“电离平衡”知识点汇总
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
弱电解质的电离平衡知识点
一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下自身能够电离出自由移动离子的化合物，叫电解质。
非电解质：在水溶液中且熔化状态下自身都不能电离出自由移动离子的化合物。
概念理解：①电解质、非电解质都是化合物，能导电的物质可能是溶液（混合物）、金属（单质），但他们不属于电解质非电解质的研究对象，因此他们既不是电解质也不是非电解质；②自身电离：so2、NH3、co2、等化合物能和水反应形成酸或碱，但发生电离的并不是他们本身吗，因此属于非电解质；③只能在水中发生电离的电解质有酸或者某些易溶于水高温下易分解的盐，如液态氯化氢是化合物，只存在分子，没有发生电离，因此不能导电，又如NaHCO3在高温时即分解，不能通过熔融态证明其为电解质；只能在熔融状态下电离的电解质是活泼金属氧化物，如Na2O、CaO,他们在溶液中便不存在，要立刻反应生成键，因此不能通过溶液中产生离子证明；既能在水溶液中又能在溶液中发生电离的物质是某些高温难分解盐，绝大多数盐溶解在水中都能发生完全电离，某些盐熔融时也发生电离，如BasO4。
④电离不需要通电等外界条件，在熔融或者水溶液中即能够产生离子；⑤是电解质，但是要产生离子也要在溶液状态或者熔融状态，否则即便存在离子也无法导电，比如NaCI,晶体状态不能导电。
⑥电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
如如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质。
导电性与自由移动离子的浓度和带电荷数等有关。
强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分电离成离子的电解质。
2.常见的电解质为酸碱盐、活泼金属氧化物、水，其中强电解质与偌电解质常见分类：强电解质弱电解质电贻质3、电离方程式的书写——“强等号，弱可逆，多元弱酸分步离”①强电解质：如H2SO4：H2SO4===2H++SO2-②弱电解质a.—元弱酸，如CH3COOH：CH3COOH==CH3COO-+H+b.多元弱酸，分步电离，分步书写且第一步电离程度远远大于第二步的电离程度，如H2CO3：H2CO^H++HCO-、HCO-H++CO3-。
高中化学电离平衡九大知识点
高中化学电离平衡九大知识点一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
影响电离平衡知识点总结
影响电离平衡知识点总结一、电离平衡的基本概念1.1 电离在溶液中，部分物质会发生电离。
电离是指化合物在水溶液中分解成阳离子和阴离子的过程。
比如HCl分解成H+和Cl-。
一般来说，电离是由一些强酸、强碱和强电解质引起的。
1.2 电离平衡当溶质发生电离后，生成的阳离子和阴离子会相互吸引，形成一个平衡状态，这就是电离平衡。
在电离平衡状态下，溶液中的阳离子和阴离子的浓度保持一定的比例。
1.3 离子浓度在电离平衡中，溶液中阳离子和阴离子的浓度是非常重要的参数。
通过测定溶液中离子的浓度，可以计算溶液的pH值、酸度和碱度等重要参数。
1.4 平衡常数电离平衡可以用平衡常数（K）来描述。
平衡常数是指反应达到平衡时，反应物浓度的倒数积与生成物浓度的倒数积的比值。
平衡常数越大，说明反应向生成物的方向偏移得越厉害，平衡越偏向生成物方向；反之，平衡常数越小，说明反应倾向于反应物的方向，平衡越偏向反应物方向。
平衡常数的大小反映了电离平衡的稳定程度。
1.5 影响电离平衡的因素影响电离平衡的因素很多，包括温度、压力、物质浓度等因素。
这些因素会影响溶液中离子的生成和消失速率，从而影响电离平衡的位置和稳定性。
对于了解和控制电离平衡具有重要意义。
二、电离平衡在酸碱中和中的应用2.1 酸碱中和反应在溶液中，酸和碱会发生中和反应，生成盐和水。
在这一过程中，溶液中的氢离子和氢氧根离子的浓度会发生变化，从而影响电离平衡的位置。
通过酸碱中和反应，可以调节溶液的pH值，从而影响化学反应的进行和物质的性质。
2.2 酸度和碱度在酸碱中和过程中，溶液的酸度和碱度会发生变化。
酸度和碱度是描述溶液中酸碱性质的重要指标，它们会影响溶液的化学反应和化学性质。
电离平衡的位置和稳定性对于酸度和碱度都有重要影响。
2.3 pH值pH值是描述溶液酸碱性的重要参数。
