1、.,第三章 水溶液中的離子平衡,第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,.,水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生極微弱的電離,一、水的電離,簡(jiǎn)寫成：,室溫下c(H+) = c(OH-)=10-7mol/L,.,K電離 =,室溫下55.6mol H2O中，只有110-7mol H2O電離，因此c(H2O)可視為常數(shù)。,水的電離常數(shù),仍然是一個(gè)常數(shù),.,Kw= c(H+) . c(OH-),（1）表達(dá)式：,KW 叫做水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積。,1、水的離子積常數(shù),分析表格中的數(shù)據(jù)，有何規(guī)律，并解釋。,結(jié)論：,溫度越高，Kw越大。,室溫下：KW=110-14,.,1、Kw只與溫度有關(guān)，且Kw不僅適用于純水，也

2、適用于酸堿鹽的稀溶液。 2、任何水溶液中，c(H+)水電離 = c(OH-)水電離 3、純水中c(H+) 、 c(OH-)的計(jì)算方法為 c(H+) = c(OH-)= 常溫下，c(H+) = c(OH-)= =10-7mol/L,注意：,.,D,水的電離過程為H2O H+ + OH-，在不同溫度下其離子積為KW25=110-14， KW35 =2.1 10-14。則下列敘述正確的是（ ） A、H+ 隨著溫度的升高而降低 B、在35時(shí)，純水中 H+ OH- C、水的電離常數(shù)K25 K35 D、水的電離是一個(gè)吸熱過程,練習(xí),.,對(duì)常溫下的純水進(jìn)行下列操作：,向右 增大 增大 c(H+)=c(OH-

3、) 增大,向左 增大 減小 c(H+)c(OH-) 不變,向左 減小 增大 c(H+)c(OH-) 不變,思考:,.,2、影響水電離的因素,.,溶液的酸堿性由溶液中H+、OH-濃度相對(duì)大小決定,酸性:c(H+) c(OH-),中性:c(H+) = c(OH-),堿性:c(H+) c(OH-),常溫25,c(H+)10-7mol/L,c(H+) = 10-7mol/L,c(H+)10-7mol/L,無論任何溫度，無論酸性、中性、堿性溶液，都存在水電離出的H+、OH-，并且由水電離出的這兩種離子濃度一定相等。,二、溶液的酸堿性與H+、OH濃度的關(guān)系,.,判斷正誤：,1. 如果c(H+)不等于c(O

4、H-)則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。,2. 在水中加酸會(huì)抑制水的電離，電離程度減小。,3. 如果c(H+)/c(OH-)的值越大則酸性越強(qiáng)。,4. 任何水溶液中都有c(H+)和c(OH-)。,5. c(H+)等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。,6. 對(duì)水升高溫度電離程度增大，酸性增強(qiáng)。,.,計(jì)算下列溶液的pH，通過計(jì)算結(jié)果思考： 表示溶液的酸堿性什么時(shí)候用pH更加方便？ 25 10-5 mol/L鹽酸 、 1 mol/L鹽酸、 2 mol/L鹽酸 25 10-5 mol/LNaOH溶液 1 mol/LNaOH溶液,pH值意義：,表示溶液酸堿性的強(qiáng)弱。,用H+物質(zhì)的量濃度的負(fù)對(duì)數(shù)表示,（1）定義

5、式：,pH=-lgc(H+),用pH值表示c(H+)或c(OH-)1mol/L的溶液的酸堿性不用pH表示。,1、pH值,三、溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,.,中性,pH,C(H),C(OH-),10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100,酸性,堿性,增強(qiáng),增強(qiáng),pH 越小,c(H+) 越大 酸性越強(qiáng)； （2）pH 越大，c(OH-) 越大,堿性越強(qiáng)。,結(jié)合pH與c(H+)的關(guān)系，思考溶液酸堿性與pH的關(guān)系,.,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+)=c(OH-)=110-7mol/L

