酸碱滴定法

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酸碱滴定法应用

酸碱滴定法应用

食品中蛋白质的测定
总结词
食品中蛋白质的测定是酸碱滴定法的又一应 用实例,通过滴定法可以快速、准确地了解 食品中蛋白质的含量。
详细描述
食品中蛋白质的测定采用酸碱滴定法,利用 蛋白质中的肽键与碱发生反应,再加入酸进 行滴定。在滴定过程中,加入酚酞指示剂, 当溶液由黄色变为浅红色时即为滴定终点。 通过消耗的酸的体积和浓度,可以计算出食
04 酸碱滴定法的优缺点
优点
准确度高
酸碱滴定法是一种相对准确的方 法,可用于测定物质的质量分数、
浓度等。
操作简便
酸碱滴定法操作简单,不需要复杂 的仪器和设备,成本较低。
应用广泛
酸碱滴定法可应用于多种无机物和 有机物的分析,如酸、碱、盐等。
缺点
局限性
酸碱滴定法只适用于可滴定的物 质,对于一些不反应或反应不完 全的物质无法使用。
误差较大
由于操作过程中的人为误差和反 应的不完全性,酸碱滴定法的误 差较大。
对条件要求高
酸碱滴定法对温度、浓度等条件 要求较高,不同条件下可能得到 不同的结果。
改进方向
发展自动化滴定仪
通过自动化滴定仪的研发和应用,减少人为误差, 提高准确度。
深入研究反应机理
深入研究和了解酸碱反应机理,提高反应的完全 性和准确性。
酸碱滴定法
利用酸和碱的中和反应进行滴定,常用的酸有盐酸、硫酸、硝酸等,常
用的碱有氢氧化钠、氢氧化钾等。
02
络合滴定法
利用络合物反应进行滴定,常用的络合剂有EDTA等,主要用于测定金
属离子含量。
03
氧化还原滴定法
利用氧化还原反应进行滴定,常用的氧化剂有高锰酸钾、重铬酸钾等,
常用的还原剂有亚铁盐、溴酸钾等,主要用于测定具有氧化还原性质的

化学实验中的常见酸碱滴定方法

化学实验中的常见酸碱滴定方法

化学实验中的常见酸碱滴定方法酸碱滴定是一种常见的化学实验技术,用来确定溶液中酸或碱的浓度,并且广泛应用于化学分析、质量控制和实验室研究。

本文将介绍几种常见的酸碱滴定方法及其操作步骤。

一、酸碱滴定的基本原理酸碱滴定是通过向试样中加入一种已知浓度的酸或碱溶液,待试样中的酸碱反应达到滴定终点时,根据滴定终点的指示剂变色点或指示电位的变化,确定试样中酸或碱的浓度。

