强碱滴定弱酸
强碱滴定弱酸的条件
强碱滴定弱酸的条件《强碱滴定弱酸的条件》我有个朋友，叫小李，他在化学实验室里干了件糗事儿。
那天，导师让他用强碱滴定弱酸来测定一个样品里酸的含量。
这小李啊，二话没说就动手开干。
结果呢？那实验数据乱七八糟，完全对不上理论值。
他一脸懵圈地去找导师，导师瞅了瞅他那操作，哭笑不得地说：“你呀，都没搞清楚强碱滴定弱酸的条件就瞎搞。
”就这么着，我今天就跟大家唠唠强碱滴定弱酸的条件。
首先呢，咱们得知道对于强碱滴定弱酸，这个弱酸要有一定的强度，也就是它的电离常数Ka不能太小。
要是Ka太小了，那酸就太弱了，在滴定过程中释放出的氢离子就少得可怜，这就导致滴定曲线突跃范围特别小。
打个比方来说，就好像你去捕捉一个特别胆小又跑得贼快的小动物，它露一小下脸就没影了，你很难抓到它准确的位置。
这时候想要准确判断滴定终点那就难比登天了。
然后呢，滴定剂的浓度也很有讲究。
碱的浓度得合适，最好是在比较常见的浓度范围内。
如果碱的浓度太低了，那你加好多好多体积都会看不到明显的反应变化，就像你拿一根小牙签去撬动一块大石头一样，使了吃奶的劲都没啥进展；可要是浓度太高了，可能一下子就过量了，跟没等你反应呢，洪水就把庄稼全淹了一样，把控不好滴定终点。
再一个呢，溶液的酸碱度也得控制好了。
在滴定开始之前，这个溶液体系不能太酸或者太碱，太酸会影响弱酸的原始状态，太碱又可能导致在没开始滴的时候就已经有其他反应捣乱了。
就像一场比赛，还没开始呢，跑道就歪了，那比赛还怎么能顺利进行呢？我觉得啊，像小李他们这种在实验室干活的，在做这种强碱滴定弱酸实验之前，一定要把这些条件仔细过一遍。
要多向导师和有经验的同事请教。
而且要多做做预实验，找找感觉，别上来就整正式的。
总的来说呢，强碱滴定弱酸不是随随便便就能干好的事儿。
弱酸的强度、滴定剂的浓度、溶液的酸碱度这些条件都得拿捏得死死的。
要是这些条件不搞明白，那这样的实验就跟没头的苍蝇乱撞一样，得出的结果肯定不靠谱。
所以呢，搞清楚所有的条件是成功进行强碱滴定弱酸实验的大前提啊。
强碱滴定弱酸的指示剂选择问题
一、一般选择原则强酸滴定碱液：用甲基橙（甲基红更好，但一般不要求）强碱滴定酸液：用酚酞上述原则是基于视角角度，心理学研究证明：当溶液颜色由浅变深时易被观察到，反之则不易察觉，从而造成滴过量，产生误差。
因此一般：①强酸滴定强碱时，应选甲基橙（或甲基红），因为滴定终点时溶液颜色由黄色→橙色；②强碱滴定强酸时，应选酚酞，因为滴定终点时溶液颜色由无色→红色；上面两种情况指示剂也可以互换。
③强酸滴定弱碱时必须选用甲基橙（或甲基红）；④强碱滴定弱酸时，必须选用酚酞。
后两点选择原因下面另议。
另外石蕊一般不能作为中和滴定的指示剂，因为其变色不灵敏，且耗酸碱较多，造成较大误差。
二、从滴定准确度上看由于滴定终点即为指示剂的变色点，它与酸碱恰好中和时的PH并不完全一致。
但从测定准确度看：上述一般原则能满足，下面对四种情况从计算角度加以说明。
1.用0.1mol.L_1HCl滴定20ml 0.1mol.L_1左右的NaOH溶液当二者恰好中和时，PH=7，用甲基橙为指示剂，当溶液PH<4.4时，溶液颜色由黄色→橙色，为终点。
这时盐酸已过量，假设过量一滴，约为0.05 ml，此时溶液中[H+]=0.05×10-3×0.1/（20+20）×10-3=1.25×10-4 mol.L_1，PH=3.9，此时的误差0.05/40=0.25%，只有千分之二的误差；所以强酸滴定强碱时，一般应选甲基橙（或甲基红更好）。
2.同理：若用0.1mol.L_1 NaOH滴定20ml 0.1mol.L_1左右的HCl溶液，用酚酞作指示剂，当PH>8时，溶液由无色→红色，为终点。
