酸碱滴定法3
第三章 酸碱滴定法3
1强酸（碱）：2一元弱酸(碱): HA (A -)多元弱酸(碱): H n A (A n -)3.两性物质: HA -4.共轭酸碱(缓冲溶液）: HA+A -+2HCl HCl 1[H ](()4)2W C C K =++上次课重点回顾一、酸碱溶液[H +]计算：+HCl[H ]C =二、酸碱指示剂：理论变色点：pH=pKa HIN 理论变色范围：pH=pKa HIN ±13. 5 酸碱滴定基本原理a----掌握滴定曲线滴定曲线：酸碱滴定过程中溶液pH值随滴定剂用量变化的曲线。
(1)判断滴定突跃大小；突跃范围：滴定剂加入99.9％------滴定剂过量0.1％时溶液中pH值的变化范围。
(2)选择指示剂指示剂的选用原则：指示剂的变色范围处于或部分处于pH 值突跃范围内，理论变色点越接近化学计量点越好(3)确定滴定终点与化学计量点之差；一、滴定曲线与指示剂的选择 一元酸碱滴定曲线1、强酸滴定强碱或强碱滴定强酸2、强碱滴定弱酸3、强酸滴定弱碱4、强碱滴定混合酸或强酸滴定混合碱多元酸碱滴定曲线3.5.1 强酸碱滴定滴定前:[H +] = c (HCl) = 0.1000 mol·L-1sp 前（不足0.1%）:(H )(H )(OH )(OH )(OH H ))[](H c c V V V V -++++--⋅⋅-=+sp:7.00w [H ][OH ]10K +--===sp 后(过量0.1%）:(H )(H )[O (OH )(OH )(OH )H ](H )c V V c V V ++-+----⋅=+⋅2OH H H O-++=+-11[H ][OH ]t WK K ==⋅滴定常数：例：0.1000 mol·L -1NaOH滴定20.00 mL0.1000 mol·L -1HCl0.1000mol·L -1NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol·L -1HClNaOH mLT %剩余HCl mL 过量NaOHpH[H +]计算0.00020.00 1.00滴定前: [H +] = c (HCl)18.0090.0 2.00 2.28sp 前:[H +] =19.8099.00.20 3.3019.9899.90.024.30sp: [H +] = [OH -]= 10-7.0020.00100.00.000.007.0020.02100.10.029.7020.20101.00.2010.70sp 后: [OH -] =22.00110.0 2.0011.6840.00200.020.0012.52(H )(H )(OH )(OH )(H )(OH )c V c V V V ++--+-⋅-⋅+(OH )(OH )(H )(H )(H )(OH )c V c V V V --+++-⋅-⋅+突跃计算见教材85页0.10 mol·L-1HCl↓0.10 mol·L-1NaOHPP 8.0 MR 5.07.04.39.72468101214050100150200强酸碱滴定曲线0.10 mol·L-1NaOH↓0.10 mol·L-1HClPP 9.0MR 6.2MO 4.4*9.08.0PP*6.2*4.4MRMO5.04.0sp-0.1%突跃sp+0.1%3.1pH（3)选择指示剂一元强酸碱滴定曲线（1）滴定曲线(2)判断滴定突跃大小突跃范围：滴定剂加入99.9％---滴定剂过量0.1％的pH 变化范围：指示剂的选用原则：指示剂的变色范围处于或部分处于pH 值突跃范围内，理论变色点越接近化学计量点越好7.04.39.72468101214050100150200*9.08.0PP *6.2*4.4MR MO 5.04.0sp-0.1%突跃sp+0.1%3.1T /%pH浓度对强碱滴定强酸的滴定曲线突跃范围的影响NaOH ↓HCl7.05.38.74.39.710.73.302468101214050100150200T/ %p H0.01mol·L -11mol·L -10.1mol·L -1PP9.03.16.24.45.04.0MRMO 浓度增大10倍,突跃增加2个pH 单位.