在酸碱滴定中,常用的指示剂包括酸碱指示剂、金属指示剂和自滴定指示剂。

二、酸碱滴定的步骤1. 准备滴定溶液:根据所需滴定的溶液性质,准备相应浓度的酸或碱溶液,并标定浓度。

通常使用的酸和碱溶液包括盐酸、硫酸、氢氧化钠和氢氧化钾等。

2. 准备试样:准确称取所需试样,加入滴定瓶中,并加入适量的指示剂。

指示剂的选择应根据所研究的酸碱性质来确定。

3. 滴定过程:将准备好的滴定溶液加入滴定管中,然后将滴定管倒入试样中,同时搅拌试样。

逐滴加入滴定溶液,直到出现指示剂颜色的变化,此时达到滴定终点。

4. 记录滴定体积:记录滴定过程中所加入的滴定溶液体积,根据滴定溶液的浓度,可以计算出试样中酸碱的浓度。

5. 重复滴定:为了获得准确的结果,通常需要进行至少三次滴定实验,并计算平均值。

三、常见的酸碱滴定方法1. 酸碱中和滴定法:适用于测定酸碱溶液中的酸或碱浓度。

通常使用指示剂溴腈酚蓝作为指示剂,溶于水中呈现黄色,当滴定溶液滴入试样中后,当试样中的酸或碱被完全中和,溴腈酚蓝指示剂变为青色或蓝色,此时达到滴定终点。

2. 氧化还原滴定法:适用于测定溶液中氧化还原物质的浓度。

常用的滴定剂有亚硝酸盐、二碘化钾、高锰酸钾等。

滴定终点可以使用金属指示剂(例如淀粉溶液)或自滴定指示剂(例如硫代硫酸钠)来检测。

3. 银滴定法:适用于测定溶液中氯离子、溴离子和氰根离子等的浓度。

常用滴定剂为硝酸银溶液,滴定终点根据溶液中生成沉淀或颜色的变化来判断。

4. 酸碱曲线滴定法:适用于测定弱酸或弱碱的解离常数或酸碱物质的复杂溶液。

酸碱滴定法

酸碱滴定法
第四章
酸碱滴定法
acid-base titration
酸碱滴定法是以质子传递反应为基 础的滴定分析方法。 一般的酸、碱以及能与酸、碱直接 或间接发生质子传递反应的物质、几乎 都可以利用酸碱滴定法进行测定。
第一节
酸碱反应与平衡
一、酸碱离解常数与反应常数 1.酸碱质子理论 酸是能给出质子(H+)的物质, 碱是能够接受质 子的物质 HB+(acid) = H+ + B (base) 酸 质子 碱 HAc = H+ + AcNH4+ = H+ + NH3 Fe(H2O)63+ = H+ + Fe(H2O)5(OH)2+
2 酸碱的离解常数(dissociation constant)
酸的离解反应:
HA+H2O = H3O+ + A碱的离解反应:
Ka
aH a A aHA aH 2O
A-+H2O = HA+OH水的质子自递反应:
Kb
aHA aOH a A aH 2O
H2O +H2O = H3
O+
+
[H ][A ] Ka [HA]


[HA][OH ] Kb [A - ]
共轭酸碱对Ka与Kb的关系
H A HA OH Ka Kb H OH K W HA A

[H ][A ] [HA][OH ] [ H ][ OH ] KW [HA] [A ]
3 酸碱反应的平衡常数
强碱与强酸反应:
OH-+H+ = H2O

酸碱滴定法

酸碱滴定法

化环学院食品药品监督管理杨建 200904183014 酸碱滴定的应用酸碱滴定法可分为直接滴定法和间接滴定法两种一. 直接滴定法1. 食品中苯甲酸钠的滴定食品防腐剂之一,最高允许误差0.1%苯甲酸钠在HCl的作用下生成苯甲酸,苯甲酸在乙醚的作用下萃取于乙醚层,加热去乙醚,得到苯甲酸,将苯甲酸溶于中性乙醇,最后用NaOH标液滴定以酚酞做指示剂,滴定至红色。

二. 间接滴定法铵盐中氮的测定:甲醛法4NH4+ + 6 HCHO == (CH2)6N4H++3H+ +6 H2O (定量进行)Ka =7.1 10-6用酚酞为指示剂,终点为粉红色。

如果试样中含有游离酸,事先用甲基红作指示剂。

混合碱的测定-双指示剂法混合碱通常是指NaOH 与Na 2CO 3或Na 2CO 3与NaHCO 3的混合物。

所谓双指示剂法,就是在同一溶液中先后用两种不同的指示剂来指示两个不同的终点。

NaOH 和Na 2CO 3混合物的测定可用双指示剂法,即先用酚酞指示第一计量点,再用甲基橙指示第二计量点。

当用HCl 标准溶液滴定到第一计量点时,NaOH 已全部中和生成了NaCl 和H 2O ,而Na 2CO 3只被滴定成NaHCO 3,设这一过程所耗HCl 的总体积为V 1mL 。

