【怎么计算ph】pH 是衡量溶液酸碱性强弱的一个重要指标，广泛应用于化学、生物、环境科学等领域。理解如何计算 pH 不仅有助于掌握化学基础知识，还能在实际实验和日常生活中发挥重要作用。
一、pH 的定义
pH 是一个表示溶液中氢离子（H⁺）浓度的对数标度，其数学表达式为：
$$
\text{pH} = -\log_{10} [\text{H}^+
$$
其中，[H⁺] 表示溶液中氢离子的浓度（单位：mol/L）。
二、常见 pH 计算方法
根据不同的情况，pH 可以通过以下几种方式计算：
| 情况 | 公式 | 说明 |
| 强酸溶液 | pH = -log[H⁺] | 如 HCl、H₂SO₄ 等强酸完全离解 |
| 弱酸溶液 | pH ≈ -log(√(Ka × C)) | 假设弱酸离解度较小，使用近似公式 |
| 强碱溶液 | pH = 14 - (-log[OH⁻]) | 由 [OH⁻] 推算 pH |
| 弱碱溶液 | pH ≈ 14 - log(√(Kb × C)) | 类似于弱酸的处理方式 |
| 混合溶液 | pH = -log([H⁺]_总) | 需要先计算混合后的 [H⁺] |
三、具体计算步骤
1. 强酸或强碱溶液
- 强酸：例如 0.1 mol/L 的 HCl 溶液
$$ \text{[H}^+] = 0.1 \Rightarrow \text{pH} = -\log(0.1) = 1 $$
- 强碱：例如 0.01 mol/L 的 NaOH 溶液
$$ \text{[OH}^-] = 0.01 \Rightarrow \text{pOH} = 2 \Rightarrow \text{pH} = 14 - 2 = 12 $$
2. 弱酸溶液
- 例：0.1 mol/L 的 CH₃COOH（醋酸），Ka = 1.8×10⁻⁵
$$ \text{pH} ≈ -\log(\sqrt{1.8×10^{-5} × 0.1}) = -\log(1.34×10^{-3}) ≈ 2.87 $$
3. 混合溶液
- 若将 100 mL 0.1 mol/L HCl 和 100 mL 0.05 mol/L NaOH 混合：
- HCl 提供 0.01 mol H⁺
- NaOH 提供 0.005 mol OH⁻
- 反应后剩余 H⁺ = 0.005 mol，在 200 mL 溶液中：
$$ \text{[H}^+] = 0.005 / 0.2 = 0.025 \Rightarrow \text{pH} = -\log(0.025) ≈ 1.60 $$
四、注意事项
- pH 范围通常在 0 到 14 之间，但极端情况下也可能超出此范围。
- 实验中常用 pH 计或 pH 试纸进行测量，但理论计算仍需掌握。
- 对于多步离解的酸（如 H₂SO₄），需考虑每一步的离解程度。
五、总结
| 内容 | 说明 |
| pH 定义 | 氢离子浓度的负对数 |
| 计算公式 | pH = -log[H⁺] |
| 常见类型 | 强酸、弱酸、强碱、弱碱、混合溶液 |
| 注意事项 | 离解度、浓度、温度影响等 |
通过以上方法，可以较为准确地计算出不同溶液的 pH 值。掌握这些知识不仅有助于学习化学，也能在实际应用中提供有力支持。