6、,c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),pH =7,pH7,pH7,思考：pH為7的溶液是否一定是中性溶液？,(25),（2） 溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,c(H+)110-7mol/L,c(H+)110-7mol/L,.,中性溶液,酸性溶液,堿性溶液,c(H+)=c(OH-)=110-6mol/L,c(H+)c(OH-),c(H+)c(OH-),pH =6,pH6,pH6,(100),溶液的酸堿性與pH的關(guān)系,c(H+)110-6mol/L,c(H+)110-6mol/L,思考：pH為7的溶液是否一定是中性溶液？,.,2、 pH的測(cè)定方法,酸堿指示劑的顏色變化是在一定的pH值范圍內(nèi)發(fā)

7、生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。,(1) 酸堿指示劑（定性測(cè)量范圍）,.,(2) pH試紙(定量粗略測(cè)量),(整數(shù)位),.,討論： pH試紙的使用 能否直接把pH試紙伸到待測(cè)液中？ 是否要先濕潤pH試紙后，再將待測(cè)液滴到pH試紙上？ 能否用廣泛pH試紙測(cè)出pH=7.1來？ 標(biāo)準(zhǔn)比色卡中的數(shù)據(jù)都是整數(shù) 如用濕潤的pH試紙檢驗(yàn)待測(cè)液，對(duì)該溶液pH值的測(cè)定： A、一定有影響 B、偏大 C、偏小 D、不確定,使用方法： 取一小塊pH試紙放在表面皿上，用潔凈的玻璃棒沾取少量被測(cè)溶液滴在干燥的pH試紙上，跟標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比讀數(shù)。,.,(3) pH計(jì)(定量精確測(cè)量),(小數(shù)位)

8、,.,人體幾種體液和代謝產(chǎn)物的正常pH,人體體液和代謝產(chǎn)物都有正常的pH范圍，測(cè)定人體體液和代謝產(chǎn)物的pH，可以幫助了解人的健康狀況。一些體液和代謝產(chǎn)物的正常pH如上圖所示。,四、pH值的應(yīng)用,.,一些重要農(nóng)作物最適宜生長的土壤的pH值,.,1、單一強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液的 pH,強(qiáng)酸：,c(酸),電離,c (H+),lg,pH,強(qiáng)堿：,c(堿),電離,c (OH),Kw,c (H+),lg,pH,lg,pOH,14pOH,pH,四、有關(guān)溶液的pH的計(jì)算,.,例：計(jì)算0.1mol/L的HCl溶液的pH值,解、 c (H+) 0.1mol/L,pH lg 0.1 1,練習(xí)：試計(jì)算常溫下下列溶液的pH值

9、0.005 mol/L H2SO4溶液； 0.005 mol/L Ba(OH)2 溶液,解、 c (H+) 0.005mol/L20.01mol/L, pH lg 0.01 2, c(OH) 0.01mol/L, pH lg 1012 12,.,2、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸混合求pH,強(qiáng)酸：,c,電離,c (H+),強(qiáng)酸：,c,電離,c (H+),c (H+)混合,lg,pH,例：計(jì)算10mL 0.1mol/L HCl和10mL 0.05 mol/L H2SO4混合溶液的pH,解： c (H+)0.1 mol/L c (H+)0.1 mol/L,c (H+)混合,pH - lg 0.1 1,關(guān)鍵：抓住氫離子

10、進(jìn)行計(jì)算！,.,練習(xí)：pH2的鹽酸溶液和0.00005 mol/L的硫酸溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值,解：c (H+)0.01 mol/L c (H+)0.0001 mol/L,c (H+)混合,pH- lg 0.005 = 2+lg2 = 2.3,兩種強(qiáng)酸等體積混合，混合液pH pH 小 lg2 pH小0.3,.,3、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿混合求pH,強(qiáng)堿：,C,電離,C (OH),強(qiáng)堿：,C,電離,C (OH),C (OH)混合,lg,pH,Kw,C (H+)混合,lg,pOH,14pOH,例:25 時(shí)，10mL 0.1mol/L NaOH和10mL 0.05 mol/L Ba(OH)2混合

