容量和重量分析法.docx

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容量和重量分析法

第1章容量和重量分析法

容量和重量分析法是定量分析中常用的化学分析法，容量分析又称滴定分析。

日常用容量分析法在《药品生产质量管理规范》中，为了保证药品质量，需要应用分析化学尤其是现代仪器分析的方法和技术，对药品生产的原材料、中间体、原料药和成品进行质量检验，对生产过程进行有效监测、分析和控制，并成为药物分析的主要内容。

所以，必须学习和掌握分析化学的基本原理、方法和应用，才能有效地分析和解决药品生产质量控制的实际问题。

1.1容量分析基础

1.1.1基本概念

１．容量分析（Volumetricanalysis）

又称滴定分析法（Titrimetricanalysis）是利用标准溶液与待测组分间的定量化学反应，以标准溶液的容积进行含量测定的分析方法。

容量分析法具有操作简便，分析速度快，准确度高等特点，是化学分析的主要分析方法。

滴定分析法根据所选用的化学反应不同可有不同的滴定方法，但不论何种方法，均有其相同之处以及与其所采用的化学反应特点相关的特殊之处。

由于这类方法主要测量的是溶液的容积，故又称“容量分析法”。

2．化学计量点（Stoichiometricpoint）

选定一种能与待测物质发生化学反应的物质，将其制成准确浓度的溶液（通常称为标准

溶液或滴定剂），将该溶液通过滴定管滴加到待测物质溶液中去，这一过程称为“滴定（Titration）”。

当滴加的标准溶液与被测物质按照化学计量关系定量反应完全时，这一点称为化学计量点，如果按1:

1进行的反应，消耗的滴定液摩尔数等于被测物摩尔数，也是等当点。

3．滴定终点（Titrationend-point）

通常采用指示剂的颜色变化来指示化学计量点到达，即指示剂的变色点也就是滴定终点这是滴定分析法的关键。

指示剂颜色的转变点称为滴定终点。

4．滴定误差（Titrationerror）

由于指示剂不一定正好在化学计量点时变色。

滴定终点和化学计量点不一定相符，由此产生的误差称为滴定误差。

化学计量点还可以通过仪器来确定。

例如，可以利用溶液的电导、电位、吸收度等的变化来指示终点的到达。

这类方法的滴定误差比指示剂法要小。

5．滴定度（Titer）

在滴定分析中为了计算方便、规范和直接又引入了滴定度的概念，即是指每毫升滴定液相当于被测物质的质量（毫克）。

用如下公式（1-1）计算

（1-1）

T→滴定度（mg/ml），c→滴定液浓度（mol/L），M→被测物质分子量，n→为反应式配平后滴定液与被测物的摩尔比或电子转移数。

1.1.2滴定分析对化学反应的要求

滴定分析都是建立在某一化学反应的基础上，可以用于滴定分析的化学反应应具备下列条件：

1．反应完全

标准溶液与被测物质之间的反应按一定的反应的化学方程式进行，无副反应，而且反应进行得要完全（通常要求到99.9%左右）。

这是进行定量分析计算的基础。

2．反应速度足够快

滴定反应要求在瞬间完成，对于速度慢的反应，可通过加热或加入催化剂以提高反应速率。

3．有比较简便可靠的方法确定滴定等量点的到达

1.1.3滴定操作的主要方式

1．直接滴定法

凡是满足上述要求的反应都可以用标准溶液直接滴定被测物质。

这类滴定方式称为直接滴定法。

它是滴定分析中最常用和最基本的滴定方式。

2．返滴定法

当反应速度较慢或用滴定剂直接滴定固体试样时，反应不能立即完成，可先准确加入已知量的过量滴定剂，待反应完成后再用另一种标准溶液滴定剩余的滴定剂，这种滴定方式称为返滴定法，也称回滴法。

3．置换滴定法

对于不能依一确定的化学方程式（伴有副反应发生）进行的反应，有时可以不直接滴定被测物质，而是先用适当试剂与被测物质起反应，使其发生置换反应生成另一种能被测定的物质，然后用适当的标准溶液进行滴定。

