分析化學總穩定常數怎麼算

① 無機化學中穩定常數k穩怎麼算

在標准狀態下，Kf＝1／Kd。

Kd是配離子不穩定性的量度，對相同配位數的配離子來說，Kd越大，表示配離子越易解離；

Kf是配離子穩定性的量度，Kf越大，表示配離子越穩定，兩者成倒數關系。

至於化學平衡常數，用K表示。其中以濃度表示的成為濃度平衡常數，記作Kc，以分壓表示的成為壓力平衡常數，記作Kp。

對於氣相反應，假設反應物和生成物均為理想氣體時，有Kp＝（RT）＾n，式中n＝生成物序數之和—反應物序數之和。

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則平衡常數表達式為：

K不穩值愈大，表示配離子離解愈多，故稱K不穩為配離子的不穩定常數。

K穩和K不穩互成倒數：

金屬離子Mn+和配位體A-生成配離子MA(n-x)+x，在水溶液中存在如下平衡：

根據平衡移動原理，改變Mn+或A-的濃度，會使上述平衡發生移動。若在上述溶液中加入某種試劑使Mn+生成難溶化合物，或者改變Mn+的氧化狀態，都會使平衡向左移動。若改變溶液的酸度使A-生成難離解的弱酸，也可使平衡向左移動。

配合平衡同樣是一種相對的平衡狀態，它同溶液的PH值、沉澱反應、氧化還原反應等都有密切的關系。

② 大學分析化學中條件穩定常數有什麼實際意義

又稱表觀穩定常數，它是將副反應的影響考慮進去後的實際穩定常數。

用在EDTA滴定中表示配合物的穩定情況。其中的副反應主要是指酸效應和配位反應。

是一種條件穩定常數K'=[MY]/[M]總[Y]總 即一定條件下的實際反應的穩定常數。從表達式中[M]、[Y]是指平衡時游離濃度；[M]總、[Y]總是指系統中除已生成MY的金屬離子總濃度，EDTA各種形式的總濃度。lgk′穩= lgk穩-lgαY(H)-lgαM(L)配位劑和金屬離子的配位反應。

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分析化學 是關於研究物質的組成、含量、結構和形態等化學信息的分析方法及理論的一門科學，是化學的一個重要分支。是鑒定物質中含有那些組分，及物質由什麼組分組成，測定各種組分的相對含量，研究物質的分子結構或晶體。

從單質到復雜的混合物和大分子化合物，從無機物到有機物，從低分子量到高分子量。樣品可以是氣態、液態和固態。稱樣重量可由 100克以上以至毫克以下。

對照試驗是檢驗分析過程中有無系統誤差的有效方法。用含量已知的標准試樣或純物質，以同一方法按完全相同的條件，平行測定，由分析結果與已知含量的誤差對結果進行校正，可減免系統誤差 。

對於新建立的分析方法，一般要求與經典方法對照，對同一試樣進行測量，比較測量結果的精密與准確度，以判斷所建方法的可行性。

③ 配合物穩定常數計算公式

配合物穩定常數計算公式是H+L⇌HL，配合物穩定常數（也稱形成常數，結合常數）是在溶液中形成配合物的平衡常數。它是反應物之間形成配合物的相互作用的強度的量度。配合物主要有兩種：金屬離子和配體相互作用形成的配合物和超分子配合物,例如主客體配合物和陰離子配合物。這個穩定常數能提供計算配合物在溶液中的濃度時所需的信息。它在化學，生物學和葯學等領域應用廣泛。

