第二化學計量點的ph怎麼算

A. 0.1mol/l的NaOH與0.1mol/l酒石酸反應第二個化學計量點的ph如何計算用何指

你好
PH=9.7 0.2mol/L氫氧化鈉滴定20ml0.2mol/L鄰苯二甲酸氫鉀例,已知Ka2=3.9*10^-6 (1)化計量點前,加入氫氧化鈉19.98ml： C酸=（20.00*0.2-19.98*0.2）/（20.00+19.98）=1.0*10^-4mol/L C鹽=19.98*0.2/（20.00+19.98）=0.1mol/L [H+]=Ka*C酸/C鹽=3.9*10^-6*1.0*10^-4/0.1=3.9*10^-9mol/L PH=8.4 (2)化計量點,加入氫氧化鈉20.00ml： [OH-]^2=(Kw/Ka)*C鹽=（10^-14/3.9*10^-6)*(0.2*20.00/40.00) [OH-]=5.1*10^-5mol/L POH=4.3 PH=9.7 (3)化計量點,加入氫氧化鈉20.02ml,量0.02ml： [OH-]=[0.02/（20.00+20.02）]*0.2=1.0*10^-4 POH=4.0 PH=10.0

B. 用0.1mol/LNaoH滴定0.1mol/L酒石酸，在第二個化學計量點是pH怎麼算，求詳解

你好
ph=9.7
0.2mol/l氫氧化鈉滴定20ml0.2mol/l鄰苯二甲酸氫鉀例,已知ka2=3.9*10^-6
(1)化計量點前,加入氫氧化鈉19.98ml：
c酸=（20.00*0.2-19.98*0.2）/（20.00+19.98）=1.0*10^-4mol/l
c鹽=19.98*0.2/（20.00+19.98）=0.1mol/l
[h+]=ka*c酸/c鹽=3.9*10^-6*1.0*10^-4/0.1=3.9*10^-9mol/l
ph=8.4
(2)化計量點,加入氫氧化鈉20.00ml：
[oh-]^2=(kw/ka)*c鹽=（10^-14/3.9*10^-6)*(0.2*20.00/40.00)
[oh-]=5.1*10^-5mol/l
poh=4.3
ph=9.7
(3)化計量點,加入氫氧化鈉20.02ml,量0.02ml：
[oh-]=[0.02/（20.00+20.02）]*0.2=1.0*10^-4
poh=4.0
ph=10.0

C. 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

D. 酒石酸與氫氧化鈉反應的第二個化學計量點的ph如何計算（詳解）

你好
NaOH+HCOOH===HCOONa+H2O ，化學計量點pH = －lg [c(H )]，
甲酸和氫氧化鈉的物質的量比就是：1:1，書本上的知識點就是理論值，既然物質的量濃度相同，那麼設消耗氫氧化鈉Aml，那麼消耗的甲酸也是Aml，PH值一溶液中的（H+）計算：
C（H+）= 0.1*A -0.1*A=0（恰好反應完畢）那溶液中的（H+）就僅有水電離的微量濃度默認是：10^-7mol/L，log（10^-7）=7，（OH-）濃度也是相同的。
該反應屬中和反應，理論值是PH=7，實際是根據指示劑變化為滴定終點，與理論的化學計量點有一定的誤差，但是這個並不重要，只要盡量減小誤差就好。

E. 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。

F. 酸鹼滴定中化學計量點PH的計算公式

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

G. 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）。

H. 化學計量點的PH怎麼計算

若是中和產物氯化鈉,化學計量點的PH=7
若是中和產物醋酸鈉,在質子論按一元弱鹼計算
若是中和產物氯化銨,在質子論按一元弱酸計算
PH = －lg [c(H +)] 這是pH基本計算式，也就是說溶液的PH是氫離子濃度取lg的相反數，通過氫離子濃度可以求PH，同樣根據PH可以求氫離子濃度。

I. HCl滴定Na3PO4時第二個化學計量點的pH

該反應的第二個化學計量點的PH為9.78。產物為Na2HPO4。參見圖示。根據H3PO4的三級離解常數，Ka1=7.5×10∧-3；Ka2=6.3×10∧-8 ; Ka3=4.4×10∧-13按近似公式計算，

［H+］=√Ka2Ka3

PH=1/2(PKa2+PKa3)=1/2(7.2+12.36)=9.78

J. 第二化學計量點時，溶液的pH各為多少

用naoh標准溶液滴定醋酸，一般採用酚酞作為指示劑，指示劑挑選的原則是在滴定終點一般會由淺色到深色。這樣便於肉眼的觀察。
而酚酞的變色范圍是ph8~10，所以化學計量點時的ph大約為8~10.
希望對你有幫助。