第三节 确定滴定终点的方法
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确定滴定终点的方法
指示剂变色范围： pKHIn ± 一 二】结论
a. 酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=七左右!! 由指示剂的pKHIn决定？？
b. 颜色逐渐变化？？ c. 变色范围 pKHIn ± 一 【二个pH单位】
三】 混合指示剂 利用颜色的互补作用使颜色变化敏锐!!易观
察？？P五六表二－八 四】 指示剂加入量影响 适当少些颜色明显!!加的多消耗滴定剂？？ 五】 pH试纸 甲基红!!溴百里酚蓝!!百里酚蓝!!酚酞按一定
金属指示剂变色过程： 例： 滴定前!! Mg二+溶液【pH 八～一0】中加入
铬黑T后!!溶液呈酒红色!!发生如下反应：
铬黑T【■】 + Mg二+ = Mg二+-铬黑T【■ 】
滴定终点时!!滴定剂EDTA夺取Mg二+-铬黑T中的 Mg二+!!使铬黑T游离出来!!溶液呈兰色!!反应 如下：
Mg二+-铬黑T【■】+ EDTA = 铬黑T 【■】 + Mg二+EDTA
指示剂名称 荧光黄
二氯荧光黄 曙红 溴甲酚绿
甲基紫
常用吸附指示剂
待测离子 Cl－ Cl－
Br－、 I－、 SCN－ SCN－
滴定剂 Ag＋ Ag＋ Ag＋ Ag＋
SO42－、 Ag＋
Ba2＋、 Cl－
滴定 条件 /(pH) 7～10 4～10 2～10 4～5
酸性溶液
溶液中被滴定的离子的浓度不能太低？？因为浓 度太低时!!沉淀很少!!观察终点会比较困难？？
• 滴定Cl-时!!不能选曙红!!而应选用荧光黄为指示 剂？？
比例混合!!溶于乙醇!!浸泡滤纸？？
常用酸碱指示剂P五五表二－七
二、配位滴定指示剂——金属指示剂 一】、原理
a. 酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=七左右!! 由指示剂的pKHIn决定？？
b. 颜色逐渐变化？？ c. 变色范围 pKHIn ± 一 【二个pH单位】
三】 混合指示剂 利用颜色的互补作用使颜色变化敏锐!!易观
察？？P五六表二－八 四】 指示剂加入量影响 适当少些颜色明显!!加的多消耗滴定剂？？ 五】 pH试纸 甲基红!!溴百里酚蓝!!百里酚蓝!!酚酞按一定
金属指示剂变色过程： 例： 滴定前!! Mg二+溶液【pH 八～一0】中加入
铬黑T后!!溶液呈酒红色!!发生如下反应：
铬黑T【■】 + Mg二+ = Mg二+-铬黑T【■ 】
滴定终点时!!滴定剂EDTA夺取Mg二+-铬黑T中的 Mg二+!!使铬黑T游离出来!!溶液呈兰色!!反应 如下：
Mg二+-铬黑T【■】+ EDTA = 铬黑T 【■】 + Mg二+EDTA
指示剂名称 荧光黄
二氯荧光黄 曙红 溴甲酚绿
甲基紫
常用吸附指示剂
待测离子 Cl－ Cl－
Br－、 I－、 SCN－ SCN－
滴定剂 Ag＋ Ag＋ Ag＋ Ag＋
SO42－、 Ag＋
Ba2＋、 Cl－
滴定 条件 /(pH) 7～10 4～10 2～10 4～5
酸性溶液
溶液中被滴定的离子的浓度不能太低？？因为浓 度太低时!!沉淀很少!!观察终点会比较困难？？
• 滴定Cl-时!!不能选曙红!!而应选用荧光黄为指示 剂？？
比例混合!!溶于乙醇!!浸泡滤纸？？
常用酸碱指示剂P五五表二－七
二、配位滴定指示剂——金属指示剂 一】、原理
化学实验教案氧化还原滴定误差与校正实验
化学实验教案氧化还原滴定误差与校正实验在化学实验中，氧化还原滴定是一种常用的分析方法。
然而，氧化还原滴定过程中可能会出现误差，因此需要进行校正实验。
本文将探讨氧化还原滴定误差的原因，介绍校正实验的方法与步骤。
一、氧化还原滴定误差的原因在进行氧化还原滴定实验时，可能会出现以下几种误差：1. 仪器误差：实验中使用的玻璃仪器可能存在刻度不准确、涂层老化等问题，导致读数不准确。
2. 滴定试剂纯度不高：滴定试剂的纯度不高会导致计算浓度时计算出现误差。
3. 滴定终点判定不准确：滴定过程中，终点的判定可能会受到人眼的主观判断影响，导致读数不准确。
4. 滴定剂的保存和使用：滴定剂的保存条件和使用方法不当可能影响滴定结果的准确性。
