酸碱平衡与酸碱滴定

酸碱平衡与酸碱滴定

Acid-BaseEquilibriumand

Acid-BaseTitration第四章1/19/202414.1电解质的电离4.2酸碱质子理论4.3酸碱电子理论4.4溶液酸度的计算4.5缓冲溶液4.6弱酸(碱)溶液中物种的分布4.7酸碱滴定法1/19/202421.熟悉弱电解质平衡，了解活度、离子强度等概念。2.明确近代酸碱理论的基本概念。3.掌握各种平衡的计算原理与方法。4.掌握缓冲溶液的原则与配制。5.掌握酸碱滴定的基本原理与实际应用。学习要求1/19/202434.1电解质溶液4.1.1强电解质与弱电解质电解质：熔融态或水溶液具导电性的物质。可分为强电解质和弱电解质。一般认为强电解质完全解离，而弱电解质只是小部分解离。如：1/19/20244解离度(α)例如：0.10mol

L

1HAc的解离度是1.32%，则溶液的c(H+)=0.10mol

L

1

1.32%=0.00132mol

L

1pH=2.88。1/19/202454.1.2活度和活度系数离子氛：由于带不同电荷离子之间以及离子和溶液分子之间的相互作用，使得每一个离子的周围都吸引着一定数量带相反电荷的离子，形成了离子氛。1/19/20246NaCl溶液中离子氛示意图1/19/20247由于离子氛的存在而使得离子参加化学反应的有效浓度要比实际浓度低，这种离子在化学反应中起作用的有效浓度称为活度。

活度

1/19/20248在强电解质溶液中，应该用活度代替浓度，但当离子强度小于10

4时，离子间牵制作用就降低到极微弱的程度，活度系数可以近似地认为是1，所以对于稀溶液通常用浓度代替活度。对于强电解质溶液，若浓度比较大时，则必须采用活度。离子强度I：反映离子间牵制作用强弱的物理量。1/19/202494.2酸碱质子理论酸碱理论简介1、酸碱电离理论(1880~1890阿累尼乌斯)

酸：解离的正离子全部为H+的物质；

碱：解离的负离子全部为OH

的物质。2、酸碱质子理论(1923年布朗斯特、劳莱)

酸：能给出质子(H+)的物质；

碱：能接受质子(H+)的物质。3、酸碱电子理论(1923年路易斯)酸：能接受电子对的物质；

碱：能给出电子对的物质。4、软硬酸碱理论(1963年皮尔逊)根据酸碱电子理论，结合授受电子对的难易程度进行软硬分类。1/19/2024104.2.1酸碱质子理论质子酸碱理论1923年由布朗斯特(Bronsted)和劳莱(Lowry)各自独立地提出。1/19/202411

酸碱定义

酸：凡是能给出质子的物质；碱：凡是能接受质子的物质；酸碱可以是阴离子、阳离子或中性分子。1/19/202412酸碱共轭关系1/19/202413

共轭酸碱对满足酸碱共轭关系的一对酸和碱称为共轭酸碱对，酸越强它的共轭碱就越弱，酸越弱，它的共轭碱就越强。共轭碱共轭酸1/19/2024141/19/202415

两性物质：同一物质在一个反应中它是酸，但在另一个反应中又是碱，这种在一定条件下可以是失去质子，而在另一种条下又可以接受质子的物质称为(酸碱)两性物质。1/19/202416

“盐”：在酸碱质子理论中没有“盐”的概念1/19/202417酸碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递反应，即由强酸、强碱生成弱酸、弱碱的过程。酸1碱1碱2酸2酸1碱2酸2碱11/19/2024181)解离反应2)中和反应3)水解反应1/19/2024194.2.2酸碱的相对强弱1/19/202420

水的离子积常数

1/19/2024211.水的解离平衡与离子积常数1)水的离子积常数与温度的关系水的解离是吸热反应，温度升高，离子积常数也升高。T/℃0254060K

W0.11510141.00810142.9510149.51014室温下常采用此数值1/19/2024222)溶液的酸碱性

c(H+)=c(OH

)=1107molL1溶液显中性c(H+)

1107molL1，c(H+)

c(OH

)溶液显酸性c(H+)

