第九章 酸碱滴定法(156—178)
酸碱滴定法课件
参考水准: H2O, HA HA与H2O间质子转移:HA+H2O H3O+ + AH2O与H2O间质子转移:H2O+H2O H3O++OH-
参考水准 酸型 碱型
得失质子数相等: [H3O + ] = [A -] + [OH-]
酸型
碱型
零水准 得质子产物
零水准 失质子产物
质子条件式: [H+] = [A-] + [OH -]
(三）电荷平衡（CBE）： 在平衡状态，溶液中正离子所带电
荷总数与负离子所带电荷总数相等。 （ “电中性”规则）
CBE练习 例1：C mol/mL的HAC的电荷平衡式
[H +] = [AC-] +[OH-]
例2：C mol/mL的H3PO4的电荷平衡式 [H +] = [H2PO4-] +2[HPO42-] + 3[PO43-] + [OH-]
例3：C mol/mL的Na2HPO4的电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [H2PO4-] +2[HPO42-] +3[PO43-]+ [OH-]
例4：C mol/mL的NaCN的电荷平衡式 [Na+] + [H +] = [CN-] + [OH-]
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（四）质子平衡（PBE）：酸碱反应达平衡时酸失去
+ [OH-]
（2）
将（1）式带入（2）式
质子条件式 [H +] + [H2CO3] = [CO32-] + [OH-]
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无机及分析化学第九章 酸碱平衡和酸碱滴定法课后练习与答案
第九章酸碱平衡与酸碱滴定法一、选择题1. 根据酸碱质子理论,下列只可以作酸的是 ( )A．HCO3- B．H2CO3C．OH- D．H2O2. 下列为两性物质是 ( )A．CO32-B．H3PO4C．HCO3- D ．NH4+3．若要配制pH=5的缓冲溶液,应选用的缓冲对是( )A．HAc-NaAc B．NH3-NH4Cl C．Na2HPO4-Na3PO4 D．HCOOH-HCOONa 4．某酸碱指示剂的pK HIn=5.0，则其理论变色范围是( )A．2-8 B．3-7 C．4-6 D．5-75．下列用于标定HCl的基准物质是( )A．无水Na2CO3 B. NaHCO3C．邻苯二甲酸氢钾 D. NaOH6. 某混合碱首先用盐酸滴定至酚酞变色,消耗HCl V1 mL,接着加入甲基橙指示剂,滴定至甲基橙由黄色变为橙色,消耗HCl V2mL,若V1=V2,则其组成为( )A．NaOH-Na2CO3 B．Na2CO3 C．NaHCO3-NaOH D．NaHCO3-Na2CO3 7．NaOH滴定HAc时,应选用下列哪种指示剂( )A．甲基橙 B．甲基红 C．酚酞 D．都可以8．某酸碱指示剂的K HIn=1.0×10-5，则其理论变色范围为( )A．pH=4～6 B．pH=3～5 C．pH=5～6 D．pH=6～89．下列物质的浓度均为0.10mol.L-1，其中能用强碱直接滴定的是（）A．氢氰酸（K a=6.2×10-10） B．硼酸（K a=7.3×10-10）C．醋酸（K a=1.76×10-5） D．苯酚（K a=1.1×10-10）10.下列各组酸碱对中，不属于共轭酸碱对的是（）A.H2+Ac-HAc；B.NH3-NH2-；C.HNO3-NO3- ；D.H2SO4 -SO42-11．根据酸碱质子理论，下列非水溶剂中，不属于质子性溶剂的是 ( )。
《无机与分析化学基础》第九章：酸碱滴定法
第九章 酸碱滴定法
学习目标
1．了解酸碱指示剂的变色原理、变色范围
及影响指示剂变色的因素。
