緩沖溶液加入純水怎麼算其

Ⅰ 緩沖溶液的ph計算是什麼

緩沖溶液ph計算公式：ph=min*b。

緩沖溶液指的是由弱酸及其鹽、弱鹼及其鹽組成的混合溶液，能在一定程度上抵消、減輕外加強酸或強鹼對溶液酸鹼度的影響，從而保持溶液的pH值相對穩定。

比如：1mol/L醋酸和1mol/L醋酸鈉的緩沖對，醋酸的電離和醋酸鈉的水解都受到了抑制。醋酸根離子和醋酸分子的濃度都等於溶液的物質的量濃度。

Ka=c(氫離子）·c(醋酸根）／c(醋酸）。兩邊取負對數。

-lgka=-lg。

pka=pH-lg(c(醋酸根）／c(醋酸））。

pH=pKa+lg(c(醋酸根）／c(醋酸））。

一般對於酸和鹽混合溶液有pH= pKa+lg[共軛鹼／共軛酸］。

一般對於鹼和鹽混合溶液有pOH= pKb+lg[共軛酸／共軛鹼］。

對於1mol/L醋酸和1mol/L醋酸鈉的緩沖對。

根據計算公式，加水稀釋10倍，pH基本不變，仍然約為pH=pKa=4.74。

若加入等量的0.5mol/L鹽酸溶液pH=pKa+lg0.5/1.5=4.74-0.47=3.27。

若加入等量的0.5mol/L氫氧化鈉溶液pH=pKa+lg1.5/0.5=4.74+0.47=5.21。

若純水加入等量0.5mol/L鹽酸溶液，那麼pH=-lg0.25=lg4=0.60，由此可知緩沖作用明顯。

一般的緩沖溶液的濃度越大，酸鹼濃度的比例接近1:1，緩沖效果越好，同時緩沖不是無限的，超過限度上述兩個有利於就被破壞了，緩沖范圍一般在上下1個pH單位左右。

Ⅱ 緩沖溶液怎麼配

樓主能不能把標準的原文發一份上來？一些試劑標准中應該有說明。 分析測試網路網，分析行業的網路知道，有問題可找我，網路上搜下就有。

緩沖液的配置可以參照葯典標准，成分比例在這里應該指體積比。

2、pH 4的醋酸鈉緩沖溶液怎麼配？
醋酸－醋酸鈉緩沖液(pH3.8) 取2mol/L醋酸鈉溶液13ml與2mol/L醋酸溶液87ml,加每1ml含銅1mg的硫酸銅溶液0.5ml,再加水稀釋至1000ml，即得。

葯典的附錄里有各溶液的配製方法，可以按照它來配

一般緩沖液附錄里都有,如果沒有的國標裡面肯定有!!

我是制葯企業，一般按葯典附錄配溶液緩沖液，沒有的按一些試劑手冊或國標配。15%乙腈應為體積比。調PH一般在酸度計上調。

Ⅲ PH1.4的緩沖溶液中加入少量純水,ph變化大嗎

癟子如果是1.4的緩沖液加入少量的純凈水純凈水的ph正常是七左右，所以加進去的話ph也會有一定的變化因為酸性條件很容易就會被緩沖。

Ⅳ 在500ml+pH=8.50的緩沖溶液中加入20ml純水,則溶液的pH值(+).

摘要 在500ml+pH=8.50的緩沖溶液中加入20ml純水,則溶液的pH值生成0.0002molHAc，NaAc減少0.0002mol。K=x*(0.01-0.0002+x)/(0.02+0.0002-x)=1.8*10^-5，x=3.7*10^-5，PH=4.43。

Ⅳ 緩沖溶液ph的計算公式是什麼

設某弱酸HA

K=[H+]*[A-]/[HA]

則1/[H+]=[A-]/([HA]*K)

取對數,則-lg[H+]=-lgK+lg([A-]/[HA])

因為pH=-lg[H+],pKa=-lgK

所以pH=pKa+lg([A-]/[HA])

也就是說pH=pKa+lg(鹼/酸)或pH=pKa-lg(酸/鹼)

緩沖溶液作用原理和pH值

當往某些溶液中加入一定量的酸和鹼時，有阻礙溶液pH變化的作用，稱為緩沖作用，這樣的溶液叫做緩沖溶液。弱酸及其鹽的混合溶液（如HAc與NaAc），弱鹼及其鹽的混合溶液（如NH3·H2O與NH4Cl）等都是緩沖溶液。

由弱酸HA及其鹽NaA所組成的緩沖溶液對酸的緩沖作用，是由於溶液中存在足夠量的鹼A-的緣故。當向這種溶液中加入一定量的強酸時，H 離子基本上被A-離子消耗。

Ⅵ 緩沖溶液的緩沖容量怎麼計算

問題有點大,因為緩沖溶液的種類較多,不同類型的有不同的計算公式.這里告訴告訴你常見的HB--B-緩沖體系的計算公式:
β=2.3C(HB)*C(B-)/C
β為緩沖容量.C為緩沖劑的總濃度.C(HB)是共軛酸的濃度,C(B-)是共軛鹼的濃度.其中C==C(HB)+C(B-)
影響緩沖容量的因素有緩沖劑的濃度和C(HB)與C(B-)的比值.緩沖劑濃度越大其緩沖容量越大;當C(HB):C(B-)=1:1時,緩沖容量最大.
由於上面公式的得來涉及到微積分,所以就沒有給你寫出.

