1、強堿滴定弱酸

　　以0.1000mol/L的NaOH溶液滴定20.00Ml0.1000mol/L的HAc為例，它們的反應是：

　　生成的NaAc是一種強堿弱酸鹽，水解后溶液呈堿性，所以滴定達到計量點時溶液呈堿性。滴定過程如下：

　　①滴定前 滴定前HAc溶液濃度為0.1000mol/L,由于HAc是弱酸，只部分電離，因此溶液中的H+濃度須根據HAc的電離平衡來計算：

　　②計量點前 滴定開始至計量點前，溶液中剩余的HAc、反應產物NaAc同時存在。組成緩沖溶液。[Ac-]為產生的NaAc濃度。

　　剩余HAc的濃度則為：

　　例如，滴入NaOH溶液19.98mL時，剩余HAc體積為0.02mL

　　③計量點時 當滴入20mLNaOH溶液時，HAc全部被中和生成NaAc，由于NaAc水解，使溶液呈堿性，根據水解計算公式：

　　④計量點后 由于過量的NaOH存在，抑制了NaAc的水解，此時溶液中[H+]由過量的NaOH決定。例如：當滴入NaOH溶液20.02mol/L時(過量的NaOH溶液體積為0.02mL)，則

pH=9.7

　　如此計算，將計算結果列于下表(表6.4)，并繪制成滴定曲線(圖6.7)。由此可知，溶液pH值的變化和強堿滴定強酸一樣，也體現漸變→突變→漸變的規律，并且在計量點附近也存在著由于一滴之差而產生的滴定突躍(pH=7.7~9.7)所不同的在于：

　　1)強堿滴定弱酸在計量點時，溶液的pH值大于7。

　　2)強堿滴定弱酸的突躍部分要比前一類型小得多，并且處在堿性范圍之內。這是由于接近計量點時，溶液中HAc已很少，而生成的NaAc愈來愈多，大量NaAc的存在抑制了HAc的電離，使溶液中的H+離子濃度下降。同時NaAc的水解不斷增強，溶液中的OH-濃度也因而增大，所以當滴入NaOH溶液19.98mL時，雖然溶液還剩余0.02mLHAc，但溶液已呈堿性(pH=7.7)，因此，這類滴定突躍部分的起點比前一類滴定要向上移。

　　3)從圖6.7可知，在滴定前，0.1mol/LHCl的pH=2.9，在開始滴定后，由于生產Ac-的水解，降低了HAc的電離度和溶液中H+濃度，所以起始段曲線坡度比前一類型大得多。

　　由于滴定突躍范圍在pH=7.7~9.7，只有的變色范圍在滴定突躍范圍之內，可以選擇作指示劑。強堿滴定弱酸時，pH值突躍的大小除了與酸堿的濃度有關之外，還與弱酸的電離常數Ka大小有關，弱酸的電離常數愈小，即酸性愈弱，則計量點附近突躍愈小，選擇指示劑的范圍也愈窄，如圖6.8所示的曲線，即為0.1mol/LNaOH滴定幾種電離常數不同的弱酸的情況，第3條曲線(Ka=10-5)是NaOH滴定HAc，第4條曲線(Ka=10-7)是滴定比HAc更弱的酸，曲線已往上移，用作指示劑就不合適了，因為未到計量點時就出現了紅色，會造成誤差。這種情況下選用百里較好(其變色范圍9.4已沒有明顯的突躍部分，因此也很難找到合適的指示劑，在這種情況下，就堿滴定法直接測定)。

　　2、強酸滴定弱堿

　　強酸滴定弱堿的滴定曲線如圖6.9所示，其滴定曲線與強堿滴定弱酸相似，僅pH值變化相反，例如用0.1mol/LHCl滴定20mL0.1mol/LNH3 H2O，由于反應生成的強酸弱堿鹽NH4Cl的水解，計量點時溶液呈酸性，滴定突躍范圍在pH=6.3~4.3之間，計量點pH=5.3，故宜選用甲基紅為指示劑，甲基橙也可以。被滴定的物質堿性愈弱，則突躍范圍愈小。一般地說，當堿的濃度為0.1mol/L以及Kb<10-7時(Kb表示弱堿的電離常數)，便無明顯突躍，難以選擇指示劑。