继续用HCl 标准溶液滴定时,第一计量点所生成的NaHCO 3与HCl 反应,生成CO 2和H 2O ,设此过程所消耗HCl 标准溶液的体积为V 2mL 。

则NaOH 所消耗的HCl 体积为(V 1-V 2)mL ,Na 2CO 3消耗的HCl 总体积为2V 2mL ,如下图所示:第一计量点第二计量点NaOHNa 2CO 3NaCl H 2O CO 2NaHCO 3H 2O 1V 2++V 1V 2V 2V 2NaOH 和Na 2CO 3的质量分数可按下列公式计算:12HCl NaOH 1000(NaOH)100%V V c M w W -⋅⋅=⨯样232HCl 1/2Na CO 2321000(Na CO )100%V c M w W ⋅⋅=⨯样Na 2CO 3与NaHCO 3混合物的测定与上述方法类似。

酸碱滴定法

酸碱滴定法
[O H ] C b

近似式
8
弱酸弱碱溶液pH值的计算 (1).一元弱酸(碱)溶液 一元弱酸(Ca )
H A OH

2
K a HA H


KW
H
H K a HA KW
酸碱溶液的pH值计算
一元酸碱溶液pH值的计算 多元酸碱溶液pH值的计算
两性物质溶液pH值的计算
缓冲溶液pH值的计算
根据质子条件式推导出[H+]的计算式
5
1.一元酸(碱)溶液的pH值计算
HA + H2O
H3O+ + A-
Ka
H O A
3
HA
A-+ H2O
精确式
当Ca ≥ 20[OH-],忽略水的解离
[H ] Ca
近似式
7
(2)强碱(Cb )
B + H+ H2O

BH + H + + OH –

[ H ] [ B H ] [O H ]
精确式

[O H ] C b K W [O H ]
当Cb≥ 20[H+] ,忽略水的解离
(3)
32
当pH<6时,忽略式(3)中[OH-]: 近似式 c a [ H ] [ H ] Ka cb [ H ] 当pH>8时,忽略式(3)中[H+]:
(4)
c [ OH ] a [ H ] Ka 近似式 cb [OH ] (5) 酸、碱分析浓度较大,ca 20[H+]([OH-] ) cb 20[H+] ([OH-] )

