第06章 酸碱滴定法.doc

第六章 酸碱滴定法 (12课时)课程名称分析化学年级2011.1专业、层次化学本科授课教师刘凯职称讲师课型（大、小）大学时12授课题目（章、节）第六章 酸碱滴定法基本教材及主要参考书（注明页数）基本教材：华中师大等校编：分析化学(上册)第四版第139到第203页主要参考书：1.武汉大学编：分析化学第四版第39到第153页2.彭崇慧、冯建章等编：定量分析简明教程第51到143页3.谢运芳、潘银山等编：分析化学（上册）第289到413页目的与要求：1.熟悉酸碱质子理论的主要内容2.掌握水溶液中氢离子浓度的计算方法3.了解缓冲溶液及相关属性4.掌握酸碱指示剂的变色原理及选择原则5.掌握酸碱滴定中氢离子浓度的变化特点和规律6.能根据被测物的量确定滴定的突跃范围，并由此选择相应的指示剂7.了解酸碱滴定法的一般应用教学内容与时间安排、教学方法：教学内容：6.8.4 铵盐中含氮量的测定。5.1 酸碱质子理论：6.1.1 酸碱的定义；6.1.2 酸碱反应的实质；6.1.3 共轭酸碱对Ka和Kb的关系。 6.2 水溶液中弱酸（碱）各形体的分布：6.2.1 基本概念；6.2.2 分布分数。 6.3 酸碱溶液中氢离子浓度的计算：6.3.1 一元强酸（碱）溶液；6.3.2 一元弱酸（碱）溶液；6.3.3 多元弱酸（碱）溶液；6.3.4 两性物质。6.4 缓冲溶液：6.4.1 缓冲溶液pH值的计算；6.4.2 缓冲容量与缓冲范围；6.4.3 缓冲溶液的选择和配制。6.5 酸碱指示剂：6.5.1 变色原理；6.5.2 变色范围。6.6 强碱（酸）和一元弱酸（碱）的滴定：6.6.1 强碱滴定强酸；6.6.2 强碱滴定一元弱酸；6.6.3 终点误差。6.7 多元酸碱的滴定：6.7.1 分步滴定的条件；6.7.2 滴定讨论；6.7.3 多元弱碱。6.8 酸碱滴定法的应用：6.8.1 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定；6.8.2 纯碱中Na2CO3和NaHCO3含量的测定；6.8.3 未知混合碱的分析；教学时间：教学方法：讲述法、启发式、讨论式。教学重点、难点及如何突出重点、突破难点：教学重点及难点：1 酸碱质子理论和共轭酸碱对解离常数的相互关系。2 分布分数的意义及计算。3 各种酸碱溶液氢离子浓度的计算。4 一元酸碱能否直接准确滴定的判断条件；多元酸碱能否分步滴定的判断方法。5 混合碱组成的分析突出重点，突破难点方法：通过重点讲解、强化练习突出重点通过“三化”抽象问题形象化、理论问题生活化、复杂问题简单化突破难点。教研室审阅意见：教研室主任签名： 年 月 日基本内容教学手段课堂设计和时间安排第六章 酸碱滴定法被测物与标准溶液的反应属 酸碱反应的滴定分析法61、酸碱质子理论 二、酸碱反应的实质：按传统观点，反应实质为：H+ + OH- H2O 故其涵盖面更广泛，不仅包含传统意义上的酸碱反应，也包含其他过程酸碱的解离【以HAc在水溶液中的解离为例，按传统写法：HAcH+Ac-,但不妥，因为溶液中的H+ 不能独存，需有一接受体水，故应写为：HAc+H2OH3O+Ac-】 （酸）（碱）【又如NH3的解离，按传统：NH3H2ONH4+OH-，也不妥，实际上此过程为NH接受H的过程水给出质子： （需要强调的是溶剂水，从酸碱解离过程中可看出：水既可给出质子，又可接受质子，故H2O也是一种两性物质） 】三、共轭酸碱对解离常数Ka和Kb的关系：若用HB表示酸，在水中的解离过程为：HB H+ + B-各种酸的Ka可通过查表获知，而浓度 常由已知条件给出，故意常用Ka代替Kac进行计算（以后皆如此）。显然，Ka越大，H+越大相应酸给出质子的能力越强，酸性越强。对应的共轭酸B-，其解离过程为：B- + H2O HB + OH-平衡时对应的常数用Kb表示碱的解离常数。