《酸碱滴定法》PPT课件

酸碱滴定法,酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。,(1)反应速度快；(2)反应过程简单，副反应少(3)反应进程易从酸碱平衡关系预测；(4)滴定终点易判断，有多种指示剂指示终点,酸碱反应的特点,概述：本章主要讲的三大问题,1.溶液中酸碱平衡理论，组成分布；2.酸碱滴定的原理；3.酸碱滴定的应用,目录,1酸碱质子理论,2酸碱溶液PH值的计算,3酸碱缓冲溶液,4酸碱指示剂,5酸碱滴定的基本原理,6.标准溶液的配制与标定,7酸碱滴定法的应用,1：酸碱质子理论,一.酸碱定义1.阿仑尼乌斯定义：电离学说2.布朗斯特和劳莱：质子理论3.彼此只差一个质子的一对酸碱互为“共轭酸碱对”,共轭酸碱对：HAc/Ac-；H3O+/H2O；NH4+/NH3；H2O/OH-,提问：1.Na3PO4的水溶液是什么物质：PO43-是三元碱2.Na2HPO4的水溶液是什么物质：HPO42-是两性物质HPO42-+H+H2PO4-；HPO42-PO43-+H+,二.酸碱反应：有质子转移的反应，共轭酸碱对之间的质子传递反应,1.水溶液中的反应：,(3)两性：水的质子自递反应,酸1碱2共轭碱1共轭酸2水质子自递常数：KW=H3O+OH-=1.00010-14,2.非水溶液,酸1碱2共轭碱1共轭酸2,三.酸碱的强度,1.强酸(碱)：酸碱离解常数Ka(Kb)1且值越大酸(碱)性越强HCl+H2OCl-+H3O+Ka=80几乎不可逆,2.弱酸(碱)：酸碱离解常数Ka(Kb)H2PO4-HPO42-Ka1Ka2Ka3碱的强弱顺序：PO43-HPO42-H2PO4-Kb1Kb2Kb3,例2求CO32-二元碱电离常数Kb1、Kb2(查得：Ka1=10-6.37、Ka2=10-10.32),KWKWKb2=10-7.63Kb1=10-3.86Ka1Ka2,例3求PO43-的各级常数已知：Ka1=10-2.16，Ka2=10-7.21，Ka3=10-12.2,KWKWKWKb3=Kb2=Kb1=Ka1Ka2Ka3=1011.84=10-6.79=10-1.68,例4计算HC2O4-的Kb,KWKb=Kb2=1012.78Ka1,例5H2PO4-的酸性强，还是碱性强？,当酸时：H2PO4-HPO42-+H+Ka2(Ka)=10-7.21当碱时：H2PO4-+H+H3PO4Kb3(Kb)=10-11.84KaKb所以它的酸性强于碱性，共轭酸碱的强度相互制约,三元酸存在三个共轭酸碱对，故有：Ka1Kb3=Ka2Kb2=Ka3Kb1=Kw二元酸存在二个共轭酸碱对，故有：Ka1Kb2=Ka2Kb1=Kw,2：酸碱平衡中的有关组分浓度的计算,一.酸的浓度和酸度,1.酸的浓度(Ca)：1升溶液中含某酸物质的量浓度，单位mol/LCa：酸的分析浓度，包括已离解和未离解的总度HA：酸的平衡浓度，符合平衡常数式,2.酸度(H+)：溶液中H+的浓度，用pH表示，可用电位计测得,3.碱度：-lgOH-用pOH表示4.总浓度C：等于各型体平衡浓度之和C=HA+A-,二.溶液中酸碱组分的分布,1.分布分数（Distributionfraction)的定义式：弱酸(碱)溶液中某酸碱组分的平衡系统占其总浓度的分数；用i表示，下标i表示由原始酸碱形成各型体时所失(得)的质子数(i=0，1，2，.n),例如浓度为cmol/L的HAc溶液：c=HAc+Ac-,定义式：HAcAc-0=HAc=；1=Ac-=cc,2.