第三章 酸堿滴定法.ppt

1、第三章 酸堿滴定法Acid-Base Titrimetry,3-1 水溶液中的酸堿反應(yīng)與平衡 Acid-base Reactions and Equilibria in Water,一.酸堿質(zhì)子理論（布郎斯臺(tái)德Brnsted） (Proton theory of acids and bases, Brnsted concept),凡是能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)是酸；凡是能接受質(zhì)子的物質(zhì)是堿。酸(HA)失去質(zhì)子后變成堿,而堿(A-)接受質(zhì)子后變成酸(HA),這種因一個(gè)質(zhì)子的得失而互相轉(zhuǎn)變的每一對(duì)酸堿稱為共軛酸堿對(duì),HA H+ + A-,1. 酸堿質(zhì)子理論及共軛酸堿對(duì)(Conjugate),H2PO

2、4- / HPO42-,HPO42- / PO43-,HAc/Ac-,NH4+/NH3,酸、堿既可以是中性分子，也可以是陰離子、陽離子； 質(zhì)子理論中的酸堿含義具有相對(duì)性如HPO42-，此類物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)(Amphoteric)。,HAc + H2O H3O+ + Ac-,2、酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì),(1)酸的離解:,酸1 堿2 酸2 堿1,酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程,HAc H+ + Ac-,簡(jiǎn)式,HCl + NH3 Cl- + NH4+,(3)水(溶劑)的質(zhì)子自遞作用:,H2O + H2O OH- + H3O+,(4)酸堿中和反應(yīng),(2)堿的離解:,Ac- + H2O OH-

3、 + HAc,NH3 + H2O OH- + NH4+,堿1 酸2 堿2 酸1,H2O OH- + H+,簡(jiǎn)式：,二. 酸堿的強(qiáng)度及酸堿反應(yīng)平衡常數(shù),1、離子的活度(Activity)和活度系數(shù)(Activity Coefficient),a. 極稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液,離子活度a：,有效濃度,活度系數(shù)i:,衡量實(shí)際溶液與理想溶液間偏差的尺度,i的確定：,b. 稀溶液(0.1mol/L),德拜-休克爾(Debey-Hckel)公式：,Zi: i離子所帶電荷,: 離子體積參數(shù),B: 常數(shù)，25時(shí)，B=0.00328,I: 離子強(qiáng)度,c. 中性分子,d. 濃溶液,當(dāng)溶液中離子強(qiáng)度較小時(shí)，可不必考慮離子大

4、小的影響，用,德拜-休克爾極限公式：,Ka , Kb 為只與溫度有關(guān)的熱力學(xué)常數(shù),Ac- + H2O OH- + HAc,HAc H+ + Ac-,2、酸堿的強(qiáng)度,(25),水的質(zhì)子自遞常數(shù): （活度積）,酸堿的強(qiáng)度取決于其本身的性質(zhì)及溶劑的性質(zhì)，一般以水溶液中酸（堿）的離解常數(shù)來衡量,HAc / Ac-,所以對(duì)于共軛酸堿對(duì)，如：,對(duì)于多元酸(堿),Ka1Kb3 = Ka2 Kb2 = Ka3 Kb1 = Kw,H3A H2A- HA2- A3-,3-2 溶液中的各種平衡及酸堿組分的分布分?jǐn)?shù),CHAc =0.1mol/L,一.分析濃度和平衡濃度、酸的濃度和酸度,分析濃度:,物質(zhì)的總濃度或標(biāo)簽濃

5、度,用符號(hào)C表示,單位mol/L,平衡濃度:,平衡狀態(tài)時(shí)，溶液中溶質(zhì)存在的各種形式的濃度,用符號(hào)表示，單位mol/L,CHAc =HAc+Ac-= 0.1mol/L,如:,酸的濃度:,酸度：,酸的分析濃度,溶液中氫離子的活度,用溶液的pH或pOH值表示溶液的酸度或堿度.,如 CHAc,二.物料平衡、電荷平衡和質(zhì)子條件,1.物料平衡 MBE (Mass Balance Equation),在一個(gè)化學(xué)平衡體系中,某一組分的分析濃度恒等于該組分各形式平衡濃度之和,例：,濃度為C（mol/L）的Na2CO3 溶液的MBE,Na+=2C;,H2CO3+ HCO3-+ CO32- =C,或,1/2Na+=

