第6章 酸碱滴定法.ppt

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1、第6章 酸碱滴定法,6.1 酸碱质子理论 6.2 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布 6.3 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 6.4 酸碱缓冲溶液 6.5 酸碱指示剂 6.6 强酸（碱）和一元弱酸（碱）的滴定 6.7 多元酸（碱）的滴定 6.8 酸碱滴定法的应用,凡能给出质子的物质叫酸质子给予体凡能接受质子的物质叫碱质子接受体,共轭关系,共轭酸碱对,一、酸碱定义（酸碱质子理论）,HF F - + H+H2PO4- HPO42- + H+NH4+ NH3 + H+,通式: HA A- + H+ 酸碱半反应,说明: 酸碱可以是中性分子，也可以是正、负离子 共轭酸碱对只相差一个质子既可释放质子又可接受质子两

2、性物质:HCO3-、H2PO4-、HPO42-、H2OHAc + H2O = Ac- + H3O+H2O + Ac- = HAc + OH- 酸碱质子理论中没有盐的概念，酸碱加合物 酸越强，共轭碱越弱碱越强，共轭酸越弱,HA A- + H+ HA-A-共轭酸碱对,电离理论,电解质在水溶液中能电离 电离产生的阳离子全部是H+的物质是酸电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱 完全电离强电解质；不完全电离弱电解质,二、酸碱反应,根据质子理论，酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应。,酸 = 碱 + 质子 酸碱半反应 酸碱平衡两个共轭酸碱对作用酸1 + 碱2 = 酸2 + 碱1 HCl=H+

3、Cl- NH3+H+=NH4+ 酸碱半反应 HCl + NH3 = NH4+ + Cl- 中和反应 HAc + H2O = H3O+ + Ac- 酸碱电离 H2O + NH3 = NH4+ + OH- 酸碱电离 NH4+ + H20 = NH3 + OH- 盐类水解 Ac- + H2O = HAc + OH- 盐类水解,三、水的质子自递反应,H2O+H2O H3O+OH-简写为： H2O H+OH-,=c (H+ )c (OH-),Kw=1.0010-14，水的离子积常数,简写,酸碱强度影响因素：酸碱本身给出质子和授受质子 的能力，溶剂授受和给出质子的能力 酸碱的强弱用离解常数Ka 或Kb 衡

4、量,四、酸碱的强度,pKa + pKb = pKW = 14.00 pH + pOH = 14.00,电离常数的大小，表示了弱酸弱碱的电离程度的大小， Ka、Kb越大，表示弱酸弱碱的电离程度越大，溶液的酸、碱性越强。 电离常数是一种平衡常数，它只与温度有关，与浓度无关。,在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其共 轭碱就越强。,共轭酸碱对,多元酸碱的解离反应,pKb1 + pKa3 = 14.00 pKb2 + pKa2 = 14.00 pKb3 + pKa1= 14.00,Kb1 Ka3 = KW Kb2 Ka2 = KW Kb3 Ka1= KW,物料平衡方

5、程 (MBE):各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。,电荷平衡方程 (CBE):溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带负电荷的总数(电中性原则)。,质子平衡平衡 (PBE):溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。,第二节 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布,一、处理水溶液中酸碱平衡的方法,质量平衡方程（MBE）,2 10-3 mol/L ZnCl2 和 0.2 mol/L NH3,Cl- = 4 10-3 mol/L,Zn2+ +Zn(NH3) 2+ +Zn(NH3)22+ +Zn(NH3)32+ +Zn(NH3)42+ = 2 10-3 mol/L,NH3 +Zn(NH3) 2+ +2Zn

6、(NH3)22+ +3Zn(NH3)32+ +4Zn(NH3)42+ = 0.2 mol/L,物料平衡各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。,电荷平衡方程（CBE),Na2C2O4水溶液,Na+ + H+ = OH- + HC2O4- + 2C2O42-,电荷平衡溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带负电荷的总数(电中性原则)。,质子平衡 溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。,质子条件式（PBE）,(1)先选零水准 (参与质子转移的物质)一般选取原始酸碱及溶剂(H2O) (2) 将零水准得质子产物写在等式一边,失质子产物写在等式另一边 (3) 浓度项前乘上得失质子数,例：Na2HPO4水