1107molL1，c(H+)

c(OH

)溶液显碱性1/19/2024232.弱酸、弱碱的解离平衡

1)弱酸、弱碱的解离常数Ka

：酸常数

1/19/202424Kb

：碱常数NH3+H2ONH4++OH

1/19/2024252)酸碱的相对强弱弱酸弱碱的解离常数Ki

(一)1/19/202426通常把Ka

=102～107的酸称为弱酸，把Ka

107的酸称为极弱酸；同理，弱碱也可以按Kb

的大小进行分类。弱酸弱碱的解离常数Ki

(二)1/19/2024273)共轭酸碱对的Ka

与Kb

之间的关系

Ka

Kb

=c(H+)c(OH

)=Kw

=1.010141/19/202428NH3+H2ONH4++OH

NH4++H2ONH3+H3O+例：1/19/2024294)多元弱酸弱碱的解离1/19/2024301/19/202431?1/19/202432三元酸：二元酸：1/19/202433HAc溶液的解离度与解离常数解离度解离常数3.解离度和稀释定律1)解离度和解离常数之间的区别解离常数属平衡常数，其值不受电解质浓度的影响；解离度属平衡转化率，表示弱电解质在一定条件下的解离百分数，大小与电解质浓度有关。1/19/202434c000对弱电解质：当

<5%时，1-

≈12)解离度和解离常数之间的关系1/19/202435稀释定律稀释定律:弱电解质溶液的电离度与其浓度的平方根成反比，与其电离常数的平方根成正比。（温度一定的条件下，浓度越稀，其解离度越大）1/19/202436例4-1将300mL0.20mol

L1HAc溶液稀释到什么体积才能使解离度增加一倍？解：1/19/202437解：因为解离度

<5%，所以可以用公式(4－3)计算，即故

例4-2氨水是一弱碱，当氨水浓度为0.200mol.L

1时，NH3H2O的解离度

为0.946％，问当浓度为0.100mol.L

1时NH3H2O时解离度

为多少？1/19/2024384.3酸碱电子理论

酸碱定义酸——电子对接受体，接受电子对的物质为酸；碱——电子对给予体，提供电子对的物质为碱。酸碱反应A+:B=A:BLewis酸Lewis碱酸碱加合物如：H++:OH

=H2OBF3+:F

=BF4

SO3+CaO:=CaSO4

Ag++:Cl

=AgCl等

1/19/202439酸碱电子理论注意以下几点：1.Lewis酸碱电子理论中只有酸、碱和酸碱络合物，没有盐的概念；2.应该在具体的环境中确认物质的酸碱归属。同一种物质，在不同的反应环境中，既可以做酸，也可以做碱。3.正离子一般起酸的作用，负离子一般起碱的作用；AlCl3,SnCl2,FeCl3,BF3,SnCl4,BCl3,SbCl5等都是常见的Lewis酸；4.这一理论的不足之处在于酸碱的强度没有统一、明了的标准。为此，皮尔逊(PearsonRG)等又提出了“硬软酸碱规则”。1/19/2024404.4溶液酸度的计算酸性溶液：中性溶液：碱性溶液：1/19/202441质子平衡式：酸或碱溶液的平衡系统中，碱获得的质子数等于酸失去的质子数。①选择参考水平：溶液中大量存在并参与质子转移的物质②得失质子的物质分别归组，酸给出质子数=碱得到质子数，参考水平组分不在平衡式中出现。4.4.1质子平衡式1/19/202442一元弱酸水溶液HAc水溶液：参考水准：HAc、H2O质子平衡式：1/19/202443NaAc水溶液一元弱碱水溶液1/19/202444多元弱酸水溶液H2S水溶液1/19/202445两性物质水溶液Na2HPO4水溶液1/19/202446HCl+HAc混合溶液1/19/2024474.4.2一元弱酸水溶液酸度的计算溶液中平衡：质子平衡式：1/19/2024481/19/202449近似式最简式1/19/202450一元弱酸水溶液c(H+)计算公式：一元弱碱水溶液c(OH

)计算与弱酸类似，只需将c(H+)

c(OH

)；ca

cb；Ka

Kb1/19/202451解：因为所以例4-3已知KHAc=1.8105，计算0.10molL1HAc溶液的pH值与HAc的解离度。1/19/202452解：因为

