游离酸算法

㈠ 0.2mol/l碳酸钠的氢离子和氢氧根离子的浓度怎么算

碳酸钠在溶液中电离成碳酸根离子和钠离子，钠离子不水解，碳酸根离子水解，方程式如下：CO₃²⁻+H₂O ⇌ HCO₃⁻+OH⁻HCO₃⁻+H₂O ⇌ H₂CO₃+OH⁻【方法一】精确的算法溶液中共有：CO₃²⁻、HCO₃⁻、H₂CO₃、OH⁻、H⁺共5种离子/分子浓度未知，即5个未知数。可列出的五个方程为：①、一级电离平衡（二级水解平衡）；②、二级电离平衡（一级水解平衡）；③、水电离平衡；④、正负离子电量平衡（钠离子电量用0.2×2代入，是常数，不是未知数）；⑤、含碳离子/分子浓度总和=0.2。因此，这是一个五元方程组，五个未知数五个方程，可以解出结果。【注】为了简化计算，浓度非常小的[H⁺]、[H₂CO₃]在加减法中可以忽略掉，以避免产生高次方程。这样的话，最后应该只需要解一元二次方程即可算出结果。【方法二】稍粗糙的算法①、相对一级水解来说，二级水解比例要小很多，其产生的[OH⁻]、[H₂CO₃]可以忽略。②、在碱性溶液中，水电离产生的[OH⁻]也可以忽略。因此，将碳酸钠看成只有一级水解来估算，则：CO₃²⁻+H₂O ⇌ HCO₃⁻+OH⁻Kb=[HCO₃⁻]·[OH⁻]/[CO₃²⁻]忽略①、②两个因素后，[HCO₃⁻]=[OH⁻]，则有：[OH⁻]²≈[CO₃²⁻]×Kb查表得：碳酸根CO₃²⁻的Kb=1.78×10⁻⁴，则有：[OH⁻]≈√(0.2×1.78×10⁻⁴)≈5.967×10⁻³则：[H⁺]=10⁻¹⁴÷[OH⁻]≈1.676×10⁻¹²pH≈11.78

㈡ 为什么磷化检验中*5就能得出酸点

没有这种说法，用溴酚蓝指示剂测游离酸，用酚酞指示剂测总酸，分开滴定就弄简单

㈢ 如何计算磷酸基团

可以用乘法计算的呢。
DNA单链的两端各有一个游离的磷酸基团，双链有四个，所以磷酸基因的算法以此类推就可以知道有多少磷酸基因了。

㈣ 高中化学，电离平衡常数，请看完我的问题在回答一定要仔细看

首先想确定一下你是希望得到一个正确答案还是希望知道你算法之中的错误之处？
如果是后者，那么我只能说你用了一系列很不严谨的说明和化学里面不存在的方法，如果是使用数学方法是需要积分的。
如果是前者，那么我就来详细阐述一下。
首先一楼所说的水解是可以完全不用考虑的，因为有强酸的存在，混合之后的pH不可能比2.3大，根据分析化学的定义，这种状态下直接忽略掉水的解离（强酸大量存在下同时氢离子浓度远大于氢氧根浓度）。
5楼使用了同样错误的思考模式和同样错误的公式，事实上这个公式是有条件的，而这些条件题目中并未给出，所以这道问题的关键是对这一系列未给出的条件进行分类并讨论。
首先这是一道混合酸求pH 问题，已知量为c(HB)=0.01mol/L，未知量为c(HC)=x，K(HA)=y，其中()代表角标。以下[]表示平衡浓度。
列出PBE（质子平衡式）可知0.005+[A-]+[OH-]=[H+]
由于[H+]>0.005，可忽略[OH-]一项，故[H+]=0.005+[A-]，由于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))原式可化为[H+]=0.005+c(HA)K(HA)/2([H+]+K(HA))
①以下分情况讨论，由于恒有c(HA)K(HA)>20Kw，当c(HA)>200K(HA)时，
对于弱酸HA有([H+])^2=c(HA)K(HA)，即xy=0.0001
[H+]=0.005+0.00005/([H+]+K(HA))
当[H+]>200K(HA)时，可忽略K(HA)，解上式得[H+]=0.01，故pH=2
当[H+]200K(HC)和c(HC)K(HC)=0.0001同时存在，可知K[HA]0.005，故K[HA]>0.000025
对于[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
由导数法不难证明在定义域(0.000025,0.0005*根号2)上，函数是单调递减函数。当K(HA)=0.000025时，代入上式有[H+]2
②当c(HA)<200K(HA)时
对于弱酸HA有[H+]=(-K(HA)+(K(HA)^2+4c(HA)K(HA))^(1/2))/2=0.01
化简该式移项平方后有4c(HA)K(HA)=0.0004+0.02K(HA)。
故对于[H+]=0.005+c(HA)K(HA)/2([H+]+K(HA))
可化为[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，函数定义域为(0.0005*根号2,1)
由导数法证明在该定义域上，当K=0.4901时函数有最小值。分别将当K(HA)=0.0005*根号2与K=1代入上式有都可得到[H+]2
综上所述，混合之后的pH>=2
(不是我不写详细过程，我的草纸用了两篇，实在是没法写。)