分布系数的计算式,(一)一元弱酸溶液HA：两种存在型体HA和A-，从定义式出发：,HAHAH+0=HA=cHA+A-H+Ka,H+A-H+A-由Ka=；HA=；HAKaHAKaA-=H+,代入0；A-Ka1=A-=cH+Ka,由和c，求平衡浓度HA=HAcA=Ac,例1计算pH=5.00，4.00，8.00时；HAc和Ac-的分布分数(Ka=1.810-5),解(1)pH=5.00H+10-5.00HAc=0.36Ka+H+1.810-5+10-5.0Ac=0.64,(2)pH=4.00HAc=0.85，Ac-=0.15(3)pH=8.00HAc=5.710-4，Ac-=1-5.710-4=1,(4)作-pH图,1.00.5,2.744.746.74,HAcAc-01,*结论*,(1)与Ka和H+有关Ka是常数，=f(H+)是酸度的函数,与总浓度无关(2)1，溶液中型体分布分数之和等于1即：,(3)由H+c=平衡浓度,(4)HAc随pH而,Ac-随pH而,pHpKa：Ac-为主，低酸区,(5)曲线交点：pH=pKa，HAc=Ac-HAc=Ac-=0.5=50%,(6)推广到任意酸碱：根据pKa(pKb)估计两型体的分布状况，一元碱完全可以用其共轭酸作为一元酸处理,例2计算pH=10.00时，0.1mol/LNH3溶液中NH3和NH4+,解OH-KaNH3=OH-+KbKa+H+,1.010-45.610-10=0.851.010-4+1.810-55.610-10+10-10,所以：NH3=c=0.850.1=0.085mol/L,NH4+=c=0.015mol/L,(二)多元酸的水溶液,1.H2C2O4：三种型体存在c=H2C2O4+HC2O4-+C2O42-,H+2=H+2+H+Ka1+Ka1Ka2,+1+2=1,Ka1H+1=H+2+Ka1H+Ka1Ka2,Ka1Ka2=H+2+Ka1H+Ka1Ka2,H2C2O4的i-pH曲线,例320.00mL，0.1000mol/L的H2C2O4溶液，加入与其等浓度和体积的NaOH溶液，当反应达平衡后，溶液的pH=2.94，求此时溶液中H2C2O4各种型体的平衡浓度,解H2C2O4的pKa1=1.25，pKa2=4.29H+=10-2.94,加入NaOH后：,(1)H2C2O4=c0H+2=cH+2+Ka1H+Ka1Ka2,10-2.942=9.5810-4mol/L10-5.88+10-4.19+10-5.54,(2)Ka1H+HC2O4-=c1=cH+2+Ka1H+Ka1Ka2=4.6910-2mol/L,(3)C2O42-=c2,Ka1Ka2=cH+2+Ka1H+Ka1Ka2=2.1010-3mol/L,*酸碱组分优势区域图*,三.应用质子转移关系处理酸碱平衡的方法,1.物料平衡式(MBE)：化学平衡体系中，某一组分的分析浓度恒等于该组分的各个形态的平衡浓度之和,例如Cmol/L的H3PO4溶液中的MBEH3PO4+H2PO4-+HPO42-+PO43-=C,例1在浓度为cHAc，体积为VHAc溶液中加入浓度为cNaOH的体积为VNaOH溶液，列出当反应达到平衡后体系中的Na+和Ac-的MBE,当平衡时：cNaOHVNaOHNa+的MBE为=Na+VNaOH+VHAc,cHAcVHAcAc-的MBE为=HAc+Ac-VNaOH+VHAc,2.电荷平衡式(CBE)，“电中性”规则：在电解质溶液中发生化学反应后，溶液中各种荷电型体所荷正电电荷的总浓度必等于所荷负电荷的总浓度.,一般来说：对于电解质MmXn的溶液：CBE：H+nMn+=OH-+mXm-,例CBE：H+2Ca2+=OH-+Cl-,3.质子条件定义：在酸碱反应中,质子转移的平衡关系称为质子条件.质子平衡式(ProtonbalanceEquation)：得质子产物得质子的量等于失质子产物失质子的量.其数学表达式称为质子等衡式.简称PBE.,(1)间接法：由MBE和CBEPBE,MBE：c=Na+=HAc+Ac-CBE：Na+H+=Ac-+OH-代入得PBE：H+HAc=OH-,(2).直接法,步骤：1.选参考水准,零水准是与质子转移有关的大量物质。通常也是原始的酸碱组分。2.找出得失质子产物和得失质子数3在相应的浓度项前乘系数，以使得失质子量相等,根据得失质子数相等的原则，写出PBE。注意:1.参考水准，惰性物，无质子得失物质不写入PBE2.