ph的计算是什么呢?
ph的计算是pH=-lg[H+]。
ph的计算公式是pH=-lg，PH一般指氢离子浓度指数，是指溶液中氢离子的总数和总物质的量的比，氢离子活度指数的测定，定性方法可通过使用pH指示剂，pH试纸测定。pH是水溶液中氢离子活度的表示方法，计算方法为pH=-logaH+。
ph的用途：
废水处理，在废水处理过程中，从水中去除了重金属，有机化合物和其他有毒物质。在此过程中，需要通过向水中添加化学品以将溶解的废物与液体分离来调节pH值。处理污水或用于制造中的循环水的工厂的管理人员需要监控pH值，以确保水可以安全地进入下一阶段的处理。
以便在清洁过程结束时得到纯净安全的水。水产养殖水产养殖业是一个价值数十亿美元的产业，负责供应世界近一半的海鲜。为了保持水生生物的生命并确保其健康至足以被食用，该领域的公司需要定期监控pH值的变化。一般来说，鱼在6.5至9.0的pH值范围内壮成长。
食品和饮料，监测任何食品或饮料产品生产中的pH值很重要。例如，当饮料制造中使用的水太酸性时，消费者可能潜在地损害他们的牙列。公司还需要监控食品生产中的pH值，以确保其产品安全食用和高质量。此外，类似萨拉米香肠的肉类产品的pH值应低于5.3，以防止细菌生长。
ph值如何计算
ph值计算方法：
单一溶液pH的计算方法：
1、强酸
cmol·L－1HnA强酸溶液，c（H＋）＝ncmol·L－1―→pH＝－lgnc。
2、强碱
cmol·L－1B（OH）n强碱溶液，c（OH－）＝ncmol·L－1，
n（H＋）＝mol·L－1―→pH＝14＋lg＿nc。
混合溶液pH的计算方法如下图：
其中［H＋］指的是溶液中氢离子的活度（有时也被写为［H3O＋］，水合氢离子活度），单位为摩尔／升，在稀溶液中，氢离子活度约等于氢离子的浓度，可以用氢离子浓度来进行近似计算。
扩展资料：
1、在25°C下，pH＝7的水溶液（如：纯水）为中性，这是因为水在25°C下自然电离出的氢离子和氢氧根离子浓度的乘积（水的离子积常数）始终是1×10−14，且两种离子的浓度都是1×10−7mol／L。
2、pH小于7说明H＋的浓度大于OH−的浓度，故溶液酸性强，而pH大于7则说明H＋的浓度小于OH−的浓度，故溶液碱性强。所以pH愈小，溶液的酸性愈强；pH愈大，溶液的碱性也就愈强。
3、在非水溶液或25°C的条件下，pH＝7可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定pH为中性的值。如373K（100℃）的温度下，水的离子积常数为5．5×10−13，即pH约为6．13，此时为中性溶液。
PH计算，在线等
设碱的体积为v1，由题意可知碱的浓度为0
005mol/L,氢氧根离子浓度为0
01mol/L,设盐的体积为v2，浓度为c2，当Ba恰好完全沉淀时，Ba离子量等于根离子量，0
005v1=c2*v2，（1）此时溶液ph为11，氢氧根浓度为0
001，Ba（OH）2+NaHSO4=NaOH+H2O+BaSO4，追寻氢氧根可知，（0
01v1-c2*v2）/（v1+v2）=0
001（2），将（1）带入（2），0
01v1-0
005v1=0
001（v1+v2），0
004v1=0
001v2，v1：v2=1:4
解答完毕
分析化学PH计算，在线等，重谢！！说清思路！！
1、反应完全时，是NH4Cl溶液，氧化铵的浓度也就是铵离子的浓度C=0.1000/2＝0.05000mol/l
氯化铵的水解常数pKh＝9.26
水解后溶液中的浓度[H+]＝根号下（Kh*C）--------------------->pH=（pKh－lgC）/2=(9.26－lg0.05)/2=[9.26－(－1.30)]/2=(9.26+1.30)/2＝5.3
2、(a)等当点前，加入19.98ml时，仍有0.02mlNH3H2O没有反应，是－氯化铵溶液，其pH=pKwh+lg([NH3H2O]/[NH4+])，此时[NH3H2O]=0.02/(20+19.98)*0.1=0.00005
[NH4]=19.98/(20+19.98)*0.1=0.05，pH=9.26+lg(0.00005/0.05)=9.26+lg(0.001)=6.3
(b)等当点后，加入20.02ml时，有0.02ml剩余，这时溶液中的[H+]=0.02/(20+20.02)*0.1=0.00005，pH=4.3
故，滴定的突跃范围是pH＝6.3－4.3
3、三种指示剂中，中性红和百里酚蓝的变色范围与滴定的突跃范围没有重合。只有甲基红重合。故甲基红是最合适的指示剂。
特别说明：原题中NH4的pKa表述应该是有误的。一般pKa用来表示酸的电离常数，pKb用来表示碱的电离常数，而题目中所给的实际上是NH4+的水解常数，通常用pKh表示。
