這是酸堿滴定法ppt，包括了案例一工業(yè)硫酸含量的測定，溶液的酸堿性與PH，酸堿質(zhì)子理論，酸堿離解常數(shù)，酸堿溶液中H+溶度的計(jì)算，酸堿緩沖溶液等內(nèi)容，歡迎點(diǎn)擊下載。

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第二章 酸堿滴定法 第二章 酸堿滴定法 理論學(xué)習(xí)要點(diǎn) 酸堿質(zhì)子理論、酸堿離解常數(shù)、共軛酸堿對的概念、 酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)及溶液中H+濃度的計(jì)算、酸堿緩沖溶液的概念、酸堿指示劑的作用原理，及酸堿滴定的原理。 能力目標(biāo) 能夠制備鹽酸、氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液 能夠利用酸堿滴定法測定工業(yè)硫酸、冰乙酸、氨水中氨、混合堿中各組分的含量 能夠?qū)λ釅A滴定法的滴定結(jié)果進(jìn)行計(jì)算 案例一工業(yè)硫酸含量的測定 案例教學(xué)分析： 1、任務(wù)內(nèi)容：工業(yè)硫酸含量的測定 2、工作標(biāo)準(zhǔn)：GB/T 534—2002 3、知識目標(biāo) ①溶液的酸堿性 ②酸堿滴定法的基本原理 ③酸堿指示劑的作用原理 4、技能目標(biāo) ①熟練操作移液管、容量瓶、滴定管等滴 定分析儀器 ②酸堿標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 ③能夠利用酸堿滴定法測定工業(yè)硫酸的含 量和酸堿滴定的有關(guān)計(jì)算 ④能夠解讀國家標(biāo)準(zhǔn) 案例一工業(yè)硫酸含量的測定 理論基礎(chǔ) 溶液的酸堿性與PH 酸堿指示劑 強(qiáng)酸（堿）滴定強(qiáng)堿（酸）基本原理 一 溶液的酸堿性與PH 1.酸堿質(zhì)子理論 2.酸堿離解常數(shù) 3.酸堿溶液中H+ 溶度的計(jì)算 4.酸堿緩沖溶液 1.酸堿質(zhì)子理論 酸——溶液中凡能給出質(zhì)子的物質(zhì) 堿——溶液中凡能接受質(zhì)子的物質(zhì) 酸堿可以是陽離子、陰離子，也可以是中性分子。 1.酸堿質(zhì)子理論 共軛酸堿對 HA A- + H+ 酸 堿 共軛酸堿對 酸(HA)給出質(zhì)子（H+）形成共軛堿(A- ) ，或堿(A- )接受質(zhì)子形成共軛酸(HA) 1.酸堿質(zhì)子理論 共軛酸堿對：由得失一個(gè)質(zhì)子而發(fā)生共軛關(guān)系的 一對酸堿稱為共軛酸堿對。 共軛酸堿對的Ka、Kb值之間滿足 Ka·Kb = Kw 或 pKa + pKb = pKw 因此，對于共軛酸堿對來說，酸的酸性越強(qiáng)（即pKa越大），則其對應(yīng)的共軛堿的堿性就越弱（即pKb越�。�；反之，酸的酸性越弱（即pKa越�。�，則其對應(yīng)的共軛堿的堿性就越強(qiáng)（即pKb越大）。 1.酸堿質(zhì)子理論 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì) 醋酸與氨在水溶液中的中和反應(yīng) 2.酸堿離解常數(shù) （1）水的質(zhì)子自遞作用 H2O 既能接受質(zhì)子又能給出質(zhì)子→兩性物質(zhì) 發(fā)生在水分子間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移→水的質(zhì)子自遞反應(yīng) 該反應(yīng)的平衡常數(shù)KW →水的質(zhì)子自遞常數(shù) Kw = [H+][OH-] Kw，也稱為水的離子積，其值與濃度、壓力無關(guān)，而與溫度有關(guān)。在25℃時(shí)，Kw =1.00×10−14。 2.酸堿離解常數(shù) （2）酸堿離解常數(shù) 以HA代表一元弱酸，在水溶液中發(fā)生離解反應(yīng) HA + H2O H3O+ + A- 反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí) 平衡常數(shù)Ka稱為酸的離解常數(shù)，它是衡量酸強(qiáng)弱的參數(shù)。