强酸碱物质应在PBE中减去相应的浓度,例NaAc：参考水准：Ac-，H2OPBE：H+HAc=OH-,例H3PO4：参考水准：H3PO4，H2O,故PBE:H3O+=OH-+H2PO4-+2HPO42-+3PO43-,例1H2SO4水溶液：,参考水准：HSO4-，H2OPBE：H+-cH2SO4=OH-+SO42-,例2NaOH+NH4CN溶液：参考水准：NH4+，CN-，H2OPBE：H+HCN=OH-+NH3-cNaOH,例3NH4H2PO4溶液：,参考水准：NH4+,H2PO4-,H2OPBE：H+H3PO4=OH-+NH3+HPO42-+2PO43-,例4HAc与NaOH等摩尔混合的质子条件参考水准：Ac-，H2OPBE：H+HAc=OH-,3.水溶液中pH的计算,质子条件H+精确算式近似式最简式,1.强酸(碱)溶液：(A)浓度为c的HCl：,分两种情况时公式处理：1.当HCl浓度不是很稀，依据CHCl106mol/L,水的离解可以不考虑。10-14/10-5=10-910-6所以H+=cHCl故pH=3.00,例21.010-7mol/L的HCl溶液pH=?,不能忽略H2O的离解用精确式，c10-6mol/LpH=6.8,例3两种溶液混合pH计算，如滴定反应已知：cHCl=0.10mol/L，VHCl=20.00mL，滴加cNaOH=0.10mol/L，VNaOH=5.00mL时溶液pH值,cVHCl-cVNaOHH+=cHCl(剩)=-VHCl+VNaOH,0.1020-0.105.0=-25=0.06mol/L,pH=1.22,2.一元弱酸(碱)溶液,(A)浓度为c的HA一元弱酸溶液PBE:H+=A-+OH-,KaHAKWH+=+H+2=KaHA+KWH+H+,H+HA=cHA=c代入H+Ka,H+H+2=Kac+KWKa+H+,所以：H+3+KaH+2-(Ka.c+KW)H+-KaKW=0近似处理：,c(1)若cKa20KW；500Ka,忽略水解H+=A-,c(2)若cKaKa3，且水的离解可忽略，有机酸虽各种常数相差较小，但离解常数递减H+主要来自一级离解：当Ka1100Ka2，pKa2时，按一元酸处理,当：Ka1H2B=Kac20KW；H2B=c-H+,可按一元酸处理,同理多元碱:,例90.10mol/L的Na2CO3溶液的pH=？,解,c判断：=478500用近似式Kb1,pH=11.65,pH=11.66,多元酸小结多元酸在溶液中逐级离解,可根据其Ka的大小进行简化处理.Ka1Ka2,Ka1Kw二元酸可当成一元酸处理.12对三元酸及三元以上弱酸,当Ka1Ka2Ka3,Ka1Kw时可当一元弱酸处理.多元碱的情况与多元酸的处理方法相同.,4.混合酸(碱)溶液,(A)强酸与弱酸混合液HClHAcPBE：H+=Ac-+cHClH+=Ac-+cHCl=cHAcHAc+cHCl,Ka=c+cHClH+Ka,若cHCl20Ac-可忽略HA产生的Ac-,则:H+=cHCl-最简式,若cHClH+不能忽略HAc离解出来的H+浓度,采用近似式,pH=2.72,(B)弱酸混合液(HA+HB),PBE:H+=A-+B-+OH-,KaHAKaHBKWH+=+H+H+H+,忽略,5.两性溶液:,(A)酸式盐(NaHA)PBE：H+H2A=A2-+OH-,若：Ka1Ka2HA=c,),若：cKa220KW,若：cKa220KW；c20Ka1,例6计算0.10mol/L的NaHCO3溶液pH,当酸:HCO3-H+CO32-H2OH+OH-此时忽略OH-,当碱:HCO3-+H+H2CO3H2O+H+H3O+此时忽略H+,总反应：HCO3-+HCO3-=CO32-+H2CO3平衡时：CO32-=H2CO3,所以：,cKa220KW；c20Ka1,同理,H2PO4-溶液：2H2PO4-=H3PO4+HPO42-平衡时：H3PO4=HPO42-,HPO42-溶液：2HPO42-=H2PO4-+PO43-,最简式,例100.01mol/L的Na2HPO4溶液的pH=？,解判断：cKa320KWcOH-溶液呈酸性,当pH8时OH-H+溶液呈碱性,当caOH-H+；cbH+-OH-,caH+=Ka.