武汉大学分析化学教案第5章酸碱滴定(2)
(完整版)武汉大学分析化学课后思考题答案
第一章概论1、答：定义:分析化学是发展和应用各种理论、方法、仪器和策略以获取相关物质在相对时空内的组成和性质的信息的一门科学。
任务：定性、定量、结构。
作用：略2、答：略3、答：取样→分解→测定→计算及评价注：取样的原则：应取具有高度代表性的样品；分解的原则：①防止式样损失；②防止引入干扰。
4、答：Na2B4O7·10H2O的摩尔质量比Na2CO3的大，故选择硼砂作为标定盐酸的基准物质可以使称量误差减小，但是硼砂含10个结晶水不稳定，而碳酸钠摩尔质量小，性质稳定。
6、答：a.偏低b.偏低c.偏低d.无影响e.偏大f.偏小g.偏大h.可能偏大也可能偏小7、答：偏低NaOH O H O C H OH O C H NaOH V M m C 1210002422242222⨯⨯=••因为失水后的H 2C 2O 4中含有比同样质量H 2C 2O 4·2H 2O 更多的能与NaOH 作用的H +，这样测定时消耗V NaOH 增大，所以C NaOH 偏小。
8、答：偏高第二章 分析试样的采集与制备（略）1、答：不对。
应将原始试样全部送交分析部门，再由分析人员对原始试样采用四分法进行缩分，依据经验公式取样，再分解、测定等。
2、答：分解无机试样和有机试样的主要区别在于：无机试样的分解时将待测物转化为离子，而有机试样的分解主要是破坏有机物，将其中的卤素，硫，磷及金属元素等元素转化为离子。
3、答：用NaOH 溶解试样，Fe ，Ni ，Mg 形成氢氧化物沉淀，与Zn 基体分离。
4、答：测硅酸盐中SiO 2的含量时采用碱熔法，用KOH 熔融，是硅酸盐中的硅转化为可溶性的K 2SiO 3，再用容量法测定：测定硅酸盐中Fe ，Al ，Ca ，Mg ，Ti 的含量时，用HF 酸溶解试样，使Si 以SiF 4的形式溢出，再测试液中Fe ，Al ，Ca ，Mg ，Ti 的含量。
5、答：不对。
应将镍币全部溶解，因为镍币中铜银分布不一定均匀，这样做取样无代表性。
武大版分析化学上册答案-第5章-酸碱平衡和酸碱滴定法
第5章酸碱平衡和酸碱滴定法1．写出下列溶液的质子条件式。
a．c1 mol·L-l NH3 + c2 mol·L-l NH4Cl；c．c1 mol·L-l)H3PO4 + c2 mol·L-l HCOOH；解：a. 对于共轭体系，由于构成了缓冲溶液，所以可以将其视为由强酸（HCl和弱碱（NH3）反应而来，所以参考水准选为HCl, NH3和H2O质子条件式为：[ H+ ] + [NH4+] = [Cl-] + [OH-]或[ H+ ] + [NH4+] = c2 + [OH-]c. 直接取参考水平：H3PO4 , HCOOH , H2O质子条件式：[H+] = [H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-] + [HCOO-]+[OH-]3．计算下列各溶液的pH。
a．0.050 mol·L-l NaAc；c．0.10 mol·L-l NH4CN；e．0.050 mol·L-l氨基乙酸；g．0.010 mol·L-l H2O2液；i．0.060 mol·L-l HCI和0.050 mol·L-l氯乙酸钠(ClCH2COONa)混合溶液。
解：a.对于醋酸而言，K b =K w / K a = 5.6 ⨯ 10-10应为cK b = 5.6 ⨯ 10-10⨯ 5 ⨯10-2 = 2.8 ⨯ 10-11> 10K wc/K b> 100故使用最简式；[OH-] = ⨯ 10-6pH = 14 – pOH = 8.72c. NH4+K a’ = 5.6 ⨯ 10-10HCN K a = 6.2. ⨯ 10-10cK a’ > 10K w c > 10 K a由近似公式可以得到：[H+] = = ⨯ 10-10pH = 10 – 0.77 = 9.23e. 氨基乙酸一端羧基显酸性，一端氨基显碱性，K a1 = 4.5⨯ 10-3 , K a2 = 2.5 ⨯ 10-10c/K a2> 100 且c > 10 K a1所以[H+] =⨯ 10-6pH = 6-0.03 = 5.97g. 