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1、5.4.2強堿滴定弱酸NaOH滴定HAc以0.1000mol/LNaOH滴定20.00mL0.1000mol/LHAc為例，討論強堿滴定弱酸的滴定曲線和指示劑的選擇。1、滴定開始前滴定前溶液是0.1000mol/L的HAc溶液，溶液中H+離子濃度為：2、滴定開始至化學計量點前溶液中未反應的HAc和反應產物Ac－同時存在，組成一個緩沖體系。一般可以按如下計算：pH=pKa+lg(cAc--/cHAc)例如，當滴入NaOH溶液19.80mL時，有：代入上式得：pH＝4.74＋lg[（4.97×10-2）/（5.03×10-4）]=6.732、滴定開始至化學計量點前（續(xù)）同理，可以計算加入NaOH
2、溶液為19.98mL時，溶液的pH值為：pH=pKa+lg(cAc-/cHAc)此時，僅剩余0.02mlHAc未反應。pH＝7.743、化學計量點時已滴入NaOH20.00mL，此時全部HAc被中和，生成NaAc。由于Ac－是弱堿，根據它在溶液中的離解平衡，可求得：可見，化學計量點的pH值大于7,溶液顯弱堿性。pOH＝5.28pH=8.724、化學計量點后由于過量的NaOH的存在，抑制了醋酸根離子的離解，此時溶液的pH值主要取決于過量的NaOH濃度，其計算方法與前相同。例如，已滴入NaOH溶液20.02mL（過量0.02mL），此時pH值可以計算如下：如此逐一計算，可得一系列計算結果如下表所
3、示：pOH＝4.30pH＝9.7表加入體積(mL)中和百分數過量體積(mL)pH值0.000.002.8718.0090.005.7019.8099.006.7319.9899.907.7420.00100.08.7220.02100.10.029.7020.20101.00.2010.7022.00110.02.0011.7040.00200.020.0012.50用0.1000mol/LNaOH滴定20.00mL0.1000mol/LHAc計算數據列表5、強堿滴定弱酸滴定曲線（一）從表和圖中可以看出：滴定前0.1000mol/L的HAc比等濃度的HClpH值約大2個pH單位。這是由于HA
4、c的離解度要比等濃度的HCl小的緣故。滴定開始后，曲線的坡度比滴定HCl時更傾斜，繼續(xù)滴入NaOH，由于NaAc的生成，構成了緩沖體系，溶液的pH值增加緩慢，這一段曲線較為平坦。強堿滴定弱酸滴定曲線（二）接近化學計量點時，由于HAc剩下很少，緩沖作用減弱，pH值變化速度又逐漸加快。直到化學計量點時，溶液pH值發(fā)生突變，pH值為8.72，在堿性范圍內。化學計量點后，pH變化規(guī)律與強堿滴定強酸情況基本相同?；瘜W計量點附近pH的突躍范圍為7.74～9.70,比同濃度的強堿滴定強酸要小得多，這就是強堿滴定弱酸的特點。6、影響滴定曲線突躍大小的因素從以上的討論可以歸納以下幾點與物質的本質有關。與反應物
5、濃度有關（酸堿滴定還與強度有關）。與滴定的條件有關。7、強堿滴定弱酸指示劑的選擇從pH突躍范圍可知：在酸性范圍內變色的指示劑，如甲基橙等此時均不可使用（因引起較大的滴定誤差）；而酚酞，百里酚酞，百里酚藍等變色范圍恰好在突躍范圍之內，因而可作為這一滴定類型的指示劑。弱酸弱堿可以在水中滴定的判別（一）從圖中可以看出：當離解常數為10-9（如：H3BO3）時，由于溶液的pH已經很高，看不出滴定突躍；在水溶液中無法用一般的酸堿指示劑來指示終點；所以不是所有的弱酸弱堿都可以在水溶液中進行滴定。（可以在非水溶液中滴定，參見有關非水滴定的書及資料）弱酸弱堿可以在水中滴定的判別（二）當弱酸溶液的濃度C和其離
6、解常數K的乘積大于或等于10-8，其滴定突躍可大于0.3pH單位，一般人的眼睛可以辨別，滴定可以直接進行。以此作為判別弱酸弱堿可以在水中滴定的標準。另外，可以采用較濃的標準溶液來滴定(但注意引入的誤差）?？梢栽诜撬芤褐械味?。(參見有關非水滴定的專著及資料）