酸碱滴定法

酸碱滴定法

酸碱滴定法
酸碱滴定法是一种常见的化学分析方法,它可以用来测定溶液中的酸碱度指数,也可
以用于分析酸碱反应的平衡性。

滴定法的基本原理是利用一种已知浓度的酸溶液(或碱溶液)滴加到一种未知浓度的
碱溶液(或酸溶液)中,直到反应达到完全。

通过计算滴加的酸(或碱)的体积,以及已
知酸(或碱)的浓度,就可以求出未知溶液的浓度。

1.准备溶液:首先要准备一定浓度的酸或碱溶液。

这里一般是选用氢氧化钠或氢氧化
钾作为标准溶液。

2.取样:用取样器从待测溶液中取得一定量的溶液,并将其装入滴定瓶。

3.滴定:将已知浓度的酸或碱溶液滴入待测溶液中,直到指示剂的颜色发生改变。


般使用酚酞或溴甲酚作为指示剂,它们在不同pH值下呈现不同的颜色。

4.测量:通过计算所滴加的酸(或碱)的体积,以及已知酸(或碱)的浓度,就可以
求出未知溶液的浓度。

在实际应用中,酸碱滴定法可以用于测定饮用水、工业废水等水样中的酸碱度,也可
以用于测定食品、药品、化妆品等中的酸碱度。

此外,酸碱滴定法还可以用于分析含有酸
碱反应的物质模型,如药物和化妆品中的缓冲剂等。

需要注意的是,在滴定过程中一定要注意滴加的速度和滴加的溶液量,避免出现误差。

另外,选择合适的指示剂也是十分重要的,应根据待测溶液的pH范围选用合适的指示剂,确保测量结果的准确性。

酸碱滴定法

酸碱滴定法

根据数据计算终点体积、滴定消耗体积、浓度等参数,并绘制滴定曲线。
根据计算结果得出待测溶液的浓度、含量等结果。
03
数据处理和计算
02
01
按照规定的格式撰写实验报告,包括实验目的、实验原理、实验步骤、数据处理和结果分析等内容。
实验报告
对实验结果进行分析,包括数据的可靠性、误差分析、不确定度评估等,以评估实验结果的准确性和可靠性。
优点
但是,酸碱滴定法也存在一些缺点,如精度较低,误差较大,只能测定单一物质,不能同时测定多种物质,对某些有机物的测定灵敏度不高。
缺点
VS
随着科学技术的发展,酸碱滴定法也在不断改进和完善中。现代酸碱滴定技术已经向自动化、智能化、快速化、无损化和在线监测等方向发展,提高了精度和灵敏度,减少了误差和操作难度。
结果分析
实验报告和结果分析
酸碱滴定法的应用实例
05
直接滴定法
通过滴定反应直接测定酸或碱的含量,如用已知准确浓度的氢氧化钠溶液滴定未知浓度的盐酸溶液。
间接滴定法
通过滴定反应测定与酸或碱反应的物质含量,如用已知准确浓度的氧化剂高锰酸钾溶液滴定未知浓度的还原剂草酸钠溶液。
酸或碱的含量测定
中和热定义
中和热是指在稀溶液中,酸和碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量。
滴定管使用
选择合适的滴定管,使用前需清洗并检查是否漏水;使用时要注意控制滴定速度,一般开始时可以稍快,当接近终点时需要减慢滴定速度。
溶液配制与标定
根据需要配制酸或碱溶液,一般使用基准物质进行标定,以保证溶液的准确浓度。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
实验技术
记录滴定过程中各个时间点的体积读数、指示剂颜色等数据。
数据记录

酸碱滴定法名词解释

酸碱滴定法名词解释

酸碱滴定法名词解释
酸碱滴定法是一种测定物质缓冲性能和量级的常用方法。

它是利用所测溶液中物质的缓冲能力来测定其所含物质量级的方法,并且可用来测定溶液的pH值。

酸碱滴定法的基本原理是,当溶液中的某种物质以某种不同的形式存在时,该物质的溶解度和活度会有所不同,从而影响溶液的缓冲性。

根据缓冲能力的不同,酸碱滴定法采用可逆性电离反应来进行测定。

具体来说,酸碱滴定法要求将酸性和碱性溶液分别滴入溶液中,根据滴加过程中溶液的变化情况,即可进行酸碱滴定反应。

一般来说,在酸碱滴定法中,如果遇到pH值的变化,则可以通过比较滴入前后两种溶液的pH值来测定溶液的缓冲性。

此外,酸碱滴定法还能够用于检测某些物质的量级,例如氯化物的量级,氢离子浓度等。

根据滴加过程中溶液的变化情况及产生的反应物,可以推断出所测物质的量级。

酸碱滴定法是一种重要而复杂的分析方法,它在现代分析中有着广泛应用,如分析药物,生物样品,食物,环境污染物和土壤等。

它具有实用性、准确性高、操作简单、仪器设备简单等特点,因此深受社会的欢迎。

酸碱滴定法的应用对于确定物质的缓冲能力和量级有着重要的意义。

掌握其基本原理,熟练运用其方法,能够准确测定物质的缓冲性能和量级,为今后的分析提供可靠的依据。

总之,酸碱滴定法是一种重要的分析方法,它可以用于测定溶液的缓冲性能和量级,还可以用来测定溶液的pH值。

熟练掌握其基本原理,灵活运用其方法,对于科学研究具有重要的意义。

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酸碱滴定法任务一基础理论基本知识学习目标1.掌握酸碱指示剂的变色原理和变色范围,能够正确地选择指示剂。