⏹当: K a ·C ≥20K w(10-12.7)近似式：最简式：HAa [H ]K C +=2a a HA a 1[H ](-K +K +4C K )2+= C / Ka < 500⏹当: K a ·C < 20K w (10-12.7C / Ka ≥ 500C / Ka ≥ 500C / Ka < 500近似式：HA a w[H ]K C K +=+精确式：HA ++w a+a[H ][H ]K [H ]C K K ⋅=++一元弱酸(碱)的[H+]的计算⏹当: K a1 ·C ≥20K w2K a2 /[H +]＜0.05近似式：+a1a1a11[H ]2K K C K =+2（-+4）⏹当: K a1 ·C ≥20K w 2K a2 /[H +]< 0.05 C /K a ＞50011+a 2a [H ][H A]K K C==最简式：3、多元弱酸(碱)溶液的pH 计算见P72,例3.6+121a a a [H ]K K C K C⋅=+近似式2:又: K a 2 ·C > 20K w ,C< 20K a 1：w +121a a a ()[H ]K K C K K C⋅+=+近似式1:又: K a 2 ·C > 20K w ,C> 20K a 1：12+a a [H ]K K =⋅⏹若两性物质自身的酸式和碱式解离产物可以忽略⏹则[HA-]≈C (HA) ≈C最简式:4、两性物(HA -)溶液[H +]的计算见P73,例3.7常用标准缓冲溶液(用于pH 计校准)缓冲溶液pH (25o C)邻苯二甲酸氢钾( 0.050 mol·kg -1 )4.0080.025 mol·kg-1KH 2PO 4+0.025 mol·kg -1Na 2HPO 4 6.865硼砂( 0.010 mol·kg -1 )9.1805、缓冲溶液pH 値:][][lg共轭酸共轭碱+=a pK pH 共轭酸共轭酸共轭碱共轭碱V C V C pK pH a lg+=计算近似值NaOH 滴定HAc (浓度不同)pH1mol·L -10.1mol·L -10.01mol·L -1642810129.238.738.23HAcHCl10.709.708.707.76突跃范围0 50 100 150T%4.76NaOH 及HAc浓度均增大10倍，突跃增加1个pH 单位a---浓度对突跃范围的影响：2、强酸滴定弱碱(NH 3)的滴定曲线0.10mol·L -1HCl NH 30.10mol·L -1p K b = 4.750 50100 150 200 T/%NaOH NH 312108642pH9.0 6.255.284.30突跃 3.14.46.2MR(5.0)MO(4.0)－－－－8.0 PP突跃处于弱酸性,选甲基红或甲基橙作指示剂0 100 200 300 400 (T %)pH sp 1= 4.7pH sp 2= 9.7pH±0.5%±0.5%10.09.45.04.4H 3A+H 2A -H 2A -+HA 2-HA 2-+A 3-A 3-+NaOHsp 3sp 2sp 1NaOH 滴定0.1mol·L -1H 3PO 4二、多元酸H 2CO 3的滴定H 2CO 3H ++HCO 3-Ka 1=4.2×10-7HCO 3-H ++CO 2-3Ka 2=5.6×10-111.滴定可行性的判断可分级滴定，有一个突跃。
第三章 酸碱滴定法
2
5 H 2 O 2 HCl 4 H 3 BO 3 2Cl
滴定时可采用甲基红为指示剂，溶液由黄色变 为红色即为终点。
二、碱标准溶液的配制和标定
标准溶液一般用氢氧化钠 配制方法：氢氧化钠具有很强的吸湿性，易生产 NaCO3,所以只能间接配制，然后再标定其浓度。 标定方法：常用邻苯二甲酸氢钾基准物质标定 化学计量点时：
以HCl滴定NH3为例：
①开始滴定前
[OH ]
cK b
c NH 3 c NH
4
②化学计量点前
[OH ] K b
③化学计量点时
[H ]
Kw Kb
c NH
4
④化学计量点后
[ H ] c HCl ( 过量）
3.7 多元酸碱的滴定
1 多元酸的滴定（以NaOH滴定H3PO4为例）
K a1 K a 2 [ H ] [ H ]3 K a 1 [ H ] 2 K a 1 K a 2 [ H ] K a 1 K a 2 K a 3
H
2A
HA
2
A
3
K a1 K a 2 K a 3 [ H ]3 K a 1 [ H ] 2 K a 1 K a 2 [ H ] K a 1 K a 2 K a 3
[H ] c HOAc K a
[ HOAc ] [OAc ]
K b c OAc Kw Ka c OAc
②化学计量点前
[H ] K a
③化学计量点时
[OH ]
④化学计量点后
[OH ]
V 过量 OH [OH ] V总
分析化学 第05章 酸碱滴定法3
4) 化学计量点（SP）后： NaOH + NaAc 由于过量NaOH存在，抑制Ac-的离解，因此溶液的pH由 过量的NaOH决定。也就是说化学计量点后的溶液pH和 强碱滴定强酸的情况一样。 pH决定于过量的NaOH. 设滴入20.02mL NaOH。 （相对误差+0.1%）
[OH ] 0.1000 (20.02 20.00) 5.00 105 (mol / L) 20.00 20.02
.3.