7、溶液,H+ + H2PO4- +2H3PO4 = OH- +PO43-,零水准：H2O、HPO42-,Na(NH4)HPO4,H+ + H2PO4- +2H3PO4 = OH- +NH3 + PO43-,Na2CO3,H+ + HCO3- + 2H2CO3 = OH-,酸度：溶液中H的平衡浓度或活度，通常用pH表示pH= -lg H+,酸的浓度：酸的分析浓度，包含未解离的和已解离的 酸的浓度对一元弱酸：cHAHA+A-,二、酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响,2 分布分数,分布分数：溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其分析浓 度的分数，用 表示,“” 将平衡浓度与分析浓度联系起来HA HA c HA

8、, A-= A- c HA,分布分数一元弱酸,HAc Ac-, H+,cHAc=HAc+Ac-,分布分数定义 物料平衡 酸碱解离平衡,HA A -1,分布分数的一些特征, 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关,对于给定弱酸， 仅与pH有关,例 计算pH4.00和8.00时HAc的HAc、Ac-,解: 已知HAc的Ka=1.7510-5pH = 4.00时,pH = 8.00时HAc = 5.710-4, Ac- 1.0,H+,HAc = = 0.85,H+ + Ka,Ka, Ac- = = 0.15,H+ + Ka,HAc的分布分数图（pKa=4.76）,对于给定弱酸， 对pH作图分

9、布分数图,HA的分布分数图（pKa）,分布分数图的特征,两条分布分数曲线相交于（pka，0.5）,pHpKa时，溶液中以A-为主,二元弱酸H2A,H2AH+HA- H+A2-,2,1,0,H2CO3的分布分数图,pH,优势区域图,磷酸(H3A)的分布系数图,优势区域图,分布分数的总结, 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关,对于给定弱酸， 仅与pH有关,H+n,=,n,H+n + H+n-1Ka1 +Ka1 Ka2Kan,H+n-1 Ka1,=,n-1,H+n + H+n-1Ka1 +Ka1 Ka2Kan,=,0,H+n + H+n-1Ka1 +Ka1 Ka2Kan,Ka1 Ka2K

10、an,6.3 酸碱溶液H+的计算,酸碱溶液的几种类型,一. 强酸碱 二. 一元弱酸碱 HA多元弱酸碱 H2A, H3A 三. 两性物质 HA- 四. 共轭酸碱 HA+A- 五. 混合酸碱 强+弱. 弱+弱,1 强酸碱溶液,强酸(HCl):,质子条件: H+ = Cl- + OH-精确式： 最简式: H+ = cHCl,H+=C (C10-6mol.L-1)(10-8C 10-6mol.L-1)(C 10-8 mol.L-1),1 强酸碱溶液,强碱(NaOH):,质子条件: OH- = Na+ + H+ 精确式： 最简式: OH- = cNaOH,OH-=C (C10-6mol.L-1)(10-

11、8C 10-6mol.L-1)(C 10-8 mol.L-1),2 弱酸(碱)溶液,展开则得一元三次方程, 数学处理麻烦!,一元弱酸(HA)质子条件式: H+=A-+OH-,平衡关系式,若: A- 20OH-( 即 cKa20Kw ), 忽略KwHA=c -A- c -H+近似计算式:,H+2+KaH+-cKa=0,最简式:,若: c/Ka 400, 则 c - H+ c,精确表达式：,若: cKa20Kw 但 c/Ka 400酸的解离可以忽略 HA ca得近似式:,最简式:,(1) cKa 20Kw, c /Ka 400 :,(2) cKa 400 :,(3) cKa 20Kw, c /Ka

12、 400 :,一元弱酸 精确表达式：,(最简式),例 计算0.20molL-1 Cl2CHCOOH 的pH.(pKa=1.26),如不考虑酸的离解(用最简式:pH=0.98), 则 Er=-10.1%,解: Kac =10-1.260.20=10-1.9620Kwc/Ka = 0.20 / 10-1.26 =100.56 400,一元弱碱处理方式与一元弱酸类似,用Kb 代替Ka，OH-代替H+ 一元弱酸的公式可直接用于一元弱碱的计算,直接求出：OH-, 再求H+pH=14-pOH,质子条件式: OH-= H+ + HB,代入平衡关系式,(1) Kbc 20Kw :,(2) Kbc 400 :,