同样，按上法处理：Ka、Kb相乘：KaKb= H+ OH- =Kw（水的离子积常数，又叫水的自递常数=1.010-14） 25C由此，可根据Ka（或Kb）算出相应共轭碱（或酸）的解离常数Kb（或Ka）如：HAcAc-：HAcKa=1.810-5，则共轭碱Ac-Kb=5.610-10 6 2、水溶液中弱酸（碱）各型体的分布一、基本概念：1、分析浓度：物质在溶液中各种型体的浓度之和总浓度，常用C表示。 2、平均浓度：当溶液中溶质的解离达平衡后各型体的浓度，常用 表示。（如：HAc H+Ac-，达平衡后，H+、Ac-的平衡浓度可分别表示为H+、Ac-） 3、物料平衡： 解离前物质的分析浓度=解离后各不同型体的平衡浓度之和，常用“MBE”表示。 如：CHAc=HAc+Ac- 又如NaH2PO4溶液：H3PO4 H2PO4-HPO42-PO43- cNaH2PO4= H3PO4+ H2PO4-+ HPO42-+ PO43- 4、电荷平衡：任何溶液，呈电中性，故溶液中正离子所带电荷总数=负离子所带电荷总数，常用“CBE”表示。 如：HAc溶液解离达平衡后，正离子有H+，负离子有OH-、Ac-，H+=OH-+Ac- 又如NaHCO3溶液：正离子有H+、Na+，负离子有：OH-、HCO3-、CO32- 则：H+ Na+= OH-+ HCO3-+2 CO32- 5、质子平衡：按质子理论，酸碱反应的实质是质子的转移酸将质子（H+）传递给碱，按质子守衡，酸失去的质子总数=碱得到的质子总数，常用“PBE”表示由质子得失的产物确定平衡关系式，其过程： 、确定能得失的质子的起始物（包括溶剂）又称“零水准物”（不能得失质子的物质除外），写出其化学式，对于盐类物质，须写成离子式； 、由起始物写出能得到或失去质子得失质子的所有产物 、按质子得失数相等写出关系式例1：NaAc溶液的PBE：NaAc为盐类，在溶液中发生解离：NaAcNa+ Ac-溶液中，能得失质子的起始物为Ac-、H2O（H+、OH-除外） 【注：只要是水溶液，得质子产物就必有H+（H3O+），失质子产物必有OH-】二、分布分数：溶液中，某型体平衡浓度与该类物质对应的分析浓度之比值，用i表示. “i”表示是何型体 如HAc溶液中，HAc对应有两种不同的型体HAc、Ac-【引入的意义：若已知各型体之值，则可由分析浓度很快算出各型体的平均浓度】 1、值的计算：以一元弱酸（HAc）为例，溶液中存在解离平衡：可见，HAc、Ac-除了与Ka有关外，还与H+有关，对同一物质，Ka为定值，则全随H+而变化；同样，对二元酸H2B（Ka1、Ka2），有三种不同的型体：H2B、HB-、B2-，对应的可推得：由此，可直接写出H3PO4溶液中各型体（H3PO4、H2PO4-、HPO42-、PO43-）的分布分数，如：【思考题：1、对于弱碱，其除此之外还有无其他计算方法？ 2、对HAc和NaAc溶液，溶液中Ac-的计算式是否相同？ 2、各型体中的相互关系：将某一物质在同一溶液中各型体的值相加，其值为1： 原理：为某型体占各型体总浓度中的百分数，将各型体所占百分数相加应为1 3、 各型体随H+变化情况：在i 计算式中，i的大小取决于二参数：Ki和H+，对一定的弱酸或弱碱而言，Ki一定，故i的大小仅随H+而变化i为H+的函数 将二型体的随H+变化用坐标图表示，则为P146图6-1所示，由图中可见： 转变中，有一点对应的HAc =Ac-，此点对应的H+可由HAc和Ac-的计算式求得：当HAc =Ac-时，有 （同一溶液，故两边的H+相同）H+=Ka=1.810-5，pH=-lgH+=-lgKa=Pka=4.74具此，可根据需要，调节pH值，以达到控制各型体多少的目的。 