望对你有所帮助！祝你学习进步，学业有成！
pH怎样算出来的呀？
pH的计算：
常用H+浓度来表示溶液的酸碱性,当[H+]小于1mol·L-1时,为了使用方便,常用氢离子浓度的负对数,即-lg[H+]来表示溶液的酸度,并称为pH,即pH= -lg[H+]。
详细解释：
1、任何物质的水溶液中[H+]·[OH-]=Kw,室温时Kw=1×10-14.纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1,则pH= -lg[H+]=7.在其他中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1,pH也为7；酸性溶液中[H+]＞。
2、[OH-],其pH＜7；碱性溶液中[H+]＜[OH-],其pH＞7.氢氧离子浓度的负对数也可表示为pOH,则溶液的pH + pOH = 14,pH=14 - pOH.计算溶液的pH关键在于正确求出各种溶液的[H+]。
具体计算如下：
例1 计算0.01mol·L-1溶液的pH；
解 是强电解质,在水中全部电离[H+]=0.01mol·L-1pH=-lg[H+]=-lg 0.01=2；
答 该溶液的pH为2；
例2 计算c=0.1mol·L-1溶液（电离度α=1.34％）的pH；
解 是弱电解质在水中部分电离；
[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 该溶液的pH为2.87；
例3 计算c（NaOH）=0.1mol·L-1溶液的pH；
解 NaOH为强电解质在水中全部电离；
[OH-]=0.1mol·L-1；
pH= -lg[H+]=-lg10-13=13；
扩展资料：
一、简单酸碱溶液的pH计算：
1、由pH= -lg[H+],只要求得[H+]即可；
2、一元强酸：[H+]=C酸 二元强酸：[H+]=2C酸；
3、弱酸：[H+]=Cα,再求pH；
4、一元强碱[OH-]=C碱,二元强碱：[OH-]=2C碱；
PH值的计算
PH计算问题是近几年高考的热点问题，为帮助同学们全面的掌握这方面的问题，现对此进行归纳。溶液PH计算的整体思路是：根据PH的定义PH=－lgc(H+)，溶液PH计算的核心是确定溶液中的c(H+)相对大小。 一、单一溶液的PH的计算
若该溶液是酸性溶液，必先确定c(H+)，再进行PH的计算。若该溶液是碱性溶液，必先确定c(OH-)，可根据c(H+)·c(OH-)=Kw换算成c(H+)，再求PH，或引用PH定义，由c(OH-)直接求POH，再根据PH+POH=PKw，换算出PH。
例1、求室温下1.0×10-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH。
解析：由题意c(OH-)=2.0×10-3mol/L，c(H+)·c(OH-)=Kw，c(H+)= Kw/
c(OH-)=5.0×10-12mol/L，PH=－lgc(H+)=－lg5.0×10-12=11.3。
或由题意c(OH-)=2.0×10-3mol/L，POH=－lgc(OH-)=－lg2.0×10-3=2.7，PH+POH=PKw，PH+2.7=14，PH=11.3。
二、溶液稀释后的PH的计算
1、强酸或强碱的稀释
在稀释强酸或强碱时，当它们的浓度大于10-5mol/L时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10-5mol/L时，应考虑水的电离。
如PH=6的，稀释100倍，稀释后PH≈7（不能大于7）；PH=8的溶液，稀释100倍，稀释后PH≈7（不能小于7）；PH=3的，稀释100倍，稀释后PH=5；PH=10的溶液，稀释100倍，稀释后PH=8。
例2、室温时将PH=5的溶液稀释1000倍后，则c(H+):c(SO42-)是（ ）
A. 2:1 B. 21:1 C. 20:1 D. 22:1
解析：PH=5时，c(H+)酸=1×10-5mol/L，c(SO42-)=5×10-6mol/L，稀释1000倍后，由电离出的c(H+)酸=1×10-8mol/L，c(SO42-)=5×10-9mol/L，考虑水的电离受的抑制，设水电离出的c(H+)为xmol/L，故水电离出的c(OH-)也为xmol/L，根据水的离子积在室温时为一常量，得方程(x+10-8)·x=10-14，解得x=9.5×10-8，故c(H+):c(SO42-)=[c(H+)酸+c(H+)水]:
c(SO42-)=10.5×10-8 mol/L: 5×10-9mol/L=21:1，故应选B。
2、弱酸或弱碱的稀释
