算：反应的实质：H++OH-=H2O三种情况：（1）恰好中和 ， pH=7（2）若余酸 ， 先求中和后的CH+ ， 再求pH 。 （3）若余碱 ， 先求中和后的COH- ， 再通过KW求出CH+ ， 最后求pH 。 或先求pOH ， 再由pH=14-pOH 。 5、已知酸和碱溶液的pH之和 ， 判断等体积混合后的溶液的p H（1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14 ， 则混合后显碱性 ， pH大于7 。 （2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14 ， 则混合后显中性 ， pH等于7 。 （3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14 ， 则混合后显酸性 ， pH小于7 。 （4）若酸与碱溶液的pH之和等于14 ， 强、碱中有一强、一弱 ， 则酸、碱溶液混合后 ， 谁弱显谁性 。 这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和 ， 谁弱谁的H+ 或OH- 有储备 ， 中和后还能电离 ， 显出酸、碱性来
PH计算公式 有关溶液混合时PH计算主要有下列集中情况：
两种酸溶液混合：直接求混合溶液中氢离子浓度 ， 然后求PH
两种碱溶液混合：先求出混合溶液中氢氧根离子浓度 ， 然后求氢离子浓度 ， 再求溶液的PH
酸碱溶液混合：首先判断溶液的酸碱性 。 若酸性 ， 先求氢离子浓度 ， 再求溶液的PH
若溶液碱性 ， 先求氢氧根离子浓度 ， 再求氢离子浓度 ， 最后求PH
溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度乘积等于水的离子积常数
PH等于氢离子浓度的负对数 。
知道pH值怎么计算Ka 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：
1、在25°C下 ， pH＝7的水溶液（如：纯水）为中性 ， 这是因为水在25°C下自然电离出的氢离子和氢氧根离子浓度的乘积（水的离子积常数）始终是1×10?14 ， 且两种离子的浓度都是1×10?7mol／L 。
2、pH小于7说明H＋的浓度大于OH?的浓度 ， 故溶液酸性强 ， 而pH大于7则说明H＋的浓度小于OH?的浓度 ， 故溶液碱性强 。 所以pH愈小 ， 溶液的酸性愈强；pH愈大 ， 溶液的碱性也就愈强 。
3、在非水溶液或25°C的条件下 ， pH＝7可能并不代表溶液呈中性 ， 这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定pH为中性的值 。 如373K（100℃）的温度下 ， 水的离子积常数为5．5×10?13 ， 即pH约为6．13 ， 此时为中性溶液 。

PH值的计算方法 实际上 ， 磷酸是中强酸 ， 其解离是可逆的 ， 在一定条件下有一定的解离常数(用Ka表示) 。 计算PH要依据解离常数 。
比如说：
H3PO4=(应为可逆符号)[H+]+[H2PO4-]

Ka1＝[H+]的浓度×[H2PO4-]的浓度/[H3PO4]的浓度 A式

[H2PO4-]=(应为可逆符号)[H+]+[HPO4（2-）]

Ka2＝[H+]的浓度×[HPO4（2-）]的浓度/[H2PO4-]的浓度 B式

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