金屬離子指示劑ph范圍怎麼算
1. 各種指示劑（酚酞等）變色的PH值范圍
石蕊:5-8(紅,紫,藍)
2. 為什麼金屬離子指示劑使用時要求一定的ph范圍
金屬指示劑是弱酸,存在酸效應.
金屬指示劑與金屬離子M形成配合物的條件穩定常數K`(MIn)隨pH變化而內變化,它不容可能像酸鹼指示劑那樣有一個確定的變色點.因此,在選擇指示劑時應考慮體系的酸度,使變色點pMt盡量靠近滴定的化學計量點pMsp.
3. 分析化學 指示劑pH的范圍求解
弱鹼滴定強酸
4. 如何計算緩沖溶液的有效PH范圍
電離平衡常數的負對數加減1之間。即pK±1之間。例如以醋酸/醋酸鹽為共軛酸鹼對的緩沖溶液的有效緩沖范圍是：PKa±1=4.75±1之間。即3.75-5.75之間。
緩沖溶液是無機化學及分析化學中的重要概念，緩沖溶液是指具有能夠維持PH相對穩定性能的溶液。pH值在一定的范圍內不因稀釋或外加少量的酸或鹼而發生顯著的變化，緩沖溶液依據共軛酸鹼對及其物質的量不同而具有不同的pH值和緩沖容量。
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緩沖液的pH值與該酸的電離平衡常數Ka及鹽和酸的濃度有關。弱酸的pKa值衡定，但酸和鹽的比例不同時，就會得到不同的pH值。酸和鹽濃度相等時，溶液的pH值與PKa值相同。
酸和鹽濃度等比例增減時，溶液的pH值不變。酸和鹽濃度相等時，緩沖液的緩沖效率為最高，比例相差越大，緩沖效率越低，緩沖液的一般有效緩沖范圍為pH=pKa±1,pOH=pKb±1。
在絡合滴定和分光光度法等許多反應里都要求溶液的pH值保持在一個范圍內，以保證指示劑的變色和顯色劑的顯色等，這些條件都是通過加入一定量的緩沖溶液達到的，所以緩沖溶液是分析測試中經常需要的一種試劑。
採用電位滴定法測定外加酸或鹼對不同配比同一種緩沖溶液的滴定曲線，不僅有助於理解緩溶液及緩沖容量的概念而且對分析測試中正確選緩沖溶液的配製方法及用量具有指導意義。
5. 簡述以EDTA滴定單一金屬離子時酸鹼度適宜范圍的選擇原理
訂單一定金屬離子時酸鹼度適宜范圍的廠家壓力，這個商檢做的話可以根據金屬離子的這種范圍來進行選擇。
Ca2+能定量與EDTA生成穩定的配合物，其穩定性較鈣與鈣指示劑所形成的配合物強。在適當的pH范圍內，Ca2+先與鈣指示劑形成配合物，再用EDTA滴定，達到定量點時，EDTA從指示劑配合物中奪取鈣離子，使溶液呈現游離指示劑的顏色(終點)。根據EDTA的消耗量，即可計算出鈣的含量。
以鉻黑t為指示劑，溶液pH值控制在10，通過氨-氯化銨緩沖溶液控制。
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EDTA(即乙二胺四乙酸)是一種很強的絡合劑,能和許多金屬離子形成穩定的絡合物。利用它和金屬離子的絡合反應為基礎,採用金屬指示劑的變色或電學、光學方法確定滴定終點,根據標准溶液的用量計算被測物質的含量。該方法可直接或間接測定約70種元素。最常用來測定鈣和鎂。
隨著滴定的進行，edta會逐漸釋放出氫離子，因為酸效應會影響絡合反應，所以要用緩沖溶液控制一定的PH要看反應完全的要求是多少，要是要求為99.9%的話lg（Cm,sp*Kmy）大於等於6 正 以乙二胺四乙酸(EDTA)為代表的氨羧型絡合劑在分析化學上已獲得了廣泛的應用。
6. 金屬指示劑的變色范圍與溶液的PH值有關嗎
有關.金屬指示劑在一定的pH下才能與金屬離子絡合,變成與游離指示劑不同的另一種顏色.