对于双氧水而言，K a = 1.8 ⨯ 10-12cK a < 10K w c/K a> 100所以可以计算氢离子浓度[H+] =⨯ 10-7pH = 7 – 0.22 = 6.78i. 由于ClCH2COONa + HCl = ClCH2COOH + NaCl所以原溶液可以看成0.050mol/L的ClCH2COOH和0.010mo/LHCl的混合溶液设有x mol/L 的ClCH2COOH发生离解，则ClCH2COOH ClCH2COO- + H+0.05-x x 0.01+x所以有(0.01)0.05x xx+- = Ka= 1.4 ⨯ 10-3解得x = 4.4 ⨯ 10-3mol/L那么[H+] = 0.0144mol/L pH = -log [H+] = 1.845．某混合溶液含有0.10 mol·L -l HCl 、2.0×10-4 mol·L -l NaHSO 4和2.0×10-6 mol·L -l HAc 。
酸碱滴定法—水溶液中酸碱三大平衡(分析化学课件)
03
质子平衡
三、质子平衡
酸碱反应达平衡时酸失去的质子数等于碱得到的质子数。
质子平衡式（质子条件式）PBE
1．零水准法（质子参考水准） ➢零水准物质的选择 a．溶液中大量存在的 b．参与质子转移反应 ➢质子条件式书写方法 等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子后产物 根据质子得失相等原则列出质子条件式
质子平衡式（质子条件式）PBE
质子平衡式（质子条件式）PBE
质子平衡式（质子条件式）PBE
练习：
1.C mol/mL的NH3水溶液的质子平衡式 2.C mol/mL的NH4Cl水溶液的质子平衡式
质子平衡式（质子条件式）PBE
例1：C mol/mL的NH4 H2PO4的质子条件式
零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4] + [H +] = [NH3] + [HPO42-] + 2[PO43-]+ [OH-]
例3：C mol/mL的Na2HPO4的电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [H2PO4-] +2[HPO42-] +3[PO43-]+ [OH-]
例4：C mol/mL的NaCN的电荷平衡式 [Na+] + [H +] = [CN-] + [OH-]
练习：
1.C mol/mL的NH3水溶液的电荷平衡式 2.C mol/mL的NH4Cl水溶液的电荷平衡式
水溶液中酸碱三大平衡
CONTENTS 目 录
01 物料平衡 02 电荷平衡 03 质子平衡
01
物料平衡
Hale Waihona Puke 一、物料平衡化学平衡中，每一给定的分析浓度等于各存在型体平 衡浓度之和。
分析化学武汉大学第五版(全)
精选版ppt
20
第2章 分析试样的采集与制备
2.1 试样的采集与预处理 2.2 试样的分解
精选版ppt
21
2.1 分析试样的采集和预处理
试样的制备: 试样的采集和预处理
分析试样的采集: 指从大批物料中采取少量样本作 为原始试样，所采试样应具有高 度的代表性，采取的试样的组成 能代表全部物料的平均组成。
精选版ppt
17
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
3 滴定方式
a.直接滴定法
b.间接滴定法 如Ca2+沉淀为CaC2O4，再用硫酸溶解，用 KMnO4滴定C2O42-,间接测定Ca2+
c.返滴定法 如测定CaCO3,加入过量盐酸，多余盐酸用 标准氢氧化钠溶液返滴
d.置换滴定法 络合滴定多用
精选版ppt
18
4 基准物质和标准溶液
基准物质: 能用于直接配制和标定标准溶液的物质。 要求：试剂与化学组成一致；纯度高；稳定；摩尔 质量大；滴定反应时无副反应。
标准溶液: 已知准确浓度的试剂溶液。 配制方法有直接配制和标定两种。
精选版ppt
19
标准溶液浓度计算
a. 直接配制法 称一定量的基准物质B(mB g）直接溶于一定
量(V L)的溶剂配制。 cB=nB/V=mB/MBV
b 标定法： 根据滴定剂和被测物质的比计算求出。 bB＋tT=aA cB=b/t ·cT·VT/VB =bmT/tMT VB
精选版ppt
4