pH值与溶液中的氢离子浓度有直接的关系，可以通过测定溶液的pH值来了解电离平衡的状态和溶液的酸碱性质。
控制溶液的pH值对于许多化学反应和生物过程都具有重要的意义。
电离平衡知识点总结手写
电离平衡知识点总结手写一、离子的电离平衡在溶液中，许多化合物会发生电离反应，将分子分解成离子。
在溶液中，电离平衡的建立是通过电离反应和逆反应之间的动态平衡来实现的。
在这种动态平衡状态下，溶液中离子的浓度保持稳定，但是离子仍然在不断地发生电离和结合的过程。
通常情况下，一个化合物的电离平衡可以用下面的反应方程式来表示：A ⇌ B+ + C-其中A代表原始的电离物质，B+代表阳离子，C-代表阴离子。
在电离平衡达到稳定状态时，反应速率和逆反应速率相同，但是化合物A、B+和C-的浓度不再发生变化。
有时候我们也会看到这样的电离平衡方程式：HA ⇌ H+ + A-其中HA代表弱酸，H+代表氢离子，A-代表酸根离子。
在这种情况下，酸的电离平衡过程是非常重要的，它决定了溶液的酸度。
二、离子浓度与电离平衡在电离平衡的建立过程中，溶液中离子的浓度是一个非常重要的因素。
离子浓度的大小决定了电离反应的速率和逆反应的速率，从而影响了电离平衡的达成和维持。
通常情况下，离子浓度的大小受溶液的化学性质和温度的影响。
在一般情况下，当溶液中的离子浓度增加时，电离反应的速率会增加。
这是因为反应过程中需要的原料多了，所以反应速率会相应地增加。
而当溶液中的离子浓度减少时，电离反应的速率也会减少。
另外，温度对电离平衡的影响也非常重要。
在一般情况下，当温度升高时，电离反应的速率会增加。
因为温度升高会增加原子或分子的热运动能量，从而使得反应速率提高。
相反，当温度降低时，电离反应的速率会减少。
总之，离子浓度和温度是决定电离平衡的两个关键因素。
在实际应用中，我们可以通过调节这两个因素来控制电离平衡的达成和维持。
三、酸碱平衡与电离平衡在化学中，酸碱平衡是一个重要的概念，它与电离平衡有着密切的联系。
在溶液中，酸和碱都会发生电离反应，产生氢离子和氢氧根离子。
而酸碱平衡的建立和维持正是通过电离平衡来实现的。
从宏观的角度来看，酸碱平衡是指溶液中酸和碱的浓度达到一种稳定的状态。
化学电离平衡知识点总结
化学电离平衡知识点总结化学电离平衡是指在溶液中，溶质分子与其离子之间达到一个平衡状态的过程。
在这个过程中，溶质分子会发生电离成离子，而离子又会重新结合成溶质分子。
化学电离平衡的理论是化学反应平衡及其相关概念的延伸，是化学反应理论的重要组成部分。
本文将通过以下方面对化学电离平衡进行全面的总结：化学电离的概念，强酸强碱的电离平衡，水的电离平衡，等离子体的电离平衡，以及影响化学电离平衡的因素。
一、化学电离的概念化学电离是指分子或原子在溶液中形成离子的过程。
当溶质分子与溶剂发生相互作用时，会发生电离反应。
根据化学反应的方向不同，电离反应可分为正向电离和逆向电离两种类型。
正向电离是指溶质分子被溶剂分子电离成离子的过程，而逆向电离则是指溶质离子再次结合成溶质分子的过程。
二、强酸强碱的电离平衡强酸和强碱的电离平衡是化学电离平衡中的一个重要部分。
强酸是指在水中完全电离成离子的酸，而强碱则是指在水中可以完全电离成离子的碱。
强酸和强碱的电离平衡是通过众多实验得到的实验数据来描述的，实验发现，强酸在水中的电离程度非常高，几乎可以完全电离成离子；而强碱也具有相似的性质，可以在水中完全电离成离子。
由于强酸和强碱的电离程度极高，所以在一定程度上可以类比为完全电离的化合物。
三、水的电离平衡水的电离平衡是一种特殊的电离平衡，它是指水分子在溶液中发生电离成氢离子和氢氧根离子的过程。
在水的电离平衡中，水分子会以一个平衡常数Kw的形式发生电离反应，Kw描述了溶液中水的电离程度。
实验发现，水的电离平衡是一个非常脆弱的平衡，它受到很多外界因素的影响，比如温度、压力等。
另外，由于水的电离平衡与酸碱度有着紧密的联系，所以pH值的变化也会对水的电离平衡造成影响。
四、等离子体的电离平衡等离子体是一种物质状态，它是由气体分子或原子在高温或高能状态下发生电离形成的。
在等离子体的电离平衡中，电离反应的平衡常数Kp描述了等离子体中离子的电离程度。
在实验条件下，等离子体的电离程度一般是一个相对稳定的数值，但是由于等离子体本身的特殊性质，它的电离平衡受到温度、压力、外界电场等因素的极大影响。
《电离平衡》 讲义
《电离平衡》讲义一、什么是电离平衡在化学中，电离平衡是一个非常重要的概念。
当我们把一种电解质（比如强电解质或弱电解质）放入溶剂（通常是水）中时，电解质会发生电离，产生离子。