6、 H2CO3+ HCO3-+ CO32- =C,H+Na+=2CO32-+ HCO3-+OH-,2.電荷平衡 CBE (Charge Balance Equation),溶液中荷正電質(zhì)點(diǎn)的總濃度必等于荷負(fù)電質(zhì)點(diǎn)的總濃度,以維持溶液的電中性。,例：,濃度為C（mol/L）的Na2CO3 溶液,CBE ：,注：電荷平衡不包括中性分子,3.質(zhì)子條件或質(zhì)子平衡PBE(Proton Balance Equation),酸堿反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí), 酸失去質(zhì)子數(shù)應(yīng)等于堿得到質(zhì)子數(shù),選取溶液中大量存在并參加質(zhì)子轉(zhuǎn)移的物質(zhì)作為參考水準(zhǔn),(1) 由得失質(zhì)子關(guān)系直接導(dǎo)出PBE :,PBE的導(dǎo)出：,= OH-,例： Na2

7、S溶液的PBE,S2-,以S2-和H2O為參考水準(zhǔn)得:,HS- ，H2S,H2O,H+,OH-,/,PBE：,2H2S + HS- + H+,注意：正確的PBE中不應(yīng)含有參考水準(zhǔn)物質(zhì)本身的有關(guān)項(xiàng),例： NaHCO3溶液,PBE,以HCO3-和H2O為參考水準(zhǔn),H2CO3 + H+,= OH- +CO3 2 -,(2) 由MBE、CBE導(dǎo)出PBE :,例：C（mol/L）的Na2CO3 溶液,H+Na+=2CO32-+ HCO3-+OH-,Na+=2C;,H2CO3+ HCO3-+ CO32- =C,MBE,CBE,H+2C=2(C H2CO3HCO3-)+ HCO3-+OH-,代入：,得PBE

8、,H+2 H2CO3+ HCO3- =OH-,例：,寫出 Cmol/L Na(NH4)HPO4的MBE，CBE, PBE,Na+ =,MBE:,CBE:,Na+H+NH4+=,H2PO4-+2HPO42- +3PO43- +OH-,PBE:,H+2H3PO4+H2PO4-=,NH3+PO43-+OH-,NH3+NH4+,= H3PO4 +H2PO4-+ HPO42- + PO43-=C,分布分?jǐn)?shù)與溶液pH值之間的關(guān)系曲線稱為分布曲線.,三.酸度對(duì)酸堿溶液中各種酸堿形式分布影響,分布分（系）數(shù)(Fraction ):,當(dāng)酸堿離解處于平衡狀態(tài)時(shí),某一存在形式的平衡濃度與其分析濃度的比值，稱為該存在

9、形式的分布分?jǐn)?shù),以表示.,分布曲線:,1. 一元弱酸（堿）溶液,CHAc =HAc+Ac-,例：一元弱酸HAc,且有：,結(jié)論：分布分?jǐn)?shù)僅是H+(OH-)的函數(shù),pH=pKa=4.74時(shí) HAc=Ac-=0.5,pHAc-,pHpKa時(shí) HAcAc-,CNH3= NH3+NH4+,一元弱堿 NH3,或,2. 多元弱酸(堿)溶液,0+ 1+ 2 =1,例：二元酸,1max=0.938, 2=0.031, 0=0.031,由圖可知:,pH=pKa1=1.22時(shí) 2=1=0.5,pH=pKa2=4.19時(shí) 1=0=0.5,pH1 以H2C2O4為主,pKa12, 10以HC2O4-為主,pHpKa2時(shí)

10、 01 2 以C2O42-為主,例：,20.00mL0.1000mol/L的H2C2O4溶液，加入與之相等濃度和體積的NaOH溶液，當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡后，溶液的pH=2.94。求算此時(shí)溶液中H2C2O4各種形式的平衡濃度。,解：,H2C2O4 的 pKa1=1.22, pKa2=4.19,加入等濃度、等體積的NaOH溶液后,一. 強(qiáng)酸（堿）溶液,1. 強(qiáng)酸溶液,以 Cmol/L HCl為例,HCl的PBE,H+= C +OH-,H+2 CH+ +Kw=0,(1)精確式,當(dāng)C 10OH-，或 C 10-6mol/L時(shí)（允許誤差5%):,H+ C,(2)近似式,當(dāng)HCl濃度極稀，或 C 10-8mol