所以例4-4计算0.10molL1CHCl2COOH(二氯代乙酸)溶液的pH？已知CHCl2COOH的Ka=5.0102。1/19/202453解：例4-5已知Kb(NH3H2O)=1.8105，计算0.050molL1NH4Cl溶液的pH值。1/19/202454解：例4-6已知KHAc=1.8105，计算0.10molL1NaAc溶液的pH值。1/19/202455解：例4-7已知pKHCN=9.21，计算1.0106molL1HCN溶液的pH值。1/19/202456多元弱酸分步解离，一般有：可按一元弱酸处理。当当4.4.3多元弱酸(碱)水溶液酸度计算1/19/202457多元弱碱溶液1/19/202458解：例4-8已知H2C2O4的Ka1=5.37102，Ka2=5.37105，计算0.10molL1H2C2O4溶液的pH值。1/19/202459解：例4-9已知H2CO3的Ka1=4.17107，Ka2=5.621011，计算0.10molL1Na2CO3溶液的pH值。1/19/2024604.4.4两性物质的水溶液(酸式盐和弱酸弱碱盐)1.酸式盐(NaHA)存在平衡：PBE：1/19/202461整理1/19/202462弱酸盐水溶液：弱酸弱碱盐溶液

Ka>Kb,呈酸性；Ka<Kb,呈碱性。两性物质水溶液1/19/202463解：例4-10已知H2CO3的Ka1=4.17107，Ka2=5.621011，计算0.10molL1NaHCO3溶液的pH值。1/19/2024641.同离子效应

在弱电解质溶液中加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。4.4.5酸碱平衡的移动1/19/202465同离子效应与盐效应1)同离子效应解：0.1000.10例4-11已知0.10molL1HAc溶液的H+浓度为1.3103molL1，解离度为1.3%，pH为2.89。在其中加入固体NaAc,使其浓度为0.10molL1，求此混合溶液中H+浓度，HAc的解离度及溶液的pH值。1/19/2024660.10molL1HAcc(H+)/molL1

/%未加NaAc时1.331031.33加入NaAc后1.81051.81021/19/2024670.10molL1HAcc(H+)/molL1

/%未加NaCl时1.331031.33加入NaCl后1.821031.82在弱电解质溶液中加入强电解质，使弱电解质的解离度增大的现象称为盐效应。2)盐效应产生同离子效应的同时，必然伴随盐效应的发生，但同离子效应要大得多，二者共存时，常忽略盐效应，只考虑同离子效应。1/19/2024682.同离子效应的应用1/19/2024691.饱和H2S溶液的浓度为0.1mol

L1；2.所以，表明可以通过控制溶液的酸度达到控制s2

浓度的目的；3.必须注意，此式并不表示H2S发生一步解离产生了2个H+和1个S2

，也不表示溶液中不存在HS

。1/19/202470例4-12H2S是一个二元弱酸，其解离常数Ka1=1.1107、Ka2=1.31013。计算0.10mol

L1H2S溶液中各种离子的平衡浓度？解：已知H2SH++HS

(1)；HS

H++S2

(2)

Ka1/Ka2=1.1

10

7/1.3

10

13>101.6，可按一元弱酸处理。又因ca/Ka1>500，ca

Ka1

>20Kw，可采用近似式计算：按一元弱酸处理：c(HS

)

c(H+)=1.0104(molL1)注意：实际c(H+)>1.0104而c(HS

)<1.0104。

(1)+(2)：H2S2H++S2

K

=K

a1K

a2=1.351020ca

c(H2S)=0.10mol

L1

c(S2

)

K

a2

1/19/202471

4.4.6溶液酸度的测试

1.酸碱指示剂原理1/19/202472呈现[ＨIn]酸色呈现[In－]碱色呈现过渡色1/19/202473显过渡色显酸色显碱色指示剂理论变色范围：1/19/202474酚酞结构(多元酸)pH<8.1无色pH>10.1红色1/19/202475甲基橙结构(有机碱)碱性酸性pH<2.4红色pH>4.4黄色1/19/202476

2.4——4.4

红色—黄色一些常见酸碱指示剂的变色范围

1/19/2024778.1——10.1无色—红色1/19/202478常用单一酸碱指示剂

(要记住)甲基橙甲基红酚酞3.14.44.46.28.010.01/19/202479终点颜色变化无色→有色，浅色→有色例：酸滴定碱→选甲基橙

碱滴定酸→选酚酞3.14.48.010.01/19/202480酸碱指示剂理论变色范围为影响酸碱指示剂变色范围的一些因素a.人眼对颜色的敏感程度不同

b.温度、溶液以及一些强电解质的存在

c.指示剂的用量

d.混合指示剂(变化范围越窄越好)1/19/202481定义：在含有共轭酸碱对(弱酸－弱酸盐或弱碱－弱碱盐)的混合溶液中加入少量强酸或强碱或稍加稀释，溶液的pH值基本上无变化，这种具有保持溶液pH值相对稳定性能的溶液称为缓冲溶液。如：4.5缓冲溶液1/19/20248250mLH2O,pH=7.025mL0.1mol/LHAc和25mL0.1mol/LNaAcpH=4.76

