强碱滴定弱酸的化学计量点怎么算

A. 用NaOH滴定某一元酸HA,在化学计量点时,[H+]的计算式是什么 用Ka Kw和c（A

根号下 KaKw/C(A)
计量点时 [OH-]=根号下 KbC（A） =根号下 KwC（A）/Ka
KaKb=Kw
俩式一带 就出来了

B. 麻烦各位大家告诉我……强酸滴定弱碱化学计量点时，pH=7吗

强酸滴定弱碱化学计量点时，生成是的强酸弱碱盐。举例：HCl滴定NH3·H2O，最后生成NH4Cl，生成的NH4+会发生水解反应，NH4+ +H2O--NH3`H2O+ H+,使溶液的PH<7.
同理，强碱滴定弱酸化学计量点时，生成的是强碱弱酸盐，举例：NaOH滴定CH3COOH，那么生成的CH3COONa，发生水解，CH3COO- +H20--CH3COOH+ OH- ，PH>7

C. 酸碱中和滴定中的PHsp（既化学计量点）怎么求

酸碱中和滴定中的PHsp（既化学计量点），其pH值有其产物决定，即计算该产物的浓度、pH 值；
例如、强酸滴定强检，产物是水，岁的pH =7. 所以 PHsp（既化学计量点）= 7.0

D. 化学计量点怎么算

化学计量点的计算方法：

化学计量点是按化学反应关系求得的理论值。当滴定反应达到反应计量点时，各物质的量之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

滴定反应：aA+bB=gG+dD。

在化学计量点时：nA：nB=a。

cA=(a*mB)/(b*VA*MB)。

化学计量点，用sp来表示。

化学计量点定义

在滴定分析法中，一般现将试样配成溶液并置于一定容器中，用一种已知准确浓度的溶液即标准溶液通过滴定管逐滴地滴加到被测物质的溶液中，直至所加溶液物质的量与被测物质的量按化学计量关系恰好反应完全，所加标准溶液与被测物质恰好完全反应的这一点称为化学计量点。

E. 用0.1000mol/lnaoh溶液滴定0.1000mol/l甲酸溶液，化学计量点的ph是多少

化学计量点是生成甲酸钠，体积加倍，甲酸钠浓度0.05，甲酸Ka=1.8×10-4，甲酸根水解常数Kh=Kw/Ka=5.56x10^-11，cOH-=（0.05Kh）^0.5=1.67x10^-6molL-，POH=5.78，PH=8.22。

当滴定反应达到反应计量点时，各物质的量之比等于化学方程式中各物质的系数之比。化学计量点的计算方法为：

滴定反应：aA+bB=gG+dD

在化学计量点时：nA：nB=a:b

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

(5)强碱滴定弱酸的化学计量点怎么算扩展阅读

本题考查酸碱滴定原理，注意求解溶液pH或pOH值时，最简式运用的条件。

酸碱滴定法的基本原理

（1）强酸强碱的滴定

滴定突跃：在计量点附近突变的pH值范围，滴定突跃范围大小与浓度有关。变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内的指示剂都可以用来指示终点。

（2）强碱滴定弱酸

突跃范围小，计量点在碱性范围内，不能选酸性范围内变色的指示剂，只能选择酚酞或百里酚酞。

（3）强酸滴定弱碱

与强碱滴定弱酸相似，但计量点在酸性范围内，指示剂只能选择甲基橙或溴甲酚绿等。

F. 强碱滴定弱酸的基本原理

以0.1mol/L的氢氧化钠滴定0.1mol/L的乙酸为例，生成产物为乙酸钠，呈弱碱性，化学计量点在碱性区域。刚开始滴定时，滴定曲线的斜率比用氢氧化钠滴定盐酸时大，这是因为生成的AC-产生同离子效应，抑制了HAV的离解，使H+浓度较快的降低。继续加入氢氧化钠后，生成了HAC—NaOH缓冲体系，曲线又变的比较平坦。继续滴加氢氧化钠后，由于HAC剩余很少，溶液PH变化较快，曲线的斜率又逐渐增大。
化学计量点的PH值约为7.74，滴定PH值突跃范围为6.73——8.72

G. 推导化学计量点时ph计算公式

以一元强酸(20ml
naoh
0.1mol/l)滴定一元强碱(20ml
0.1mol/lhcl)为例，可分为（1）滴定前（2）化学计量点前（3）化学计量点时（4）化学计量点后。（1)滴定前：以氢氧化钠来计算ph
c(h+)=0.1
ph=-lgc(h+)=1
则：
ph=1.00（2）化学计量点前盐酸过量，则
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+)计算(3）化学计量点时：因为酸碱完全中和生成盐（氯化钠）和水所以ph=7（4）计量点后：氢氧化钠过量，则：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,再根据ph+poh=14算出ph