11、/L時(shí),(3)近似式,3-3 酸堿溶液pH值的計(jì)算Calculation of pH,2. 強(qiáng)堿溶液,如 Cmol/L NaOH溶液,NaOH的PBE,H+ + C = OH-,當(dāng)C 10H+，或 C 10-6mol/L時(shí)（允許誤差5%):,OH- C,(2)近似式,(1)精確式,當(dāng)NaOH濃度極稀，或 C 10-8mol/L時(shí),(3)近似式,同理得：,二. 弱酸（堿）溶液,設(shè)一元弱酸HA，濃度為C mol/L,PBE： H+= A-+OH-,1、一元弱酸（堿）溶液,（1）一元弱酸,(1)精確式,代入(1)整理得:,H+3 + KaH+2 (KaC + Kw)H+ KaKw= 0,(1),近似

12、處理（允許誤差5%):,(a)當(dāng)KaHA KaC 10Kw時(shí), 忽略水的離解,(2)近似式,(b),一般以C/Ka 100, KaC 10Kw來判斷,(3)最簡(jiǎn)式,(c)當(dāng)酸極弱或濃度極稀時(shí),(4)近似式,即 C/Ka 100, KaC 10Kw,( C/Ka 10Kw ),(2) 一元弱堿溶液pH計(jì)算,自己推導(dǎo),2、多元酸（堿）溶液,設(shè)二元酸為H2A,PBE： H+= HA-+2A2-+OH-,(1)精確式,代入（1）式得一元四次方程 p122(5-12),近似處理（允許誤差5%):,(a)當(dāng)Ka1H2A Ka1C 10Kw時(shí),忽略水的離解(Ka1C 10Kw ),(2),代入（2）式得一元

13、三次方程,(b),(Ka1C10Kw ),(3)近似式,(c) 當(dāng) C/Ka1 100, （Ka1C 10Kw， ）,(4)最簡(jiǎn)式,對(duì)于三元酸為H3A，實(shí)際最后仍當(dāng)二元酸處理,對(duì)于多元堿，可類似多元酸推導(dǎo)公式,例：,計(jì)算0.100mol/L H3PO4溶液的pH值。,解：,H3PO4的,pKa1=2.12,pKa2=7.20,pKa3=12.36,Ka1C =10-1.00-2.12=10-3.12 10Kw,C/Ka1 =0.100/10-2.12=101.12 100,pH=1.62,3、弱酸（堿）混合溶液,設(shè)兩弱酸 HA+HB 相混合,PBE： H+= A-+B-+OH-,(1)精確式,

14、溶液為酸性，忽略H2O的離解,當(dāng) KHAHAKHBHB,當(dāng) KHBHBKHAHA,(2)近似式,忽略弱酸的離解,(3)最簡(jiǎn)式,三. 強(qiáng)酸與弱酸的混合溶液,HCl (C1mol/L) + HAc (C2mol/L) 混合液,PBE： H+= Ac- + C1 + OH-,H+= Ac- + C1,(2)近似式,(1)精確式,C1 10Ac-,H+ C1,得,(3)最簡(jiǎn)式,溶液為酸性，忽略O(shè)H-,計(jì)算0.100mol/LH2SO4溶液的pH值。,例：,解：,HSO4- 的 Ka2=1.010-2,H2SO4可看作強(qiáng)酸和一元弱酸HSO4-的混合酸,PBE： H+= C + SO42- + OH-,設(shè)

15、 H+= C = 0.100mol/L,10SO42-= 10 9.1 10-3 = 0.091 C = 0.100,用最簡(jiǎn)式計(jì)算合理,pH1.00,四. 兩性物質(zhì)溶液,1、酸式鹽,NaHCO3,NaHC2O4,NaH2PO4,Na2HPO4,例：,C mol/L MHB,PBE： H+=B2-+OH-H2B,代入（1）式得一元四次方程,(1)精確式,近似處理（允許誤差5%):,(a) HB- C代入（1）式得,(b) 當(dāng) Ka2C 10Kw 時(shí),忽略水的離解,(2)近似式,(3)近似式,(c) 當(dāng) C 10Ka1時(shí), Ka1+ C C (Ka2C 10Kw , C 10Ka1),(4)最簡(jiǎn)式