二、校正实验的方法与步骤为了解决氧化还原滴定误差的问题，可以进行校正实验来提高实验结果的准确性。
下面是校正实验的方法与步骤：1. 校正滴定试剂的浓度：a. 准备一个已知浓度的标准试剂溶液，比如硫酸铁(II)溶液。
b. 使用标准试剂溶液对滴定试剂进行滴定，记录所需滴定体积。
c. 根据已知浓度的标准试剂溶液和所需滴定体积，计算出滴定试剂的准确浓度。
2. 检查滴定仪器的准确性：a. 使用标准试剂溶液对滴定仪器进行滴定，记录所需滴定体积。
b. 根据已知浓度的标准试剂溶液和所需滴定体积，计算出滴定仪器的准确性。
3. 确定滴定终点判定方法：a. 使用标准试剂溶液进行滴定，寻找到明确的滴定终点。
b. 尝试不同的滴定指示剂或改变滴定条件，找到更准确的滴定终点判定方法。
4. 优化滴定剂的保存和使用方法：a. 学习滴定剂的保存方法，避免暴露在光线、空气或高温环境中。
b. 注意滴定剂的使用方法，如避免受到空气氧化等。
通过以上的校正实验，可以减小氧化还原滴定实验中的误差，提高实验结果的准确性与可靠性。
结语：在化学实验中，氧化还原滴定是一种常用的分析方法，但其结果可能受到误差的影响。
通过进行校正实验，可以解决滴定误差的问题，提高实验结果的准确性。
电位滴定法确定滴定终点的方法
电位滴定法确定滴定终点的方法简介电位滴定法是一种常用的化学分析方法，用于确定溶液中某种物质的浓度。
它基于电位变化来判断滴定终点，通过测量溶液中的电位变化来确定反应的终点。
本文将详细介绍电位滴定法确定滴定终点的方法。
原理在电位滴定法中，我们通常使用指示剂和参比电极来监测溶液中的电位变化。
指示剂是一种能够在特定条件下改变颜色的物质，当反应达到滴定终点时，指示剂会发生颜色变化。
参比电极则用于提供一个稳定的参考电势，以便准确测量溶液中的电位。
在进行电位滴定时，我们首先需要根据所研究物质的性质选择合适的指示剂和参比电极。
然后，将待测溶液与标准溶液逐渐混合，并同时记录下测量得到的电位值。
当溶液中出现明显颜色变化时，并且伴随着突变式的电位变化时，可以判断滴定反应已经达到终点。
实验步骤以下是进行电位滴定法确定滴定终点的一般实验步骤：1.准备工作：选择合适的指示剂和参比电极，并进行校准，确保测量结果准确可靠。
2.准备标准溶液：根据所需测定物质的浓度，配制出一定浓度的标准溶液。
3.准备待测溶液：将待测溶液与适量的试剂混合，以达到滴定所需的反应条件。
4.开始滴定：使用滴定管将标准溶液缓慢加入待测溶液中，并同时记录下每次加入后的电位值。
5.监测颜色变化：注意观察溶液颜色的变化情况，在颜色发生明显改变时停止加入标准溶液，并记录下此时的电位值。
6.数据处理：根据实验数据绘制曲线图，分析曲线上出现突变式电位变化的位置，确定滴定终点。
注意事项在进行电位滴定法实验时，需要注意以下事项：1.选择合适的指示剂和参比电极，确保实验结果准确可靠。
2.控制滴定速度，避免过快或过慢导致滴定终点的判断错误。
3.注意观察溶液颜色的变化情况，及时停止加入标准溶液。
4.实验室操作要规范，注意安全。
应用领域电位滴定法广泛应用于化学分析和质量控制领域。
它可以用于测定酸碱度、氧化还原反应、络合反应等不同类型的滴定分析。
在环境监测中，电位滴定法可以用于测定水体中重金属离子的浓度。
第三章 第3节 酸碱滴定基本原理
[In-]代表碱色的深度；
很显然，指示剂的颜色转变依赖于比值: [In-] / [HIn]
[HIn]代表酸色的深度；
酸碱指示剂的讨论：
K HIn [In ] [H ] [HIn]
（1）KHIn / [H+] = [In-] / [HIn] [In-] / [HIn] = 1 时： 中间颜色 ≤ 1/10 时： 酸色， ≥ 10/1 时： 碱色， KHIn一定，指示剂颜色随溶液[H+] 改变而变。 指示剂变色范围：pH＝ pKHIn ± 1
滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
弱酸滴定曲线的讨论：（69页图2～10）
（ 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 中和反应生成的酸根离子(Ac-)产生同离子效应， 使弱酸(HAc)更难离 解，[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，溶液中剩余的HAc已 很少，pH变化加快。
