(三)酸碱滴定曲线和指示剂选择
工业分析技术专业《知识点3.滴定曲线及指示剂的选择》
知识点三、滴定曲线及指示剂的选择酸碱滴定过程中，随着滴定剂不断地参加到被滴定溶液中，溶液的pH也在不断地变化，根据滴定过程中溶液pH的变化规律，选择适宜的指示剂，才能正确地指示滴定终点。
本节讨论一元酸、碱滴定过程中pH的变化规律和指示剂的选择原那么。
一、强碱滴定强酸现以0.1000 mo1·L-1 NaOH溶液滴定20210 mL 0.1000 mol·L-1 HCl 溶液为例，讨论强碱滴定强酸的情况。
被滴定HCl溶液，起始pH值较低。
随着NaOH的参加，中和反响不断进行，溶液的pH值不断升高。
当参加的NaOH物质的量恰好等于HCl的物质的量时，中和反响恰好进行完全，滴定到达化学计量点，溶液中仅存在NaCl，溶液的[H+]=[OH－]=10-7mol·L-1。
超过化学计量点后，继续参加NaOH溶液，pH值继续升高。
为了解整个滴定过程中的详细情况，分四个阶段表达如下。
1.滴定开始前溶液的pH取决于HCl的原始浓度，即分析浓度，因HCl是强酸，故[H+]=0.1000 mol·L-1，pH=1.00。
2.滴定至化学计量点前溶液的pH由剩余HCl的物质的量决定。
如参加NaOH溶液l9.98 mL，溶液中4.3pH L mo1105 19.98mL20.00mL 0.02mL L 0.1000mo1 溶液总溶液的体积HCI 剩余]H [15-1-HCI =⋅⨯=+⨯⋅=⨯=-+体积c其它各点的pH 值仍按上述方法计算。
3.化学计量点时在化学计量点时NaOH 与HCl 恰好全部中和完全，此时溶液中[H +]=[OH -]=1×10-7mol·L -1，故化学计量点时pH 为7.0，溶液呈中性。
4.化学计量点后此时溶液的pH 值根据过量碱的量进行计算。
如滴人NaOH 溶液20212 mL ，即过量0.1％。
9.7pH 4.3pOH L mo1105 20.02mL20.00mL 0.02mL L 0.1000mo1 溶液总溶液的体积NaOH 过量][OH 15-1HCI ==⋅⨯=+⨯⋅=⨯=---体积c 化学计量点后的各点，均可按此方法逐一计算。
酸碱指示剂的选择和酸碱滴定曲线的解读
酸碱指示剂的选择和酸碱滴定曲线的解读酸碱指示剂是一类广泛应用于化学实验室和工业生产中的重要试剂。
它们能够根据溶液的酸碱性质的变化，通过改变自身的颜色来指示溶液的酸碱平衡状态。
本文将探讨酸碱指示剂的选择以及酸碱滴定曲线的解读。
一、酸碱指示剂的选择在实验室和工业生产中，常用的酸碱指示剂有苯酚蓝、溴甲酚、甲基橙、溴酚绿等。
酸碱指示剂的选择需要根据试剂的颜色变化范围与滴定终点的pH值相吻合，以确保准确测定酸碱溶液的滴定终点。
1. 苯酚蓝苯酚蓝是一种常用的酸碱指示剂，通常呈现为红色或黄色。
其酸性范围为pH 3.8-5.4，适用于中强酸和弱碱滴定。
2. 溴甲酚溴甲酚在酸性条件下呈现黄色，而在碱性条件下呈现蓝紫色。
它的酸性范围为pH 5.2-6.8，适用于强酸和弱碱滴定。
3. 甲基橙甲基橙在酸性条件下呈现红色，而在碱性条件下呈现黄色。
其酸性范围为pH 3.1-4.4，适用于强酸和中强碱滴定。
4. 溴酚绿溴酚绿在酸性条件下呈现黄色，而在碱性条件下呈现蓝色。
它的酸性范围为pH 3.8-5.4，适用于中强酸和弱碱滴定。
在选择酸碱指示剂时，我们需要根据所需测定的酸碱溶液的pH范围，选用相应的指示剂，以使其颜色变化范围与滴定终点pH值相符合。
二、酸碱滴定曲线的解读酸碱滴定曲线是实验室测定酸碱度的重要工具。
通过滴定剂与试样溶液的反应，可以观察到滴定过程中pH值的变化，从而绘制出酸碱滴定曲线。
对酸碱滴定曲线的解读，有助于我们了解滴定过程的特点和结果。
一般而言，酸碱滴定曲线分为以下几个阶段：1. 初始阶段在此阶段，滴定剂与试样溶液开始反应，溶液中存在过量的酸或碱。