这种操作称为置换滴定法。

4．间接滴定法

不能与滴定剂直接起反应的物质，有时可通过另外的化学反应，以滴定法间接进行滴定。

1.1.4标准溶液

在滴定分析中无论采用哪种滴定方式，标准溶液是必不可少的，标准溶液是已知准确浓度的试剂溶液。

1．标准溶液的配制

1）直接法

准确称取一定量的物质，溶解后小心转移到容量瓶内，然后稀释到一定体积，根据物质的质量和溶液体积，即可计算出该溶液的准确浓度。

能用于直接配制标准溶液的物质为基准物质。

许多化学试剂纯度可以很高，但能作为基准物质的基准试剂并不很多。

能用作基准试剂的物质应符合以下条件：

（1）纯度高，一般要求纯度在99.9%以上。

（2）物质的组成与化学式完全符合，若含结晶水，其含量也应与化学式相符。

（3）性质稳定，例如加热、干燥时不分解，称重时不吸收空气中的CO2、不被空气氧化等。

（4）试剂最好具有较大的相对分子质量，这样称量可较多，从而减少称量误差。

常用的基准物质有邻苯二甲酸氢钾、无水Na2CO3、Na2C2O4、K2Cr2O7、NaCl、CaCO3等。

2）间接法

实际工作中许多标准溶液不能用上述方法配制。

如HCl标准溶液，NaOH标准溶液。

市售的HCl易挥发，含量有一定波动，NaOH极易吸收空气中的CO2和水分。

因此，这一类物质不能用直接法配制标准溶液，而要用间接法配制。

其方法是粗略地称取一定量物质或量取一定量体积的溶液，配制成接近所需浓度的溶液，然后用基准物质或另一已知准确浓度的标准溶液来测定其浓度，这种确定溶液浓度的操作称为间接法标定。