1.酸碱滴定曲线的计算
(1) 强碱滴定强酸
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)体积为 0.00 ml时： 0.1000 mol/L 盐酸溶液的pH=1
(1) 强碱滴定强酸
b.滴定中 加入滴定剂体积为 18.00 ml时：
pKb= 14- pKa = 14-4.74 = 9.26 [OH-] = (cb Kb )1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 mol/L 溶液 pOH = 5.28 pH = 14-5.28 = 8.72
很显然，指示剂的颜色转变依赖于比值: [In-] / [HIn]
[HIn]代表酸色的深度；
酸碱指示剂的讨论：
K HIn [In ] [H ] [HIn]
（1）KHIn / [H+] = [In-] / [HIn] [In-] / [HIn] = 1 时： 中间颜色 ≤ 1/10 时： 酸色， ≥ 10/1 时： 碱色， KHIn一定，指示剂颜色随溶液[H+] 改变而变。 指示剂变色范围：pH＝ pKHIn ± 1
滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
弱酸滴定曲线的讨论：（69页图2～10）
（ 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 中和反应生成的酸根离子(Ac-)产生同离子效应， 使弱酸(HAc)更难离 解，[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，溶液中剩余的HAc已 很少，pH变化加快。
1.酸碱滴定曲线的计算
(1) 强碱滴定强酸
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)体积为 0.00 ml时： 0.1000 mol/L 盐酸溶液的pH=1
(1) 强碱滴定强酸
b.滴定中 加入滴定剂体积为 18.00 ml时：
pKb= 14- pKa = 14-4.74 = 9.26 [OH-] = (cb Kb )1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 mol/L 溶液 pOH = 5.28 pH = 14-5.28 = 8.72
滴定终点的确定
04 滴定终点确定的影响因素
反应速率的影响
反应速率越快，滴定终点越容易 观察和判断。
反应速率慢时，滴定终点可能会 出现滞后现象，导致误差增大。
可以通过加入催化剂或升高温度 等方法提高反应速率，以便更准
确地观察滴定终点。
溶液浓度的影响
01
溶液浓度越高，滴定终点越难以判断。
02
溶液浓度过低时，滴定终点可能会出现提前到达的现象，导致
沉淀滴定
利用沉淀反应进行滴定，通过滴加标准溶 液（已知准确浓度的溶液）至待测溶液中 ，直到达到等当点（沉淀完全）为止。
络合滴定
利用络合反应进行滴定，通过滴加标准溶 液（已知准确浓度的溶液）至待测溶液中 ，直到达到等当点（络合完全）为止。
滴定终点的重要性
01
02
03
提高测定精度
准确的滴定终点能够减少 滴定误差，提高测定精度。
大气污染监测
通过滴定方法可以测定大气中某些有害气体或污染物的含量，如 二氧化硫、氮氧化物等。
土壤分析
滴定终点也可用于土壤分析中，以测定土壤中的某些离子或化学 成分。
在食品检测中的应用
食品添加剂检测
通过滴定方法可以检测食品中添加的某些物质，如防腐剂、色素 等。
营养成分分析
滴定终点可用于测定食品中的营养成分，如维生素C、矿物质等。
确定物质含量
通过滴定终点，可以准确测定溶液中特定离子的 含量，进而推算出待测物的质量或浓度。
反应进程监测
在化学反应过程中，滴定终点可用于判断反应是 否完成以及反应进行的程度。
反应机理研究
通过滴定终点确定，有助于研究化学反应的机理 和反应速度常数。
在环境监测中的应用
水质检测
滴定终点可用于检测水样中的特定离子或化学物质，如总碱度、 总酸度、硬度等，以评估水质状况。
确定滴定终点的方法