7. 為什麼使用金屬指示劑時要有pH的限制為什麼同一種指示劑用於不同金屬離子滴定時適宜的pH條件不一定相同
金屬指示劑是弱酸,存在酸效應.
金屬指示劑與金屬離子M形成配合物的條件穩定常數專K`(MIn)隨屬pH變化而變化,它不可能像酸鹼指示劑那樣有一個確定的變色點.因此,在選擇指示劑時應考慮體系的酸度,使變色點pMt盡量靠近滴定的化學計量點pMsp.
8. PH值如何計算
酸性溶液：按C→CH+→pH2、鹼性溶液：按C→COH-→CH+→pH3、強酸、強鹼溶液的稀釋後的溶液：對於酸溶液中的CH+，每稀釋10n倍，pH增大n個單位，但增大後不超過7，酸仍為酸！對於鹼溶液中的COH-，每稀釋10
n倍，pH減少n個單位，但減少後不小於7，鹼仍為鹼！PH值相同的強酸與弱酸（或強鹼與弱鹼），稀釋相同的倍數，pH變化為強酸變化大，弱酸變化小。極稀溶液中的pH值的計算，應考慮水的電離。4、強酸與強弱溶液混合的計算：反應的實質：H++OH-=H2O三種情況：（1）恰好中和，pH=7（2）若余酸，先求中和後的CH+，再求pH。（3）若余鹼，先求中和後的COH-，再通過KW求出CH+，最後求pH。或先求pOH，再由pH=14-pOH。5、已知酸和鹼溶液的pH之和，判斷等體積混合後的溶液的p
H（1）若強酸與強鹼溶液的pH之和大於14，則混合後顯鹼性，pH大於7。（2）若強酸與強鹼溶液的pH之和等於14，則混合後顯中性，pH等於7。（3）若強酸與強鹼溶液的pH之和小於14，則混合後顯酸性，pH小於7。（4）若酸與鹼溶液的pH之和等於14，強、鹼中有一強、一弱，則酸、鹼溶液混合後，誰弱顯誰性。這是因為酸和鹼已電離的H+
和OH-
恰好中和，誰弱誰的H+
或OH-
有儲備，中和後還能電離，顯出酸、鹼性來
9. PH值是如何計算出來的
若水中氫離子濃度為C，則PH＝－logC，但當溶液是鹼性，就需要計算氫氧根離子濃度負對數，再用14去減得到PH。
氫離子濃度指數（hydrogen ion concentration）是指溶液中氫離子的總數和總物質的量的比。一般稱為「pH」，而不是「pH值」。
氫離子活度指數的測定，定性方法可通過使用pH指示劑、pH試紙測定，而定量的pH測量需要採用pH計來進行測定。
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為了便於理解和說明pH，首先闡述一下水的電離和水的離子積常數。
水的電離：水是一種極弱的電解質，可以發生微弱的電離，其電離方程式為：2H₂O≒H₃O⁺ + OH⁻，簡寫為H₂O≒H⁺ + OH⁻，是一個吸熱過程。水的電離受溫度影響，加酸加鹼都能抑制水的電離。水的電離是水分子與水分子之間的相互作用而引起的，因此極難發生。實驗測得，25℃時1L純水中只有1×10⁻⁷mol的水分子發生電離。由水分子電離出的H⁺和OH⁻數目在任何情況下總相等。25℃時，純水中[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁷mol/L。
10. 指示劑的變色范圍的PH值
石蕊:5-8(紅,紫,藍)
酚酞:8-10(無,淺紅,深紅)
甲基橙:3.1-4.4(紅,橙,黃)
btb:6.1-7.6(黃,綠,藍)
酸,鹼液不能使常用的指示劑變內色的原因容有3
1.一方面待測液濃度太低,另一方面又由於指示劑本身變色跨度很大,導致雖變色,但差異不大,或者幾乎不變色,肉眼難以查覺
2.待測液本身ph值就不穩定,比如見光,熱就分解;自行揮發,還有吸收空氣中的水氣等等
3.待測液與指示劑的反應不是原來的顯色反應,比如濃的naoh加入酚酞,先變紅,隨即褪成無色.那是因為紅色的物質與濃naoh繼續發生反應,生成無色物質導致.