第7章酸碱平衡和酸碱滴定 ppt课件

第七章酸碱平衡与酸碱滴定Acid BaseEquilibriumAndAcid BaseTitration 1 明确近代酸碱理论的基本概念 掌握共轭酸碱对及其Ka与Kb的关系 2 掌握各种平衡的计算原理与方法 掌握各类酸碱溶液中pH值计算的最简式 了解各类酸碱溶液中pH值计算的精确式 3 掌握缓冲溶液的配制与原则 4 掌握酸碱滴定的基本原理与实际应用 5 了解指示剂的变色原理和常用指示剂的变色范围 掌握指示剂的选择原则 学习要求 目录7 1酸碱质子理论7 2影响酸碱平衡的因素7 3酸碱平衡体系中各组分浓度的计算7 4缓冲溶液7 5酸碱指示剂7 6酸碱滴定法 第一节电解质溶液 活度 activity 是指有效浓度 即单位体积电解质溶液中表现出来的表观离子有效浓度 即扣除了离子间相互作用的浓度 以a表示 a c 活度系数 稀溶液中 1 极稀溶液中 接近1 活度与活度系数 1923年 Debye及H ckel提出离子氛 ionicatmosphere 概念 观点 强电解质在溶液中是完全电离的 但是由于离子间的相互作用 每一个离子都受到相反电荷离子的束缚 这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由 其表现是 溶液导电能力下降 电离度下降 依数性异常 ci 溶液中第i种离子的浓度 Zi 第i种离子的电荷离子强度 表示了离子在溶液中产生的电场强度的大小 离子强度越大 正负离子间作用力越大 离子强度 离子强度越大 离子间相互作用越显著 活度系数越小 离子强度越小 活度系数约为1 稀溶液接近理想溶液 活度近似等于浓度 活度系数 Z1 Z2分别表示离子电荷 为溶液离子强度 一 酸碱的定义 电离理论电子理论质子理论 第二节酸碱质子理论 酸碱共轭关系 1 酸碱可以是中性分子 阴离子或阳离子 2 酸碱的含义具有相对性 同一物质在不同的共轭酸碱对中 可表现出不同的酸碱性 H 的共轭碱是什么 H2O是酸还是碱 二 质子酸碱反应 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 共轭酸碱对 氨在水中的离解 共轭酸碱对 酸碱反应的实质 质子的转移 或得失 酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用 向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行 1 水的离子积常数作为溶剂的纯水 其分子与分子之间也有质子的传递 H2O H2OH3O OH 反应平衡常数称为水的质子自递常数 以表示可简单表示为 也称为水的离子积常数 在室温 22 25 时纯水中的c H3O c OH 1 0 10 7mol L 1则 1 0 10 14 p 14 00 三 酸碱的相对强弱 2 弱酸 碱 的解离平衡HAc H2OH3O Ac NH4 H2OH3O NH3HS H2OH3O S2 称为酸的解离常数 越大 酸的强度越大 由 可知酸的强弱顺序为 HAc NH4 HS Ac H2OOH HAcNH3 H2OOH NH4 称为碱的解离常数 越大 碱的强度越大 一种酸的酸性越强 其值越大 则其相应的共轭碱的碱性越弱 其值越小 共轭酸碱对HAc Ac 多元弱酸 弱碱在水溶液中是逐级解离的 H3PO4 H2OH3O H2PO4 H2PO4 H2OH3O HPO42 HPO42 H2OH3O PO43 三种酸的强度为 H3PO4 H2PO4 HPO42 磷酸各级共轭碱的解离常数分别为 PO43 H2OOH HPO42 HPO42 H2OOH H2PO4 H2PO4 H2OOH H3PO4可知碱的强度为 PO43 HPO42 H2PO4 第三节影响酸碱平衡的因素 一 浓度的影响 解离度 平衡时弱电解质的解离百分率 HA H A 初始浓度c00平衡浓度c c c c