11、，計(jì)算混合溶液的pH值,解：c(OH)0. 1mol/L c (OH)0.1mol/L,c (OH)混合,c(H+)混合,pH lg 1013 = 13,關(guān)鍵：抓住氫氧根離子離子進(jìn)行計(jì)算！,.,解：c (OH)0.01mol/L c (OH)0.0001mol/L,c (OH)混合,pOH- lg 0.005 = 2+lg2 = 2.3,pH=14 2.3 11.7,兩種強(qiáng)堿等體積混合，混合液pH pH 大 lg2 pH大 0.3,練習(xí)：pH12的氫氧化鈉溶液和0.00005 mol/L的氫氧化鋇溶液等體積混合，試計(jì)算混合溶液的pH值,c(H+)混合,pH lg 21012 = 12-lg 2

12、=12-0.3=11.7,.,計(jì)算下列溶液等體積混合的混合液的pH： pH=13和pH11的強(qiáng)堿 pH=1和pH=3的強(qiáng)酸,解：pH混 pH大0.3130.312.7,pH混 pH小0.310.31.3,.,4、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿混合求pH,強(qiáng)酸強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，混合溶液 pH = 7,例：將PH=2鹽酸aL和PH=13的氫氧化鈉bL混合,溶液恰好呈中性，則a:b等于多少？,.,pH=lg c(H+)余,例：求30mL pH=3的鹽酸溶液與20mL pH=11的氫氧化鈉溶液反應(yīng)后溶液的pH,解： c(H+)103 mol / L c(OH)103 mol / L,pH=lg 2104 4l

13、g2,強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合酸過量，先求過量的酸的濃度，再求pH,關(guān)鍵：酸過量抓住氫離子進(jìn)行計(jì)算！,.,強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合堿過量，先求過量的堿的濃度，再求pH,由c(OH)余,例：在25時(shí)，100ml0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？,解： c(H+)0.4 mol / L c(OH)0.6 mol / L,pH=-lg10-13=13,關(guān)鍵：堿過量抓住氫氧根離子進(jìn)行計(jì)算！,.,3.3,2.3,10.7,11.7,7,3.3,10.7,練習(xí):,.,某強(qiáng)酸溶液pH=a，強(qiáng)堿溶液pH=b，已知ab12，酸堿溶液混合pH=7，則酸溶液體積V(酸)和堿溶液體積V

14、(堿)的正確關(guān)系為 （ ） AV(酸)=102V(堿) BV(堿)=102V(酸). CV(酸)2V(堿) D.V(堿)2V(酸),B,有一pH=12的NaOH溶液100 mL ，欲使它的pH降為11。 （1）如果加入蒸餾水，就加入_ mL （2）如果加入pH = 10的NaOH溶液，應(yīng)加入_ mL （3）如果加入0.008 mol/L HCl溶液，應(yīng)加入_ mL,900,1000,100,.,在25時(shí)，有pH為a的HCl溶液和pH為b的NaOH溶液，取VaL該鹽酸溶液用該NaOH溶液中和至呈中性，需VbLNaOH 溶液，問： （1）若a+b=14，則VaVb （2）若a+b=13，則VaVb

15、 （3）若a+b14，則VaVb ，且Va Vb(填“”“”“”)（題中ab，b8）,10a + b 14,1,1/10,.,pH=2的A、B、C三種酸溶液各1mL，分別加水稀釋至1000mL，其pH與溶液（V）的變化關(guān)系如下圖所示，下例說法錯(cuò)誤的是 （ ）,A. pH=2時(shí)，A、B、C都是稀溶液 B . 稀釋前的濃度大小為c（C）c（B）c（A） C. 稀釋后，A溶液中c（H+）最小 D. A是強(qiáng)酸，B和C是弱酸,A,.,將pH=1的鹽酸平均分為2份，一份加適量的水，另一份加入與該鹽酸物質(zhì)的量濃度相同的NaOH溶液，pH都升高了1，則加入的水與NaOH溶液的體積比為（ ） A 9 B 10

