確定滴定終點最為常用的方法是

㈠ 永停滴定法指示終點的原理是什麼

原理：在氧化還原電對中同時存在氧化型及與其對應的還原型物質，如在I2/I-溶液中含有I2和I-，此時若同時插人兩支相同的鉑電極，因兩個電極的電位相等，電極間不發生反應，則沒有電流通過。若在兩個電極間外加一低電壓，在兩支鉑電極上即發生如下電解反應：

陽極：2I-=I2+ 2e（可逆反應）

陰極：I2+ 2e =2I（可逆反應）

因此兩電極間就會有電流通過。像I2/I-這樣的電對，在溶液中與兩支鉑電極組成電池，當外加一個低電壓時，一支電極發生氧化反應，另一支電極則發生還原反應，同時發生電解，並有電流通過。這樣的電對稱為可逆電對。

若溶液中的電對是S4O62-/S2O32-，在該電對溶液中同時插人兩支相同的鉑電極，同樣外加一低電壓，則在陽極上S2O32-能發生氧化反應，而在陰極上S4O62-不能發生氧化還原反應，不能進行電解，無電流通過，這樣的電對稱為不可逆電對。

(1)確定滴定終點最為常用的方法是擴展閱讀

常見的滴定法介紹：

1、直接滴定法：凡能滿足滴定分析要求的反應都可用標准滴定溶液直接滴定被測物質。例如用NaOH標准滴定溶液可直接滴定HCl、H2SO4等試樣。

2、返滴定法：返滴定法（又稱回滴法）是在待測試液中准確加入適當過量的標准溶液，待反應完全後，再用另一種標准溶液返滴剩餘的第一種標准溶液，從而測定待測組分的含量。

這種滴定方式主要用於滴定反應速度較慢或反應物是固體，加入符合計量關系的標准滴定溶液後，反應常常不能立即完成的情況。例如，Al3+離子與EDTA（一種配位劑）溶液反應速度慢，不能直接滴定，可採用返滴定法

3、置換滴定法：置換滴定法是先加入適當的試劑與待測組分定量反應，生成另一種可滴定的物質，再利用標准溶液滴定反應產物，然後由滴定劑的消耗量，反應生成的物質與待測組分等物質的量的關系計算出待測組分的含量。

這種滴定方式主要用於因滴定反應沒有定量關系或伴有副反應而無法直接滴定的測定。例如，用K2Cr2O7標定Na2S2O3溶液的濃度時，就是以一定量的K2Cr2O7在酸性溶液中與過量的KI作用，析出相當量的I2，以澱粉為指示劑，用Na2S2O3溶液滴定析出的I2，進而求得Na2S2O3溶液的濃度。

㈡ 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。

㈢ 8，可以採用哪些方法確定酸鹼滴定的終點

1. pH指示劑(光學方法)

   一般的，能做pH指示劑的物質有一個共同點：其分子結構在結合/釋放氫離子後會改變結構，進而改變其吸收光譜，肉眼直觀的表現就是顏色隨pH的變化。不同的指示劑有不同的變色范圍和顏色（如圖），可根據滴定劑和被滴定物質的性質（pKa、顏色等）進行選擇。可以一次滴定用一種指示劑，也可以採用兩種甚至多種指示劑的混合以分別判定多個pH突躍點（滴定幾種pKa不同的酸鹼的混合物或者多元酸鹼時用）

   

   一般的，pH計有一個氫離子選擇性玻璃電極。插入水溶液後，電極兩側就因氫離子濃度（准確的說，是活度）的差而建立起一個電位。這個電位與標准電極（比如飽和甘汞電極）比較，即可反推出溶液中氫離子的活度和pH(pH=-lg(氫離子))。pH計可以精確到小數點後2位甚至3位，因而比用肉眼觀察酸鹼指示劑的顏色的變化更精確。

   ㈣ 酸鹼中和滴定怎麼確定滴定終點

   一般比較模糊的用指示劑來確定，譬如酚酞，甲基橙等。

   比較精確點的就是用PH計來測試了。

   

   ㈤ 判斷滴定終點除了指示劑法，還可以用什麼方法呀

   判斷滴定終點除了指示劑法，還可以用電位滴定法、永停滴定法。

   ㈥ 滴定分析法中確定滴定終點有幾種方法及簡單原理

   滴定分析法中確定滴定終點有幾種方法及簡單原理
   滴定分析法是將一種已知准確濃度的試劑溶液，滴加到被測物質的溶液中，直到所加的試劑與被測物質按化學計量定量反應為止，根據試劑溶液的濃度和消耗的體積，計算被測物質的含量。
   這種已知准確濃度的試劑溶液稱為滴定液。
   將滴定液從滴定管中加到被測物質溶液中的過程叫做滴定。
   當加入滴定液中物質的量與被測物質的量按化學計量定量反應完成時，反應達到了計量點。
   在滴定過程中，指示劑發生顏色變化的轉變點稱為滴定終點。
   滴定終點與計量點不一定恰恰符合，由此所造成分析的誤差叫做滴定誤差。 適合滴定分析的化學反應應該具備以下幾個條件：
   （1）反應必須按方程式定量地完成，通常要求在99.9%以上，這是定量計算的基礎。
   （2）反應能夠迅速地完成（有時可加熱或用催化劑以加速反應）。
   （3）共存物質不幹擾主要反應，或用適當的方法消除其干擾。
   （4）有比較簡便的方法確定計量點（指示滴定終點）。 直接滴定法

