酸堿平衡與酸堿滴定法

第六章酸堿平衡與酸堿滴定法

Chapter6Acid-baseEquilibriumandAcid-baseTitration第一節(jié)電解質(zhì)溶液Section1Solution第三節(jié)酸堿理論Section3Acid-baseTheory第五節(jié)緩沖溶液Section5Buffersolution第七節(jié)酸堿滴定法Section7Acid-baseTitration

第二節(jié)酸堿平衡Section2Acid-baseEquilibrium第四節(jié)鹽類的水解Section4SaltEquilibrium

第六節(jié)酸堿指示劑Section

6Acid-baseIndicator

內(nèi)容提要

本章首先介紹了電解質(zhì)溶液，重點(diǎn)介紹了酸堿理論、酸堿溶液的電離平衡及pH的計(jì)算，緩沖溶液的組成，pH的計(jì)算方法，常見酸堿滴定體系的滴定曲線及指示劑的選擇，并以實(shí)例介紹了酸堿滴定法在實(shí)際工作中的應(yīng)用。溶液：

凡兩種以上的物質(zhì)混和形成的均勻穩(wěn)定的分散體系，叫做溶液。

氣體溶液、固體溶液、液體溶液溶解過程：

①溶質(zhì)分子或離子的離散過程②溶劑化過程溶液的形成伴隨隨能量、體積、顏色的變化。溶液：電解質(zhì)溶液、非電解質(zhì)溶液第一節(jié)電解質(zhì)溶液強(qiáng)電解質(zhì)理論上100%電離數(shù)據(jù)表明：①對(duì)于正負(fù)離子都是一價(jià)的電解質(zhì)，如HNO3，KCl等，其電離度接近100%；②正負(fù)離子為二價(jià)的電解質(zhì)溶液的電離度較一價(jià)的??；③電解質(zhì)溶液越濃，電離度越小。1923年，Debye及Hückel提出離子氛（ionicatmosphere）概念。觀點(diǎn)：強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中是完全電離的，但是由于離子間的相互作用，每一個(gè)離子都受到相反電荷離子的束縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，其表現(xiàn)是：溶液導(dǎo)電能力下降，電離度下降，依數(shù)性異常。1、活度與活度系數(shù)活度：是指有效濃度，即單位體積電解質(zhì)溶液中表現(xiàn)出來的表觀離子有效濃度，即扣除了離子間相互作用的濃度。以a（activity）表示。

aB=rB

×

cBrB

：活度系數(shù)，稀溶液中，rB

<1；極稀溶液中，rB

接近1。2、離子強(qiáng)度I=?∑bizi2bi：溶液中第i種離子的濃度，

zi：第i種離子的電荷離子強(qiáng)度

I

表示了離子在溶液中產(chǎn)生的電場(chǎng)強(qiáng)度的大小。離子強(qiáng)度越大，正負(fù)離子間作用力越大。

數(shù)據(jù)表明：①

離子強(qiáng)度越大，離子間相互作用越顯著，

活度系數(shù)越??；②

離子強(qiáng)度越小，活度系數(shù)約為1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于濃度。③

離子電荷越大，相互作用越強(qiáng)，活度系數(shù)越小。

第二節(jié)酸堿平衡一、電離平衡常數(shù)和電離度ABA++B-

cA

·

cB

K=

cAB%=(已解離的分子數(shù)/原分子數(shù))100

=(已電離的濃度/初始濃度)100電解度(離解度%)：平衡時(shí)弱電解質(zhì)的電離百分率

稀釋定律:HAcH++Ac初始濃度c00平衡濃度cccc∴Ka=(c)2/{c(1

)}

當(dāng)<5%時(shí)，1

≈1Ka=c2=—稀釋定律表明隨著溶液濃度的降低，電離度增大。二、水的電離和pH值1．水的離子積常數(shù)Krw

H2O+H2OH3O++OHH2OH++OH298K，純水中的[H3O+]=[OH]=1.0107mol·dm3Kw=[H3O+]·[OH]=1.01014

Kw叫做水的離子積常數(shù)酸性：

cH＞1.0107mol·dm3pH

＜7

中性：cH=1.0107mol·dm3pH

=7堿性：cH

＜1.0107mol·dm3pH

＞7

pH

=—lgcH+

pOH

=—lgcOH-

例1．0.1mol·dm3HCl溶液中，[H+]=0.1mol·dm3

pH=lg(0.1mol·dm3/1mol·dm3)=1.0

pOH=14.01.0=13.0例2．0.1mol·dm3NaOH溶液中，[OH]=0.1mol·dm3

pOH=lg(0.1mol·dm3/1mol·dm3)=1.0

pH=14.01.0=13.0弱酸的電離平衡常數(shù)Ka

的大小可用來衡量同類型弱酸的相對(duì)強(qiáng)弱，在相同溫度下，Ka表示酸性越強(qiáng)，Ka隨T升高而增大。三、一元弱酸、弱堿的電離平衡1．一元弱酸的電離平衡

