純水pka

A. 求cus在純水中的溶解度

Ksp(CuS)=c(Cu2+)*c(S2-),把硫離子濃度代入可算出銅離子的濃度,銅離子的濃度即硫化銅溶解的摩爾濃度,不難將它轉化成100克水中的溶解度.

B. 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。

(2)純水pka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.

C. 為什麼純甲醇的電導率比純水大

甲醇的pKa為15.5，水的是14
說明水比甲醇更容易電離，所以純甲醇的電導率比純水小

D. 化學里的pKa是什麼時候學的

Ka是電離平衡常數，PKa是它的負對數，例如純水的PKa=-lg[H+][OH-]=-lg[1.0*10^-7][1.0*10^-7]=14

E. Ka或pKa與氫離子的關系

Ka和pKa都是針對弱酸而言的，它們之間的關系是pKa=-lgKa。

通常由酸在水中電離產生。一專些酸式鹽屬在電離時也能直接形成氫離子，如硫酸氫鈉；水自身也會電離出極少量的氫離子和氫氧根離子（嚴格地說式子不能寫成H2O=H++ OH-，因為氫離子極易被其他水分子吸引，因此嚴格的式子應該是2H2O=H3O++ OH-，但是在一定情況下可以寫為H2O=H++ OH-）。

(5)純水pka擴展閱讀：

常溫下，稀溶液中氫離子的濃度和氫氧根離子濃度的積（即離子積）總是1.0×10-14。我們用氫離子的負對數表示溶液酸鹼度，即pH。所以純水的pH=-lg10-7=7.0。酸性溶液的氫離子濃度毫無疑問總是大於1.0×10-7mol/L，而鹼性溶液的氫離子濃度總是小於1.0×10-7mol/L。所以規定酸性溶液pH<7，鹼性溶液pH>7，中性溶液pH=7。

值得注意的是，溶液的pH值不總是在0-14之間，有時會出現大於14的值或是負值。而我們的廣泛pH試紙通常只能測試pH值處在0-14之間的溶液，並且只能取整數。而pH計則可以測出小數。

F. pka 要多大才算是酸

酸的PH值的界定與溫度有關，在常溫下，PH值小於7的溶液都是酸。

G. 1L純水pH=7，加入0.72g碳酸氫鈉之後， pH是多少

反正是PH>7
你要具體計算還缺好多數據

H. 根據△pak值判斷是共晶還是鹽，pka值大於4，是共晶

水先凝結成冰，因抄為純水的凝固點是零，凝固點只是針對單質的，糖水和鹽水沒有凝固點。
如果要更深入探究，那麼
當鹽水的濃度小於某一定值時，其凝固溫度隨濃度的增加而降低，
當濃度大於這一定值以後，凝固溫度隨濃度的增加反而升高。
此轉折點稱為冰鹽共晶點，對應的濃度稱共晶濃度。
該點相當於全部鹽水溶液凍結成一塊冰鹽結晶體，它是最低的凝固點。
鹽水的凝固點與濃度的關系在共晶點的左側，
如果鹽水的濃度不變，而溫度降低，
當低於該濃度所對應的凝固點時，則有冰從鹽水中析出，
所以共晶點左面的曲線稱為析冰線。
當鹽水的濃度超過共晶濃度時（即在共晶點的右面），
如果鹽水的濃度不變，而當溫度降低到該濃度所對應的凝固點以下時，
從溶液中析出的不再是冰而是結晶鹽，
因此共晶點右面的曲線稱為析鹽線。
不同的鹽水溶液其共晶點是不同的，如氯化鈉鹽水的共晶溫度為－21.2℃，共晶濃度為22.4％；而氯化鈣鹽水的共晶溫度為－55℃，共晶濃度為 29.9％。
也有例子可以證明；比如說海邊的缸中的淡水結冰的情況下,海水卻不結冰
冬天在路面的積雪上撒鹽 熔化成的水就難以結冰
水裡放鹽可以制霜，也能說明鹽水的凝固點低。

I. 什麼是PKa 有關化學方面的問題

酸度系數（pka），又名酸離解常數，
是酸解離平衡常數的常用對數的相反數，其定義式為回pka=－lg(ka)[1] 。酸度系數是隸答屬於酸鹼質子理論的概念，它反映了一種酸將質子傳遞給水，形成h3o+的能力，即反映了酸的強度。

J. 怎樣根據緩沖溶液的ph值選定緩沖物質

緩沖溶液通常共軛的酸鹼對組成，

如醋酸和醋酸鈉，草酸氫鈉和草酸鈉，鄰苯二甲酸氫鉀和鄰苯二甲酸鉀等等，

能有效抵禦酸鹼的少量加入，保持pH的基本穩定。

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[ c(氫離子)·c(醋酸根)/c(醋酸)]

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]

對於上述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。