缓冲溶液pH值的计算讲解

酸碱溶液的pH值计算与调节

酸碱溶液的pH值计算与调节酸碱溶液的pH值是表示溶液酸碱性强弱的重要指标，对于许多化学和生物过程的控制具有至关重要的作用。

了解如何计算和调节酸碱溶液的pH值，有助于我们更好地理解和应用这一概念。

本文将介绍酸碱溶液pH值的计算原理，以及常见的pH调节方法。

一、酸碱溶液pH值的计算原理pH值是用来表示溶液酸碱程度的指标，其取值范围从0到14。

pH值小于7表示酸性溶液，pH值大于7表示碱性溶液，pH值等于7表示中性溶液。

pH值的计算公式如下：pH = -log[H+]其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。

氢离子浓度越高，溶液越酸；氢离子浓度越低，溶液越碱。

在实际应用中，我们往往需要根据溶液中已知的物质的浓度或其他性质，计算得出酸碱溶液的pH值。

不同酸碱物质的计算方法略有差异，但总体思路相似。

二、酸碱溶液pH值的计算方法1. 酸溶液的pH值计算：对于强酸溶液，其pH值可以直接通过以下公式计算：pH = -log[H+]其中[H+]为酸溶液的氢离子浓度，可由溶液的浓度和酸的解离度确定。

对于弱酸溶液，其pH值的计算较为复杂，需考虑酸的解离平衡反应。

一般来说，我们需要根据酸的解离常数（Ka）和溶液中的酸浓度，结合酸的解离平衡反应式，计算得出酸溶液的pH值。

2. 碱溶液的pH值计算：与酸溶液相似，强碱溶液的pH值计算较为简单，可以直接通过以下公式得出：pOH = -log[OH-]pH = 14 - pOH其中[OH-]为碱溶液中的氢氧根离子浓度。

对于弱碱溶液，其pH值计算也需要考虑碱的解离平衡反应和碱的解离常数（Kb）。

通过计算溶液中水的离子积与酸解离常数的比值，再求对数，即可得到碱溶液的pH值。

三、酸碱溶液pH值的调节方法1. 添加酸碱试剂：可以通过添加酸碱试剂来调节溶液的pH值。

例如，如果需要降低溶液的pH值，可以添加酸性试剂，如盐酸或硫酸等。

相反，若需要提高溶液的pH值，则可添加碱性试剂，如氢氧化钠或碳酸氢钠等。

有关缓冲溶液的几个问题.

有关缓冲溶液的几个问题在下面的讨论中将要用到的符号：c a ——弱酸的浓度c b ——弱碱的浓度c s ——盐的浓度Ka ——弱酸的解离常数Kb ——弱碱的解离常数Kw ——水的离子积由于在配制过程中，弱酸、弱碱、盐的浓度的单位都相同，所以就不必注明它们的单位。

一、缓冲溶液本身的pH 值计算公式如下： pH=pKa sa c c lg −（用于酸型缓冲溶液pH 的计算） pH=pKw-pKb s bc c lg+（用于碱型缓冲溶液pH 的计算）二、提高缓冲溶液的缓冲能力的方法。

缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的，对同一种缓冲溶液来说，它们的pH 决定于s a c c （或sb c c ）的比值。

只有当这个比值改变不大，溶液的pH 才不会有大的变化。

为此如欲提高缓冲溶液的缓冲能力，必须：1、适当提高c a （或c b ）和c s 的浓度。

在实际工作中因往往只需控制pH 于一定范围内而无须控制在某一固定pH 值，因此c a （或c b ）和c s 的浓度也不必过高。

当c a（或c b ）和c s 的比约为1时，则它们的浓度可以大致配制在0.1mol/L~1mol/L 为宜。

在此浓度范围内，由下面的计算可见，如每L 溶液中增加0.01molH ＋，则溶液的pH 改变不过在0.01至0.1单位。

以酸型缓冲溶液为例计算。

缓冲溶液原来的pH 值：pH=pKa sa c c lg −=pKa 在c a 和c s 的浓度各为0.1mol/L 时，溶液的pH 值改变为：1.0pKa 0.010.10.01-0.1lg pKa pH 0.1−≈++= 在c a 和c s 的浓度各为1mol/L 时，溶液的pH 值改变为： 01.0pKa 0.0110.01-1lgpKa pH 1−≈++= 2、保持c a （c b ）和c s 的浓度接近，一般以1：1或相近比例配制的缓冲溶液其缓冲能力最大。