2．掌握常用酸碱标准溶液的配制和标定方
法。
3．掌握酸碱滴定法的实际应用。
定义和实质
• 酸碱滴定法：利用酸碱间的中和反应来 测定物质含量的定量分析方法。
• 反应的实质：
H+ + OH- = H2O
百里酚蓝（第二次变色）
8.0～9.6
黄
蓝
8.9
0．1％乙醇（20％）溶液
三、影响指示剂变色范围的因素
1. 指示剂加入量多少影响变色敏锐程度(过多或过 少都不好）；指示剂应适当少量。 2. 不同酸碱指示剂其变色范围和理论变色点不同。 3. 指示剂的变色范围受温度、溶剂性质影响。 4. 为辨于颜色的观察，通常使指示剂的颜色由无色 变有色，由浅色变深色。
围
100.1 0.02 101.0 20.20
0.1 1
0.02 0.20
9.70 后 10.70
计量点
（二）滴定曲线的特点 根据滴定过程中
各点的pH，同样
可以绘出强碱滴
定弱酸类型的滴
定曲线，如图4-
3所示。
比较用NaOH滴定液滴定同一浓度的HCl和HAc
溶液的滴定曲线，可看出NaOH滴定液滴定HAc
pH 1.00 2.30 3.30 4.30 7.00 9.70 10.7 0
突 跃 范 围
（二）滴定曲线的特点
以表中NaOH加 入量为横坐标， 溶液的pH为纵 坐标，作pH-V
曲线，即为强
碱滴定强酸的 滴定曲线。如 图所示。
在计量点±0.1%附近，即加入NaOH 从 19.98ml→20.02ml，由图4-1可看到曲线
酸碱滴定法
下叶
上叶
共轭酸碱对的强弱比较
下叶
下叶
上叶
酸碱半反应
• 碱在水溶液中接受质子的过程与酸类似也必须有溶剂水分 子参加 •
下叶
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水的质子自递作用
• 水是一种两性溶剂。由于水分子的两性作用，一个水分予 可以从另一个水分于夺取质子而形成 • H30+和OH• 在水分子之间存在着的质子传递作用，称为水的质子自递 作用。这种作用的平衡常数称为水的质子自递常数，用 Ka表示
上叶
4.酸碱滴定法
1--酸碱平衡的理论基础 2--不同pH溶液中酸碱存在形式的分布情况 3—酸碱溶液PH的计算 4--酸碱滴定终点的指示方法 5—一元酸碱的滴定 6—多元酸、混合酸和多元碱的滴定
下叶
上叶
4.酸碱滴定法
7—酸碱滴定法应用示例 8--酸碱标准溶液的配制和标定 9--酸碱滴定法结果计算示例 10—非水溶液中的酸碱滴定
Kw=[H3O+][OH-] 或 Kw=[H+][OH-] Kw=10-14 及 pKw=14
下叶
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酸和碱的中和反应
• 酸和碱的中和反应也是一种质子的转移过程。例如HCI与 NH，反应：
• 反应的结果是各反应物转化为它们各自的共轭酸或共轭碱
下叶
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盐的水解
• ----实质上也是质子的转移过程。它们和酸碱离 解过程在本质上是相同的
• 各种酸碱反应过程都是质子转移过程，运用质子理论可以 描述各种酸碱反应的共同特征
下叶
上叶
酸碱离解平衡
酸碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子能 力的强弱。 酸性----给出质子的能力越强，酸性就越强 HClO4 H2SO4 强酸 弱碱 碱性----接受质子的能力越强，碱性就越强
（完整版）酸碱滴定实验详细步骤
（完整版）酸碱滴定实验详细步骤酸碱滴定实验详细步骤酸碱滴定实验详细步骤用已知物质量浓度的酸(或碱)来测定未知物质物质的量浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定【实验】以把已知物质的量浓度的盐酸注入事先已用该盐酸溶液润洗过的酸式滴定管，至刻度“ 0”上，把滴定管固定在滴定管夹上。