这时NaOH已过量，假设过量一滴，约为0.05 ml，此时溶液中 [OH-]=0.05×10-3×0.1/（20+20）×10-3=1.25×10-4 mol.L_1，POH=3.9，PH=10.1此时的误差0.05/40=0.25%，亦只有千分之二的误差；所以强碱滴定强酸时，一般应选酚酞。
强碱滴定弱酸和强酸滴定弱碱知识讲解
2）滴定开始至计量点前：
溶液中未反应的HAc和反应产物Ac-同时存在，组成一 缓 冲体系。
pH pKlg[Ac] [HA]c
例如，当滴定NaOH 19.98mL时，[HAc]决定剩余HAc的体积
V剩H 余 A c2.0 0V 加N 入 aOH
[ H p ] A V H 剩 2 p.H 0 aK 0 c 余 A l1 0 0 .g 1 [ [.H 9 A c9 0 ] ] c 8 A 0 . 4 0 .0 7 3 c . 0 9 2 4 .l0 1 9 g 5 5 ..8 0 0 0 5 0 3 1 1 .0 0 5 2 0 0 1 3 7 0 .5 7 m 0 4 /L ol [A ]c 0 .10 10 .9 90 8 5 .0 0 1 2 0 m/L ol 2.0 0 0 1.9 98
c. Csp≥4×10-4mol/L。
(四) 对弱酸(或弱碱)强化的办法
有机络合剂强化弱酸的滴定 金属离子强化弱酸的滴定 沉淀反应强化弱酸的滴定 氧化还原反应强化弱酸的滴定
例如：NaOH滴定极弱的硼酸（H3BO3）
硼酸在水溶液中发生解离:
H 3 B O 4
H + + H 2 B O 3 - Ka=5.8×10-10
返回
例如：用NaOH滴定H3PO4 由于第二级解离产生的HPO42-是极弱的酸(Ka3= 4.4×10-13), 不能以NaOH简单地实现第三级直接准确滴定，只能按二元 酸被滴定。
如果加入适当过量的CaCl2溶液,可定量发生如下反应:
2 H P O 4 2 - + 3 C a 2 +
C a 3 ( P O 4 ) 2 ↓ + 2 H +
[H]B[B]
酸碱滴定法
[H ] + CNaOH = [OH ] + CHCl
CNaOH − CHCl = [OH − ] − [H + ]
[OH - ] − [H + ] TE% = ×100% Csp
+
−
例2 求用0.1000mol/L NaOH滴定0.1000mol/LHCl 至pH＝4.0（用甲基橙作指示剂）和pH＝9.0（用酚 酞作指示剂）时的终点误差。 解：（1）终点pH＝4.0： ［H+］＝1.0×10-4mol/L； ［OH-］＝1.0×10-10mol/L； C＝0.1000/2＝0.05000mol/L
pOH＝4.30 pH＝9.70
强酸与弱酸滴定曲线比较： （1）滴定曲线的起点 （2）滴定曲线的形状 （3）突跃范围
突跃范围的影响因素：Ka；酸的浓度 对于弱酸的滴定，要求 CaKa≥10-8
（二）强酸滴定弱碱 ：HCl滴定NH3·H2O
弱碱的CbKb≥10-8时，才能用强酸准确滴 定。
同理可得，强酸滴定弱碱时的终点误差为 ：
[H ] − [BOH] ×100% TE% = Csp
+
第六节 应用与示例
一、酸碱标准溶液及其基准物 酸标准溶液 盐酸、硫酸 无水碳酸钠或硼砂 碱标准溶液 NaOH、KOH 邻苯二甲酸氢钾、草酸
二、应用实例 （一）混合碱的测定 （1）双指示剂法： 以酚酞为指示剂（V1） Na2CO3→NaHCO3 NaOH全部被中和 再加入甲基橙指示剂（V2） NaHCO3→H2CO3
