混合廢水ph如何計算

1. ph值如何計算

ph值計算方法：

單一溶液pH的計算方法：

1、強酸

cmol·L－1HnA強酸溶液，c（H＋）＝ncmol·L－1―→pH＝－lgnc。

2、強鹼

cmol·L－1B（OH）n強鹼溶液，c（OH－）＝ncmol·L－1，

n（H＋）＝mol·L－1―→pH＝14＋lg＿nc。

混合溶液pH的計算方法如下圖：

其中［H＋］指的是溶液中氫離子的活度（有時也被寫為［H3O＋］，水合氫離子活度），單位為摩爾／升，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。

(1)混合廢水ph如何計算擴展閱讀：

1、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。

2、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。

3、在非水溶液或25°C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，水的離子積常數為5．5×10−13，即pH約為6．13，此時為中性溶液。

2. ph為8.5的廢水與ph為4.5的廢水混合後ph為多少

燒杯1: 50ml 廢水，用PH計 測量，加酸或者鹼調PH至8.5。。。。
燒杯2： 50ml相同的廢水，用PH計測量，加酸版或者鹼調PH至4.5.。。權。。。
然後兩者混合泳PH計測量其pH值即可。

如果是不同的廢水，那你也可以同上混合一下測量即可。

3. 混合溶液的ph怎麼計算

兩溶液混合後得到的是，HB/B-為共軛酸鹼對的緩沖溶液，剩餘的一元酸與一元酸鈉的濃度相同，根據緩沖溶液PH的計算公式： PH=PKa-lg[HB]/[B-] 因為[HB]=[B-]，所以lg[HB]/[B-]=0，那麼 PH=PKa=-lg2*10^-4=3.70

例如：

用C表示物質的量濃度

混合後溶液電荷守恆：

C(NH4+)+C(H+)====C(Ac-)+C(Cl-)+C(OH-)

物料守恆：

C(Ac-)+C(NH4Ac)====C(NH4+)+C(NH4Ac)====0.1mol/mL

聯立：

C(H+)====0.1+C(OH-)

因為溶液中：

C(H+)*C(OH-)=10^zhuan-14

故解得

C(H+)^2-0.0001C(H+)-10^-14=0

C(H+)約等於（這里把10^-14約了）10^-4

故pH=4

(3)混合廢水ph如何計算擴展閱讀：

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。

4. 求廢水和河水混合後ph

求廢水和河水混合後ph方式是混合耗氧常數k=d復氧常數k=d(°C)。
廢水是指居民活動過程中排出的水及徑流雨水的總稱。它包括生活污水、工業廢水和初雨徑流入排水管渠等其它無用水，一般指沒有利用或沒利用價值的水。
含N、S及鹵素類的有機廢液處理此類廢液包含的物質：吡啶、喹啉、甲基吡啶、氨基酸、醯胺、二甲基甲醯胺、二硫化碳、硫醇、烷基硫、硫脲、硫醯胺、噻吩、二甲亞碸、氯仿、四氯化碳、氯乙烯類、氯苯類、醯鹵化物和含N、S、鹵素的染料、農葯、顏料及其中間體等等。
對其可燃性物質，用焚燒法處理。但必須採取措施除去由燃燒而產生的有害氣體（如SO2、HCl、NO2等）。對多氯聯苯之類物質，因難以燃燒而有一部分直接被排出，要加以注意。

5. pH值7的廢水混合，那麼這個混合水的pH值是多少

pH = -lg([H+])
所以pH=10, 代表氫離子濃度 [H+]1= 10^(-10) mol/L
pH=7, 代表[H+]2= 10^(-7) mol/L
所以,混合水的氫離子濃度
[H+]總 = {450[H+]1 + 1050[H+]2 } / (450+1050) = (450/1500)[H+]1 + (1050/1500)[H+]2
= 3*10^(-11) + 7 * 10^(-8) = 7.003 * 10^(-8)
所以,混合水的pH = -lg[7.003 * 10^(-8)] = 8 - lg(7.003) 約為7.155

6. 混合溶液中的PH值的計算方法

基本過程都是先算
C（
H+)。再用公式
pH=-lgC(H+)
如果是酸溶液混合，一般都是強酸+強酸了，先算溶液中總的H+濃度，注意體積等於兩溶液體積之和。（近似處理的，忽略體積變化）
如果是鹼溶液混合，計算的也主要是強鹼+強鹼，
一定要先算
OH-的濃度（因為在混合中，OH-的量守恆），再根據水的離子積算出
C（H+），最後是
PH
如果是酸鹼溶液混合，也是強酸+強鹼，一定要進行過量判斷，二者都不過量，則呈中性。
如果酸過量，則算過量的H+的濃度，
如果鹼過量，則先算OH-濃度，再是H＋濃度，最後才是pH
如0．2mol／LHCl＋0．05mol／LNaOH體積比
3：2混合，求混合溶液的PH
c(H+)=(0.2*3-0.05*2)/(3+2)=0.1mol/L
PH=1