16、,(d) 當(dāng) Ka2C 10Kw , C 10Ka1時(shí),(5)近似式,2、弱酸弱堿鹽,NH4Ac,(NH4)2S,例： （1:1型）,C mol/L 的 NH4Ac溶液,設(shè) NH4+為Ka,HAc為Ka,PBE： H+=NH3+OH-HAc,(1)精確式,(2)近似式,(3)近似式,(5)近似式,(4)最簡(jiǎn)式,注意公式使用的判別式,五. 弱酸與弱堿混合溶液(HA+A-；HA+B-),HA (Ca mol/L) + A- (Cb mol/L),PBE： H+=A-+OH- Cb,(HA -H2O),PBE： H+HA Ca =OH-,(A- -H2O),(1),(2),代入(1)（2）式,(3)

17、精確式,近似處理:,(a) 當(dāng)溶液為酸性(pH6)，則忽略O(shè)H-項(xiàng),(4)近似式,當(dāng)溶液為堿性(pH8)，則忽略H+項(xiàng),(4)近似式,當(dāng)已知Kb， (4)式可轉(zhuǎn)換為,(4)近似式,(b) 當(dāng)(4)式中Ca10H+, Cb10H+時(shí) （或(4),(4)式中Ca10OH-, Cb10OH-),(5)最簡(jiǎn)式,(5)最簡(jiǎn)式,3-4 酸堿緩沖溶液Buffer Solution of Acid-Base,一. 酸堿緩沖溶液的分類及其pH值的計(jì)算,1.分類,一般緩沖溶液: 用于控制反應(yīng)條件等,標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液：用于作為測(cè)定溶液pH時(shí)的標(biāo)準(zhǔn),2. pH計(jì)算,組成：濃度較大的弱酸及其共軛堿 （或濃度較大的弱堿及其共

18、軛酸） 一般控制pH212,組成：濃度較大的強(qiáng)酸（pH12）,二類,按作用不同分類,例：,某人稱取CCl3COOH16.34g和NaOH2.0g，溶解于1L水中，欲以此液配制pH=0.64的緩沖溶液。問：a. 實(shí)際所配制緩沖溶液的pH為多少？b. 要配制pH=0.64的緩沖溶液，需加入多少摩的強(qiáng)酸？,解：,已知 CCl3COOH的pKa=0.64,混合后 CCl3COOH : CCl3COO- = 0.050 : 0.050,因?yàn)槿芤篐+濃度大，應(yīng)用近似式計(jì)算,H+=0.036mol/L,pH=1.44,a.,b.,要配制pH=0.64的緩沖溶液,需加強(qiáng)酸，構(gòu)成強(qiáng)酸+弱酸溶液,CHCl=0.1

19、8mol/L,1L溶液中需加入0.18摩的強(qiáng)酸.,例：對(duì)0.050mol/L鄰苯二甲酸氫鉀, pH=4.01(25)進(jìn)行理論驗(yàn)證。已知：pKa1=2.95, pKa2=5.41,解：,鄰苯二甲酸氫鉀為酸式鹽(HP-)，屬兩性物質(zhì),Ka2C =10-5.410.05010Kw ,C=0.05010Ka1=0.011,所以可用最簡(jiǎn)式計(jì)算：,考慮離子強(qiáng)度的影響：,查表：P2-的約為500,代入,pH=4.01,與實(shí)測(cè)值一致,二. 緩沖容量及緩沖范圍,緩沖容量 (Buffer capacity, or Buffer index),=dC/dpH,可見：緩沖容量具有加和性,求 極大值：,有極大值,緩沖溶

20、液是指具有一定濃度的共軛酸堿對(duì),2.緩沖范圍 pH= pKa1 即控制 Ca:Cb=1:1010:1,2.緩沖體系不應(yīng)對(duì)分析過程有顯著影響,三. 選擇緩沖溶液的原則,1.有較大的緩沖能力,（1） 選緩沖溶液的pKa盡量接近所需控制的pH，使Ca:Cb 盡 量接近1:1；,（2） 使緩沖溶液的C總大一點(diǎn)。,四. 廣泛pH緩沖溶液,例：以檸檬酸（三元酸）+Na2HPO4按一定比例混合配制的廣泛pH緩沖溶液，pH為28。,3-5 酸堿指示劑Acid-Base Indicator,一.酸堿指示劑的作用原理,1.甲基橙(MO，Methyl Orange),有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿，酸式與共軛堿式具有不同結(jié)構(gòu)，

