ph值的計算公式
怎么計算包括強酸與強堿等，不等體積，強酸與強酸等，不等體積，強堿與強堿等，不等體積；酸堿溶液混合，等體積與不等體積的ph值？把氫離子和氫氧根離子該抵消的抵消之后，算混合后氫離子的濃度帶入ph=-lg[H+]這個公式。

許多化學反應（包括生物化學反應）需要在一定的ph值范圍內進行，然而某些反應有H+或OH-的生成或消耗，溶液的ph值會隨反應的進行而發生變化，從而影響反應的正常進行。在這種情況下，就要借助緩沖溶液來穩定溶液的ph值，以維持反應的正常進行。緩沖溶液ph值的計算公式，根據緩沖溶液的組成大致可分為兩大類型。
由弱酸及弱酸鹽組成的緩沖溶液。
設弱酸的濃度為C酸（mol·L-1），弱酸鹽的濃度為C鹽（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：
HA H+ + A- ［1］ (P78)
平衡時： C酸-x xC鹽+x
Ka°= x（C鹽+x）/（C酸-x）
x = ［H+］ = Ka°（C酸-x）/（C鹽+x）
Ka°值較小，且因存在同離子效應，此時x很小，因而C酸-x≈C酸，C鹽+x≈C鹽，所以
［H+］ = Ka°C酸 / C鹽
將該式兩邊取負對數：
-log［H+］ =-logKa°-logC酸 / C鹽，所以
ph = pKa°-logC酸 / C鹽
這就是計算一元弱酸及弱酸鹽組成的緩沖溶液ph值的通式。

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由弱堿及弱堿鹽組成的緩沖溶液
設弱堿的濃度為C堿（mol·L-1），弱堿鹽的濃度為C堿（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：
B + H2O BH+ +  OH- ［2］ ( P140)
平衡時： C堿-x  C鹽+xx
Kb°= x（C鹽+x）/ （C堿-x）
x = ［OH-］ = Kb°（C堿-x）/ （C鹽+x）
Kb°較小，且因存在同離子效應此時x很小，因此C堿-x≈C堿，C鹽+x≈C鹽，所以，［OH-］ = Kb°C堿 / C鹽  將該式兩邊取負對數：
-log［OH-］ =-logKb°-logC堿 / C鹽
pOH = p Kb°-logC堿 / C鹽
又因ph = 14 - pOH，所以
ph = 14 -pKb°+ logC堿 / C鹽
這就是計算一元弱堿及弱堿鹽組成的緩沖溶液ph值的通式。

以上兩種類型的緩沖溶液由于組成不同，其計算ph值的公式也不相同。如果我們將這兩種不同類型的緩沖溶液用酸堿質子理論進行處理，就可將這兩種計算ph值的公式統一起來。對于弱酸及弱酸鹽組成的緩沖溶液，如HAc-NaAc緩沖溶液，根據酸堿質子理論Ac-可以接受質子是堿，而HAc可以給出質子是酸，它們是一共軛酸堿對。設Ac-的濃度為C堿（mol·L-1），HAc的濃度為C酸（mol·L-1），在溶液中存在下列解離平衡。
HAc H+ +  Ac-
平衡時：C酸-x x  C堿+x
Ka°= x（C堿+x）/ （C酸-x）
x = Ka°（C酸-x）/ （C堿+x）
因Ka°值較小，且因存在同離子效應，此時x很小，因而C酸-x≈C酸，C堿+x≈C堿，所以
x = ［H+］ = Ka°C酸 / C堿
將該式兩邊取負對數，得
-log［H+］ =-logKa°-logC酸 / C堿
ph = p Ka°-logC酸 / C堿
對于弱堿及弱堿鹽組成的緩沖溶液，如NH3-NH4+緩沖溶液。根據酸堿質子理論，NH3可以接受質子是堿，而NH4+可以給出質子是酸，它們是一共軛酸堿對。設NH3的濃度為C堿（mol·L-1），NH4+的濃度為C酸（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡。
NH4+ H+ +  NH3
平衡時：C酸-x  x  C堿+x
Ka°= x（C堿+x）/ （C酸-x）
x = Ka°（C酸-x）/ （C堿+x）
因Ka°值較小，且因存在同離子效應，x很小，C酸-x≈C酸，C堿+x≈C堿，所以
x = ［H+］ = Ka°C酸 / C堿
將該式兩邊取負對數，得：
-log［H+］ =-logKa°-logC酸 / C堿
ph = p Ka°-logC酸 / C堿
NH4+的Ka°一般化學手冊上沒有直接列出，但我們可根據共軛酸堿對的Ka°與Kb°的關系，Ka°= Kw°/ Kb°，即可以根據NH3的Kb°就可求出共軛酸NH4+的Ka°。我們就將兩種不同類型的緩沖溶液ph值的計算公式統一起來了。。

ph值的計算公式