（*基準(zhǔn)）與D級(jí)（工作基準(zhǔn)）兩個(gè)級(jí)別，主體成分體積分?jǐn)?shù)分別為99.98~100.02%和99.95~100.05%，D級(jí)基準(zhǔn)試劑是滴定分析中 的標(biāo)準(zhǔn)物質(zhì)，基準(zhǔn)試劑規(guī)定采用淺綠色標(biāo)簽。 ②普通試劑 普通試劑是實(shí)驗(yàn)室廣泛使用的通用試劑，一般可分為三個(gè)級(jí)別，其 規(guī)格和適用范圍見下表： 普通試劑的規(guī)格和適用范圍
③高純?cè)噭? 高純?cè)噭┲黧w成分含量通常與優(yōu)級(jí)純?cè)噭┫喈?dāng)，但雜質(zhì)含量很低，而且雜質(zhì)檢測(cè)項(xiàng)目比優(yōu)級(jí)純或基準(zhǔn)試劑多1~2倍。高純?cè)噭┲饕糜谖⒘糠?strong>氮?dú)獯祾邇x析中試樣的分解及溶液的制備。 ④試劑 試劑是一類具有專門用途的試劑。其主體成分含量高，雜質(zhì)含量很低。它與高純?cè)噭┑膮^(qū)別是：在特定的氮?dú)獯祾邇x用途中干擾雜質(zhì)成分只需控制在不致產(chǎn)生明顯干擾的限度以下。試劑種類很多，如光離，在稀溶液中*以離子形式存在，基本上不存在未電離的分子。對(duì)它們而言， 氮吹儀廠家電離平衡并沒有實(shí)際意義。而通常說的弱酸（如ＨＳ、ＨＦ、ＨＣＯ及大多數(shù)有機(jī) ２２３ 酸）和弱堿（如乙二胺、吡啶等大多數(shù)有機(jī)堿、ＮＨ·ＨＯ及大多數(shù)二價(jià)、三價(jià)金屬的 ３２ 氫氧化物）則屬于弱電解質(zhì)。它們?cè)谒芤褐邪l(fā)生程度不同的部分電離，因而在溶 液中存在著分子與其離子間的平衡。這就是弱酸弱堿在水溶液中的電離平衡。 一、弱酸弱堿的電離平衡 １．弱酸弱堿的電離常數(shù) 弱酸弱堿的電離平衡亦即酸堿平衡，具有平衡的一切特征，遵循平衡的共同 規(guī)律。因此每種弱酸或弱堿的電離平衡，都可用一個(gè)相應(yīng)的平衡常數(shù)Ｋ來表征 其特征。Ｋ砓 ｉ稱為弱酸弱堿的電離平衡的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，亦稱酸堿電離常數(shù)。 砓 Ｋ是由熱力學(xué)導(dǎo)出的常數(shù)，量綱為一，只隨平衡體系的溫度而變。當(dāng)溫度確定 ｉ 砓 時(shí)，即為定值。由于通常研究酸堿平衡多在室溫條件下，因而若無特別標(biāo)明，Ｋ ｉ 總是指２９８Ｋ時(shí)
的平衡常數(shù)。當(dāng)溫度在室溫范圍內(nèi)變化時(shí)，相應(yīng)的Ｋ砓 ｉ（Ｔ）變化 很小，在一般的計(jì)算中可直接用Ｋ砓 ｉ（２９８Ｋ）進(jìn)行計(jì)算。通常用下標(biāo)ａ、ｂ區(qū)別弱 酸和弱堿，Ｋ砓 ａ表示弱酸電離常數(shù)，Ｋ砓 ｂ表示弱堿電離常數(shù)。 *節(jié) 溶液中的酸堿平衡７１ 按照平衡常數(shù)的定義及熱力學(xué)原理，Ｋ砓 ａ和Ｋ砓 ｂ可用平衡體系中各組分的相 對(duì)平衡濃度求算。為方便起見，本書中用符號(hào)［Ｂ］表示平衡體系中某一組分物 質(zhì)Ｂ的相對(duì)濃度。另外，由于在水溶液中水總是大量的，在計(jì)算Ｋ砓 ｉ的公式中， ［ＨＯ］的值可看作是不變的，合并入常數(shù)項(xiàng)中，所以在計(jì)算水溶液中任何平衡過 程的平衡常數(shù)時(shí)，水的相對(duì)平衡濃度項(xiàng)一律不出現(xiàn)在計(jì)算公式中。 例如：ＡｃＨ＋＋Ａｃ（實(shí)為ＨＡｃ＋Ｈ２ＯＨ＋ ３Ｏ＋Ａｃ， ［Ｈ＋ ３Ｏ］＝［Ｈ＋］） 砓砓 Ｋ砓（ＨＡｃ）＝ ｛ｃ（Ｈ＋）／ｃ｝×｛ｃ（Ａｃ）／ｃ｝ ＝ ［Ｈ＋］［Ａｃ］ ａ砓 ｛ｃ（ＨＡｃ）／ｃ｝［ＨＡｃ］ ＮＨ３＋Ｈ２ＯＮＨ＋ ４＋ＯＨ ［ＮＨ＋］［ＯＨ］ 砓４ Ｋ（ＮＨ·ＨＯ）＝ ［ＮＨ］ ｂ３２
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