④ 配位滴定中的條件穩定常數指什麼影響它的因素有哪些寫出具體計算方法

對配位反應來說,影響穩定常數的主要因素主要是溫度。

穩定常數所表現的環境為只存在著主反應，大小隻與溫度有關；而條件穩定常數表現的環境存在著諸多副反應。更符合實際情況。因為副反應對主反應有著不同程度的影響，所以要引用條件穩定常數來反映（描述）這些副反應對主反應的影響程度。

lgk′穩= lgk穩-lgαY(H)-lgαM(L)配位劑和金屬離子的配位反應。

表觀穩定常數是一種條件穩定常數K'=[MY]/[M]總[Y]總，即一定條件下的實際反應的穩定常數。從表達式中[M]、[Y]是指平衡時游離濃度；[M]總、[Y]總是指系統中除已生成MY的金屬離子總濃度，EDTA各種形式的總濃度。

通常用在EDTA滴定中表示配合物的穩定情況。其中的副反應主要是指酸效應和配位反應。

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常用的滴定劑即配位劑有兩類：一類是無機配位劑，另一類是有機配位劑。

一般無機配位劑很少用於滴定分析，這是因為

（1）這類配位劑和金屬離子形成的配合物不夠穩定，不能符合滴定分析反應的要求；

（2）在配位過程中有逐級配位現象，而且各級配合物的穩定常數相差較小，故溶液中常常同時存在多種形式的配離子，使滴定過程中突躍不明顯，終點難以判斷；而且也無恆定的化學計量關系。

⑤ 配合物的組成及穩定常數的測定的方法有哪些

用氣相色譜質譜聯用儀。

本實驗是測定pH=2時磺基水楊酸

（1）了解分光光度法測定溶液中配合物的組成和穩定常數的原理和方法。

（2）學習有關實驗數據的處理方法。

使用等摩爾系列法測定：即用一定波長的單色光，測定一系列變化組分的溶液的吸光度(中心離子M和配體R的總摩爾數保持不變，而M和R的摩爾分數連續變化)。

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磺基水楊酸，白色結晶或結晶性粉末。對光敏感。高溫時分解成酚和水楊酸。遇微量鐵時即變粉紅色。

1、當pH=1.5-3.0時，磺基水楊酸和鐵離子1：1配位，形成紫色配合物。

2、當pH=4.0-9.0時，磺基水楊酸和鐵離子2：1配位，形成紅褐色配合物。

3、當pH>10.0 時，磺基水楊酸和鐵離子3：1配位，形成黃色配合物。

4、當pH=4~5時形成1:1的亮綠色的配合物；當pH在8.5以上時形成1:2的深綠色的配合物。

⑥ 穩定常數的表達式

穩定常數指絡合平衡的平衡常數。通常指絡合物的累積穩定常數，用K穩表示。例如：對具有相同配位體數目的同類型絡合物來說，K穩值愈大，絡合物愈穩定。配合物的穩定性，可以用生成配合物的平衡常數來表示。K穩值越大，表示形成配離子的傾向越大，此配合物越穩定。所以配離子的生成常數又稱為穩定常數。
穩定常數
配合物在溶液中的生成與離解，與多元酸、鹼相似，也是分級進行的，而且各級離解或生成常數也不一樣。例如，Cu2+與NH3逐步配合過程中的分步穩定常數（30℃）分別為：
K1，K2，K3，K4稱為逐級穩定常數。由上可見，配合物的逐級穩定常數隨著配位數的增加而下降。一般認為，隨著配位體數目增多，配位體之間的排斥作用加大，故其穩定性下降。
配合物的逐級穩定常數和穩定常數間有下述關系：
K= K1·K2·K3·K4…Kh
對[Cu（NH3）4]2+來說，其穩定性k 為：
K= K1·K2·K3·K4
K=（1.41×104）(3.17×103)(7.76×102)(1.39×102)=4.8×1012
不穩定常數
在水溶液中，[Ag(NH.3)2]+是穩定的，不過像其他弱電解質一樣也有少數[Ag(NH.3)2]+發生離解，可用下式表示：
則平衡常數表達式為：
K不穩值愈大，表示配離子離解愈多，故稱K不穩為配離子的不穩定常數。
K穩和K不穩互成倒數：
金屬離子Mn+和配位體A-生成配離子MA(n-x)+x，在水溶液中存在如下平衡：
根據平衡移動原理，改變Mn+或A-的濃度，會使上述平衡發生移動。若在上述溶液中加入某種試劑使Mn+生成難溶化合物，或者改變Mn+的氧化狀態，都會使平衡向左移動。若改變溶液的酸度使A-生成難離解的弱酸，也可使平衡向左移動。
配合平衡同樣是一種相對的平衡狀態，它同溶液的PH值、沉澱反應、氧化還原反應等都有密切的關系。
（一）與酸度的關系
根據酸鹼質子理論，所有的配位體都可以看作是一種鹼。因此，在增加溶液中的H+濃度時，由於配位體同H+結合成弱酸面使配合平衡向右移動，配離子平衡遭到破壞，這種現象稱為酸效應，例如：
配位體的鹼性愈強，溶液的PH值愈小，配離子愈易被破壞。
金屬離子在水中，都會有不同程度的水解作用。溶液的PH值愈大，愈有利於水解的進行。例如：Fe3+在鹼性介質中容易發生水解反應，溶液的鹼性愈強，水解愈徹底（生成Fe（OH）3沉澱）。
因此，在鹼性介質中，由於Fe3+水解成難溶的Fe（OH）3沉澱而使平衡向右移動，因而[FeF6]3-遭到破壞，這種現象稱為金屬離子的水解效應。