7. 兩種混合溶液的PH值該怎麼計算啊

①ph=3和ph=5的兩種鹽酸溶液等體積混合，則c(h+)=(0.001v+0.00001v)/2v≈0.0005mol/l
註：當有一個的濃度小於或者等於另一個的濃度的百分之一時，小的濃度可以忽略不計。
所以ph
=
-lgc(h+)
=
-lg0.0005
=
4
-
lg5
=
4
-
0.7
=
3.3

8. 混合溶液的pH值怎麼計算

混合液的pH值計算方法公式
1、強酸與強酸的混合：（先求[H＋]混：將兩種酸中的H＋離子數相加除以總體積，再求其它）[H＋]混 ＝（[H＋]1V1＋[H＋]2V2）/（V1＋V2）
2、強鹼與強鹼的混合：（先求[OH－]混：將兩種酸中的OH－離子數相加除以總體積，再求其它）[OH－]混＝（[OH－]1V1＋[OH－]2V2）/（V1＋V2）（注意：不能直接計算[H＋]混）
3、強酸與強鹼的混合：（先據H＋＋OH－ ＝＝H2O計算餘下的H＋或OH－，
H＋有餘，則用餘下的H＋數除以溶液總體積求[H＋]混；OH－有餘，則用餘下的OH－數除以溶液總體積求[OH－]混，再求其它）
說明：
1、在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！
2、混合液的pH值是通過計算混合液的[H＋]混或[OH－]混求解的，因此，計算時一定要遵循「酸按酸」「鹼按鹼」的原則進行。
3、不同體積的溶液相互混合時，混合後溶液的體積都會發生改變，但在不考慮溶液體積的變化時，我們可近似認為體積具有加和性，即混合後體積等於原體積的和，當題目給出混合後溶液的密度時，則不能運用體積的加和性來計算溶液的體積，而應該用質量與密度的關系求算溶液的體積。
（四）稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀＝pH原＋n （但始終不能大於或等於7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀＜pH原＋n （但始終不能大於或等於7）
3、強鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀＝pH原－n （但始終不能小於或等於7）
4、弱鹼溶液：稀釋10n倍時，pH稀＞pH原－n （但始終不能小於或等於7）
說明：
1、常溫下不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋後pH均為7。
2、稀釋時，弱酸、弱鹼電離程度增大，弱電解質電離產生的離子增多，溶液中c（H＋）和c（OH－）變化較慢，因此溶液的pH變化得慢，強酸、強鹼則沒有電離程度的影響，所以變化得快。

9. 酸鹼混合的PH計算公式

①兩種強酸混合：先求c（H＋）混，再求pH。

②兩種強鹼混合：先求c（OH－）混，再利用Kw求出c（H＋）混，最後求出pH。

解題具體思路：

一看酸鹼是否過量：若酸鹼恰好完全反應，要考慮生成的鹽是否水解；若酸過量，先求［H＋］，再求pH；若鹼過量，先求［OH－］。

再由Kw表達式求［H＋］，最後求pH。定性分析時，根據酸鹼過量程度考慮電離或水解。

二看酸或鹼濃度的表達形式：若酸或鹼是已知物質的量濃度的，則要關注酸或鹼的組成與酸或鹼的強弱，二元強酸或二元強鹼的［H＋］或［OH－］是其物質的量濃度的兩倍。

弱酸或弱鹼的［H＋］或［OH－］要比其物質的量濃度小得多；若酸或鹼是已知pH的，則需逆向思維分析酸或鹼濃度，尤其是弱酸或弱鹼的物質的量濃度要比已知pH相應的［H＋］或［OH－］大得多。

三看混合溶液的體積如何變化：由於體積變化，混合後的溶液中各微粒濃度都發生變化。

知三求一：①強酸溶液的［H＋］、②強鹼溶液的［OH－］、③混合溶液的pH、④混合時的體積比，知道其中的三個數據即可求第四個。

(9)混合廢水ph如何計算擴展閱讀

舉例

1、常溫下，取物質的量濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3∶2體積比相混合，所得溶液的pH＝12，則原NaOH溶液的濃度為：

解析：

設原NaOH溶液的濃度為c，由題意可得，混合後NaOH過量，根據

c（OH－）＝0．01mol·L－1＝（3c－2c）／5，求得c＝0．05mol·L－1。

2、室溫下，在一定體積pH＝12的Ba（OH）2溶液中，逐滴加入一定物質的量濃度的NaHSO4溶液。當溶液中Ba2＋恰好完全沉澱時，溶液pH＝11。

若反應後溶液的體積等於Ba（OH）2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba（OH）2溶液與NaHSO4溶液的體積比是：

解析：

Ba2＋恰好完全沉澱時，n［Ba（OH）2］＝n（NaHSO4），n（OH－）＝2n（H＋）。設Ba（OH）2溶液的體積為V1，NaHSO4溶液的體積為V2。

由題意知反應後鹼剩餘，混合溶液中：c（OH－）＝10－3mol·L－1＝（10－2mol·L－1V1－0．5×10－2mol·L－1V1）／

（V1＋V2），V1∶V2＝1∶4。