Ka越大，表明該酸的酸性越強(qiáng)。在一定溫度下Ka是一個(gè)常數(shù)，它僅隨溫度的變化而變化。 與此類似，堿在水溶液中也發(fā)生離解反應(yīng)，它的平衡常數(shù)用Kb表示，稱為堿的離解常數(shù)，Kb是衡量堿強(qiáng)弱的尺度。 3.酸堿溶液中的H+ 溶度的計(jì)算 酸的濃度和酸度 酸度：是指溶液中H+的濃度，常用pH表示。 酸的濃度：就是酸的分析濃度，即物質(zhì)的量濃度。為總濃度，它包括未離解和已離解酸的濃度。 一元強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）溶液H+ 溶度的計(jì)算 一元強(qiáng)酸溶液中氫離子的濃度等于該酸溶液的濃度； [H+]＝ca 一元強(qiáng)堿溶液中氫氧根離子的濃度等于該堿溶液的濃度。 [OH－]= cb 強(qiáng)酸或強(qiáng)堿在水溶液中全部離解，當(dāng)強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的濃度很�。ɡ�如小于10-6 mol/L）時(shí)[H+] = 3.酸堿溶液中的H+ 溶度的計(jì)算 一元弱酸（弱堿）溶液 一元弱酸的濃度為ca mol/L 當(dāng)caKa≥20Kw時(shí)，且 ≥500時(shí) 　　　 3.酸堿溶液中的H+ 溶度的計(jì)算 多元弱酸（堿）溶液 3.酸堿溶液中的H+ 溶度的計(jì)算 兩性物質(zhì)溶液 4.酸堿緩沖溶液 酸堿緩沖溶液：一種能對溶液的酸度起穩(wěn)定（緩沖） 作用的溶液 緩沖溶液的組成 弱酸及其共軛堿 HAc-NaAc 弱堿及其共軛酸 NH3-NH4Cl 強(qiáng)酸溶液 0.1mol/L HCl溶液、 強(qiáng)堿溶液 0.1mol/L NaOH溶液 一般的緩沖溶液：大多數(shù)由一定濃度的共軛酸堿對 所組成。 標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液：大多數(shù)是由逐級離解常數(shù)相差較小的兩性 物質(zhì)組成;有些由直接配制的共軛酸堿對所組成，如H2PO4--HPO42-。 4.酸堿緩沖溶液 緩沖溶液的PH的計(jì)算 4.酸堿緩沖溶液 緩沖容量及緩沖范圍 緩沖溶液的緩沖能力以緩沖容量β來量度 緩沖溶液總濃度越大，緩沖容量就越大。當(dāng)總濃度一定時(shí)，緩沖組分的濃度比愈接近1∶1，緩沖容量越大 4.酸堿緩沖溶液 緩沖溶液的選擇 二.酸堿指示劑 1.酸堿指示劑的作用原理 2.指示劑的變色范圍及變色點(diǎn) 3.影響指示劑變色范圍的因素 4.混合指示劑 二.酸堿指示劑 2.指示劑的變色范圍及變色點(diǎn) 指示劑理論變色范圍 pH = p Kin± 1 指示劑理論變色點(diǎn) pH = p Kin ，[In-] =[HIn] 實(shí)際與理論的變色范圍有差別，深色比淺色靈敏 指示劑的變色范圍越窄，指示變色越敏銳 3.影響指示劑變色范圍的因素 (1)溫度的影響 T → Kin → 變色范圍 例：甲基橙 18℃ 3.1 ～ 4.4 ，100 ℃ 2.5～3.7 加熱，須冷卻后滴定 (2)指示劑的用量 盡量少加，否則終點(diǎn)不敏銳，指示劑本身為弱酸堿，多加增大滴定誤差. 3.影響指示劑變色范圍的因素 (3) 溶劑的影響 指示劑的pK(HIn)值隨溶液離子強(qiáng)度的不同而有少許變化。實(shí)驗(yàn)證明，溶液離子強(qiáng)度增加，對酸型指示劑其pK(HIn)值減小，對堿型指示劑其pK(HIn)值增大。 （4）滴定次序 無色→有色，淺色→深色 例： 酸滴定堿 → 選甲基橙 堿滴定酸 → 酚酞 4.混合指示劑 混合指示劑是利用顏色之間的互補(bǔ)作用，使指示劑變色范圍變窄，從而使滴定終點(diǎn)時(shí)溶液顏色變化敏銳。 組成 指示劑+惰性染料 兩種指示劑混合而成  4.混合指示劑 指示劑+惰性染料甲基橙+靛藍(lán)磺酸鈉（紫色→灰色→綠色） 4.混合指示劑  兩種指示劑混合而成 5.0------5.1-------5.2 暗紅 灰 綠 用于Na2CO3標(biāo)定HCl時(shí)指示終點(diǎn) 由于顏色互補(bǔ)使變色間隔變窄， 變色敏銳. 