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化学分析化学与数据判断酸碱滴定

酸碱滴定

酸碱反应是化学中最常见、也最容易感知到的一类反应。把醋倒进小苏打里，立刻冒泡；喝柠檬汁时感到的那种酸味；工厂废水排放前必须“调pH”——这些日常现象背后，都是酸与碱之间的相互作用。而酸碱滴定，正是把这种相互作用变成一把精准的量尺：只要知道一方的浓度，就能算出另一方的含量。

酸碱滴定是分析化学中使用频率最高的滴定方式之一。要真正用好它，需要先弄清酸碱的本质是什么，再理解滴定过程中溶液 pH 是如何变化的，最后选对指示剂，让终点判断既准确又直观。

酸碱滴定的关键逻辑：酸与碱发生中和反应，在化学计量点两者恰好完全反应。根据消耗标准溶液的体积，结合计量比，算出待测物的浓度或含量。

酸与碱的本质

在化学分析中，最常用的酸碱定义来自阿伦尼乌斯理论：在水溶液中，能电离出 H+\mathrm{H^+}H+ 的物质是酸，能电离出 OH−\mathrm{OH^-}OH− 的物质是碱。这个定义简洁直接，足以应对绝大多数滴定场景。

酸和碱按照电离程度，分为强酸强碱和弱酸弱碱两大类。

  • 强酸在水中几乎完全电离，溶液中的 H+\mathrm{H^+}H+ 浓度直接等于酸的浓度。常见的有盐酸（HCl\mathrm{HCl}HCl）、硫酸（H2SO4\mathrm{H_2SO_4}H2​SO4​）、硝酸（HNO3\mathrm{HNO_3}HNO3​）。

  • 弱酸只是部分电离，溶液中的 H+\mathrm{H^+}H+ 浓度远低于酸的浓度，电离程度由酸的电离常数 KaK_aKa​ 描述：

Ka=[H+][A−][HA]K_a = \frac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}Ka​=[HA][H+][A−]​

KaK_aKa​ 越大，酸越强，电离程度越高。醋酸（HAc\mathrm{HAc}HAc）的 Ka=1.8×10−5K_a = 1.8 \times 10^{-5}Ka​=1.8×10−5，属于典型弱酸；氢氟酸的 Ka=6.8×10−4K_a = 6.8 \times 10^{-4}Ka​=6.8×10−4，弱酸中偏强。

同样，强碱（如 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH、KOH\mathrm{KOH}KOH）完全电离，弱碱（如氨水 NH3⋅H2O\mathrm{NH_3 \cdot H_2O}NH3​⋅H2​O）只部分电离，用碱的电离常数 KbK_bKb​ 衡量。

水的电离与 pH

纯水不是绝对不导电的，它自身会发生微弱的电离：

H2O⇌H++OH−\mathrm{H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-}H2​O⇌H++OH−

在 25°C 时，水的离子积常数为：

Kw=[H+][OH−]=1.0×10−14K_w = [\mathrm{H^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}Kw​=[H+][OH−]=1.0×10−14

这个关系在酸性、碱性或中性溶液中始终成立。溶液中 H+\mathrm{H^+}H+ 浓度越高，OH−\mathrm{OH^-}OH− 浓度就越低，反之亦然。

为了方便表示 H+\mathrm{H^+}H+ 浓度的宽广范围（从 10−1410^{-14}10−14 到 1 mol/L），化学上引入了 pH 的概念：

pH=−lg⁡[H+]\mathrm{pH} = -\lg[\mathrm{H^+}]pH=−lg[H+]

pH 越小，H+\mathrm{H^+}H+ 浓度越大，溶液越酸；pH 越大，溶液越碱。

溶液类型[H+][\mathrm{H^+}][H+] 与 [OH−][\mathrm{OH^-}][OH−] 的关系pH（25°C）
中性[H+]=[OH−]=1.0×10−7 mol/L[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-7}\ \mathrm{mol/L}[H+]=[OH−]=1.0×10−7 mol/LpH = 7.00
酸性[H+]>[OH−][\mathrm{H^+}] > [\mathrm{OH^-}][H+]>[OH−]pH < 7.00
碱性[H+]<[OH−][\mathrm{H^+}] < [\mathrm{OH^-}][H+]<[OH−]pH > 7.00