21、因而有不同的顏色。,pH值改變,酸式失去質(zhì)子轉(zhuǎn)變?yōu)閴A式,或堿式得到質(zhì)子轉(zhuǎn)化為酸式,顏色變化,MO為弱堿，堿型指示劑,雙色指示劑,pKa=3.4,2. 酚酞（PP Phenolphthalein),PP為弱酸，酸型指示劑,單色指示劑,二.酸堿指示劑的變色點(diǎn)及變色范圍,酸式為HIn,堿式為In-,設(shè)：,指示劑,即 In-=HIn，pH=pKa時(shí),即,pHpKa+1 溶液呈In-色,即 H+ 10 Ka,pHpKa-1 溶液呈HIn色,即,pH在pKa1內(nèi)溶液呈In- 與HIn混合色，稱為指示劑的 理論變色范圍,稱為指示劑的 理論變色點(diǎn),三.影響指示劑變色范圍的主要因素,1.指示劑用量,2.溶液的離

22、子強(qiáng)度,3.溫度,4.溶劑,指示劑用量對(duì)單雙色指示劑變色范圍的影響不一樣,（設(shè)指示劑為一元酸HIn）,變色點(diǎn)時(shí)：,雙色指示劑,pH一定，指示劑比值一定與濃度無關(guān),單色指示劑,a為觀察到顏色的最低濃度,四. 混合指示劑,a:由兩種或兩種以上的指示劑混合而成,利用顏色之間的互補(bǔ)原理，使終點(diǎn)時(shí)顏色變化敏銳，變色范圍變窄。,混合指示劑配制方法：,b:由指示劑和惰性染料組成,例：甲酚紅（pH 7.2 8.8，黃紫）和百里酚蘭( pH 8.0 9.6，黃藍(lán))按1:3混合：變色范圍pH8.2（粉紅） 8.4（紫）,例：甲基橙（pH3.1 4.4,紅黃）和靛蘭磺酸鈉（蘭色）混合：,變色范圍pH4.4（黃綠色）

23、 pH 在3.1 4.4為灰色,3-6 酸堿滴定法的基本原理Theory of Acid-Base Titration,一.酸堿滴定曲線及滴定突躍,（一）強(qiáng)酸（堿）的滴定,滴定反應(yīng)： H+ + OH- = H2O,反應(yīng)平衡常數(shù)：,討論滴定過程中溶液pH變化的二種方式： 用通式計(jì)算 分段計(jì)算,1. 滴定前,2. 滴定至計(jì)量點(diǎn)前,3.滴定至計(jì)量點(diǎn)時(shí),H+=C=0.1000mol/L,以0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL0.1000mol/LHCl為例,pH=1.00,H+=C剩HCl,如 加入VNaOH=19.98mL (-0.1%)時(shí),pH=4.30,加入VNaOH=20.00m

24、L,pH=7.00,4.滴定至計(jì)量點(diǎn)后,OH-=C剩NaOH,如 VNaOH=20.02mL (+0.1%)時(shí),pOH=4.30,pH=9.70,1. 強(qiáng)酸的滴定,滴定突躍：,計(jì)量點(diǎn)前后0.1%范圍內(nèi)溶液中pH的變化值,選擇指示劑的依據(jù)：,使指示劑的變色點(diǎn)處在滴定突躍范圍內(nèi),強(qiáng)酸堿滴定的誤差要求：,影響滴定突躍的因素(強(qiáng)酸堿的相互滴定)：,濃度 C,2. 強(qiáng)堿的滴定,以0.1000mol/L HCl滴定0.1000mol/LNaOH,（二） 一元弱酸（堿）的滴定,強(qiáng)酸滴定一元弱堿B- ： H+ + B- = HB,反應(yīng)平衡常數(shù)Kt：,強(qiáng)堿滴定一元弱酸HA ： HA + OH- = A-+H2O

25、,1.一元弱酸的滴定,以 NaOH滴定HAc,1) 滴定前,2) 滴定至計(jì)量點(diǎn)前,3) 滴定至計(jì)量點(diǎn)時(shí),4) 滴定至計(jì)量點(diǎn)后,HAc : Ka=1.810-5 ;,組成：HAc,組成：HAc Ac-,組成：Ac- , Cmol/L,OH-=C剩NaOH,組成：NaOH Ac-,或,若以0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL0.1000mol/LHAc,滴定前（起點(diǎn)）,pH=2.87,滴定至計(jì)量點(diǎn)時(shí),pHsp=8.72,滴定突躍（0.1%),pH: 7.74 9.70,影響滴定突躍的因素 (一元弱酸（堿）的滴定)：,濃度C,離解常數(shù)Ka ( Kb ),準(zhǔn)確滴定弱酸的判別依據(jù)：,2.一