三 強(qiáng)酸（堿）滴定強(qiáng)堿（酸）基本原理 1.滴定過程中溶液PH的變化 2.滴定曲線的形狀和滴定突躍 3.指示劑的選擇 1.滴定過程中溶液pH的變化 強(qiáng)酸（堿）滴定強(qiáng)堿（酸）的過程可用下列反應(yīng)式表示： H+ + OH- → H2O 1.滴定過程中溶液pH的變化 2.滴定曲線的形狀和滴定突躍 2.滴定曲線的形狀和滴定突躍 滴定突躍： 化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前后相對誤差為0.1%時(shí)引起pH值突然改變的現(xiàn)象 滴定突躍范圍： 滴定突躍所在的pH范圍 滴定突躍是選擇指示劑的依據(jù) 3.指示劑的選擇 選擇指示劑原則： 一是指示劑的變色范圍全部或部分的落入滴定突躍范圍內(nèi)；二是指示劑的變色點(diǎn)應(yīng)盡量靠近化學(xué)計(jì)量點(diǎn)。 NaOH滴定HCl的突躍范圍: pH=4.30～9.70， 酚酞變色范圍: pH=8.0(無色) ～ 10.0(紅色)； 甲基紅變色范圍: pH=4.4(紅) ～ 6.2(黃)； 甲基橙變色范圍: pH=3.1(紅) ～ 4.4(黃) 酚酞、甲基紅、甲基橙均適用。 案例一工業(yè)硫酸含量的測定 技能基礎(chǔ) 一、移液管和吸量管的使用 二、容量瓶的使用 三、滴定管的使用 四、酸堿標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 五、滴定結(jié)果計(jì)算 常用滴定分析儀器 一、移液管和吸量管的使用 二、容量瓶的使用 1．容量瓶的檢查 三、滴定管的使用 三、滴定管的使用 1．滴定管使用前的準(zhǔn)備 （1）洗滌 （2）涂凡士林 （3）檢漏 （4）滴定管的潤洗 （5）標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的裝入 （6）滴定管嘴氣泡的檢查及排除 （7）零點(diǎn)的調(diào)節(jié) 三、滴定管的使用 2．滴定管的操作 三、滴定管的使用 3．滴定操作 三、滴定管的使用 4．滴定管的讀數(shù) 四、酸堿標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 1．HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的配制和標(biāo)定 1．HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的配制和標(biāo)定 （3）標(biāo)定結(jié)果的計(jì)算 四、酸堿標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 2．NaOH標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的配制和標(biāo)定 2．NaOH標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的配制和標(biāo)定 （3）標(biāo)定結(jié)果的計(jì)算 NaOH標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的濃度可按下式計(jì)算： 五、滴定結(jié)果計(jì)算 例：準(zhǔn)確稱取基準(zhǔn)物Na2CO3 0.1535g溶于50mL蒸餾水中，以甲基橙作指示劑，用HCl溶液滴定用去28.64mL，求HCl溶液的濃度 技能訓(xùn)練2 0.1mol/L鹽酸標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 訓(xùn)練目標(biāo) 學(xué)會(huì)制備HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液； 學(xué)會(huì)判斷以甲基紅-溴甲酚綠為指示劑時(shí)的滴定終點(diǎn)。 試劑和儀器 試劑： 鹽酸（相對密度1.19），分析純； 甲基紅-溴甲酚綠混合指示劑：25mL 0.2%甲基紅乙醇溶液與75mL 0.1%溴鉀酚綠乙醇溶液，混勻，轉(zhuǎn)移入試劑瓶中，貼上標(biāo)簽； 基準(zhǔn)物質(zhì)：無水Na2CO3。 