1、第五章第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡与酸碱滴定法 5.1 酸碱理论酸碱理论 5.2 弱电解质的解离平衡弱电解质的解离平衡 5.3 溶液的酸碱性溶液的酸碱性 5.4 酸碱缓冲溶液酸碱缓冲溶液 5.5 酸碱指示剂酸碱指示剂 5.6 酸碱滴定曲线及指示剂选择酸碱滴定曲线及指示剂选择 5.7 酸碱滴定法的应用酸碱滴定法的应用 教学基本要求 了解酸碱理论，了解弱电解质的解离平衡和强电解质溶液；掌握解离常数、解离度的概念；掌握各种酸碱溶液的pH计算；掌握酸碱指示剂的变色原理及选用原则；掌握酸碱滴定曲线及酸碱滴定法的应用。重点：（1）弱电解质的解离平衡 （2）溶液的酸碱性 （3）酸碱指示剂 （4）酸碱
2、滴定曲线及指示剂选择 （5）酸碱滴定法的应用 难点：（1）溶液的酸碱性 （2）酸碱滴定曲线及指示剂选择5.1 酸碱理论一、酸碱电离理论一、酸碱电离理论 Arrhenius酸碱电离理论 1884年提出酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H H+的物质；的物质；碱：电离时产生的阴离子全部是碱：电离时产生的阴离子全部是OHOH 的物质。的物质。局限局限：无法解释NaCO3，Na3PO4 呈碱性；NH4Cl显 酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为 液氨中：NH4+NH2-=2 NH3 解离度()%100分子总数溶液中原有该弱电解质已解离的分子数例如：0.10mo
3、l.L-1HAc的解离度是1.32%，则溶液中各离子浓度是：c(H+)=c(Ac-)=0.101.32%=0.00132mol.L-1。表观解离度表观解离度 强电解质的表观解离度强电解质的表观解离度电解质 KCl ZnSO4 HClHNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2表观/%86 40 92 92 61 91 81二、酸碱质子理论二、酸碱质子理论1.定义定义（1）酸：凡是能给出质子的物质都是酸，如HCl、H2SO4、NH4+、HCO3-、H2O等。（2）碱：凡是能接受质子的物质都是碱，如NaOH、Cl-、SO42-、HCO3-、H2O等。（3）共轭酸碱对：共轭酸碱对：在HAc与Ac-
4、、NH3与NH4+之间仅相差一个质子（H+），并且通过给出或接受质子可以相互转化，我们把酸碱之间这种相互联系、相互依存的关系称为共轭关系，对应的酸和碱称为共轭酸碱对共轭酸碱对。共轭酸碱对的通式如下：酸 碱+H+HAc H+Ac-NH4+H+NH3 （4）两性物质：HPO42-H+PO43-HPO42-+H+H2PO4-由、式可知：一种物质（HPO42-）在不同条件下，有时可作为酸，有时可作为碱。某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该物质在反应中的作用和行为。物质在反应中的作用和行为。2.酸碱反应酸碱反应两个共轭酸碱对共同作用共同作用的结果 实质：实质：是两
5、个共轭酸碱对之间的质子传递反应。是两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。例1：HAc在水中的离解：半反应：HAc（酸1）H+Ac-（碱1）H2O（碱2）+H+H3O+（酸2）总反应：例2：氨在水中的离解：总反应：总反应：质子的转移是通过质子的转移是通过溶剂合质子溶剂合质子来实现的来实现的 NH4Cl的水解的水解(相当于相当于NHNH4 4+弱酸的离解弱酸的离解)NH4+H2O H3O+NH3 NaAc的水解的水解（相当于相当于Ac弱碱的离解）弱碱的离解）酸碱反应：酸碱反应：酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子离子 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在有的酸和