16、C 11 D 12,C,將pH=3的強(qiáng)酸與pH=12的強(qiáng)堿混合，當(dāng)混合液的pH =11時(shí)，強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的體積比為（ ） A 9：2 B 9：1 C 1：10 D 2：5,A,.,第三章 水溶液中的離子平衡,第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,第四課時(shí),.,強(qiáng)酸的稀釋：,例：取1mL pH=3的硫酸溶液加水稀釋到100mL，溶液的 pH變?yōu)槎嗌伲?解：,c(H+) =,pH = - lgc(H+) = - lg10-5 = 5,若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍， 則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?若稀釋到體積為原來的105倍，則溶液的pH 變?yōu)槎嗌伲?102,103,pH = 6,pH = 8,pH

17、接近于7,5、酸堿的稀釋問題,.,例、將pH=3的醋酸稀釋100倍后，溶液的pH等于5 嗎？,.,弱酸稀釋： （1）PH=a的弱酸稀釋10n倍后, PH增大的量小于n，即 aPHa+n (2)PH值相同的兩酸溶液稀釋相同倍數(shù)后，酸性強(qiáng)的酸PH值變化大,.,強(qiáng)酸弱酸稀釋 例：pH=2的鹽酸稀釋10倍后pH=？ pH=2的醋酸稀釋10倍后pH=？ 結(jié)論：稀釋10倍pH變化（增大）1,3,3,鹽酸,醋酸,10倍,稀釋相同倍數(shù)時(shí) pH： 鹽酸醋酸,稀釋到相同pH時(shí) 稀釋的倍數(shù)： 醋酸鹽酸,.,強(qiáng)堿的稀釋,例：取 pH=11的NaOH溶液與水按1:99的體積比混合后， 溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?解：,稀釋前

18、c(OH-) = 10-3 mol/L,若上述溶液加水稀釋到體積為原來的1000倍， 則溶液的pH變?yōu)槎嗌伲?若稀釋到體積為原來的105倍，則溶液的pH 變?yōu)槎嗌伲?103,pH = 8,pH = 6,pH 接近于7,原來的102,稀釋后c(OH-) =,稀釋后溶液的pH = 9,.,例4 將pH=10的氨水稀釋100倍后后，溶液的pH是8，對(duì)嗎？,.,弱堿稀釋： （1）PH=b的弱堿稀釋10n倍后, PH減小的量小于n ，即b-nPHb (2)PH值相同的兩堿溶液稀釋相同倍數(shù)后，堿性強(qiáng)的堿PH值變化大,.,弱堿稀釋 例：pH=12的NaOH溶液稀釋10倍后pH=？ pH=12的氨水稀釋10倍

19、后pH=？ 結(jié)論：稀釋10倍pH變化（減小）1.,11,11,NaOH,氨水,10倍,稀釋相同倍數(shù)時(shí) pH： 氨水NaOH,稀釋到相同pH時(shí) 稀釋的倍數(shù)： 氨水NaOH,弱堿的稀釋,.,酸或堿的稀釋與pH的關(guān)系,強(qiáng)酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n； 弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pHb-n； 酸、堿溶液無限稀釋時(shí)，pH只能接近7，但酸 不能大于7，堿不能小于7； 對(duì)于濃度（或pH）相同的強(qiáng)酸和弱酸，稀釋 相同倍數(shù)，強(qiáng)酸的pH變化幅度大。 （強(qiáng)堿、弱堿相似）,.,1、有相同pH的三種酸HX、HY、HZ的溶液，稀釋相同倍數(shù)后，pH的變化值依次增大，則HX、HY、HZ的酸性由強(qiáng)到弱的

20、順序是 A、HX. HY. HZ B、HZ. HY. HX C、HX. HZ. HY D、HY. HZ. HX,.,2、酸HA、HB兩溶液的pH值為3，且體積相同，加水稀釋兩溶液，PH值與加入水的體積關(guān)系如圖所示，則兩者酸性較強(qiáng)的是,加水體積,pH,HB,HA,HB,.,第三章 水溶液中的離子平衡,第二節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性,第五課時(shí),.,酸堿中和滴定及曲線,.,酸堿中和滴定,一、酸堿中和滴定基本原理：,1、化學(xué)分析的分類：鑒定物質(zhì)組成成分，叫做；測(cè)定物質(zhì)組成成分的含量，叫做；,定性分析,定量分析,酸堿中和滴定就是一種基本定量分析方法,2、酸堿中和滴定的定義：用已知 來測(cè)定 的定量分析方法