13、(3) Kbc 20Kw, c/Kb 400 :,最简式:,多元弱酸溶液,二元弱酸(H2A) 质子条件:,H+ = HA- + 2A2- + OH-,酸碱平衡关系,0.05, 可略近似式:,以下与一元酸的计算方法相同,Ka1c 20Kw,(忽略二级及以后各步离解),cKa1 40ka2,(1) cKa1 20Kw, c /Ka1 400 :,(2) cKa1 400 :,(3) cKa1 20Kw, c /Ka1 400 :,多元弱酸 精确表达式：,(最简式),3 两性物质溶液,两性物质：在溶液中既起酸(给质子)、又起碱（得质子）的作用,多元酸的酸式盐 Na2HPO4, NaH2PO4, 弱酸

14、弱碱盐 NH4Ac 氨基酸,质子条件: H+H2A=A2 -+OH-,精确表达式:,酸碱平衡关系式,酸式盐 NaHA,近似计算式:,由于HA-的进一步酸式、碱式解离趋势小，HA- C,精确表达式:,Ka1Ka2, HA-c,Ka2c 20Kw,c 20 Ka1,Ka2c 20Kw,c 20 Ka1,弱酸弱碱盐 NH4Ac,质子条件式: H+ + HAc = NH3 + OH-,Kac 20Kw,c 20 Ka,酸碱平衡关系,近似表达式:,Kac 20Kw,c 20 Ka,c 20 Ka,例 计算 0.0010 mol/L CH2ClCOONH4 溶液的pH,CH2ClCOOH: Ka=1.41

15、0-3,NH3: Kb=1.810-4 Ka=5.610-10,Kac 20Kw , c20Ka,pH = 6.24,4. 共轭酸碱体系,camol/L HA+ cbmol/L NaA,PBE：HA=ca+OH-H+A- = cb+H+-OH-,pH 6 (酸性),略去OH-,pH 8 (碱性),略去H+,若ca 20H+; cb 20H+, 或ca 20OH-; cb 20OH-,最简式,计算方法：(1) 先按最简式计算OH-或H+。 (2) 再计算HA或A-,看其是否可以忽略.如果不能忽略,再按近似式计算。,通常情况下，由共轭酸碱对组成的缓冲溶液可以用最简式直接计算pH,例,(1) 0.1

16、0 mol/L NH4Cl 0.20 mol/L NH3先按最简式:(2) 0.080 mol/L二氯乙酸 0.12mol/L二氯乙酸钠先用最简式求得 H+0.037 mol/L,caOH-, cbOH- 结果合理 pH=9.56,应用近似式:,解一元二次方程，H+=10-1.65 molL-1 , pH=1.65,pH = pKa + lg =9.56,cb,ca,强酸(HCl) +弱酸(HA),质子条件: H+ = cHCl + A- + OH-,(近似式),忽略弱酸的离解: H+ c HCl (最简式),5. 混合酸碱体系,酸碱平衡关系,先用最简式计算H+，再算出分布分数和A-，比较 H

17、+与A-相差的倍数，决定用最简式还是近似式,若CHCl 20A-,强碱(NaOH) +弱碱(B-),质子条件: H+ + HB + cNaOH = OH-,忽略弱碱的离解: OH- c(NaOH) (最简式),两弱酸(HA+HB)溶液,质子条件: H+ = A- + B- + OH-,HA cHA HBcHB,酸碱平衡关系,KHAcHAKHBcHB,弱酸+弱碱(HA+B-)溶液,质子条件: H+ + HB = A- + OH-,HA cHA B-cB-,酸碱平衡关系,综合考虑、分清主次、合理取舍、近似计算,酸碱溶液H+的计算总结,质子条件 物料平衡 电荷平衡,酸碱平衡关系,H+的精确表达式,近

