滴定曲線如何找化學計量點

❶ 高中化學：酸鹼ph滴定曲線

酸鹼滴定曲線：在酸鹼滴定中如何選擇合適的指示劑來指示滴定終點，需根據滴定曲線來選擇。在進行酸鹼滴定時，表示溶液pH值如何變化的曲線稱為滴定曲線，現以0.1000mol·L-1NaOH滴定0.1000mol·L-1HCl為例，討論強鹼滴定強酸時的滴定曲線和指示劑選擇。

1）滴定前，溶液的酸度等於 HCl的原始濃度。

c（H ）=0.1000mol·L-1pH=1.00

2）滴定開始至化學計量點前，溶液的酸度取決於剩餘HCl的濃度，即

按照此式計算加入 NaOH 18.00mL，19.80mL，19.98mL時溶液的pH值，其結果列入表2-1。

3）化學計量點時，已滴入NaOH溶液20.00mL，溶液是中性。c（H ）=c（OHˉ）=1.00×10-7mol·L-1pH=7.00。

4）化學計量點後，溶液的pH值取決於過量NaOH的濃度。即

pH=14.00-pOH=14 .00-（-lg｛c（OHˉ）｝）

❷ 怎樣計算滴定反應化學計量點的ph

以一元強酸滴定一元強鹼為例：

（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

❸ 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。

❹ 氧化還原滴定曲線中化學計量點偏向哪一邊，主要決定於

氧化還原滴定曲線中化學計量點偏向哪一邊，主要決定於兩電對電子轉移數，
化學計量點偏向 電子轉移數大的那一邊，
如高錳酸鉀滴定亞鐵離子，化學計量點偏向高錳酸鉀一方

❺ 什麼是酸鹼滴定曲線

這條曲線就是酸鹼滴定曲線，他可以酸滴鹼，也可以是鹼滴酸。

❻ 什麼叫滴定分析中的化學計量點，滴定終點和終點誤差

化學計量點
就是按照
化學方程式
來確定的反應完成的點，比如強酸滴定強鹼的反應，化學計量點就是pH=7的點。
滴定終點是指實際滴定操作中滴定完成的點，通常由
指示劑
變色點決定，比如NaOH滴定鹽酸的反應，用
酚酞
為指示劑，則滴定終點pH=8。
滴定終點和化學計量點不一致所造成的
系統誤差
稱為終點誤差。

❼ 酸鹼滴定 請問什麼是第一計量點,第二計量點,第三計量點,要如何選擇滴定到第幾計量點呢

第一滴定終點前即滴定百分數為99.98%
第二滴定點為按方程式恰好完全反應
第三為過量為滴定百分數100.2%

❽ 滴定分析的化學計量點是什麼

在常見的四大滴定中，在最理想狀況下（即不考慮產物水解，沉澱的微量溶解，絡合劑的酸效應和其他離子干擾等）待測組分與滴定劑恰好完全反應時的狀態，為化學計量點（CP）；而實際觀察的反應等當點稱為反應終點（EP）。需要更正的一點是，滴定時突越是一個范圍，而不是一點，滴定時的變色點必須落在突越范圍內，而滴定終點就是指示劑變色點。

❾ 滴定分析中的滴定終點和計量點分別是哪點

滴定分析中，當滴定至等當點時，往往沒有任何外觀效果可供判斷，常藉助於指示劑的顏色變化來確定終止滴定，此時指示劑的變色點，即為滴定終點
在滴定反應中，當加入的標准溶液與待測組分按反應式的化學計量關系恰好反應完全時，反應到達了化學計量點．