Ka c c 2 c 1 c 或简写为 Ka c 2 c 1 当 c c Ki 500时 1 1Ki c 2 稀释定律 特别讨论 表明在一定温度下 弱电解质的解离度与其浓度的平方根成反比 溶液越稀 解离度越大 由于解离度 随浓度而改变 所以一般不用 而用Ki来表示酸碱的强度 稀释定律 注意 弱酸 碱 经稀释后 虽然解离度增大 但溶液中的c H 或c OH 不是升高了 而是降低了 这是由于稀释时 增大的倍数总是小于溶液稀释的倍数 二 同离子效应和盐效应 同离子效应 在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质 导致弱电解质的解离度降低的现象 例如在HAc溶液中加入强酸或NaAc 溶液中H3O 或Ac 离子浓度大大增加 使下列平衡HAc H2OH3O Ac 向左移动 反应逆向进行 从而降低了HAc解离度 盐效应 如果加入不同离子 如往HAc中加入NaCl 平衡向右移动 使弱酸 弱碱的解离度增大 原因 增加体系的离子强度 使离子氛的作用更为明显 重新结合成弱电解质分子的概率减少 二者共存时 常常忽略盐效应 只考虑同离子效应 可以控制弱酸溶液中的酸根离子浓度 如H2S H2C2O4H3PO4等溶液中的S2 C2O42 和PO43 等浓度 H2S是二元弱酸 分步解离平衡如下 1 H2S H2OH3O HS HS H2OH3O S2 方程式 1 2 得 H2S 2H2O2H3O S2 平衡常数为 同离子效应的应用 计算 1 饱和H2S溶液中 S2 的浓度 2 在0 10mol L 1的HCl中通H2S至饱和 溶液中S2 的浓度 第四节酸碱平衡体系中各组分浓度的计算 一 分析浓度和平衡浓度 分析浓度 溶液体系达平衡后 各组分型体的平衡浓度之和平衡浓度 溶液体系达平衡后 某一型体的浓度 二 水溶液中酸碱的分布系数 某种型体平衡浓度 分析浓度 1 一元弱酸 Monobasicacid 由图可知 在pH pKa时 以c Ac 为主 在pH pKa时 以c HAc 为主 在 HA A 0 5时 c HA c A pH pKa HAc的型体分布图 例 计算pH 5 00时 HAc溶液 0 1000mol L 中HAc和Ac 的分布系数及平衡浓度 解 2 二元酸 H2C2O4HC2O4 H HC2O4 C2O42 H 二元酸的型体分布图 i H2A HA A 6 7 3 4 5 1 2 pKa1 pKa2 3 多元酸 H3PO4H2PO4 H H2PO4 HPO42 H HPO42 PO43 H 讨论 pH pKa1 H3PO4为主pKa1 pH pKa2 H2PO4 为主 宽 pH pKa2 c H2PO4 c HPO42 pKa2 pH pKa3 HPO42 为主 宽 pH pKa3 c HPO42 c PO43 pH pKa3 PO43 为主 结论 1 分析浓度和平衡浓度是相互联系却又完全不同的概念 两者通过 联系起来2 对于任何酸碱性物质 满足 1 2 3 n 13 取决于Ka Kb及c H 的大小 与C无关4 大小能定量说明某型体在溶液中的分布 由 可求某型体的平衡浓度 三 酸碱溶液pH的计算 重点 一 质子平衡方程 质子条件PBE 根据酸碱反应中 碱所得的质子的量等于酸失去质子的量写出的质子平衡方程式 选大量存在并参与质子转移的物质为基准物质 零水准 找出其得失质子的产物 将其得失质子数作为各自平衡浓度的系数 并将得失质子各产物平衡浓度分别求和再建立等式 该关系式可理解为 平衡时相对于零水准物质得质子的总浓度与失质子的总浓度相等 关于PBE 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 例7 5 HA的质子条件式零水准 HA H2Oc H c A c OH 例7 6 Na2HPO4的质子条件式零水准 HPO42 H2Oc H2PO4 2c H3PO4 c H c PO43 