分析方法的分类
按原理分： 化学分析:以物质的化学反应为基础的分析方法 仪器分析:以物质的物理和物理化学性质为基础的分析方法 光学分析方法：光谱法，非光谱法 电化学分析法 ：伏安法，电导分析法等 色谱法：液相色谱，气相色谱，毛细管电泳 其他仪器方法：热分析
分析化学第5章思考题习题答案
第五章配位滴定法思考题答案1.EDTA与金属离子的配合物有哪些特点？答:(1)EDTA与多数金属离子形成1︰1配合物;(2)多数EDTA-金属离子配合物稳定性较强(可形成五个五原子环); (3)EDTA与金属配合物大多数带有电荷,水溶性好,反应速率快;(4)EDTA与无色金属离子形成的配合物仍为无色,与有色金属离子形成的配合物颜色加深。
2.配合物的稳定常数与条件稳定常数有何不同？为什么要引用条件稳定常数？答:配合物的稳定常数只与温度有关,不受其它反应条件如介质浓度、溶液pH值等的影响;条件稳定常数就是以各物质总浓度表示的稳定常数,受具体反应条件的影响,其大小反映了金属离子,配位体与产物等发生副反应因素对配合物实际稳定程度的影响。
3.在配位滴定中控制适当的酸度有什么重要意义？实际应用时应如何全面考虑选择滴定时的pH？答:在配位滴定中控制适当的酸度可以有效消除干扰离子的影响,防止被测离子水解,提高滴定准确度。
具体控制溶液pH值范围时主要考虑两点:(1)溶液酸度应足够强以消去干扰离子的影响,并能准确滴定的最低pH值;(2)pH值不能太大以防被滴定离子产生沉淀的最高pH值。
4.金属指示剂的作用原理如何？它应该具备那些条件？答:金属指示剂就是一类有机配位剂,能与金属形成有色配合物,当被EDTA等滴定剂置换出来时,颜色发生变化,指示终点。
金属指示剂应具备如下条件:(1)在滴定的pH范围内,指示剂游离状态的颜色与配位状态的颜色有较明显的区别;(2)指示剂与金属离子配合物的稳定性适中,既要有一定的稳定性K’MIn ＞104,又要容易被滴定剂置换出来,要求K’MY/K’MIn≥104(个别102);(3)指示剂与金属离子生成的配合物应易溶于水;(4)指示剂与金属离子的显色反应要灵敏、迅速,有良好的可逆性。
5.为什么使用金属指示剂时要限定适宜的pH？为什么同一种指示剂用于不同金属离子滴定时,适宜的pH条件不一定相同？答:金属指示剂就是一类有机弱酸碱,存在着酸效应,不同pH时指示剂颜色可能不同,K’MIn不同,所以需要控制一定的pH值范围。
武汉大学分析化学第五版课后练习答案
第1章分析化学概论2. 有0.0982mol/L的H2SO4溶液480mL,现欲使其浓度增至0.1000mol/L。
问应加入0.5000mol/L H2SO4的溶液多少毫升？解：4．要求在滴定时消耗0.2mol/LNaOH溶液25~30mL。
问应称取基准试剂邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)多少克？如果改用做基准物质，又应称取多少克？解：应称取邻苯二甲酸氢钾1.0~1.2g应称取0.3~0.4g6．含S 有机试样0.471g ，在氧气中燃烧，使S 氧化为SO 2，用预中和过的H 2O 2将SO 2吸收，全部转化为H 2SO 4，以0.108mol/LKOH 标准溶液滴定至化学计量点，消耗28.2mL 。
求试样中S 的质量分数。
解：8．0.2500g 不纯CaCO 3试样中不含干扰测定的组分。
加入25.00mL0.2600mol/LHCl 溶解，煮沸除去CO 2，用0.2450mol/LNaOH 溶液反滴定过量酸，消耗6.50mL ，计算试样中CaCO 3的质量分数。
解：10．不纯Sb 2S 30.2513g ，将其置于氧气流中灼烧，产生的SO 2通入FeCl 3溶液中，使Fe 3+还原至Fe 2+，然后用0.02000mol/LKMnO 4标准溶液滴定Fe 2+，消耗溶液31.80mL 。
计算试样中Sb 2S 3的质量分数。
若以Sb 计，质量分数又为多少？解：12. 用纯As2O3标定KMnO4溶液的浓度。
若0.211 2 g As2O3在酸性溶液中恰好与36.42 mL KMnO4反应。
求该KMnO4溶液的浓度。
解：故14．H2C2O4作为还原剂。
可与KMnO4反应如下：其两个质子也可被NaOH标准溶液滴定。