对于强电解质来说，它们在溶液中几乎完全电离，不存在电离平衡。
但弱电解质就不同了，它们在溶液中的电离过程是可逆的。
比如说，醋酸（CH₃COOH）在水溶液中部分电离为醋酸根离子（CH₃COO⁻）和氢离子（H⁺），同时，生成的醋酸根离子和氢离子又会结合重新生成醋酸分子。
当电离的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，就达到了电离平衡状态。
二、电离平衡的特征电离平衡具有几个明显的特征。
首先，它是一种动态平衡。
也就是说，电离和离子结合成分子的过程始终在进行，只是正逆反应速率相等，宏观上看起来各种粒子的浓度不再发生变化。
其次，条件一定时，溶液中各粒子的浓度是恒定的。
比如，在一定温度下，醋酸溶液达到电离平衡后，醋酸根离子、氢离子和醋酸分子的浓度就保持不变。
再者，电离平衡会受到外界条件的影响而发生移动。
三、影响电离平衡的因素温度就是一个重要的影响因素。
一般来说，升高温度会促进电离平衡向电离的方向移动。
因为电离过程通常是吸热的，温度升高，有利于吸收热量，从而使更多的分子电离。
浓度的改变也会影响电离平衡。
比如，对于醋酸溶液，增大醋酸的浓度，电离平衡会向右移动，即更多的醋酸分子会电离；而增大醋酸根离子或氢离子的浓度，平衡则会向左移动，抑制醋酸的电离。
同离子效应也不容忽视。
在醋酸溶液中，如果加入含有醋酸根离子或氢离子的物质，平衡就会向左移动。
四、电离平衡常数为了定量描述弱电解质的电离程度，我们引入了电离平衡常数。
对于一元弱酸或弱碱，电离平衡常数（通常用 K 表示）可以用以下公式表示：以醋酸为例，其电离平衡常数 K(CH₃COOH) ＝ H⁺CH₃COO⁻／CH₃COOH电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变。
通过电离平衡常数的大小，我们可以比较不同弱电解质的相对强弱。
第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳
第三章水溶液中的离子平衡知识点归纳一、弱电解质的电离平衡在水溶液中，部分电解质只能部分电离，称为弱电解质。
常见的弱电解质有弱酸（如醋酸、碳酸等）、弱碱（如一水合氨等）和水。
弱电解质的电离是一个可逆过程，存在电离平衡。
例如，醋酸的电离方程式为：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻＋ H⁺。
影响弱电解质电离平衡的因素主要有以下几个方面：1、温度：一般来说，升高温度会促进电离，因为电离过程通常是吸热的。
2、浓度：稀释溶液会促进电离，因为离子碰撞结合成分子的机会减少。
3、同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制电离。
二、水的电离和溶液的酸碱性水是一种极弱的电解质，能发生微弱的电离：H₂O ⇌H⁺＋OH⁻。
水的离子积常数 Kw ＝ c(H⁺）·c(OH⁻），在常温下 Kw ＝ 10×10⁻¹⁴。
溶液的酸碱性取决于溶液中 c(H⁺）和 c(OH⁻）的相对大小。
1、 c(H⁺）＞ c(OH⁻），溶液呈酸性。
2、 c(H⁺）＝ c(OH⁻），溶液呈中性。
3、 c(H⁺）＜ c(OH⁻），溶液呈碱性。
pH 是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，pH ＝lg c(H⁺）。
常温下，酸性溶液 pH ＜ 7，中性溶液 pH ＝ 7，碱性溶液 pH ＞ 7。
三、盐类的水解盐类水解的实质是盐电离出的离子与水电离出的 H⁺或 OH⁻结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使溶液呈现出一定的酸碱性。
例如，碳酸钠溶液呈碱性是因为碳酸根离子水解：CO₃²⁻＋ H₂O ⇌ HCO₃⁻＋ OH⁻。
影响盐类水解的因素有：1、温度：升高温度，水解程度增大。
2、浓度：稀释溶液，水解程度增大。
3、溶液的酸碱性：外加酸或碱会抑制或促进盐的水解。
四、难溶电解质的溶解平衡在一定温度下，当难溶电解质溶解和沉淀的速率相等时，就达到了溶解平衡状态。
例如，氯化银的溶解平衡：AgCl(s) ⇌ Ag⁺（aq) ＋Cl⁻（aq)。
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“电离平衡”知识点汇总
一、电离平衡的定义及基础知识点
1定义.
