ph值演算法

1. 關於化學PH值演算法

公式：pH=
-lg（H+）
解釋：pH是用來表示溶液酸鹼性的一個指標，對溶液中氫離子濃度取負對數的值就是pH值。
意義：任何水溶液里都有氫離子和氫氧根離子，在溫度一定的時候，兩種離子濃度的乘積為一定值（常溫時，該值=1.0×10^-14）。這樣，只要知道氫離子濃度，就可以計算出氫氧根離子濃度，從而比較出兩離子濃度的大小，進一步得知溶液的酸鹼性。

2. 強鹼弱酸鹽的PH如何計算

由於一般物質的Ka1和Ka2相差較大，因此一般這類計算只考慮酸根的一級鹼式電離，中學稱一級水解。
以Na2CO3為例，寫出其電離方程式：
CO32-
+
H2O
=(可逆)
HCO3-
+
OH-，Kb1=Kw/Ka1=[HCO3-][OH-]/[CO32-]
由於不考慮二級電離，因此可以認為[HCO3-]=[OH-]，設其為x。假設溶液的濃度是c，則[CO32-]=c-x。根據平衡常數列出方程：
x^2/(c-x)=Kb1
解這個方程，得到x，可以得到[OH-]，繼而得到pH。
另外，有一種簡便演算法：當溶液滿足c/Kb<400時，可以近似認為c-x≈c，此時
x=(cKb)^(1/2)

3. ph值計算公式要全的

pH的計算之一

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+]。

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+]＞[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

另一演算法：

pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13

答 該氫氧化鈉溶液的pH為13。

例4 某溶液的pH=5求該溶液的H+和OH-的濃度。

解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5（mol·L-1）

答 該溶液的H+濃度為10-5mol·L-1，OH-的濃度為10-9mol·L-1

pH的計算之二

1．簡單酸鹼溶液的pH

由pH= -lg[H+]，只要求得[H+]即可。

（1）一元強酸：[H+]=C酸 二元強酸：[H+]=2C酸

弱酸：[H+]=Cα，再求pH。

（2）一元強鹼[OH-]=C鹼，二元強鹼：[OH-]=2C鹼，

2．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。

酸溶液pH不可能大於7，鹼溶液pH不可能小於7。

3．強酸、強鹼溶液的混合

等體積混合時：

若pH相差2個單位以上「pH混=pH小+0.3」

若pH相差1個單位「pH混=pH小+0.26」

（2）兩強鹼混合：

等體積混合時：

若pH相差2個單位以上「pH混=pH大-0.3」

若pH相差1個單位「pH混=pH大-0.26」

（3）強酸、強鹼溶液混合：

若恰好中和，溶液pH=7。

再求[H+]混，再求pH。

4. ph計算公式是什麼

ph計算公式是ph=-lg[H+]。

ph是指酸鹼度。酸鹼度描述的是水溶液的酸鹼性強弱程度。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。酸鹼度是溶液中氫離子活度的一種標度，也就是通常意義上溶液酸鹼程度的衡量標准。

測定方法

在待測溶液中加入pH指示劑，不同的指示劑根據不同的pH會變化顏色，例如：

（1）將酸性溶液滴入石蕊試液，則石蕊試液將變紅；將鹼性溶液滴進石蕊試液，則石蕊試液將變藍（石蕊試液遇中性液體不變色）。根據指示劑的研究就可以確定pH的范圍。

（2）將無色酚酞溶液滴入酸性或中性溶液，顏色不會變化；將無色酚酞溶液滴入鹼性溶液，溶液變紅。註：在有色待測溶液中加入pH指示劑時，應選擇能產生明顯色差的pH指示劑。

5. ph值如何計算

ph值計算方法：

單一溶液pH的計算方法：

1、強酸

cmol·L－1HnA強酸溶液，c（H＋）＝ncmol·L－1―→pH＝－lgnc。

2、強鹼

cmol·L－1B（OH）n強鹼溶液，c（OH－）＝ncmol·L－1，

n（H＋）＝mol·L－1―→pH＝14＋lg＿nc。

混合溶液pH的計算方法如下圖：

其中［H＋］指的是溶液中氫離子的活度（有時也被寫為［H3O＋］，水合氫離子活度），單位為摩爾／升，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。

(5)ph值演算法擴展閱讀：

1、在25°C下，pH＝7的水溶液（如：純水）為中性，這是因為水在25°C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是1×10−7mol／L。