2．溶液浓度的标定

标定溶液浓度的方法主要有如下两种

1）用基准物质标定

称取一定量的基准物质，溶解后用待标定的溶液滴定，然后根据基准物质的质量及待标定的溶液所消耗的体积，即可算出待标定溶液的准确浓度。

如NaOH溶液的标定，是用该溶液滴定准确称量的邻苯二甲酸氢钾，根据二者完全作用时消耗的NaOH的体积和邻苯二甲酸氢钾的质量，计算出NaOH的准确浓度。

2）与标准溶液比较

准确吸取一定量的待标定溶液，用已知准确浓度的标准溶液滴定（或用待标定溶液滴定标准溶液），根据两种溶液的体积和标准溶液的浓度，就可算得待标定溶液的准确浓度。

显然，这种方法会因标准溶液浓度不准确而影响待标定溶液的准确性，故标定时应尽量采用基准物质标定。

配制和标定溶液时所用的滴定管等仪器，必要时要进行校正。

标定后的溶液应妥善保管。

1.1.5分析结果的误差和有效数字

1．误差产生的原因和分类

在分析过程中，测定值与真实值之间的差值，称为误差。

测定值大于真实值为正误差，反之，为负误差。

根据误差的性质和产生的原因，误差可分为系统误差和偶然误差两大类。

1）系统误差

系统误差是由于分析时某些固定的原因造成的，在同一条件下重复测定时，它会重复出现，其值的大小和正负可以测定，所以又称可定误差。

产生系统误差的原因主要有以下几个方面：

（1）方法误差

这种误差是由于分析方法本身的某些不足而引起的。

例如在滴定分析中，化学反应进行的不完全或有副反应、滴定终点与等量点不重合以及干扰离子的影响等，都会产生方法误差。

（2）仪器误差

这种误差是由于测定仪器不够准确或未经校准所引起的误差。

如分析天平两臂不等长、砝码生锈以及容量仪器的刻度不准等，都会产生此种误差。

（3）试剂误差

这种误差是指由于试剂或蒸馏水中含有微量杂质或干扰物质而引起的误差。

（4）操作误差

这种误差主要是指由于操作人员的主观因素所造成的误差。

如不同的分析人员对滴定终点颜色的判断，有的偏深，有的偏浅。

2）偶然误差

偶然误差是由难以预料的某些偶然因素造成的，它的数值的大小、正负都难以控制，所以又称不可定误差。

如分析测定过程中，温度、湿度、气压的微小变动以及仪器性能的微小改变等都会引起测定数据的波动，从而产生偶然误差。

偶然误差是不能通过校正的方法减小的，但可通过增加平行测定次数来减小。

在消除系统误差的前提下，随着测定次数的增多，其平均值将趋近于零，则多次测定结果的平均值将更接近于真实值。

在测定过程中，由于分析人员不按操作规程办事和粗心大意所造成的误差，属于过失误差。

如加错试剂、看错砝码、读错刻度、计算错误等。

属于过失所得数据或结果应弃去。

2．误差的表示方法

1）误差与准确度

误差的大小可表示准确度的高低。

准确度表示测定值与真实值符合的程度。

误差越小，则表示分析结果的准确度越高。

误差可分为绝对误差和相对误差两种。

绝对误差（E）指的是测定值（X）与真实值（T）之间的差值；相对误差（RE）指的是绝对误差占真实值的百分率，即：

E＝X－T

RE＝E/T×100%

2）偏差与精密度

通常待分析样品含量的真实值是未知的，因而无法获得分析结果的准确度。

因此，在实际分析工作中，为得到可靠的分析结果，试样必须重复多次测定，求得分析结果的算术平均值。

多次测定值之间相符合的程度，即是所谓的精密度。

各次测定值与算术平均值的差值，称为偏差。

偏差愈小，则表明分析结果的精密度愈高。

精密度高表明分析结果的可靠性愈高。

滴定分析测定常量成分时，分析结果的相对平均偏差一般应小于0.2%。

必须指出，精密度高准确度不一定高，因为在同一条件下对试样的多次平行测定中，精密度高只表明偶然误差小，但不能排除系统误差存在的可能性。

只要在消除或减免系统误差的前提下，才能以精密度的高低衡量准确度的高低。

3．提高分析结果准确度的方法

欲提高分析结果准确度，只有尽可能减小或消除系统误差和偶然误差。

测定方法一定时常采用下述方法提高分析结果的准确度。

1）对照试验

将已知准确含量的标准试样按照与试样同样的测定方法进行分析，将测定的含量值与已知的含量值相比较，可得分析误差。

利用此误差，不仅可判断在试样的测定中有无系统误差及其大小，又可校正试样的测定值，从而使测定结果更接近真实值。

2）空白试验

在不加试样的情况下，进行与试样相同的分析，称为空白试验，所得结果称为空白值，从试样的分析结果扣除空白值，就能得到更准确的结果。

这种方法可以消除或减小由试剂、蒸馏水及试验器皿带入的杂质所引起的误差。

空白值不应很大，否则应提纯试剂或改换器皿。

3）校准仪器

由于仪器不准而引起的系统误差可通过校准仪器来消除或减小。

在精确的分析中，砝码、滴定管和移液管等必须进行校准，并采取校准值计算分析结果。

当允许的相对误差小于1%时，一般可不必校准仪器。

4）增加平行测定次数

增加重复测定次数，可以减小偶然误差。

对同一试样，通常要求平行测定3～5次，以获得较准确的分析结果。

这是因为人们大量实践发现当测量次数很多时，偶然误差的分布服从一般的统计规律：

（1）大小相近的正误差和负误差出现的机会相等，即绝对值相近而符号相反的误差是以同等的机会出现的。

（2）小误差出现的频率较高，而大误差出现的频率较低。

5）减小测量误差

在定量分析中，不同的分析目的要求有不同的准确度。

为了不超过分析要求的允许误差，在整个分析过程中，必须控制各测定步骤的误差。