电离平衡就是指溶液中电解质电离成离子和离子重新结合的平衡状态。
具体来说,就是在一定条件下(如温度,压强),当电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时,电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡。
一般来说，强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡。
强电解质有：强酸强碱盐，弱电解质有：弱酸弱碱水
2.影响电离平衡的因素
（1）.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动
（2）.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小
（3）.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应
（4）.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动
3.电离度公式
α（电离度）=已电离的分子/原有分子数×100%
二．电离、水解的关系
与化学平衡之间的联系
弱电解质的电离电离平衡实质上就是一种化学平衡，可以用化学平衡移动原理对弱电解质的电离平衡作定性的、或定量的分析。
根据电离度大小可比较弱电解质相对强弱，根据相应盐的水解程度也可比较弱电解质的相对强弱。
水的电离水是一种很弱的电解质，加酸、加碱会抑制水的电离，升高温度会促进水的电离。
Kw=[OH-][H+]是水的电离平衡的定量表现，H+、OH-浓度可以用这个关系进行换算。
盐类水解盐类水解（如F-+H2OHF+OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（H2OH++OH-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HFF-+H+）。
也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。
中和滴定水的电离程度很小，H++OH-=H2O的反应程度很大，所以可以利用这个反应进行中和滴定实验，测定酸或碱溶液的浓度。
原电池反应和电解反应原电池反应和电解反应实质是氧化还原反应，其特点是一个氧化还原反应分成了两个电极反应（却氧化反应、还原反应分别在不同的电极发生反应）。
一些原电池的电极反应（如钢铁的吸氧腐蚀正极的电极反应O2+2H2O+4e=4OH-）
涉及到水的电离平衡移动造成pH变化。
电解硫酸、氢氧化钠、氯化钠等溶液过程中，在阴极或阳极附近由于电极反应而使水的电离平衡发生移动造成pH变化。
三．溶液中微粒数目多少的比较
电解质的电离、盐类水解、中和反应、原电池和电解池中的有关反应都遵循“守恒”规律，不同的情况下可从不同角度挖掘守恒关系。
四、中和滴定
1.中和滴定的定义
中和滴定又称酸碱滴定。
利用已知浓度的酸(或碱)，通过滴定来测定未知浓度的碱(或酸)。
进行中和滴定时，酸、碱的浓度一般都用摩尔浓度表示。
2.中和滴定的操作步骤是：
做好滴定前的准备工作①洗净滴定管；②检查滴定管是否漏水；
③往滴定管里装标准溶液，将液面调至“0”刻度。
(2)滴定。
以已知浓度的盐酸测定氢氧化钠浴液浓度为例。
①用移液管量取25毫升待测氢氧化钠溶液放入锥形瓶里，滴入几滴甲基橙指示剂。
振荡锥形瓶使溶液充分混合，这时溶液呈黄色。