21、叫做酸堿中和滴定；,物質(zhì)的量濃度,堿（或酸）,的酸（或堿）,未知物質(zhì)的量濃度的,.,一、酸堿中和滴定基本原理 ：,H+OH=H2O,酸堿中和滴定,3、原理：中和反應(yīng)中,當(dāng)n（H+)=n(OH-),完全中和,對(duì)于一元酸與堿反應(yīng)時(shí)：,C酸V酸=C堿V堿,4、關(guān)鍵：,準(zhǔn)確測(cè)出參加反應(yīng)的兩種溶液的體積。,準(zhǔn)確判斷中和反應(yīng)是否恰好進(jìn)行完全。,.,用0.1000mol/L的NaOH溶液，滴定20 .00ml 0.1000mol/L的HCl 溶液，求隨V NaOH的增大，pH=？,滴定過程的pH變化,誤差：0.0240=0.0005=0.05%,思考,.,突躍范圍,20.02mL,19.98mL,加入NaO

22、H溶液的體積V(mL),溶 液 的pH,“突躍”的存在為準(zhǔn)確判斷終點(diǎn)提供了方便,.,二、酸堿中和滴定所需的儀器和試劑,.,待測(cè)液：,選擇原則 ,.,2.酸堿中和滴定所需的儀器,酸式滴定管,堿式滴定管,錐形瓶,鐵架臺(tái),滴定管夾,容量瓶,2.儀器,.,中和滴定主要實(shí)驗(yàn)儀器,量取液體常用儀器:量筒、移液管、滴定管,量筒：粗量儀，10mL量筒最小分刻度為0.1mL、 讀數(shù)精確到0.1mL，無“0”刻度。 移液管：精量儀，讀數(shù)精確到0.01mL準(zhǔn)確量取一定量的試液(中和滴定時(shí)用來量取待測(cè)液）,.,1、如何判斷酸式滴定管和堿式滴定管？,4、滴定管準(zhǔn)確讀到多少毫升？可估讀到多少毫升？,2、量筒和滴定管的“0

23、”刻度位置是否一致？,3、量筒和滴定管哪個(gè)更精確一些？,想一想：,中和滴定主要實(shí)驗(yàn)儀器,滴定管,.,2、儀器：,用作中和反應(yīng)容器，盛裝待測(cè)液,用于配制標(biāo)準(zhǔn)液,.,放置滴定管,酸式滴定管,堿式滴定管,滴定管用于測(cè)定標(biāo)準(zhǔn)液或待測(cè)液的準(zhǔn)確體積,滴定管的構(gòu)造特點(diǎn)：酸式滴定管，堿式滴定管。,玻璃活塞,橡皮套加玻璃珠,滴定管上有刻度線，標(biāo)明了最大體積和使用溫度,.,3)滴定管使用注意事項(xiàng)：,酸式滴定管：,不能盛放堿液、水解顯堿性的鹽溶液、氫氟酸,堿式滴定管：,不能盛放酸性溶液和強(qiáng)氧化性溶液,.,練1下列所述儀器“0”刻度位置正確的是（ ） A在量筒的上端 B在滴定管上端 C容量瓶上端、 D在托盤天平刻度尺

