游離酸演算法

㈠ 0.2mol/l碳酸鈉的氫離子和氫氧根離子的濃度怎麼算

碳酸鈉在溶液中電離成碳酸根離子和鈉離子，鈉離子不水解，碳酸根離子水解，方程式如下：CO₃²⁻+H₂O ⇌ HCO₃⁻+OH⁻HCO₃⁻+H₂O ⇌ H₂CO₃+OH⁻【方法一】精確的演算法溶液中共有：CO₃²⁻、HCO₃⁻、H₂CO₃、OH⁻、H⁺共5種離子/分子濃度未知，即5個未知數。可列出的五個方程為：①、一級電離平衡（二級水解平衡）；②、二級電離平衡（一級水解平衡）；③、水電離平衡；④、正負離子電量平衡（鈉離子電量用0.2×2代入，是常數，不是未知數）；⑤、含碳離子/分子濃度總和=0.2。因此，這是一個五元方程組，五個未知數五個方程，可以解出結果。【注】為了簡化計算，濃度非常小的[H⁺]、[H₂CO₃]在加減法中可以忽略掉，以避免產生高次方程。這樣的話，最後應該只需要解一元二次方程即可算出結果。【方法二】稍粗糙的演算法①、相對一級水解來說，二級水解比例要小很多，其產生的[OH⁻]、[H₂CO₃]可以忽略。②、在鹼性溶液中，水電離產生的[OH⁻]也可以忽略。因此，將碳酸鈉看成只有一級水解來估算，則：CO₃²⁻+H₂O ⇌ HCO₃⁻+OH⁻Kb=[HCO₃⁻]·[OH⁻]/[CO₃²⁻]忽略①、②兩個因素後，[HCO₃⁻]=[OH⁻]，則有：[OH⁻]²≈[CO₃²⁻]×Kb查表得：碳酸根CO₃²⁻的Kb=1.78×10⁻⁴，則有：[OH⁻]≈√(0.2×1.78×10⁻⁴)≈5.967×10⁻³則：[H⁺]=10⁻¹⁴÷[OH⁻]≈1.676×10⁻¹²pH≈11.78

㈡ 為什麼磷化檢驗中*5就能得出酸點

沒有這種說法，用溴酚藍指示劑測游離酸，用酚酞指示劑測總酸，分開滴定就弄簡單

㈢ 如何計算磷酸基團

可以用乘法計算的呢。
DNA單鏈的兩端各有一個游離的磷酸基團，雙鏈有四個，所以磷酸基因的演算法以此類推就可以知道有多少磷酸基因了。

㈣ 高中化學，電離平衡常數，請看完我的問題在回答一定要仔細看

首先想確定一下你是希望得到一個正確答案還是希望知道你演算法之中的錯誤之處？
如果是後者，那麼我只能說你用了一系列很不嚴謹的說明和化學裡面不存在的方法，如果是使用數學方法是需要積分的。
如果是前者，那麼我就來詳細闡述一下。
首先一樓所說的水解是可以完全不用考慮的，因為有強酸的存在，混合之後的pH不可能比2.3大，根據分析化學的定義，這種狀態下直接忽略掉水的解離（強酸大量存在下同時氫離子濃度遠大於氫氧根濃度）。
5樓使用了同樣錯誤的思考模式和同樣錯誤的公式，事實上這個公式是有條件的，而這些條件題目中並未給出，所以這道問題的關鍵是對這一系列未給出的條件進行分類並討論。
首先這是一道混合酸求pH 問題，已知量為c(HB)=0.01mol/L，未知量為c(HC)=x，K(HA)=y，其中()代表角標。以下[]表示平衡濃度。
列出PBE（質子平衡式）可知0.005+[A-]+[OH-]=[H+]
由於[H+]>0.005，可忽略[OH-]一項，故[H+]=0.005+[A-]，由於K(HA)=[H+][A-]/[HA]，其中[HA]=c(HA)/2-[A-]，故K[HA]=[H+][A-]/(c(HA)/2-[A-])。
故[A-]=c(HA)K(HA)/2([H+]+K(HA))原式可化為[H+]=0.005+c(HA)K(HA)/2([H+]+K(HA))
①以下分情況討論，由於恆有c(HA)K(HA)>20Kw，當c(HA)>200K(HA)時，
對於弱酸HA有([H+])^2=c(HA)K(HA)，即xy=0.0001
[H+]=0.005+0.00005/([H+]+K(HA))
當[H+]>200K(HA)時，可忽略K(HA)，解上式得[H+]=0.01，故pH=2
當[H+]200K(HC)和c(HC)K(HC)=0.0001同時存在，可知K[HA]0.005，故K[HA]>0.000025
對於[H+]=0.005+0.00005/([H+]+K(HA))可求解得[H+]=(0.005-K(HA)+(K(HA)^2+0.01K(HA)+0.000225)^(1/2))/2
由導數法不難證明在定義域(0.000025,0.0005*根號2)上，函數是單調遞減函數。當K(HA)=0.000025時，代入上式有[H+]2
②當c(HA)<200K(HA)時
對於弱酸HA有[H+]=(-K(HA)+(K(HA)^2+4c(HA)K(HA))^(1/2))/2=0.01
化簡該式移項平方後有4c(HA)K(HA)=0.0004+0.02K(HA)。
故對於[H+]=0.005+c(HA)K(HA)/2([H+]+K(HA))
可化為[H+]=0.005+(0.00005+0.0025K(HA))/([H+]+K(HA))
可求解得[H+]=(0.005-K(HA)+(K(HA)^2+0.02K(HA)+0.000225)^(1/2))/2
同理可求，函數定義域為(0.0005*根號2,1)
由導數法證明在該定義域上，當K=0.4901時函數有最小值。分別將當K(HA)=0.0005*根號2與K=1代入上式有都可得到[H+]2
綜上所述，混合之後的pH>=2
(不是我不寫詳細過程，我的草紙用了兩篇，實在是沒法寫。)

