二元弱酸的第二化學計量點怎麼算

『壹』 某二元弱酸H2B，用濃度為0.1摩爾每升的NaOH滴定0.1摩爾每升的弱酸，滴定至第一，第二化學計量點時

第一計量點：溶液主要成份為NaHB,此時溶液在質子論當作兩性物質
[H+]=(Ka1*Ka2)^1/2=8.5*10^-5 pH=-lg8.5*10^-5=4.07
或直接用pKa計算
pH=1/2(PKa1+pKa2)=4.07
第二計量點：溶液主要成份為Na2B c(Na2B)=0.0333mol/L
B2- + H2O <==>HB- + OH- Kb1 =Kw/ Ka2=1.66*10^-8
HB- + H2O <==>H2B + OH- Kb2=Kw/ Ka1=8.33*10^-13
由於Kb1 >>Kb2
因此在質子論可當一元鹼來處理
由於Kb1 *c(B2-)=1.66*10^-8*0.033 >20Kw
而且C/Kb1=0.0333/ 1.66*10^-8 > 500
因此可最簡公式來計算
[OH-]=(Kb1*c)^1/2=(1.66*10^-8 * 0.0333)^1/2=2.35*10^-5
pOH=-lg2.35*10^-5=4.62； pH=14.00-4.62=9.37
或[H+]=Kw/[OH-]=4.26*10^-10
pH=-lg4.26*10^-10=9.37

『貳』 二元酸的滴定第二化學計量點

你的 c 搞錯了.要注意 H2B 是二元酸,第二化學計量點處 NaOH 的用量是 H2B 的2倍,因此 c=0.1/3=0.033mol/L
按照這個算出來 pH=9.37.你的 9.46 是按照 c=0.05mol/L 算的.

『叄』 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。

『肆』 若用C(NaOH)=0.1mol/l的溶液滴定同濃度的C(H2B)=,滴定至第一和第二化學計量點時，溶液的PH各為多少

二元弱酸如果能夠准確滴定的話（lg(0.1Ka1)＞8,可以准確滴定第一氫；lg(0.05*cKa2)＞8,可以准確滴定第二氫）。

第一計量點產物為酸式鹽NaHB，第一計量點的pHsp(1)應該按酸式鹽（即兩性物質）計算，通常可用最簡式計算，公式為pHsp(1)=(pKa1+pKa2)/2，近似式的pHsp(1)與濃度有關，參看分析化學教材相關章節；你的pKa1=1.92，pKa2=6.22，pKb1=7.78，pKb2=12.08

pHsp(1)=4.9(不能用最簡式計算的)

第二計量點的pHsp(2)應該按Na2B溶液計算（二元弱鹼的PH值），滿足：0.033Kb1＞10Kw,並且0.033/Kb2＞100的條件時（武大第五版判據），可用最簡式計算pHsp(2)=14.0-(pKb1-lg0.033)/2。如果不滿足上述條件，則Na2B溶液的pOH計算要用近似式（參看教材上的公式），或用迭代法數值求解。你的pHsp(2)=9.37(可用最簡式計算pOH)

註：等濃度滴定，第一計量點時產物濃度為0.050mol/L，第二計量點時產物濃度為0.033mol/L。

各種酸鹼鹽溶液的PH值計算，我編寫了一個VBA計算模板文件（文檔型軟體，能夠計算的word模板文件），代入數據後，可以智能地選擇公式，自動計算pH結果（留下你的郵箱），並給出提示（留下你的郵箱，送你一個軟體）。

『伍』 化學計量點的ph值如何計算

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
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。