2.掌握酸碱滴定常见类型的滴定突跃范围,能够正确判断各类酸碱能否准确滴定。

3.掌握酸碱滴定的有关计算。

4.理解酸碱滴定曲线的绘制方法与过程。

5.了解影响酸碱指示剂变色范围的因素。

6.了解酸碱标准溶液的配制、标定及其应用。

酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。

用于测定酸、碱以及能与酸或碱直接或间接反应的物质的含量,酸碱滴定法是滴定分析中的重要方法之一。

酸碱滴定法在工、农业生产和医药卫生等方面都有非常重要的意义。

《中国药典》中收载的许多原料药和部分药物制剂都采用酸碱滴定法测定其含量。

知识链接酸碱理论酸碱理论是阐明酸、碱本身以及酸碱反应的本质的各种理论。

酸碱理论主要有酸碱电离理论,酸碱质子理论和酸碱电子理论等。

酸碱电离理论,在19世纪末奥斯特瓦尔德的影响下,根据电解质电离理论,化学界中形成了这样的概念,凡是在溶液电离出的阳离子全是氢离子的化合物是酸,氢离子是酸的体现者;凡是在溶液中电离出的阴离子全是氢氧根离子的化合物是碱,氢氧根离子则是碱的体现者。

酸碱质子理论,是丹麦化学家布朗斯特和英国化学家马士·马丁·劳里于1923年各自独立提出的一种酸碱理论,酸碱质子理论认为,凡是能给出质子(H+)的物质称为酸,凡是能接受质子(H+)的物质称为碱,酸(HB)给出质子后转变为碱(B-),而碱(B-)接受质子后转变为酸(HB),这种性质称为共轭性,对应的酸碱构成共轭酸碱对。

它拓展了酸碱概念的范畴。

酸碱电子理论,1923年美国科学家G.N.路易斯从结构观点提出广义的酸碱电子理论,能给出电子对的物质是碱,能接受电子对的物质是酸,按照路易斯酸碱理论的观点,几乎可以把所有的物质都分成酸或碱,因此又称广义酸碱理论。

酸碱滴定主要是以酸碱电离理论和质子理论为依据的滴定分析方法。

4.1 酸碱指示剂在酸碱滴定中,由于酸碱反应通常没有外观变化,需要用化学方法或仪器方法来指示滴定终点。

在实际滴定中,通常是借助酸碱指示剂的颜色变化来确定化学计量点。

因此,选择一个尽量在化学计量点附近变色的指示剂,准确指示滴定终点是滴定分析的关键。

4.1.1 酸碱指示剂的变色原理酸碱指示剂是一类结构较复杂的有机弱酸或有机弱碱,其在水溶液中存在一定的电离平衡,构成指示剂的共轭酸碱对,共轭酸碱对具有不同的结构,因而呈现不同的颜色。

当溶液酸度改变时,共轭酸碱对的平衡浓度随之改变,从而引起溶液颜色的改变。

因此酸碱指示剂的变色与溶液的pH 有关。

知识链接 酸的浓度与酸度的关系酸的浓度是指酸的物质的量浓度,即酸的总浓度,是指该酸在溶液中各种存在形式的浓度之和。

酸度是指溶液中氢离子的浓度,在稀溶液中,酸度通常用pH 来表示。

pH 是氢离子浓度的负对数,pH=-lg[H +],pH 值越小,酸度越高,pH 值越大,酸度越低。

各种稀溶液氢离子浓度的计算方法不同。

常温下在水溶液中的[H +]与[OH -]关系为 K W =[H +]×[OH -]=1.0×10-14一元强酸强碱溶液中[H +]=c酸,[OH -]=c碱, 弱酸弱碱常用[H +]= 或[OH -]= 计算;缓冲溶液常用pH=p K a +lg 或 pOH=p K b +lg ;水解性盐常用[H +]= 或 [OH -]=。

以HIn 代表弱酸指示剂,共轭酸HIn 呈现的颜色称为酸式色,共轭碱In -呈现的颜色称为碱式色,其电离平衡可表示为HInH +H ++In -酸式色碱式色例如,酚酞指示剂是一种有机弱酸,其酸式结构为无色,其共轭碱的结构为红色,可称为单色指示剂。