儀器： 燒杯、試劑瓶、錐形瓶、滴定管、架盤天平、分析天平等 技能訓(xùn)練2 0.1mol/L鹽酸標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 訓(xùn)練步驟 技能訓(xùn)練2 0.1mol/L鹽酸標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 訓(xùn)練步驟 鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液的標(biāo)定 準(zhǔn)確稱取一定量基準(zhǔn)物質(zhì)（碳酸鈉）0.2g 于250mL錐形瓶中，加入蒸餾水50mL溶解碳酸鈉后，加入甲基紅－溴甲酚綠指示劑8－10滴，用近似0.1mol/L HCl溶液滴定至暗紅色，于電爐上加熱煮沸2min。冷卻后再繼續(xù)用HCl溶液滴定至暗紅色，即為終點(diǎn)，記錄讀數(shù)。平行標(biāo)定4次，同時(shí)做空白實(shí)驗(yàn)。 技能訓(xùn)練2 0.1mol/L鹽酸標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 結(jié)果計(jì)算  技能訓(xùn)練3 0.1mol/L氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 訓(xùn)練目標(biāo) 學(xué)會(huì)制備NaOH標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液； 學(xué)會(huì)判斷以酚酞為指示劑時(shí)的滴定終點(diǎn)。 試劑和儀器 試劑： 固體氫氧化鈉； 酚酞指示液（10g/L乙醇溶液）：稱取1g酚酞固體溶于100mL 90%乙醇試劑中，轉(zhuǎn)移入試劑瓶，貼上標(biāo)簽； 基準(zhǔn)物質(zhì)：鄰苯二甲酸氫鉀。 儀器： 表面皿、燒杯、試劑瓶、錐形瓶、滴定管、架盤天平、分析天平等。 技能訓(xùn)練3 0.1mol/L氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 訓(xùn)練步驟 技能訓(xùn)練3 0.1mol/L氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的制備 訓(xùn)練步驟 氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液的標(biāo)定 準(zhǔn)確稱取一定量基準(zhǔn)物質(zhì)（鄰苯二甲酸氫鉀） 0.6 g 于250mL錐形瓶中，加入蒸餾水50mL，加熱溶解，加酚酞指示劑1－2滴，用近似0.1mol/L NaOH溶液滴定至微粉紅色，保持30s不退色即為終點(diǎn)。記錄讀數(shù)，平行標(biāo)定。同時(shí)做空白實(shí)驗(yàn)。 計(jì)算出該NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的準(zhǔn)確濃度。 技能訓(xùn)練3 0.1mol/L氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的 制備 結(jié)果計(jì)算  技能訓(xùn)練4 工業(yè)硫酸含量的測定 訓(xùn)練目標(biāo) 學(xué)會(huì)利用酸堿滴定法測定工業(yè)硫酸含量的方法 ； 能正確判斷滴定終點(diǎn)。 試劑和儀器 試劑： 濃硫酸試樣； 甲基紅—次甲基藍(lán)混合指示液：稱取0.175g 分析純甲基紅，研細(xì)，溶于50mL 95%乙醇中。稱取0.083g 次甲基藍(lán)，溶于50mL 95%乙醇中。將兩溶液分別存于棕色瓶中，用時(shí)按（1+1）混合�；旌现甘緞┦褂闷诓粦�(yīng)超過1周。 氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液： c(NaOH)= 0.5mol/L。 儀器： 燒杯、錐形瓶、滴定管、分析天平等。 