怎么計算ph（酸堿度）

換算公式：ph=-lg（cH+）。 換算公式：ph=-lg（cH+），其中H指的是溶液中氫離子的活度，單位為摩爾/升，在稀溶液中，氫離子活度約等于氫離子的濃度，可以用氫離子濃度來進行近似計算。 在標準溫度和壓力下，pH=7的水溶液（如：純水）為中性，這

本文我們將從以下幾個部分來詳細介紹如何計算pH（酸堿度）：計算強酸強堿的酸堿度、計算弱酸弱堿的酸堿度、參考

pH（酸堿度）是用來衡量一個溶液的酸性或堿性的值。利用下面給你的提示，學習如何計算pH值吧。第一部分：計算強酸強堿的酸堿度

弱酸弱堿鹽的計算，得找分析化學課本了，我不學那個，不會算 不過都是一級弱酸弱堿鹽，可以簡單的比較乙酸的Ka和一水合氨的Kb，只能簡單的判斷其酸堿性，無法定量計算 PH：由于醋酸根和銨離子的水解程度相差不大，所以溶液PH在7左右，顯中性

第1步：理解酸堿度的含義。

以一元強酸滴定一元強堿為例： （1）滴定前：以氫氧化鈉來計算PH C(H+)=0.1 PH=-lgC(H+)=1 則：PH=1.00 （2）化學計量點前鹽酸過量,則 C(H+)=[C(HCl).v(HCl)-C(NaOH)V(NaOH)]/v(HCl)+V(NaOH) =0.1(20-V(NaOH)/20+V(NaOH) 按公式：PH=-lgC(H+)計

酸堿度是用通過溶液中潛在的氫離子，來表示某樣物體是酸性或堿性的數值。UC Davis將溶液pH值計算的公式描述為“氫離子濃度的負對數值”， 可以表述為：

一、酸堿混合溶液pH的計算 1.酸堿混合溶液的pH的計算 （1）兩強酸混合：先求出混合液的[H+]混=[c(H+)1V1+ c(H+)2V2] /（V1+ V2），根據pH=-lgc(H+)混關系求出溶液的pH。 （2）兩強堿混合：先求出混合液的[OH-]混=[c(OH-)1V1+ c(OH-)2V2] /（V1+

pH = - log[H₃O+]

將PH值等于3的鹽酸溶液和PH值等于11的氨水等體積混合后 溶液呈堿性 水中H+濃度和OH-濃度相等強酸、弱堿等體積混合的情況下，溶液呈堿性 因為氨水呈弱堿性，在水中不完全電離 NH3·H2O=(可逆)=NH4+ + OH- 而鹽酸是強酸，完全電離。 PH值相同的的情

pH范圍介于0到14之間。如果溶液pH小于7，就是酸性溶液，反之則是堿性溶液。等于7就是中性溶液。

因為氫氧化鈉一元強堿，所以其溶液濃度即是溶液中氫氧根的濃度即：c(NaOH)=c(OH-) 溶液的PH=14-POH 但因為PH值在0-14之間，所以氫氧化鈉溶液的物質的量濃度只能小于1mol/l，如果大于這個濃度，那么就不在pH值范圍之內了。 氫氧化鈉在水處理中可

第2步：理解強酸和強堿的意義。

pH的計算之一 常用H+濃度來表示溶液的酸堿性,當[H+]小于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,并稱為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,

強酸或強堿就是可以幾乎完全溶解于水中的酸或堿化合物。這意味著酸的濃度（氫離子的濃度）很容易計算得到。

酸堿溶液的PH計算方法：pH=-lg[H+]，[H+]表示溶液總氫離子的濃度（mol/L)，計算pH只需要知道氫離子濃度即可。首先，水的離子積常數是10-14，所以：pH+pOH=14,氫離子濃度可以通過化學平衡常數關系算出來。其他的電離、水解方程式也是類似。 1.水

