第2个回答 推荐于2016-03-23
盐酸滴定液浓度的 计算方法
酸碱滴定的过程，也就是溶液的pH不断变化的过程。为揭示滴定过程中溶液pH的变化规律，本节首先学习几类典型酸碱溶液pH的计算方法。
一、 质子条件
根据酸碱反应整个平衡体系中质子转移的严格的数量关系列出的等式，称为质子条件。
由质子条件，可以计算溶液的[H+]。
例：在一元弱酸(HA)的水溶液中可写出质子条件如下：
［H+］=［A-］+［OH-］
Na2CO3溶液的质子条件为：
［H+］+［HCO3-］+2［H2CO3］=［OH-］
二、 酸碱溶液pH的计算
计算几种酸溶液[H+]的最简式及使用条件：
第四节 缓冲溶液
一、缓冲作用：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释，其自身pH
不发生显著变化的性质，称为缓冲作用。
二、缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
三、缓冲溶液的组成：由浓度较大地弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成。
四、作用：调节和控溶液的PH值。
五、PH值的计算：
[H+]及pH的最简式(弱酸HA与其共轭碱A-组成的缓冲溶液)
［H+］=Ka(cHA/cA-)
pH=pKa+1g(cA-/cHA)
六、缓冲范围：缓冲溶液pH的缓冲范围为
pH=pKa±1
第五节、酸碱指示剂
一、酸碱指示剂的作用原理
酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱。当溶液的pH变化时，指示剂失去质子由酸式转变为碱式，或得到质子由碱式转化为酸式，它们的酸式及碱式具有不同的颜色。因此，结构上的变化将引起颜色的变化。
二、指示剂HIn的变色范围
指示剂的理论变色点 pH=pKHIn
指示剂的理论变色范围 pH=pKHIn±1
三、混合指示剂
混合指示剂有两类：
一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成，利用颜色的互补作用，使指示剂变色范围变窄，变色更敏锐，有利于判断终点，减少终点误差，提高分析的准确度。
例如，溴甲酚绿(pKa=4.9)和甲基红(pKa=5.2)两者按3∶1混合后，在pH＜5.1的溶液中呈酒红色，而在pH＞5.1的溶液中呈绿色，且变色非常敏锐。
另一类混合指示剂是在某种指示剂中加入另一种惰性染料组成。
例如，采用中性红与次甲基蓝混合而配制的指示剂，当配比为1∶1时，混合指示剂在pH=7.0时呈现蓝紫色，其酸色为蓝紫色，碱色为绿色，变色也很敏锐。
第六节 一元酸碱的滴定
滴定曲线的作用：
(1)确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积；
(2)判断滴定突跃大小；
(3)确定滴定终点与化学计量点之差。
(4)选择指示剂；
一、强碱滴定强酸
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl溶液。
a.滴定前，加入滴定剂(NaOH)体积为 0.00 ml时：
0.1000 mol/L 盐酸溶液的pH=1
b.滴定中，加入滴定剂体积为 18.00 ml时：
[H+] = 0.1000 ??(20.00-18.00)/(20.00+18.00)
= 5.3 ?? 10-3 mol/L
溶液 pH=2.28
c.加入滴定剂体积为 19.98 ml时:
(离化学计量点差约半滴) ?
[H+]=c??VHCl/V
=0.1000??(20.009.98)/(20.00+19.98)
=5.0??10-5mol/L
溶液pH=4.3
d.化学计量点，即加入滴定剂体积为20.00mL,反应完全，
[H+] = 10-7mol/l,
溶液的pH=7
e.化学计量点后
加入滴定剂体积为20.02,过量0.02mL(约半滴)
[OH-] = nNaOH/V
=0.1000??0.02)/(20.00+20.02)
=5.0??10-5mol/l
pOH=4.3
pH=14-4.3=9.7
滴加体积：0—19.98mL；DpH=3.4
滴加体积：19.98—20.02mL；DpH=5.4 滴定突跃
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±0.02mL，
相对误差不超过±0.1%。符合滴定分析要求。
b.滴定过程中，溶液总体积不断增加，计算
时应注意。
二、强碱滴定弱酸
例：0.1000mol/L NaOH 溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc溶液。
绘制滴定曲线时,通常用最简式来计算溶液的pH值。
a.滴定开始前，一元弱酸(用最简式计算)
pH=2.87
与强酸相比，滴定开始点的pH抬高。
b. 化学计量点前
开始滴定后，溶液即变为HAc(ca)-NaAc(cb) 缓冲溶液;
按缓冲溶液的pH进行计算。
加入滴定剂体积 19.98 mL时：
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??10-2 mol / L
[H+]=Ka??ca/cb=10-4.74[5.00??10-5/(5.00??10-2)]
=1.82??10-8
溶液 pH=7.74
c.化学计量点
生成HAc的共轭碱NaAc（弱碱），浓度为：
cb=20.00??0.1000/(20.00+20.00)
=5.00??10-2mol/L
此时溶液呈碱性，需要用pKb进行计算
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
溶液 pOH=5.28
pH=14-5.28=8.72
d.化学计量点后
加入滴定剂体积 20.02 mL
[OH-]=(0.1000??0.02)/(20.00+20.02)
=5.0??10-5mol/L
pOH=4.3
pH=14-4.3=9.7
滴加体积：0—19.98mL；DpH=7.74-2.87=4.87
滴加体积：19.98—20.02mL；DpH=9.7-7.7=2
滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
弱酸滴定曲线的讨论：
（1）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，与强酸相比，曲线开始点提高；
（2）滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于中和生成的Ac-产生同离子效应，使HAc更难离解，[H+]降低较快；
（3）继续滴加NaOH，溶液形成缓冲体系，曲线变化平缓；
（4）接近化学计量点时，溶液中剩余的HAc已很少，pH变化加快。
（5）化学计量点前后产生pH突跃，与强酸相比，突跃变小；
（7）甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定；
（8）随着弱酸pKa变小，突跃变小，pKa在10-9左右突跃消失;
（9）直接滴定条件： cKa≥10-8