技能訓(xùn)練4 工業(yè)硫酸含量的測定 訓(xùn)練步驟 技能訓(xùn)練4 工業(yè)硫酸含量的測定 結(jié)果計(jì)算  案例二 工業(yè)冰乙酸含量的測定 案例教學(xué)分析： 1、任務(wù)內(nèi)容：工業(yè)冰乙酸含量的測定 2、工作標(biāo)準(zhǔn)：GB/T 1628—2008 3、知識目標(biāo) ①掌握強(qiáng)堿滴定弱酸的基本原理 ②理解工業(yè)冰乙酸國家標(biāo)準(zhǔn)及相關(guān)要求 4、技能目標(biāo) ①能夠利用酸堿滴定法測定工業(yè)冰 乙酸的含量 ②能夠解讀國家標(biāo)準(zhǔn) 案例二 工業(yè)冰乙酸含量的測定 理論基礎(chǔ) 一 強(qiáng)堿滴定弱酸基本原理 二 強(qiáng)酸滴定弱堿基本原理 一 強(qiáng)堿滴定弱酸基本原理 1.滴定過程中溶液pH的變化 2.滴定曲線及指示劑的選擇 3.弱酸被準(zhǔn)確滴定的判斷依據(jù) 1.滴定過程中溶液pH的變化 強(qiáng)堿滴定弱酸的過程可用下列反應(yīng)式表示： NaOH + HAc NaAc + H2O 1.滴定過程中溶液pH的變化 1.滴定過程中溶液pH的變化 2.滴定曲線和指示劑選擇 2.滴定曲線和指示劑選擇 滴定突躍： SP前后0.1%，酸度急劇變化， ⊿pH =7.74～9.70 SP后，⊿pH逐漸↓（同強(qiáng)堿滴強(qiáng)酸） 3.弱酸被準(zhǔn)確滴定的判斷依據(jù) 二 強(qiáng)酸滴定弱堿基本原理 滴定曲線 強(qiáng)酸滴定弱堿基本原理與強(qiáng)堿滴定弱酸非常相似，所不同的僅僅是溶液的pH變化是由大到小，所以滴定曲線的形狀剛好相反。 指示劑的選擇 突躍范圍主要集中在弱酸性區(qū)域（6.25～4.30），在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)溶液呈弱酸性（pH=5.28），必須選擇在酸性區(qū)域變色的指示劑，如甲基紅、溴甲酚綠等。 技能訓(xùn)練5 工業(yè)冰乙酸含量的測定 訓(xùn)練目標(biāo) 學(xué)會(huì)揮發(fā)性樣品的稱樣方法； 學(xué)會(huì)用以氫氧化鈉為標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液測定工業(yè)冰乙酸含量的方法 ； 試劑和儀器 試劑： 氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液： c(NaOH)= 0.1mol/L。 酚酞指示液：（5 g/L）； 工業(yè)冰乙酸試樣。 儀器： 具塞稱量瓶、錐形瓶、滴定管、量筒、分析天平等。 技能訓(xùn)練5 工業(yè)冰乙酸含量的測定 訓(xùn)練步驟 技能訓(xùn)練5 工業(yè)冰乙酸含量的測定 結(jié)果計(jì)算  技能訓(xùn)練6 氨水中氨含量的測定 訓(xùn)練目標(biāo) 熟練揮發(fā)性樣品的稱樣方法； 學(xué)會(huì)HCl為標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液測定氨水中氨的含量； 正確判斷滴定終點(diǎn) 試劑和儀器 試劑： HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液：c(HCl)═ 0.5 mol/L； 甲基紅-亞甲基藍(lán)混合指示劑：稱取0.175g分析純甲基紅，研細(xì)，溶于50mL 95%乙醇中。稱取0.083g亞甲基藍(lán)，溶于50mL 95%乙醇中。將兩溶液分別存于棕色瓶中，用時(shí)按（1+1）混合�；旌现甘緞┦褂闷诓粦�(yīng)超過1周。 氨水試樣 儀器： 具塞輕體錐形瓶、移液管、滴定管、量筒、分析天平等。 技能訓(xùn)練6 氨水中氨含量的測定 訓(xùn)練步驟 技能訓(xùn)練6 氨水中氨含量的測定 結(jié)果計(jì)算  案例三 混合堿的分析 案例教學(xué)分析： 1、任務(wù)內(nèi)容：混合堿的分析 2、工作標(biāo)準(zhǔn)：GB/209 —2006工業(yè)用氫氧化鈉 3、知識目標(biāo) ①掌握混合堿滴定的基本原理及計(jì)算 ②掌握國家標(biāo)準(zhǔn)及相關(guān)要求 4、技能目標(biāo) ①能夠運(yùn)用混合堿滴定原理測定混合堿的含量 ②能夠解讀國家標(biāo)準(zhǔn) 案例三 混合堿的分析 理論基礎(chǔ) 混合堿的測定原理 混合堿的測定原理 1.