強鹼滴定弱酸的化學計量點怎麼算

A. 用NaOH滴定某一元酸HA,在化學計量點時,[H+]的計算式是什麼 用Ka Kw和c（A

根號下 KaKw/C(A)
計量點時 [OH-]=根號下 KbC（A） =根號下 KwC（A）/Ka
KaKb=Kw
倆式一帶 就出來了

B. 麻煩各位大家告訴我……強酸滴定弱鹼化學計量點時，pH=7嗎

強酸滴定弱鹼化學計量點時，生成是的強酸弱鹼鹽。舉例：HCl滴定NH3·H2O，最後生成NH4Cl，生成的NH4+會發生水解反應，NH4+ +H2O--NH3`H2O+ H+,使溶液的PH<7.
同理，強鹼滴定弱酸化學計量點時，生成的是強鹼弱酸鹽，舉例：NaOH滴定CH3COOH，那麼生成的CH3COONa，發生水解，CH3COO- +H20--CH3COOH+ OH- ，PH>7

C. 酸鹼中和滴定中的PHsp（既化學計量點）怎麼求

酸鹼中和滴定中的PHsp（既化學計量點），其pH值有其產物決定，即計算該產物的濃度、pH 值；
例如、強酸滴定強檢，產物是水，歲的pH =7. 所以 PHsp（既化學計量點）= 7.0

D. 化學計量點怎麼算

化學計量點的計算方法：

化學計量點是按化學反應關系求得的理論值。當滴定反應達到反應計量點時，各物質的量之比等於化學方程式中各物質的系數之比。

滴定反應：aA+bB=gG+dD。

在化學計量點時：nA：nB=a。

cA=(a*mB)/(b*VA*MB)。

化學計量點，用sp來表示。

化學計量點定義

在滴定分析法中，一般現將試樣配成溶液並置於一定容器中，用一種已知准確濃度的溶液即標准溶液通過滴定管逐滴地滴加到被測物質的溶液中，直至所加溶液物質的量與被測物質的量按化學計量關系恰好反應完全，所加標准溶液與被測物質恰好完全反應的這一點稱為化學計量點。

E. 用0.1000mol/lnaoh溶液滴定0.1000mol/l甲酸溶液，化學計量點的ph是多少

化學計量點是生成甲酸鈉，體積加倍，甲酸鈉濃度0.05，甲酸Ka=1.8×10-4，甲酸根水解常數Kh=Kw/Ka=5.56x10^-11，cOH-=（0.05Kh）^0.5=1.67x10^-6molL-，POH=5.78，PH=8.22。

當滴定反應達到反應計量點時，各物質的量之比等於化學方程式中各物質的系數之比。化學計量點的計算方法為：

滴定反應：aA+bB=gG+dD

在化學計量點時：nA：nB=a:b

cA=(a*mB)/(b*VA*MB)

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本題考查酸鹼滴定原理，注意求解溶液pH或pOH值時，最簡式運用的條件。

酸鹼滴定法的基本原理

（1）強酸強鹼的滴定

滴定突躍：在計量點附近突變的pH值范圍，滴定突躍范圍大小與濃度有關。變色范圍全部或部分落在滴定突躍范圍內的指示劑都可以用來指示終點。

（2）強鹼滴定弱酸

突躍范圍小，計量點在鹼性范圍內，不能選酸性范圍內變色的指示劑，只能選擇酚酞或百里酚酞。

（3）強酸滴定弱鹼

與強鹼滴定弱酸相似，但計量點在酸性范圍內，指示劑只能選擇甲基橙或溴甲酚綠等。

F. 強鹼滴定弱酸的基本原理

以0.1mol/L的氫氧化鈉滴定0.1mol/L的乙酸為例，生成產物為乙酸鈉，呈弱鹼性，化學計量點在鹼性區域。剛開始滴定時，滴定曲線的斜率比用氫氧化鈉滴定鹽酸時大，這是因為生成的AC-產生同離子效應，抑制了HAV的離解，使H+濃度較快的降低。繼續加入氫氧化鈉後，生成了HAC—NaOH緩沖體系，曲線又變的比較平坦。繼續滴加氫氧化鈉後，由於HAC剩餘很少，溶液PH變化較快，曲線的斜率又逐漸增大。
化學計量點的PH值約為7.74，滴定PH值突躍范圍為6.73——8.72

G. 推導化學計量點時ph計算公式

以一元強酸(20ml
naoh
0.1mol/l)滴定一元強鹼(20ml
0.1mol/lhcl)為例，可分為（1）滴定前（2）化學計量點前（3）化學計量點時（4）化學計量點後。（1)滴定前：以氫氧化鈉來計算ph
c(h+)=0.1
ph=-lgc(h+)=1
則：
ph=1.00（2）化學計量點前鹽酸過量，則
c(h+)=[c(hcl).v(hcl)-c(naoh)v(naoh)]/v(hcl)+v(naoh)
=0.1(20-v(naoh)/20+v(naoh)
按公式：ph=-lgc(h+)計算(3）化學計量點時：因為酸鹼完全中和生成鹽（氯化鈉）和水所以ph=7（4）計量點後：氫氧化鈉過量，則：c(oh-=[c(naoh)v(naoh)-c(hcl).v(hcl)]/v(hcl)+v(naoh)
=0.1[v(naoh)-20]/20+v(naoh)
按照poh=-lgc(oh-)求出poh,再根據ph+poh=14算出ph