(1) 滴定过程中pH值的变化 例： 0.1000mol· L-1 NaOH溶液滴定 20.00mL 0.1000mol· L-1 HCl 溶液 1) 滴定开始前: HCl 溶液的pH值等于HCl的原始浓度的pH。 [H+]=c(HCl)=0.1000mol· L-1 pH=1.00 2) 滴定开始至等SP前： HCl +NaCl VHCl VNaOH H 0.1000 如滴入18.00mLNaOH VHCl VNaOH 0.1000 (20.00 18.00) pH 2.28 [H ] 5.26 103 (mol / L) 20.00 18.00
HAc
Ac-
Ac-+OH-
pH
a
.19.
(3) 影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 影响因素：被滴定酸的性质，浓度.
滴定突跃：pKa+3 ～-lg[Kw/cNaOH(剩余)] 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） 指示剂的选择： ⊿pH =7.74～9.7，选碱性范围变色的酚酞，百里酚酞 (4) 弱酸能被准确滴定的判别式：（终点误差± 0.1%以内）。 ca •Ka≥ 10-8
第三章酸碱滴定法
c( HCl )
mNa 2CO3 10
3
1 M ( Na2CO3 )(VHCl V0 ) 2
1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCl ⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 0.1mol/L NaOH→0.1mol/L HCl ⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基橙 （差） 0.01mol/L NaOH→0.01mol/L HCl ⊿pH=5.3～8.7 选择甲基红，酚酞（差）
突跃消失;
（9）直接滴定条件：
cKa≥10-8
三、强酸滴定弱碱
HCl（0.1000mol/L）→NH3•H2O（0.1000mol/L,20.00mL）
1. 滴定曲线： 与强碱滴定强酸类似，曲线变化相反 2. 影响滴定突跃的因素和指示剂的选择： （1）影响因素：被滴定碱的性质，浓度 （2）指示剂选择：⊿pH =6.34～4.30， 选甲基橙，甲基红 3．弱碱能被准确滴定的判别式： Cb •Kb≥ 10-8
二、酸碱反应 酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
醋酸在水中的离解：
半反应1 HAc（酸1） Ac- （碱1） + H+
半反应2
H+ + H2O（碱2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H3O+（酸2） H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
强酸和强碱反应： H3O+ + OH –＝ H2O + H2O 三、弱电解质的电离平衡 1、电离常数
第三章
酸碱滴定法
第一节 概述
一、酸碱的定义 酸碱质子理论认为：
《分析化学》课件——3 酸碱滴定法
缓冲溶液
[H ]
Ka
c HA cA
取负对数，得：
最简式
pH
pKa
lg
cA cHA
可见，当cHA cA时，pH pKa
31
例6
计算 0.10 mol·L-1 NH4Cl 和 0.20 mol·L-1 NH3缓冲溶液的 pH？
解：Kb=1.8×10-5，Ka=5.6×10-10，浓度较大， 用最简式计算得：
24
例3
计算 0.10 mol·L-1 NH3 溶液的 pH？
解： Kb = 1.80×10-5，用最简式计算：
弱碱
[OH ] cKb 1.3 103 mol L1 pOH 2.89 pH 11.11
25
3. 多元酸（碱）溶液
二元酸 H2B 质子条件：
[H+] = [HB-] + 2[B2-] + [OH-]
PBE不含原始物质，质子转移多个时存在系数
17
例1
HAc NaCN
[H+] = [Ac-] + [OH-] [H+] + [HCN] = [OH-]]
H2O作零 水准
