酸堿平衡和酸堿滴定-酸堿滴定法（應(yīng)用化學課件）

強堿滴定強酸1.強堿滴定強酸

以0.1000mol·L-1NaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol·L-1HCl溶液為例。(1)滴定前:加入滴定劑（NaOH）體積為0.00ml時，[H+]=cHCl=0.1000mol·L-1溶液pH=1.00(2)滴定中，加入滴定劑體積為18.00ml時：

溶液pH=2.28

加入滴定劑體積為19.98時

溶液pH=4.3

（離化學計量點差約半滴）

化學計量點，即加入滴定劑體積為20.00ml

反應(yīng)完全

pH=7.00

(4)化學計量點后當?shù)稳氲味▌w積為20.02?ml，過量0.02ml（約半滴）時pOH=4.30pH=9.70強堿滴定一元弱酸2.強堿滴定一元弱酸例:以0.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/LHAc溶液為例，通常用最簡式來計算溶液的pH值。⑴滴定開始前，一元弱酸(用最簡式計算)

與強酸相比，滴定開始點的pH抬高。

⑵化學計量點前，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=0.02

0.1000/(20.00+19.98)=5.00

10-5mol/L

cb=19.98

0.1000/(20.00+19.98)=5.00

10-2mol/L[H+]=Ka

ca/cb=10-4.74[5.00

10-5/(5.00

10-2)]=1.82

10-8pH=7.74⑶化學計量點

生成HAc的共軛堿NaAc（弱堿），其濃度為：

cb=20.00

0.1000/(20.00+20.00)=5.00

10-2mol/L此時溶液呈堿性，需要用pKb進行計算pKb=14-pKa=14-4.74=9.26[OH-]=(cb

Kb)1/2=(5.00

10-2

10-9.26)1/2

=5.24

10-6mol/L

pOH=5.28pH=14-5.28=8.72⑷化學計量點后

加入滴定劑體積20.02mL[OH-]=(0.1000

0.02)/(20.00+20.02)=5.0

10-5mol/L

pOH=4.3,pH=14-4.3=9.70.1000mol/LNaOH溶液滴定20.00mL0.1000mol/LHAc溶液滴加體積：0~19.98ml，滴加體積：19.98~20.02ml

滴定開始前pH=2.87pH值抬高，滴定突躍范圍變小。多元酸（堿）的滴定1.多元酸的滴定

（1）滴定的可行性判斷（包括能否分步滴定的判斷）；（2）化學計量點的計算；（3）指示劑的選擇。

指示劑的選擇用0.10mol.L-1NaOH溶液滴定0.10mol.L-1的H3PO4二元酸滴定的可行性判斷2.二元酸滴定的可行性判斷以0.1000mol/L的NaOH滴定同濃度、不同強度的二元酸pH滴定百分數(shù)

%

混合酸的滴定3.混合酸的滴定NaOH滴定弱酸HA和HB，

（1）

滴定至第一化學計量點，體系A(chǔ)-