Ⅶ 緩沖溶液ph計算公式是什麼

ph=min*b。在25°C下，pH＝7的水溶液（如：純水）為中性，這是因為水在25°C下自然電離出的氫離子和氫氧根離子濃度的乘積（水的離子積常數）始終是1×10−14，且兩種離子的濃度都是1×10−7mol／L。

相關概念：

pH小於7說明H+的濃度大於OH-的濃度，故溶液酸性強，而pH大於7則說明H+的濃度小於OH-的濃度，故溶液鹼性強。所以pH愈小，溶液的酸性愈強；pH愈大，溶液的鹼性也就愈強。

在非水溶液或非標准溫度和壓力的條件下，pH=7可能並不代表溶液呈中性，這需要通過計算該溶劑在這種條件下的電離常數來決定pH為中性的值。如373K（100℃）的溫度下，中性溶液的pH ≈ 6。

Ⅷ 緩沖溶液的計算公式是怎樣的緩沖溶液的ph是由什麼決定的和什麼有關系

通HCl前,溶液是c(CH₃COOH)=c(CH₃COONa)=0.1mol/L的混合溶液,按照緩沖溶液pH的求法求.
pH(1)=pKa+lg[c(CH₃COONa)/c(CH₃COOH)]=pKa=4.74
通HCl後,溶液是c(CH₃COOH)=0.2mol/L、c(NaCl)=0.1mol/L的混合溶液,溶液pH按照弱酸溶液pH的求法求.
c(H⁺)=√[Ka*c(CH₃COOH)]=√(10^-4.74*0.2)=0.00191(mol/L)（採用了近似公式）
pH(2)=-lg{c(H⁺)}=2.72
兩個pH求得,那麼pH的變化量也就可得了.pH的變化量=|pH(2)-pH(1)|=|2.72-4.74|=2.02
1）PH緩沖溶液作用原理和pH值
當往某些溶液中加入一定量的酸和鹼時,有阻礙溶液pH變化的作用,稱為緩沖作用,這樣的溶液叫做緩沖溶液.弱酸及其鹽的混合溶液（如HAc與NaAc）,弱鹼及其鹽的混合溶液（如NH3·H2O與NH4Cl）等都是緩沖溶液.
由弱酸HA及其鹽NaA所組成的緩沖溶液對酸的緩沖作用,是由於溶液中存在足夠量的鹼A-的緣故.當向這種溶液中加入一定量的強酸時,H離子基本上被A-離子消耗：
所以溶液的pH值幾乎不變；當加入一定量強鹼時,溶液中存在的弱酸HA消耗OH-離子而阻礙pH的變化.
2）PH緩沖溶液的緩沖能力
在緩沖溶液中加入少量強酸或強鹼,其溶液pH值變化不大,但若加入酸,鹼的量多時,緩沖溶液就失去了它的緩沖作用.這說明它的緩沖能力是有一定限度的.
緩沖溶液的緩沖能力與組成緩沖溶液的組分濃度有關.0.1mol·L-1HAc和0.1mol·L-1NaAc組成的緩沖溶液,比0.01mol·L-1HAc和0.01mol·L-1NaAc的緩沖溶液緩沖能力大.關於這一點通過計算便可證實.但緩沖溶液組分的濃度不能太大,否則,不能忽視離子間的作用.
組成緩沖溶液的兩組分的比值不為1∶1時,緩沖作用減小,緩沖能力降低,當c（鹽）/c（酸）為1∶1時△pH最小,緩沖能力大.不論對於酸或鹼都有較大的緩沖作用.緩沖溶液的pH值可用下式計算：
此時緩沖能力大.緩沖組分的比值離1∶1愈遠,緩沖能力愈小,甚至不能起緩沖作用.對於任何緩沖體系,存在有效緩沖范圍,這個范圍大致在pKaφ（或pKbφ）兩側各一個pH單位之內.
弱酸及其鹽（弱酸及其共軛鹼）體系pH=pKaφ±1
弱鹼及其鹽（弱鹼及其共軛酸）體系pOH=pKbφ±1
例如HAc的pKaφ為4.76,所以用HAc和NaAc適宜於配製pH為3.76～5.76的緩沖溶液,在這個范圍內有較大的緩沖作用.配製pH=4.76的緩沖溶液時緩沖能力最大,此時（c（HAc）/c（NaAc）=1.
3）PH緩沖溶液的配製和應用
為了配製一定pH的緩沖溶液,首先選定一個弱酸,它的pKaφ盡可能接近所需配製的緩沖溶液的pH值,然後計算酸與鹼的濃度比,根據此濃度比便可配製所需緩沖溶液.
以上主要以弱酸及其鹽組成的緩沖溶液為例說明它的作用原理、pH計算和配製方法.對於弱鹼及其鹽組成的緩沖溶液可採用相同的方法.
PH緩沖溶液在物質分離和成分分析等方面應用廣泛,如鑒定Mg2 離子時,可用下面的反應：
白色磷酸銨鎂沉澱溶於酸,故反應需在鹼性溶液中進行,但鹼性太強,可能生成白色Mg（OH）2沉澱,所以反應的pH值需控制在一定范圍內,因此利用NH3·H2O和NH4Cl組成的緩沖溶液,保持溶液的pH值條件下,進行上述反應.