酸堿滴定法(原理,酸堿滴定法,滴定曲線)

　�。ㄈ�）強酸滴定弱堿

　　強酸滴定弱堿與強堿滴定弱酸相類似，現(xiàn)以0.1000mol ·L-1HCL溶液滴定20.00ml0.1000 mol ·L-1氨水為例,說明滴定過程中PH值的變化及指示劑的選擇.上述滴定的反應和反應常數(shù)可表述為:

　　該反應的反應常數(shù)較大,可以預計反應能較完全進行.各滴定點PH值可通過計算求得滴定曲線如圖7-4。由圖可以看出，強酸滴定弱堿時，滴定突躍在酸性范圍內，化學計量點時，溶液的PH值小于7.00，對于該例來說，化學計量點時溶液的PH值為5.28，突躍范圍是6.25-4.30。對于這種類型滴定所選指示劑的變色范圍應在酸性范圍內。甲基紅或溴甲酚綠是這類滴定中常用的指示劑。

圖7-4　用HCl滴定NH₃.H₂O的滴定曲線c(HCl)=c(NH₃.H₂O)=0.1000mol.L^-1

圖7-5　HCl滴定Na₂CO₃的滴定的曲線

　　在強酸滴定弱堿時，弱堿的Kb值與濃度也應滿足cKb≥10-8的條件，方可進行準確滴定。

　�。ㄋ模┒嘣�酸鹽的滴定

　　能夠用于滴定的多元酸鹽一般為強堿弱酸鹽，因為它們水解使溶液呈堿性，故可用強酸進行滴定。

　　Na2CO3是二元弱酸H2CO3的鈉鹽，由于H2CO3的兩級離解常數(shù)都很小，CO2-3、HCO-3水解后溶液的堿性足以用HCL直接滴定。因此，常將Na2CO3作為基準物質標定HCL溶液的濃度，工業(yè)堿純度的測定也是基于它與HCL反應。

　　滴定反應分兩步進行，在第一步時Na₂CO₃全部轉變?yōu)镹a₂CO₃。

　　Na₂CO₃+HCl→NaHCO₃+NaCl

　　所以到達第一化學計量點時，溶液的PH值主要由NaHCO3決定，可按下式計算溶液的酸度：

　　繼續(xù)用HCL溶液滴定時，發(fā)生第二步滴定反應，NaHCO3全部變成H2CO3而達到第二化學計量點：

　　這時的溶液為H2CO3的飽和溶液，在通常的情況下為0.04mol·L^-1，則第二化學計量點時溶液的[H⁺]為：

　　滴定過程中溶液的PH值的變化如圖7-5所示。

　　在PH為8.31和3.88附近各有一個滴定突躍。前一個突躍不大明顯，這是由于第一步滴定反應的產(chǎn)物NaHCO3具有一定的緩沖作用以及碳酸的Ka1和Ka2相差不太大的緣故。這步滴定的指示劑常選用酚酞。第二個突躍范圍較明顯，通常用甲基橙指示劑。終點前溶液中H2CO3能與HCO-3組成緩沖體系，終點不易掌握。故在實際操作時，當反應接近第二化學計量點前，采用加熱或不斷振搖的辦法驅逐溶液中的CO2，這樣可以得到較為準確的滴定終點。

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