1、强碱滴定弱酸

  以0.1000mol/L的NaOH溶液滴定20.00Ml0.1000mol/L的HAc为例,它们的反应是:

强碱滴定弱酸

  生成的NaAc是一种强碱弱酸盐,水解后溶液呈碱性,所以滴定达到计量点时溶液呈碱性。滴定过程如下:

  ①滴定前 滴定前HAc溶液浓度为0.1000mol/L,由于HAc是弱酸,只部分电离,因此溶液中的H+浓度须根据HAc的电离平衡来计算:

强碱滴定弱酸滴定前

  ②计量点前 滴定开始至计量点前,溶液中剩余的HAc、反应产物NaAc同时存在。组成缓冲溶液。[Ac-]为产生的NaAc浓度。

  剩余HAc的浓度则为:

剩余HAc的浓度

  例如,滴入NaOH溶液19.98mL时,剩余HAc体积为0.02mL
 

强碱滴定弱酸计量点前

  ③计量点时 当滴入20mLNaOH溶液时,HAc全部被中和生成NaAc,由于NaAc水解,使溶液呈碱性,根据水解计算公式:

强碱滴定弱酸计量点时

  ④计量点后 由于过量的NaOH存在,抑制了NaAc的水解,此时溶液中[H+]由过量的NaOH决定。例如:当滴入NaOH溶液20.02mol/L时(过量的NaOH溶液体积为0.02mL),则

强碱滴定弱酸计量点后
pH=9.7

  如此计算,将计算结果列于下表(表6.4),并绘制成滴定曲线(图6.7)。由此可知,溶液pH值的变化和强碱滴定强酸一样,也体现渐变→突变→渐变的规律,并且在计量点附近也存在着由于一滴之差而产生的滴定突跃(pH=7.7~9.7)所不同的在于:

0.1000mol/LNaOH滴定20.00mLHAc的pH变化

  1)强碱滴定弱酸在计量点时,溶液的pH值大于7。

  2)强碱滴定弱酸的突跃部分要比前一类型小得多,并且处在碱性范围之内。这是由于接近计量点时,溶液中HAc已很少,而生成的NaAc愈来愈多,大量NaAc的存在抑制了HAc的电离,使溶液中的H+离子浓度下降。同时NaAc的水解不断增强,溶液中的OH-浓度也因而增大,所以当滴入NaOH溶液19.98mL时,虽然溶液还剩余0.02mLHAc,但溶液已呈碱性(pH=7.7),因此,这类滴定突跃部分的起点比前一类滴定要向上移。

  3)从图6.7可知,在滴定前,0.1mol/LHCl的pH=2.9,在开始滴定后,由于生产Ac-的水解,降低了HAc的电离度和溶液中H+浓度,所以起始段曲线坡度比前一类型大得多。

强碱滴定弱酸

  由于滴定突跃范围在pH=7.7~9.7,只有酚酞的变色范围在滴定突跃范围之内,可以选择酚酞作指示剂。强碱滴定弱酸时,pH值突跃的大小除了与酸碱的浓度有关之外,还与弱酸的电离常数Ka大小有关,弱酸的电离常数愈小,即酸性愈弱,则计量点附近突跃愈小,选择指示剂的范围也愈窄,如图6.8所示的曲线,即为0.1mol/LNaOH滴定几种电离常数不同的弱酸的情况,第3条曲线(Ka=10-5)是NaOH滴定HAc,第4条曲线(Ka=10-7)是滴定比HAc更弱的酸,曲线已往上移,用酚酞作指示剂就不合适了,因为未到计量点时就出现了红色,会造成误差。这种情况下选用百里酚酞较好(其变色范围9.4已没有明显的突跃部分,因此也很难找到合适的指示剂,在这种情况下,就碱滴定法直接测定)。

强碱滴定不同电离常数的弱酸

  2、强酸滴定弱碱

  强酸滴定弱碱的滴定曲线如图6.9所示,其滴定曲线与强碱滴定弱酸相似,仅pH值变化相反,例如用0.1mol/LHCl滴定20mL0.1mol/LNH3 H2O,由于反应生成的强酸弱碱盐NH4Cl的水解,计量点时溶液呈酸性,滴定突跃范围在pH=6.3~4.3之间,计量点pH=5.3,故宜选用甲基红为指示剂,甲基橙也可以。被滴定的物质碱性愈弱,则突跃范围愈小。一般地说,当碱的浓度为0.1mol/L以及Kb<10-7时(Kb表示弱碱的电离常数),便无明显突跃,难以选择指示剂。

强酸滴定弱碱