酸碱滴定法

第二节　酸碱滴定法

酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。利用该方法可以测定一些具有酸碱性的物质，也可以用来测定某些能与酸碱作用的物质。有许多不具有酸碱性的物质，也可通过化学反应产生酸碱，并用酸碱滴定法测定它们的含量。因此，在生产和科研实践中，酸碱滴定法的应用相当广泛。

一、滴定曲线与指示剂的选择

（一）强碱滴定强酸

强碱滴定强酸时发生的反应为

上述反应的平衡常数为Kt为

　　

现以0.1000mol・L-1NaOH溶液滴定20.00mL，0.1000mol・L-1HCL.溶为例,讨论滴定过程中溶液pH值的变化情况。

1．滴定前

溶液[H+]等于HCL的初始浓度：

[H ⁺ ]=c(HCl)=0.100mol.L ^-1

pH=-lg[H+]=1.00

2．化学计量点前

　　溶液的[H+]决定于剩余HCL的浓度

例如，当滴入18.00mLNaOH溶液时,有90%的HCL被中和,剩余HCL物质的量为0.1000×20.00-0.1000×18.00=0.2000mmol，此时溶液的总体积为38.00mL，则溶液的[H+]为：

　　[H ⁺ ]=0.2000/38.00=5.undefined10 ^-3 (mol.L ^-1 )

　　pH=-lg[H ⁺ ]=-lg5.undefined10 ^-3 =2.28

用类似的方法可求得当加入19.98mL NaOH时溶液的PH值为4.30。

3．化学计量点时

当加入20.00mLNaOH溶液时，HCL溶液被100%的中和，变成了中性的NaCL水溶液，故溶液的PH值由水的离解决定。

　　 4．化学计量点后

溶液的PH值由过量的NaOH的量和溶液的总体积决定。即

　　 例如，当加入20.02ml NaOH溶液时, NaOH溶液过量0.02ml,溶液的总体积为40.02ml,则溶液的[OH-]为：

　　 pOH=4.30

pH=14.00-4.30=9.70

根据上述方法可以计算出不同滴定点时溶液的PH值，部分结果列于表7-1。根据表中的数据作图，即可得到强碱滴定强酸的滴定曲线图7-1中的a。

图7-1　NaOH与HCL的滴定曲线

c(NaOH)=c(HCl)　=0.1000mol.L ^-1

图7-1

表7-1　 用NaOH滴定HCL时溶液PH的变化（c（NaOh ）=c（HCL）=0.1000mol・L-1）

V（加入NaOH）

ml

被滴定HCL的百分含量%

V（剩余HCL）

ml

V(过量NaOH)

ml

[H3O+]

mol・L-1

PH

0

0

20.00

1.00×10-1

1.00

19.00

90.00

2.00

5.26×10-3

2.28

19.80

99.00

0.20

5.02×10-4

3.30

19.98

99.90

0.02

5.00×10-5

4.30

20.00

100.00

0.00

1.00×10-7

7.00

20.02

100.1

0.02

2.00×10-10 9.70

20.20

101.0

0.20

2.01×10-11

10.70

滴定曲线不仅说明了滴定时溶液PH值的变化方向，而且也说明了各个阶段的变化速度。从图中可以看出，曲线自左至右明显分成三段。前段和后段比较平坦。溶液的PH值变化缓慢，中段曲线近乎垂直。在化学计量点附近PH值有一个突变过程。这种PH值突变称之为滴定突跃，突跃所在的PH值范围称为滴定突跃范围（常用化学计量点前后各0.1%的PH范围表示，本例的突跃范围是（4.30-9.70）。

最理想的指示剂应该能恰好在反应的化学计量点发生颜色变化，但在实际工作中很难使指示剂的变色范点和化学计量点完全统一。因此，指示剂的选择主要以滴定的突跃范围为依据，通常选取变色范围全部或部分处在突跃范围内的指示剂滴定终点，这样产生的疑点误差不会超过±0.1%。在上述滴定中，甲基橙（PH3.1-4.4）和酚酞(PH8.0-10.0)的变色范围均有一部分在滴定的突跃范围内,所以都可以用来指示这一滴定疑点此外,甲基红、溴酚蓝和溴百里酚蓝等也可用作这类滴定的指示剂。

滴定突跃的大小与溶液的浓度密切相关。若酸碱浓度均增大10倍，滴定突跃范围将加宽2个PH单位；反之，若酸碱浓度减小10倍，相应的突跃范围将减小2个PH单位。可见浓度愈高突跃范围越大，浓度越低突跃范围越小，如果滴定时所用的酸碱浓度相等并小于2×10-4mol ・L-1，滴定突跃范围就会小于0.4个PH单位，用一般的指示剂就不能准确地指示出终点。故将c≥2×10-4mol ・L-1作为此类滴定能够准确进行的条件。

强酸滴定强碱的滴定曲线如图7-1中的曲线b所示。指示