㈤ 高中化學里，ka，kb，kn，kw，ksp，分別是什麼意思對比一下。。

Ka是弱酸的電離平衡常。

Kb是弱鹼的電離平衡常數。

Kw是水的離子積常數。

Kh是弱鹼陽離子或弱酸陰離子的水解常數。

Ksp是難溶物的溶度積常數。

(5)游離酸演算法擴展閱讀：

弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，（水）溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在化學方程式中的計量數為冪的乘積，跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學方程式中的計量數為冪的乘積的比值，

即溶液中電離出來的各離子濃度乘積（c（A+）*c（B-））與溶液中未電離的電解質分子濃度（c（AB））的比值是一個常數，叫做該弱電解質的電離平衡常數。 這個常數叫電離平衡常數，簡稱電離常數。

㈥ 高中化學求解

PART 1:
1酸鹼混合溶液的PH，酸和鹼混合後它們首先會發生酸鹼中和反應，所以不能直接用「10的負14次方/氫氧根離子的濃度+氫離子的濃度」的方法計算混合溶液的PH，（還需要考慮酸鹼中和反應）。
因為NaOH的體積是過量的，也就意味NaOH中氫氧根離子的濃度大於HCL中氫離子的濃度
2所以算混合溶液的PH：先需要計算出在NaOH與HCL中和之後溶液中剩餘的氫氧根離子的濃度（用NaOH中總的氫氧根離子的濃度減去發生中和反應的氫氧根離子的濃度）；在用水的離子積（10的-14次方）除以溶液中剩餘的氫氧根離子的濃度後就可以得到溶液中剩餘的氫離子的濃度；最後再將該氫離子的濃度取負對數，也就是混合溶液的PH。
3溶液中剩餘的氫氧根離子的濃度演算法：NaOH中總的氫氧根離子的濃度減去發生中和反應的氫氧根離子的濃度。由於酸鹼中和反應的反應體積比為1：1，而且NaOH過量，所以發生中和反應的氫氧根離子的濃度就等於HCL中氫離子的濃度；而且酸和鹼的體積均為1L，混合溶液的體積則為2L；溶液中剩餘的氫氧根離子的濃度=n/v=(0.01-0.0001) /2
PART 2:
1參見PART 1的2；
2樓主，你看錯題目了，「0.2mol/L 的CH3COOH與等體積水混合後PH=1？」因為醋酸是弱電解質，弱電解質在水中使部分電離的，所以混合溶液的PH應該在1~2之間。
解釋：樓主可以想像一下，如果是0.2mol/L 的一元強酸與等體積水混合的話，因為強酸在水中是完全解離（有幾摩爾的一元強酸就有幾摩爾的氫離子，即氫離子全部以游離形式存在），那麼混合溶液的PH就是1；如果是0.2mol/L 的一元弱酸與等體積水混合的話，因為弱酸在水中是部分解離（有a摩爾的一元弱酸就有小於a摩爾的氫離子，即氫離子不是全部以游離形式存在），那麼混合溶液的PH在1~2之間。
純手打，望採納~

㈦ PKa值與PH值的關系

1. 區別：PH是溶液氫離子濃度的負對數，是表示溶液酸鹼程度的數值。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。但電離度取負對數後的PKa值越大，酸液越弱。

2. 聯系：PH是溶液氫離子濃度的負對數，是表示溶液酸鹼程度的數值。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。但電離度取負對數後的PKa值越大，酸液越弱。

(7)游離酸演算法擴展閱讀:

一、pH的計算之一

常用H+濃度來表示溶液的酸鹼性,當[H+]小於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,並稱為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,則pH= -lg[H+]=7.在其他中性溶液中[H+]=[OH-]=10-7mol·L-1,pH也為7；酸性溶液中[H+]＞[OH-],其pH＜7；

鹼性溶液中[H+]＜[OH-],其pH＞7.氫氧離子濃度的負對數也可表示為pOH,則溶液的pH + pOH = 14,pH=14 - pOH.計算溶液的pH關鍵在於正確求出各種溶液的[H+],具體計算如下：

例1 計算0.01mol·L-1鹽酸溶液的pH.

解 鹽酸是強電解質,在水中全部電離[H+]=0.01mol·L-1pH=-lg[H+]=-lg 0.01=2

答 該溶液的pH為2.