②把锥形瓶放在酸式滴定管的下面，瓶下垫一白瓷板或一张白纸。
右手拿住锥形瓶，左手小心地旋转酸滴定管的旋塞使酸滴下，边滴边摇动锥形瓶(向一个方向作圆周转动)，直到加入一滴酸后
溶液颜色从黄色变为橙色，静置半分钟颜色不再变化，这就表示已到达滴定终点。
③读取滴定管液面所在刻度的数值，记录。
④将锥形瓶里的溶液倒掉，用自来水冲洗干净最后用蒸馏水淋洗一次。
按上述滴定方法重复两次，记录每次滴定所用酸液的体积数。
⑤求出三次滴定数据的平均值，用以计算待测氢氧化钠溶液的摩尔浓度。
如果是用已知浓度的氢氧化钠溶液测定盐酸的浓度，要先用移液管量取盐酸放入锥形瓶里，加入2滴酚酞指示剂。
把氢氧化钠溶液注入碱式滴定管里进行滴定。
滴定三次后用平均值计算出盐酸的摩尔浓度。
3.中和滴定是利用酸碱中和反应来测定强酸或强碱溶液的浓度。
这是由于强酸、强碱之间的中和反应符合如下几个条件：①反应程度大，H+和OH-之间能完全反应，可根据n(H+)=n(OH-)进行计算；②可通过酸碱指示剂的颜色变化来快速判断反应的终点。
实际上在化学研究、实际生产中除了中和滴定、氧化还原滴定以外，还有多种滴定实验，如络合滴定实验（利用络合反应进行滴定实验）、沉淀滴定（利用反应中生成沉淀的反应进行滴定实验）实验等等。
五.判断反应终点
1.双指示剂法分阶段判断反应终点。
如：为了测定碳酸钠和氢氧化钠混合溶液中碳酸钠、氢氧化钠的浓度，实验室常用双指示剂法进行滴定。
即先在待测的混合溶液中加几滴酚酞，再用标准的
酸溶液滴定，滴至浅红色刚好褪去，记下用去酸溶液的体积（V1）；再在混合溶液中加入甲基橙，继续用标准酸溶液滴定，滴到溶液变成橙色，记下用去酸溶液的体积（V2）。
根据V1、V2就可计算出混合溶液中碳酸钠和氢氧化钠的浓度。
2.反应物本身作指示剂判断反应终点。
有的反应中，可利用反应物本身的颜色来判断反应终点。
在用标准的高锰酸钾溶液滴定某种亚铁盐溶液时，由于高锰酸钾显较深的紫红色，开始阶段滴入的高锰酸钾立刻反应掉，溶液不变色。
当滴定到终点后，再滴入一滴高锰酸钾溶液可使溶液显紫红色，根据这一点就可快速判断反应的终点。
因此，在这类滴定实验中，高锰酸钾本身就可起到了指示剂的作用。
3.其它方法判断反应终点。
中和滴定实验一般用酸碱指示剂来判断反应的终点，在滴定实验中还会用其它一些方法来判断反应终点。
如：把Ba(OH)2溶液逐滴滴入磷酸溶液中时，反应分步进行先生成Ba(H2PO4)2、再生成BaHPO4、最后生成Ba3(PO4)2，由于BaHPO4和Ba3(PO4)2难溶于水、Ba(H2PO4)2易溶于水，所以在用标准Ba(OH)2溶液滴定未知浓度的磷酸溶液时，不需加酸碱指示剂，滴到刚生成白色沉淀振荡不溶解就可判断出第一步反应的终点。
有的滴定实验中也可用测定溶液的导电性方法来判断反应的终点。
六.实验的方法和技巧
1.间接滴定法。
如实验室直接测定NH4+离子浓度比较困难，化学实验中就用以下方法来间接地测定：先在待测溶液中加入足量的甲醛溶液，发生如下反应
4NH4++6HCHO(CH2)6N4+4H++6H2O
再用标准强碱溶液滴定所得溶液，可测定出反应所生成的H+浓度，进而就可计算出原试样中铵根离子的浓度。
也用这种方法来测定硼酸的浓度，在硼酸溶液中加甘油溶液，再用标准强碱溶液来滴定。
2.反滴定法。
测定NH4+的浓度也可以用下列方法：先在待测溶液中加入过量的一定体积的标准碱溶液，加热使生成NH3挥发除去，再用标准酸溶液来滴定加热后溶液中剩余的过量碱。
从而计算出NH4+的浓度。
化学研究中常用这种方法来测定一些物质的浓度。