6 3、酸碱溶液中H+的计算（尽管无机已讨论但均未考虑水的解离，属近似计算，本节将从质子平衡出发，导出H 的精确计算式，以适应各种可能出现的情况 ）1、一元强酸（碱）溶液： 以强酸为例：设分子式为HB，初始浓度为C，溶液中能发生质子得失的物质为HB，和HO，按质子平衡：H+=OH-+B-【近似处理：在质子平衡式中，OH-属水的解离，当酸的浓度较大B-=c20OH-，可忽略OH-（忽略水的解离）（一般，当两项相加减，只要其中一项是另一项的20倍以上，可将小的忽略，由此造成的计算相对误差20OH-，可忽略水的解离：H+=再分析：若酸很弱（Ka很小），解离度很小，导致HB20B-，故有HB=C此时有：（对一元弱酸只需将上式中的H+改为OH-，Ka换成Kb即可）3、多元弱酸（碱）： 以二元弱酸为例，设二元酸为H2B，初始浓度为C，解离常数分别为Ka1、Ka2，【近似处理】：括号中的第一项来自第一步解离，第二项来自第二步解离，若：第一项第二项20倍，则可忽略第二项忽略第二步解离，将二元酸视为一元酸：H+2=Kw+Ka1H2B具体要求：若120 ，即：H+ 40 Ka2 ，而一元酸H+ =，故： 当40 Ka2时，H+ = 绝大多数多元酸皆满足此时，多元弱酸视为一元弱酸，其进一步的处理与一元弱酸类似（相应Ka应为Ka1）实质上，其他多元酸（如三元弱酸H3PO4等）均可忽略后面的解离，将其作为一元弱酸处理。【多元弱碱可类似处理，只需将各式中的H+OH-，Ka1Kb1即可】4、两性物质：既可给出H+，又可接受H+的物质其分子式用（HA）B代表，设初始浓度为C，相应酸的解离常数为Ka，碱的为Kb， 式中，OH-用H+替换，A、HB均转换为初始型体HA+、B-： 【近似处理】：考虑酸解离和碱式解离通常均较： 400，400，HA+=CHA+若为1：1型两性：CHA+=CB-=C，则B-=C B- ，故：H+= 进一步观察：、若CKa20Kw, CKb20Kw，上式可转化为： B-=C B- ，故：H+=、若CKa20Kw, CKb20Kw，则：H+=、若CKa20Kw, CKb20Kw，则： H+=最简式【例1】：计算0.10molL-1NH4Ac溶液的H+解：NH4AcNH4+Ac-NH4+作为酸：NH4+ H+ NH3，Ka=5.610-10Ac-作为碱：Ac-+H2OHAc+OH-，Kb=5.610-10检验近似处理：=1.8108400，也同样如此，故可用式，且：CKa=0.105.610-10=5.610-1120Kw（=210-13）同样：CKa20KwH+=1.010-7（molL-1） 注意：无机中推得：H+=，其本质与上述结论一致，按酸碱质子理论， H+=【例2】：计算0.10molL-2Na2HPO4溶液HP解：Na2HPO42 Na+ HPO42-，HPO42-为两性物质H+=3.010-10（molL-1）【例3】：计算0.10molL-1氨基乙酸溶液PH 解：氨基乙酸分子式：NH2CH2COOH,是-NH2和-COOH，故具两性，但教材的Ka表中列出的为氨基乙酸盐：CHCOOH，二元酸，二级解离为： CH2COOH + H+（Ka1=4.510-3）+ H+（Ka2=2.510-10）作为酸： + H+，Ka=Ka2=2.510-3，400，CKa=2.510-1020Kw作为碱：+H2O+OH-，Kb= =2.210-12，400， CKb =2.210-1320Kw2.010-13H+=1.110-6（molL-1） pH=5.96若两性物质非1：1，而是1：2、1：3等，则根据情况确定CHA+ 、CB-【例4】：计算0.10molL-1（NH4）2CO3溶液PH解：（NH4）2CO32 NH4+ CO32-，CNH4+=2Co=0.20molL-1，=0.10molL-1作为酸：NH4+ NH3+ H+，Ka=5.610-10，400， CNH4+Ka20Kw作为碱：CO32-+H2O HCO3-+OH-，Kb= = =1.810-4，400，Ka20KwH+=2.510-10PH=9.60 作业：P198-200第1、2、3、4、18题 6 4、缓冲溶液对酸碱度的变化具有一定的抑制作用（缓冲作用）的溶液 特点：加入一定量的酸或碱，溶液PH值无多大变化 其组成按传统的电离理论有两种不同类型 弱酸弱碱盐：HAcNaAc，适用于酸性溶液（PH6） 