❿ 電位滴定確定化學計量點的方法有哪些

一、繪E-V曲線法（測定電勢和所用滴定液的體積)；
二、繪（貝塔E/貝塔V）-V曲線法；
三、二級微商法；
四、格氏作圖法。
電位滴定方法
1 直接滴定法
由指示電極和參比電極組成電池直接進行滴定，由指示電極的電位確定終點。直接滴定法終點的確定可分為三種類型：第一種是指示電極對試液中的被測離子敏感。例如用F—電極為指示電極，用La(NO3)3標准溶液滴定F-，由F-電極檢出在等當點的電位突躍；第二種是指示電極對滴定劑敏感。例如用Pb2+標准溶液滴定，過了等當點後Pb2+稍一過量，Pb2+電極的電位就發生突躍；第三種是電極對指示劑敏感。例如用四亞乙基五胺（TEPA）滴定Ni2+，加入Cu2+為指示劑，以Cu2+電極做指示電極。過了等當點後只要TEPA稍有過量，馬上與Cu2+結合，使Cu2+急劇減少，Cu2+電極的電位出現突躍，表明終點已到。
2 示差滴定法
這種方法基於濃差電池的原理。將兩支相同的離子選擇性電極，一支浸於被測溶液中，另一支浸入標准溶液中，再用鹽橋聯接兩溶液構成濃差電池。若兩個溶液的組成基本相同或都加入等量離子強度調節劑，則活度系數和液體接界電位相等，那麼電池電動勢與離子濃度的關系為：
(3-61)
示差滴定法直接讀出ΔE/ΔV值，它最大時即為滴定終點。
示差滴定法的一個特殊應用，就是零電位法，它的原理也是濃差電池，根據式(3-61)當Cx=Cs時，E=0。這種方法是在標准溶液中滴加濃度更大的標准溶液或者滴加水來使E=0，還可以用幾種不同濃度的標准溶液。測量濃差電池的電動勢E，畫E-lgCs曲線，將其外推至E=0的點，由這點求出相應的lgCx值。這種方法適宜於測定微量樣品。
3 恆電流滴定法
恆電流滴定法又被稱做雙電位滴定法。在兩個相同的指示電極上施加電壓，使微小但是穩定的電流流過兩個電極，以滴定過程中兩個電極間的電位差確定終點。例如用I2滴定，如果可逆電對 |佔主導地位，則兩電極間的電位差較大。但是，過化學計量點之後，佔主導地位的是可逆電對I2|I－，這時兩電極間電位差為零，所以化學計量點處電位有突躍。
恆電流滴定法的優點是，只要求被測物質或滴定劑之中有一個是電活性的。
4 電位滴定法的准確度
一般來說，電位滴定法的准確度要優於直接電位法。影響電位滴定法准確度的主要因素有滴定反應的平衡常數、干擾離子的濃度，樣品溶液中離子的起始濃度等。各種因素的影響集中表現在准確確定化學計量點上。
設化學計量點之後的第一個滴定點加入的滴定劑所得的離子濃度為C1，那麼根據滴定反應有：
C1 = Ct (V1 － Ve ) / (Vx + V1) (3-62)
式中Ct是滴定劑濃度，Ve是化學計量點對應的體積，Vx是樣品溶液體積，V1是化學計量點之後第一滴定點所用滴定劑體積。將（3-62）式微分，得：
(Vx+V1)dC1 = CtdVe (3-63)
化學計量點的誤差直接取決於C1的誤差，結合(3-62)，(3-63)式，可得等當點相對誤差公式為：
(3-64)
由(3-64)式可知，化學計量點之後的第一個滴定點越接近於化學計量點，滴定誤差就越小；當V1/Ve時，誤差為0。就是說dC1/C1越小則滴定誤差越小。求出C1，再用各個定量方法所對應的誤差公式來計算dC1/C1。=1
5 電位分析法的應用
電位滴定可以完成以中和、沉澱、氧化還原以及絡合等化學反應為基礎的容量滴定，同樣，電位滴定法還可用在有色或混濁的溶液和非水溶劑體系的分析上。但是，電位滴定法用於水溶液中的酸鹼滴定時，只能用於電離常數大於10-8的那些酸鹼，太弱的酸或鹼，在滴定時終點不明顯，這種情況下如果選擇合適的非水溶劑，就能使滴定時電位突躍明顯增大。例如，苯酚苯胺的電離常數約為10-10，它們在水溶液中無法進行滴定，但是在非水溶劑中卻能很好的進行滴定。
pH測量不僅應用於實驗室的日常分析，現在也廣泛地應用於現代工業生產過程的控制中，用於高溫、低溫、高壓下的pH測量儀器也已經得到了開發。
生活飲用水、工業用水以及工業廢水中各種離子的檢測和監測都用到了離子選擇性電極。在醫學上，離子選擇性電極用於測定人血和生物體液中的各種離子，或者作為電化學感測器，各種微型離子電極可用來探測活體組織中體液內某些離子的活度，對葯理和病理研究有著重要的意義。
在物理化學研究中也廣泛地用到了電位分析法。比如用電位分析法來測定溶度積，離子活度系數，酸鹼電離常數，絡合物穩定常數等。