强酸溶液的 pH 计算比较直接，因为强酸完全电离：

[H+]=c(强酸),pH=−lg⁡c[\mathrm{H^+}] = c(\text{强酸}), \quad \mathrm{pH} = -\lg c[H+]=c(强酸),pH=−lgc

弱酸溶液则因为只部分电离，需要用电离平衡来估算：

[H+]≈Ka⋅c,pH≈−lg⁡Ka⋅c=12(pKa−lg⁡c)[\mathrm{H^+}] \approx \sqrt{K_a \cdot c}, \quad \mathrm{pH} \approx -\lg\sqrt{K_a \cdot c} = \frac{1}{2}(\mathrm{p}K_a - \lg c)[H+]≈Ka​⋅c​,pH≈−lgKa​⋅c​=21​(pKa​−lgc)

其中 pKa=−lg⁡Ka\mathrm{p}K_a = -\lg K_apKa​=−lgKa​。

强酸与强碱的滴定

以 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 标准溶液滴定 HCl\mathrm{HCl}HCl 溶液为例，反应方程式为：

NaOH+HCl⟶NaCl+H2O\mathrm{NaOH + HCl \longrightarrow NaCl + H_2O}NaOH+HCl⟶NaCl+H2​O

这是 1∶1 的中和反应。随着 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 的不断加入，溶液中剩余 HCl\mathrm{HCl}HCl 越来越少，pH 缓慢上升；到达化学计量点时，HCl\mathrm{HCl}HCl 恰好被完全中和，生成的 NaCl\mathrm{NaCl}NaCl 是强酸强碱盐，不水解，溶液呈中性，pH = 7.00。继续加入 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH，溶液变为碱性，pH 迅速升高。

在化学计量点前后很小的范围内（误差约 ±0.1%），pH 会出现急剧变化，这段区域叫做滴定突跃。对于强酸-强碱体系，突跃范围大致在 pH 4.30 ～ 9.70 之间。

滴定突跃越大，终点越容易判断准确；突跃越小，对指示剂的要求越高，终点判断也越困难。强酸-强碱体系的突跃范围约 5 个 pH 单位，是所有体系中最宽的。

例题　用 0.1000 mol/L0.1000\ \mathrm{mol/L}0.1000 mol/L 的 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 标准溶液滴定 25.00 mL25.00\ \mathrm{mL}25.00 mL、0.1000 mol/L0.1000\ \mathrm{mol/L}0.1000 mol/L 的 HCl\mathrm{HCl}HCl 溶液，当恰好达到化学计量点时，溶液的 pH 是多少？继续加入 0.10 mL0.10\ \mathrm{mL}0.10 mL 过量的 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 后，pH 变为多少？

解析　化学计量点时两者恰好完全反应，生成 NaCl\mathrm{NaCl}NaCl 水溶液，pH = 7.00。

加入过量 0.10 mL0.10\ \mathrm{mL}0.10 mL 的 0.1000 mol/L NaOH0.1000\ \mathrm{mol/L}\ \mathrm{NaOH}0.1000 mol/L NaOH 后，过量的 OH−\mathrm{OH^-}OH− 的物质的量为：

n(OH−)=0.1000 mol/L×0.10×10−3 L=1.0×10−5 moln(\mathrm{OH^-}) = 0.1000\ \mathrm{mol/L} \times 0.10 \times 10^{-3}\ \mathrm{L} = 1.0 \times 10^{-5}\ \mathrm{mol}n(OH−)=0.1000 mol/L×0.10×10−3 L=1.0×10−5 mol

溶液总体积约为 25.00+25.00+0.10=50.10 mL≈50.10×10−3 L25.00 + 25.00 + 0.10 = 50.10\ \mathrm{mL} \approx 50.10 \times 10^{-3}\ \mathrm{L}25.00+25.00+0.10=50.10 mL≈50.10×10−3 L，过量 OH−\mathrm{OH^-}OH− 浓度为：