第3步：找出強酸或強堿的濃度。

兩強酸pH相差2或2以上的，等體積混合：pH＝pH小 ＋0.3 兩強堿pH相差2或2以上的，等體積混合：pH＝pH大－0.3 強酸（pH酸）和強堿（pH堿）等體積混合后如： pH酸＋pH堿＝14則混合后的pH＝7 pH酸＋pH堿7pH＝pH堿－0.3

要計算兩者的pH，先要確定兩者溶于水中生成的水合氫離子的濃度（摩爾每升為單位）。

兩強酸pH相差2或2以上的，等體積混合：pH＝pH小 ＋0.3 兩強堿pH相差2或2以上的，等體積混合：pH＝pH大－0.3 強酸（pH酸）和強堿（pH堿）等體積混合后如： pH酸＋pH堿＝14則混合后的pH＝7 pH酸＋pH堿7pH＝pH堿－0.3

如果是商品用溶液，一般都有標在容器上。

呵呵 很簡單 因為是強酸、強堿，所有都完全電離出氫離子和氫氧根。 這里a+b+12，那么肯定是酸濃度大，堿濃度校才有可能他們的PH值a+b=12。比如：酸PH為3，堿PH為9。要讓他們中和為PH值=7，也就是中性?？隙▔A的體積多。 根據PH定義為lg（OH-）計

如果是實驗室中做出來的溶液，產物中水合氫離子的濃度可以通過化學方程平衡得到，摩爾濃度可以通過反應物量得到。

酸堿中和的情況有四種（假設完全反應的）強酸+強堿=強酸強堿鹽+水 PH=7（強酸強堿鹽不水解）強酸+弱堿=強酸弱堿鹽+水 PH＜7 （強酸弱堿鹽水解呈酸性）弱酸+強堿=強堿弱酸鹽+水 PH＞7（弱酸鹽水解呈堿性）弱酸+弱堿=弱酸弱堿鹽+水 PH可能等于

第4步：用pH方程式，計算pH。

以一元強酸(20ml NaOH 0.1mol/L)滴定一元強堿(20ml 0.1mol/LHCl)為例，可分為（1）滴定前（2）化學計量點前（3）化學計量點時（4）化學計量點后。（1)滴定前：以氫氧化鈉來計算PH C(H+)=0.1 PH=-lgC(H+)=1 則： PH=1.00（2）化學計量點前鹽酸過

pH等于剛才得到濃度的負對數。比如：

二氧化碳溶于水，可以產生氫離子。 溶解的二氧化碳越多，那么產生的氫離子也越多，那么氫離子濃度越大，pH就越校 pH反應的是溶液中氫離子的濃度。 氫離子濃度指數是指溶液中氫離子的總數和總物質的量的比。 一般稱為“pH”，而不是“pH值”。 它的數

氫氯酸（鹽酸，HCl）是強酸的例子。0.01M濃度的鹽酸，pH相當于 ?log10(0.01) ，得到 pH = 2。

ph除了是酸堿度外，還是氫離子濃度指數單位。 氫離子活度指數的測定，定性方法可通過使用pH指示劑、pH試紙測定，而定量的pH測量需要采用pH計來進行測定。 使用pH指示劑。在待測溶液中加入pH指示劑，不同的指示劑根據不同的pH值會變化顏色，根據

第二部分：計算弱酸弱堿的酸堿度

以一元強酸滴定一元強堿為例： （1）滴定前：以氫氧化鈉來計算PH C(H+)=0.1 PH=-lgC(H+)=1 則：PH=1.00 （2）化學計量點前鹽酸過量,則 C(H+)=[C(HCl).v(HCl)-C(NaOH)V(NaOH)]/v(HCl)+V(NaOH) =0.1(20-V(NaOH)/20+V(NaOH) 按公式：PH=-lgC(H+)計