例如两者总浓度为2mol/L ，当sa c c ＝1时，每L 溶液增加0.01molH +时，由上面的计算结果，pH 仅改变0.01单位，而当sa c c ＝1/99时，溶液中pH 改变为0.3单位。

缓冲溶液 pH值的推导

缓冲溶液 pH值的推导科普2009-12-0116:45:29阅读873评论13字号:大中小订阅任何人都是可以推倒的!任何公式都是可以推导的!虽然翻开书本就会有现成的公式，也许你会说，背下来直接套用，不是更简单么?诚然，可我们不能知其然不知其所以然，有时候大脑风暴也是一种不错的锻炼方法，至少万一考试时忘了公式，咱还能现成推一遍…1.反应平衡常数K(在弱酸或弱碱的解离/电离反应中又被称为解离常数):维基定义:"可逆化学反应达到平衡时，每个产物浓度系数次幂的连乘积与每个反应物浓度系数次幂的连乘积成正比，这个比值叫做平衡常数。

反应进行得越完全，平衡常数就越大。

"这个定义太他妈拗口了，不知道是哪个语言学家写出来的…不管了，我们就这么想，反应平衡常数是反应化学反应平衡时(饱和不变)，用掉了多少反应物，生成了多少生成物。

比较简便的方法就是观察原来给了多少反应物，现在又生产了多少生成物，所有东西按照浓度来计算，然后做个比例，就能看出反应物被反应掉了百分之多少。

所以K=【生成物】/【反应物】(【】表示浓度)对于A-B的反应，直接套用以上公式，K=【B】/【A】;(-这个符号不确切，对于可逆反应其实应该写=，但是为了科盲阅读方便，我们还是暂时用-)如果是A+B-C+D，光是一个反应物或生成物不能代表结果，但也不能直接相加，所以我们用相乘，也就是K=【C】×【D】/【A】×【B】因为这种数字经常会出现0.00000X或XXX0000这种要么很大要么很小的情况，让我们理解时很不直观，所以这帮变态佬科学家们就采取了一种更不直观的方式--取对数-lgK来代替K(注意负号!)，也就是我们常说的pK值。

pK=-lgK=-lg【生成物(乘积)】/【反应物(乘积)】(为啥你MB要加个负号啊?为什么呢?这到底是为什么呢?!)(数学闲话:lg代表了10的多少次方。

比如100是10的2次方，所以lg100=2;lg1000=3;lg10000=4…而10的1次方就是10，所以lg10=1;10的0次方等于1，所以lg1=0;10的-1次方是1/10，也就是0.1，所以lg0.1=-1，同理lg0.01=-2;lg0.001=-3…同样我们也可以看到，由于10的A次方乘以10的B次方=10的(A+B)次方，所以lgA×B=lgA+lgB，lgA/B=lgA-lgB，lgA^B=BlgA，想不通的自己面壁去…)对于电解质溶液的解离过程(酸或碱或盐在水中的解离/溶解)一般都是这样的方程:(以酸HA为例，A表示某一个酸根离子)HA-H++A-所以此处的平衡常数K也就是解离常数Ks=【H+】×【A-】/【HA】由于一般来说H和A总是成对(因为从一个HA里放出一个酸根离子必然也伴随着一个氢离子)，所以【H+】=【A-】，因此Ks=【H+】×【H+】/【HA】=【H+】^2/【HA】因此pKs=-lgKs=-lg【H+】^2/【HA】=-2lg【H+】+lg【HA】在强酸里，由于所有的HA都会无条件完全解离为H+和A-，因此【H+】=【HA】因此pKs-强酸=-2lg【H+】+lg【H+】=-lg【H+】;同理，pKs-强碱=-lg【OH-】。

缓冲溶液pH的计算

→物理意义：使1L溶液PH值增加或减小dpH 单位时，所需强碱或强酸的量。
dC db da
dpH dpH dpH

H
OH
HA
d[H ] d[OH ] d[HA]