最简式cb,上式也可以写成：,cbpH=pKa+lgca,例10.1mol/的HAc-0.1mol/L的NaAc溶液的pH=?,解,cNaAc0.1pH=pKa+lg=104.74+lgcHAc0.1,=4.74=pKa,HAc=Ac-=cHAc=Ac-=0.5,例20.3mol/L的吡啶和0.10mol/L的HCl等体积混合是否为缓冲液？,c0.1吡啶盐：ca=0.05mol/L22,0.3-0.1吡啶：cb=0.10mol/L2,同时存在为缓冲溶液,cbpH=pKW-pKb+lgca,0.10=14.00-8.77+lg=5.530.05,二.缓冲指数与缓冲容量,1.缓冲溶液缓冲能力的大小用缓冲指数作为量度，定义为：,dbda=-dpHdpH,2.的物理意义：使1L溶液的pH值增加dpH单位时，所需的强碱dbmol；或使pH减少dpH单位时，所需强酸damol值越大，溶液的缓冲能力越大,由于HB=BKa=H+处有极值极值max=0.576c,由上可见：1.当组成一定，c越大，越大2.当总浓度一定，组成比值越接近1:1，值越大；当组成为1:1，有极值3.由HB/B的计算式证明，当ca:cb=1:10或10:1时，为最大值的1/3,0.1mol/LHAc的-pH曲线,三.缓冲范围,根据公式：pH=pKa-lg(ca/cb),当ca/cb=1时，pH=pKa,当ca/cb=1/10pH=pKa+1lgKa/H+=1Ka=10H+,或ca/cb=10pH=pKa-1lgH+/Ka=1H+=10Ka,代入公式,当组分由1:1变为1:10或10:1时，值均降低3倍；一般认为当ca/cb=50或1/50有共轭酸碱对的溶液已不起缓冲作用了,所以：HAc-NaAc的有效缓冲范围pH=pKa+1即3.74-5.74,表1：浓度对pH的影响,0.10.10.21:14.744.730.010.010.010.021:14.744.660.08最大0.180.020.29:13.793.760.03,表2：HB-B-不同组分比下的缓冲容量,pKa-2100:10.00980.023pKa-110:10.0830.19pKa1:10.250.576pKa+11:100.0830.19pKa+21:1000.00980.023,四.缓冲溶液的选择,1.要有较大的缓冲能力：若为共轭酸碱组成的pKapH；2.控制ca:cb=1:1且c大些(0.01-1mol/L)3.不应对分析程序有影响,(一)常用的缓冲溶液：见下页1.弱酸及其共轭碱：HAc-NaAc弱碱及其共轭酸：NH3-NH4Cl2.两性物：NaHCO33.强酸：HCl；强碱：NaOH,表3：常用缓冲溶液,氨基乙酸-HCl+NH3CH2COOH+NH3CH2COO-2.35(pKa1)一氯乙酸-NaOHCHClCOOHCHClCOO-2.86甲酸-NaOHHCOOHHCOO-3.76HAc-NaAcHAcAc-4.74六亚甲基四胺-HCl(CH2)6N4H+(CH2)6N45.15NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4-HPO42-7.20(pKa2)Na2B4O7-HClH3BO3H2BO3-9.24(pKa1)Na2B4O7-NaOHH3BO3H2BO3-9.24(pKa1)NH3-NH4ClNH4+NH39.26氨基乙酸-NaOH+NH3CH2COO-NH2CH2COO-9.60(pKa2)NaHCO3-Na2CO3HCO3-CO310.25(pKa2),(二)重要的标准缓冲溶液：用来较正pH计，它的pH值是在一定温度下经实验准确确定的，大多数由两性物组成(酒石酸)，比值为1:5和5:1；也有由共轭酸碱对配制而成的(H2PO4-HPO42-),具体pH标准溶液详见下页,表4：pH标准溶液,饱和酒石酸氢钾(0.034mol/L)3.560.05mol/L邻苯二甲酸氢钾4.010.025mol/LKH2PO40.025mol/LNa2HPO46.860.01mol/L硼砂9.18,4酸碱指示剂,4.1酸碱指示剂在一定pH值范围内能发生颜色改变的指示剂称为酸碱指示剂。在酸碱滴定中常用酸碱指示剂来指示滴定终点。酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，其酸式与其共轭碱式具有不同结构，且颜色不同。当溶液pH值改变时，指示剂得到质子由碱式转变为酸式，或者失去质子由酸式转变为碱式。由于结构的改变，引起颜色发生变化。,例如：甲基橙(MO),(醌式)红色pKa=3.4(偶氮式)黄色,再例如：酚酞(PP.),无色(羟式)pKa=9.1红色(醌式),4.2指示剂变色原理及范围,指示剂的变色是在一定的pH范围内进行的：pHpK(HIn)1是指示剂变色的pH范围，称为指示剂变色范围。不同的指示剂，其pK(HIn)值不同，所以其变色范围也不相同。指示剂的变色范围理论上应是2个pH单位，但实测的各种指示剂的变色范围并不都是2个pH单位(表81)。,常用指示剂的变色范围：（pH）,甲基橙MO3.1(红)-3.4(橙)-4.4(黄)甲基红MR4.4(红)-5.2(橙)-6.2(黄)酚酞PP.8.0(无)-9.1(粉)-9.8(红)百里酚酞9.4(无)-10.0(浅兰)-10.6(兰),4.3混合指示剂第一类：惰性染料+一种指示剂第二类：两种Pka相近的指示剂,利用指示剂酸型,碱型互补色,改变指示剂的变色范围,使其变窄,变灵敏利用Ka和Ka相近的两种指示剂按要求的色度比例混合配制,例如甲黄(酸色)绿(混合色)蓝(碱色)乙红(酸色)橙(混合色)黄(碱色)混合橙(酸色)灰(混合色)绿(碱色),4.4影响指示剂变色范围的因素,（1）温度（2）溶剂（3）盐类：吸收，离子强度（4）指示剂用量,5酸碱滴定法原理（Acid-BaseTitrations）,在酸碱滴定中，标准溶液一般都是强酸或强碱，如HCl、H2SO4、NaOH、KOH等。被测的是各种具有酸碱性或间接产生酸碱的物质，如HNO3、HAc、H3PO4、NaOH、Na2CO3、(NH4)2SO4等。5.1强碱(酸)滴定强酸(碱),滴定曲线：随滴定剂的加入，溶液中H+的变化情况,例如0.1000mol/L的NaOH滴定20.00mL0.1000mol/L的HCl溶液，计算滴定各段的pH,(1)滴定前：H+=0.1000mol/LpH=1.00,(2)sp前：cHClVHClcNaOHVNaOHH+=cHCl剩=VHCl+VNaOH,当加入18.00mL时：,0.100020.00-0.100018.00H+=20.00+18.00=5.2610-3mol/LpH=2.28,当加入19.98mL时(滴定了99.9%)：,0.1000(20.00-19.98)H+=c剩HCl=39.98=5.0010-5mol/LpH=4.30,(3)sp时：滴定100%,(4)sp后：加入20.02mL，溶液的pH主要取决于过量的NaOH的量,cNaOHVNaOH-cHClVHClOH-=c过NaOH=VNaOH+VHCl=5.0010-5mol/L,pOH=4.30pH=pKw-pOH=9.70,*V-pH图*NaOH滴HCl,9.707.04.30,滴定突跃范围：计量点前后的这一pH值突变称为滴定的pH突跃。pH4.30-9.70pH=5.40HCl能滴NaOH,滴定突跃与指示剂的选择,(1)滴定突跃：在sp前后，即0.1%滴定点上而引起的pH值突变；NaOH的理论加入量必在99.9-100.1之间，使sp滴定误差必在0.1%之间，根据滴定管读出的NaOH的体积来计算HCl的量，其Er=0.1%(2)滴定突跃的意义：是选择指示剂的依据(3)指示剂选择的原则：只要能在突跃范围内变色的指示剂均可指示该滴定反应的终点,例如NaOH滴HCl：突跃pH4.30-9.70MR，PP.均可,(4)滴定曲线分析：滴定50%时，pH值的变化不明显，曲线平坦，酸缓冲；滴定150%时，pH值的变化不明显，曲线平坦，碱缓冲,影响突跃的因素：强酸碱的滴定，浓度影响突跃的范围,(1)co大，突跃大，指示剂选择宽，变色敏锐co10，突跃范围向两端扩大1个pH单位co0.1，突跃范围向中间缩小1个pH单位如：co=1.0mol/LpH突跃范围3.30-10.70co=0.1mol/LpH突跃范围4.30-9.70co=0.01mol/LpH突跃范围5.30-8.70(2)允许Er大，突跃范围大,滴定曲线与影响滴定突跃范围的因素,滴定突跃范围的大小与溶液的浓度有关。