6、碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；另一对共轭酸碱对中是酸；质子论中不存在盐的概念，它们分别是离质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱子酸或离子碱 酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。3.溶剂的质子自递反应 H2O 及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作用在水分子之间也能发生：H2O+H2O H3O+OH-质子自递反应溶剂分子间发生的质子传递作用。此反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（Kw）298K，纯水中的 H3O+=OH=1.0 107 mol
7、L1 Kw=H3O+OH=1.0 1014 Kw又叫做水的离子积常数例10.1mol L1 HCl溶液中，H+=0.1mol L1 pH=lg(0.1mol L1/1mol L1)=1.0 pOH=14.0 1.0=13.0例20.1mol L1 NaOH溶液中，OH=0.1mol L1 pOH=lg(0.1mol L1/1mol L1)=1.0 pH=14.0 1.0=13.0其它溶剂如：C2H5OH C2H5OH+C2H5OH=C2H5OH2+C2H5O-Kw=C2H5OH2+C2H5O-=7.9 10-20(25)4.酸碱强度酸碱强度 酸和碱的强弱：指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的
8、强弱。通常用它们在水中的离解常数 Ka 或 Kb 的大小来衡量。取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质酸碱本身的性质和溶剂的性质 HAc+H2O H3O+Ac-NH3+H2O OH-+NH4+3HAcAcOHKa34NHNHOHKb5.2 弱电解质的解离平衡弱电解质的解离平衡一、水的解离一、水的解离WK作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递 H2O+H2O H3O+OH-反应的平衡常数称为水的质子自递常数。以反应的平衡常数称为水的质子自递常数。以 表示表示 也称为水的离子积常数。在室温（也称为水的离子积常数。在室温（2225）时纯水）时纯水中的
9、中的 c（H3O+）=c（OH-）=1.010-7 mol.L-1 =1.010-14，p =14.00)OH()OH(3ccWKWKWK2.弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的解离平衡 HAc+H2O H3O+Ac-NH4+H2O H3O+NH3 HS-+H2O H3O+S2-:酸的解离常数酸的解离常数，也叫酸常数。，也叫酸常数。越大，酸的强度越大越大，酸的强度越大,由由 ，可知酸的强弱顺，可知酸的强弱顺序为：序为：HAcNH4+HS-。104334106.5)()()()(NHcNHcOHcNHKa1523101.7)()()()(HScScOHcHSKaaKaK)(HAcKa)(4NHKa)(H
10、SKa53108.1)()()()(HAccAccOHcHAcKa Ac-+H2O OH-+HAc NH3 +H2O OH-+NH4+:碱的解离常数碱的解离常数，也叫碱常数。越大，碱的强度越大。一种酸的酸性越强，其 值越大，则其相应的共轭碱的碱性越弱，其 值越小。共轭酸碱对HAc-Ac一的 与 之间：=10106.5)()()()(AccOHcHAccAcKb5433()()()1.810()bc NHc OHKNHc NHaKaKbKbKaKbK)()()(3HAccAccOHc)()()(AccOHcHAccWKbK多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的:
11、H3PO4+H2O H3O+H2PO4-H2PO4-+H2O H3O+HPO42-HPO42-+H2O H3O+PO43 三种酸的强度为：三种酸的强度为：H3PO4 H2PO4-HPO42-3)()()(106.743421POHcPOHcHcaK8)()()(103.642242POHcHPOcHcaK13)()()(104.424343HPOcPOcHcaK磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：PO43-+H2O OH-+HPO42-HPO42-+H2O OH-+H2PO4-H2PO4-+H2O OH-+H3PO4 可知碱的强度为：PO43-HPO42-H2PO4
12、-2)()()(103.23424POcHPOcOHcbK7)()()(2106.12442HPOcPOHcOHcbK12)()()(3103.14243POHcPOHcOHcbKwbababaKKKKKKK1322313.解离度和稀释定律解离度和稀释定律 100%和和K都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K是化学平衡常是化学平衡常数的一种形式，解离度是转化率的一种表示形式，不仅数的一种形式，解离度是转化率的一种表示形式，不仅与温度有关，还与溶液的浓度有关。因此，在用电解度与温度有关，还与溶液的浓度有关。因此，在用电解度表示弱电解质的相对强弱时，必须指出弱酸或弱碱的
13、浓表示弱电解质的相对强弱时，必须指出弱酸或弱碱的浓度。度。已解离的分子数电解前原电解质的分子总数弱电解质AB，溶液的浓度为c0，解离度为。AB A B 起始浓度（mol.L-1）c0 0 0 平衡浓度（mol.L-1）c0c0 c0 c01)(200020cccccccKABBA当弱电解质5时 ，11，于是可用以下近似关系式表示 弱酸：=；弱碱：=0cKa0cKb例：例：氨水是一弱碱，当氨水浓度为0.200 mol.L-1时，NH3H2O的解离度为0.946，问当浓度为0.100 mol.L-1时NH3H2O时解离度为多少？解：因为解离度5)饱和酒石酸氢钾(0.034 mol/L)0.05mo
14、l/L 邻苯二甲酸氢钾0.025mol/L KH2PO4-0.025mol/LNa2HPO40.01mol/L 硼砂3.564.016.869.18 标准缓冲溶液的pH由精确实验来确定，是以溶液中的H+活度计算得到，即需在普通缓冲溶液的计算基础上校正离子强度的影响。例：例：对于HAcNaAc，HCOOHHCOONa和H3BO3NaH2BO3的缓冲体系，若要配制pH4.8的酸碱缓冲溶液。应选择何种体系为好？现有c(HAc)=6.0 mol.L-1HAc溶液12mL配成250mL的酸碱缓冲溶液，应取固体NaAc.H2O多少克？五五 缓冲溶液计算示例缓冲溶液计算示例解：解：已知：p (HCOOH)=
15、3.75，p (HAc)=4.75，p (H3BO3)=9.24 如选择HAc-NaAc体系，则 lg =pHp =4.84.75=0.05;=1.121 浓度比值接近1，缓冲能力强；ca=c(HAc)=126.0/250=0.288 mol.L-1,cb=c(NaAc)=1.120.288=0.322 mol.L-1,m(NaAc.H2O)=0.322136250/1000=11(g)aKaKaKabccabcc1aK5.55.5酸碱指示剂酸碱指示剂一、酸碱指示剂的作用原理一、酸碱指示剂的作用原理：酸碱指示剂一般使弱的有机酸或弱的有机碱，溶液的 pH 改变时，由于质子转移引起指示剂的分子或离
16、子结构发生变化，使其在可见光范围内发生了吸收光谱的改变，因而呈现不同的颜色。例如：甲基橙是有机弱碱，酚酞是有机弱酸，它们在水溶液中均会发生解离 甲基橙是有机弱碱，它是双色指示剂，在水溶液中发生如下解离：NSON)N3(CH3 2N+SO)(CHHNN33 2HOH+-黄色（碱式色）红色（酸式色）增大溶液酸度，甲基橙主要以醌式结构存在，增大溶液酸度，甲基橙主要以醌式结构存在，溶液呈红色。反之，甲基橙主要以偶氮式结构存溶液呈红色。反之，甲基橙主要以偶氮式结构存在，溶液由红色变为黄色。在，溶液由红色变为黄色。酚酞是有机弱酸，在水溶液中发生如下解离：OHCOCOOHCOOOOC+2H+红色（碱色式，醌