⑦ 條件穩定常數的計算

lgk′穩= lgk穩-lgαY(H)-lgαM(L)配位劑和金屬離子的配位反應。

表觀穩定常數是一種條件穩定常數K'=[MY]/[M]總[Y]總 即一定條件下的實際反應的穩定常數。從表達式中[M]、[Y]是指平衡時游離濃度；[M]總、[Y]總是指系統中除已生成MY的金屬離子總濃度，EDTA各種形式的總濃度。

通常用在EDTA滴定中表示配合物的穩定情況。其中的副反應主要是指酸效應和配位反應。

(7)分析化學總穩定常數怎麼算擴展閱讀：

沉澱反應

與沉澱反應的關系當向含有氯化銀沉澱的溶液中加入氨水時，沉澱即溶解。 當在上述溶液中加入溴化鈉溶液時，又有淡黃色的沉澱生成。

由於AgBr的溶解度比AgCL的溶解度小得多，因而Br-=爭奪Ag+的能力比CL-的大，所以能產生AgBr沉澱而不能產生AgCL沉澱。沉澱劑與金屬離子生成沉澱的溶解度愈小，愈能使配離子破壞而生成沉澱。

參考資料來源：網路-條件穩定常數

參考資料來源：網路-穩定常數

⑧ 怎麼求穩定常數

在標准狀態下，Kf＝1／Kd。

Kd是配離子不穩定性的量度，對相同配位數的配離子來說，Kd越大，表示配離子越易解離；

Kf是配離子穩定性的量度，Kf越大，表示配離子越穩定，兩者成倒數關系。

至於化學平衡常數，用K表示。其中以濃度表示的成為濃度平衡常數，記作Kc，以分壓表示的成為壓力平衡常數，記作Kp。

對於氣相反應，假設反應物和生成物均為理想氣體時，有Kp＝（RT）＾n，式中n＝生成物序數之和—反應物序數之和。

介紹

K穩和K不穩互成倒數：

金屬離子Mn+和配位體A-生成配離子MA(n-x)+x，在水溶液中存在如下平衡：

根據平衡移動原理，改變Mn+或A-的濃度，會使上述平衡發生移動。若在上述溶液中加入某種試劑使Mn+生成難溶化合物，或者改變Mn+的氧化狀態，都會使平衡向左移動。若改變溶液的酸度使A-生成難離解的弱酸，也可使平衡向左移動。

