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酸堿滴定法

定義：利用酸和堿在水溶液中的中和反應進行滴定的分析方法

基本原理

(一)強酸強堿的滴定

NaOH(0.1000mol/L)→HCL(0.1000mol/L, 20.00mL)

例：按藥典規定，精密標定的滴定液(如鹽酸及其濃度) 正確表示為

A. 鹽酸滴定液(0.152mol/L) B. 鹽酸滴定液(0.1524mol/L)

C. 鹽酸滴定液(0.152M/L) D. 0.1524M/L鹽酸滴定液

E. 0.152mol/L鹽酸滴定液

1.滴定過程中pH值的變化

(1)滴定前: Vb = 0： 溶液組成為HCl ，則[H+]=CHCl=0.1000mol·L-1 pH=1.00

(2)滴定開始到sp前，Vb < Va： 溶液組成為HCl+NaCl 則[H+]=c(HCl)(未中和)

pOH=4.3 則 pH=14.00-4.30=9.70

2.滴定突躍及其用途

SP前后加入NaOH 19.98-20.02 mL , 酸→堿， pH值由4.30突然變為9.70，

⊿pH = 9.70 - 4.30 = 5.40↑↑

1)滴定突躍：SP前后0.1% 的變化引起pH值突變的這個現象。

滴定突躍范圍：4.30到9.70這個范圍

2)滴定突躍的用途：選擇指示劑的依據。

選擇變色范圍的pH值部分或全部落在滴定突躍范圍pH內的指示劑

3)滴定突躍范圍—與溶液濃度C 有關：C↑,⊿pH↑，可選指示劑↑

(二)強堿滴定弱酸

1.滴定過程中pH值的變化

NaOH(0.1000mol/L)→HAc(0.1000mol/L, 20.00mL)

(1)Vb = 0 溶液組成為 HAc(0.1000mol/L , 20.00mL)

??? (2)Vb < Va ：溶液組成為：HAc + NaAc 緩沖體系

SP前0.1%時 ，已加入NaOH 19.98mL

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（責任編輯：中大編輯）

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