c OH 例7 7 NH4H2PO4的质子条件式零水准 NH4 H2PO4 H2Oc H3PO4 c H c NH3 c HPO42 2c PO43 c OH 例7 8 HCl Na2HPO4的质子条件式零水准 HCl HPO42 H2Oc H2PO4 2c H3PO4 c H c Cl c PO43 c OH 必须注意 在质子条件式中 不能出现作为参考水准的物质 1 一元弱酸 碱 一元弱酸HA的PBE为 c H c A c OH 由平衡常数式可得 代入PBE中得 二 酸碱溶液pH的计算 当时 可忽略 即水解离所产生的H 是可以忽略的 因此 7 6 代入 7 6 式 可得 7 7 整理成 7 8 这是计算一元弱酸水溶液酸度的近似式 当 且时 可认为c H 与相比可忽略 由 7 7 式可得最简式 7 9 当 但时 则水的解离不可忽略 但c H 可忽略 得 7 10 例7 9计算0 10mol L 1CHCl2COOH 二氯代乙酸 溶液的pH值 解 已知 0 10mol L 1 5 0 10 2 但 用近似式 7 7 求算 pH 1 30 如果采用最简式计算 则 c H 7 1 10 2mol L 1 pH 1 15 一元弱碱溶液近似式为 7 11 最简式为 7 12 例7 10计算0 10mol L 1NaAc溶液的pH值 解 Ac 是HAc的共轭碱 由HAc的 1 8 10 5可得Ac 的 由于 且 故可采用最简式计算pOH 5 12pH 14 00 5 12 8 88 一般说来 如果 101 6 溶液中的H3O 主要由第一级解离生成 忽略其他各级解离 因此可按一元弱酸处理 多元弱碱也可以同样处理 2 多元弱酸 碱 溶液 例7 11计算0 10mol L 1Na2CO3溶液的pH值 解 Na2CO3溶液是二元碱 CO32 的 1 8 10 4 由于 且 故可采用最简式计算pOH 2 38 pH 14 00 2 35 11 62 酸式盐以NaHA为例 H2A的解离常数为和 在水溶液中存在下列平衡 HA H2O H2A OH HA H2O H3O A2 H2O H2O H3O OH 其PBE为 c H3O c H2A c A2 c OH 根据有关平衡常数式 可得 3 两性物质溶液 经整理得 一般可认为c HA c 得 7 13 若 则可忽略 近似公式 7 14 又当 则 c c 得最简式 7 15 计算NaH2PO4和Na2HPO4溶液中H 浓度的最简式如下 NaH2PO4溶液 Na2HPO4溶液 例7 12计算0 10mol L 1NaHCO3溶液的pH值 解 H2CO3的 4 2 10 7 5 6 10 11 可用最简式计算 pH 8 31 弱酸弱碱盐溶液以0 10mol L 1NH4Ac为例 Ac 作为碱 其共轭酸 HAc 的作为 NH4 作为酸 其解离常数 NH4 作为 由于用最简式计算 因此 弱酸弱碱盐溶液H 浓度的最简式 7 16 在一定温度下 时 溶液呈中性 时 溶液呈酸性 时 溶液呈碱性 缓冲溶液是分析化学实验或其他化学实验中经常使用的重要试液之一 通常所指的缓冲溶液是一种能够抵抗加入少量强酸或强碱或稀释而能保持溶液pH值基本不变的溶液 一般由弱酸 碱 及其共轭碱 酸 所组成 能控制氢离子浓度 第五节缓冲溶液 血液中存在着许多缓冲剂 如H2CO3 HCO3 H2PO4 HPO42 蛋白质 血红蛋白和含氧血红蛋白等 这些缓冲体系可使血液的pH稳定在7 40左右 土壤中一般含有H2CO3 HCO3 腐殖酸及其共轭碱组成的缓冲体系 因此 土壤溶液是很好的缓冲溶液 大多数植物在pH 3 5和pH 9的土壤中都不能生长 不同的植物所需要的pH值也不同 如水稻生长适宜的pH为6 7 缓冲溶液是由一种酸和它的共轭碱组成的混合体系 HB H2OH3O B 大量少大量抗酸作用 当加入少量强酸时 H3O 浓度增加 平衡向左移动 B 浓度略有减少 HB浓度略有增加 H3O 浓度基本未变 