[OH−]=1.0×10−550.10×10−3≈2.0×10−4 mol/L[\mathrm{OH^-}] = \frac{1.0 \times 10^{-5}}{50.10 \times 10^{-3}} \approx 2.0 \times 10^{-4}\ \mathrm{mol/L}[OH−]=50.10×10−31.0×10−5​≈2.0×10−4 mol/L pOH=−lg⁡(2.0×10−4)≈3.70,pH=14.00−3.70=10.30\mathrm{pOH} = -\lg(2.0 \times 10^{-4}) \approx 3.70, \quad \mathrm{pH} = 14.00 - 3.70 = 10.30pOH=−lg(2.0×10−4)≈3.70,pH=14.00−3.70=10.30

仅仅多加了 0.10 mL，pH 就从 7.00 跳到了 10.30，这正是“滴定突跃”的直观体现。

弱酸与强碱的滴定

当被滴定的酸是弱酸时，情况比强酸复杂一些。以 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 滴定 HAc\mathrm{HAc}HAc（醋酸）为例：

NaOH+HAc⟶NaAc+H2O\mathrm{NaOH + HAc \longrightarrow NaAc + H_2O}NaOH+HAc⟶NaAc+H2​O

反应生成的 NaAc\mathrm{NaAc}NaAc 是强碱弱酸盐，Ac−\mathrm{Ac^-}Ac− 会在水中水解，使溶液显弱碱性：

Ac−+H2O⇌HAc+OH−\mathrm{Ac^- + H_2O \rightleftharpoons HAc + OH^-}Ac−+H2​O⇌HAc+OH−

因此，化学计量点时溶液的 pH 大于 7，不再是中性。KaK_aKa​ 越小（酸越弱），化学计量点的 pH 越高，突跃范围也越窄。

滴定弱酸时，在化学计量点未到之前，溶液中同时含有未反应的 HAc\mathrm{HAc}HAc 和已生成的 NaAc\mathrm{NaAc}NaAc，形成缓冲溶液，pH 变化缓慢，这是弱酸体系滴定曲线“前半段较平缓”的原因。

当恰好加入一半理论用量的 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 时（半滴定点），[HAc]=[Ac−][\mathrm{HAc}] = [\mathrm{Ac^-}][HAc]=[Ac−]，此时：

pH=pKa=−lg⁡Ka\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a = -\lg K_apH=pKa​=−lgKa​

这个结论很有用：可以通过测量半滴定点的 pH 来估算弱酸的 KaK_aKa​。

弱酸-强碱滴定的化学计量点 pH 大于 7，不能使用甲基橙（变色范围 3.1～4.4，在酸性区域）作为指示剂，否则会在化学计量点到来之前就变色，导致严重的终点误差。应选用酚酞（变色范围 8.2～10.0）。

例题　用 0.1000 mol/L NaOH0.1000\ \mathrm{mol/L}\ \mathrm{NaOH}0.1000 mol/L NaOH 滴定 0.1000 mol/L HAc0.1000\ \mathrm{mol/L}\ \mathrm{HAc}0.1000 mol/L HAc，已知醋酸的 Ka=1.8×10−5K_a = 1.8 \times 10^{-5}Ka​=1.8×10−5，求化学计量点时溶液的 pH（M(NaAc)=82.03 g/molM(\mathrm{NaAc}) = 82.03\ \mathrm{g/mol}M(NaAc)=82.03 g/mol，化学计量点后溶液总体积约 50 mL）。

解析　化学计量点时，HAc\mathrm{HAc}HAc 全部转化为 NaAc\mathrm{NaAc}NaAc，NaAc\mathrm{NaAc}NaAc 浓度约为：

c(NaAc)=0.1000 mol/L×25.00 mL50.00 mL=0.0500 mol/Lc(\mathrm{NaAc}) = \frac{0.1000\ \mathrm{mol/L} \times 25.00\ \mathrm{mL}}{50.00\ \mathrm{mL}} = 0.0500\ \mathrm{mol/L}c(NaAc)=50.00 mL0.1000 mol/L×25.00 mL​=0.0500 mol/L