第1步：理解弱酸或弱堿的含義。

1. 區別：PH是溶液氫離子濃度的負對數，是表示溶液酸堿程度的數值。PH值越小溶液酸性越強。PKa是弱酸電離常數的負對數，因為不同的弱酸具有不同的電離常數，比如一元弱酸之間的酸性的大小可以比較其電離度的大小，大者酸性較強。但電離度取負對

計算弱酸弱堿的pH比較麻煩。這是因為兩者都不能完全水解，所以溶液濃度不和水和氫離子含量對等。要克服這個問題，你需要用化學平衡的相關知識。

酸堿度就是PH值，PH值是用溶液中氫離子的濃度計算的。這個計算要涉及到對數。就是log。ph值= -log（氫離子的濃度）氫離子的濃度單位是mol/L。 比如1mol/L的HCl溶液中。氫離子濃度就是1mol/L。ph值= -log（1）=0所以ph為0，強酸。 注意一點就是，

確定弱酸的pH，需要解一個二次方程式。

一 酸堿溶液中的基本關系式 物料平衡(mass or material balance)：是指在平衡狀態下，某組分的分析濃度(即該組分在溶液中的總濃度)等于該組分各物種的平衡濃度的總和。 例如:對于濃度為c(HAc)的HAc溶液，其物料平衡為 c(HAc)=［HAc］+［Ac-］

確定弱堿的pH，需要解一個三次方程式。

土壤酸堿度一般可分為以下幾級： pH值 土壤酸堿度 ＜4.5 極強酸性 4.5—5.5 強酸性 5.5—6.5 酸性 6.5—7.5 中性 7.5—8.5 堿性 8.5—9.5 強堿性 ＞9.5 極強堿性 土壤酸堿度對土壤肥力及植物生長影響很大，我國西北、北方不少土壤pH值大，南方紅壤pH

第2步：考慮化學平衡因素。

PH4.5是酸性。 白帶PH為4.5表示是正常。在化學上是酸性的。女性本身內也是酸性的。 通常pH值是一個介于0和14之間的數（濃硫酸pH約為-2），在25℃的溫度下，當pH7的時候，溶液呈堿性，當pH=7的時候，溶液呈中性。 擴展資料： 測定溶液的pH方法

注意平衡在你問題中的應用，同時也要注意平衡常數的表達。

①兩種強酸混合：先求c（H＋）混，再求pH。 ②兩種強堿混合：先求c（OH－）混，再利用Kw求出c（H＋）混，最后求出pH。 解題具體思路： 一看酸堿是否過量：若酸堿恰好完全反應，要考慮生成的鹽是否水解；若酸過量，先求［H＋］，再求pH；若堿過量，

第3步：做出數據表格。

人體酸堿度是指體液的酸堿性強弱程度，一般用PH值來表示。pH值7為中性。 數字越小，代表酸性越強。7是中性的，大于7是堿性的，數字越大表示堿性越大。

這樣可以列出所有物質在溶液中的濃度，以便化學平衡計算。

先要測定溶液中的氫離子的濃度mol/L(摩爾/升)，取它的以10為底的對數（常用對數），再取負值就是了。一句話：氫離子濃度的負對數。pH=-lg[H+]。小于7是酸性，大于7是堿性，等于7是中性。 比如，氫離子的濃度0.0001mol/L，以10為底的對數為-4，pH

第4步：代入化學平衡常數。

國家專門對純凈水制定了《生活飲用水衛生標準》關于pH值的標準范圍，即pH值5.0-7.0。 人體體液的正常pH值在7.35—7.45之間，盡管機體在不斷產生和攝取酸堿類物質，但是體液pH值并不發生明顯變化。這是因為一方面人體體液是一個緩沖體系，pH值受外

第5步：解出二次方程，得到弱酸或弱堿的pH。

測試酸堿度的方法 1、在待測溶液中加入pH指示劑，不同的指示劑根據不同的pH值會變化顏色， 2、滴定時，可以作精確的pH標準。 3、使用pH試紙，pH試紙有廣泛試紙和精密試紙，用玻棒蘸一點待測溶液到試紙上，然后根據試紙的顏色變化并對照比色卡也