H. 关于强碱滴定一元弱酸，到化学计量点时，OH-的浓度为什么是如此计算

到计量点的时候是强碱弱酸盐吧，那个弱酸根会水解

I. 用NaOH滴定某一元酸HA,在化学计量点时,[H+]的计算式是什么

甲酸、醋酸和乳酸等弱酸可以用NaOH滴定，其基本的滴定反应和滴定反应常数为 ：

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

可见滴定反应的完全程度不及强酸和强碱的滴定。现以0.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.1000 mol·L-1 HAc为例，讨论强碱滴定弱酸溶液pH的变化和指示剂的选择。
滴定前 溶液为0.1000mol·L-1HAc，其 pH=2.88。
滴定开始至计量点前 溶液中未被中和的HAc和已中和的产物Ac-构成缓冲体系，溶液中〔H+〕一般可按最简式计算。例如，加入19.98mLNaOH后 ：

计量点时 HAc全部被中和成NaAc。由于此时溶液稀释了一倍，[Ac-]变为
0.05000mol·L-1，即 ：

计量点后 溶液由NaAc和NaOH组成。由于Ac-是很弱的碱，溶液的〔OH-〕由过量的NaOH决定，〔H＋〕的计算方法与强碱滴定强酸类似 ：

氢氧化钠滴定醋酸的滴定曲线与氢氧化钠滴定盐酸的滴定曲线有明显的不同 ：起点pH值较高；计量点前pH值变化呈较快—平稳－较快的趋势；滴定至50%时，pH=pKa；计量点偏向于碱性一边。这是因为醋酸是弱酸，滴定前溶液的pH自然大于同浓度的盐酸。滴定开始后，系统由HAc变为HAc-NaAc缓冲系统，Ac-的出现抑制了HAc的解离，使滴定初期pH增长较快。随着滴定的进行，[HAc]/[Ac-]的比值逐渐降低，渐趋于1，缓冲容量随之增大，并在50%时达最大值，此时[HAc]/[Ac-]＝1，pH=pKa，曲线最平缓。往后直至计量点前，
[HAc]/[Ac-]的比值愈来愈小，缓冲容量逐渐减小，pH变化又逐渐加快。计量点时，溶液变为弱碱Ac-，所以溶液总是呈碱性而不是中性。计量点后，滴定系统变成Ac-～NaOH混合溶液，由于Ac-碱性较弱，溶液的pH几乎完全被过量的NaOH控制，滴定曲线与NaOH滴定HCl的曲线基本重合。

强碱滴定弱酸的另一个特点是突跃范围要比同浓度强酸的滴定小得多，而且总是在弱碱性区域。0.1mol·L-1NaOH滴定0.1mol·L-1HAc溶液的突跃范围是pH=7.76～9.70，仅1.94pH单位，远小于强酸强碱滴定的5.4pH单位。由于突跃在弱碱范围，因此只能选用在碱性范围内变色的指示剂。酚酞的pK(HIn)=9.1，变色范围恰好在突跃范围内，可获得满意的结果。
由滴定曲线还可看出，酸愈弱（图中曲线上方的数据表示弱酸的Ka值），滴定突跃愈小。
例如滴定0.1mol·L-1 Ka = 10-7的弱酸HA时，计量点前后0.1%时pH变化是
9.70～10.00，仅0.3个单位。即便能找到一种pK(HIn)与计量点9.85完全一致的指示剂，因人眼对终点的观测仍有0.3的不确定性，终点最好也只能在
pH=9.56～10.14左右，因此滴定所能达到的准确度其相对误差不可能优于±0.2%。若酸更弱，准确度则更差。另一方面，酸的浓度也影响突跃的大小。综上所述。考虑到观察指示剂变色存在0.3的不确定性，即使在指示剂理论变色点与计量点完全一致的理想情况下，终点与计量点亦可能相差±0.3pH单位(即要求突跃为0.6pH单位)，因此必须要求Kac >10-8，才能保证误差不大于0.2%。这就是判断一种弱酸能否准确滴定的依据。
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J. 求算强碱滴定弱酸的pH以及指示剂

以0.1mol/L的浓度为例
当加入19.98ml时，溶液的pH=7.75

化学计量点的ph=8.73
当滴入NaOH液20.02ml（化学计量点后0.1%）时，则pOH=4.30 pH=9.70
（1）滴定突跃范围较小，pH值范在7.75～9.70之间。
（2）计量点的pH值不是7而是8.72，计量点落在碱性范围内。这是因为滴定产物醋酸钠为强碱弱酸盐。水解后显碱性。
（3）本滴定宜选择在碱性范围内变色的指示剂，如酚酞或百里酚酞等。