Ac−\mathrm{Ac^-}Ac− 的水解常数 Kb=Kw/Ka=(1.0×10−14)/(1.8×10−5)=5.6×10−10K_b = K_w / K_a = (1.0 \times 10^{-14}) / (1.8 \times 10^{-5}) = 5.6 \times 10^{-10}Kb​=Kw​/Ka​=(1.0×10−14)/(1.8×10−5)=5.6×10−10，水解程度很小，用近似：

[OH−]=Kb⋅c=5.6×10−10×0.0500=2.8×10−11=5.3×10−6 mol/L[\mathrm{OH^-}] = \sqrt{K_b \cdot c} = \sqrt{5.6 \times 10^{-10} \times 0.0500} = \sqrt{2.8 \times 10^{-11}} = 5.3 \times 10^{-6}\ \mathrm{mol/L}[OH−]=Kb​⋅c​=5.6×10−10×0.0500​=2.8×10−11​=5.3×10−6 mol/L pOH=−lg⁡(5.3×10−6)=5.28,pH=14.00−5.28=8.72\mathrm{pOH} = -\lg(5.3 \times 10^{-6}) = 5.28, \quad \mathrm{pH} = 14.00 - 5.28 = 8.72pOH=−lg(5.3×10−6)=5.28,pH=14.00−5.28=8.72

化学计量点 pH = 8.72，落在酚酞的变色范围（8.2～10.0）内，因此酚酞是合适的指示剂。

酸碱指示剂的选择

酸碱指示剂本身是弱酸（或弱碱），其酸式与碱式具有不同颜色。当溶液 pH 改变时，指示剂的电离平衡移动，颜色随之变化。每种指示剂都有一个变色范围（也叫变色区间）：

变色范围≈pKIn±1\text{变色范围} \approx \mathrm{p}K_{\text{In}} \pm 1变色范围≈pKIn​±1

其中 pKIn\mathrm{p}K_{\text{In}}pKIn​ 是指示剂自身的 −lg⁡Ka-\lg K_a−lgKa​。实际颜色变化时，人眼的感知会使变色范围略有偏移。

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选择指示剂的原则：指示剂的变色范围，必须落在滴定突跃范围之内。只有这样，终点时指示剂颜色变化才意味着滴定确实到达了化学计量点附近，终点误差才足够小。

一个容易记忆的规则：酚酞在碱性区变色，适合弱酸-强碱体系；甲基橙在酸性区变色，适合强酸-弱碱体系；强酸-强碱体系突跃宽，两者都可以用。

例题　下列四种滴定，各应选用哪种指示剂？

① 用 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 滴定 HCl\mathrm{HCl}HCl（强酸-强碱）

② 用 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 滴定 HAc\mathrm{HAc}HAc（弱酸-强碱，计量点 pH ≈ 8.7）

③ 用 HCl\mathrm{HCl}HCl 滴定 NH3⋅H2O\mathrm{NH_3 \cdot H_2O}NH3​⋅H2​O（强酸-弱碱，计量点 pH ≈ 5.3）

解析

① 强酸-强碱突跃范围 pH 4.30～9.70，酚酞（8.2～10.0）和甲基橙（3.1～4.4）都位于突跃范围内，均可使用，通常选酚酞（颜色变化从无色到粉红，更易观察）。

② 弱酸-强碱计量点 pH = 8.72，落在酚酞变色范围（8.2～10.0）内，应选酚酞。甲基橙的变色范围（3.1～4.4）远离计量点，不能使用。

③ 强酸-弱碱计量点 pH ≈ 5.3，落在甲基红变色范围（4.4～6.2）内，应选甲基红。酚酞变色在碱性区，此处不适用。

酸碱滴定计算综合

掌握了 pH 变化规律和指示剂选择后，来看实际计算中的综合应用。

例题一　取食醋样品 5.000 mL5.000\ \mathrm{mL}5.000 mL，加适量水稀释后，用 0.1000 mol/L NaOH0.1000\ \mathrm{mol/L}\ \mathrm{NaOH}0.1000 mol/L NaOH 标准溶液滴定（酚酞为指示剂），消耗 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 溶液 22.60 mL22.60\ \mathrm{mL}22.60 mL。已知食醋密度约为 1.01 g/mL1.01\ \mathrm{g/mL}1.01 g/mL，醋酸的摩尔质量 M(HAc)=60.05 g/molM(\mathrm{HAc}) = 60.05\ \mathrm{g/mol}M(HAc)=60.05 g/mol，求食醋中醋酸的质量分数。