[HAc]=δ HAc Csp [H + ] Csp = + K a +[H ] 1.0 ×10−8 = × 0.05000 −8 −5 1.0 × 10 +1.76 × 10 =2.8 × 10-5 mol / L
酸碱滴定习题
4. 酸碱滴定中选择指示剂的原则是（ ） 酸碱滴定中选择指示剂的原则是（ A. Ka＝KHIn B.指示剂的变色范围与理论终点完全相符 ＝ 指示剂的变色范围与理论终点完全相符 C. 指示剂的变色范围全部或部分落入滴定的 突跃范围之内 指示剂的变色范围全部或部分落入滴定的pH突跃范围之内 D. 指示剂的变色范围应完全落在滴定的 突跃范围之内 指示剂的变色范围应完全落在滴定的pH突跃范围之内 E.指示剂应在 ＝7.00时变色 指示剂应在pH＝ 指示剂应在 时变色 5. 某碱样为 某碱样为NaOH和Na2CO3混合溶液，用HCl标准溶液 混合溶液， 和 混合溶液 标准溶液 滴定，先以酚酞作指示剂，耗去HCl溶液 溶液V1mLl,继以甲基 滴定，先以酚酞作指示剂，耗去 溶液 继以甲基 红为指示剂,又耗去 红为指示剂 又耗去HCl溶液 溶液V2mL,V1与V2的关系是 与 的关系是 又耗去 溶液 A.V1=V2 B.V1=2V2 C.2V1=V2 D.V1＞ ＞ V2 E.V1＜V2 ＜ 6. 下列叙述 下列叙述(NH4)2HPO4溶液的质子条件式中，哪一种说法是正 溶液的质子条件式中， 溶液的质子条件式中 确的 A. [H+]+[H2PO4-]+2[H3PO4]=[OH-]+2[NH3]+[PO43-] B. c(H+)+c(H2PO4-)+2c(H3PO4)=c(OH-)+c(NH3)+c(PO43-) C. c(H+)+c(H2PO4-)+2c(H3PO4)=c(OH-)+2c(NH3)+3c(PO43-) D. c(H+)+c(H2PO4-)+c(H3PO4)=c(OH-)+c(NH3)+c(PO43-).
简述影响强碱滴定弱酸ph突跃范围的因素
简述影响强碱滴定弱酸ph突跃范围的因素
强碱滴定弱酸pH突跃是指强碱滴定技术确定弱酸在一定pH范围内，采用滴定技术将该弱酸完全消解，其产生的突跃变化是指在该范围内观察到的pH值的急剧变化现象。
强碱滴定技术的应用与弱酸的滴定pH产生的突跃范围之间的关系非常密切，因此，影响强碱滴定弱酸pH突跃范围的因素有：
一、弱酸的特性：弱酸是一类具有一定程度脱水释离反应能力的有机物质，它们中的大部分属于表层受体，因而滴定弱酸的性质会影响滴定突跃范围。
二、滴定介质：以稀碱介质作为滴定剂，可使滴定过程中pH变化不大。
这样，弱酸的滴定特性也就不会改变，就会让突跃范围变化不大。
三、碱滴定剂的加量：过多的碱滴定剂会使pH突跃范围变小，因为增加碱滴定剂的量会使滴定过程更加迅速，因此过少的碱滴定剂又会使突跃范围变大。
四、滴定时间：若滴定时间短，容易使滴定过程不全，而参加滴定的弱酸需要经历一个完整的滴定过程，才能得出较真实的结果，因此滴定时间也会影响突跃范围。
五、滴定介质与弱酸的比例：弱酸与介质的比例也会影响滴定过程，介质数量总是小于弱酸数量，若比例偏小，则可能导致介质不足以完全参与滴定反应，也就不能考虑到弱酸的特性，从而影响滴定突跃范围的变化。
因此，碱滴定弱酸的PH突跃范围的大小，其影响因素不仅与弱酸的特性有关，也与滴定介质等有关。
因此，要了解一种弱酸在给定条件下，碱滴定其时PH变化的范围，必须多方分析上述因素的影响，建立正确的实验条件，不断进行持续的实验，以实现最优的滴定方案。
强碱滴定弱酸的终点误差公式
强碱滴定弱酸的终点误差公式
根据酸碱滴定反应的化学方程式和溶液浓度的定义，可以得到强碱滴定弱酸的终点误差公式如下：
终点误差 = 滴定剂的体积× 滴定剂的浓度× 滴定剂的终点误差系数 / 被滴定物的体积
