酸鹼混合ph值計算方法

Ⅰ 高二化學酸鹼混合PH值計算方法（詳細：酸-酸 酸-鹼 鹼-鹼）如題 謝謝了

1、兩強酸或兩強鹼混合後溶液的ｐＨ 方法：求出混合後的ｃ（Ｈ ＋ ）或ｃ（ＯＨ － ），一般混合後體積不改變，即總體積為兩者之和。 例題：求40ml0.5mol/LHCl和10ml0.3mol/LHCl混合後溶液的ｐＨ＝？ 求ｐＨ＝２的HCl和ｐＨ＝４的H 2 SO 4 等體積混合後的ｐＨ＝？ 求ｐＨ＝10的NaOH和ｐＨ＝8的Ba(OH) 2 等體積混合後的ｐＨ＝？ 注意：兩強鹼混合時應先求出混合後的ｃ（ＯＨ － ），再根據水的離子積換算出ｃ（Ｈ ＋ ） 結論： 兩強酸ｐＨ相差2或2以上的，等體積混合：ｐＨ＝ｐＨ 小 ＋0.3 兩強鹼ｐＨ相差2或2以上的，等體積混合：ｐＨ＝ｐＨ 大 －0.3 2、. 強酸和強鹼混合後的ｐＨ 方法：因強酸和強鹼混合後會發生：Ｈ ＋ ＋ＯＨ － ＝Ｈ ２ Ｏ，所以要求出剩餘的Ｈ ＋ 濃度或ＯＨ － 濃度，再求出ｐＨ。 例題：等體積的0.1ｍｏｌ/Ｌ的鹽酸與0.06ｍｏｌ/Ｌ的Ba(OH) 2 溶液混合後的ｐＨ＝？ ｐＨ＝2的鹽酸和ｐＨ＝10的氫氧化鈉等體積混合後的ｐＨ＝？ ｐＨ＝4的硫酸和ｐＨ＝10的氫氧化鈉等體積混合後的ｐＨ＝？ ｐＨ＝6的鹽酸和ｐＨ＝10的氫氧化鋇等體積混合後的ｐＨ＝？ 結論：強酸（ｐＨ 酸 ）和強鹼（ｐＨ 鹼 ）等體積混合後如： ｐＨ 酸 ＋ｐＨ 鹼 ＝14 則混合後的 ｐＨ＝7 ｐＨ 酸 ＋ｐＨ 鹼 <14 則混合後的 ｐＨ<7 ｐＨ＝ｐＨ酸＋0.3 ｐＨ 酸 ＋ｐＨ 鹼 >14 則混合後的 ｐＨ>7 ｐＨ＝ｐＨ鹼－0.3 高考熱點例釋：1.在25 0 Ｃ時，若10體積某強酸溶液與1體積某強鹼混合後，溶液呈中性， 則混合之前該酸的ｐＨ與鹼的ｐＨ之間應滿足的關系是 。 2.將ｐＨ＝3的強酸和ｐＨ＝12的強鹼混合，當混合後的ｐＨ等於11時，強酸與強鹼的體積比是 。 3.在25 0 Ｃ時有ｐＨ為ａ的ＨＣｌ和ｐＨ為ｂ的ＮａＯＨ溶液，取ＶａＬ該鹽酸 用該ＮａＯＨ溶液中和，需ＮａＯＨ溶液ＶｂＬ，問： ⑴若ａ＋ｂ＝14，則Ｖａ/Ｖｂ＝ ⑵若ａ＋ｂ＝13，則Ｖａ/Ｖｂ＝ ⑶若ａ＋ｂ>14，則Ｖａ/Ｖｂ＝ , Ｖａ Ｖｂ

求採納

Ⅱ 高二化學「酸鹼混合PH值」的計算方法（詳細：酸-酸 酸-鹼 鹼-鹼）

1、兩強酸或兩強鹼混合後溶液的pH
方法：求出混合後的c（H
＋
）或c（OH
－
），一般混合後體積不改變，即總體積為兩者之和。
例題：求40ml0.5mol/LHCl和10ml0.3mol/LHCl混合後溶液的pH＝？

求pH＝2的HCl和pH＝4的H
2
SO
4
等體積混合後的pH＝？

求pH＝10的NaOH和pH＝8的Ba(OH)
2
等體積混合後的pH＝？

注意：兩強鹼混合時應先求出混合後的c（OH
－
），再根據水的離子積換算出c（H
＋
）
結論：
兩強酸pH相差2或2以上的，等體積混合：pH＝pH
小
＋0.3
兩強鹼pH相差2或2以上的，等體積混合：pH＝pH
大
－0.3