b. 钙指示剂 pH=7时，紫色； pH=12-13时：蓝色； pH=12-14时，与钙离子络合呈酒红色。 c. PAN指示剂 稀土分析中常用，水溶性差， 易发生指示剂僵化。
三、氧化还原指示剂 一）、 氧化还原指示剂 氧化还原指示剂的氧化态和还原态具有不同颜 色。滴定中，化学计量点附近的电位突跃使 指示剂由一种形态转变成另一种形态，同时 伴随颜色改变。 例：二苯胺磺酸钠指示剂
b．测定的pH应在中性弱碱性（6.5～10.5）范围 酸性太强，［CrO４2－］浓度减小， 碱性过高，会生成Ag２O沉淀， c．当试液中有NH4+存在时，pH6.5-7.2 d.滴定时振荡 使AgCl沉淀吸附的Cl-尽量释放出来 e.适用AgNO3滴定Cl-，如滴定Br-吸附严重，滴定时 需剧烈振荡 f.不能滴定I-、SCN-（因吸附更严重） g.与Ag+生成沉淀的阴离子 PO43-、AsO43-、CO32-、 S2-等 h.pH6.5-10.5要水解的阳离子Fe3+、Al3+、Bi3+、 Sn4+ i.与CrO42-生成沉淀的阳离子 Ba2+、Pb2+ 有色离子 Cu2+、Co2+、Ni2+等
3) 混合指示剂 利用颜色的互补作用使颜色变化敏锐，易观 察。P56表2－8 4) 指示剂加入量影响 适当少些颜色明显；加的多消耗滴定剂。 5) pH试纸 甲基红，溴百示剂P55表2－7
二、配位滴定指示剂——金属指示剂 一）、原理 金属指示剂是一种配位试剂，与被测金属离子配 位前后具有不同颜色。 利用配位滴定终点前后，溶液中被测金属离子浓 度的突变造成的指示剂两种存在形式（游离和 配位）颜色的不同，指示滴定终点的到达。 金属指示剂变色过程： 例： 滴定前， Mg2+溶液（pH 8～10）中加入铬 黑T后，溶液呈酒红色，发生如下反应：
第三章_滴定分析法概论
1、反应必须按一定的化学反应方程式进行， 不发生副反应
2、反应必须定量完成（反应完全程度要达到 99、9%以上）
3、反应要迅速 4、有简便、可靠的方法确定终点
（二）、滴定方式
1、直接滴定 用标准溶液直接滴定被测物溶液
2、返滴定（回滴） 加过量的滴定剂，待滴定剂与待测物反应完 全，再加另一 标准液滴定剩余的滴定剂
指示剂颜色的转变点 滴定误差(titration error)：
终点和计量点不一致而造成的误差
滴定分析法的特点
准确度高，一般测定的相对 误差为0.1%~0.3%，操作简便， 仪器简单、便宜，常用于测定常 量组分。
滴定分析法的类型
1、酸碱滴定 2、配位滴定 3、氧化还原滴定 4、沉淀滴定
滴定分析对滴定反应的要求
化学计量数比：1molFe2O3
2molFe2
1 3
molCr2O7
2
n 3n Fe2O3
K2Cr2O7
FMme2FOFee232OO%33 1030(C0V)3KC2CmKr22OsC7r2OM17V0FK0e220OC3r2O7 100
液体试样，用质量体积百分数表示
含量，表示为(W / V %)
提出： 副反应系数
C
[Y ]
C：各存在型体浓度总和（总浓度） [Y]：某存在型体平衡浓度 可见：
Y ( H )
1
Y(H)
（二）电荷平衡和质量平衡
1、电荷平衡
平衡状态的水溶液是电中性的 正离子电荷的总和 = 负离子电荷的总和 例1：NaAc溶液 电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [Ac-] + [OH-] 例2：Na2CO3溶液 电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [HCO3-] + 2[CO32-]
2、反应必须定量完成（反应完全程度要达到 99、9%以上）
3、反应要迅速 4、有简便、可靠的方法确定终点
（二）、滴定方式
1、直接滴定 用标准溶液直接滴定被测物溶液
2、返滴定（回滴） 加过量的滴定剂，待滴定剂与待测物反应完 全，再加另一 标准液滴定剩余的滴定剂
指示剂颜色的转变点 滴定误差(titration error)：
终点和计量点不一致而造成的误差
滴定分析法的特点
准确度高，一般测定的相对 误差为0.1%~0.3%，操作简便， 仪器简单、便宜，常用于测定常 量组分。
滴定分析法的类型
1、酸碱滴定 2、配位滴定 3、氧化还原滴定 4、沉淀滴定
滴定分析对滴定反应的要求
化学计量数比：1molFe2O3
2molFe2
1 3
molCr2O7