pH值变化不明显，曲线平缓。
2. 快速变化阶段随着滴定剂与试样的反应接近滴定终点，pH值迅速变化。
此时曲线呈现急剧上升或急剧下降的斜坡。
3. 滴定终点滴定终点即为酸碱反应的化学当量点，此时滴定剂与试样完全反应，溶液中不存在过量的酸或碱。
pH值快速变化且变化幅度较大，曲线上呈现明显的突变点。
酸碱滴定曲线与酸碱指示剂选择
酸碱滴定曲线与酸碱指示剂选择酸碱滴定是化学实验中常见的一种实验方法，用于确定溶液中酸碱的浓度。
在酸碱滴定实验中，酸碱滴定曲线和酸碱指示剂的选择对于实验结果的准确性和可靠性起着至关重要的作用。
一、酸碱滴定曲线酸碱滴定曲线是描述酸碱滴定过程中pH值变化的曲线图。
它通常以滴定剂的体积为横坐标，以溶液的pH值为纵坐标。
酸碱滴定曲线的形状和特征取决于滴定反应的类型和滴定剂的性质。
1. 强酸强碱滴定曲线强酸强碱滴定是指滴定过程中使用强酸和强碱作为滴定剂。
在这种情况下，滴定曲线呈现出S形状。
初始时，溶液的pH值较低，滴定剂的加入使pH值迅速上升。
当滴定剂与反应物的摩尔比例接近1:1时，pH值开始急剧上升。
当滴定剂的体积接近等于反应物的体积时，pH值达到最大值，称为滴定终点。
此后，继续滴定剂的加入，pH值保持在高值稳定。
2. 弱酸强碱滴定曲线弱酸强碱滴定是指滴定过程中使用弱酸和强碱作为滴定剂。
在这种情况下，滴定曲线呈现出与强酸强碱滴定曲线相似的形状，但是pH值的变化幅度较小。
这是因为弱酸的酸解离常数较小，使得反应物的摩尔比例接近1:1时，pH值仍然较低。
3. 强酸弱碱滴定曲线强酸弱碱滴定是指滴定过程中使用强酸和弱碱作为滴定剂。
在这种情况下，滴定曲线呈现出与强酸强碱滴定曲线相反的形状。
初始时，溶液的pH值较高，滴定剂的加入使pH值迅速下降。
当滴定剂的体积接近等于反应物的体积时，pH值达到最小值，称为滴定终点。
此后，继续滴定剂的加入，pH值保持在低值稳定。
二、酸碱指示剂选择酸碱指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性质发生颜色变化的物质。
在酸碱滴定实验中，选择合适的酸碱指示剂能够帮助确定滴定终点，提高实验的准确性。
1. 酚酞酚酞是一种常用的酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现无色，而在碱性溶液中呈现红色。
酚酞适用于强酸强碱滴定，其滴定终点与酚酞的颜色变化相一致。
2. 溴酚蓝溴酚蓝是一种广泛使用的酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现黄色，而在碱性溶液中呈现蓝色。
酸碱指示剂与酸碱滴定曲线
酸碱指示剂与酸碱滴定曲线作为一名学习化学的学生，你一定接触过酸碱指示剂与酸碱滴定曲线的概念。
它们是化学实验中非常基本且重要的内容，本文将为您详细介绍二者的原理、特点和应用。
一、酸碱指示剂酸碱指示剂是一种化学试剂，用于检测化学溶液的酸碱性。
酸碱指示剂变色点的pH值通常在7以下或7以上，根据其酸碱变色范围可将酸碱指示剂分为若干种类。
比较常见的酸碱指示剂有以下几种：1.菜豆素：PH范围5.2-6.8，从黄色到红色变色。
2.苯酚蓝：PH范围6.0-7.6，从蓝色到黄色变色。
3.溴甲蓝：PH范围3.8-5.4，从黄色到红色变色。
4.甲基橙：PH范围3.1-4.4，从黄色到红色变色。
酸碱指示剂变色的原理是：变色剂分子与所检测溶液中的氢离子或氢氢离子反应，从而改变分子的结构和颜色。
具体变化由酸碱指示剂的分子结构和PH值决定。
二、酸碱滴定曲线酸碱滴定曲线是酸碱滴定实验中的一种曲线，用于研究溶液酸碱度随滴定量的变化。
酸碱滴定曲线中的指标是PH值和滴定剂的量，PH 值随着滴定剂的不断加入而呈现出一定的变化趋势。
通常，酸碱滴定曲线可以分为四个阶段：1.初始阶段：PH值较低，因为酸性物质的存在。