当溶液中H +浓度增大(即pH 减小)时,平衡向左移动,酚酞主要以酸式结构形式存在,因此,酚酞在酸性溶液呈无色。

当溶液中H +浓度降低(即pH 增大)时,平衡向右移动,酚酞主要以碱式结构形式存在,因此酚酞在碱性溶液呈红色。

再如甲基橙指示剂是一种有机弱碱,其碱式色为黄色,酸式色为红色,又称为双色指示剂。

因此,在酸性溶液中,甲基橙主要以酸式结构形式存在,溶液呈红色,在碱性溶液中,甲基橙主要以碱式结构形式存在,溶液呈黄色。

由上述弱酸型指示剂与弱碱型指示剂的颜色变化可以看出,指示剂在酸性溶液中呈酸式色,在碱性溶液中呈碱式色,而与指示剂的类型无关。

4.1.2 酸碱指示剂的变色范围酸碱指示剂的电离平衡可以用电离平衡常数来表示。

现以弱酸型指示剂HIn为例,HIn 在溶液中存在下列平衡:HIn H++In-电离平衡常数K HIn可表示为K HIn=,推出[H+]=K HIn×由于pH= -lg[H+],因此两边取负对数得pH=p K HIn + lg酸碱指示剂在溶液中同时存在酸式色和碱式色,且浓度越大颜色越深。

在酸性溶液中之所以会呈酸式色,是由于酸式色存在形式的浓度大,碱式色存在形式的浓度小,酸式色掩盖了碱式色的结果。

在碱性溶液中呈碱式色亦然。

一般情况下,两种存在形式的浓度之比等于大于10时,可观察到浓度较大的存在形式的颜色。

即:当-[In]10[HIn]≥时,观察到的是碱式色,此时,溶液pH ≥ p K HIn+1;当-[In]1[HIn]10≤时,观察到的是酸式色,此时,溶液pH≤p K HIn-1;当-[In]1[HIn]=时,观察到的是酸式色和碱式色的混合色,此时,溶液pH=p K HIn,此溶液的pH又称为指示剂的理论变色点。

由此可以看出,两种浓度之比与溶液的pH有关。

溶液的pH变化小,两种浓度之比变化也小,则指示剂的颜色变化也小。

只有当溶液的pH变化超过p K HIn—1~p K HIn+1之间时,才能明显观察到指示剂从一种颜色变为另一种颜色的过程。

所以就把指示剂从一种颜色变成另一种颜色所经过的pH值范围称为指示剂的变色范围。

由上可得指示剂的的变色范围为pH=p K HIn±1常用酸碱指示剂及其变色范围见表4-1。

表4-1 常用的酸碱指示剂名称pH变色范围酸式色碱式色p K HIn浓度用量(滴/50ml)甲基黄 2.9~4.0 红黄 3.3 0.1%乙醇(90%)溶液1~2 溴酚蓝 3.0~4.6 黄蓝 3.85 0.1%乙醇(20%)溶液1~2甲基橙 3.1~4.4 红黄 3.40 0.1%水溶液1~2剂变色范围的宽度应该都是2个pH值单位。

而从表4-1可以看出,不同指示剂变色范围的宽度是有差异的。

实际测得的各种指示剂的变色范围与pH=p K HIn±1变色范围并不完全一致,这主要是由于人眼对混合色中两种颜色的敏感度不同,以及指示剂的两种颜色之间相互掩盖程度不同导致的。

如甲基橙指示剂其p K HIn=3.40,变色范围应为2.4~4.4,而实际测定的变色范围为3.1~4.4。

其原因在于人眼对红色比黄色更敏感,所以甲基橙的实际变色范围在pH小的一端变色范围要窄一些。

4.1.3 影响酸碱指示剂变色范围的因素在酸碱滴定中,为了在化学计量点时,pH稍有改变指示剂就能由一种颜色变为另一种颜色,使滴定终点尽量接近化学计量点,因此希望指示剂的变色范围越窄越好,因为指示剂的变色范围较宽,要求的pH变化就较大,从而造成较大的滴定误差。