在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其PH范围。
如PH=3的溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH＜5；PH=10的，稀释100倍，稀释后8＜PH＜10；PH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH≤5；PH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤PH＜10。
例3、PH=11的溶液和溶液，用蒸馏水稀释100倍，二者的PH的关系是（ ）
A．的PH大于的PH
B．的PH小于的PH
C．都比原来小
D．比原来的大，比原来的小
解析：为弱碱，为强碱，稀释100倍之后，的9＜PH＜11，而溶液的PH=9。故选A、C。
三、溶液混合后的PH的计算
两种溶液混合后，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，一般来说溶液的体积没有加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说明）。
1、两强酸混合后的PH的计算
先求混合后的c(H+)混，再直接求PH。即：c(H+)混=[ c(H+)1×V1+ c(H+)2×V2]/（V1+ V2）。
例4、PH=4的和PH=2的等体积混合后，溶液的PH最接近于（ ）
A．2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7
解析：由题意PH=4的，c(H+)1=1.0×10-4mol/L；PH=2的，c(H+)2=1.0×10-2mol/L。c(H+)混=（1.0×10-4mol/L×V
+1.0×10-2mol/L×V）/2V=5.0×10-3mol/L，PH= 2.3。故应选B。
2、两强碱混合后的PH的计算
先求混合后的c(OH-)混，再间接求PH。即：c(OH-)混=[ c(OH-)1×V1+ c(OH-)2×V2]/（V1+
V2）。
知识拓展——0.3规则（近似规则）
若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2个或2 个以上时，混合液的PH有如下近似规律：
两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3；
两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大－0.3。
如上述例4若用0.3规则，就很方便，混合液的PH= PH小+0.3=2+0.3= 2.3。
3、强酸与强碱溶液混合后的PH的计算
根据n(H+)与n(OH-)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
⑴强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。
⑵若酸过量，溶液呈酸性，n(H+)＞n(OH-)，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V总。
⑶若碱过量，溶液呈碱性，n(OH-)＞n(H+)，c(OH-)混=[ n(OH-)－n(H+)]/V总，再求出c(H+)混。
例5、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4mol/L混合后，溶液的PH最接近于（ ）
A. 0.5 B. 1.7 C. 2 D. 13.2
解析：由题意知，酸碱中和反应后，酸过量，c(H+)混=[
n(H+)－n(OH-)]/V总=（0.032mol－0.03mol）/0.1L=0.02mol/L，PH=1.7，故应选B。
⑷若未标明酸碱的强弱，混合后溶液PH不定，应分析讨论。
①若强酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合，PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，PH=7；PH1+
PH2＞14，则溶液呈碱性，PH＞7；PH1+ PH2＜14，则溶液呈酸性，PH＜7。
②若酸（PH1）和碱（PH2）等体积混合，PH1+
PH2=14，若为强酸与强碱，则恰好反应，PH=7；若为弱酸与强碱，则酸有剩余，PH＜7；若为强酸与弱碱，则碱有剩余，PH＞7。
例6、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后PH一定小于7的是（ ）
A．PH=3的和PH=11的溶液