HAH++AcH+·

cA-

Ka=

cHA

對(duì)于一元弱酸，其cH+

值計(jì)算如下：

HAcH++Ac-

起cA00

平cA-cH+

cH+cH+cH+2

Ka=

cA—cH+

當(dāng)cA/Ka>500,cA-cH+cA

cH+=√Ka

cA當(dāng)cA/Ka＜500,cA-cH+≠cA

cH+==-Ka/2+√Ka2/4+Ka

cA若酸極稀且酸極弱時(shí)，雖然cA/Ka>500也不能用近似公式；可用下列式子計(jì)算：

cH+=√Ka

cA+KW例3：計(jì)算下列各濃度的HAc溶液的[H]+和電離度（1）0.1moldm-3(2)1.010-5

moldm-3

解：（1）x2/(0.1-x)=Ka

cA/Ka

500，0.1-x0.1[H]+＝1.310-3

moldm-3

=1.3%(2)cA/Ka<500，故不能近似計(jì)算。

x2/(c-x)=1.810-5

解一元二次方程：

x=[H]+＝7.1610-6

moldm-3

=71.6%

2．一元弱堿的電離過程N(yùn)H3·H2O(aq)NH4+(aq)+OH-(aq)

起cb00

平cb-cOH-cOH-cOH-cOH-2

Kb

=

cb—cOH-

當(dāng)cb/Kb>500,cb-cOH-cb

cOH-=√Kb

cb當(dāng)cb/Kb＜500,cb–cOH-≠cb

cOH-=-Kb/2+√Kb2/4+Kb

cb3、同離子效應(yīng)HAcH++Ac-NaAc→Na++Ac-NaAc是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，使溶液中Ac-的量大大增加，使平衡向左移動(dòng)，降低HAc的電離度。

四、多元弱酸、弱堿的電離平衡

特點(diǎn)：分步進(jìn)行1．二元弱酸的電離平衡

H2SH++HS-Ka1=[H+][HS-]/[H2S]

=1.110-7

HS-H++S2-Ka2

=[H+][S2-]/[HS-]

=1.010-14Ka1Ka2

=K=[H+]2[S2-]/[H2S]

=1.110-21例4:計(jì)算0.1moldm-3的H2S水溶液(飽和水溶液)的[H+]、[HS-]、[S2-]及pOH。H2SH++HS-起始濃度0.100平衡濃度0.1-xxx

c/Ka1>500,近似地：0.1-x=0.1x2/0.1=Ka1x=[H+]=[HS-]

=1.010-4mol·dm3由二級(jí)平衡:HS-H++S2-平衡濃度:1.010-4

1.010-4

y

Ka2=[H+][S2-]/[HS-]

=1.010-14

y=

Ka2

[H+][OH-]=Kw[OH-]=1.010-10mol·dm3

pOH=10.00例5、在0.3moldm-3的鹽酸溶液中通入H2S水溶液至飽和，求溶液中的[HS-]和[S2-].解：

H2SH++HS-起始濃度0.10.30平衡濃度0.10.3x

[HS-]

=K1

0.1/0.3=3.710-8

mol·dm3由二級(jí)平衡:HS-H++S2-平衡濃度:3.710-8

0.3

y[S2-]=y=[HS-]

=1.010-14

3.710-8

=3.7

10-22mol·dm3

2．三元酸的電離平衡0.1moldm-3的磷酸溶液中的[H3PO4],[H2PO4-],[HPO42-],[PO43-],[H+]3．高價(jià)水合陽離子的電離[Al(H2O)6]3+

+H2O[Al(H2O)5(OH)]2++H3+OKa1[Al(OH)(H2O)5]2++H2O[Al(H2O)4(OH)]++H3+OKa2

[Al(OH)2(H2O)4]2++H2O[Al(H2O)4(OH)]++H3+O

Ka34.酸式鹽的電離

存在酸式電離及堿式電離NaH2PO4,H2PO4-既是質(zhì)子酸,又是質(zhì)子堿.