分别计算0.100mol·L-1NaOH和0.100 mol·L-1 KMnO4溶液与500mgH 2C2O4完全反应所消耗的体积（mL）。
解：16. 含K2Cr2O75.442g·L-1的标准溶液。
分析化学-酸碱滴定法
Analytical Chemistry 分析化学
4.2.3 多元酸（碱）的分布分数 多元酸（
二元弱酸
H 2A
Ka1
HA-
Ka2
A2-
[H2A] [H2A] = δH2A = c [H2A] +[HA- ] +[A2- ] [H+ ]2 = Ka1Ka2 + Ka1[H+ ] +[H+ ]2
共轭酸碱对(HA-A-)的Ka与Kb的关系为 : 共轭酸碱对 的
a(H +)⋅ a(A- ) a(HA)⋅ a (OH −) Ka Kb = ⋅ = Kw a(HA) a(A )
pKa + pKb = pKw = 14.00
2010-3 分析化学（2010) CYJ 9
Analytical Chemistry 分析化学
（4） p K a1 << pH << p K a 2 ; HA − 为主要存在形式
（5） pH >> pK a1 ; A 2 −为主要存在形式
2010-3 分析化学（2010) CYJ 20
Analytical Chemistry 分析化学
酒石酸(H A)的 pH图 酒石酸(H2A)的x-pH图 x
2010-3
分析化学（2010)
CYJ 5
Analytical Chemistry 分析化学
酸碱反应的实质——质子的转移 酸碱反应的实质——质子的转移
酸的离解 H++AcHAc H3+O H++H2O HAc+H2O 简化:HAc
碱的离解 NH3+H+ H2O NH3+H2O
最新2019-分析化学武汉大学第2章酸碱平衡及酸碱滴定-PPT课件
lg
C C
b a
缓冲指数 ＝dc/dpH HA－A的缓冲体系,pH在pKa1范围内的HA
=2.3δHAδAcHA pH＝pKa时， 即[HA]=[A] 有极大值
极大＝0.58cHA
缓冲容量 ＝ c＝ ×pH HA－A缓冲体系：
＝（ δ 2－ δ 1 ）cHA
常用标准缓冲溶液
△pKa =系数图
δ
1.0
H3PO4 0.5
H2PO4-
HPO42-
PO43-
0.0 0 2 4 6 8 10 12 pH
2.16 pKa1 H3PO4
pKa 5.05 7.21 H2PO4- pKa2
pKa 5.11 12.32 HPO42- pKPa3O43-
0.00
2.28 3.00 4.30 7.00
sp前:[H+]= c(H+)V(H+)-c(OH-)V(OH-)
V(H+)+V(OH-)
突 跃sp: [H+]=[OH-] =10-7.00
0.02 9.70
0.20 10.70 sp后:[OH-]=
2.00 11.68 20.00 12.52
c(OH-)V(OH-)-c(H+)V(H+) V(H+)+V(OH-)
活度与浓度
a=c
溶液无限稀时 : = 1
Debye-Hückel公式:
中性分子 : = 1
溶剂活度 : a = 1
0.509Z2 I
lgi
1B。ai
（ 适 用 于 I0.1) I
离子强度: I1
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
100%时的pH是化学计量点，在强酸强碱滴定中， 计量点的pH=7.00。在滴定还差0.1%至滴定过量 0.1%，即a=0.999至a=1.001时，计算的pH分别 是4.30和9.70，这一区间称为该滴定曲线的突跃 范围。滴定突跃是滴定曲线中最有意义的部分， 是选择指示剂的主要依据。在酸碱滴定中，最理 想的指示剂应该恰好在计量点变色，但这样的指 示剂实际上很难找到。因而只要其pka落在突跃 范围内的指示剂都可用来指示终点。如甲基橙， 溴百里酚兰，中性红和酚酞都能用于这个滴定。 但实际上在pH>5时，与测定无关的CO2会参与 滴定反应，所以滴定最好在pH<5时结束。
4
[ H ] Ka1 C 1.00 10
0.1000 3.16 10 mol L
3
1
pH=2.50
2．滴定进行在第一个化学计量点前，此时CH2B>0， CHB>0，CB2->0。假定加入10.00ml碱液， 生成HB-的物质的量=10.00×0.1000=1.00mmol， 剩余H2B的物质的量 =（50.00×0.1000）-(10.00×0.1000)=4.000m mol [H+]用缓冲溶液公式计算：