滴定剂的体积指的是滴定过程中一滴滴加的强碱溶液的总体积；滴定剂的浓度为强碱溶液的准确浓度；滴定剂的终点误差系数是指强碱溶液的终点误差与其体积的关系系数；被滴定物的体积指的是滴定过程中被滴定的弱酸溶液的总体积。
需要注意的是，真实的终点误差公式可能会受到实验条件、仪器精度和操作技巧等因素的影响，因此上述公式仅作为理论推导的参考。
在实际操作中，为了减小终点误差，一般会进行多次滴定并取平均值以提高结果的准确性。
酸碱滴定基本原理
★滴定前 ★滴定开始至化学计量点前 ★化学计量点时 ★化学计量点后
酸碱滴定基本原理
★滴定前 α=0
溶液组成为HCl 溶液组成为 pH=1.00
[H+]=c0=0.1000mol·L-1
酸碱滴定基本原理
★滴定开始至化学计量点前 α＜1，溶液为 ＜ ，溶液为NaCl+HCl
[ H ] = cHCl余
从对上述滴定的讨论可知，用 0.1000 mol·L-1的NaOH滴定 0.1000 从对上述滴定的讨论可知， 滴定 mol·L-1的HCl。其突跃范围为 pH4.30～9.70，计量点 pH＝7.00。 。 ～ ， ＝ 。
酸碱滴定基本原理
★影响滴定突跃大小的因素 从上述讨论可知，对于强酸强碱滴定，浓度是影响滴定突跃大小的主要 从上述讨论可知，对于强酸强碱滴定， 因素，它影响计量点前后的 值 但不影响计量点的pH值 因素，它影响计量点前后的pH值，但不影响计量点的 值。对于等浓 度滴定，计量点在滴定突跃的中点。浓度扩大 倍 滴定突跃增加2个 度滴定，计量点在滴定突跃的中点。浓度扩大10倍，滴定突跃增加 个 pH单位。 单位。 单位 若c = c0 1.000mol·L-1 0. 1000mol·L-1 0.01000mol·L-1 滴定突跃为 pH 3.30～7.00～10.70； ～ ～ ； pH 4.30～7.00 ～9.70。 ～ 。 pH 5.30～7.00 ～ 8.70； ～ ；
pH =2.87 ★滴定开始至化学计量点前 α＜1, 溶液组成为 ＜ 溶液组成为HAc＋NaAc ＋
当α ＝0.500时， 时 当α ＝0.999时, 时
[H+]＝ Ka ＝ [H+]＝ Ka ·10-3 ＝
pH ＝ pKa pH ＝ pKa ＋3
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过量体积 (mL)
0.02 0.20 2.00 20.00
pH值
2.87 5.70 6.73 7.74 8.72 9.70 10.70 11.70 12.50
5、强碱滴定弱酸滴定曲线（一）
从表和图中可以看出：
mol
/
L
19.80 cAc 20.00 19.80入上式得 ： pH＝ 4.74 ＋ lg[（4.97×10-2）/（5.03×10-4）] = 6.73
2、滴定开始至化学计量点前（续）
• 同理，可以计算加入NaOH溶液为 19.98mL时，溶液的 pH 值为：
pH = pKa + lg(cAc-/cHAc)
cHAc
0.02 20.00 19.98
0.1000
5.00105 mol
/
L
cAc
19.98 0.1000 20.00 19.98
5.00102 mol / L
pH＝7.74
此时，仅剩余0.02ml HAc未反应。
3、化学计量点时
pH 2.87
2、滴定开始至化学计量点前
溶液中未反应的HAc和反应产物Ac－同时存在， 组成一个缓冲体系。
一般可以按如下计算：pH = pKa + lg(cAc--/cHAc) 例如，当滴入NaOH溶液19.80mL时，有：
cHAc
0.20 20.00 19.80
0.1000