弱碱弱酸盐：NH3NH4Cl，适用于碱性溶液（PH6）但按质子理论观点，上述组成均为一种：共轭酸碱对构成，可示为：HBB-，如：HAcAc-，NH4+NH3，通常用于控制溶液酸度，缓冲作用要求不高，溶液PH值的计算不必过于精确，曰“一般缓冲溶液”此外某些两性物质（如KHP、酒石酸氢钾等）也可构成缓冲溶液用于标准测量仪器，缓冲作用要求较高，溶液的PH值计算也很准确，曰“标准缓冲溶液”一、缓冲溶液PH值的计算1、一般缓冲溶液：由共轭酸碱对组成：HBB-其PH值可由物料平衡和电荷平衡推得（过程略）对NH3NH4Cl体系，则为Ka（NH4+） pH=Pka+lg （式中的Ka为相应酸的解离常数）若共轭酸碱的初始浓度均较大：CB-20H+和OH-，CHB也如此，上式可简化为：pH=Pka+lg （绝大多数情况皆满足）2、标准缓冲溶液：对pH的准确度要求较高，故计算时需要用活度代替浓度 如：设初始浓度较大（以后皆如此），则 pH=Pka+lg 而ai=iCi，其中i为相应离子的活度系数（浓度校正系数），其计算式为：lgi =0.05Zi2（0.30I）此式称“戴维斯经验公式”，式中Zi为i离子所带电荷数，如Fe3+:ZFe3+=3（注：中性分子不带电荷Zi=0，相应的i =1，故ai=ci，如HB:aHB=cHB）式中的I称为离子浓度，其大小与溶液中各离子浓度和所带电荷有关：I=CiZi2其物理意义：反映了溶液中离子之间相互作用的大小，显然，Ci越大，相互作用越大，I也越大，一般：lgi0，则0i1，故aiCi【当浓度极稀时：ci0，相应I0，lgi0，i1，aici，可用浓度代替活度】二、缓冲容量与缓冲范围：1、缓冲容量：用以表现缓冲溶液缓冲能力大小的物理量，常用“”表示：在数值上：= =- 式中db加入缓冲溶液强碱的微小变量强酸加入后， da加入强酸，使溶液中强酸有一微小变量溶液PH，为保证为正值，相应比值前加“-”号dpH加入了强碱或强酸后溶液pH值的微小变量【故又可理解为：让溶液的pH值改变一个单位所需加入的强酸或强碱的量（mol）】显然：越大让溶液pH值改变一个单位所需加入的酸或碱的量越大溶液的缓冲能力越大越小让溶液pH值改变一个单位所需加入的酸或碱的量越小溶液的缓冲能力越小的大小可直接反映溶液的缓冲能力的大小2、影响的因素：主要有二：、缓冲溶液中共轭酸碱浓度：一般，浓度越大（CB-、CHB越大），越大、共轭酸碱的浓度比（）：浓度比不同，也不同，当=1时，最大，而当其中一量超出另一量10倍时（即：0.1比值或10时），很小，溶液几无缓冲能力，故要使溶液具缓冲能力，则必须0.1103、缓冲范围：缓冲溶液的有效范围，通常用pH值表示，其确定过程如下： 对一般缓冲溶液：组成为HBB-，pH=Pka+lg 当0.110时，取对数：-1lg 1 同加pKa： pKa-1pKa+lg PKa+1 即：PKa-1PHPKa+1 即以为中心，上下不超过一个pH单位的范围，配置溶液时，不应超出此范围 相应缓冲溶液的有效范围可简写为：pH=pka1 当=1时，lg =0，此时溶液的pH=pKa，处于范围的中点，此时达最大值三、缓冲溶液的选择和配制（略讲）： 为使配得的溶液最大，应使溶液的pH=pKa 不同的物质的Ka不同，相应的PH值也不同，适用范围也异，故需根据具体情况选择用何物质组成缓冲溶液，常用的缓冲液体系可见P118表52 6 5、酸碱指示剂通过在不同PH条件下颜色不同而指示 溶液酸碱性的变化的物质一、变色原理： 指示剂大多为有机类酸碱（酸碱性一般较弱），在溶液中存在两种不同型体：酸式结构（HIn）和碱式结构(In-)，二者颜色不同，且在不同酸度下可互相转化。 