18、似处理,H+的近似计算式和最简式,缓冲溶液：能减缓强酸强碱的加入或稀释而引起的pH变化,5.4 酸碱缓冲溶液,缓冲溶液的组成： 高浓度强酸强碱 共轭弱酸碱,1 缓冲溶液pH计算,Ca mol/L的HA与Cb mol/L的A-,2 缓冲容量,缓冲容量：衡量缓冲溶液缓冲能力大小，用表示dc/dpH,越大，溶液的缓冲能力越强 = 2.3cHAA-,当HA= A- = 0.5 时，缓冲体系 有极大值 此时pHpKa， 即HA=A-=0.5cmax2.3c0.50.5= 0.58c,缓冲范围：pH=pKa1,标准缓冲溶液,校准酸度计,3 常用缓冲溶液,常用缓冲溶液,4 缓冲溶液的选择与配制,不干扰测定例

19、如：EDTA滴定Pb2+,不用HAc-Ac- 有较大的缓冲能力，足够的缓冲容量较大浓度 (0.011molL-1) pHpKa 即cacb11HAc NaAc : pKa=4.76 (45.5)NH4OHNH3: pKb=4.75 (810 )(CH2)6N4 (CH2)6N4H+: pKb=8.87 （4.56）,一、指示剂作用原理 酸式和其共轭碱式具有明显不同的颜色,6.5 酸碱指示剂,酸碱指示剂是有机弱酸碱，参与质子转移,因分子结构的改变而引起自身颜色的变化，且颜色伴随结构的变化是可逆的。,HIn H+ + In-,酸式色 碱式色,酚酞（PP）,单色指示剂：在酸式或碱式型体中仅有一种型体

20、具有颜色的指示剂 。,酸式,碱式,H+ OH-,甲基橙 (MO),双色指示剂：酸式或碱式型体均有颜色的指示剂。,指示剂以酸式或碱式型体存在，溶液并不一定呈酸性或碱性。,二、 指示剂变色范围,In- / HIn 10, pH pKa +1，显 In- 色 In- / HIn 0.1, pH pKa -1，显 HIn 色,理论变色范围：pH = pKa 1,HIn H+ + In-,In- / HIn = 1 理论变色点：pH = pKa,0.1In- / HIn 10, pKa -1 pH pKa +1，显混合色,理论变色范围实际变色范围,甲基橙MO甲基红MR酚酞 PP,3.1 4.4,4.4

21、6.2,8.0 9.6,4.0,5.0,9.0,常用单一酸碱指示剂,百里酚酞: 无色 9.4-10.0(浅蓝)-10.6蓝,三、影响指示剂变色范围的因素,1. 指示剂用量: 宜少不宜多，对单色指示剂影响较大,指示剂过多或过少，颜色太深或太浅，变色不明显 指示剂变色消耗滴定剂，引入误差,单色指示剂，增加用量，变色范围向pH降低方向移动,2. 温度,3. 离子强度,4. 溶剂,加电解质，离子强度增大，指示剂解离常数改变。 电解质影响指示剂对光吸收，颜色强度变化。,溶剂不同，介电常数和酸碱性不同，影响指示剂的解离 常数和变色范围。,四、混合指示剂,1.惰性染料+指示剂,通过颜色互补 使变色范围变窄

22、变色更敏锐,2.两(多)种pKa接近的指示剂,指示剂选择: pHep与pHsp尽可能接近，以减小滴定误差 滴定曲线突跃范围与指示剂变色范围重合或部分重合,滴定曲线：溶液pH 随滴定分数(a)变化的曲线,6.6 酸碱滴定原理,化学计量点(sp) 滴定突跃,滴定分数(a）：衡量滴定反应进行的程度,以滴定剂的加入量为横坐标，溶液的pH为纵坐标作图，就能得到酸碱滴定曲线。,0.1000 molL-1 NaOH滴定20.00 mL 0.1000molL-1 HCl,H+OH- =H2O Kt=1/Kw=1014.00,a=nT/nA=VNaOH/20,1 强酸碱滴定,(3) sp时: a=1 H+=OH

23、-=Kt-0.5 pH=7.00,(4) sp后: OH-=cNaOH(过量),(1) 滴定前: a=0 H+=cHCl=0.1000molL-1 pH=1.00,(2) 滴定开始到sp前: H+=cHCl(剩余),-0.1%时:a=0.999 H+=5.010-5 mol/L pH=4.30,+0.1%时:a=1.001 OH-=5.010-5 mol/L pH=9.70,0.1000molL-1 NaOH滴定20.00mL 0.1000molL-1 HCl,12.52,20.00,2.000,40.00,11.68,2.00,1.100,22.00,sp后:OH-=cNaOH(过量),10