參考

http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Acids_and_Bases/PH_Scale/Determining_and_Calculating_pH

http://www.sparknotes.com/chemistry/acidsbases/phcalc/section1.rhtml

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高二化學酸堿混合PH值計算方法（詳細：酸-酸 酸-堿 堿-堿）如題 謝謝了

兩強酸pH相差2或2以上的，等體積混合：pH＝pH小 ＋0.3

兩強堿pH相差2或2以上的，等體積混合：pH＝pH大－0.3

強酸（pH酸）和強堿（pH堿）等體積混合后如：

pH酸＋pH堿＝14　則混合后的　pH＝7

pH酸＋pH堿<14　則混合后的　pH<7　pH＝pH酸＋0.3

pH酸＋pH堿>14　則混合后的　pH>7　pH＝pH堿－0.3

酸堿溶液混合，關于pH的計算

呵呵 很簡單 因為是強酸、強堿，所有都完全電離出氫離子和氫氧根。

這里a+b+12，那么肯定是酸濃度大，堿濃度小。才有可能他們的PH值a+b=12。比如：酸PH為3，堿PH為9。要讓他們中和為PH值=7，也就是中性?？隙▔A的體積多。 根據PH定義為lg（OH-）計算，10^2=100 堿的體積是酸體積的100倍，10^2=100 。

如果a+b=14，那么酸堿體積相同。

實質就是判斷酸堿的濃度。PH之和為14，酸堿濃度相當（酸的氫離子和堿的氫氧根含量相同）；PH之和小于14，則酸的濃度大；PH之和大于14，則堿的濃度大。中和的體積比就是10的多少次方的關系。

比如PH之和為13，那么酸中H離子濃度為堿中OH根濃度的10倍。中和是酸的體積就是堿的體積的10倍。

另外一類，就是要判斷酸和堿的電解能力，是強酸還是弱酸；是強堿還是弱堿；再進行計算。

已知某酸堿濃度如何計算pH？

pH=-lg[H+] H+離子濃度的負對數就是pH值。

酸堿中和有幾種情況?PH值該如何計算?

酸堿中和的情況有四種（假設完全反應的）強酸+強堿=強酸強堿鹽+水 PH=7（強酸強堿鹽不水解）強酸+弱堿=強酸弱堿鹽+水 PH＜7 （強酸弱堿鹽水解呈酸性）弱酸+強堿=強堿弱酸鹽+水 PH＞7（*弱酸鹽水解呈堿性）弱酸+弱堿=弱酸弱堿鹽+水 PH可能等于7，可能大于7，可能小于7（弱酸弱堿鹽水解的酸堿度得看弱酸或者弱堿的一個特定的值）PH=-lg[H+]

酸堿中和滴定PH值計算公式

以一元強酸(20ml NaOH 0.1mol/L)滴定一元強堿(20ml 0.1mol/LHCl)為例，可分為（1）滴定前（2）化學計量點前（3）化學計量點時（4）化學計量點后。（1)滴定前：以氫氧化鈉來計算PH C(H+)=0.1 PH=-lgC(H+)=1 則： PH=1.00（2）化學計量點前鹽酸過量，則 C(H+)=[C(HCl).v(HCl)-C(NaOH)V(NaOH)]/v(HCl)+V(NaOH) =0.1(20-V(NaOH)/20+V(NaOH) 按公式：PH=-lgC(H+)計算(3）化學計量點時：因為酸堿完全中和生成鹽（氯化鈉）和水所以PH=7（4）計量點后：氫氧化鈉過量，則：C(OH-=[C(NaOH)V(NaOH)-C(HCl).v(HCl)]/v(HCl)+V(NaOH) =0.1[V(NaOH)-20]/20+V(NaOH) 按照POH=-lgC(OH-)求出POH,再根據PH+POH=14算出PH

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