17、式）无色（酸色式，内酯式）酚酞在酸性溶液中无色，在碱性溶液中平衡向右移动，溶液由无色变为红色。反之，则溶液由红色变为无色。指示剂的变色原理是基于溶液指示剂的变色原理是基于溶液pHpH的变化，导致的变化，导致指示剂的结构发生变化，从而引起溶液颜色的变指示剂的结构发生变化，从而引起溶液颜色的变化。化。若以HIn表示一种弱酸型指示剂，In-为其共轭碱 HIn H+In-)HIn()In()H()HIn(cccKa二、指示剂的变色范围二、指示剂的变色范围 为指示剂的解离常数，也称为指示剂常数。将前式改写为：)HIn(Ka)H()HIn()HIn()In(cKcca 指示剂颜色取决于In-/HIn，该值
18、又取决于 和H+。对于某一指示剂，在一定条件下 为一常数，则溶液颜色的变化仅取决于溶液中H+的大小，即在不同的pH介质中，指示剂呈现不同的颜色。当In-/HIn=1，即两种结构的浓度各占50%，pH=ppH=p ，这时溶液是HIn（酸式色）和In-（碱式色）的混合色，此时的pH称为指示剂指示剂的理论变色点。的理论变色点。)(HInKa)(HInKa)(HInKaHInIn 1H HIn10KHInH10K HInpHp1K 人眼只能看到酸式色人眼只能看到酸式色 HInIn 10H HInKHIn10KHHInpHp1K人眼只能看到碱式色人眼只能看到碱式色 In11010HInHInpH=p1K
19、 溶液呈混合色溶液呈混合色 =1 =10 10 酸色 略带碱色 中间色 略带酸色 碱色酸碱指示剂的变色范围)()(HIncInc101101()110()10c Inc HIn()1apHpKHIn不同指示剂的K值不同，也就可在不同酸度下指示滴定的终点表表6-4一些常见酸碱指示剂的变色范围一些常见酸碱指示剂的变色范围颜色指示剂酸型 碱型pKapT变色范围配 制 方 法百里酚蓝(1)红黄1.62.61.22.80.1%的 20%乙醇溶液甲基橙红黄3.44.03.14.40.1%的水溶液溴甲酚绿黄蓝4.94.43.85.40.1%的 20%乙醇溶液甲基红红黄5.05.04.46.20.1%的水溶液
20、溴甲酚紫黄紫6.16.15.26.80.1%的 20%乙醇溶液溴百里酚蓝黄蓝7.37.36.07.60.1%的 20%乙醇溶液百里酚蓝(2)黄蓝8.99.08.09.60.1%的 20%乙醇溶液酚酞无红9.19.08.29.80.1%的 90%乙醇溶液百里酚酞无蓝10.0109.410.60.1%的 90%乙醇溶液混合指示剂(1)紫黄绿4.13.14.4一份 0.1%甲基橙水溶液+一份蓝钠水溶液混合指示剂(2)黄紫8.38.28.4一份 0.1%甲酚红钠水溶液+三份百里酚蓝钠水溶液1.目的：利用颜色互补的原理使变色敏锐，变色范利用颜色互补的原理使变色敏锐，变色范围变窄。围变窄。2.方法：a.由
21、两种或两种以上的酸碱指示剂按一定的比由两种或两种以上的酸碱指示剂按一定的比例混合而成例混合而成。如：溴甲酚绿（pH=4.0-5.6,黄-蓝）与甲基红（pH=4.4-6.2,红-黄）混合后，红-灰-绿 pH=5.1 b.由一种酸碱指示剂与一种惰性染料按一定的由一种酸碱指示剂与一种惰性染料按一定的比例配成。比例配成。如：甲基橙(pH3.14.4，红黄)与靛蓝磺酸钠(蓝色)混合，变色范围不变，仍是pH3.l4.4，紫绿。变色更敏锐，可作灯光下滴定。三、混合指示剂三、混合指示剂 aKaK 表表 几种常见的混合指示剂几种常见的混合指示剂 5.6 酸碱滴定曲线和指示剂选择酸碱滴定曲线和指示剂选择 重点：讨
22、论能直接进行滴定的条件，滴定过程中pH值的变化情况及选择指示剂的依据。滴定曲线（溶液加入量为横坐标，对应的pH为纵坐标绘制的关系曲线）的作用：(1)确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积。(2)判断滴定突跃大小。(3)确定滴定终点与化学计量点之差。(4)选择指示剂。一一 强碱滴定强酸或强酸滴定强碱强碱滴定强酸或强酸滴定强碱 以0.1000mol.L-1NaOH标准溶液滴定20.00ml同浓度的HCl溶液为例 滴定前滴定前 溶液的pH 由HCl 的初始浓度决定 c(H+)=0.1000 molL-1，所以pH=1.00。滴定开始至化学计量点前滴定开始至化学计量点前 当NaOH加入19.98mL时,溶液