B．PH=3的和PH=11的
C．PH=3的和PH=11的溶液
D．PH=3的和PH=11的溶液
解析：A、C两选项为强酸与强碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈中性，PH=7。B选项为强酸与弱碱的混合，且PH1+
PH2=14，则溶液呈碱性，PH＞7。D选项为弱酸与强碱的混合，且PH1+ PH2=14，则溶液呈酸性，PH＜7。故应选D。
注意：在相关计算过程中，应遵守“酸按酸，碱按碱，同强混合在之间，异强混合看过量”。 一、酸或碱和稀释分析：强酸、强碱与水混和，其pH值由公式：
例1 pH = 2的稀释一倍后，其溶液pH值为多少？
解：pH = 2 ∴[H+]混 ∴pH 二、强酸与弱酸或强碱与弱碱的混和分析：因弱酸存在电离平衡，混和溶液pH值应根据强酸中H+对弱酸的同离子效应来计算。强碱与弱碱混和与上述分析相似。例2 0.2mol/L和0.2mol/L以1:3的体积比混和后，其pH为多少？（Ka = 1.75×10-5）解：混和后浓度为
CH3COOH====CH3COO- + H+ 平衡浓度：0.15 - x x
X + 0.05
∴pH = -1g [H+]总 = -1g0.05 = 1.31强酸与强酸或强碱与强碱的混和，pH值的计算较为简单，这里不再赘述。三、酸与碱的混和1、强酸与弱碱的混和分析：有三种情况。①强酸过量，则混和溶液的pH值由剩余强酸决定；②弱碱过量，则为剩余弱碱与生成盐构成缓冲溶液的pH值；③恰好反应完，即为生成盐溶液的pH值。例3 0.4mol/L和0.2mol/L等体积混和后溶液pH值为多少？（Kb = 1.77×10-5）解：从反应 NH3·H2O+HC1=NH4C1+H2O可知过剩，其剩余浓度为（0.4 - 0.2）/ 2 = 0.1 (mol / L)∵存在抑制了∴混和后[H+]总 = 0.1mol / L pH = -1g0.1 = 1 若此题的与浓度互换，则变为：剩余为（0.4 - 0.2）/ 2 = 0.1 (mol / L)，生成NH4C1浓度为0.2 / 2 = 0.1 (mol / L)，则混和液pH值为构成NH3·H2O— NH4C1缓冲溶液为pH值：
平衡浓度：0.1- x 0.1 + x x
[H+]总 ∴pH 2、弱酸与强碱的混和分析：也有三种情况。①强碱过量，则剩余强碱的[OH-]决定混和液的pH值；②弱酸过量，则为剩余弱酸与生成的弱酸盐构成缓冲溶液的pH值；③恰好反应完，则为生成的盐溶液的pH值。
例4 计算电离度为0.948%的（Ka = 1.75×10-5）与0.2mol/L溶液等体积混和后，其溶液的pH值？
c 由方程式： CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O分析可知，恰好反应完，生成钠浓度为0.2/2 = 0.1(mol/L),溶液中存在以下平衡：CH3COO— + H2O ==== CH3COOH + OH—CH3COOH ==== CH3COO— + H +
∴[H+] pH 3、
弱酸与弱碱的混和分析：弱酸、弱碱在水中均存在电离平衡，情况较复杂。一般地，电离远大于水解，可作近似计算。①弱酸过量，混和液pH值由剩余弱酸，依近似计算；②弱碱过量,则由剩余弱碱,据③恰好反应完，则由两者电离常数决定，由近似公式： 其中Ka与Kb不能相差太大，否则计算复杂。例5 0.5mol/L与0.5mol/L以2:3体积比混和后，其溶液pH值为多少？解：CH3COOH+NH3·H2O=====CH3COONH4 + H2O从反应比例看，过量，其混和后浓度为 溶液pH值由过量决定。
pOH ∴pH = 14 - pOH = 14 - 2.88 = 11.12 四、酸与弱酸盐与碱与弱碱盐的混和1、强酸与弱酸盐的混和。分析：①强酸过量，则由剩余强酸与生成弱酸决定溶液pH值，如例2；②弱酸盐过量，则为剩余盐与生成的弱酸构成缓冲溶液的pH值；③恰好反应完，则由生成弱酸浓度决定。2、弱酸与同离子弱酸盐的混和。
分析：两者即构成缓冲溶液。 碱与弱碱盐溶液混和情况与上述相似。例6 0.2mol/L与0.4mol/L钠溶液等体积混和后，其pH值为多少？解：CH3COONa + HC1 = CH3COOH + NaC1从反应看钠过量，过量浓度为（0.4 - 0.2）/ 2 = 0.1 (mol/L)，生成浓度为0.2 / 2 = 0.1 (mol/L).
例7 0.2mol / LNaOH溶液与0.2mol / L NH4C1等体积混和后，其pH值为多少？ 解：NaOH + NH4C1 = NaC1 + NH3·H2O浓度为0.2 / 2 = 0.1（mol / L）.