2.缓冲区域：PH值剧烈变化停滞，因为酸和钠水玻璃（或氢氧化钠）的缓冲作用。
3.等当点：PH值最接近于中性，滴定剂与被滴定溶液的物质基本接近。
4.过当点：PH值高于中性，因为存在过量的滴定剂，导致PH值升高。
此外，需要注意的是，酸碱滴定曲线可以根据滴定反应的不同，大致分为酸碱滴定曲线、沉淀滴定曲线、还原滴定曲线等。
三、酸碱指示剂与酸碱滴定曲线的应用1.酸碱指示剂的应用酸碱指示剂可以应用于各种化学实验中，探测氢离子或氢氧离子的浓度，了解溶液的酸碱性质。
在日常生活中，酸碱指示剂也可以应用于检测各种物质的酸碱度，比如土壤、酸奶、果汁等。
2.酸碱滴定曲线的应用酸碱滴定曲线主要应用于酸碱滴定实验中，可以用来判断溶液中酸碱盐的量、化合物的化学组成等，并且也可以应用于工业生产过程中，如碳酸钙浸出、磷酸钠制备等过程的控制。
酸碱滴定中的指示剂选择与滴定曲线
酸碱滴定中的指示剂选择与滴定曲线酸碱滴定是化学实验中常见的一种分析方法，用于确定溶液中酸碱度的浓度。
而在酸碱滴定中，指示剂的选择和滴定曲线的形态则是至关重要的。
本文将探讨酸碱滴定中指示剂的选择和滴定曲线的特点。
一、指示剂的选择指示剂是酸碱滴定中起到指示作用的物质，通过颜色的变化来判断滴定终点。
常见的指示剂有酚酞、溴酚蓝、甲基橙等。
不同的指示剂适用于不同的滴定反应，选择适合的指示剂可以提高滴定的准确性和可靠性。
1. 酚酞：酚酞是一种酸碱指示剂，适用于弱酸和弱碱的滴定反应。
酚酞在酸性溶液中呈红色，而在碱性溶液中呈黄色。
因此，当滴定反应中酸性溶液转变为碱性溶液时，酚酞的颜色由红色变为黄色，这就是酚酞的滴定终点。
2. 溴酚蓝：溴酚蓝是一种广泛应用的指示剂，适用于强酸和强碱的滴定反应。
溴酚蓝在酸性溶液中呈黄色，而在碱性溶液中呈蓝色。
因此，当滴定反应中酸性溶液转变为碱性溶液时，溴酚蓝的颜色由黄色变为蓝色，这就是溴酚蓝的滴定终点。
3. 甲基橙：甲基橙是一种适用于酸碱中性滴定反应的指示剂。
甲基橙在酸性溶液中呈红色，而在碱性溶液中呈黄色。
当滴定反应中酸性溶液转变为碱性溶液时，甲基橙的颜色由红色变为黄色，这就是甲基橙的滴定终点。
二、滴定曲线的特点滴定曲线是指滴定过程中记录滴定剂体积与滴定终点指示剂颜色变化的曲线。
滴定曲线的形态与滴定反应的性质、指示剂的选择以及滴定条件等有关。
1. 酸强碱弱滴定曲线：在酸强碱弱滴定反应中，滴定曲线呈S形。
初始时，酸性溶液的pH值较低，指示剂呈红色；当滴定到滴定终点时，酸性溶液的pH值突然增加，指示剂的颜色由红色迅速变为黄色，此时滴定曲线出现一个陡峭的转折点。
2. 酸弱碱强滴定曲线：在酸弱碱强滴定反应中，滴定曲线呈倒S形。
初始时，酸性溶液的pH值较高，指示剂呈黄色；当滴定到滴定终点时，酸性溶液的pH值突然下降，指示剂的颜色由黄色迅速变为红色，此时滴定曲线出现一个陡峭的转折点。
3. 强酸强碱滴定曲线：在强酸强碱滴定反应中，滴定曲线呈直线。
第三节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
H [OH ] 1.00 10 7 mol/L
pH＝7.00
D. 化学计量点后（Vb>Va） 溶液的酸度取决于过量 NaOH 的浓度。例如， 滴入20.02mlNaOH溶液（＋0.1％相对误差） 时
20.02 - 20.00 0.1000 5.00 10 5 mol/L OH 20.00 20.02
计量点前后±0.1%相对误差范围内溶液pH的 变化范围，称为酸碱滴定的pH突跃范围。 此后过量NaOH溶液所引起的pH变化又愈来愈小。
（三）指示剂的选择
显然，最理想的指示剂应该恰好在化学计量 点时变色。但实际上，凡在pH 4.30～9.70范围 内变色的指示剂，都可保证测定有足够的准确 度。因此酚酞、甲基橙、甲基红等可作这一类 型滴定的指示剂。 如 果 反 过 来 改 用 0.1000mol/LHCl 滴 定 0.1000mol/LNaOH, 滴定曲线与图 3-1曲线形状 相同, 但方向相反，见图。指示剂颜色变化: 酚酞(红 无) 甲基橙(黄 橙 )。