L1HClpH7.0

3.0pH

4.754.4缓冲溶液

L1HCl1/19/2024834.5.1缓冲作用原理25mL0.1mol

L1HAc和25mL0.1mol

L1NaAc的混合溶液为什么具有缓冲能力呢？1.当加入少量强酸时，平衡左移，Ac－是抗酸部分2.当加入少量强碱时，平衡右移，HAc是抗碱部分1/19/2024844.5.2.缓冲溶液pH的计算以弱酸HB及共轭碱B

为例若为弱碱及其共轭酸，只要将pHpOH；Ka

Kb；

ca

cb；cb

ca即可。共轭酸浓度共轭碱浓度1/19/202485解：已知

或例4-13有50mL含有0.20mol

L1NH3水和0.10mol

L1NH4+的缓冲溶液，求该缓冲溶液的pH值。

1/19/202486例4-14有50mL含有0.10mol

L1HAc和0.10mol

L1NaAc的缓冲溶液，求：1.该缓冲溶液的pH值；

2.加入1.0mol

L1的HCl0.1mL后，溶液的pH值。解：1.2.

1/19/202487解：反应后系统为：HAc+NaAc例4-1590mL0.010mol

L1HAc和30mL0.010mol

L1NaOH混合后，溶液的pH为多少？1/19/202488缓冲容量最大配制缓冲溶液时，应使共轭酸碱的浓度比接近于1，这样缓冲容量最大，所以应选择pKa(pKb)最接近于所配溶液的pH(pOH)的缓冲体系最好。4.5.3.缓冲容量缓冲范围1/19/2024894.5.4.重要缓冲溶液pH标准缓冲溶液pH标准缓冲溶液pH标准值(>5℃)0.034molL1饱和酒石酸氢钾3.560.025molL1邻苯二甲酸氢钾4.010.025molL1KH2PO4-0.025molL1Na2HPO46.860.01molL1硼砂9.181/19/202490例4-16今有三种酸(CH3)2AsO2H、ClCH2COOH、CH3COOH，它们的

Ka分别为6.4107、1.4105、1.76105，试问：

欲配制pH=6.50的缓冲溶液，采用哪种酸最好？

需要多少克这种酸和多少克NaOH以配制1.00L缓冲溶液，其中酸和它的对应盐的总浓度等于1.00molL1？解：

(CH3)2AsO2H

pKa=lg6.4107=6.19ClCH2COOHpKa=lg1.4105=4.85CH3COOHpKa=lg1.76105=4.75显然(CH3)2AsO2H的

pKa更接近所需pH，应选(CH3)2AsO2H。

加入NaOH加入(CH3)2AsO2H1/19/2024914.6弱酸(碱)溶液中各型体的分布4.6.1一元弱酸(碱)溶液分析浓度：平衡时各型体的总浓度。分布分数：平衡时某型体在分析浓度中所占分数，用

表示。对一元弱酸：HAH++A

分析浓度：c=c(HA)+c(A

)分布分数：

HA+=11/19/202492HAc和Ac

的δ-pH图分布曲线：

-pH图1/19/202493由公式可知：(1)KHA为常数，c(H+)

，

，

HA

；(2)当KHA=c(H+)时，=

HA=50%，pH=pKHA；

pH<pKHA，<

HA；pH>pKHA，>

HA；(3)定性分析定量计算1/19/202494例4-17计算pH=4.00时，浓度为0.10mol

L1HAc溶液中，HAc和Ac－的分布分数和平衡浓度。解：1/19/202495例4-18在0.010mol

L1NH4Cl溶液中加入等体积的2.0mol

L1NaOH溶液，求平衡时铵离子的浓度？解：1/19/2024964.6.2多元弱酸(碱)溶液对二元弱酸：1/19/202497酒石酸的δ-pH图当时，以H2A为主当时，以HA

