1、強(qiáng)堿滴定弱酸

　　以0.1000mol/L的NaOH溶液滴定20.00Ml0.1000mol/L的HAc為例，它們的反應(yīng)是：

　　生成的NaAc是一種強(qiáng)堿弱酸鹽，水解后溶液呈堿性，所以滴定達(dá)到計(jì)量點(diǎn)時(shí)溶液呈堿性。滴定過程如下：

　?、俚味ㄇ?滴定前HAc溶液濃度為0.1000mol/L,由于HAc是弱酸，只部分電離，因此溶液中的H+濃度須根據(jù)HAc的電離平衡來計(jì)算：

　?、谟?jì)量點(diǎn)前 滴定開始至計(jì)量點(diǎn)前，溶液中剩余的HAc、反應(yīng)產(chǎn)物NaAc同時(shí)存在。組成緩沖溶液。[Ac-]為產(chǎn)生的NaAc濃度。

　　剩余HAc的濃度則為：

　　例如，滴入NaOH溶液19.98mL時(shí)，剩余HAc體積為0.02mL

　?、塾?jì)量點(diǎn)時(shí) 當(dāng)?shù)稳?0mLNaOH溶液時(shí)，HAc全部被中和生成NaAc，由于NaAc水解，使溶液呈堿性，根據(jù)水解計(jì)算公式：

　?、苡?jì)量點(diǎn)后 由于過量的NaOH存在，抑制了NaAc的水解，此時(shí)溶液中[H+]由過量的NaOH決定。例如：當(dāng)?shù)稳隢aOH溶液20.02mol/L時(shí)(過量的NaOH溶液體積為0.02mL)，則

pH=9.7

　　如此計(jì)算，將計(jì)算結(jié)果列于下表(表6.4)，并繪制成滴定曲線(圖6.7)。由此可知，溶液pH值的變化和強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸一樣，也體現(xiàn)漸變→突變→漸變的規(guī)律，并且在計(jì)量點(diǎn)附近也存在著由于一滴之差而產(chǎn)生的滴定突躍(pH=7.7~9.7)所不同的在于：

　　1)強(qiáng)堿滴定弱酸在計(jì)量點(diǎn)時(shí)，溶液的pH值大于7。

　　2)強(qiáng)堿滴定弱酸的突躍部分要比前一類型小得多，并且處在堿性范圍之內(nèi)。這是由于接近計(jì)量點(diǎn)時(shí)，溶液中HAc已很少，而生成的NaAc愈來愈多，大量NaAc的存在抑制了HAc的電離，使溶液中的H+離子濃度下降。同時(shí)NaAc的水解不斷增強(qiáng)，溶液中的OH-濃度也因而增大，所以當(dāng)?shù)稳隢aOH溶液19.98mL時(shí)，雖然溶液還剩余0.02mLHAc，但溶液已呈堿性(pH=7.7)，因此，這類滴定突躍部分的起點(diǎn)比前一類滴定要向上移。

　　3)從圖6.7可知，在滴定前，0.1mol/LHCl的pH=2.9，在開始滴定后，由于生產(chǎn)Ac-的水解，降低了HAc的電離度和溶液中H+濃度，所以起始段曲線坡度比前一類型大得多。

　　由于滴定突躍范圍在pH=7.7~9.7，只有酚酞的變色范圍在滴定突躍范圍之內(nèi)，可以選擇酚酞作指示劑。強(qiáng)堿滴定弱酸時(shí)，pH值突躍的大小除了與酸堿的濃度有關(guān)之外，還與弱酸的電離常數(shù)Ka大小有關(guān)，弱酸的電離常數(shù)愈小，即酸性愈弱，則計(jì)量點(diǎn)附近突躍愈小，選擇指示劑的范圍也愈窄，如圖6.8所示的曲線，即為0.1mol/LNaOH滴定幾種電離常數(shù)不同的弱酸的情況，第3條曲線(Ka=10-5)是NaOH滴定HAc，第4條曲線(Ka=10-7)是滴定比HAc更弱的酸，曲線已往上移，用酚酞作指示劑就不合適了，因?yàn)槲吹接?jì)量點(diǎn)時(shí)就出現(xiàn)了紅色，會(huì)造成誤差。這種情況下選用百里酚酞較好(其變色范圍9.4已沒有明顯的突躍部分，因此也很難找到合適的指示劑，在這種情況下，就堿滴定法直接測(cè)定)。

　　2、強(qiáng)酸滴定弱堿

　　強(qiáng)酸滴定弱堿的滴定曲線如圖6.9所示，其滴定曲線與強(qiáng)堿滴定弱酸相似，僅pH值變化相反，例如用0.1mol/LHCl滴定20mL0.1mol/LNH3 H2O，由于反應(yīng)生成的強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl的水解，計(jì)量點(diǎn)時(shí)溶液呈酸性，滴定突躍范圍在pH=6.3~4.3之間，計(jì)量點(diǎn)pH=5.3，故宜選用甲基紅為指示劑，甲基橙也可以。被滴定的物質(zhì)堿性愈弱，則突躍范圍愈小。一般地說，當(dāng)堿的濃度為0.1mol/L以及Kb<10-7時(shí)(Kb表示弱堿的電離常數(shù))，便無明顯突躍，難以選擇指示劑。