滴定的突跃范围, 随滴定剂和被滴定物浓度的 改变而改变,见图3-2。可以看出: 随着滴定剂和被滴定物的浓度的增大，滴 定的突跃范围也增大。浓度每增大 10 倍， pH突跃范围增加两个单位。
二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱） 现以NaOH滴定HAc为例来讨论。设HAc的浓 度为ca（0.1000mol/L）, 体积为Va (20.00mL)； NaOH的浓度为cb（0.1000mol/L）, 滴定时加入 的体积为Vb(mL)。同强碱滴定强酸一样,可分为 以下四个阶段来讨论：
Et
ca,e p
1010－104
100%
＝
0.1 2
酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择
酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择
H3PO4是三元酸，水溶液中分三步解离： 用NaOH溶液滴定时，中和反应也分步进行：
酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择
当到达第一个化学计量点时，NaH2PO4为两性物质。浓度 c=0.050 mol·L-1，化学计量点pH值为
因此，可选用甲基橙或甲基红作为指示剂,在其附近有一个较不明 显的pH值突跃。
图4-5 NaOH溶液滴定H3PO4溶液的滴定曲线
酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择
多元碱的滴定和多元酸的滴定处理相似，只要将相应计算公式、判 别式中的Ka换成Kb即可。以0.1000 mol·L-1HCl溶液滴定0.1000 mol·L1Na2CO3溶液为例说明。
强碱弱酸盐水解：
酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择
4. 化学计量点后溶液的pH值
化学计量点后，溶液中除存在NaAc外，还有大量的 NaOH，从而抑制了Ac-的水解。由于NaAc的水解程度较小， 溶液的pH值可近似地认为由过量的NaOH决定，其计算方 法与强碱滴定强酸的情况完全相同。
当加入20.02 mL NaOH时，溶液中过量NaOH 0.02 mL，溶液总体积为40.02 mL。与NaOH滴定HCl情况相同， pH＝9.70。因此，滴定突跃范围为7.74~9.70。
图4-1 0.1000 mol·L-1NaOH滴定20.00 mL 0.1000 mol·L-1HCl
酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择
二、 强碱滴定弱酸 1. 滴定开始前溶液的pH值
酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择
2. 滴定开始至化学计量点前溶液的pH值
在滴定开始至化学计量点前这一阶段，溶液中未被中和的 HAc和反应生成的NaAc组成缓冲溶液。
当加入NaOH溶液19.98 mL时，生成NaAc 19.98 mL，剩 余0.02 mL HAc。此时溶液中：
酸碱滴定类型及指示剂的选择
一、反应产物及指示剂
产物是水，化学计量点pH＝7.00， 指示剂可选用： 甲基橙（pH=3.1～3.4），甲基红 (pH=4.4～6.2）， 酚酞（pH=8.0～10.0） 等。
二、NaOH滴定HCl
• 以 0.1000mol/L NaOH 滴 定 20.00mL 0.1000 mol/L HCl为例讨论强酸强碱相 互滴定的滴定曲线和指示剂选择。