解析　反应方程式：

NaOH+HAc⟶NaAc+H2O\mathrm{NaOH + HAc \longrightarrow NaAc + H_2O}NaOH+HAc⟶NaAc+H2​O

计量比 1∶1，先求消耗 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 的物质的量：

n(NaOH)=0.1000 mol/L×22.60×10−3 L=2.260×10−3 moln(\mathrm{NaOH}) = 0.1000\ \mathrm{mol/L} \times 22.60 \times 10^{-3}\ \mathrm{L} = 2.260 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol}n(NaOH)=0.1000 mol/L×22.60×10−3 L=2.260×10−3 mol

由 1∶1 计量关系，n(HAc)=2.260×10−3 moln(\mathrm{HAc}) = 2.260 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol}n(HAc)=2.260×10−3 mol，换算为质量：

m(HAc)=2.260×10−3 mol×60.05 g/mol=0.1357 gm(\mathrm{HAc}) = 2.260 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol} \times 60.05\ \mathrm{g/mol} = 0.1357\ \mathrm{g}m(HAc)=2.260×10−3 mol×60.05 g/mol=0.1357 g

样品质量为：

m样品=5.000 mL×1.01 g/mL=5.050 gm_\text{样品} = 5.000\ \mathrm{mL} \times 1.01\ \mathrm{g/mL} = 5.050\ \mathrm{g}m样品​=5.000 mL×1.01 g/mL=5.050 g

醋酸的质量分数为：

w(HAc)=0.1357 g5.050 g×100%=2.69%w(\mathrm{HAc}) = \frac{0.1357\ \mathrm{g}}{5.050\ \mathrm{g}} \times 100\% = 2.69\%w(HAc)=5.050 g0.1357 g​×100%=2.69%

例题二　用 HCl\mathrm{HCl}HCl 标准溶液滴定混合碱（Na2CO3\mathrm{Na_2CO_3}Na2​CO3​ 与 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 的混合物），第一步用酚酞为指示剂，消耗 HCl\mathrm{HCl}HCl V1 mLV_1\ \mathrm{mL}V1​ mL；第二步换甲基橙为指示剂继续滴定，消耗 HCl\mathrm{HCl}HCl V2 mLV_2\ \mathrm{mL}V2​ mL。请分析两步各发生了什么反应。

解析　酚酞变色时（pH ≈ 9）：

NaOH+HCl⟶NaCl+H2O\mathrm{NaOH + HCl \longrightarrow NaCl + H_2O}NaOH+HCl⟶NaCl+H2​O Na2CO3+HCl⟶NaHCO3+NaCl\mathrm{Na_2CO_3 + HCl \longrightarrow NaHCO_3 + NaCl}Na2​CO3​+HCl⟶NaHCO3​+NaCl

第一步消耗的 V1 mLV_1\ \mathrm{mL}V1​ mL 盐酸，用于中和全部 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 以及将 Na2CO3\mathrm{Na_2CO_3}Na2​CO3​ 转化为 NaHCO3\mathrm{NaHCO_3}NaHCO3​。

甲基橙变色时（pH ≈ 4）：

NaHCO3+HCl⟶NaCl+H2O+CO2↑\mathrm{NaHCO_3 + HCl \longrightarrow NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow}NaHCO3​+HCl⟶NaCl+H2​O+CO2​↑

第二步消耗的 V2 mLV_2\ \mathrm{mL}V2​ mL 盐酸，将第一步生成的所有 NaHCO3\mathrm{NaHCO_3}NaHCO3​ 完全中和。由于 Na2CO3\mathrm{Na_2CO_3}Na2​CO3​ 生成等物质的量的 NaHCO3\mathrm{NaHCO_3}NaHCO3​，因此 Na2CO3\mathrm{Na_2CO_3}Na2​CO3​ 消耗 HCl\mathrm{HCl}HCl 的总量 =2V2= 2V_2=2V2​，而 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 消耗的 HCl\mathrm{HCl}HCl 体积 =V1−V2= V_1 - V_2=V1​−V2​。