24、.70,0.20,1.010,20.20,9.70,0.02,1.001,20.02,7.00,0.00,0.00,1.000,20.00,sp: H+=OH- =10-7.00,4.30,0.02,0.999,19.98,3.00,0.20,0.99,19.80,sp前:H+=cHCl（剩余）,2.28,2.00,0.90,18.00,滴定前:H+=cHCl,1.00,20.0,0.00,0.00,H+计算,pH,过量 NaOHmL,剩余HCl mL,a,NaOH mL,突跃,强酸碱滴定曲线,0.1000molL-1 HCl 0.1000molL-1 NaOH突跃:9.74.3,pH1210

25、86420,0 1 2,滴定分数 a,9.7 sp+0.1%4.3 sp-0.1%,sp 7.0,突跃,PP 9.0 MR 6.2 MO 4.4,PP 8.0 MR 5.0,指示剂选择？,滴定突跃范围：计量点前后相对误差为0.1%所包括的pH范围,浓度对滴定突跃的影响,0 1 2,pH12108642,10.7 9.7 8.77.05.3 4.3 3.3,0.01molL-1 0.1molL-1 1molL-1,浓度增大10倍， 突跃增加2个pH单位。,5.38.7,4.39.7,3.310.7,强酸碱滴定曲线突跃范围仅与滴定剂、被滴定物的浓度有关,0.1000 mol/LNaOH滴定20.0

26、0 mL 0.1000mol/LHAc,2 一元弱酸碱的滴定,HA + OH- = A- + H2O Kt=Ka/Kw,滴定前: a=0,(2) 滴定开始到sp前: HAc-NaAc缓冲溶液,(3) sp时: a=1 NaAc,sp后: OH- 和Ac- ，强碱弱碱混合液，OH-=cNaOH(过量),+0.1%时:a=1.001 OH-=5.010-5 mol/L pH=9.70,0.1000 mol/LNaOH滴定0.1000 mol/LHAc (pKa=4.76),11.68,A-+OH-,1.100,22.00,10.70,A-+OH-,1.010,20.20,10.00,A-+OH-,

27、1.002,20.04,9.70,A-+OH-,1.001,20.02,8.72,A-,1.000,20.00,7.74,HA+A-,0.999,19.98,7.46,HA+A-,0.998,19.96,6.67,HA+A-,0.99,19.80,5.71,HA+A-,0.90,18.00,4.76,HA+A-,0.50,10.00,2.88,HA,0.00,0.00,H+计算式,pH,组成,a,NaOH mL,-0.1%:pH=pKa+3,sp后:OH-=cNaOH(过量),sp前,滴定前,sp,突跃,强碱滴定弱酸滴定曲线,0 1 2,pH121086420,HAc Ac- Ac-+OH-,

28、突跃,9.78.77.74.3,HAc,HCl,浓度: 增大10倍，突跃增加1个pH单位（上限）Ka：增大10倍，突跃增加1个pH单位（下限）,影响滴定突跃的因素,滴定突跃：pKa+3 -lgKw/cNaOH(剩余),0.1molL-1 HCl,NH3 0.1molL-1 pKb=4.75,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,8.0,一元弱酸准确滴定条件：cspKa10-8 一元弱碱准确滴定条件：cspKb10-8,直接准确滴定一元弱酸(碱)的可行性判据,滴定反应的完全程度-准确滴定的首要条件C和Ka(Kb)一定，提高滴定准确度的关键-指示剂的选择 C一定，Kt越大，滴定

29、反应越完全，突跃越大 滴定物浓度：10-31mol/L,csp-计量点时被滴定物的分析浓度,3 多元酸(碱)的滴定,多元酸能分步滴定的条件滴定计量点的pH值的计算指示剂的选择,多元酸能分步滴定的条件:,一元弱酸准确滴定条件：cspKa10-8,被滴定的酸足够强, cKa110-8 相邻两步解离相互不影响，lgKa足够大,若pH=0.2, 允许Et=0.3%, 则需lgKa5( 即Ka1/Ka2 105 ),多元酸能分步滴定的条件:,0.1000molL-1NaOH滴定20.00mL0.1molL-1H3PO4,pH,0 100 200 300 400 (T%),10.09.4,5.0 4.4,