即溶液pH值基本保持不变 抗碱作用 当加入少量碱时 OH 浓度增加 H3O 浓度略有减少 平衡向右移动 HB和H2O作用产生H3O 以补充其减少的H3O 而H3O 浓度几乎未变 pH基本保持不变 7 5 1缓冲作用原理 缓冲体系应具备的条件 1 具有既能抗碱 弱酸 又能抗酸 共轭碱 的组分 2 弱酸及其共轭碱保证足够大的浓度和适当的浓度比 常见缓冲体系 HAc Ac HPO42 NH4 NH3和HCO3 CO32 等 以弱酸HB及其共轭碱NaB组成的缓冲溶液为例 设其浓度分别为ca和cb HB H2OH3O B 7 17 可写成下面的形式 7 18 弱碱与其共轭酸组成缓冲溶液 则 7 19 7 5 2缓冲溶液pH值的计算 例7 16 有50mL含有0 10mol L 1HAc和0 10mol L 1NaAc的缓冲溶液 1 缓冲溶液的pH值为 2 加入1 0mol L 1的HCl0 10mL后 所解离出的H 与Ac 结合生成HAc分子 溶液中的Ac 浓度降低 HAc浓度升高 此时体系中 从计算结果可知 加入少量盐酸后 溶液的pH值基本不变 1 缓冲容量 buffercapacity 是指缓冲溶液抵御外来强酸强碱的能力 它以缓冲指数 的大小来衡量 缓冲容量的大小取决于缓冲体系共轭酸碱对的浓度及其浓度比值 当缓冲组分浓度的比值为1 1时 缓冲容量最大 当浓度比为1 1时 总浓度越大 缓冲能力越大 7 5 3缓冲能力 缓冲范围 在实际配制一定pH缓冲溶液时 则要选用p 或p 等于或接近于该pH值 或pOH值 的共轭酸碱对 常用的缓冲溶液各组分的浓度在0 1 1 0mol L 1之间 共轭酸碱对比值在1 10 10之间 2 缓冲范围 表7 3pH标准缓冲溶液 标准缓冲溶液的pH值由精确实验来确定 是以溶液中的H 活度计算得到 即需在普通缓冲溶液的计算基础上校正离子强度的影响 7 5 4重要缓冲溶液 第六节酸碱指示剂 酸碱指示剂的变色原理酸碱指示剂的变色范围影响酸碱指示剂变色范围的因素关于混合指示剂 一 酸碱指示剂的变色原理 1 指示剂的特点a 弱的有机酸碱b 酸式体和碱式体结构和颜色明显不同c 溶液pH变化 指示剂结构改变 指示终点变化 酸式体碱式体或碱式体酸式体 2 酸碱指示剂 作用原理 酸碱指示剂一般都是弱的有机酸或有机碱 例如 酚酞指示剂在水溶液中是一种无色的二元酸 有以下平衡存在 在不同的酸度条件下具有不同的结构及颜色 当溶液酸度改变时 使得酸碱指示剂从一种结构变为另一种结构 从而使溶液的颜色发生相应的改变 甲基橙MethylOrange MO 甲基橙的x pH图 MOMRPP 3 14 4 4 46 2 8 09 6 4 0pT 5 0pT pKa 9 0 常用单一酸碱指示剂 要记住 百里酚酞 无色9 4 10 0 浅蓝 10 6蓝 若以HIn表示一种弱酸型指示剂 In 为其共轭碱HInH In 在一定条件下为一常数 就只取决于溶液中的大小 所以酸碱指示剂能指示溶液酸度 酸碱指示剂的理论变色点时 即 为指示剂的解离常数 也称为指示剂常数 将前式改写为 1 10 10酸色略带碱色中间色略带酸色碱色酸碱指示剂的理论变色范围 或 变色范围和影响因素 不同指示剂的Ka值不同 也就可在不同酸度下指示滴定的终点 表7 1一些常见酸碱指示剂的变色范围 常用酸碱指示剂 许多酸碱指示剂的变色范围不是 这是因为实际的变色范围是依靠人眼的观察得到的 酸碱指示剂变色范围的影响因素 例 pKa理论范围实际范围甲基橙3 42 4 4 43 1 4 4甲基红5 14 1 6 14 4 6 2酚酞9 18 1 10 18 0 9 6百里酚酞10 09 0 11 09 4 10 6 1 指示剂的用量尽量少加 否则终点不敏锐 指示剂本身为弱酸碱 多加增大滴定误差 例 50 100mL溶液中加入酚酞2 3滴 pH 9变色15 20滴 pH 8变色 2 温度的影响T Kin 变色范围 注意 如加热 须冷却后滴定例 甲基橙18 3 