5.03 10 4
• 接近化学计量点时，由于 HAc剩下很少，缓冲作用减 弱，pH 值变化速度又逐渐 加快。直到化学计量点时， 溶液pH 值发生突变，pH值 为 8.72，在碱性范围内。
• 化学计量点后，pH 变化规 律与强碱滴定强酸情况基本 相同。
• 化学计量点附近pH的突跃范 围为7.74～9.70,比同浓度的 强碱滴定强酸要小得多，这 就是强碱滴定弱酸的特点。
6、影响滴定曲线突跃大小的因素
• 从以上的讨论可以 归纳以下几点
1. 与物质的本质有关。 2. 与反应物浓度有关
（酸碱滴定还与强 度有关）。 3. 与滴定的条件有关。
7、强碱滴定弱酸指示剂的选择
• 从pH突跃范围可知： 在酸性范围内变色的 指示剂，如甲基橙等 此时均不可使用（因 引起较大的滴定误 差）；而酚酞，百里 酚酞，百里酚蓝等变 色范围恰好在突跃范 围之内，因而可作为 这一滴定类型的指示 剂。
4、化学计量点后
由于过量的 NaOH 的存在，抑制了醋酸根 离子的离解，此时溶液的 pH 值主要取决于过 量的NaOH浓度，其计算方法与前相同。 例 如， 已 滴 入 NaOH溶 液 20.02mL（过量0.02 mL），此时pH值可以计算如下：
[OH ] 0.02 0.1000 5.0105mol / L 20.00 20.02
5.4.2 强碱滴定弱酸
NaOH滴定HAc
• 以 0.1000mol/L NaOH 滴 定 20.00mL 0.1000mol/L HAc为例，讨论强碱滴定弱 酸的滴定曲线和指示剂的选择。
1、滴定开始前
滴定前 溶液是0.1000mol/L的HAc溶液， 溶液中H+离子浓度为：
[H ] cKa 1.8105 0.1000 1.34103mol / L
pOH＝4.30 pH＝9.7
如此逐一计算，可得一系列计算结果如下表所示：
表
用0.1000mol/L NaOH 滴定20.00mL0.1000mol/L
HAc 计算数据列表
加入体积 (mL) 0.00 18.00 19.80 19.98 20.00 20.02 20.20 22.00 40.00
中和百分数
已滴入NaOH 20.00mL，此时全部 HAc被中和， 生成 NaAc。由于Ac－是弱碱，根据它在溶液中的 离解平衡，可求得：
[OH ] cKb
0.05001014 / 1.8105 5.27 106
pOH＝5.28 pH=8.72
可见，化学计量点的pH值大于7,溶液显弱碱性。
弱酸弱碱可以在水中滴定的判别（一）
• 从图中可以看出：
1. 当离解常数为10-9（如： H3BO3）时，由于溶液 的pH已经很高，看不 出滴定突跃；
2. 在水溶液中无法用一般 的酸碱指示剂来指示终 点；
3. 所以不是所有的弱酸弱 碱都可以在水溶液中进 行滴定。
• （可以在非水溶液中滴 定，参见有关非水滴定 的书及资料）
弱酸弱碱可以在水中滴定的判别（二）
1. 当弱酸溶液的浓度C和其离解常数K的乘积大 于或等于10-8 ，其滴定突跃可大于 0.3pH 单位， 一般人的眼睛可以辨别，滴定可以直接进行。
2. 以此作为判别弱酸弱碱可以在水中滴定的标 准。
• 另外，可以采用较浓的标准溶液来滴定(但注 意引入的误差） 。可以在非水溶液中滴定。 (参见有关非水滴定的专著及资料）
滴定前0.1000 mol/L 的HAc 比等浓度的HCl pH值约 大2个pH单位。这是由于 HAc的离解度要比等浓度 的HCl 小的缘故。
滴定开始后，曲线的坡度比 滴定HCl 时更倾斜，继续 滴入NaOH，由于NaAc的 生成，构成了缓冲体系， 溶液的 pH 值增加缓慢， 这一段曲线较为平坦。
强碱滴定弱酸滴定曲线（二）