轻轻转动下面的活塞，使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡。
然后调整管内液面，使其保持在“0”或“0”以下的某一刻度，并记下准确读数；把待测浓度的NaOH溶液注入事先已用该溶液润洗过的碱式滴定管，也把它固定在滴定管夹上。
轻轻挤压或“ 0”以下玻璃球，使管的尖嘴部分充满溶液且无气泡,然后调整管内液面，使其保持在“ 0”某一刻度，并记下准确读数。
在管下放一洁净的锥形瓶，从碱式滴定管放出25.00 mL NaOH溶液，注入锥形瓶，加入2滴酚酞试液，溶液立即呈粉红色。
然后，把锥形瓶移到酸式滴定管下，左手调活塞逐滴加入已知物质的量浓度的盐酸，同时右手顺时针不断摇动锥形瓶，使溶液充分混合。
随着盐酸逐滴加入，锥形瓶里OH-浓度逐渐减小。
最后，当看到加入1滴盐酸时，溶液褪成无色，且反滴一滴NaOH溶液又变回红色说明反应恰好进行完全。
停止滴定，准确记下滴定管溶液液面的刻度，并准确求得滴定用去盐酸的体积。
为保证测定的准确性，上述滴定操作应重复二至三次，并求出滴定用去盐酸体积的平均值。
然后根据有关计量关系，计算出待测的NaOH 溶液的物质的量浓度。
具体计量关系为C(A)*V(A)=C(B)*V(B)，其中A(Acid)为酸，B(Base)为碱。
【酸碱中和滴定的注意事项】一摇瓶时，应微动腕关节，使溶液像一个方向做圆周运动，但是勿使瓶口接触滴定管，溶液也不得溅出。
二滴定时左手不能离开旋塞让液体自行流下。
三注意观察液滴落点周围溶液颜色变化。
开始时应边摇边滴，滴定速度可稍快（每秒3~4滴为宜），但是不要形成水流。
接近终点时应改为加一滴，摇几下，最后，毎加半滴，即摇动锥形瓶，直至溶液出现明显的颜色变化，准确到达终点为止。
酸碱滴定法
酸碱滴定法基本要点：1. 掌握酸碱平衡及溶液pH值的计算；2. 了解酸碱指示剂的原理及变色范围；3. 掌握酸碱滴定过程中pH突跃及指示剂的选择。
4．了解酸碱滴定法的应用。
酸碱滴定法：利用酸碱反应（以质子自递反应为基），通过滴定操作以测定酸或碱的分析方法。
基本反应：H3O+ + OH-? 2H2O通常不发生H3O+ + A-? HA + H2O任何外观变化完成滴定反应的两个关键问题:1. 何时滴定结束？2. 怎样知道被滴定溶液的pH值已达要求？酸碱平衡及有关浓度计算一. 酸碱质子理论1.酸碱和共轭酸碱对凡能给予质子的物质称为酸凡能接受质子的物质称为碱由③、④式可知：一种物质（ HPO42-）在不同条件下，有时可作为酸，有时可作为碱。
某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该物质在反应中的作用和行为。
2. 酸碱反应——两个共轭酸碱对共同作用的结果3. 溶剂的质子自递反应H2O 及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作用在水分子之间也能发生：H2O + H2O? H3O+ + OH-质子自递反应——溶剂分子之间发生的质子传递作用。
此反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（KS ）H2O： KS = [H3O+][ OH-] =KW =1.0 ′ 10-14(25℃)(1)pKW =14其它溶剂如：C2H5OHC2H5OH + C2H5OH = C2H5OH2+ + C2H5O-KS = [C2H5OH2+][ C2H5O-] = 7.9 ′ 10-20(25℃)(2)4. 