①滴定前 HCl是強電解質，全部電離，因此溶液中H+的濃度就等于HCl的濃度：

　　[H+]=[HCl]=0.1mol/L pH=1

　　②計量點前 開始滴定后，溶液中加入了一部分NaOH溶液，相應中和了一部分HCl,直到計量點前，溶液中還有一部分未被中和的HCl，此時溶液中H+濃度取決于剩余HCl的濃度，即：

計量點前計算公式

　　當?shù)稳肴芤?8.00mL時(剩余HCl的體積為2.00mL)：[H+]=0.1*(2/(20+18))=5*10-3mol/L pH=2.3

　　當?shù)稳肴芤?9.98mL時(剩余的體積為0.02mL)：[H+]=0.1*(0.02/(20+19.98))=5*10-5mol/L pH=4.3

　　③計量點時 滴入20.00溶液到達了計量點，即NaOH和HCl反應的量相當，化學計量數(shù)相等。因生成物不發(fā)生分解，此時溶液中的H+濃度由水的電離決定：

　　[H+]=[OH-]=10-7mol/L pH=7

　　④計量點后 再繼續(xù)加入NaOH溶液，溶液中就有了過量的NaOH，此時溶液中H+的濃度取決于過量的NaOH濃度，即：[OH-]=0.1*(過量NaOH的體積/溶液的總體積)

　　當?shù)稳隢aOH溶液20.02mL時(過量的NaOH溶液的體積為0.02mL)：

　　[OH-]=0.1*(0.02/(20+20.02))=5*10-5mol/L

pH=9.7

　　當?shù)稳隢aOH溶液20.02mL時(過量NaOH溶液的體積為0.20mL)：

pH=10.7

　　當?shù)稳隢aOH 22.00mL時(過量NaOH溶液的體積為2.00mL)：

pH=11.7

　　將反應過程中pH的變化列于表6.3

0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL HCL的pH變化