2、.
強酸和強鹼混合後的pH
方法：因強酸和強鹼混合後會發生：H
＋
＋OH
－
＝H
2
O，所以要求出剩餘的H
＋
濃度或OH
－
濃度，再求出pH。
例題：等體積的0.1mol/L的鹽酸與0.06mol/L的Ba(OH)
2
溶液混合後的pH＝？

pH＝2的鹽酸和pH＝10的氫氧化鈉等體積混合後的pH＝？


pH＝4的硫酸和pH＝10的氫氧化鈉等體積混合後的pH＝？

pH＝6的鹽酸和pH＝10的氫氧化鋇等體積混合後的pH＝？

結論：強酸（pH
酸
）和強鹼（pH
鹼
）等體積混合後如：

pH
酸
＋pH
鹼
＝14則混合後的pH＝7
pH
酸
＋pH
鹼
<14則混合後的pH<7pH＝pH酸＋0.3
pH
酸
＋pH
鹼
>14則混合後的pH>7pH＝pH鹼－0.3

高考熱點例釋：1.在25
0
C時，若10體積某強酸溶液與1體積某強鹼混合後，溶液呈中性，
則混合之前該酸的pH與鹼的pH之間應滿足的關系是。

2.將pH＝3的強酸和pH＝12的強鹼混合，當混合後的pH等於11時，強酸與強鹼的體積比是。

3.在25
0
C時有pH為a的HCl和pH為b的NaOH溶液，取VaL該鹽酸
用該NaOH溶液中和，需NaOH溶液VbL，問：
⑴若a＋b＝14，則Va/Vb＝
⑵若a＋b＝13，則Va/Vb＝
⑶若a＋b>14，則Va/Vb＝
,
Va
Vb

Ⅲ 混合溶液中的PH值的計算方法

基本過程都是先算 C（ H+)。再用公式 pH=-lgC(H+)如果是酸溶液混合，一般都是強酸+強酸了，先算溶液中總的H+濃度，注意體積等於兩溶液體積之和。（近似處理的，忽略體積變化）如果是鹼溶液混合，計算的也主要是強鹼+強鹼， 一定要先算 OH-的濃度（因為在混合中，OH-的量守恆），再根據水的離子積算出 C（H+），最後是 PH如果是酸鹼溶液混合，也是強酸+強鹼，一定要進行過量判斷，二者都不過量，則呈中性。如果酸過量，則算過量的H+的濃度，如果鹼過量，則先算OH-濃度，再是Ｈ＋濃度，最後才是ｐＨ如０．２ｍｏｌ／ＬＨＣｌ＋０．０５ｍｏｌ／ＬＮａＯＨ體積比 3：2混合，求混合溶液的PHc(H+)=(0.2*3-0.05*2)/(3+2)=0.1mol/L PH=1

Ⅳ 混合溶液的ph怎麼計算

兩溶液混合後得到的是，HB/B-為共軛酸鹼對的緩沖溶液，剩餘的一元酸與一元酸鈉的濃度相同，根據緩沖溶液PH的計算公式： PH=PKa-lg[HB]/[B-] 因為[HB]=[B-]，所以lg[HB]/[B-]=0，那麼 PH=PKa=-lg2*10^-4=3.70

例如：

用C表示物質的量濃度

混合後溶液電荷守恆：

C(NH4+)+C(H+)====C(Ac-)+C(Cl-)+C(OH-)

物料守恆：

C(Ac-)+C(NH4Ac)====C(NH4+)+C(NH4Ac)====0.1mol/mL

聯立：

C(H+)====0.1+C(OH-)

因為溶液中：

C(H+)*C(OH-)=10^zhuan-14

故解得

C(H+)^2-0.0001C(H+)-10^-14=0

C(H+)約等於（這里把10^-14約了）10^-4

故pH=4

(4)酸鹼混合ph值計算方法擴展閱讀：

溶液酸性、中性或鹼性的判斷依據是：[H⁺]和[OH⁻]的濃度的相對大小．在任意溫度時溶液[H⁺]>[OH⁻]時呈酸性，[H⁺]=[OH⁻]時呈中性，[H⁺]<[OH⁻]時呈鹼性

但當溶液中[H⁺]、[OH⁻]較小時，直接用[H⁺]、[OH⁻]的大小關系表示溶液酸鹼性強弱就顯得很不方便．為了免於用氫離子濃度負冪指數進行計算的繁瑣，數學上定義pH為氫離子濃度的常用對數負值，即：pH=-lg[]。

在pH的計算中[H⁺]指的是溶液中氫離子的物質的量濃度，單位為mol/L，在稀溶液中，氫離子活度約等於氫離子的濃度，可以用氫離子濃度來進行近似計算。

Ⅳ 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（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；