2、pH小於7說明H＋的濃度大於OH−的濃度，故溶液酸性強，而pH大於7則說明H＋的濃度小於OH−的濃度，故溶液鹼性強。所以pH愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的鹼性也就愈強。

3、在非水溶液或25°C的條件下，pH＝7可能並不代表溶液呈中性，這需要通過計算該溶劑在這種條件下的電離常數來決定pH為中性的值。如373K（100℃）的溫度下，水的離子積常數為5．5×10−13，即pH約為6．13，此時為中性溶液。

6. pH值是什麼意思

PH值的意思如下：

ph值稱為氫離子濃度指數，是溶液中氫離子活動的一種標志。PH值是水溶液的酸鹼性強弱程度表現方式。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值來源：

氫離子濃度指數（hydrogen ion concentration），一般稱為「pH」，由丹麥生物化學家Soren Peter Lauritz Sorensen在1909年提出。符號p來自德語Potenz，意思是「濃度」；H代表氫離子（hydrogen ion）。

以上內容參考網路-PH值

7. pH值怎麼計算求解答

pH的計算之一常用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+]。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+]＞[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-1pH= -lg[H+]=-lg10-13=13另一演算法：pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13答 該氫氧化鈉溶液的pH為13。例4 某溶液的pH=5求該溶液的H+和OH-的濃度。解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5（mol·L-1）答 該溶液的H+濃度為10-5mol·L-1，OH-的濃度為10-9mol·L-1 pH的計算之二 1．簡單酸鹼溶液的pH由pH= -lg[H+]，只要求得[H+]即可。（1）一元強酸：[H+]=C酸 二元強酸：[H+]=2C酸弱酸：[H+]=Cα，再求pH。（2）一元強鹼[OH-]=C鹼，二元強鹼：[OH-]=2C鹼，2．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。酸溶液pH不可能大於7，鹼溶液pH不可能小於7。3．強酸、強鹼溶液的混合等體積混合時：若pH相差2個單位以上「pH混=pH小+0.3」若pH相差1個單位「pH混=pH小+0.26」（2）兩強鹼混合：等體積混合時：若pH相差2個單位以上「pH混=pH大-0.3」若pH相差1個單位「pH混=pH大-0.26」（3）強酸、強鹼溶液混合：若恰好中和，溶液pH=7。再求[H+]混，再求pH。]

8. 怎樣用氫氧根離子的濃度計算pH值

方法一：已知氫氧根離子的濃度，取其負對數，根據POH+PH=14，用14減去POH數值，即可得出pH值。

方法二：根據水的離子積常數：[H⁺]·[OH⁻]=Kw=1×10⁻¹⁴，先用Kw除以氫氧根離子濃度，計算出氫離子濃度，然後再取其負對數，得到PH值。

溶液的pH值，是指氫離子濃度的負對數，即pH=-lg[H⁺]。式中[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。

(8)ph值演算法擴展閱讀：

關於pH值

在標准溫度（25℃）和壓力下，pH=7的水溶液為中性，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值小說明H⁺的濃度大於OH⁻的濃度，故溶液酸性強，而pH值增大則說明H⁺的濃度小於OH⁻的濃度，故溶液鹼性強。所以pH值愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的鹼性也就愈強。

9. PH值是如何計算出來的

pH的計算之一

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+]。

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+]＞[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

另一演算法：

pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13

答 該氫氧化鈉溶液的pH為13。

例4 某溶液的pH=5求該溶液的H+和OH-的濃度。

解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5（mol·L-1）

答 該溶液的H+濃度為10-5mol·L-1，OH-的濃度為10-9mol·L-1

pH的計算之二

1．簡單酸鹼溶液的pH

由pH= -lg[H+]，只要求得[H+]即可。

（1）一元強酸：[H+]=C酸 二元強酸：[H+]=2C酸

弱酸：[H+]=Cα，再求pH。

（2）一元強鹼[OH-]=C鹼，二元強鹼：[OH-]=2C鹼，

2．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。

酸溶液pH不可能大於7，鹼溶液pH不可能小於7。

3．強酸、強鹼溶液的混合

等體積混合時：

若pH相差2個單位以上「pH混=pH小+0.3」

若pH相差1個單位「pH混=pH小+0.26」

（2）兩強鹼混合：

等體積混合時：

若pH相差2個單位以上「pH混=pH大-0.3」

若pH相差1個單位「pH混=pH大-0.26」

（3）強酸、強鹼溶液混合：

若恰好中和，溶液pH=7。

再求[H+]混，再求pH。