Na2S
[H+] + [HS-] + 2[H2S] = [OH-]
NaHCO3 [H+] + [H2CO3] = [CO32-] + [OH-]
NaH2PO4 [H+] + [H3PO4] = [HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-]
(NH4)2HPO4 [H+]+[H2PO4-]+2[H3PO4]=[NH3]+[PO43-]+[OH-]
3酸碱滴定法
—COOH —COOK ；NH 3+OH O ；；CH 2—NH 22—NH 2—COO -—COOK ；NH 2；；—COO —CH 2—NH3+2—NH2第三章 酸碱滴定法思考题1．写出下列酸的共轭碱： H 2C 2O 4；NH 4+； H 2PO 4-；答：上述酸对应的共轭碱分别为：HC 2O 4- ；NH 3 ；HPO 42-；2．写出下列碱的共轭酸：HCO 3-；H 2O ；AsO 43-；AsO 2-；C 5H 5N ；答：上述碱对应的共轭酸分别为： H 2CO 3；H 3O +；HAsO 42-；HAsO 2；C 5H 5NH +；3．在pH=2的H 3P04溶液中存在哪些型体，以哪种型体为主？在pH=12的H 3P04溶液中存在哪些型体，以哪种型体为主?答：在pH=2的H 3PO 4溶液中存在的型体有：H 3PO 4、H 2PO -4，以H 3PO 4为主；在pH=12的 H 3PO 4 溶液中存在的型体有：HPO -24、PO -34，以PO -34为主。
(参考H 3PO 4的δ-pH 图解答此题) 4．对一元弱酸来说，在什么情况下c-[H +]≈c答：K a c >20K w ，且c >20[H +]或K a /c <2.5×10-3。
5．下列说法是否正确？不对的应如何更正? (1) 对二元弱酸，pKa 1+pKb 1=pK w 。
答：不正确。
应为：对二元弱酸，pKa 1+pKb 2=pK w 。
(2)衡量KHC 2O 4酸性的是Ka 2，衡量KHC 2O 4碱性的是Kb 2。
答：正确。
(3)配制pH=4的缓冲溶液选择HCOOH-HCOO -或酒石酸(H 2A)-酒石酸氢钠(HA -)较为合适， 配制pH=7的缓冲溶液选择H 2PO 4—HPO 42-或柠檬酸(H 3A)的H 2A –HA 2-较为合适。
答：不正确。
应为：配制pH=4的缓冲溶液选择HCOOH-HCOO -较为合适，配制pH=7的缓 冲溶液选择H 2PO 4—HPO 42-较为合适。
酸碱滴定法第三节酸碱滴定曲线
pOH 4.30 pH 14.00 4.30 9.70
氢氧化钠溶液滴定HAc溶液时,体系的pH变化 （p353）
V(NaOH)/mL 中和% 过量NaOH体积/mL
)/cθ
}
K
a1
K
w
同理
HA OH A2 H 2O
K
t2
K
a2
K
w
强碱滴定弱酸时 弱酸能否准确滴定的条件
cK
a
10 8
弱酸能否被分步滴定，取决于相邻的两个突跃是否
能够被分开，即相邻的两个Ka的比值大小。
K
a1
/
K an1
10 5
例题：用0.20molL-1NaOH滴定0.20molL-1H3PO4,计算 各化学计量点pH并选择指示剂（P356）。
c(H ) 2.001010 mol L-1 pH 9.70
氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液时,体系的pH变化
V(NaOH)/mL HCl被滴定% c(H+)
0.00
0.00
1.00×10-1
pH 0.00 1.00
18.00 19.80
90.00 99.00
5.26×10-3 2.28 5.02×10-4 3.30
c(H )/c c(OH )/c KW 107.00 pH 7.00
4.化学计量点后
加入NaOH溶液20.02mL时，滴定百分数T=100.1%
c(OH ) 0.1000mol L-1 20.02mL 20.00mL 5.00105 mol L-1 20.00mL 20.02mL
酸碱滴定法
酸碱滴定法
酸碱滴定法是一种常见的化学分析方法，它可以用来测定溶液中的酸碱度指数，也可
以用于分析酸碱反应的平衡性。
滴定法的基本原理是利用一种已知浓度的酸溶液（或碱溶液）滴加到一种未知浓度的