但影响指示剂变色范围的因素是多方面的,主要有指示剂的本性、用量、温度、溶剂和滴定程序等。

1.指示剂的本性不同的酸碱指示剂,其K HIn值不同,变色范围也不同。

2.温度温度改变时指示剂的K HIn及水的K w都有改变,指示剂变色范围也随之发生改变。

因此,滴定一般宜在室温下进行。

3.溶剂指示剂在不同溶剂中K HIn不同,变色范围也不相同。

4.指示剂的用量对于双色指示剂,例如甲基橙,溶液颜色取决于[In-]/[HIn]的大小,与指示剂的用量无关。

但用量过多将使终点变色不敏锐,同时指示剂本身也要消耗一定的标准溶液,带来误差,因此用量不宜过多。

而单色指示剂,如酚酞,其颜色深度只取决于[In-]或[HIn],此时指示剂的用量必须适宜,过多或过少都将导致变色范围改变。

5.滴定程序人眼对颜色的观察一般是由浅到深的变化较为敏感,因此,在设计滴定程序时,按指示剂的颜色由浅到深变化较适宜。

例如,用NaOH滴定HCl,虽然理论上酚酞和甲基橙都可作指示剂。

用若用酚酞作指示剂,溶液颜色由无色变红色,现象明显易于辨认;若用甲基橙作指示剂,溶液颜色由红色变黄色,变化反差小,难以辨认。

因此,用NaOH 滴定HCl,一般用酚酞作指示剂。

4.1.4 混合指示剂混合指示剂是利用颜色互补原理使之具有变色敏锐、变色范围窄的特点。

混合指示剂分为两类,一类是由一种指示剂与一种惰性染料组成。

惰性染料的颜色不随pH变化而改变,利用颜色互补使变色敏锐,而变色范围不变。

例如,甲基橙与靛蓝组成混合指示剂,靛蓝只为甲基橙提供蓝色背景。

当溶液的pH≥4.4,混合指示剂颜色显绿色(黄+蓝);当溶液pH ≤3.1,混合指示剂颜色显紫色(红+蓝),当溶液pH=4,混合指示剂颜色显灰色(橙+蓝)。

另一类是由两种或两种以上指示剂混合而成,利用彼此颜色之间的互补作用,使变色范围更窄,变色更敏锐。

例如,溴甲酚绿和甲基红(3:1)混合,溶液pH>5.1时显绿色,pH<5.1时显酒红色,而在pH=5.1时显浅灰色。

常见的混合指示剂见表4-2。

表4-2 常见的混合指示剂4.2 酸碱滴定曲线及指示剂的选择在酸碱滴定中一般通过指示剂的颜色变化来判断终点并停止滴定,而指示剂变色与溶液pH有关。

为了选择合适的指示剂使其尽可能地在化学计量点时变色,就必须了解滴定过程中溶液pH的变化规律,尤其是化学计量点前后0.1%的相对误差范围内溶液pH的变化情况,因为指示剂在此pH范围内变色,滴定的误差才符合要求。

为此,可以通过实验或计算的方法,记录滴定过程中溶液的pH随标准溶液加入量变化的规律,这种变化规律可用滴定曲线形象地表示出来,以滴定过程中溶液pH的变化为纵坐标,滴加的标准溶液体积为横坐标作图,所得曲线即为滴定曲线。

滴定曲线不仅能在理论上解释滴定过程中溶液pH变化规律,更重要的是对选择指示剂具有重要的指导意义。

以下介绍几种基本类型的酸碱滴定曲线和指示剂的选择原则。

4.2.1 强酸强碱的滴定强酸强碱都是强电解质,它们之间可以相互滴定,生成的强酸强碱盐是强电解质,不发生水解,溶液显中性。

强酸强碱在稀溶液中是全部电离的,强酸强碱相互滴定的反应为H++OH-H2O1.滴定曲线以0.1000 mol/L的NaOH溶液滴定20.00 ml 0.1000 mol/L的HCl溶液为例加以说明。

整个滴定过程分为四个阶段计算出不同NaOH溶液加入量下溶液的pH,即滴定开始前、滴定开始至化学计量点前、化学计量点时及化学计量点后。

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