   ㈦ 永停滴定法是什麼

   永停滴定法是根據滴定過程中電流的變化確定滴定終點的方法，屬於電流滴定法。

   測量時把兩個相同的鉑電極插入樣品溶液中。在兩電極之間加一低電壓,並連有一檢流計，然後進行滴定，通過觀察滴定過程中檢流計指針的變化確定終點。

   在氧化還原電對中同時存在氧化型及與其對應的還原型物質，如在I2/I-溶液中含有I2和I-，此時若同時插入兩支相同的鉑電極，因兩個電極的電位相等，電極間不發生反應，則沒有電流通過。若在兩個電極間外加一低電壓，在兩支鉑電極上即發生如下電解反應如下：

   陽極：2I-=I2+ 2e（可逆反應）。

   陰極：I2+ 2e =2I（可逆反應）。

   
   

   

   相關分類：

   根據滴定過程中電流的變化情況，雙電流滴定可以分為以下三種情況：

   標准溶液為不可逆電對，樣品溶液為可逆電對。

   標准溶液為可逆電對，樣品溶液為不可逆電對。

   標准溶液和樣品溶液均為可逆電對。

   ㈧ 非水溶液的滴定法的終點確定用什麼方法

   1.供試品如為氫鹵酸鹽，應在加入醋酸汞試液3～5ml，使生成難解離的鹵化汞，以消除氫鹵酸鹽在冰醋酸中生成氫鹵酸的干擾後，再進行滴定。
   2.供試品如為磷酸鹽，可以直接滴定；硫酸鹽也可直接滴定，但滴定至其成為硫酸氫鹽為止。
   3.供試品如為硝酸鹽時，因硝酸可使指示劑褪色，終點極難觀察，遇此情況應以電位滴定法指示終點為宜。
   4.電位滴定時用玻璃電極為指示電極，飽和甘汞電極（玻璃套管內裝氯化鉀的飽和無水甲醇溶液）為參比電極。
   5.玻璃儀器必須乾燥，試劑的含水量應在0.2%以下。
   6.配製高氯酸滴定液時，應將高氯酸用冰醋酸稀釋後，在攪拌下，緩緩滴加醋酐（乙酸酐），量取高氯酸的量筒不得量取醋酐，因高氯酸與有機物接觸極易引起爆炸。
   7.配製高氯酸滴定液時，若用於易乙醯化的供試品測定，必須測定本液的含水量（費休氏法），再用水或醋酐調節至本液的含水量為0.01～0.2%。
   8.配製甲醇鈉滴定液時，應避免與空氣中的二氧化碳及水氣接觸，每次臨用前均應重新標定。
   9.鹼滴定液滴定操作時，應在乾燥的恆溫條件下進行，不得有氨氣、二氧化碳和水氣。
   10.若滴定樣品與標定高氯酸滴定液時的溫度差別超過10℃，則應重新標定；若未超過10℃，則可根據下式將高氯酸滴定液的濃度加以校正。
   N0
   N1 = ————————
   1＋0.0011(t1－t0)
   式中 0.0011為冰醋酸的膨脹系數；
   t0為標定高氯酸滴定液時的溫度；
   t1為滴定樣品時的溫度；
   N0為t0時高氯酸滴定液的濃度；

   ㈨ 常見的滴定方式有哪幾種

   按反應類型：酸鹼滴定法、氧化還原滴定法、配位滴定法和沉澱滴定法四種；
   按滴定方式：直接滴定法、返滴定法、間接滴定法和置換滴定法四種。
   1.直接滴定法 凡能滿足滴定分析要求的反應都可用標准滴定溶液直接滴定被測物質。
   2.返滴定法 主要用於滴定反應速率較慢或反應物是固體,加入符合計量關系的標准滴定溶液後反應常常不能立即完成的情況;也可用於沒有合適指示劑的情況。
   3.置換滴定法 主要用於因滴定反應沒有定量關系或伴有副反應而無法直接滴定的測定。
   4.間接滴定法 某些待測組分不能直接與滴定劑反應,但可通過其他的化學反應間接測定其含量。