dpH
dpH
dpH
2.3[H ] 2.3[OH ] 2.3 HA ACHA
= 5.0×10-5 mol·L-1
pOH = 4.30 , pH = 14-4.30= 9.70
讨论:强碱滴定强酸的滴定曲线
1）滴定前加入18mL,溶液pH变化仅:2.28-1=1.28；而化学计量点前后共0.04 mL(约1滴),溶液pH 变化为:9.70-4.30=5.40 (突跃)。
2）指示剂变色点(滴定终点)与化学计量点并不一定相同，但相差不超过±0.02mL,相对误差不超过 ±0.1%。符合滴定分析要求。
[In-]=[HIn],pH=pKHIn,溶液的颜色是酸色和碱色的中间色； [In-]/[HIn]=1/10时,则pH1=pKHIn–1,酸色，勉强辨认出碱色；
[In-]/[HIn]=10/1时,则pH2=pKHIn+1,碱色勉强辨认出酸色。
指示剂的变色范围为：pH = pKHIn±1
结论： 1）酸碱指示剂的变色范围取决于指示剂常数值KHIn 2）各种指示剂在变色范围内显示出过渡色 3）指示剂的变色间隔不会大于2个pH单位 4）指示剂加入量影响：适当少些颜色明显；加的多,消耗滴定剂。
dpH dpH
2.根据所需pH求总浓度c: =2.3c·x0·x1
3.按x0与x1的比值配成总浓度为c的缓冲溶液.
例：欲制备200 mL pH=9.35 的NH3NH4Cl缓冲溶液，且使该溶液在加入1.0 mmol 的HCl或NaOH时， pH的改变不大

缓冲溶液pH值计算公式精编版

缓冲溶液pH值计算公式裴老师教你学化学许多化学反应（包括生物化学反应）需要在一定的pH值范围内进行，然而某些反应有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值会随反应的进行而发生变化，从而影响反应的正常进行。

在这种情况下，就要借助缓冲溶液来稳定溶液的pH 值，以维持反应的正常进行。

在无机化学的教学中，为了使学生根据反应所要控制的pH值范围，能正确选择和配制缓冲溶液，就需要要求学生对缓冲溶液pH 值的计算公式熟练掌握并能灵活应用。

缓冲溶液pH值的计算公式，根据缓冲溶液的组成大致可分为两大类型。

1 由弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液设弱酸的浓度为C酸（mol·L-1），弱酸盐的浓度为C盐（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：HA H+ + A- ［1］(P78)平衡时：C酸-x xC盐+xKa°= x（C盐+x）/（C酸-x）x = ［H+］= Ka°（C酸-x）/（C盐+x）由于Ka°值较小，且因存在同离子效应，此时x很小，因而C酸-x≈C酸，C盐+x≈C盐，所以［H+］= Ka°C酸/ C盐将该式两边取负对数：-log［H+］=-logKa°-logC酸/ C盐，所以pH = pKa°-logC酸/ C盐（1）这就是计算一元弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液pH值的通式。

2 由弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液设弱碱的浓度为C碱（mol·L-1），弱碱盐的浓度为C碱（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：B + H2O BH+ + OH- ［2］( P140)平衡时：C碱-x C盐+xxKb°= x（C盐+x）/ （C碱-x）x = ［OH-］= Kb°（C碱-x）/ （C盐+x）由于Kb°较小，且因存在同离子效应此时x很小，因此C碱-x≈C碱，C 盐+x≈C盐，所以，［OH-］= Kb°C碱/ C盐将该式两边取负对数：-log［OH-］=-logKb°-logC碱/ C盐pOH = p Kb°-logC碱/ C盐又因pH = 14 - pOH，所以pH = 14 -pKb°+ logC碱/ C盐（2）这就是计算一元弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液pH值的通式。

氨水氯化铵缓冲溶液ph计算

氨水氯化铵缓冲溶液ph计算
氨水氯化铵缓冲溶液ph计算是一种常用的实验方法，它可以用来测定溶液中酸碱度的大小，也可以用来检验溶液的稳定性。

首先，需要获得溶液所需要的氨水和氯化铵。

氨水用作缓冲剂，氯化铵用作酸碱平衡器。

接着，将氨水和氯化铵按照一定的比例混合，其中混合液的比例可以根据物质的浓度来调节，将氨水的浓度设定为0.107 mol/L,氯化铵的浓度为0.033 mmoL/L，即可确定混合液的浓度。

接下来，通过比重法计算混合液的ph值：若用实验瓶同时倒入氨水和氯化铵，酸碱度搭配会影响液体的密度，从而影响混合液的ph值。

最后，将取得的实验结果与表格中的标准值进行比较，以证明实验的成功与否。

总之，氨水氯化铵缓冲溶液的ph值计算可以帮助科学家准确地测定溶液中酸碱度的大小，以及检验溶液的稳定性，这是临床化学及生物化学研究中的一个重要技术。

在制备混合液时，应该按照准确的比例配混，保证溶液的稳定性，以使测试结果准确无误。

缓冲溶液pH值计算公式(学习资料)