碱溶液（或酸溶液）中，直到反应达到完全。
通过计算滴加的酸（或碱）的体积，以及已
知酸（或碱）的浓度，就可以求出未知溶液的浓度。
1.准备溶液：首先要准备一定浓度的酸或碱溶液。
这里一般是选用氢氧化钠或氢氧化
钾作为标准溶液。
2.取样：用取样器从待测溶液中取得一定量的溶液，并将其装入滴定瓶。
3.滴定：将已知浓度的酸或碱溶液滴入待测溶液中，直到指示剂的颜色发生改变。
一
般使用酚酞或溴甲酚作为指示剂，它们在不同pH值下呈现不同的颜色。
4.测量：通过计算所滴加的酸（或碱）的体积，以及已知酸（或碱）的浓度，就可以
求出未知溶液的浓度。
在实际应用中，酸碱滴定法可以用于测定饮用水、工业废水等水样中的酸碱度，也可
以用于测定食品、药品、化妆品等中的酸碱度。
此外，酸碱滴定法还可以用于分析含有酸
碱反应的物质模型，如药物和化妆品中的缓冲剂等。
需要注意的是，在滴定过程中一定要注意滴加的速度和滴加的溶液量，避免出现误差。
另外，选择合适的指示剂也是十分重要的，应根据待测溶液的pH范围选用合适的指示剂，确保测量结果的准确性。
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wNaOH (%)
CHCl (V1
V2 ) m
M NaOH 1000
100%
wNa2CO3 (%)
CHClV2
M Na2CO3 1000
m
100%5
（二）间接滴定法
具有酸碱性，但难溶于水
酸碱性很弱，不能满足直接滴定的要求
例： ZnO+ 2HCl
定量、过量
ZnCl2+H2O
HCl + NaOH
剩余
氯化钡法
wB (%)
b t
CTVT M B m
100%
样品
平行2份
HCl（ V1）甲基橙 总碱
BaCl2
酚酞
BaCO3
HCl（V2） NaOH
wNa2CO3 (%)
1 2
CHCl
(V1
V2
)
m
M Na2CO3 1000 100%
wNaOH (%)
CHClV2
M NaOH 1000
m
100%
3
双指示剂法
可用NaOH滴定
12
第四节 滴定终点误差
化学计量点（sp） 终点（ep）
滴定剂的过量或不足的物质的量
TE% =
被滴定物质的物质的量
100%
13
一、强酸(碱)的滴定终点误差 强碱滴定强酸
过量的碱的物质的量= cNaOH Vep -cHCl Vep
TE% (cNaOH cHCl )Vep 100% cspVsp
28
水溶液中
HCl + H2O H3O+ + NaOH H3O+ + OH–
溶剂的性质
H3O+
Kw=1.010-14
+ 2H2O
2H2O
乙醇溶液中
HCl + C2H5OH C2H5ONa + C2H5OH2+
C2H5OH2+ + C2H5O
29
Ks=7.910-20
C2H5OH2+ + ClNa+ + 2C2H5OH 2C2H5OH
wN (%)
(cHClVHCl
cNaOHVNa
OH
)
MN 1000
m
100%
(0.0214010.00 0.019803.26) 14.01
1000 100% 3.93%
m
10
甲醛法
RN K2SO4
H2SO4
CO2+ H2O + NH4+
4NH4+ + 6HCHO
(CH2)6N4H+ + 3H+ + 6H2O
15
例：HCl （0.01000mol/L）滴定NaOH（0.01000mol/L）
以甲基橙为指示剂，pH=4.0结束滴定
TE% =
[H+]ep –[OH-]ep
Csp
100%
甲基橙已不再适用
10-4 – 10-10.0
=
100% = 2%
0.005
以酚酞为指示剂，pH=9.0结束滴定
TE% = 10-9.0 – 1 0-5.0 100% = - 0.2% 0.05
混合碱 NaOH、Na2CO3
样品 HCl滴定 V1 酚酞 HCl继续滴定 V2 甲基橙
NaCl + NaHCO3 H2CO3 (H2O+CO2)
wNaOH (%)
CHCl
(V1
V2
)
M NaOH 1000
m
100%
wNa2CO3 (%)
1 2
CHCl
2V2
M Na 2CO3 1000
m
100%
22
一、非水酸碱滴定法基本原理 （一）溶剂的分类
1. 质子溶剂
酸性溶剂 碱性溶剂 两性溶剂
2. 无质子溶剂
23
偶极亲质子溶剂 惰性溶剂