⑨ 分析化學幾個名詞解釋

標准偏差：用於衡量一組平行測定的精密度，公式為{sigma[（xi-x(average)）^2]/(n-1)}^0.5
指示劑封閉：滴定時指示劑與溶液中的非反應組分形成了更為穩定的化合物，使得指示劑失效
基準物質：能用於直接配製標准溶液或標定溶液准確濃度的物質
酸效應：由於反應物或者產物的存在形態受氫離子濃度影響，主要是考慮配體的質子化使得配體的平衡濃度降低。計算的話就是1+求和（質子化常數*氫離子濃度^i），這個用分布分數可以推。
分析化學考名詞解釋真是奇葩。。。

⑩ 大學分析化學公式有哪些

基本計算 （1）絕對誤差 絕對誤差：δ＝x-? 絕對誤差 （2）相對誤差 相對誤差：相對誤差＝(δ/?)×100% 或 相對誤差＝(δ/x)×100% 相對誤差 （3）絕對偏差 絕對偏差：d = xi－ 絕對偏差 （4）平均偏差 平均偏差： 平均偏差 （5）相對平均偏差 相對平均偏差： 相對平均偏差 （6）標准偏差 標准偏差： 標准偏差 或 （7）相對標准偏差 相對標准偏差： 相對標准偏差 （8）樣本均值與標准值比較的 t 檢驗 樣本均值與標准值比較的 檢驗： （9）兩組數據均值比較的 t 檢驗 兩組數據均值比較的 檢驗： （10）兩組數據方差比較的 F 檢驗 兩組數據方差比較的 檢驗： （S1>S2） （11）可疑數據取捨的 Q 檢驗 可疑數據取捨的 檢驗： （12）可疑數據取捨的 G 檢驗 可疑數據取捨的 檢驗： 3．基本計算 ． （1）滴定分析的化學計量關系：tT + bB = cC + dD，nT/nB=t/b （2）標准溶液配製：cT = mT/( VT×MT) （3）標准溶液的標定： （兩種溶液） （B 為固體基準物質） （4）被測物質質量： （5）有關滴定度計算：TT/B＝mB/VT （與物質量濃度的關系） （6）林邦誤差公式： pX 為滴定過程中發生變化的與濃度相關的參數，如 pH 或 pM； ?pX 為終點 pXep 與計量點 pXsp 之差即 ?pX＝pXep–pXsp； Kt 為滴定反應平衡常數即滴定常數； c 與計量點時滴定產物的總濃度 csp 有關。 3．基本計算 ． （1）[H+]的計算：一元強酸(鹼)：若 ca(b)≥20[OH-]，用最簡式：[H+]＝ca；[OH-]＝cb。 一元弱酸(鹼)：若 cKa(b)≥20Kw，c/Ka(b)≥500，用最簡式 ， 。 多元弱酸 （鹼） 若只考慮第一級離解， ： 按一元弱酸 （鹼） 處理：aKa1(b1)≥20Kw， a1(b1)≥500， c c/K 用最簡式： ； 。 。 。 酸式鹽：若 cKa2≥20Kw，c≥20Ka1，用最簡式： 弱酸弱鹼鹽：若 cKa'≥20Kw，c≥20Ka，用最簡式： 緩沖溶液：若 ca>20[OH-]、cb>20[H+]，用最簡式： （2）終點誤差：強鹼滴定強酸的滴定誤差公式： 強酸滴定強鹼的滴定誤差公式： 一元弱酸的滴定誤差公式： 一元弱鹼的滴定誤差公式： （3）冰醋酸為溶劑的標准溶液的濃度校正： 3．基本計算 ． （1）條件穩定常數：lgKMY'=lgKMY-lgαM -lgαY+ lgαMY （2）滴定曲線上的 pM'： （3）化學計量點的 pM'：pM'=0.5×（pCMSP + lgKMY'） （4）終點時的 pM'（即指示劑的顏色轉變點，以 pMt 表示） pMt = lgKMIn - lgαIn(H) 表示） ： （即指示劑的顏色轉變點， （5）Ringbom 誤差公式：