酸碱强度酸碱强度取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质在水溶液中：酸碱的强度取决于酸将质子给予水分子或碱从水分子中夺取质子的能力的大小，通常用酸碱在水中的离解常数大小衡量：HAc+ H2O?H3O+ + Ac-(3)NH3 + H2O?OH- + NH4+(4)二. 酸碱对酸碱平衡体系中各型体分布系数的影响1. 分析浓度、平衡浓度、酸的浓度、酸度、弱酸碱的分布系数（1）分析浓度（c）：单位体积溶液中含（酸或碱）的量物质的量浓度即总浓度简称浓度（2）平衡浓度[]：平衡状态时，溶液中融智存在的各种型体的浓度，单位同上例：HAc 溶液中：平衡浓度[HAc]、[ Ac-]分析浓度c == [HAc] + [ Ac-]（3）酸的浓度：即酸的分析浓度（4）酸度：溶液中 H+ 的活度a H+，稀溶液中（[H+ ]）（5）分布系数d在弱酸碱溶液中，酸碱以各种形式存在的平衡浓度与其分析浓度的比值即各型体在总浓度中所占分数：例： HAc 溶液中：(5)(6)“d”只与溶液的酸度有关，而与其分析浓度无关；各种型体的分布系数之和为1。
酸碱滴定法PPT讲解
K a1
Ka2
K an
……
An-
[An- ]
c
Ka1 Ka2 Kan
[H ]n Ka1 [H ]n-1 Ka1 Ka2 Kan
注:分布系数只与酸的特性Ka及溶液pH有关， 与酸的浓度C无关。
4-3 酸碱溶液pH的计算
一、处理酸碱平衡的方法 1.物料平衡：MBE（即material balance equation)
6.两性物质： 酸式盐：
例：C mol/L的NaHA溶液。
质子条件： [H+] + [H2A] = [OH-]+ [A2-]
[H
]
[H
][HA ] K a1
KW [H ]
Ka 2[HA [H ]
]
[H ]
Ka1(Ka 2[HA ] K W ) Ka1 [HA ]
（若HA- 给出质子与接受质子的能力都比较 弱，则[HA-] C）
Ka c ] K
a
Ka c [H ] Ka
KW
[H ]
(2) C Ka ≥10KW
C
Ka
105
[H
]
Ka c
[H ]
[H ] Ka Ka2 4Ka c
2
[H ] Kac
例：C mol/L的HA溶液。
PBE：[H+]=[OH-]+[A-]
Ka c [H ] Ka
KW
[H ]
例：C mol/L的HAc溶液中：
HAc
HAc C
Ac
Ac C
二、分布系数—— 一元弱酸HA
例：一元弱酸HA，其分析浓度为CHA
HA
H+ + A–
酸碱滴定法
碱1
酸2
碱2 酸1
酸的离解：如
分析化学 Chap.4 酸碱滴定法
16
关于酸碱半反应和酸碱反应
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对间质子的转移
2.
酸碱半反应能否独立发生？
酸碱半反应不能独立发生！它表示的是物质给予接受质子能力
的强弱能力。单独的质子酸或者质子碱因为没有能接受或给出
酸碱概念：
酸：凡能给出质子(即H+)的分子或离子
碱：凡能接受质子(即H+)的分子或离子
注：因自然界氢原子99.985%为1H，核内只有1个质子，故质子与
H+同义，但为概念逻辑严密应该使用质子而非H+来定义。
优点：
a. 扩大了酸碱范围；
b. 理论体系简明严谨；
c. 易进行定量计算。
局限性：无法解释某些无质子转移的酸碱反应
[SH]
[BH ][S ]
B在溶剂中表观碱常数
KB
K bB K aSH
[B][SH]
结论：B表现出来的碱性决定于B的固有碱性和溶剂的固有酸
性。 溶剂SH酸性越强，反应越完全，B表现出的碱性越强。
例：NH3在HAc中的碱性＞在H2O中碱性（∵HAc的酸性＞H2O）
分析化学 Chap.4 酸碱滴定法
如：H2O，HAc，NH3，HS-，HSO4 非酸非碱：不能给质子，也不能接受质子
如：Na+，K+，Al3+等绝大多数金属阳离子