溶液越浓，突跃范围越大，指示剂的选择也就越方便；溶液越稀，突跃范围越小，可供选择的指示剂越少。,5.2强碱(酸)滴定一元弱酸(碱),2）化学计量点前，加入滴定剂体积19.98mL开始滴定后,溶液即变为HAc(Ca)-NaAc(Cb)缓冲溶液Ca=0.020.1000/(20.00+19.98)=5.010-5mol/LCb=19.980.1000/(20.00+19.98)=5.010-2mol/LH+=KaCa/Cb=10-4.745.010-5/(5.010-2)=1.810-8pH=7.74,例:0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/LHAc溶液绘制滴定曲线时,通常用最简式来计算溶液的pH值.1)滴定开始前，一元弱酸(用最简式计算),3）化学计量点化学计量点时，生成HAc的共轭碱NaAc（弱碱），其浓度为：Cb=20.000.1000/(20.00+20.00)=5.010-2mol/LpKb=14.00-pKa=14.00-4.74=9.26mol/LpOH=5.28;pH=14.00-5.28=8.72,4）化学计量点后,加入滴定剂体积20.02mLOH-=(0.1000*0.02)/(20.00+20.02)=5.0*10-5mol/LpOH=4.30,pH=14-4.3=9.70,弱酸滴定曲线的讨论：）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，溶液中H+离子浓度较低，曲线开始点提高；）滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于中和生成的Ac产生同离子效应，使HAc更难离解，H+降低较快；）继续滴加NaOH，溶液形成缓冲体系，曲线变化平缓；）接近化学计量点时，溶液中剩余的HAc已很少，pH变化加快;）化学计量点前后，产生pH突跃，与强酸相比，突跃变小；）甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定；）随着弱酸的Ka变小，突跃变小，pKa在9左右,突跃消失;）滴定条件：cKa10-8影响滴定突跃的因素:浓度,溶液越浓，突跃范围越大电离常数,Ka变小，突跃变小,例10.1mol/L的乙醇胺(HO(CH2)2NH2)Kb=10-4.50，能否准确滴？选何指示剂？,解判断：(1)cKb=0.110-4.50=10-5.5010-8可用HCl滴,(2)等浓度等体积滴定A-+H+=HA,KWKa=10-9.50Kb,(3)pH=5.40MR的pHep=5.1选MR,解判断:(1)两性物质,KW当碱：Kb=Kb2=10-11.5；Ka1cKb10-8，能用NaOH滴,(2)sp时生成二元弱碱,(3)选PP.指示剂,5.3多元酸(碱)及混合酸(碱)的滴定,多元酸(碱)的滴定首先根据弱酸能否被强碱溶液准确滴定的判据cKa1108，cKa2108，cKa3108判断各级电离产生的氢离子能否被准确滴定，再根据Ka1/Ka2105，Ka2/Ka3105判断能否被分别滴定如c(H3PO4)0.1mo1L1磷酸溶液滴定时，由电势滴定法绘制NaOH滴定H3PO4的滴定曲线可以看出，在第一计量点和第二计量点附近各有一个pH突跃。也可用上述方法判断。多元碱的滴定与多元酸的滴定相似。,混合酸(碱)的滴定首先根据判据cKa108，cKa108，判断各酸电离产生的氢离子能否被准确滴定，再根据Ka/Ka105，或cKa/cKa105判断能否被分别滴定两种弱酸的浓度较大，且又相等，在第一计量点时，PH可按下式计算,归纳总结：对任何酸碱首先要满足准确滴定的条件,(1)若cKa110-8，cKa210-8，Ka1/Ka2105此二元酸一次被滴