溶剂的分类
酸性溶剂 碱性溶剂 两性溶剂
弱碱性物质滴定 弱酸性物质滴定 不太弱的酸、碱滴定
偶极亲质子 溶剂
作为介质 适用于
弱酸或某些混合物滴定
惰性溶剂
]
[SH][H ]
固有碱度常数
SH + SH
SH2+ + S
KS
[SH
2
][S
]
KaSH KbSH
溶剂的自身离解常数/离子积
26
1. 溶剂的离解性
溶剂的性质
KS
[SH
2
][S
]
KaSH KbSH
K乙醇 [C2H5OH2 ][C2H5O ] 7.910-20
Ks 对同一种溶剂是一常数 Ks 的大小与溶剂的本性（结构）所决定 Ks 对滴定突越的范围具有一定的影响
[H3O ][OH ][H ] [H2O][H2O][H ]
K K H2O H2O
a
b
Kw=KaKb=[ H3O+][OH]=1.0010-14
(25 0C)
25
1. 溶剂的离解性
非水溶液中
SH SH + H+
H+ + S SH+2
K
SH a
[H ][S ] [SH]
固有酸度常数
K
SH b
[SH
2
TE%
[OH ]
csp
[H
]
δ
HA
100%
强酸
弱酸
简化
TE%
[OH
csp
]
δ
HA
100%
18
强酸滴定强（弱）碱终点误差计算
TE%
[H
]
[OH csp
]
δ
B
100%
强碱
弱碱
简化
TE%
[H
csp
]
δB
100%
19
林邦（ringbom）终点误差公式
酸碱滴定 配位滴定
10pX 10pX
TE%
100%
cK t
强酸强碱之间滴定
Kt＝1/Kw
c=cs2p
强酸（碱）滴定弱酸（碱）Kt＝Ka/Kw(Kb/Kw )
c=csp
20
例：NaOH（0.1000mol/L）滴定HCl（0.1000mol/L）
以酚酞为指示剂，pH=9.0结束滴定
酸碱滴定误差公式： 林邦误差公式：
TE% [OH ]ep [H ]ep 100% csp
滴定反应： HCl + NaOH 酚酞
NaCl+H2O
11
间接滴定法 2. 硼酸的测定
H3BO3 Ka1=5.4 10-10
无法直接滴定
H2C–OH
HC–OH + H3BO3
H2C–OH
Ka~10-5
H2C–O B O–CH2
HC–O
O–CH + H+
H2C–OH HO–CH2
pKa = 4.26
HCl吸收 NH3
碱滴定 NH4Cl + H2O
滴定反应： 指示剂：
HCl + NaOH
酚酞
NaCl+H2O
含量计算：
wN (%)
(cHClVHCl
c V NaOH NaOH
)
MN 1000
m
100%
9
例 用凯氏定氮法测定药品中含氮量
已知样品质量S = 0.05325g， cHCl = 0.02140mol/L， VHCl = 10.00ml， cNaOH = 0.0198mol/L， VNaOH = 3.26ml
33
（2）溶剂酸碱性对酸碱滴定的作用
溶剂的性质
某碱 B
在水中：cKb<10-8
KB
K K B H2O ba
B + H2O
BH+ + OH-
在冰醋酸中 ： B + HAc → BH+ + Ac-
KB
KbB
K HAc a
溶剂的酸碱性对酸碱滴定有重要的影响
34
KHA KaHA KbSH
KB
KbB
K
CHClV2
M Na 2CO3 1000
m
100%
4
双指示剂法－未知碱样的定性分析
V1≠0 V1＝0 V2＝0 V2≠0
V1＝V2≠0
OH－ HCO3－ CO32－
V1>V2>0
V2>V1>0
OH－＋CO32－ HCO3－ ＋CO32－
V1：滴定至酚酞变色时消耗酸的体积
V2：继续滴定至甲基橙变色时消耗酸的体积
HA H2O + H+
H+ + A H3O+
K
HA a
[H ][A ] [HA]
K H2O b
[H3O ] [H2O][H ]
HA + H2O
H3O++ A
K HA
[H3O ][A ] [H 2 O][HA]
[H3O ][A ][H ] [H2O][HA][H ]
K K HA H2O
a
b
31
（1）表观离解常数 (KHA)
例：NaOH（0.1000mol/L）滴定HCl（0.1000mol/L）
以甲基橙为指示剂，pH=4.0结束滴定
TE% =
[OH-]ep – [H+]ep 100% csp
10-10 – 10-4.0
=
100%
0.05