23、的pH 由剩余的HCl 浓度决定 则pH=4.30。51100.500.2098.1902.01000.0/)(LmolHc化学计量点：化学计量点：加入NaOH 20.00 mL，与HCl完全中和，形成NaCl和H2O，c(H+)=1.010-7。则：pHsp=7.00。化学计量点后：化学计量点后：溶液的酸度主要取决于过量NaOH的浓度。例如，当加入NaOH 20.02 mL，即过量0.02mlLNaOH溶液，c(OH-)=0.10000.02（20.0020.02）=5.010-5，pOH=4.3，所以pH=14.00 4.30=9.70。从A点还剩0.02mlHCl溶液，到B点滴定剂仅过量
24、0.02ml，两点间NaOH溶液加入量只相差0.04ml，溶液的pH值却从4.30突然上升至9.70，增加了5.4个pH单位，曲线呈现出几乎垂直的段。这一现象称为酸碱滴定突跃酸碱滴定突跃，这一区间，即化学计量点前后化学计量点前后11范范围内围内pHpH值的急剧变化就称为值的急剧变化就称为滴定突跃区间滴定突跃区间。酸碱滴定曲线 表表6-6 用用c(NaOH)=0.1000mol.L-1NaOH溶液滴定溶液滴定20.00ml同浓度同浓度HCl溶液溶液指示剂的选择指示剂的选择 滴定突跃pH=4.309.70。变色范围处于滴定突跃范围内的指示剂，如溴百里酚蓝、苯酚红等，一些能在滴定突跃范围内变色的指示
25、剂，如甲基橙、酚酞等也能使用。因此酸碱滴定中指示剂的选择原则是应使指示剂的变色范围处于或部分处指示剂的变色范围处于或部分处于滴定突跃范围之内。于滴定突跃范围之内。另外，还应考虑所选择指示剂在滴定体系中的变色是否易于判断。例如，甲基橙用于碱滴酸滴定时，颜色变化是由红到黄。由于人眼对红色中略带黄色不易察觉，因而一般甲基橙不用于碱滴酸，常用于酸滴碱。甲基橙不用于碱滴酸，常用于酸滴碱。影响滴定突跃的因素影响滴定突跃的因素6-5 6-5 用不同浓度用不同浓度NaOHNaOH溶液滴定溶液滴定不同浓度不同浓度HClHCl溶液的滴定曲线溶液的滴定曲线 图6-5就是用不同浓度的NaOH溶液滴定不同浓度HCl溶液
26、的滴定曲线。由图可见，滴定体系的浓度愈小，滴定突浓度愈小，滴定突跃就愈小跃就愈小，滴定突跃的大小还与酸、碱本身的与酸、碱本身的强弱有关强弱有关。二二 强碱滴定一元弱酸强碱滴定一元弱酸以0.1000mol.L-1 NaOH标准溶液滴定20.00mL同浓度HAc溶液为例滴定前滴定前 由于HAc为一元弱酸，因此 则：pH=2.88 153()/0.1000 1.8101.3 10ac Hmol LcK 滴定开始至化学计量点前滴定开始至化学计量点前 形成了HAcAc-缓冲体系，所以 例如当加入NaOH溶液19.98mL时abaccpKpHlg15100.598.1900.201000.002.0)(L
27、molHAccca12100.598.1900.201000.098.19)(LmolNaAcccb75.7100.5100.5lg75.452pH 化学计量点化学计量点 由于终点体系为Ac-+H2O，因而bspspKcOHc)(12100.500.2000.201000.000.20Lmolcsp25.975.400.1400.14abpKpK128.525.921010100.5)(LmolOHcsp28.5sppOH14.008.72spsppHpOH 化学计量点后化学计量点后 酸度主要由过量碱的浓度所决定，相关数据与强碱滴定强酸相同。例如，当过量0.02mLNaOH溶液时，pH=9.7
28、0。滴定突跃：滴定突跃：7.757.759.709.70q 滴定突跃明显小多了滴定突跃明显小多了（7.759.70）。被滴定的酸愈弱，滴定突跃就愈小，有些甚至没有明显的突跃。q 化学计量点前曲线的转折不如前一种类型的化学计量点前曲线的转折不如前一种类型的明显。明显。这主要是由于缓冲体系的形成。q 化学计量点不是中性，而是弱碱性。化学计量点不是中性，而是弱碱性。只能选择那些在弱碱性区域内变色的指示剂，例如酚酞，变色范围pH=8.010.0，滴定由无色粉红色。也可选择百里酚蓝。图6-6 NaOH溶液滴定不同弱酸溶液的滴定曲线 眼睛来判断终点，一般也会有约0.20.3个pH值单位的不确定性。若要使一
