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Acid-Base Equilibrium And Acid-Base Titration
§6 酸碱滴定原理——一元酸碱的滴定
6.1 强碱滴定强酸
6.2 强碱滴定弱酸
6.1 一元酸碱的滴定
1. 强碱滴定强酸
以0.1000 mol·L-1 NaOH 溶液滴定
20.00 ml 0.1000 mol·L-1 HCl溶液为例。
a. 滴定前，加入滴定剂(NaOH)体积为0.00 ml时：
0.1000 mol·L-1 盐酸，溶液pH=1.0
b. 滴定中，加入滴定剂体积为18.00 ml时：
+
[H O ] = 0.1000 (20.00-18.00)/(20.00+18.00)
3
= 5.3 10-3 mol·L-1
溶液 pH=2.28
加入滴定剂体积为19.98 ml时:
(离化学计量点差约半滴)
+
[H3O ] = c V / V
HCl
= 0.1000 (20.00 - 19.98) / (20.00+19.98)
= 5.0 10-5 mol·L-1
溶液pH=4.3
c. 化学计量点，即加入滴定剂体积为20.00mL
+ -7 -1
反应完全，[H O ] = 10 mol·L
3
溶液pH=7
d. 化学计量点后
加入滴定剂体积为20.02 ，过量0.02 mL(约半滴)
-
[OH ] = nNaOH / V
= ( 0.1000 0.02 ) / ( 20.00+20.02 )
= 5.0 10-5 mol·L-1
pOH = 4.3
pH = 14-4.3 = 9.7
PBE +
滴定阶段 [H ]计算式
+ - +
滴定前 [H ] = [OH ] + a [H ] = a
+ - +
化学计量点前 [H ] = [OH ] + a [H ] = a
+ -
化学计量点 [H ] = [OH ] pH = 7.00
- + -
化学计量点后 [OH ] = [H ] + b [OH ] = b
关于强碱滴定强酸滴定曲线的讨论：
a. 指示剂变色点 （滴定终点）与化
学计量点并不一定相同，但相差不超过
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