1、HAc为一元弱酸，在水溶液中存在如下解离平衡。HAc＝H+＋Ac- Ka。起始浓度（molL-1） c 0 0。平衡浓度（mol？L-1） c–cαcαcα。Ka表示HAc的解离常数，α为解离度，c为起始浓度。
2、醋酸的电离平衡常数较大，水解后呈现酸性。碳酸氢钠属于强碱弱酸盐，不发生水解。 氯化铵是强酸弱碱盐，其K_a1值为4。 根据酸碱水解原理，形成盐的碱性越强，对应的酸越弱。因此，醋酸钠的碱性弱于苯酚钠，而碳酸氢钠的碱性又弱于醋酸钠，氯化铵的碱性最弱。
3、电离平衡常数越小，酸越弱。比较可得酸性强弱为氢氟酸》醋酸》次氯酸。得出盐溶液碱性强弱：对应酸越弱，其盐溶液的碱性越强。
4、方程中的系数作如下考虑：由于H+与OH-或 的电价相同而符号相反，它们之间维持电荷平衡是一对一的关系，因此方程中的系数相同（均为1），而为与一个 离子保持电平衡，需要2个H+，因此它们之间进行电价补偿时只需要 [H+]浓度的一半的[ ]，因此方程中乘[ ]的系数为2。
在化学计量点附近，被测离子浓度发生突变，引起电位突变，指示终点到达。被测离于的含量通过消耗滴定剂的量来计算。电位滴定法与指示剂滴定法相比，具有客观可靠，准确度高，易于自动化，不受溶液有色、浑浊的限制等优点，是一种重要的分析方法。
计算方法较准确：普通滴定法是依靠指示剂颜色变化来指示滴定终点，如果待测溶液有颜色或浑浊时，终点的指示就比较困难，或者根本找不到合适的指示剂。而电位滴定法是靠电极电位的突跃来指示滴定终点。
要，为了提高测量的准确度，需要用双标准pH缓冲溶缓法，pH计的单位pH的电位变化与电极的电位变化较为一致。扩展知识：实验目的 掌握用玻璃电极测量溶液pH值的基本原理和测量技术。学会怎样测定玻璃电极的响应斜率，进一步加深对玻璃电极响应特性的了解。
由电导滴定法确定终点，在氨性介质中用丁二酮肟乙醇溶液滴定镍的含量，采用硫脲掩蔽Cu（Ⅱ），用H2O2将Mn（Ⅱ）、Co（Ⅱ）氧化成Mn（ⅳ）和Co（Ⅲ）消除干扰，其它金属离子对测定没有干扰。此法的测定结果与丁二酮肟重量法接近，且不受溶液的颜色、浊度的影响，用于化学镀镍溶液、电镀镍和镍合金中镍的测定。
第二种温度效应是样品的真正pH值会随着温度的变化而变化。想象一下只能部分溶解的弱酸的溶解过程：溶液的温度越高，该弱酸的溶解度越大，因此测量的pH值将越低。这种影响完全取决于被测样品，并且任何pH计或自动电位滴定仪都不可能进行补偿。第三种温度效应与第二种有关，但与标准pH缓冲液的校准无关。
电位滴定法是一种通过测量滴定过程中电位变化来确定终点的精确技术，相较于直接电位法，它无需精确测量电极电位，因此受温度和液体接界电位影响较小。电位滴定的准确度优于传统方法，尤其在待测溶液颜色复杂或浑浊时，它的终点指示更为直观，依赖于电极电位的突跃而非指示剂颜色变化。
1、因为卤化银沉淀易吸附溶液中的银离子和卤素离子而带来误差，在试液中加入硝酸钡，由于碘化银沉淀能吸附浓度较大的硝酸根或钡离子，因而减少了对银离子的吸附作用而使误差减小。
2、．用移液管取00mL的Cl-、I-混合试样溶液于100mL烧杯中，再加约30mL水，加几滴6molL-1硝酸和约0.5g Ba（NO3）2固体。将此烧杯放在磁力搅拌器上，放入搅拌磁子，然后将清洗后的银电极和参比电极插入溶液。滴定管应装在烧杯上方适当位置，便于滴定操作。
3、其中杂质为Mg2和SO4 2-，据此要求所加入的试剂的阳离子能与SO4 2-形成沉淀，加入试剂的阴离子能与Mg2+形成沉淀。故可向溶液中逐滴加入Ba（OH）2溶液至不再产生沉淀为止，过滤、蒸发滤液即得纯净的氯化钠。 MgSO4+Ba（OH）2=BaSO4+Mg（OH）2 气体法 例 如何除去氯化钠中的碳酸钠。
4、-，第4个加氯化钙，产生沉淀，再加硝酸，沉淀不消失就有SO4 2-。
1、.1mol/lha溶液中有1%的ha解离，则ha的解离平衡常数（酸常数）ka是如下：解离常数（pKa）是水溶液中具有一定离解度的溶质的的极性参数。离解常数给予分子的酸性或碱性以定量的量度，Ka增大，对于质子给予体来说，其酸性增加；对于质子接受体来说，其碱性增加。pKa是Ka的负对数。Ka越大，pKa越小。
2、对的。对于电离平衡： HA==H+ + A- 有0.1%发生电离 即0.1mol/LHA中电离的A-浓度c（A-）=0.1* 0.1%=10^-4mol/L HA电离的H+浓度c（H+）=c（A-）=10^-4mol/L 对于电离平衡常数K=[c（H+）*c（A-）]/[c（HA）]，由于HA电离太少，所以c（HA）可看作不变，仍为0.1mol/L。
3、HA H + +A - （2）10 -4 mol/L 6 （3）A C 试题分析：（1）由电离平衡常数可知HA为弱酸。所以HA的电离方程式为HA H + +A - 。（2） ，由于c（HA）=0． 1 mol/LHA溶液中，解得c（H + ）=10 -4 mol/L。
1、解离常数Kd的计算公式：Y=BmaxX/（Kd+X）。解离常数（pKa）是水溶液中具有一定解离度的溶质的极性参数。解离常数给予分子的酸性或碱性以定量的量度，Ka增大，对于质子给予体来说，其酸性增加；Ka减小，对于质子接受体来说，其碱性增加。
2、KD为解离常数，指引起最大效应一半（50%受体被占位）时的药物浓度。KD值越大，引起最大效应所需药物浓度越多，亲和力越小。用1/KD来表示亲和力。
3、概念不同 电离常数：弱电解质在一定条件下电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度以其在电离方程式中的计量数为幂的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度以其在化学方程式中的计量数为幂的乘积的比值。
4、KD是解离常数。指引起最大效应一半（50%受体被占位）时的药物浓度。在研究层次上，向微观和宏观发展，从分子医学的实验方法发展到系统医学的理论与实验方法结合并进。学科体系上，学科分立和学科之间的交叉融合并进。
5、Kd，被称为解离常数，衡量的是配离子分解的倾向。如果一个配离子的Kd值较大，就意味着它更倾向于解离。相反，Kf，即生成常数，它揭示了配离子稳定性的程度。Kf越大，配离子越稳定，两者的关系是倒数的。与之相对的是化学平衡常数，通用符号为K，它有浓度平衡常数（Kc）和压力平衡常数（Kp）之分。