24、的右邊,B,練2：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（ ） A50mL量筒， B100mL量筒 C50mL酸式滴定管 ， D50mL堿式滴定管,C,.,想一想：量筒的構(gòu)造與滴定管有何不同？,量筒“0”刻度線，其刻度由下到上讀數(shù)，最大刻度線在其。,沒有,由小到大,上方,普通滴定管的精密度為 mL,0.01,滴定管的“0”刻度線，但并未在，滴定管上的刻度由上到下，讀數(shù)，最大刻度線在滴定管。,上方,最上方,由小到大,下方,.,滴定管下端有氣泡，必須排除；排除方法為：,滴定管使用前，應(yīng)檢查滴定管下端是否漏液和存在氣泡,滴定管讀數(shù)必須刻度線,平視,俯視刻度線，讀數(shù)結(jié)果 仰視刻度線，讀數(shù)結(jié)果,偏

25、低,偏高,.,3、中和滴定指示劑的選擇,酚 酞,無粉紅,粉紅無,甲基橙,橙黃,黃橙,無粉紅,黃橙,4.3 突躍范圍 9.7,石蕊的變色不明顯，所以不能做中和滴定的指示劑。,.,三、酸堿中和滴定實(shí)驗(yàn)操作,滴定,錐形瓶的準(zhǔn)備,滴定管的準(zhǔn)備,計(jì)算,.,（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH為例）,1、準(zhǔn)備工作：,、滴定管：檢查滴定管是否以及下端；滴定管洗滌：用蒸餾水洗滌酸式滴定管再用洗滌23次、堿式滴定管用蒸餾水洗滌后再用洗滌23次 裝液：將標(biāo)準(zhǔn)鹽酸溶液裝入酸式滴定管、將待測(cè)NaOH溶液裝入堿式滴定管至“0”刻度線上方處并排除滴定管嘴尖處的； 調(diào)整液面：將滴定管中的標(biāo)準(zhǔn)液或待測(cè)液的液面調(diào)整到（或以下某刻度），讀數(shù)

26、,漏液,是否有氣泡,標(biāo)準(zhǔn)液,待測(cè)液,23cm,氣泡,“0”刻度,“0”刻度,.,檢漏洗滌潤洗注液趕氣泡調(diào)液讀數(shù),.,、錐形瓶：只能用洗滌，不能用洗滌,蒸餾水,待測(cè)液,使用滴定管時(shí)要注意的手勢(shì)：,酸式滴定管使用,.,用 量取一定體積的待測(cè)液（NaOH)于錐形瓶中，滴入23滴指示劑（酚酞試液），待測(cè)液變成,2、滴定過程：,堿式滴定管,紅色,用握活塞旋轉(zhuǎn)開關(guān)，不斷旋轉(zhuǎn)振蕩錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中 和滴定管，至變 成，且半分鐘不褪色為止，記下滴定管刻度,左手,右手,液流速度,紅色,無色,重復(fù)上述操作次，算出消耗標(biāo) 準(zhǔn)液體積的,23,平均值,.,.,注意：左手、右手、眼睛,.,3、結(jié)果計(jì)算：,用上述標(biāo)準(zhǔn)

27、液體積的平均值進(jìn)行計(jì)算,操作步驟：,洗滌 檢漏 蒸餾水洗 溶液潤洗 裝液 排氣泡調(diào)整液面并記錄放出待測(cè)液 加入指示劑 滴定 記錄 計(jì)算。,.,4.滴定過程中溶液的pH變化,例：用0.100mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.100mol/L鹽酸,1.0 2.3 3.3 4.3 7.0 9.7 10.7 11.7 12.5,問題3:以NaOH加入量為橫坐標(biāo),以pH值變化為縱坐標(biāo),繪制中和滴定曲線,問題2:滴定終點(diǎn)時(shí)多半滴和少半滴溶液性質(zhì)發(fā)生怎樣改變? PH發(fā)生怎樣改變?,問題1:滴定終點(diǎn)消耗堿多少? pH等于多少?,引出pH值突變概念及范圍,.,PH,12,10,8,6,4,2,10,20,30,40,突變范圍,反應(yīng)終點(diǎn),加入NaOH(ml),中和滴定曲線,酸堿指示劑的顏色在此pH值突躍范圍發(fā)生明顯的改變，則就能以極小的誤差指示出滴定終點(diǎn)的到達(dá)。,.,第三章 水溶液中的離子平衡,第二節(jié)