一元弱酸弱鹼混合的ph計算方法

1. 一元弱酸(鹼)溶液PH的計算遵循什麼規則

一元弱鹼，一元弱酸因為沒有完全電離，所以不能直接計算氫離子濃度或氫氧根離子濃度。可以根據電離度，也可根據電離常數計算。以下以常見的弱酸CH3COOH為例說明。

2. 酸鹼混合的PH計算公式

①兩種強酸混合：先求c（H＋）混，再求pH。

②兩種強鹼混合：先求c（OH－）混，再利用Kw求出c（H＋）混，最後求出pH。

解題具體思路：

一看酸鹼是否過量：若酸鹼恰好完全反應，要考慮生成的鹽是否水解；若酸過量，先求［H＋］，再求pH；若鹼過量，先求［OH－］。

再由Kw表達式求［H＋］，最後求pH。定性分析時，根據酸鹼過量程度考慮電離或水解。

二看酸或鹼濃度的表達形式：若酸或鹼是已知物質的量濃度的，則要關注酸或鹼的組成與酸或鹼的強弱，二元強酸或二元強鹼的［H＋］或［OH－］是其物質的量濃度的兩倍。

弱酸或弱鹼的［H＋］或［OH－］要比其物質的量濃度小得多；若酸或鹼是已知pH的，則需逆向思維分析酸或鹼濃度，尤其是弱酸或弱鹼的物質的量濃度要比已知pH相應的［H＋］或［OH－］大得多。

三看混合溶液的體積如何變化：由於體積變化，混合後的溶液中各微粒濃度都發生變化。

知三求一：①強酸溶液的［H＋］、②強鹼溶液的［OH－］、③混合溶液的pH、④混合時的體積比，知道其中的三個數據即可求第四個。

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舉例

1、常溫下，取物質的量濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH＝12，則原NaOH溶液的濃度為：

解析：

設原NaOH溶液的濃度為c，由題意可得，混合後NaOH過量，根據

c（OH－）＝0．01mol·L－1＝（3c－2c）／5，求得c＝0．05mol·L－1。

2、室溫下，在一定體積pH＝12的Ba（OH）2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液。當溶液中Ba2＋恰好完全沉澱時，溶液pH＝11。

若反應後溶液的體積等於Ba（OH）2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba（OH）2溶液與NaHSO4溶液的體積比是：

解析：

Ba2＋恰好完全沉澱時，n［Ba（OH）2］＝n（NaHSO4），n（OH－）＝2n（H＋）。設Ba（OH）2溶液的體積為V1，NaHSO4溶液的體積為V2。

由題意知反應後鹼剩餘，混合溶液中：c（OH－）＝10－3mol·L－1＝（10－2mol·L－1V1－0．5×10－2mol·L－1V1）／

（V1＋V2），V1∶V2＝1∶4。

3. 一元弱酸或弱鹼PH計算公式的推導過程

在分析化學中，[H＋]或〔OH－]計算允許的相對誤差一般在±5%以內。以此為標准可以計算各種公式所使用的條件。以一元弱酸HB為例，設其濃度為Cmol*L-1離解常數為Ka。近似公式[H+]=(-ka+√(ka^2+4ka*C))/2 使用條件為：KaC＞20Kw 最簡公式[H+]=√(ka*C) 使用條件為：KaC ＞ 20Kw C/Ka ＞ 400；極稀弱酸計算近似公式[H+]=√((ka*C)+Kw) 使用條件為：KaC＜20 Kw C/Ka＞400；精確計算公式 [H+]3+Ka[H+]2—（Ka*C+Kw）*[H+]—Ka* Kw=0 使用條件為：KaC＜20 Kw C/Ka＜400；

4. 一元弱酸的ph計算公式

一元弱酸的ph計算公式：pH=(pKa1+pKa2)^1/2，一元弱酸指理想狀態下一分子一元弱酸可以電離出一分子氫離子，由於是弱酸，則無法完全電離，例如：氟化氫。
通過pH加以判斷：
1、測定已知物質HB的物質的量濃度的pH，若pH大於同濃度一元強酸的pH，則說明HB為弱酸。
2、取一定體積的HB溶液，測定其pH，再稀釋100倍，若pH增大的程度等於2個單位，則HB為強酸；若pH增大的程度小於2個單位，則HB為弱酸。
3、取HB溶液，測其pH，然後加熱，若pH變小，則說明HB為弱酸（易揮發和易分解的酸一般不用此法）。
/4、取HB溶液，測其pH，然後加入NaB固體少許，若pH變大，說明HB為弱酸。