1 4 4100 2 5 3 7灵敏度 3 溶剂的影响极性 介电常数 Kin 变色范围4 滴定次序无色 有色 浅色 深色例 酸滴定碱 选甲基橙碱滴定酸 酚酞 将两种有色物质混合使用 利用颜色互补的原理使变色敏锐 变色范围变窄 一类是由两种或两种以上的酸碱指示剂按一定的比例混合而成 酸色碱色溴甲酚绿 pH 4 9 黄色蓝色甲基红 pH 5 2 红色黄色混合后 橙红色绿色甲酚红 pH7 2 8 8 黄 紫 和百里酚蓝 pH8 0 9 6 黄 蓝 按1 3混合 其变色范围为pH8 2 8 4 粉红 紫 混合指示剂 另一类是由一种酸碱指示剂与一种惰性染料按一定的比例配成 如甲基橙 pH3 1 4 4 红 黄 与靛蓝磺酸钠 蓝色 混合 变色范围不变 仍是pH3 l 4 4 紫 绿 变色更敏锐 可作灯光下滴定 表7 2几种常见的混合指示剂 酸 碱或者通过一定的化学反应能转化为酸 碱的物质 都有可能采用酸碱滴定法测定它们的含量 HAc OH Ac H2O滴定反应的平衡常数称为滴定反应常数 以表示可见 酸碱滴定反应能否进行完全 主要取决于被滴定的酸或碱的解离常数或的大小 第七节酸碱滴定法 1 强碱滴定强酸或强酸滴定强碱以0 1000mol L 1NaOH溶液滴定20 00ml同浓度的HCl 滴定前c H 0 1000mol L 1 所以pH 1 00 滴定开始至化学计量点前当NaOH加入19 98mL时 7 7 l酸碱滴定曲线 pH 4 30 计量点形成NaCl和H2O c H 1 0 10 7 pHsp 7 00 计量点后溶液的酸度主要取决于过量NaOH的浓度 当加入NaOH20 02mL 即过量0 02mL的NaOH溶液 表7 4c NaOH 0 1000mol L 1NaOH溶液滴定20 00ml同浓度HCl溶液 A B 突跃范围 A点 只剩0 02mlHCl溶液 而B点滴定剂仅过量0 02ml 两点间NaOH溶液加入量只相差0 04ml 溶液的pH值却从4 30突然上升至9 70 增加了5 40个pH单位 曲线呈现出几乎垂直的段 这一现象称为酸碱滴定突跃 这一区间 即化学计量点前后 0 1 范围内pH值的急剧变化就称为滴定突跃区间 图7 4NaOH滴定HCl的滴定曲线 滴定突跃pH 4 30 9 70 变色范围处于滴定突跃范围内的指示剂 如溴百里酚蓝 苯酚红等 一些能在滴定突跃范围内变色的指示剂 如甲基橙 酚酞等也能使用 因此酸碱滴定中所选择的指示剂一般应使其变色范围处于或部分处于滴定突跃范围之内 指示剂的选择 另外 还应考虑所选择指示剂在滴定体系中的变色是否易于判断 例如 甲基橙用于碱滴酸滴定时 颜色变化是由红到黄 由于人眼对红色中略带黄色不易察觉 因而一般甲基橙不用于碱滴酸 常用于酸滴碱 指示剂的选择 图7 5不同浓度的NaOH滴定不同浓度HCl的滴定曲线 由图可见 滴定体系的浓度愈小 滴定突跃就愈小 影响滴定突跃的因素 浓度增大10倍 突跃增加2个pH单位 滴定突跃的大小还与酸 碱本身的强弱有关 0 1000mol L 1NaOH溶液滴定20 00mL同浓度HAc 滴定前由于被滴定物质为一元弱酸 因此pH 2 88 2 强碱滴定一元弱酸 滴定开始至化学计量点前形成了HAc Ac 缓冲体系 所以当加入NaOH溶液19 98mL时 化学计量点由于终点体系为Ac H2O 因而 化学计量点后酸度主要由过量碱的浓度所决定 相关数据与强碱滴定强酸相同 例如 当过量0 02mLNaOH溶液时 pH 9 70 滴定突跃明显小多了 7 75 9 70 被滴定的酸愈弱 滴定突跃就愈小 有些甚至没有明显的突跃 化学计量点前曲线的转折不如前一种类型的明显 这原因主要是缓冲体系的形成 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 9 6 滴定由无色 粉红色 也可选择百里酚蓝 pH NaOH滴定HAc 浓度不同 1mol L 1 0 1mol L 1 0 