0.00 90.00 99.00 99.90 100.0 100.1 101.0 110.0 200.0
剩余0.02
0.02 0.20 2.00 20.00
1.00
2.28
3.30
4.31A 滴
7.00
定 突
9.70B 跃
10.70
11.70
12.50
5、滴定曲线（1）
• 以NaOH的加入量 或中和百分数为横 坐标，以pH 值为 纵坐标来绘制曲线， 就得到酸碱滴定曲 线（如图所示）
同样的，可以计算出滴入不同体积的NaOH溶 液的pH值，计算结果列于下表：
表
用0.1000 mol/L NaOH 滴定20.00mL 0.1000 mol/L HCl 的数据计算结果列表
加入体积(mL) 中和百分数 过量体积(mL) pH值
0.00 18.00 19.80 19.98 20.00 20.02 20.20 22.00 40.00
pH =7.00
4. 化学计量点后
溶液的碱度取决于过量的NaOH体积，例如滴入 NaOH 20.02mL（过量了0.02 ml ）时，有：
[O ]H 0 .10 00 0 .02 5 .0 1 5 0 m/L ol (2.0 0 0 2.0 0 )2
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mL
％
0.00
0
18.00
90.0
19.80
99.0
19.98
99.9
20.00 100.0
20.02 100.1
20.20 101.0
22.00 110.0
40.00 200.0
剩余 HCl 溶液 的体积 V／mL
20．00 2.00 0.20 0.02 0.00
过量 NaOH 溶液 的体积定剂体积 20.02 mL [OH-] = (0.10000.02) / (20.00+20.02) = 5.0010-5 mol/L pOH = 4.30 pH = 14 - 4.3 = 9.70
滴加体积：0～19.98 mL； pH = 7.74 - 2.87 = 4.87 滴加体积：19.98 ～20.02 mL； pH = 9.7 - 7.7 = 2 滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
（5）化学计量点前后产生pH突跃，与强酸相比，突 跃变小； （6）甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定；
第三节 酸碱滴定曲线和指示剂选择
1、 强碱滴定强酸（或强酸滴定强碱）
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0.1000 mol/L HCl溶液。
a. 滴定前，加入滴定剂(NaOH) 0.00 mL 时： 0.1000 mol/L盐酸溶液的 pH = 1.00
b. 滴定中，加入滴定剂 18.00 mL 时： [H+] = 0.1000 (20.00 - 18.00) / (20.00 + 18.00) = 5.26 10-3 mol/L 溶液 pH = 2.28
cb = 19.98 0.1000 / ( 20.00 + 19.98 ) = 5.0010-2 mol / L
[H+] = Ka ca / cb = 10-4.74[5.0010-5/(5.0010-2)] = 1.8210-8
溶液 pH = 7.74
c. 化学计量点时
生成 HAc 的共轭碱 NaAc（弱碱），浓度为：
0.02 0.20 2.00 20.00
pH
1.00
2.28
3.30
4.31A 7.00
滴定 突跃
9.70B
10.70
11.70
12.50
强碱滴定强酸滴定曲线的讨论：
a.滴定突跃、突跃范围概念
b. 指示剂的选择原则
