混合溶液ph的計算方法

A. 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。

B. 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

(2)混合溶液ph的計算方法擴展閱讀：

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。

C. 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。

D. 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。