为主；当时，以A2

为主1/19/202498对三元弱酸：1/19/202499

H3PO4的δ-pH图1/19/20241004.7酸碱滴定法4.7.1酸碱滴定曲线1.强碱滴定强酸或强酸滴定强碱以0.1000mol

L1NaOH溶液滴定20.00mL同浓度的HCl溶液滴定前：c(H+)=0.1000mol

L1，pH=1.00滴定开始至化学计量点前：

如滴入NaOH19.98mLpH=4.301/19/2024101化学计量点：c(H+)=1.0107mol

L1，pH=7.00

化学计量点后：

HCl已被完全中和，按过量的NaOH计算

如过量0.02mLNaOH

NaOH从计量点前差0.02mL到计量点后过量pH0.02mL，溶液的pH：滴定突跃：通常把化学计量点前后滴定剂在0.1%时溶液pH的急剧变化范围称为滴定突跃。1/19/2024102滴入NaOH的体积/mL剩余HCl的体积/mL过量NaOH的体积/mLpH0.0020.001.0018.002.002.2819.800.203.3019.980.02

4.30(A)20.000.007.0020.020.02

9.70(B)20.200.2010.7022.002.0011.6840.0020.0012.520.1000mol

L

1NaOH溶液滴定20.00mL同浓度HCl溶液

突跃范围1/19/20241030.1000mol

L

1NaOH溶液滴定20.00mL同浓度HCl溶液的滴定曲线1/19/2024104影响滴定突跃的因素用不同浓度的NaOH溶液滴定不同浓度HCl溶液的滴定曲线8.0—10.0无—红3.1—4.4红—黄4.4—6.2红—黄pH4.3—9.7pH5.3—8.7pH3.3—10.71/19/20241051.滴定突跃

滴定剂在计量点前不足0.1%和计量点后过量0.1%引起的溶液pH值的突变。2.选择指示剂的依据

滴定突约的pH值变化范围。指示剂变色点(滴定终点)与化学计量点并不一定相同，但相差不超过

0.02mL，相对误差不超过

0.1%。3.浓度对滴定曲线的影响

浓度越大，滴定突跃越大。讨论：1/19/20241062.强碱滴定一元弱酸以0.1000mol

L1NaOH溶液滴定20.00mL同浓度的HAc溶液滴定前：

pH=2.89(与强酸比较，起始pH)滴定开始至化学计量点前：加入NaOH形成HAc～NaAc缓冲系统：如滴入NaOH19.98mL

计量点：全部中和，系统为NaAc溶液

pH=8.72此时溶液已呈碱性1/19/2024107

化学计量点后：

系统为NaOH+NaAc溶液，按强碱NaOH计算。若NaOH过量0.1%(0.02mL)：pH=9.70突跃范围：

pH=7.74～9.70讨论：滴加体积：0～19.98mL；pH=7.742.89=4.85滴加体积：19.98-20.02mL；pH=9.707.74=1.96滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小(pH从5.4到1.94)1/19/2024108NaOH溶液滴定不同弱酸溶液的滴定曲线1/19/2024109

讨论：化学计量点后酸度主要由过量碱的浓度所决定。强碱滴定弱酸滴定突跃明显减小。被滴定的酸愈弱，K

a，滴定突跃

，甚至没有明显的突跃。当ca为0.10molL1，K

a109的弱酸就不能直接滴定。化学计量点前曲线的转折不如前一种类型的明显。这原因主要是缓冲系统的形成。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=8.0～10.0，滴定由无色→粉红色，也可选择百里酚蓝。

1/19/2024110一元弱酸(碱)准确滴定的判据要使终点误差0.2%1/19/20241110.1mol·L-1HClNH30.1mol·L

1pKb=4.75050

100150200%

6.254.305.286.24.43.1pHNaOHNH3突跃处于弱酸性,选甲基红或甲基橙作指示剂.强酸滴定弱碱8.01/19/20241123.多元酸、混酸及多元碱的滴定第一、能否分步滴定或分别滴定；第二、滴定曲线的计算较复杂，需由实验得到；第三、滴定突跃相对较小，一般允许误差较大。1/19/2024113能否准确滴定：能否分步滴定：(允许误差1%)能否分别滴定：(允许误差1%)准确滴定条件1/19/2024114以0.10mol