30、pKa lgKa2.127.20 12.36,5.08,5.16,H3A+H2A-,H2A-+HA2-,HA2-+A3-,A3-+NaOH,sp2sp1,NaOH滴定0.1molL-1H3PO4,cKa3 10-8cKa1 10-8,pHsp2= 9.66 百里酚酞至浅蓝(10.0),pHsp1= 4.70 MO至黄 (4.4),滴定化学计量点的pH值的计算,以H3A为例：前提：可以分步滴定 sp1: H2A-按酸式盐计算 pH=1/2(pKa1+pKa2) sp2: HA2-按酸式盐计算 pH=1/2(pKa2+pKa3) sp3: A3- 按多元碱计算,多元碱的滴定,0.1000molL-

31、1HCl滴定20.00mL0.1molL-1Na2CO3,sp1: HCO3-按酸式盐计算 pH=1/2(pKa1+pKa2)=8.3,混合酸分步滴定:,两弱酸混合（HAHB）被滴定的酸足够强, c1Ka110-8c1Ka1/c2Ka2 105 强酸弱酸（H+HA） 弱酸的cKa 10-8 (Ka 10-7）, 测总量若Ka 10-5，不能准确分别滴定混酸中的强酸 弱酸的cKa 10-8 (Ka 10-7）, 测强酸量，不能测总量,1 NaOH与Na2CO3混合碱的测定,滴定NaOH的HCl体积为V1-V2 ;滴定Na2CO3的HCl体积为2V2,双指示剂法,V1 V2,6.8 酸碱滴定法的应

32、用,BaCl2 法(1)取试液，以MO为指示剂，滴至橙色消耗HCl为V1，测总碱。(2) 另取等体积试液，加过量BaCl2，沉淀析出后，以酚酞为指示剂测NaOH，消耗HCl为V2。BaCl2 + Na2CO3BaCO32NaCl,NaOH与Na2CO3混合碱的测定,3 Na2CO3与NaHCO3混合碱的测定,滴定Na2CO3的HCl体积为V1;滴定NaHCO3的HCl体积为V2-V1 ;,双指示剂法,V1 V2,BaCl2 法(1)加浓度为C2的过量NaOH标液V2，将NaHCO3 Na2CO3，加过量BaCl2沉淀Na2CO3，再以酚酞为指示剂，用浓度为C1的 HCl标液滴定剩余的NaOH耗

33、去V1；(2)另取等体积试液，以MO为指示剂，用HCl标液滴定总碱量，消耗HCl为V1。,Na2CO3与NaHCO3混合碱的测定,混合碱的测定 (双指示剂法),PP,V1,V2,H2O NaHCO3 NaHCO3,MO,H2CO3 H2CO3,V1=V2,Na2CO3 ;,V1V2,NaOH+Na2CO3 ;,V1V2,Na2CO3+NaHCO3 ;,V1=0, V20,NaHCO3 ;,V10, V2=0,NaOH,NaOH Na2CO3 NaHCO3,PP,硼酸(H3BO3)的测定， Ka=5.810-10,pKa=4.26,4 极弱酸的测定,2 +H3BO3 +H+3H2O,碱标准溶液直

34、接滴定,弱酸强化,5 氮的测定,甲醛法（弱酸强化） 4NH4+ + 6HCHO = (CH2)6N4H+ 3H+ 6H2O(Ka = 7.110-6),PP,预中和游离H+,NaOH,蒸馏法,NNH4+ NH3 用酸吸收,浓H2SO4 CuSO4,NaOH ,标准HCl,H3BO3,NH4+ +H3BO3(剩)H2BO3-NH4+H3BO3,NH4+ +HCl(剩)NH4+,pH5.0,MR,MO,MR,NaOH,HCl,Ka(NH4+) =5.610-10,总 结,1. 分布分数，各型体平衡浓度计算 2. 质子条件式 3. H+计算 4. 酸碱滴定滴定突跃、指示剂的选择弱酸碱滴定条件及多元酸碱分步滴定条件滴定终点误差 5. 酸碱滴定应用,