转化机理：将某一结构的指示剂放入水中，则存在着解离： HIn H+In- 显然：加酸：平衡右移，溶液呈酸式色（色1） 加碱：平衡左移，溶液呈碱式色（色2）故此类物质在不同酸度下可实现颜色的转化以指示溶液的酸碱度二、变色范围：当指示剂在溶液中的解离达平衡时，有： Ka= ，变形： = 显然，溶液的颜色由HIn、In-的相对多少决定，反映到比值关系上，一般：当In-10HIn 10时，人眼看到的将会是碱式色（色2）当HIn10 In- 0.1时，人眼看到的将会是酸式色（色1）当比值介与二者之间时（0.110），溶液颜色介于色1色色2之间，此范围即为变色范围，反映到pH的变化上：将前关系变形：lg=lgKalgH+lgH+=lgKa+ lg 即：pH=pka+ lg按变色范围：0.110，取对数：-1lg1 同加pKa： pKa-1pKa+ lgPKa+1 即：pKa-1pHpKa+1 即以为中心，上下不超过一个pH单位的范围，配置溶液时，不应超出此范围相应缓冲溶液的有效范围可简写为：pH=pka1 不同的指示剂，Ka不同，变色范围各异： 如甲基橙：Ka=4.0104 ，pH=3.41，即：2.2 4.4 （红）橙（蓝）酚酞：Ka=7.91010 ，pH=9.11，即：8.1 10.1 （无）微红（红）【注】：以上讨论，甲基橙应为2.24.4，但实际上却是3.14.4，原因：人眼对红色较敏感，其酸式结构为红色（HIn），碱式结构为黄色（In-），当HIn2In-以上时，即看到的溶液全是红色而非橙色，即：比值为0.510，0.30lg1 pKa-0.30pKa+ lgpKa+1，3.4-1pH3.4+13.1pH4.4（其他也有类似情况，pH=pka1仅为大致范围，详情可查见P172表63）【酸碱滴定是通过指示剂颜色变化确定终点显然，变色范围越小，滴定终点（ep）越易与计量点相近，结果越准确。对此，根据人对各种颜色的敏感情况，在指示剂中加入另一种有机物（惰性染料），利用颜色互补原理使颜色变化更敏锐，从而缩小变色范围，提高准确性这样的指示剂叫“混合指示剂”。 变色点：pKa=pH最小变色范围：pH= pKa 0.200.4】【作业：P200第19、22题】6 6、强酸（碱）和一元弱酸（碱）的滴定考察滴定过程中 H+（pH）的变化一、强碱滴定强酸：以NaOH滴定HCl为例：反应：HCl+NaOH=NaCl+H2O写成离子式：H+OH- H2O平衡常数：Kt=1.01014【考察滴定过程中溶液PH值的变化】：【综上所述】：从开始到19.98mlNaOH，pH变化缓慢（PH=4.30-1.00=3.30） 但从19.98ml20.02ml（NaOH的量由不足0.1%过量0.1%，实际用量仅0.04ml约1滴），pH却由4.309.70（pH=5.40），溶液也由酸性碱性，此阶段的剧烈变化过程曰“PH跃突”（或“滴定突跃”），对应的范围（4.309.70）曰“突跃范围”。滴定突跃：化学计量点前后相差0.1%对应溶液PH的变化，相应的范围称“突跃范围”，常用pH突跃表示【若用强酸滴定强碱，滴定曲线与之类似，但变化相反（随强酸的加入，pH）】【讨论终点间】：前叙在溶液分析中的终点误差应0.2%，若滴定终点pH位于突跃范围内，则相应误差不超过.01%，为此，可选择变色范围处于突跃范围内的指示剂。（以上例，突跃范围为4.309.70，据此可选择甲基红、溴百里酚兰、中性红、酚酞等见P122）显然，pH越大，指示剂越易选择，反之则不易【影响pH突跃的因素】：对强酸强碱滴定，仅取决于浓度：浓度越大，pH突跃越大如：1.000 molL-1NaOH滴定1.000 molL-1HCl，滴定曲线见图曲线1：pH突跃=3.3010.70可增溴甲酚绿、百里酚酞1.000 molL-1NaOH滴定0.01000 molL-1HCl，滴定曲线见图曲线1：pH突跃=5.308.70 溴百里酚 兰、中性红1.000 molL-1NaOH滴定0.001000 molL-1HCl，滴定曲线见图曲线1：pH突跃=6.307.70 溴百里酚兰 二、强碱滴定一元弱酸：以NaOH滴定HAc为例： 反应式：HAc+NaOHNaAc+H2O 写成离子式： HAc +OH- H2O + Ac-平衡常数：Kt= =1.8109初始：CNaOH=CHAc=1.000 molL-1 ， VHAc=20.00ml【考察滴定曲线（pH随所加NaOH变化曲线）】：、滴定前：为一元弱酸，CKa20Kw, 400H+=1.310-3，pH=2.89 