分析化学 Chap.4 酸碱滴定法
பைடு நூலகம்10
注：关于HAc和NH3属于两性物质
在水溶液体系中，NH3无法给出质子做酸，只能做
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第5章酸碱滴定法授课学时：8学时；课堂练习：2学时；讲评作业：1学时重点与难点：1.如何应用质子理论来判别酸碱、共轭酸碱对2.如何正确确定滴定突跃范围并如何正确选择指示剂3.如何判别能否准确滴定与分步滴定4.如何正确地书写酸碱反应方程式以便正确计算分析结果酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析法，是应用广泛的滴定分析方法之一。
基本反应：H3O++OH-=2H2O§5—1酸碱平衡的理论基础中学是如何定义酸碱的？凡是在水溶液中能电离产生H+的化合物——酸凡是在水溶液中能电离产生OH-的化合物——碱这一电离理论是1887年S.Arrhenius提出来的，此电离学说局限：1. 仅适用水溶液，非水不适用如冰醋酸、液氨等，无法解释2.对一些物质说明不了，如纯碱，本身不含OH-，（在水溶液中虽也产生OH-，但是水解得到的）可它明明是一种碱针对该问题，1923年布郎斯特J.N.Bronsted和劳莱T.M.Lowry提出一、酸碱质子理论1.酸碱概念它是这样定义酸碱的：凡是能给出质子的物质是酸；凡是能接受质子的物质是碱。
HAc=H++Ac-Ac-+ H+= HAc酸质子碱酸比碱多了一个质子。
掌握这一概念，可正确地区分酸碱。
通式：HB====H+ + B-酸质子碱2.共轭酸碱对概念酸失去质子后变成碱，碱接受质子后成为酸，酸与碱相互依存的这种关系叫共轭关系。
HB是B-的共轭酸，B-是HB的共轭碱，这种因一个质子的得失而相互转变的每一对酸碱，称为共轭酸碱对例：区分下列物质是酸还是碱？并指出共轭酸碱对HAc、H2CO3、H3PO4、NaAc、NaHCO3、Na2CO3、NaH2PO4、Na2HPO4、Na3PO4、(C2H5)2NH(乙二胺)、H2O、吡啶解：酸（能给出质子）HAc——Ac-H2CO3——HCO3- H3PO4——H2PO4-碱（能接受质子）NaAc——HAc Na2CO3——HCO3- (C2H5)2NH——(C2H5)2NH2+吡啶——C5H5NH+两性：NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4、H2O3.酸碱反应的实质酸碱共轭体系实际上是一种不能单独存在的半反应，换言之，酸给出的质子必须有另一种能接受质子的碱存在才能实现。
如HAc（酸1）=H++Ac-（碱1）H++ H2O（碱2）= H3O+（酸2）水起碱的作用两个半反应作用的结果：HAc（酸1）+ H2O（碱2）= H3O+（酸2）+ Ac-（碱1）反应的实质：质子的转移，质子从HAc（酸1）转移给了水H2O（碱2）为了书写方便，用HAc=H++Ac-简式代表完整的酸碱质子传递过程又如NH3在水中的平衡NH3（碱1）+ H+=NH4+（酸1）H2O（酸2）= H++ OH-（碱2）水起酸的作用NH3（碱1）+ H2O（酸2）= NH4+（酸1）+ OH-（碱2）4.水的质子自递作用及平衡常数从上面的反应式看到水分子有时起碱的作用，有时起酸的作用，由于水的这种两性作用，一个水分子可以从另一个水分子中夺取质子。
H2O（酸1）+ H2O（碱2）= H3O+（酸2）+ OH-（碱1）这种仅在溶剂分子间发生的质子传递作用，称为溶剂的质子自递作用。
这个反应称为水的质子自递反应。
