基础化学 滴定

酸碱指示剂（一）指示剂的变色原理酸碱指标剂(acid-baseindicator)：酸碱滴定中用于指示滴定终点的试剂称为酸碱指标剂。常用的酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，这些弱酸或弱碱与其共轭碱或酸具有不同的颜色。现以酚酞和甲基橙为例。现以HIn代表弱酸指示剂，其离解平衡表示如下：HInH++In-酸式色碱式色以InOH代表弱碱指示剂，其离解平衡表示如下：InOHOH-+In+碱式色酸式色（二）指示剂的变色范围现以HIn弱酸指示剂为例说明指示剂的变色与溶液中pH值之间的数量关系。弱酸指示剂在溶液中离解平衡表示如下：HInH++In-平衡时可得：可改写为：对一定指示剂在一定温度下Khin是一个常数。因此，在一定的pH条件下，溶液有一定的颜色，当pH改变时，溶液的颜色就相应地发生改变。当两种颜色的浓度之比是10倍或10倍以上时，我们肉眼只能看到浓度较大的那种颜色。若≥10时，pH=pKHIn＋1，显In-颜色若≤1/10时，pH=pKHIn-1，显HIn颜色pH=pKHIn±1指示剂的变色范围为：综上所述，可得出如下几点：1.各种指示剂的变色范围随指示剂常数KHIn的不同而异。2.各种指示剂在变色范围内显示出逐渐变化的过渡颜色。3.由实验测得的各种指示剂变色范围的pH幅度一般在1~2个pH单位。4。指示剂的变色范围越窄越好。（三）影响指示剂变色范围的因素1.指示剂用量

用量过多，会使终点变色迟钝，且指示剂本身也会多消耗滴定剂;用量太少，颜色变化不明显。因此，在不影响变色敏锐的前提下，尽量少用指示剂。一般分析中2~4滴。

2.滴定程序一般情况下，指示剂的颜色由浅入深变化易于观察。故酸滴定碱时，一般用甲基橙或甲基红为指示剂，颜色由黄色变为橙红色；碱滴定酸时，一般以酸酞为指示剂，终点颜色由无色变为红色。3.温度、溶剂、盐类等，都会影响指示剂变色。酸碱滴定法的基本原理酸碱滴定曲线：以滴定过程中酸（或碱）标准溶液的加入量为横坐标，溶液的pH为纵坐标，称为酸碱滴定曲线（acidbasetitrationcurve）。一、强酸与强碱的滴定(1)强碱滴定强酸以NaOH滴定HCl为例

CNaOH=CHCl=0.1000mol/L，VHCl=20.00ml1.滴定前溶液pH完全取决于HCl

pH=1.002.计量点前VHCl>VNaOH溶液pH取决于剩余HCl浓度[H+]=CHCl当V=19.98ml(误差-0.1%)

pH=4.303.计量点时，VHCl=VNaOH

此时溶液的H+主要来自水的离解

pH=7.004.计量点后VHCl<VNaOH溶液pH决定于过量NaOH浓度。当VNaOH=20.02ml(误差+0.1%)pOH=4.30pH=9.70

pHsp=7.00，突跃范围：pH为4.30-9.70；指示剂：pKa在突跃范围内。Anal.Chem.ZSU.

用标准HCl滴定NaOH

滴定突跃：在滴定分析中滴定误差在±0.1%范围内，溶液由酸性变为碱性（或碱性变为酸性），此时的曲线近似于垂直，这种pH值的突变，称为滴定突跃。滴定突跃的作用：它是指示剂选择的主要依据，凡是指示剂的变色区间全部或部分在滴定突跃区间内的指示剂都可用以指示终点。强酸与强碱的滴定突跃范围影响因素：酸碱浓度愈大，滴定突跃区间愈大。溶液浓度愈稀时，滴定突跃区间愈小二、强碱滴定弱酸这一类型的基本反应为OH-+HAA-+H2O以0.1000mol/LNaOH滴定20.00ml0.1000mol/LHAc为例1.滴定前VNaOH=02.计量点前未反应的HAc与反应生成的NaAc形成缓冲体系，其中VNaOH=19.98ml时(相对误差为-0.1%)，代入，3.计量点：HAc与NaOH完全反应生成了NaAc，溶液的pH由其水解所决定，即pOH=5.27，pH=8.734.计量点后溶液为过量的NaOH与反应生成的NaAc组成pOH=4.30，pH=9.70强碱滴定一元弱酸

用0.1mol/LNaOH滴定相同浓度的HAc。pHsp为8.72突跃：pH7.74~9.70之间。指示剂：酚酞强碱滴定弱酸滴定曲线的特点：

（1）