L

1NaOH溶液滴定同浓度的H3PO4溶液为例。H3PO4在水溶液中存在H3PO4、H2PO4

、HPO42

、PO43

，分布曲线见图4-3。计算可得在pH=4.7，

(H2PO4

)=99.4%，

(H3PO4)=

(HPO42

)=0.3%即在pH4.7时，H3PO4还剩0.3%，已有0.3%的H2PO4

被中和为HPO42

了。说明多元酸的中和存在交叉现象。已知H3PO4的各级解离常数：pKa1=2.12，pKa2=7.20，pKa3=12.36。ca

Ka1

10

8,ca

Ka2

10

8，Ka1/Ka2

104，ca

Ka3<<10

8，H3PO4、H2PO4

可以分步滴定，有两个较为明显的滴定突跃。HPO42

不能准确滴定。对多元弱酸：一般最多有两个突跃。1/19/2024115NaOH滴定H3PO4溶液的滴定曲线第一化学计量点为H2PO4

可选择甲基橙为指示剂。第二化学计量点为HPO42

可选择酚酞(变色点pH9)为指示剂，最好用百里酚酞(变色点pH10)。

1/19/2024116例4-20：0.1molL1氯乙酸(Ka=1.4103)和0.1molL1乙酸(Ka=1.8105)的混合溶液能否分别滴定？解：

但不能分步滴定，但可以一步同时滴定，测定总酸。混酸：(强酸+弱酸)情况较复杂，考虑(弱酸HA+弱酸HB)。分别滴定的条件为：(cHA

K

HA)/(cHB

K

HB)104且同时满足cHA

K

HA

10

8，cHB

K

HB

10

8。1/19/2024117多元碱的滴定多元碱滴定与多元酸类似如：0.15molL1HCl溶液滴定20.00mL同浓度的Na2CO3；已知：基本能分步滴定。第一化学计量点：CO32

HCO3

第二化学计量点：HCO3

H2CO3

c(H2CO3)饱和=0.040molL1

1/19/2024118HCl溶液滴定Na2CO3溶液的滴定曲线注意：滴定过程中生成的H2CO3转化为CO2较慢，易形成CO2的饱和溶液，使溶液酸度增大，终点过早出现。在滴定至终点时应剧烈摇动溶液，使CO2尽快逸出。1/19/20241194.7.2.酸碱标准溶液的配制与标定酸碱滴定中最常用的标准溶液是：0.10molL1

HCl、0.10molL1

NaOH1.HCl标准溶液先粗配，再标定。基准物：无水碳酸钠和硼砂无水碳酸钠采用甲基橙-靛蓝指示剂优点：价格便宜缺点：吸湿性强，摩尔质量小，称量误差大硼砂Na2B4O710H2O甲基红作指示剂优点：摩尔质量大缺点：易风化，需保存在相对湿定为60%的恒湿器中

1/19/20241202.NaOH标准溶液NaOH具有很强的吸湿性，又易吸收空气中的CO2，与HCl类似，不能直接配制标准溶液，可用基准物质草酸、邻苯二甲酸氢钾等标定。草酸(H2C2O4

2H2O)K

a1=5.37

10

2，K

a2=6.1

10

5,K

a1/K

a2<104，只能一次性滴定至C2O42

，选用酚酞作指示剂。草酸稳定性较高，但其摩尔质量(126.07g

mol

1)不太大，为减少称量误差，可以多称一些草酸配成较大浓度的溶液，标定时，移取部分溶液。邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)易溶于水，不含结晶水，在空气中不吸水，易保存，摩尔质量较大(204.2g

mol

1)，是标定碱液的良好基准物质。由于K

a2=3.9

10

6，滴定产物为邻苯二甲酸钾钠，呈弱碱性，采用酚酞作指示剂。1/19/2024121

NaOH强烈吸收空气中的CO2，在NaOH溶液中常含有少量的Na2CO3。用该NaOH溶液作标准溶液滴定时，若用甲基橙或甲基红作指示剂，则其中的Na2CO3被中和至CO2+H2O；若用酚酞作指示剂，则其中的Na2CO3仅被中和至NaHCO3，这样就使滴定引进误差。此外，在蒸馏水中也含有CO2，形成H2CO3，能与NaOH反应，但反应速度不太快。当用酚酞作指示剂时，常使滴定终点不稳定，稍放置，粉红色褪去，这是由于CO2不断转化为H2CO3，直至溶液中CO2转化完毕为止。因此当选用酚酞作指示剂，需煮沸蒸馏水以消除CO2的影响。1/19/2024122

1.直接法工业纯碱、烧碱以及Na3PO4等产品组成大多都是混合碱，它们的测定方法有多种。例如工业纯碱，其组成形式可能是纯Na2CO3或是Na2CO3