指示剂变色点与化学计量点并不一定 相同，但相差不超过±0.02 mL. 指示剂的变色范围应全部或部分处于 滴定突跃范围之内。相对误差＜ 0.1%。
反应完全， [H+] = 10-7 mol/L, 溶液 pH = 7.00
d. 化学计量点后 加入滴定剂体积为 20.02 ，过量0.02 mL(约半滴)
[OH-] = nNaOH / V = ( 0.1000 0.02 ) / ( 20.00+20.02 ) = 5.00 10-5 mol / L
pH = 2.87 与强酸相比，滴定开始点的pH抬高。
b. 化学计量点前
开始滴定后, 溶液即变为HAc(ca)-NaAc(cb) 缓冲溶液; 按缓冲溶液的pH进行计算。 加入滴定剂体积 19.98 mL时：
ca = 0.02 0.1000 / ( 20.00 + 19.98 ) = 5.00 10-5 mol / L
pOH = 4.30 , pH = 14-4.3 = 9.70 滴加体积：0 ~19.98 mL； pH =3.40 滴加体积：19.98 ~20.02 mL； pH = 5.40 滴定突跃
表7-5 用0.1000 mol/LNaOH溶液滴定 20.00 mL 0.1000 mol/LHCl溶液
加入 NaOH 溶液
cb = 20.00 0.1000/(20.00 + 20.00) = 5.00 10-2 mol/L
此时溶液呈碱性，需要用 pKb 进行计算 pKb= 14 - pKa = 14 - 4.74 = 9.26 [OH-] = (cb Kb )1/2 = (5.00 10-2 10-9.26 )1/2 = 5.24 10-6 mol/L 溶液 pOH = 5.28 pH = 14 - 5.28 = 8.72
加入滴定剂体积为 19.98 mL 时: (离化学计量点差约半滴)
[H+] = c VHCl / V = 0.1000 (20.00 - 19.98) / (20.00 + 19.98) = 5.00 10-5 mol/L
溶液 pH = 4.30 c. 化学计量点，即加入滴定剂体积为 20.00 mL
弱酸滴定曲线的讨论：
（1）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，与强酸相比，
曲线开始点提高；
（2）滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于中和 生成的Ac-产生同离子效应，使HAc更难解离，[H+]降 低较快；
（3）继续滴加NaOH，溶液形 成缓冲体系，曲线变化平缓； （4）接近化学计量点时，剩余 的HAc已很少，pH变化加快。
c.酸碱的浓度大小影响突跃范围的宽窄：
浓度越小，突跃范围越窄；浓度越大，突跃范围越宽
2、强碱滴定弱酸
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol/L HAc溶液。
绘制滴定曲线时, 通常用最简式来计算溶液的pH值 a. 滴定开始前，一元弱酸(用最简式计算)
[H ] ca Ka 0.1000 104.74 102.87
表7-6 用0.1000 mol/LNaOH溶液滴定 20.00mL 0.1000 mol/LHAc溶液
加入 NaOH 溶 液
mL ％
0.00 10.00 18.00 19.80 19.98 20.00 20.02 20.20 22.00 40.00
0 50.0 90.0 99.0 99.9 100.0 100.1 101.0 110.0 200.0
剩余 HOAc 溶 液的体积 V／mL
20.00 10.00 2.00 0.20 0.02 0.00
过量 NaOH 溶 液的体积 V／mL
0.02 0.20 2.00 20.00
pH
2.87 4.74 5.70 6.74 7.74A 8.72 9.70B 10.70 11.70 12.50
滴定 突跃