例2 計算c=0.1mol·L-1醋酸溶液（電離度α=1.34％）的pH.

解 醋酸是弱電解質在水中部分電離

[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 該溶液的pH為2.87.

例3 計算c（NaOH）=0.1mol·L-1氫氧化鈉溶液的pH.

解 NaOH為強電解質在水中全部電離

[OH-]=0.1mol·L-1

pH= -lg[H+]=-lg10-13=13

另一演算法：

pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13

答 該氫氧化鈉溶液的pH為13.

例4 某溶液的pH=5求該溶液的H+和OH-的濃度.

解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5（mol·L-1）

答 該溶液的H+濃度為10-5mol·L-1,OH-的濃度為10-9mol·L-1

二、pH的計算之二

1．簡單酸鹼溶液的pH

由pH= -lg[H+],只要求得[H+]即可.

（1）一元強酸：[H+]=C酸 二元強酸：[H+]=2C酸

弱酸：[H+]=Cα,再求pH.

（2）一元強鹼[OH-]=C鹼,二元強鹼：[OH-]=2C鹼,

2．強酸,強鹼的稀釋

（1）強酸稀釋過程pH增大,可先求稀釋後溶液的[H+],再求pH.

（2）強鹼稀釋後pH減小,應先求稀釋後,溶液中的[OH-],再求[H+],才能求得pH.

（3）極稀溶液應考慮水的電離.

酸溶液pH不可能大於7,鹼溶液pH不可能小於7.

3．強酸、強鹼溶液的混合

等體積混合時：

若pH相差2個單位以上「pH混=pH小+0.3」

若pH相差1個單位「pH混=pH小+0.26」

（2）兩強鹼混合：

等體積混合時：

若pH相差2個單位以上「pH混=pH大-0.3」

若pH相差1個單位「pH混=pH大-0.26」

（3）強酸、強鹼溶液混合：

若恰好中和,溶液pH=7.

再求[H+]混,再求pH.

㈧ 如何求0.1mol/LNaAc溶液的理論PH值

題目首先應該指明是在常溫下，醋酸根當成一元弱鹼處理，Kb=Kw/Ka,用[OH-]=√(Kb*c) 然後算出[H+]=Kw/[OH-]

那麼PH=14+lg√Kb·c，已知Ka=1.75×10^-5，Kb=10^-14/1.75×10^-5

理論PH值=14+lg√(0.1×10^-14/1.75×10^-5)=14-5.12=8.88

(8)游離酸演算法擴展閱讀：

為了便於理解和說明pH，這里闡述一下水的電離和水的離子積常數。

水的電離：水是一種極弱的電解質，可以發生微弱的電離，其電離方程式為：2H₂O≒H₃O⁺ + OH⁻，簡寫為H₂O≒H⁺ + OH⁻，是一個吸熱過程。水的電離受溫度影響，加酸加鹼都能抑制水的電離。水的電離是水分子與水分子之間的相互作用而引起的，因此極難發生。實驗測得，25℃時1L純水中只有1×10⁻⁷mol的水分子發生電離。由水分子電離出的H⁺和OH⁻數目在任何情況下總相等。25℃時，純水中[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁷mol/L。

水的電離

水的離子積常數：[H⁺]·[OH⁻]=KW，其中KW稱作水的離子積常數，簡稱水的離子積；[H⁺]和[OH⁻]是分別是指整個溶液中氫離子和氫氧根離子的總物質的量濃度。KW只隨溫度變化而變化，是溫度常數。如25℃，[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁷mol/L，KW=1×10⁻¹⁴；100℃時，[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁶mol/L，KW=1×10⁻¹²。

溶液酸性、中性或鹼性的判斷依據是：[H⁺]和[OH⁻]的濃度的相對大小．在任意溫度時溶液[H⁺]>[OH⁻]時呈酸性，[H⁺]=[OH⁻]時呈中性，[H⁺]<[OH⁻]時呈鹼性．但當溶液中[H⁺]、[OH⁻]較小時，直接用[H⁺]、[OH⁻]的大小關系表示溶液酸鹼性強弱就顯得很不方便．為了免於用氫離子濃度負冪指數進行計算的繁瑣，數學上定義pH為氫離子濃度的常用對數負值，即：pH=-lg[].在pH的計算中[H⁺]指的是溶液中氫離子的物質的量濃度，單位為mol/L，在稀溶液中，氫離子活度約等於氫離子的濃度，可以用氫離子濃度來進行近似計算。

㈨ 電離平衡常數如何表示也是ksp

Kc是平衡濃度、Kp是平衡壓強,這個指平衡時的狀況,沒有一般表達式
Ksp是沉澱溶解平衡常數,等於離子濃度冪的乘積,例如Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]
Ksp[Fe(OH)3]=[Fe3+]*([OH-]^3)
Ka是酸的電離平衡常數Ka(HAc)=[H+][Ac-]/[HAc]
Kb是鹼的電離平衡常數,演算法與酸類似
Kw是水的離子積常數,Kw=[H+][OH-]
298K,101kPa條件下Kw=1.0*10^(-14)