例如，在分析中使用万分之一分析天平称取试样时其称量的绝对误差为±0.0001g但用减量法称取试样时，需称量两次，其两次称量的最大误差可达±0.0002g。

为使两次称量的相对误差不超过0.1%，则称取的试样质量至少应为0.2g（称准至小数点后第四位）。

由此可见，为减小称量的相对误差，称取的试样质量不宜过小。

如果需要相同物质的量的物质，其摩尔质量较大的所称取的质量就大，而引起称量的相对误差就小。

这就是为什么要求作为基准物质最好应有较大摩尔质量的原因。

又如，在滴定分析中常量滴定管读数的绝对误差为±0.01mL，但测准溶液的体积需读两次，其两次读数的误差可达±0.02mL。

为使滴定管两次读数的相对误差小于0.1%，则由滴定管滴定的体积至少应在20mL（读准至小数点后第二位）以上。

6）方法校正

必要时进行测定方法校正，某些测定方法的系统误差可用其它方法直接校正。

例如，在重量分析中，使被测组分沉淀绝对完全是不可能的，必须采用其他方法对溶解损失进行校正。

如在沉淀硅酸后，可再用比色法测定残留在滤液中的少量硅，在准确度要求较高时，应将滤液中该组分的比色测定结果加到重量分析结果中去。

4．有效数字及运算规则

1）有效数字

在分析实验工作中，依据我们实际使用的仪器和测量工具获得各种数据，这些数据是有效数字，即实际能测量到的具有实际意义的数字，它包括所有的准确数字和最后一位可疑数字。

使用万分之一分析天平称得某物质的质量为1.2350g，其有效数字为五位，前四位是准确的，最后一位是可疑的，它可能有±0.0001g的误差。

在称量记录时应注意，既不能记成1.235g，又不能记成1.23500g，应记为1.2350g。

记录数据和分析结果应保留几位有效数字，一定要根据测定方法和所使用仪器的准确度来决定。

如常量滴定管的读数误差为±0.01mL，所以其读数应记录到小数点后的第二位。

如滴定时用去某标准溶液23.40mL，既不能记为23.4mL也不能记为23.400mL。

在有效数字中出现的0～9这10个数字，只有“0”作为定位时是非有效数字。

例如，用滴定管测得某溶液的体积，以mL作单位时记为20.40mL，若以L作单位时则记为0.02040L，后者在2前的“0”只起定位作用，所以不是有效数字。

由此可见，在第一个数字（1～9）前的“0”均为非有效数字；在数字（1～9）中间和小数点后末尾的“0”均为有效数字。

此外应注意如下。

（1）如1000这样的数值，是几位有效数字不好确定，它可能是两位、三位、四位有效数字，表示为1.0×103（两位有效数字）、1.00×103（三位有效数字），不同表示，意义不同。

如6.023×1023四位有效数字）。

（2）在药物分析中有效数字的注意事项

在药物分析中注意4舍六入5成双的规律，若5后面还有数字，则5进位，不能多次修约，运算中可多保留一位未经修约的有效数，最后才修约至规定位数，作统计检验时，S值等应多留1～2位数字参加运算，修约标准偏差值或其他表示不确定度时，只要所需位数后面还有数字，不论大小，都进位。

（3）在化学中常见的pH、pK和lgC等对数数值，其有效数字的位数，仅取决于小数部分数字的位数，因整数部分只说明该数的幂指数。

如pH＝10.20这个数的有效数字是两位而不是四位。

由于pH计一般只能测准小数点后一位，小数点后的第二位为可疑数字，故pH值的有效数字为小数点后两位。

2）有效数字的运算规则

有效数字在运算中作适当的保留是很必要的。

当对几个测量数据进行加减运算时，其和或差值中也只能保留一位可疑数字，这时有效数字的保留应以小数点后位数最少的数据为依据。

例如，对0.0134、21.45、1.0573三个数字求和，其和的有效数字位数保留应以21.45为依据，保留到小数点后第二位。

其他两个数据应采取“四舍六入五成双”原则对其进行修约。

则0.0134修约为0.01，1.0573修约为1.06，然后将三个数相加。

在对数据进行修约时，如被舍去的数为5，则要对不同情况决定取舍，如5后没有数字或有“0”数字，5前面一位是偶数则舍去，若5前面是奇数则进位。

当5后有数字（0除外），一律进位。

例如对1.245、3.1251、2.4750三个数据进行修约，保留三位有效数字，则分别为1.24，3.13和2.48。

对有效数字进行乘除运算时，以乘数或除数中有效数字位数最少的数为依据。

例如，0.0121、25.64和1.05782三个数相乘，应先将各数改为三位有效数字后再相乘，即

0.0121×25.6×1.06＝0.328，最后结果仍为三位有效数字。

在计算和取舍有效数字位数时，还要注意以下几点：

（1）若某一数据中第一位有效数字大于或等于8，则有效数字的位数可多算一位。

如8.15可视为四位有效数字。

（2）在计算过程中，为了提高计算结果的可靠性，可以暂时多保留一位有效数字位数，得到最后结果时，再根据数字修约的规则，弃去多余的数字。

（3）在分析化学计算中，对于各种化学平衡常数的计算，一般保留两位或三位有效数字。

对于各种误差的计算，取一位有效数字级已足够，最多取两位。

对于pH值的计算，通常只取一位或两位有效数字即可，如pH值为3.4、7.5、10.48。

（4）定量分析的结果，对于高含量组分（例如大于等于10%），要求分析结果为四位有效数字；对于中含量组分（1%～10%范围内），要求有三位有效数字；对于微量组分（小于1%）,一般只要求两位有效数字。

