緩沖液的ph計算方法

㈠ 緩沖溶液ph計算公式是什麼

緩沖溶液ph計算公式:ph=min*b。

普通pH緩沖溶液按組成不同可分三大類：弱酸-弱鹼型緩沖溶液（即共軛酸鹼緩沖溶液）、酸式鹽緩沖溶液、強酸或強鹼溶液。在一些特殊情況下也使用混合體系的緩沖溶液（兩種pKa相近的共軛酸鹼緩沖溶液混合而成）。大家比較熟悉的是共軛酸鹼緩沖溶液，例如，HAc-NaAc、HF-NH4F、NH3-NH4Cl。

使用緩沖溶液的注意事項：

不少緩沖溶液都含有易揮發組分，如，氨-氯化銨中的氨酷酸-醋酸鈉中的醋酸。現在，不少實驗室引入了定量加液器，用定量加液器加試劑，具有簡便准確誤差恆定的特點，特別是在做成批樣品時更顯出它的優越性。

不少同志也喜歡用它來加緩沖液，但是應注意緩沖液不能長久存放在定量加液器中，因該器皿不密閉，易造成氨的揮發(醋酸-醋酸鈉緩沖液中的醋酸也同理)，從而，導致溶液失效，正確的做法是緩沖液應適量配製，使用後及時密閉並置於低溫中保存。

㈡ 緩沖溶液ph計算公式是什麼

緩沖溶液ph計算公式是：K=[H+]*[A-]/[HA]。

設某弱酸HA

K=[H+]*[A-]/[HA]

則1/[H+]=[A-]/([HA]*K)

取對數,則-lg[H+]=-lgK+lg([A-]/[HA])

因為pH=-lg[H+],pKa=-lgK

所以pH=pKa+lg([A-]/[HA])

也就是說pH=pKa+lg(鹼/酸)或pH=pKa-lg(酸/鹼)

緩沖溶液作用原理和pH值：

當往某些溶液中加入一定量的酸和鹼時，有阻礙溶液pH變化的作用，稱為緩沖作用，這樣的溶液叫做緩沖溶液。弱酸及其鹽的混合溶液（如HAc與NaAc），弱鹼及其鹽的混合溶液（如NH3·H2O與NH4Cl）等都是緩沖溶液。

由弱酸HA及其鹽NaA所組成的緩沖溶液對酸的緩沖作用，是由於溶液中存在足夠量的鹼A-的緣故。當向這種溶液中加入一定量的強酸時，H 離子基本上被A-離子消耗。

㈢ 緩沖溶液ph計算公式是什麼

緩沖溶液ph計算公式：ph=min*b。

pH緩沖溶液抵抗外加強酸、強鹼的能力可以用緩沖容量β來表示，緩沖容量的意義是，使1L緩沖溶液的pH增大1個單位時需加入的強鹼（NaOH）的物質的量（mol），或減小1個pH單位時時需加入的強酸（HCl）的物質的量，顯然β越大，緩沖外加強酸強鹼的能力就越大。β與pH、總濃度C及共軛弱酸鹼的濃度比有關（反映在下式的分布分數δ中）。

緩沖溶液注意事項

為了保證緩沖溶液有足夠強的緩沖能力，在配製緩沖溶液時，需要做到：為使共軛酸鹼對的濃度比接近於1，應根據所需要維持的pH范圍選擇合適的緩沖對，使其中的弱酸的PKa等於或接近於所要求的pH。

例如生物培養液中需用PH=7.0的緩沖溶液，已知H2PO4-的pKa2=7.21，因此，H2PO4—HPO42-是可以選擇的合適的緩沖對。如若配製PH=9.0的緩沖溶液，則可選擇NH3·H2O-NH4Cl緩沖對（pKa（NH4+）=9.25）。

㈣ 緩沖溶液ph計算公式是什麼

緩沖溶液ph計算公式：ph=min*b。

緩沖溶液指的是由弱酸及其鹽、弱鹼及其鹽組成的混合溶液，能在一定程度上抵消、減輕外加強酸或強鹼對溶液酸鹼度的影響，從而保持溶液的pH值相對穩定。

酸鹼度描述的是水溶液的酸鹼性強弱程度，用pH來表示。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0~14之間，只適用於稀溶液，氫離子濃度或氫氧根離子濃度大於1mol/L的溶液的酸鹼度直接用濃度表示。

pH值的范圍控制：

許多化學反應（包括生物化學反應）需要在一定的pH值范圍內進行，然而某些反應有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值會隨反應的進行而發生變化，從而影響反應的正常進行。在這種情況下，就要藉助緩沖溶液來穩定溶液的pH值，以維持反應的正常進行。

在無機化學的教學中，為了使學生根據反應所要控制的pH值范圍，能正確選擇和配製緩沖溶液，就需要要求學生對緩沖溶液pH值的計算公式熟練掌握並能靈活應用。