练习题

一、选择题

1. 在 25°C 时，某溶液的 [OH−]=1.0×10−3 mol/L[\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol/L}[OH−]=1.0×10−3 mol/L，则该溶液的 pH 为（　　）。

A. 3.00　　B. 11.00　　C. 10.00　　D. 4.00

答案：B

考查知识点：pH 与 pOH 的关系。pOH=−lg⁡(1.0×10−3)=3.00\mathrm{pOH} = -\lg(1.0 \times 10^{-3}) = 3.00pOH=−lg(1.0×10−3)=3.00，在 25°C 时 pH+pOH=14.00\mathrm{pH} + \mathrm{pOH} = 14.00pH+pOH=14.00，因此 pH=14.00−3.00=11.00\mathrm{pH} = 14.00 - 3.00 = 11.00pH=14.00−3.00=11.00。溶液为碱性，pH > 7，选 B。

2. 用 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 标准溶液滴定 HAc\mathrm{HAc}HAc 溶液，到达化学计量点时，溶液中存在的主要物质是（　　）。

A. HAc\mathrm{HAc}HAc 和 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH　　B. NaAc\mathrm{NaAc}NaAc（弱碱性）　　C. NaCl\mathrm{NaCl}NaCl（中性）　　D. HAc\mathrm{HAc}HAc 和 NaAc\mathrm{NaAc}NaAc

答案：B

考查知识点：弱酸-强碱滴定化学计量点时的溶液组成。化学计量点时 HAc\mathrm{HAc}HAc 恰好完全与 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 反应，生成 NaAc\mathrm{NaAc}NaAc。NaAc\mathrm{NaAc}NaAc 是强碱弱酸盐，Ac−\mathrm{Ac^-}Ac− 发生水解使溶液显弱碱性，pH > 7。C 选项（NaCl）是强酸强碱中和的产物，不是本题情况。

3. 下列关于酸碱指示剂的说法，正确的是（　　）。

A. 指示剂的变色范围越宽越好，这样终点更容易观察

B. 只要指示剂的变色范围与化学计量点 pH 接近即可，不需要落在滴定突跃内

C. 用 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 滴定 HAc\mathrm{HAc}HAc 时，应选用甲基橙作指示剂

D. 选择指示剂时，应使其变色范围落在滴定突跃范围之内

答案：D

考查知识点：指示剂选择的原则。D 正确——指示剂的变色范围必须落在滴定突跃内，才能保证终点误差在允许范围内。A 错：变色范围过宽反而不精准。B 错：必须落在突跃内而不是仅接近计量点。C 错：甲基橙变色在 pH 3.1～4.4（酸性区），而弱酸-强碱计量点 pH ≈ 8.7，应选酚酞。

4. 对于同浓度的强酸和弱酸，下列说法正确的是（　　）。

A. 强酸溶液的 pH 更小，弱酸溶液的 pH 更大

B. 强酸和弱酸的 pH 相同，因为浓度相同

C. 弱酸溶液中 [H+][\mathrm{H^+}][H+] 更大，因为弱酸“更弱”所以浓度更高

D. 同浓度下，强酸和弱酸的中和能力（总物质的量）相同，但 pH 相同

答案：A

考查知识点：强酸与弱酸在相同浓度下的 pH 比较。强酸完全电离，[H+][\mathrm{H^+}][H+] = 浓度；弱酸部分电离，[H+][\mathrm{H^+}][H+] < 浓度。因此相同浓度下，强酸的 [H+][\mathrm{H^+}][H+] 更大，pH 更小。A 正确。B、D 错误；C 描述逻辑混乱，弱酸的 [H+][\mathrm{H^+}][H+] 反而更小。

二、计算题

5. 取某工厂生产的盐酸样品 10.00 mL10.00\ \mathrm{mL}10.00 mL，用 0.2000 mol/L NaOH0.2000\ \mathrm{mol/L}\ \mathrm{NaOH}0.2000 mol/L NaOH 标准溶液滴定（以酚酞为指示剂），消耗 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 溶液 18.00 mL18.00\ \mathrm{mL}18.00 mL。求盐酸样品的浓度。