01mol L 1 6 4 2 8 10 12 HAc HCl 10 709 708 707 76 突跃范围 050100150T 浓度增大10倍 突跃增加1个pH单位 图7 6NaOH滴定不同弱酸的滴定曲线 准确滴定的判据眼睛来判断终点 一般也会有约0 2 0 3个pH值单位的不确定性 根据终点误差公式 若要使终点误差 0 2 要求 或 10 8 强酸滴定弱碱 HCl 0 1000mol L 1 NH3 H2O 0 1000mol L 1 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 H3O A HA H2O 反应完全程度不高 多元酸及混酸的滴定首先要有以下预测 根据 10 8判断各个质子能否被准确滴定 2 根据 104判断能否实现分步滴定 欲使滴定误差在0 1 则需 106 3 由终点pH值选择合适的指示剂 3 多元酸 混酸以及多元碱的滴定 以0 1000mol L 1NaOH溶液滴定同浓度的H3PO4溶液为例 H3PO4在水中分三级解离 H3PO4H H2PO4 2 12H2PO4 H HPO42 7 21HPO42 H PO43 12 32显然 10 8 所以直接滴定H3PO4只能进行到HPO42 其次 104 104 可以分步滴定 有两个较为明显的滴定突跃 第一化学计量点形成NaH2PO4 所以这时 H2PO4 0 994 HPO42 H3PO4 0 003 显然两步反应有所交叉 可选择甲基红为指示剂 图7 7NaOH滴定H3PO4的滴定曲线 第二化学计量点产生Na2HPO4 HPO42 0 995 反应也有所交叉 选择酚酞 变色点pH 9 为指示剂 但最好用百里酚酞指示剂 变色点pH 10 图7 7NaOH滴定H3PO4的滴定曲线 用0 1000mol L 1的HCl滴定同浓度Na2CO3 由Na2CO3的 可知 均满足准确滴定的要求 且 基本上能实现分步滴定 第一个滴定突跃不太理想 第二个滴定突跃较为明显 第一计量点时形成NaHCO3 因此选酚酞为指示剂 4 多元碱的滴定 若用甲酚红和百里酚蓝混合指示会使终点变色更明显 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 第二计量点时 形成H2CO3饱和溶液 0 040mol L 1 作一元酸处理 求得 甲基橙为指示剂 图7 8HCl滴定Na2CO3的滴定曲线 7 7 2酸碱标准溶液配制与标定1 盐酸标准溶液 HCl标准溶液应配成近似于所需浓度 然后进行标定 常用的基准物质有 无水碳酸钠和硼砂 采用无水碳酸钠时 用甲基橙作指示剂标定的反应为 Na2CO3 2HCl 2NaCl CO2 H2O主要缺点是其摩尔质量 106 0g mol 1 较小 称量误差较大 采用硼砂 Na2B4O7 10H2O 时 B4O72 5H2O 2H3BO3 2H2BO3 优点 摩尔质量大 381 4g mol 1 称量误差小 且稳定 易制得纯品 缺点 易风化失去部分结晶水 需保存在相对湿度为60 糖和食盐的饱和溶液 的恒湿器中 滴定反应为 B4O72 2H 5H2O 4H3BO3在化学计量点时 H3BO3浓度为0 10mol L 1 溶液pH可由下式计算得到 pH 5 1 可选甲基红作指示剂 NaOH具有很强的吸湿性 又易吸收空气中的CO2 不能直接配制标准溶液 标定氢氧化钠溶液的基准物质有草酸 邻苯二甲酸氢钾等 草酸 H2C2O4 2H2O 是弱二元酸 其 6 5 10 2 6 1 10 5 104 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 2 氢氧化钠标准溶液 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 所以它是标定碱液的良好基准物质 由于它的 3 9 10 6 滴定产物为邻苯二甲酸钾钠 呈弱碱性