溶液呈酸性

多元弱酸、弱堿的電離以第一步為主溶液中同時(shí)存在H2S、HS、H+、S2

[H+]2[S2]/[H2S]=1.11021

飽和H2S水溶液，[H2S]=0.1mol·dm3可求出不同pH下的[S2]H2SO4的電離平衡

H2SO4=H++HSO4-HSO4-=H++SO42-

Ka2=[H+]

[SO42-]=1.210-2

結(jié)論:1、多元弱酸中,若K1K2K3,通常K1/K2>102,求[H+]時(shí),可做一元弱酸處理.2、二元弱酸中,酸濃度近似等于二級(jí)電離常數(shù),與酸原始濃度關(guān)系不大3、在多元弱酸溶液中,酸根濃度極低,在需要大量酸根離子參加的化學(xué)反應(yīng)中,要用相應(yīng)的鹽而不是相應(yīng)的酸.第三節(jié)酸堿理論Section3Acid-baseTheory

一、酸堿電離理論

凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的陽離子全部都是H+

的化合物叫酸（acid）；電離時(shí)產(chǎn)生的陰離子全部是OH的化合物叫堿（base）Arrhenius(阿侖尼烏斯)1887年提出。局限：無法解釋NaCO3，Na3PO4

呈堿性；

NH4Cl現(xiàn)酸性的事實(shí)；

無法解釋非水溶液中的酸堿行為液氨中：

NH4++NH2-=2NH3二、質(zhì)子理論

1923年，丹麥Bronsted和英國Lowry1、酸堿質(zhì)子理論

凡是能給出質(zhì)子的分子或離子稱為酸，凡是能接收質(zhì)子的分子或離子稱為堿。酸質(zhì)子＋堿[Al(H2O)6]3+

[Al(H2O)5(OH)]2++H+酸堿質(zhì)子

HPO42－

PO43－+H+酸堿質(zhì)子

HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+

等都能給出質(zhì)子，都是酸；而OH、Ac、NH3、HSO3、CO32等都能接受質(zhì)子，都是堿：共軛酸堿：酸堿存在著對(duì)應(yīng)的相互依存的關(guān)系；物質(zhì)的酸性或堿性要通過給出質(zhì)子或接受質(zhì)子來體現(xiàn)。①酸和堿可以是分子，也可以是陽離子或陰離子②有的酸和堿在某對(duì)共軛酸堿中是堿，但在另一對(duì)共軛酸堿對(duì)中是酸；③質(zhì)子論中不存在鹽的概念，它們分別是離子酸或離子堿2．

共軛酸堿：（1）

強(qiáng)電解質(zhì)的電離：

HCl+H2O=H3O++Cl強(qiáng)酸1強(qiáng)堿2弱酸2弱堿1

酸性：HCl>H3O+堿性：H2O>Cl強(qiáng)酸和強(qiáng)堿作用生成弱酸弱堿的過程，是不可逆過程。酸性：HAc<H3O+堿性：H2O<Ac酸性：H2O<NH4+堿性：NH3<OH由弱酸弱堿作用生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反應(yīng)，是可逆過程。（2）弱酸、弱堿的電離HAc+H2OH3O++Ac弱酸1弱堿2強(qiáng)酸2強(qiáng)堿1

NH3+H2ONH4++OH

弱堿1弱酸2強(qiáng)酸2強(qiáng)堿1（3）水的自偶電離

H2O+H2OH3O++OH－弱酸1弱堿2強(qiáng)酸2強(qiáng)堿1弱酸弱堿的相互作用是生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反應(yīng)是可逆過程。（4）鹽類的水解Ac+H2OHAc+OH

弱堿1弱酸2強(qiáng)酸1強(qiáng)堿2也是弱酸弱堿作用生成強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反應(yīng)，是可逆過程。（5）中和反應(yīng)

二個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)，強(qiáng)堿奪取強(qiáng)酸中的質(zhì)子，生成更弱的酸及堿的反應(yīng)。（6）酸堿常數(shù)的相互關(guān)系例：

H++Ac-HAc1/Ka+)H2OH++OH－

KW

Ac+H2OHAc+OH

Kh(Kb)相互關(guān)系:

Kh=KW/Ka或KW=KaKh（7）溶劑對(duì)酸堿性的影響HCl+H2OH3O++Cl

強(qiáng)酸1強(qiáng)堿2弱酸2弱堿1在水中，HAc+H2OH3O++Ac

弱酸1弱堿2強(qiáng)酸2強(qiáng)堿1H2O是區(qū)分溶劑一、一元弱酸或弱堿的水解1、一元弱酸強(qiáng)堿鹽的水解

NaAc→Na++Ac-（完全電離）Ac+H2OHAc+OH

Kh(Kb)當(dāng)cs/Kb>500,

cOH-=√Kb

cscOH-=√(Kw/Ka)

cs第四節(jié)鹽類的水解

Section4EquilibriumofSalt2、一元強(qiáng)酸弱堿鹽的水解

NH4Cl→NH4++Cl-（完全電離）NH4++H2OH++NH3H2O

Kh(Ka)當(dāng)cs/Ka>500,

cH+=√Ka

cscH+=√(Kw/Kb)

cs3、一元弱酸弱堿鹽的水解

NH4Ac→

NH4++Ac-（完全電離）NH4++OHNH3·H2O

1/KbAc+H+HAc1/Ka+)H2OH++OH－

KWNH++Ac-+H2O

NH3·H2O+HAcKh

Kh=KW/(Ka·

Kb)弱酸弱堿鹽水解趨勢(shì)很大。用下式可近似計(jì)算H+的濃度：

cH+=√KwKa

/Kb鹽類的溶液的酸堿性有下列三種情況：1）Ka

＞Kb時(shí)，呈酸性；2）Ka

＜

Kb時(shí)，呈堿性；3）Ka

＝

Kb時(shí)，呈中性。例6：計(jì)算0.01mol·dm-3的NH4Ac溶液中，NH3·H2O、HAc、H+的濃度。解：NH4++Ac-+H2O

NH3·H2O+HAc平衡時(shí)c-xc-xxx

[NH3][HAc]Kh

=

=Kw/{Ka·Kb}=3.09×10-5

[NH4+]

[Ac-]因?yàn)?/p>

c/Kh

>500

x2/(0.01-x)2=3.09×10-5

x=5.56×10-5[NH3]=[HAc]=5.56×10-5[H+]=1×10-7例7、將2.45g固體NaCN配成500ml水溶液，計(jì)算溶液的pH值？(已知HCN的Ka＝4.910-10)解：NaCN的濃度＝2.45/490.5=0.1moldm-3CN-+H2OHCN+OH-平：c-xxx

x=[OH-]=1.410-3moldm-3pOH=2.85,pH=11.15

例8試計(jì)算0.1mol·dm-3Na2S溶液中,[S2-],[OH-]以及S2-

的電離度.解:S2-

在水溶液中的分步電離平衡

S2-+H2O=OH-+HS-

HS-+H2O=OH-+H2S由于Kb1>>Kb2,溶液[OH-]取決于第一步電離,

S2-+H2O=OH-+HS-起始濃度0.100平衡濃度

x0.1-x0.1-x

[OH-][HS-]/[S2-]=8.3,

(0.1-x)2/x=8.30.1-x0.1x=1.210-31mol·dm-3=[S2-][OH-]=0.1-1.2

10-3=9.910-2=[HS-]%=(0.1-1.2

10-3/0.1)100=99%二、多元弱酸鹽的水解第一步水解是主要的，常忽略第二步水解。Kh,1=KW/Ka,2Kh,2=KW/Ka,1三、多元弱酸酸式鹽溶液的酸堿性

cH+=√Ka,1Ka,2四、影響鹽類水解的因素1、濃度對(duì)水解的影響2、溫度對(duì)水解的影響3、酸度對(duì)水解的影響

附：Lewis的酸堿電子理論1．Lewis的酸堿電子理論的提出質(zhì)子理論無法解釋:如SnCl4、AlCl3等的酸堿性行為2．理論要點(diǎn)：凡可以接受電子對(duì)的分子、原子團(tuán)、離子為酸（electronpairacceptor）；凡可以給出電子對(duì)的物質(zhì)為堿（electronpairdonor）。3．酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是形成配位鍵的反應(yīng)；堿提供電子對(duì)，酸以空軌道接受電子對(duì)形成配位鍵。H＋＋:OH–HOHAlCl3