H. 關於強鹼滴定一元弱酸，到化學計量點時，OH-的濃度為什麼是如此計算

到計量點的時候是強鹼弱酸鹽吧，那個弱酸根會水解

I. 用NaOH滴定某一元酸HA,在化學計量點時,[H+]的計算式是什麼

甲酸、醋酸和乳酸等弱酸可以用NaOH滴定，其基本的滴定反應和滴定反應常數為 ：

HA ＋ OH- ＝ A- ＋ H2O
Kt＝[A-]/([HA][OH-])＝Ka/Kw

可見滴定反應的完全程度不及強酸和強鹼的滴定。現以0.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.1000 mol·L-1 HAc為例，討論強鹼滴定弱酸溶液pH的變化和指示劑的選擇。
滴定前 溶液為0.1000mol·L-1HAc，其 pH=2.88。
滴定開始至計量點前 溶液中未被中和的HAc和已中和的產物Ac-構成緩沖體系，溶液中〔H+〕一般可按最簡式計算。例如，加入19.98mLNaOH後 ：

計量點時 HAc全部被中和成NaAc。由於此時溶液稀釋了一倍，[Ac-]變為
0.05000mol·L-1，即 ：

計量點後 溶液由NaAc和NaOH組成。由於Ac-是很弱的鹼，溶液的〔OH-〕由過量的NaOH決定，〔H＋〕的計算方法與強鹼滴定強酸類似 ：

氫氧化鈉滴定醋酸的滴定曲線與氫氧化鈉滴定鹽酸的滴定曲線有明顯的不同 ：起點pH值較高；計量點前pH值變化呈較快—平穩－較快的趨勢；滴定至50%時，pH=pKa；計量點偏向於鹼性一邊。這是因為醋酸是弱酸，滴定前溶液的pH自然大於同濃度的鹽酸。滴定開始後，系統由HAc變為HAc-NaAc緩沖系統，Ac-的出現抑制了HAc的解離，使滴定初期pH增長較快。隨著滴定的進行，[HAc]/[Ac-]的比值逐漸降低，漸趨於1，緩沖容量隨之增大，並在50%時達最大值，此時[HAc]/[Ac-]＝1，pH=pKa，曲線最平緩。往後直至計量點前，
[HAc]/[Ac-]的比值愈來愈小，緩沖容量逐漸減小，pH變化又逐漸加快。計量點時，溶液變為弱鹼Ac-，所以溶液總是呈鹼性而不是中性。計量點後，滴定系統變成Ac-～NaOH混合溶液，由於Ac-鹼性較弱，溶液的pH幾乎完全被過量的NaOH控制，滴定曲線與NaOH滴定HCl的曲線基本重合。

強鹼滴定弱酸的另一個特點是突躍范圍要比同濃度強酸的滴定小得多，而且總是在弱鹼性區域。0.1mol·L-1NaOH滴定0.1mol·L-1HAc溶液的突躍范圍是pH=7.76～9.70，僅1.94pH單位，遠小於強酸強鹼滴定的5.4pH單位。由於突躍在弱鹼范圍，因此只能選用在鹼性范圍內變色的指示劑。酚酞的pK(HIn)=9.1，變色范圍恰好在突躍范圍內，可獲得滿意的結果。
由滴定曲線還可看出，酸愈弱（圖中曲線上方的數據表示弱酸的Ka值），滴定突躍愈小。
例如滴定0.1mol·L-1 Ka = 10-7的弱酸HA時，計量點前後0.1%時pH變化是
9.70～10.00，僅0.3個單位。即便能找到一種pK(HIn)與計量點9.85完全一致的指示劑，因人眼對終點的觀測仍有0.3的不確定性，終點最好也只能在
pH=9.56～10.14左右，因此滴定所能達到的准確度其相對誤差不可能優於±0.2%。若酸更弱，准確度則更差。另一方面，酸的濃度也影響突躍的大小。綜上所述。考慮到觀察指示劑變色存在0.3的不確定性，即使在指示劑理論變色點與計量點完全一致的理想情況下，終點與計量點亦可能相差±0.3pH單位(即要求突躍為0.6pH單位)，因此必須要求Kac >10-8，才能保證誤差不大於0.2%。這就是判斷一種弱酸能否准確滴定的依據。
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J. 求算強鹼滴定弱酸的pH以及指示劑

以0.1mol/L的濃度為例
當加入19.98ml時，溶液的pH=7.75

化學計量點的ph=8.73
當滴入NaOH液20.02ml（化學計量點後0.1%）時，則pOH=4.30 pH=9.70
（1）滴定突躍范圍較小，pH值范在7.75～9.70之間。
（2）計量點的pH值不是7而是8.72，計量點落在鹼性范圍內。這是因為滴定產物醋酸鈉為強鹼弱酸鹽。水解後顯鹼性。
（3）本滴定宜選擇在鹼性范圍內變色的指示劑，如酚酞或百里酚酞等。