29、元弱酸能被强碱准确滴定（即终点误差2），就要求:cKa（或cKb）10-8准确滴定的判据准确滴定的判据弱酸滴定曲线的讨论弱酸滴定曲线的讨论:1 1）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，与强酸相比，曲线开）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，与强酸相比，曲线开始点提高；始点提高；2）滴定开始时，溶液）滴定开始时，溶液pHpH升高较快，这是由于中和生成的升高较快，这是由于中和生成的Ac-Ac-产生同离子效应，使产生同离子效应，使HAcHAc更难离解，更难离解，HH+降低较快；降低较快；3）继续滴加）继续滴加NaOHNaOH，溶液形成缓冲体系，曲线变化平缓；，溶液形成缓冲体系，曲线变化平缓；4）接近化学计量点时
30、，溶液中剩余的）接近化学计量点时，溶液中剩余的HAcHAc已很少，已很少，pHpH变化变化加快；加快；5）化学计量点前后，产生）化学计量点前后，产生pHpH突跃，与强酸相比，突跃变突跃，与强酸相比，突跃变小小6）甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定）甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定7）随着弱酸的）随着弱酸的pKapKa变小，突跃变小，变小，突跃变小，pKapKa在在1010-9-9左右左右,突跃突跃消失消失8）滴定条件：）滴定条件：c cKa10Ka10-8-8三、强酸滴定弱碱三、强酸滴定弱碱 以0.1000 molL-1盐酸标准溶液滴定20.00 mL 0.1 molL-1氨水为例q 滴定前滴定前 一元
31、弱碱一元弱碱 pH=11.13 q至化学计量点前至化学计量点前NH3NH4Cl缓冲溶液缓冲溶液 当加入当加入氨水氨水19.98 mL 时，时，pH=6.25 q化学计量点化学计量点 NH4Cl水解水解 pH=5.28q 化学计量点后化学计量点后 强酸过量，强酸过量，pH=4.30 滴定突跃范围滴定突跃范围pH为为6.254.30，在酸性范围内，在酸性范围内 甲基红（pH=4.46.2）是合适的指示剂。如果用酚酞，则会造成很大的错误。所以用标准碱溶液滴定弱酸时，宜用酚酞作指示剂；用标准酸溶液滴定弱碱时，宜用甲基红作指示剂。与强碱滴定弱酸相似，被滴定的碱越弱，则突跃范围越小。只有当cKb 10-8
32、 时，才能用标准酸溶液直接进行滴定。多元酸的滴定首先要有以下预测：1)根据 cKa 10-8 判断各个质子能否被准确滴定。2)根据Kan/Kan+1 105判断能否实现分步滴定。(欲欲使滴定误差在使滴定误差在0.1%，则需，则需106）3)由终点pH值选择合适的指示剂。四、多元酸的滴定四、多元酸的滴定 以 0.10mol.L-1 NaOH溶液滴定同浓度的H3PO4溶液为例。H3PO4在水中分三级解离：H3PO4 H+H2PO4-=2.12H2PO4-H+HPO42-=7.21HPO42-H+PO43-=12.32显然，cKa3 0 NaHCO3V2=0，V1 0 NaOHV1=V2 0 Na2
33、CO3V1V2 0 NaOH(V1-V2)，Na2CO3(V2)V2V1 0 Na2CO3(V1)，NaHCO3(V2-V1)H2CO3 =H+HCO3-pKa1=6.38 HCO3-=H+CO3 2-pKa2=10.25 2.酸碱滴定法结果计算示例酸碱滴定法结果计算示例 例：例：某纯碱试样1.000g溶于水后，以酚酞为指示剂，耗用0.2500molL-1 HCl标液20.40mL；再以甲基橙为指示剂，继续用0.2500 molL-1 HCl溶液滴定，共耗去48.86mL，求各组分的相对含量。解解：酚酞为指示剂用HCl溶液V1=20.40mL；甲基橙为指示剂用HCl溶液V2=48.8620.40=28.46mL。V2V1，则试样为Na2CO3+NaHCO3233()0.250020.40 106.0 1054.06%1.000Na COw33(NaHCO)0.2500(28.4620.40)84.0 1016.93%1.000w