＋Cl–

AlCl4–

Cu2++4:NH3

Cu2+4(NH3)4．Lewis的電子理論有關(guān)酸、堿的劃分凡金屬陽離子及缺電子的分子都是酸；凡與金屬離子結(jié)合的陰離子或中性分子都是堿。5．Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點(diǎn)：優(yōu)點(diǎn)：一切化學(xué)反應(yīng)都可概括為酸堿反應(yīng)缺點(diǎn)：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性無法判斷酸堿性的強(qiáng)弱第五節(jié)緩沖溶液Section5Buffersolution一、緩沖作用和緩沖系1.實(shí)驗(yàn)事實(shí)：向純水(pH=7.0)中加入少量酸或堿，pH值會(huì)發(fā)生顯著變化向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或堿，溶液的pH值幾乎不變。2.緩沖溶液:

是一種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液。例5-13

：向1dm30.1mol·dm-3HAc-NaAc混合液中分別滴加0.1cm3

1mol·dm-3HCl或NaOH溶液，pH改變多少解：⑴0.1mol·dm-3HAc-NaAc溶液的pH值：HAcH++Ac-

0.10.1

pH=pKa=4.75

⑵滴加0.1cm3

1mol·dm-3HCl后：HAcH++Ac-

0.1+1×10-40.1-1×10-4

pH=pKa=4.75⑶滴加0.1cm3

1mol·dm-3NaOH溶液后：HAcH++Ac-

0.1×10-40.1+1×10-4

pH=pKa=4.75結(jié)論：加入少量酸堿pH值不發(fā)生改變3.緩沖原理：

HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-加入酸，如HCl，H+與Ac-結(jié)合，生成HAc，cAc-/cHAc變化不大，溶液的pH值變化不大。加入堿，如NaOH，HAc與OH-與結(jié)合，生成Ac-，cAc-/cHAc變化不大，溶液PH值變化也不大結(jié)論：少量外來酸堿的加入不會(huì)影響溶液的pH值，緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。4.緩沖系常見的緩沖對(duì)由弱酸—弱酸鹽、弱堿—弱堿鹽共軛酸堿對(duì)組成。

如HAc—NaAc

NH3·H2O—NH4Cl二、緩沖溶液[H+]的計(jì)算弱酸—弱酸強(qiáng)堿鹽HAcH++Ac-

平

c酸

xc鹽

pOH=pKb–lgc堿/c鹽弱堿—強(qiáng)酸弱堿鹽的緩沖體系：結(jié)論：

緩沖溶液的pH取決于兩個(gè)因素，即Ka(Kb)及

c酸/c鹽（c酸/c鹽）

適當(dāng)?shù)叵♂尵彌_溶液時(shí)，由于酸和鹽同等程度地減少，pH值基本保持不變。

稀釋過度，當(dāng)弱酸電離度和鹽的水解作用發(fā)生明顯變化時(shí)，pH值才發(fā)生明顯的變化。三、緩沖容量和緩沖范圍1、緩沖容量?jī)山M分的濃度控制在0.05~0.5

mol·dm-3之間較適宜。2、緩沖范圍

pKa±1或

pKb±1兩組分的濃度比控制在1：10與10：1之間較適宜。四、緩沖溶液的選擇與配制:1、緩沖溶液的選擇找出與溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱堿；選擇的緩沖液不與反應(yīng)物或生成物發(fā)生反應(yīng)。常用的緩沖體系見P260表15-615-7例1．欲配制pH=5.0的緩沖溶液應(yīng)選擇體系NaAc-HAc體系，pKa=4.74例2．欲配制pH=9.0的緩沖溶液，應(yīng)選擇NH3-NH4Cl體系,pKb=4.74,pH=9.262、緩沖溶液的配制1）在一定量的弱酸或弱堿中加入固體鹽2）相同濃度的弱酸（或弱堿）及其鹽的溶液按體積比混合3）一定量的弱酸（弱堿）中加入一定量的強(qiáng)堿（弱酸），通過中和反應(yīng)生成的鹽和剩余的酸或堿組成緩沖溶液。例:

緩沖溶液的組成為1.00moldm-3的NH3·H2O和1.00moldm-3的NH4Cl,試計(jì)算（1）緩沖溶液的pH值；（2）將1.0cm3濃度為1.00moldm-3的NaOH溶液加入到50cm3該溶液時(shí)引起的pH值變化；（3）將同量的NaOH加入到50cm3純水中引起的pH值變化解：（1)pOH=4.74—0=4.74

pH=9.26pOH=pKb–lgc堿/c鹽(2)在50cm3緩沖溶液中含NH3·H2O和NH4+各為0.05mol,加入NaOH的量為0.001molOH－，它將消耗0.001molNH4+并生成0.001molNH3·H2O，故：

NH3·H2ONH4＋＋OH－平x

pH=9.27（3）pH=12.3pOH=pKb–lgc堿/c鹽五、緩沖溶液的應(yīng)用許多化學(xué)反應(yīng)要在一定pH范圍內(nèi)進(jìn)行；人體血液必須維持pH在7.4左右。

第六節(jié)酸堿指示劑Section6Acid-baseIndicator1、變色原理HIn表示石蕊

HInH++In

紅

藍(lán)

K=([H+]

[In])/[HIn]當(dāng)c(HIn)c(In)時(shí)，溶液呈紅色，是酸性當(dāng)c(HIn)c(In)時(shí)，溶液呈藍(lán)色，是堿性[HIn][H+]=K

[In]2、變色范圍[HIn]/[In]10,pHpKHIn–1[HIn]/[In]0.1，pHpKHIn+1pH在pKHIn±1之間指示劑顏色變化，變色范圍是[H+]在0.110之間。pH=pKHIn為指示劑的理論變色點(diǎn)。3、混合指示劑（自學(xué)）第七節(jié)酸堿滴定法

Section7Acid-baseTitration

一、滴定曲線的計(jì)算及繪制

1、滴定曲線的作用：(1)確定滴定終點(diǎn)時(shí)滴定劑的消耗體積；(2)判斷滴定突躍大小；(3)確定滴定終點(diǎn)與化學(xué)計(jì)量點(diǎn)之差；(4)選擇指示劑；2、酸堿滴定曲線的計(jì)算1)強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸例：0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00ml0.1000mol/LHCl溶液.

(1)滴定前，加入滴定劑(NaOH)體積為0.00mL時(shí)：

0.1000mol/L鹽酸溶液的pH=1.00

(2)

滴定中，加入滴定劑體積為18.00mL時(shí)：

[H+]=0.1000(20.00-18.00)/(20.00+18.00)=5.3

10-3mol/L

溶液pH=2.28

加入滴定劑體積19.98mL時(shí)(離化學(xué)計(jì)量點(diǎn)差約半滴):

[H+]=cVHCl/V=0.1000

(20.00-19.98)/(20.00+19.98)=5.0

10-5mol/L

溶液pH=4.3

(3)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)，加入滴定劑體積為：20.00mL

反應(yīng)完全,溶液中[H+]=10-7mol/L,pH=7

(4)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后，加入滴定劑體積為20.02,過量0.02mL(約半滴)

[OH-]=n(NaOH)/V

=(0.10000.02)/(20.00+20.02)=5.010-5mol/LpOH=4.3

pH=14-4.3=9.7NaOH滴定HCl的滴定曲線：

討論:

1)滴定過程中，溶液總體積不斷增加，計(jì)算時(shí)應(yīng)注意。2）滴定的前18mL,pH變化僅2.28-1=1.28；而化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前后0.04mL(約1滴),pH變化9.70-4.30=5.40指示劑變色點(diǎn)（滴定終點(diǎn)）與化學(xué)計(jì)量點(diǎn)并不一定相同，但相差不超過±0.02mL,相對(duì)誤差不超過±0.1%。符合滴定分析要求。

2)強(qiáng)堿滴定弱酸2)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前，加入滴定劑體積19.98mL

開始滴定后,溶液即變?yōu)镠Ac(ca)-NaAc(cb)緩沖溶液

ca=0.020.1000/(20.00+19.98)=5.0010-5mol/L

cb=19.980.1000/(20.00+19.98)=5.0010-2mol/L[H+]=Kaca/cb=10-4.74[5.0010-5/(5.0010-2)]=1.8210-8

pH=7.74例:0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/LHAc溶液繪制滴定曲線時(shí),常用最簡(jiǎn)式來計(jì)算溶液的pH值.

1)滴定開始前，一元弱酸(用最簡(jiǎn)式計(jì)算)4）化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后加入滴定劑體積20.02mL[OH-]=(0.10000.02)/(20.0