答案：c(HCl)=0.3600 mol/Lc(\mathrm{HCl}) = 0.3600\ \mathrm{mol/L}c(HCl)=0.3600 mol/L

考查知识点：强酸-强碱滴定 1∶1 计量关系的计算。

反应方程式：HCl+NaOH⟶NaCl+H2O\mathrm{HCl + NaOH \longrightarrow NaCl + H_2O}HCl+NaOH⟶NaCl+H2​O，计量比 1∶1。

在化学计量点：

c(HCl)⋅V(HCl)=c(NaOH)⋅V(NaOH)c(\mathrm{HCl}) \cdot V(\mathrm{HCl}) = c(\mathrm{NaOH}) \cdot V(\mathrm{NaOH})c(HCl)⋅V(HCl)=c(NaOH)⋅V(NaOH)

代入数据：

c(HCl)=c(NaOH)⋅V(NaOH)V(HCl)=0.2000 mol/L×18.00 mL10.00 mL=0.3600 mol/Lc(\mathrm{HCl}) = \frac{c(\mathrm{NaOH}) \cdot V(\mathrm{NaOH})}{V(\mathrm{HCl})} = \frac{0.2000\ \mathrm{mol/L} \times 18.00\ \mathrm{mL}}{10.00\ \mathrm{mL}} = 0.3600\ \mathrm{mol/L}c(HCl)=V(HCl)c(NaOH)⋅V(NaOH)​=10.00 mL0.2000 mol/L×18.00 mL​=0.3600 mol/L

6. 称取一份含醋酸（HAc\mathrm{HAc}HAc）的样品 2.000 g2.000\ \mathrm{g}2.000 g，溶于水后用 0.1000 mol/L0.1000\ \mathrm{mol/L}0.1000 mol/L 的 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 标准溶液滴定（酚酞为指示剂），消耗 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 溶液 30.20 mL30.20\ \mathrm{mL}30.20 mL。求样品中 HAc\mathrm{HAc}HAc 的质量分数（M(HAc)=60.05 g/molM(\mathrm{HAc}) = 60.05\ \mathrm{g/mol}M(HAc)=60.05 g/mol）。

答案：w(HAc)≈9.05%w(\mathrm{HAc}) \approx 9.05\%w(HAc)≈9.05%

考查知识点：弱酸-强碱滴定中质量分数的计算。

反应方程式：HAc+NaOH⟶NaAc+H2O\mathrm{HAc + NaOH \longrightarrow NaAc + H_2O}HAc+NaOH⟶NaAc+H2​O，计量比 1∶1。

先求消耗 NaOH\mathrm{NaOH}NaOH 的物质的量，即 HAc\mathrm{HAc}HAc 的物质的量：

n(HAc)=n(NaOH)=0.1000 mol/L×30.20×10−3 L=3.020×10−3 moln(\mathrm{HAc}) = n(\mathrm{NaOH}) = 0.1000\ \mathrm{mol/L} \times 30.20 \times 10^{-3}\ \mathrm{L} = 3.020 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol}n(HAc)=n(NaOH)=0.1000 mol/L×30.20×10−3 L=3.020×10−3 mol

换算为质量：

m(HAc)=3.020×10−3 mol×60.05 g/mol=0.1813 gm(\mathrm{HAc}) = 3.020 \times 10^{-3}\ \mathrm{mol} \times 60.05\ \mathrm{g/mol} = 0.1813\ \mathrm{g}m(HAc)=3.020×10−3 mol×60.05 g/mol=0.1813 g

计算质量分数：

w(HAc)=0.1813 g2.000 g×100%=9.07%w(\mathrm{HAc}) = \frac{0.1813\ \mathrm{g}}{2.000\ \mathrm{g}} \times 100\% = 9.07\%w(HAc)=2.000 g0.1813 g​×100%=9.07%
  • 酸与碱的本质
  • 水的电离与 pH
  • 强酸与强碱的滴定
  • 弱酸与强碱的滴定
  • 酸碱指示剂的选择
  • 酸碱滴定计算综合
  • 练习题

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