氯化鋇法 2.雙指示劑法 混合堿的測定原理1.氯化鋇法 NaOH與Na2CO3混合物的測定 混合堿的測定原理1.氯化鋇法 NaOH與Na2CO3混合物的測定 第二份溶液先加過量的BaCl2溶液，使 Na2CO3 生成BaCO3↓。然后在沉淀存在的情 況下，以酚酞為指示劑，用HCl滴定，所消耗 HCl的體積為V2mL。 反應(yīng)為： Na2CO3 +BaCl2 = BaCO3 ↓+ 2NaCl NaOH + HCl = NaCl + H2O 混合堿的測定原理1.氯化鋇法NaOH與Na2CO3混合物的測定 混合堿的測定原理1.氯化鋇法 Na2CO3與NaHCO3混合物的測定 混合堿的測定原理1.氯化鋇法 Na2CO3與NaHCO3混合物的測定 第二份溶液先準(zhǔn)確加入過量的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液，使NaHCO3轉(zhuǎn)化為Na2CO3，然后加入過量的BaCl2將CO32-沉淀為BaCO3。再以酚酞為指示劑，用HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液返滴過量的NaOH。此消耗HCl為V2mL。 混合堿的測定原理1.氯化鋇法 Na2CO3與NaHCO3混合物的測定 混合堿的測定原理2.雙指示劑法 準(zhǔn)確稱取一定量試樣，用蒸餾水溶解后，先以酚酞為指示劑，用HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液滴定至溶液由紅色恰好變?yōu)闊o色時(shí)，則試液中所含NaOH完全被中和，Na2CO3則被中和到NaHCO3，消耗HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的體積為V1（mL） 滴定反應(yīng)： NaOH + HCl = NaCl + H2O pH=7 Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl pH=8.3 混合堿的測定原理2.雙指示劑法 加入甲基橙指示劑，繼續(xù)用HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液滴定到溶液由黃色變?yōu)槌壬�。此時(shí)試液中的NaHCO3（可能是原試樣中含有的，亦可能是Na2CO3經(jīng)第一步反應(yīng)后生成的）被中和成CO2和H2O。設(shè)又消耗的HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液的體積為V2(mL) 滴定反應(yīng)： NaHCO3 + HCl = H2CO3 + NaCl 2.雙指示劑法 NaOH與Na2CO3混合物的測定(V1＞V2 ) NaOH消耗HCl的體積為V1 - V2 Na2CO3消耗HCl的體積為2V2 2.雙指示劑法 Na2CO3與NaHCO3混合物的測定(V1＜V2 ) Na2CO3中和到NaHCO3消耗HCl的體積為V1 NaHCO3中和到H2O+CO2消耗HCl的體積為V2 - V1 技能訓(xùn)練7 燒堿中NaOH和Na2CO3含量的測定 訓(xùn)練目標(biāo) 學(xué)會(huì)利用雙指示劑法測定燒堿中兩種組分的含量。 正確判斷滴定終點(diǎn) 試劑和儀器 試劑： HCl標(biāo)準(zhǔn)滴定溶液：c(HCl)═0.1 mol/L； 甲基橙指示劑：1g/L 20%的乙醇溶液； 酚酞指示劑：10g/L乙醇溶液； 燒堿試樣。 儀器： 分析天平、容量瓶、移液管、燒杯、錐形瓶、滴定管等。 技能訓(xùn)練7 燒堿中NaOH和Na2CO3含量的測定 訓(xùn)練步驟 技能訓(xùn)練7 燒堿中NaOH和Na2CO3含量的測定 結(jié)果計(jì)算smY紅軟基地

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