平衡时：Kw=[ H+][ OH-] 水的质子自递常数（水的离子积）25ºC时，Kw =10-14二、酸碱反应平衡常数与酸碱强度问：从上面的讨论可知酸碱强度与什么因素有关？（注意书P46：倒数第二段错！不全面）1.与该酸碱本身给出质子或接受质子的能力强弱有关2.与溶剂接受质子的能力有关如HCI酸在水中是强酸，在冰醋酸中是弱酸NH3在水中是弱碱，在冰醋酸中却是很强的碱，通常的讨论是以水为溶剂在共轭酸碱对中，如果酸的酸性越强，则其共轭碱的碱性越弱。
如HCI在水中，将其质子完全转移给水分子HCI+ H2O = H3O++CI-其共轭碱CI-几乎没有从水中取得质子转化为HCI的能力，CI-是一种很弱的碱，Kb小到测不出来HAc+ H2O= H3O++ Ac-[][][]HAc KaAcH-+=其共轭碱的离解Ac-+ H2O= HAc+ OH-[][][]AcOHHAcKb--=显然KaKb[][][][][][][])25(1014CKwHAcHAcOHHAcOHAcH--+---+===⋅=pKa+pKb=pKw对共轭酸碱对来说，若酸的酸性很强，则共轭碱的碱性必然很弱，反之亦然。
只要知道酸或碱的离解常数，就可计算出其共轭碱或共轭酸的离解常数 P46例1：请到展台上做：计算HS -的pKb 。
已知H 2S pKa 1=7.24，pKa 2=14.92 解：HS -+ H 2O ==== H 2S + OH -pKa 1+pKb 2=pKwpKb 2=pKw-pKa 1=14-7.24=6.76 注意：KaKb=Kw ，仅指共轭关系，非共轭关系此式不成立。
例：从附表中查出下列物质的pKa 值或pKb 值，写出相应的酸碱型体，并比较酸碱强度H 3BO 3 C 6H 5COOH H 2C 2O 4 C 6H 5NH 3+ pKa=9.24 pKa=4.21 pKa 1=1.23 pKb=9.34 pKa 2=4.19 pKa=4.66 H 2BO 3- C 6H 5COO - HC 2O 4- C 6H 5NH 2 H 2C 2O 4> C 6H 5COOH > C 6H 5NH 3+> H 3BO 3思考题：1. 酸碱指示剂为何能指示终点？何谓酸碱指示剂的变色范围和变色点？2. 滴定的突跃范围具体的是指什么范围？3. 如何选择指示剂？§5—2酸碱指示剂酸碱滴定终点的确定经常借助指示剂的变色来指示，这种确定终点的方法叫指示剂法。
一、酸碱指示剂的作用原理：酸碱指示剂是一些结构比较复杂的有机弱酸或有机弱碱，当溶液中的值改变时，指示剂失去质子由酸式变为碱式，或得到质子由碱式变为酸式，酸式和碱式结构不同，颜色不一样，由于结构变化引起颜色变化。
如：P61甲基橙是一种有机弱碱，其碱式——偶氮结构（黄色）酸式——醌式结构（红色）pH<3.1——酸式——醌式结构（红色） pH>4.4——碱式——偶氮结构（黄色）pH3.1——4.4，红色和黄色的混合色——橙色 指示剂在溶液中达到平衡时： HIn=H ++In -，平衡常数[][][][][][]H In InH KaHIn HIn Ka +--+==溶液的颜色取决于指示剂碱式色与酸式色浓度的比值，而此比值是[H +]的函数，指示剂常数是由指示剂本质决定的，对于确定的指示剂，它是个常数，因此，随着溶液的pH 改变，指示剂的颜色发生了变化，这就是酸碱指示剂变色的原理。
二、指示剂变色的pH 范围从色度学角度，一般说来，如果[][]10≥-HIn In ，看到的是In -色[][]101≤-HInIn，看到的是HIn色[][]10101HInIn-，过度色，把[][][]1011010110—或—==-+HKaHInIn范围称为指示剂的变色范围，pH=pKa±1溶液的pH值由pKa -1变化到pKa +1，就能明显看到指示剂由酸式色变为碱式色，变色范围为两个pH单位。
实际上变色范围是根据人眼观察出来的，由于人眼对各种颜色的敏感程度不同，加上两种颜色之间的互相掩盖，如黄在红中就不如红在黄中明显，这样造成实际观察结果与理论计算结果存在一定的差别，如甲基橙pKa =3.4，其理论变色范围为2.4——4.4，实际为3.1——4.4，眼睛对红色较黄色敏感。