(5)酸鹼混合ph值計算方法擴展閱讀：

一、簡單酸鹼溶液的pH計算：

1、由pH= -lg[H+],只要求得[H+]即可；

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；

Ⅵ 混合溶液的pH值怎麼計算

混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：（先求[H＋]混：將兩種酸中的H＋離子數相加除以總體積，再求其它）[H＋]混 ＝（[H＋]1V1＋[H＋]2V2）/（V1＋V2）
2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH－]混：將兩種酸中的OH－離子數相加除以總體積，再求其它）[OH－]混＝（[OH－]1V1＋[OH－]2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接計算[H＋]混）
3、強酸與強鹼的混合：（先據H＋＋OH－ ＝＝H2O計算餘下的H＋或OH－，
H＋有餘，則用餘下的H＋數除以溶液總體積求[H＋]混；OH－有餘，則用餘下的OH－數除以溶液總體積求[OH－]混，再求其它）
說明：
1、在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！
2、混合液的pH值是通過計算混合液的[H＋]混或[OH－]混求解的，因此，計算時一定要遵循「酸按酸」「鹼按鹼」的原則進行。
3、不同體積的溶液相互混合時，混合後溶液的體積都會發生改變，但在不考慮溶液體積的變化時，我們可近似認為體積具有加和性，即混合後體積等於原體積的和，當題目給出混合後溶液的密度時，則不能運用體積的加和性來計算溶液的體積，而應該用質量與密度的關系求算溶液的體積。
（四）稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀＝pH原＋n （但始終不能大於或等於7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀＜pH原＋n （但始終不能大於或等於7）
3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀＝pH原－n （但始終不能小於或等於7）
4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀＞pH原－n （但始終不能小於或等於7）
說明：
1、常溫下不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後pH均為7。
2、稀釋時，弱酸、弱鹼電離程度增大，弱電解質電離產生的離子增多，溶液中c（H＋）和c（OH－）變化較慢，因此溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼則沒有電離程度的影響，所以變化得快。

Ⅶ 酸鹼溶液混合，關於pH的計算

呵呵
很簡單
因為是強酸、強鹼，所有都完全電離出氫離子和氫氧根。
這里a+b+12，那麼肯定是酸濃度大，鹼濃度小。才有可能他們的PH值a+b=12。比如：酸PH為3，鹼PH為9。要讓他們中和為PH值=7，也就是中性。肯定鹼的體積多。
根據PH定義為lg（OH-）計算，10^2=100
鹼的體積是酸體積的100倍，10^2=100
。
如果a+b=14，那麼酸鹼體積相同。
實質就是判斷酸鹼的濃度。PH之和為14，酸鹼濃度相當（酸的氫離子和鹼的氫氧根含量相同）；PH之和小於14，則酸的濃度大；PH之和大於14，則鹼的濃度大。中和的體積比就是10的多少次方的關系。
比如PH之和為13，那麼酸中H離子濃度為鹼中OH根濃度的10倍。中和是酸的體積就是鹼的體積的10倍。
另外一類，就是要判斷酸和鹼的電解能力，是強酸還是弱酸；是強鹼還是弱鹼；再進行計算。

Ⅷ 混合溶液中的PH值的計算方法

經驗公式：等體積混合，兩鹼液ph之差>=2，ph混=大的-0.3。差等於1，ph混=大的-0.26。兩酸液ph之差>=2，ph混=小的+0.3。差等於1，ph混=小的+0.26。不用log因為不是特殊值的對數值我們得查表或用計算器。

Ⅸ 酸鹼混合的PH計算公式

強酸
，
等體積混合，如果兩種酸的ph差值≥2
時，
混合溶液的ph
= 較小的ph
+0.3
（其實就是較濃的酸被等體積的水稀釋，
那個0.2=
lg
2
,
酸的溶液越稀釋ph越大)

強鹼，
等體積混合，如果兩種鹼的ph差值≥2
時，
混合溶液的ph
=
較大的ph
-0.3

Ⅹ 混合溶液ph值的計算是什麼

混合溶液ph值的計算如下：

例如：

用C表示物質的量濃度。

混合後溶液電荷守恆：

C(NH4+)+C(H+)====C(Ac-)+C(Cl-)+C(OH-)。

物料守恆：C(Ac-)+C(NH4Ac)====C(NH4+)+C(NH4Ac)====0.1mol/mL。

C(H+)====0.1+C(OH-)。

因為溶液中：

C(H+)*C(OH-)=10^-14。

故解得。

C(H+)^2-0.0001C(H+)-10^-14=0。

C(H+)約等於（這里把10^-14約了）10^-4。

故pH=4。

准確表示溶液的pH。

在標准溫度（25℃）和壓力下，pH＝7的水溶液（例如：純水）為中性，這是因為水在標准溫度和壓力下自然電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的乘積（水的離子積常數）始終是1×10⁻¹⁴，且兩種離子的濃度都1×10⁻⁷mol/L。

pH小說明H⁺的濃度大於OH⁻的濃度，故溶液酸性強；而pH大，則說明H⁺的濃度小於OH⁻的濃度，故溶液鹼性強。於是，pH愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的鹼性也就愈強。