㈤ 高中化学里，ka，kb，kn，kw，ksp，分别是什么意思对比一下。。

Ka是弱酸的电离平衡常。

Kb是弱碱的电离平衡常数。

Kw是水的离子积常数。

Kh是弱碱阳离子或弱酸阴离子的水解常数。

Ksp是难溶物的溶度积常数。

(5)游离酸算法扩展阅读：

弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，（水）溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在化学方程式中的计量数为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量数为幂的乘积的比值，

即溶液中电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）*c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。 这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。

㈥ 高中化学求解

PART 1:
1酸碱混合溶液的PH，酸和碱混合后它们首先会发生酸碱中和反应，所以不能直接用“10的负14次方/氢氧根离子的浓度+氢离子的浓度”的方法计算混合溶液的PH，（还需要考虑酸碱中和反应）。
因为NaOH的体积是过量的，也就意味NaOH中氢氧根离子的浓度大于HCL中氢离子的浓度
2所以算混合溶液的PH：先需要计算出在NaOH与HCL中和之后溶液中剩余的氢氧根离子的浓度（用NaOH中总的氢氧根离子的浓度减去发生中和反应的氢氧根离子的浓度）；在用水的离子积（10的-14次方）除以溶液中剩余的氢氧根离子的浓度后就可以得到溶液中剩余的氢离子的浓度；最后再将该氢离子的浓度取负对数，也就是混合溶液的PH。
3溶液中剩余的氢氧根离子的浓度算法：NaOH中总的氢氧根离子的浓度减去发生中和反应的氢氧根离子的浓度。由于酸碱中和反应的反应体积比为1：1，而且NaOH过量，所以发生中和反应的氢氧根离子的浓度就等于HCL中氢离子的浓度；而且酸和碱的体积均为1L，混合溶液的体积则为2L；溶液中剩余的氢氧根离子的浓度=n/v=(0.01-0.0001) /2
PART 2:
1参见PART 1的2；
2楼主，你看错题目了，“0.2mol/L 的CH3COOH与等体积水混合后PH=1？”因为醋酸是弱电解质，弱电解质在水中使部分电离的，所以混合溶液的PH应该在1~2之间。
解释：楼主可以想象一下，如果是0.2mol/L 的一元强酸与等体积水混合的话，因为强酸在水中是完全解离（有几摩尔的一元强酸就有几摩尔的氢离子，即氢离子全部以游离形式存在），那么混合溶液的PH就是1；如果是0.2mol/L 的一元弱酸与等体积水混合的话，因为弱酸在水中是部分解离（有a摩尔的一元弱酸就有小于a摩尔的氢离子，即氢离子不是全部以游离形式存在），那么混合溶液的PH在1~2之间。
纯手打，望采纳~

㈦ PKa值与PH值的关系

1. 区别：PH是溶液氢离子浓度的负对数，是表示溶液酸碱程度的数值。PH值越小溶液酸性越强。PKa是弱酸电离常数的负对数，因为不同的弱酸具有不同的电离常数，比如一元弱酸之间的酸性的大小可以比较其电离度的大小，大者酸性较强。但电离度取负对数后的PKa值越大，酸液越弱。

2. 联系：PH是溶液氢离子浓度的负对数，是表示溶液酸碱程度的数值。PH值越小溶液酸性越强。PKa是弱酸电离常数的负对数，因为不同的弱酸具有不同的电离常数，比如一元弱酸之间的酸性的大小可以比较其电离度的大小，大者酸性较强。但电离度取负对数后的PKa值越大，酸液越弱。

(7)游离酸算法扩展阅读:

一、pH的计算之一

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+].

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+]＞[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盐酸溶液的pH.