通常以此为标准，报出分析结果。

在使用计算器处理数据时，可不必对每一步计算结果进行修约，但一定要注意对最后结果的有效数字位数进行取舍。

1.2酸碱滴定法

1.2.1基本概念

1．酸碱滴定法（acid-basetitration）

用已知浓度的碱或酸的标准溶液滴定待测液中的酸或碱的容量分析方法，也就是利用酸和碱在水溶液中以质子转移反应为基础的滴定分析方法称为酸碱滴定法（acid-basetitration）也称中和滴定法（neutralizationtitration）。

一般的碱及能与酸、碱直接或间接进行质子转移反应的物质，几乎都可以利用酸碱滴定法进测定。

其中，标准溶液（standardsolution）是将组成一定的基准物质溶解在一定体积溶剂中所制成的浓度已知的溶液。

一般中和滴定法包括：

强酸滴定强碱、强碱滴定弱酸、强酸滴定弱碱、多元弱酸或多元弱碱的滴定以及水解盐的滴定等。

所以，酸碱滴定法是滴定分析中最重要的分析方法之一，也是学习其它滴定分析方法的基础。

为了准确地确定化学计量点的位置，必须恰当地选择好指示剂，这就需要了解酸、碱的性质以及滴定过程中溶液pH值的变化情况以及指示剂的变色原理和变色范围。

2．酸碱的定义和共轭酸碱对

酸：

凡能给出质子的物质称为酸，如HCl、HAc、NH4+等。

碱：

凡能接受质子的物质称为碱，如Cl-、Ac-、NH3等。

酸和碱是相互依存又相互转化的，这种性质称为共轭性。

对应的酸碱构成共轭酸碱对：

碱接受质子后，即成为该碱的共轭酸，越容易给出质子的物质酸性越强，强酸的共轭碱是弱碱；越容易接受质子的物质碱性越强，强碱的共轭酸是弱酸。

酸或碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。

酸、碱是相对的。

例如：

此时HCO3-表现为碱，

此时HCO3-表现为酸。

所以，同一物质在某些场合是酸，而在另一场合下可能是碱，这是由与它共存的物质彼此间给出质子或接受质子能力的相对强弱而定的。

1.2.2指示剂

在进行中和滴定时为确定反应终点而加到反应体系里的试剂称为指示剂（indicator）。

指示剂多为有机色素，常用的酸碱指示剂是有机弱酸或弱碱，与其共轭碱或共轭酸呈现不同的颜色所以随溶液pH的不同而改变其颜色，因此就能确定该反应体系的pH值，因指示剂的变色区域在某一范围内，所以要准确确定反应终点是困难的，实际上是把变色点作为终点来当作决定反应结束的标志。

指示剂在变色范围以内所呈现的颜色叫中间色，比中间色pH范围偏酸性方面所呈现的颜色称为酸色；比中间色pH范围偏碱性方面所呈现的颜色称为碱色。

指示剂变色范围：

pH=PkIn±1如果溶液中[HIn]=[In-]，则溶液的[H+]=kIn，即pH=pkIn，此时溶液呈现的颜色是酸式色和碱式色的中间色，这一点称为指示剂的变色点，是实际的滴定终点。

例如酚酞pKIn=9.1则其指示终点的范围是（8.0~10.0）在中和滴定时经常使用的指示剂有甲基橙（变色范围pH3.1～4.4），甲基红（变色范围pH4.2～6.2），酚酞（变色范围pH8.3～10.0）。

1.2.3中和滴定曲线

在中和滴定反应中，表示滴定过程溶液pH随滴定体积变化的曲线称为中和滴定曲线。

酸与碱的滴定反应在反应终点前后，将出现pH的突跃性变化，在这个pH突跃区间加入变色指示剂，根据指示剂颜色的变化可求出滴定终点。

也就是说滴定突跃是在化学计量点附近发生突变的pH范围，所以选择的原则是：

指示剂的变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内图1—l表示出滴定曲线与指示剂的关系。

常见的滴定类型如下。

1．强碱滴定强酸

强碱与强酸之间进行中和滴定反应，滴定曲线如图3—1中的A—B曲线。

一般强酸与强碱滴定曲线的pH突跃范围较宽，可用甲基红作为指示剂指示滴定终点。

例如：

盐酸的测定，取盐酸约3mL，置储有水约20mL并已精密称定质量的具塞锥形瓶中，精密称定，加水25mL与甲基红指示剂溶液2滴，用氢氧化钠（1mol／L）滴定液滴定。

