因為強酸與強鹼溶解於水中會完全解離，所以計算它們的pH曲線的方法是相當直接的。但是，當強鹼被滴定到弱酸中，就有很大的不同：為了計算加入少量的強鹼之後的 [H⁺]，我們必須先研究弱酸的解離平衡。

化學原理啟迪196

1.     因為強酸與強鹼溶解於水中會完全解離，所以計算它們的pH曲線的方法是相當直接的。但是，當強鹼被滴定到弱酸中，就有很大的不同：為了計算加入少量的強鹼之後的 [H⁺]，我們必須先研究弱酸的解離平衡。

2.     弱酸被滴入強鹼的pH值曲線計算等於一系列的緩衝問題。進行這些計算的時候，一定要注意雖然被滴定的酸是弱酸，但基本上它會與氫氧根離子OH^－完全反應，因為氫氧根離子是非常強的鹼。

3.     弱酸與強鹼的滴定反應的pH值曲線計算，牽涉以下二個步驟：

滴定曲線計算 Titration Curve Calculations

l         化學計量的問題 A stoichiometry problem。我們設定氫氧根離子OH^－會與弱酸的完全反應，並藉此判斷溶液會剩下多少酸與形成多少共軛鹼。

l         化學平衡問題An equilibrium problem。判斷弱酸的平衡位置，並且計算pH值。

以上這二個步驟基本上是分開的。特別留意解開問題的步驟程序跟前一篇所說的一樣。

4.     【範例】假設有一份0.10M的醋酸溶液50.0mL（HC2H3O2, Ka＝1.8×10^－5），接受0.10M NaOH的滴定。我們將計算不同份量的NaOH的pH值。

5.     沒有添加任何NaOH。

溶液只有醋酸，醋酸是弱酸，pH＝2.87。

6.     增加10.0ml的0.10M的 NaOH。

在反應發生前，混合溶液的主要物質是

HC2H3O2,  OH^－,  Na⁺,  和 H2O

強鹼OH^－將會與能夠提供質子的HC2H3O2反應。

7.     化學計量問題 The Stoichiometry Problem：

8.     平衡問題The Equilibrium Problem：我們將檢視反應發生後剩下的主要物質，以確認主要的平衡。反應過後溶液的主要物質是

HC2H3O2,  C2H3O2^－,  Na⁺,  和H2O

因為HC2H3O2與H2O相比是較強的酸，並且因為C2H3O2^－是HC2H3O2的共軛鹼，這個溶液的pH值將取決於醋酸解離平衡位置：

HC2H3O2(aq)←→H⁺(aq)+ C2H3O2^－(aq)

在這裡 Ka＝[H⁺][ C2H3O2^－]／[HC2H3O2]

9.     接下來採取一般步驟進行化學平衡計算 

10.  於是

1.8×10^－5＝Ka＝[H⁺][ C2H3O2^－]／[HC2H3O2]

＝﹛x (1.0／60.0+x)﹜／﹛4.0／60.0－x﹜

≒﹛x(1.0／60.0)﹜／﹛4.0／60.0﹜

＝（1.0／4.0）x

x＝（4.0／1.0）（1.8×10^－5）＝7.2×10^－5＝[H⁺]

並且 pH＝4.14

11.  增加0.10 M 的NaOH 25.0mL。計算程序與之前相同，化學計量問題如下：

12.  反應過後溶液的主要物質是

HC2H3O2,  C2H3O2^－,  Na⁺,  和H2O

13.  控制pH值的平衡反應是

HC2H3O2(aq)←→H⁺(aq )+ C2H3O2^－(aq)

14.  因此

1.8×10^－5＝Ka＝[H⁺][ C2H3O2^－]／[HC2H3O2]

＝﹛x (2.5／75.0+x)﹜／﹛2.5／75.0－x﹜

≒﹛x(2.5／75.0)﹜／﹛2.5／75.0﹜

x＝1.8×10^－5＝[H⁺]

並且 pH＝4.74

15.  這是一個極為特別的滴定點，因為它剛好是當量點的一半。原始溶液50ml的0.10M HC2H3O2，含有5.0 mmol的HC2H3O2；因此需要5.0 mmol的OH^－達到當量點，也就是需要50.0mL的NaOH，因為 

（50.0mL）（0.10M）＝5.0 mmol

16.   在加入25.0mL的NaOH之後，原始溶液中的HC2H3O2有一半被轉換為C2H3O2^－，滴定到這個點，HC2H3O2的初始濃度等於C2H3O2^－的初始濃度[HC2H3O2]₀＝[C2H3O2^－]₀，我們可以忽略解離的效用，也就是說

[HC2H3O2]＝[HC2H3O2]₀－x≒[HC2H3O2]₀

[C2H3O2^－]＝[C2H3O2^－]₀+x≒[C2H3O2^－]₀