解 盐酸是强电解质,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醋酸溶液（电离度α=1.34％）的pH.

解 醋酸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氢氧化钠溶液的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

另一算法：

pH=14-pOH=14-（-lg[OH-]）=14-1=13

答 该氢氧化钠溶液的pH为13.

例4 某溶液的pH=5求该溶液的H+和OH-的浓度.

解 pH=5=-lg[H+] [H+]=10-5（mol·L-1）

答 该溶液的H+浓度为10-5mol·L-1,OH-的浓度为10-9mol·L-1

二、pH的计算之二

1．简单酸碱溶液的pH

由pH= -lg[H+],只要求得[H+]即可.

（1）一元强酸：[H+]=C酸 二元强酸：[H+]=2C酸

弱酸：[H+]=Cα,再求pH.

（2）一元强碱[OH-]=C碱,二元强碱：[OH-]=2C碱,

2．强酸,强碱的稀释

（1）强酸稀释过程pH增大,可先求稀释后溶液的[H+],再求pH.

（2）强碱稀释后pH减小,应先求稀释后,溶液中的[OH-],再求[H+],才能求得pH.

（3）极稀溶液应考虑水的电离.

酸溶液pH不可能大于7,碱溶液pH不可能小于7.

3．强酸、强碱溶液的混合

等体积混合时：

若pH相差2个单位以上“pH混=pH小+0.3”

若pH相差1个单位“pH混=pH小+0.26”

（2）两强碱混合：

等体积混合时：

若pH相差2个单位以上“pH混=pH大-0.3”

若pH相差1个单位“pH混=pH大-0.26”

（3）强酸、强碱溶液混合：

若恰好中和,溶液pH=7.

再求[H+]混,再求pH.

㈧ 如何求0.1mol/LNaAc溶液的理论PH值

题目首先应该指明是在常温下，醋酸根当成一元弱碱处理，Kb=Kw/Ka,用[OH-]=√(Kb*c) 然后算出[H+]=Kw/[OH-]

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

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

(8)游离酸算法扩展阅读：

为了便于理解和说明pH，这里阐述一下水的电离和水的离子积常数。

水的电离：水是一种极弱的电解质，可以发生微弱的电离，其电离方程式为：2H₂O≒H₃O⁺ + OH⁻，简写为H₂O≒H⁺ + OH⁻，是一个吸热过程。水的电离受温度影响，加酸加碱都能抑制水的电离。水的电离是水分子与水分子之间的相互作用而引起的，因此极难发生。实验测得，25℃时1L纯水中只有1×10⁻⁷mol的水分子发生电离。由水分子电离出的H⁺和OH⁻数目在任何情况下总相等。25℃时，纯水中[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁷mol/L。

水的电离

水的离子积常数：[H⁺]·[OH⁻]=KW，其中KW称作水的离子积常数，简称水的离子积；[H⁺]和[OH⁻]是分别是指整个溶液中氢离子和氢氧根离子的总物质的量浓度。KW只随温度变化而变化，是温度常数。如25℃，[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁷mol/L，KW=1×10⁻¹⁴；100℃时，[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁶mol/L，KW=1×10⁻¹²。

溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：[H⁺]和[OH⁻]的浓度的相对大小．在任意温度时溶液[H⁺]>[OH⁻]时呈酸性，[H⁺]=[OH⁻]时呈中性，[H⁺]<[OH⁻]时呈碱性．但当溶液中[H⁺]、[OH⁻]较小时，直接用[H⁺]、[OH⁻]的大小关系表示溶液酸碱性强弱就显得很不方便．为了免于用氢离子浓度负幂指数进行计算的繁琐，数学上定义pH为氢离子浓度的常用对数负值，即：pH=-lg[].在pH的计算中[H⁺]指的是溶液中氢离子的物质的量浓度，单位为mol/L，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。

㈨ 电离平衡常数如何表示也是ksp

Kc是平衡浓度、Kp是平衡压强,这个指平衡时的状况,没有一般表达式
Ksp是沉淀溶解平衡常数,等于离子浓度幂的乘积,例如Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]
Ksp[Fe(OH)3]=[Fe3+]*([OH-]^3)
Ka是酸的电离平衡常数Ka(HAc)=[H+][Ac-]/[HAc]
Kb是碱的电离平衡常数,算法与酸类似
Kw是水的离子积常数,Kw=[H+][OH-]
298K,101kPa条件下Kw=1.0*10^(-14)