C B2
5.000 0.0333 mol / L 150 .00
KW C0 1.001014 0.0333 9 K a2 3 1.0010
[OH ] K b 1 CB 2
=5.75×10-4mol/L
pOH=3.24
pH=10.76
6．超过第二个化学计量点，就可以根据过量的碱 液来计算。
从以上可见，滴定突跃的大小与被滴定物质
及标准物质的浓度有关。不同浓度的NaOH与 HCl的滴定曲线见图（5-8）。当酸碱浓度各 增大10倍时，滴定突跃部分的pH变化范围增 加两个pH单位。用1mol/L NaOH滴定 1mol/L HCl ，突跃为3.3-10.7，此时若以甲 基橙为指示剂，滴定至黄色为终点，误差将 小于0.1%。若用0.01mol/L NaOH滴定 0.01mol/L HCl，突跃减小为5.3-8.7，这时由 于突跃变小了，指示剂的选择就受到限制。 要使误差<0.1%，最好用甲基红作指示剂。 另外，还应煮沸溶液排除CO2的影响。
6.3 108 (4.4 1013 0.033 1.0 1014 ) 2.2 1010 m ol/ L 0.033
pH=9.66 此时可选用百里酚酞，（变色点pH=10）作指示 剂，终点颜色由无色变为浅兰色，分析结果的误 差约为+0.3%左右。
CbV总 Cb 加入碱的物质的量 a 酸起始时的物质的量 C HCL V总 C HCL
以滴定曲线方程取代对滴定曲线三段一点式
的模式进行讨论有利于使用计算机给出完整 的滴定曲线，是第四版教材与第三版的最大 不同处。但对整个滴定过程中溶液性质的了 解，不如三段一点式的模式更直观、明了。
附：三段一点模式讨论强碱强酸的滴定， （以0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml 0.1000mol/LHCl为例）
pH=9.70 滴定的突跃pH为7.7-9.7，可用酚酞或百里酚兰 为指示剂。
这类滴定曲线与强碱滴定强酸曲线比较，有几
个不同点：
1、突跃范围缩短，突跃起始点pH=7.7，偏于碱性， 而在终止点，与强酸碱滴定相同（9.7） 2、计量点位置偏于碱性（pH=8.7） 3、突跃的起始点和酸的强弱有关，Ka越小，起始 点pH越高，滴定突跃越小。 若要求测量误差不大于0.2%，则Ka×C＞10-8， 这是用目测法测定弱酸的界限。
5.7.1强酸强碱的滴定 用标准NaOH滴定HCl，滴定反应为 1 + H +OH =H2O Kt 10 14.00 Kw 它是酸碱滴定反应中完全程度最高的，滴定容 易准确。根据质子条件： [H+]=CHCl+[OH-]-Cb CHCl为滴定过程中盐酸的浓度，Cb为NaOH加 入到被滴溶液后的瞬时浓度，CHCl和Cb均随滴 定反应的进行而不断变化着，可用滴定分数a 来衡量滴定反应进行的程度。在酸碱滴定中
H2CO3的Ka1
用强碱滴定二元酸的两步反应是：
H 2 B OH HB H 2 O HB OH B2 H 2O 有关多元酸平衡体系的计算比较复杂，计算其pH 值时，一般只考虑Ka，就能得出足够准确的结果。 当Ka1 / Ka2大于105时，上述两步反应可看成是连 续的，但不是同时进行，只有第一步反应完全后， 第二步反应才开始。若Ka1 / Ka2 比值太小，则 H2B还没有中和完，HB-就开始参加反应，使化学 计量点附近H+浓度无明显突变，因此无法确定第 一个化学计量点。
第一化学计量点：滴定产物为NaH2PO4，浓
度为0.05mol/L，它是两性物质，因为 Ka2C>>Kw，而C<20Ka1，故按近似式计算， 求得
Ka1 Ka 2 C 7.5 103 6.3 108 0.050 Ka1 C 7.5 103 0.050
[H ]
5.7 酸碱滴定基本原理
酸碱滴定是以酸碱反应为基础的滴定分析方法
在酸碱滴定中，最重要的是估计被测物质能 否准确被滴定，滴定过程中溶液的pH值的变 化如何，怎样选择最合适的指示剂来确定终点 等。根据前面讲过的酸碱平衡原理，通过计算， 以溶液的pH为纵座标，以所滴入的滴定剂的 物质量或体积为横坐标，绘制滴定曲线，它能 展示滴定过程中pH的变化规律。下面介绍几 种类型的滴定曲线，以了解被测定物质的解离 常数，浓度等因素对滴定突跃的影响。并介绍 如何正确选择指示剂等。