1mL氢氧化钠滴定液相当于36.46mmol的盐酸。

2．强碱滴定弱酸

弱酸（如电离常数Ka＝10）用强碱中和时，滴定曲线如图3—1中的入A＇—B曲线。

一般滴定pH突跃范围随酸的电离常数减小而变短。

例如：

酮洛芬的测定，取酮洛芬约0.5g，精密称定，加中性乙醇25mL溶解，加酚酞指示剂溶液3滴，用氢氧化钠滴定液（1.1mol／L）滴定。

1mL氢氧化钠滴定液相当于25.34mg的酮洛芬。

3．强酸滴定弱碱

与强碱滴定弱酸的情形类似，滴定曲线如图1-1中的A—Ｂ＇曲线。

例如；双氯芬酸钠的测定，取双氯芬酸钠约０.5ｇ，精密称定，加水50mL溶解，加甲基红—溴甲酚绿混合指示剂溶液l滴，用硫酸滴定液（0.05mol／L）滴定。

1mL硫酸滴定液相当于31.81mｇ的双氯芬酸钠。

图1-1中和滴定与指示剂选择

A-B-强酸-强碱滴定曲线；A-B′-强酸-弱碱滴定曲线

A′-B-弱酸-强碱滴定曲线；A′-B′-弱酸-弱碱滴定曲线

1.2.4酸碱标准溶液的配制与标定

酸碱滴定法使用的标准溶液都是强酸、强碱溶液，除个别乙醇溶液外都是水溶液，浓度一般在0.01～1mol／L范围内，最常用的浓度是0.1mol／L。

1．酸标准溶液

常用的酸标准溶液有盐酸、硫酸标准溶液，其中尤以盐酸溶液用途较广，因为滴定反应生成的氯化物，大都可溶于水，而部分硫酸盐难溶于水。

HCl标准溶液一般用浓HCl采用间接法配制，即先配成大致浓度后用基准物质标定。

中国药典标定盐酸采用的基准物质为无水碳酸钠。

无水碳酸钠易制得纯品，价格便宜，但吸

湿性强，用前应在270～300℃干燥至恒重，置干燥器中保存备用。

酸标准溶液配制、标定方法详见中国药典附录。

2．碱标准溶液

碱标准溶液常用氢氧化钠，也有少数使用氢氧化钾配制。

NaOH易吸潮，也易吸收空气中的CO2生成Na2CO3，因此用间接法配制。

为了配制不含CO32-的碱标准溶液，可采用浓碱法，即先用NaOH配成饱和溶液，在此溶液中Na2CO3溶解度很小，待Na2CO3沉淀后，取上层澄清液稀释成所需浓度，再加以标定。

中国药典标定NaOH所用的基准物质为邻苯二甲酸氢钾，其标定反应如下：

1.2.5应用与示例

酸碱中和法在药典应用十分广泛，几乎有近一半的药物采用酸碱滴定法测定含量。

1．直接滴定

1）酸类强酸、CKa＞10-8的弱酸、混合酸、多元酸等都可用标准碱直接滴定。

如矿酸，芳香酸，脂肪酸等。

2）碱类强碱、CKb＞10-8的弱碱可用标准酸直接滴定。

如各种无机碱、生物碱、有机碱类。

例：

乙酰水杨酸的测定

乙酰水杨酸是芳酸酯类药物，分子结构中含有羧基，Ka＞10-8故可用标准NaOH直接滴定，以酚酞为指示剂。

滴定反应：

例：

药用氢氧化钠的测定—双指示剂滴定法：

NaOH易吸收空气中CO2使部分NaOH变成Na2CO3，形成NaOH和Na2CO3的混合物。

因为Na2CO3有两个化学计量点，可采用双指示剂滴定法，滴定过程分解示意如下

2．间接滴定（剩余滴定法）

凡是酸、碱、盐类难溶于水者。

作用较慢或是与滴定液作用时不易选择指示剂者先加入过量的滴定液，待作用完毕，再加入另一滴定液回滴。

3．置换滴定

某些