当VNaOH加入量比计量点少0.1%时：VNaOH=1.98ml，此时：nNaAc=nNaOH=1.99810-3mol CAc-= =，而nHAc = nHAc（初）- nNaOH =（2.000-1.998）10-3 mol CHAc = （molL-1） pH=4.74+lg =7.74、计量点：全部HAcNaAc，溶液pH按一元弱碱处理nNaAc=nHAc（初）=2.00010-3（mol）CNaAc=0.05000（molL-1）Kb=5.610-10CAc-Kb20Kw， 400OH-=5.310-6（molL-1）由此可算得：pH=8.72、计量点后：NaOH过量，溶液呈碱性，将抑制Ac-的解离：H2O+Ac-HAc + OH-，溶液的碱性及PH主要由过量的NaOH决定，溶液的PH变化趋缓（de段）。 当NaOH超过计量点0.1%时，V总=V计+V计0.1%=20.02ml OH-=CNaOH（过量）=5.010-5，PH=9.70可见：PH突跃 =7.74-9.70=1.96较相同浓度的强酸小的多原因：反应的完全程度小的多，一般而言，计量点时反应越完全（越不可逆），PH突跃越大指示剂：选变色范围处于7.749.70范围内的指示剂，有酚酞（8.09.6）【影响pH突跃的因素】：有二： .浓度：酸碱浓度越大，pH突跃越大（同一元强酸和强碱的滴定）.Ka：Ka越大（酸性越强，逆过程越小，反应越完全），pH突跃越大，反之越小如：假定浓度与前相同，仅Ka不同： 当Ka=1.810-4时，pH突跃=6.749.70 若Ka再小，pH突跃更小，一般而言：要求 pH突跃0.40当CKa10-8时，pH突跃之小 Ka=1.810-6时，pH突跃=8.749.70 已小于任何指示剂的变色范围即在0.1%滴定 误差内，找不出相应的指示剂，故直接准确滴定一元弱酸的条件是： 被测物的初始量按计量点 CspKa10-8体积换算的浓度 三、终点误差：滴定终点和化学计量点不一致造成的误差，用Et表示。不同的酸碱滴定，Et计算也不同。设滴定时被测溶液中被测物的量为n测，滴定至终点（非计量点）所消耗的滴定剂的量为n滴Et=100%=100%=100%1、强碱滴定强酸： 对碱滴定强酸：滴定剂碱，被测物酸，Et=100%按物料平衡和电荷平衡：可推得：Et=100%若碱过量，溶液呈碱性，必定有OH-epH+ep，Et0，正偏差；若量不足，类推之2、强酸滴定强碱：同样可得：Et=100%3、强碱滴定一元弱酸：Et=（ 酸，ep ）100%被滴定的弱酸分子型体在终点条件下的分布分数：= 4、强酸滴定一元弱碱：Et=（ 碱，ep ）100% = 或: = 【习题:P201第28题】6 7、多元酸碱的滴定多元弱酸在溶液中分多步解离，原则上，有几步解离，则有几个计量点和几个相应的突跃范围：以H3PO4为例：H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43-（三步解离）一、分步滴定的条件（判据）：共有两条1. 各相邻型体的酸性强弱应相差较大：以保证前一型体未反应完之前，后一型体基本不反应，否则由达到终点所消耗的NaOH计算前一被测型体之量时误差很大2. 每步滴定的突跃范围应较明显：以保证可以选用相应的指示剂指示终点（以上条件需同时满足）二、多元弱酸的滴定讨论： 以NaOH滴定H3PO4为例：设CH3PO4=CNaOH=0.10 molL-1 【P136例出了二元酸滴定时可能出现的各种情况及相应的处理方式，说明如下】：三、多元弱碱：与多元弱酸类似，其分布滴定条件为：10-5，10-8，以HCl滴定Na2CO3为例：CO32-为二元碱，分两步解离： CO32-+H2OHCO3-+OH-，Kb1 =1.810-4 HCO3-+H2O H2CO3+OH-，Kb2 =2.310-8设计CNa2CO3=CHCl=0.10 molL-1，则+ 【第二步计量点】 ：其产物为H2CO3，故为CO2，C H2CO3=0.