26、元弱堿的滴定,以0.1000mol/L HCl滴定20.00mL0.1000mol/LNH3,滴定至計(jì)量點(diǎn)時(shí),準(zhǔn)確滴定弱堿的判別依據(jù)：,(組成：NH4+):,（三） 多元酸（堿）的滴定,分步準(zhǔn)確滴定多元酸（堿）的判別依據(jù)：,多元酸,多元堿,例：判別是否可準(zhǔn)確滴定0.10mol/L的H2C2O4 ( pKa1=1.22, pKa2=4.19),結(jié)論：H2C2O4不可分步滴定，可作為二 元酸一次被滴定。滴定曲線上只有一個(gè)滴定突躍。,H2A,HA-,A2-,Ka1,Ka2,例：判別可否分步滴定0.10mol/L H3PO4。,（pKa1=2.12, pKa2=7.20, pKa3=12.36）,結(jié)論

27、： H3PO4第一、二級(jí)酸可分步滴定， 第三級(jí)酸不能準(zhǔn)確滴定。,（四） 混合酸（堿）滴定,1. 強(qiáng)酸（堿）與弱酸（堿）混合液的滴定,例: NaOH滴定 0.1mol/LHCl +0.2mol/LHA,所以當(dāng)：,只可準(zhǔn)確滴定HCl,可滴定混合酸總量,可分別準(zhǔn)確滴定HCl和HA,2、兩種弱酸（堿）混合液的滴定,兩種弱酸（HA+HB)能否分別滴定的條件:,2.CO2影響的消除,二.酸堿滴定中CO2的影響和消除,1.CO2的影響,Na2CO3,HCO-3,2NaOH,CO2,H+,pp,H+,MO,CO2+H2O,(1) 選擇合適的指示劑,(2) 配置不含CO32-的NaOH溶液,三.終點(diǎn)誤差,1.

28、強(qiáng)酸（堿）滴定的Et,NaOH滴定HCl,計(jì)量點(diǎn)時(shí)：,終點(diǎn)時(shí)：,終點(diǎn)NaOH過量或不足的量,過量為+,不足為,過量為+,不足為,林邦誤差公式,設(shè)：pH pHep pHsp,而pOH pOHep pOHsp,pH,(1),(2),(3),(4),據(jù):,HCl 滴定NaOH,終點(diǎn)HCl過量或不足的量,過量為+,不足為,例: 以0.1000mol/LNaOH滴定同濃度的HCl，求以MO為指示劑 (pHep=4.0)的Et.,解:,2. 一元弱酸（堿）滴定的Et,NaOH滴定一元弱酸HA,計(jì)量點(diǎn)的PBE：,HCl滴定一元弱堿A-,例: 以0.1000mol/LNaOH滴定同濃度的HAc，若滴定至pH=

29、9.2， 計(jì)算終點(diǎn)誤差.,解:,3. 多元弱酸（堿）滴定的Et,例以NaOH滴定H3PO4，,可有二個(gè)滴定終點(diǎn),第一計(jì)量點(diǎn)的PBE：,因ep1時(shí)溶液顯弱酸性:,第二計(jì)量點(diǎn)的PBE：,因ep2時(shí)溶液顯弱堿性:,例: 以0.1000mol/LHCl滴定0.1000mol/L的Na2CO3到HCO-3，計(jì)量點(diǎn)時(shí)pH=8.31，若年終點(diǎn)時(shí)pH=8.20，求終點(diǎn)誤差？,解:,已知 Ka1=4.210-7, Ka2=5.610-11,或,4. 混合酸（堿）滴定的Et,例以NaOH滴定HAc和H3BO3混合液,已知,H3BO3 Ka=10-9.24,HAc Ka=10-4.74,Sp1: Ac -+H3BO3,3-7 酸堿滴定法的應(yīng)用,一. 酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定,1. 酸標(biāo)準(zhǔn)溶液,2. 堿標(biāo)準(zhǔn)溶液,常用基準(zhǔn)物質(zhì)