弱酸及其共轭碱如何计算pH

因为弱酸的电离程度很小,所以PH=1的HA（弱酸）实际物质的量浓度远大于0.1mol/L所以PH=1的HA（弱酸）与PH=13的NaOH混合后,其实有大量的酸剩余,故显酸性而0.1molHA（弱酸）与

计算PH肯定要氢离子浓度,弱酸不是全部电离那就需要其他数据,比如知道溶液浓度和弱酸的电离度可以算出氢离子浓度；或者有些根据电荷守恒可以算出氢离子浓度,要看具体情况

强碱弱碱强酸弱酸

Ka=（H+）×（A-）/（HA）Kb=（OH-）×（HA）/（A-）由上式可得,Ka*Kb=Kw=10^-14.代入H+和A-（和H+相等）的浓度10^-5,和HA的浓度0.1（近似计算）.可得Ka

由于一般物质的Ka1和Ka2相差较大,因此一般这类计算只考虑酸根的一级碱式电离,中学称一级水解.以Na2CO3为例,写出其电离方程式：CO32-+H2O=(可逆)HCO3-+OH-,Kb1=Kw/Ka

因为弱酸,比如磷酸和磷酸二氢根离子的混合溶液,如果向其中加入酸,则磷酸二氢根离子水解消耗氢离子,如果加入碱,则磷酸和氢氧根离子中和,所以无论加入酸还是碱,对溶液中的氢离子浓度或氢氧根离子浓度影响不大,

酸失去一个氢离子所得产物即为该种酸的共轭碱碱得到一个氢离子所得产物即为该种碱的共轭酸

共轭酸碱有这样一个关系PkaxPkb=10^-14,所以则0.1mol/L共轭碱NaB溶液的pH=13追问：这是大学的题,答案不对啊,不是用这种思维啊回答：我也是刚学了,不信你可以看大一无机与分析化学

pH=4.5===》HAc/Ac-pH=9.5===>HCO3-/CO32-pH=pKa+log([Ac-]/[HAc])5=4.74+log([Ac-]/0.2)所以,[Ac-]=0.2x10^0.

缓冲容量是指使1L溶液的pH增加d(pH)单位时所需强碱的物质的量db;或使pH降低d(pH)单位时所需加入强酸的物质的量db.弱酸及其共轭碱缓冲体系的有效缓冲范围约在pH为pKa±1的范围,即约有两

[H+]=(KaKw/Kb)^1/2

用ph试纸,看颜色在哪个段,一般是无法计算的再问：是计算再答：应该按溶液浓度和电离程度计算了再答：再答：其实就是计算氢离子浓度，取对数。再问：什么是对数再答：log啊？没学过？再问：有点忘了，我看看。

缓冲溶液的PH的计算式可以从酸的电离式中退出来HA==（H+）+（A-）Ka=[H+][A-]/[HA]两边取负对数-lgKa=-lg[H+]-lg([A-]/[HA])即-lgKa=PH-lg([A

这个可以推导,设某弱酸HA.K=[H+]*[A-]/[HA],则1/[H+]=[A-]/([HA]*K)取对数,则-lg[H+]=-lgK+lg([A-]/[HA])因为pH=-lg[H+],pKa=

例：Cmol/L的HA解离.达到平衡时,[A-]=[H+],弱酸HA的平衡浓度〔HA〕＝C-[H+]Ka=[A-][H+]/[HA〕＝[H+]^2/(C-[H+])（因为〔H+〕很小,所以C-[H+]

pH=9.已知0.10mol/L一元弱酸HB溶液的pH=3.0,可以求出Ka,根据Ka,可以求出Kb.B-的改变量是可以忽略不计的.根据Kb列方程,可求出[OH-]=10^-5M故pH=9.

HAcAc-+H+设Xmol/L的HAc解离,生成Xmol/L的[Ac-]和[H+]Ka=1.75x10^-5=[H+][Ac-]/[HAc]=X^2/(0.1-X)[H+]=X=0.00132mol

酸给出质子,碱接受质子.弱酸则给出质子能力不强,反过来说共轭碱就越有结合质子的能力,碱性就越强.

这类问题基本方法是：利用质子条件式.二元弱酸H2A一级电离H2A→HA-+H+,其溶液中（H+）=（HA-）+（OH-）①那么再依据电离平衡（H2A）=（HA-）*（H+）②,Kw=（H+）*（OH-

共轭酸-共轭碱HAc-NaAcNH4Cl-NH3