多数指示剂变色范围在1.6——1.8pH单位，P63表3—3，这样的变色范围对一般的酸碱的滴定是符合要求的，但有一些滴定，需要把终点限制在很窄的pH间隔内才能达到一定的准确度，否则滴定误差增大，此时单一指示剂不能满足要求，因为变色范围比较宽，不可能在很窄的pH范围内有明显的颜色变化，这是可采用混合指示剂指示滴定终点。
三、混合指示剂混合指示剂有两种，一种是两种或两种以上指示剂混合而成，利用颜色之间的互补作用，使变色更加敏锐，如0.1%溴甲酚绿和0.2%甲基红以31体积混合时：酸色碱色溴甲酚绿黄蓝 3.8——5.4+ +甲基红 4.4——6.2显绿色，在pH5.1时：溴甲酚绿的碱性成分较多，呈绿色甲基红的酸性成分较多，呈橙色颜色在这个时候发生突变，非常敏锐，橙红——灰另一种混合指示剂是由一种指示剂和一种惰性染料配制而成，这种染料的颜色不随pH而变化，只是作为指示剂变色的背景，由于颜色的互补作用而使变色敏锐四、使用酸碱指示剂应注意：指示剂的用量对单色指示剂，如酚酞HIn（无色）=H++In-（红色），在一定体积的溶液中，设人的眼睛观察到酚酞的In-（红色）的最低浓度是一个定值，如溶液中酚酞的总浓度为C，[][]CKCInHHIn⨯⋅=-+若酚酞浓度由C——C1（C<C1），如果要保持[In-]为一个定植的话，则[H+]必须增加，因此当单色指示剂浓度增大时，在较低的pH 值下便可看到In -的颜色。
如50——100毫升溶液中加2—3滴0.1%酚酞溶液，pH 约9时呈粉红色，若加10—15滴，则pH8时呈粉红色。
对于双色指示剂，指示剂用量不影响变色范围，因为变色范围决定于[][][][]][H Ka HIn In HIn In +=--之比，而，与C 无关。
但指示剂本身属弱酸碱，加多了多消耗滴定剂，且颜色变化不明显温度：指示剂的离解常数是在一定温度下测出来的，如果温度与室温相差很大，将影响变色范围如甲基橙，在18—25度温度时，3.1—4.4 在100度温度时，2.5—3.7结合我们所做的HCI 、NaOH 浓度标定的实验，问题：1.Na 2CO 3标定HCI 时为何选甲基橙为指示剂？甲基橙的变色范围在３.１——４.４，其酸式色：红色，碱式色：黄色，为何选择在橙色时停止滴定？CO 32-+2HCI=H 2CO 3+2CI -产物为H 2CO 3，二元弱酸，CO 2饱和溶液浓度为０.０４mol/L05.02.404.06.522101071112 --⨯⨯⨯⨯=CKa Ka ，可看成一元酸Cka １≥10Kw ，C/Ka １≥10589.3),/(3.12.404.0][101047=⨯=⨯⨯==--+pH L mol CKa H甲基橙变色范围：３.１（红）—４.４（黄）３.８９界于之间，为橙（红成黄绿青蓝紫）２.标定NaOH （邻苯二甲酸氢钾）时为何选用酚酞为指示剂？而酚酞在碱性溶液中为红色，本实验则要求淡红色，为什么？ NaOH+KHC 8H 4O 4=KNaC 8C 4O 4+H 2OC 6H 4(COO -)22-为二元弱碱，C 6H 4(COOH)2的Ka 1=1.1×10-3 Ka ２=２.９×10-６12.9,88.4)/(3.14.305.0][10,10505.04.305.01.905.01.91.1,4.39.21010101010101010101059111911121131412961421==⨯=⨯⨯=⋅=≥⋅≥⨯⨯⨯⨯=⋅⋅⨯=⨯==⨯=⨯==-----------pH pOH L m ol Kb C Kw Kb C Kb CKb C Kb C Ka Kw Kb Ka Kw Kb OH酚酞：８.０（无色）——９.６（红色） ９.１２时显微红色。