二元酸的全部滴定过程，pH值的变化情况，可
分六个阶段进行讨论。假定用0.1000mol/L NaOH滴定50.00ml0. 1000mol/L H2B，其 K1=1.0×10-3 K2=1.0×10-9
1．滴定开始前
CH2B=0.1000mol/L CHB = 0 ， CB2- = 0 ， 可按一元弱酸计算其pH值。
C酸 [ H ] Ka C共轭碱 当滴定10.00ml时，
当滴入19.98ml NaOH时， C酸 C共轭碱 pH pKa 4.74
0.02 [ H ] Ka 1.8 10 5 10 3 1.8 10 8 19.89
pH 7.76
3、化学计量点
计量点时，NaOH与HAC全部中和生成NaAC，
按弱碱公式计算
[OH ] Kb C
Kw Co 1014 0.1 5 Ka 2 1.8 10 2
5.6 10
10
0.1 5.6 1010 0.05 5.6 10 6 2
pOH=5.28
5.7.2 一元弱酸弱碱的滴定了解。以0. 1000mol/L NaOH滴定20.00ml0. 1000 mol/L HAC 5
Ka 10 Kt 14 109 Kw 10
1、 滴定前 pH=2.87 [ H ] Ka C 1.8 105 0.100 1.35103 2、滴定开始至化学计量点前 这时溶液由HAC和反应产物NaAC组成缓冲溶液，按 缓冲溶液pH的计算式计算：
1、滴定前
[H+]=CHCl=0.1000
pH=1.00
2、滴定开始至化学计量点前，由溶液中剩余的 HCl浓度决定整个溶液的[H+]，
0.100 剩余HCl的体积 [H ] 溶液的总体积
如加入19.98ml,
即a=0.999时, pH=4.3
3、化学量点溶液的[H+]取决于水的离介 即[H+]=[OH-] =1.0×10-7 pH=7.0 4、化学计量点后 计量点后溶液的pH决定于过 量的NaOH浓度（体积）
pH=8.72
由此可见，用强碱滴定弱酸，化学计量点溶液 pH>7.0，呈碱性。
4、化学计量点后
溶液中除了NaAC外，还有过量的NaOH，强碱
的存在抑制了NaAC的水解，所以溶液的pH主要 由过量的NaOH决定，与强碱滴定强酸相同，如 过量0.02ml，
0.02 0.100 5 [OH ] 5.0 10 40.02
二、磷酸的滴定
用等浓度的NaOH滴定0.1mol/LH3PO4，各级
离解常数为： H3PO4 H++H2PO4Ka1=7.5×10-3 H2PO4H++ HPO42Ka2=6.3×10-8 HPO42H++ PO43Ka3=4.4×10-13 首先H3PO4被中和，生成H2PO4-，出现第一个 突跃，然后H2PO4-继续被中和，生成HPO42- ， 出现第二个突跃，而Ka3太小，Cka3<<10-8，故 不能直接滴定。NaOH滴定H3PO4的滴定曲线见 图5-10。
0.1 过量NaOH体积 [OH ] 溶液的总体积
例如加入20.02mlNaOH，即a=1.001,
0.1 0.02 5 [OH ] 5.0 10 mol / L 40.02
pOH=4.3
pH=9.7
从这里可以看出，整个滴定过程是量变引起质变 的具体例证
在上述计算中，当a=1.000，即滴定百分数为
3．到达第一个化学计量点，即加入50.00ml碱液，此时 CH2B=0，CB2-=0, CHB->0,用两性物质公式计算：
[ H ] K 1 K 2 1.00 10 4 1.00 10 9 3.16 10 7 mol L1
pH=6.50
4．滴定进行在第一与第二化学计量点之间，此时 CH2B=0，CHB->0，CB2->0，假定加入60.00ml碱液，形 成缓冲溶液. 生成B2-的物质的量=从第一化学计量点起加入OH-的量 =（10.00×0.1000）=1.000mmol 剩余HB-的物质量 =（50.00×0.1000）-（10.00×0.1000）=4.000m mol C HB 4.000 9 9 [ H ] Ka 1 . 00 10 4 . 00 10 mol / L 2 C B 2 1.000 pH=8.40