2
n 3n Fe2O3
K2Cr2O7
FMme2FOFee232OO%33 1030(C0V)3KC2CmKr22OsC7r2OM17V0FK0e220OC3r2O7 100
液体试样，用质量体积百分数表示
含量，表示为(W / V %)
提出： 副反应系数
C
[Y ]
C：各存在型体浓度总和（总浓度） [Y]：某存在型体平衡浓度 可见：
Y ( H )
1
Y(H)
（二）电荷平衡和质量平衡
1、电荷平衡
平衡状态的水溶液是电中性的 正离子电荷的总和 = 负离子电荷的总和 例1：NaAc溶液 电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [Ac-] + [OH-] 例2：Na2CO3溶液 电荷平衡式 [Na+] + [H+] = [HCO3-] + 2[CO32-]
第三章 滴定分析法概论
三、滴定分析法的分类与滴定方式 （一）滴定分析法的分类 1．酸碱滴定法
以酸碱中和反应为基础的滴定分析方法称为 酸碱滴定法。其反应实质可用下式表示：
H+＋OH- = H2O
化学工业出版社
第一节 概述 2．沉淀滴定法 以沉淀反应为基础的滴定分析方法称为沉淀 滴定法。做银量法，是应用最广泛的沉淀滴定方 法，它的反应式为： Ag+ + X- = AgX↓ 式中: X- 为Cl- 、Br-、I- 及SCN- 等离子。
化学工业出版社
第二节 滴定液 2．比较法标定
准确量取一定体积的待标定溶液，用已知 准确浓度的滴定液滴定，或准确量取一定体积 的滴定液，用待标定的溶液进行滴定，平行实 验3次。根据两种溶液反应完全时消耗的体积 及滴定液的浓度，计算出待标定溶液的准确浓 度。这种用已知浓度滴定液来测定待标定溶液 准确浓度的操作过程 。
化学工业出版社
第一节 概述
例：Ca2+
CaC2O4沉淀 H2SO4 KMnO4标液 间接测定
C2O2 4
化学工业出版社
第二节 滴定液 一、标准溶液的浓度表示法 1.物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质的物 质的量。
nB cB V
Hale Waihona Puke cB 单位：mol/L使用物质的量浓度时必须指明基本单元，同一 溶液的浓度值可因选择的基本单元的不同而不同。
化学工业出版社
第三节 滴定分析法的计算
例3-6.已知浓盐酸的密度为1.19kg/L，其中HCl的 质量分数为0.3700，试求该盐酸溶液的物质的量 浓度。若要配制0.1mol/L的盐酸溶液1000ml，应 取浓盐酸多少毫升？
化学工业出版社
第三节 滴定分析法的计算
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定比例混合，溶于乙醇，浸泡滤纸。
常用酸碱指示剂P55表2－7
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二、配位滴定指示剂——金属指示剂 一）、原理 金属指示剂是一种配位试剂，与被测金属离子配
位前后具有不同颜色。 利用配位滴定终点前后，溶液中被测金属离子浓
度的突变造成的指示剂两种存在形式（游离和 配位）颜色的不同，指示滴定终点的到达。 金属指示剂变色过程： 例： 滴定前， Mg2+溶液（pH 8～10）中加入铬 黑T后，溶液呈酒红色，发生如下反应：
c．当试液中有NH4+存在时，pH6.5-7.2 d.滴定时振荡 使AgCl沉淀吸附的Cl-尽量释放出来
e.适需用剧A烈gN振O3荡滴定Cl-，如滴定Br-吸附严重，滴定时
［CrO42－］=ＫspAg２CrO４ /[Ag＋]2
＝5.8× 10－2 mol/L 实际上由于CrO42－本身有颜色，指示剂浓度保持在
0.002～0.005 mol / L较合适。
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b．测定的pH应在中性弱碱性（6.5～10.5）范围
酸性太强，［CrO４2－］浓度减小，
碱性过高，会生成Ag２O沉淀，
O 0.059氧化态 EEIn n lg还原态 变色范EI围 On 0： .0n实5用； 文9档 （ 还 氧原 化态 态 110~110）
二）、自身指示剂 利用标准溶液或被滴物本身颜色指示滴定终
点，称为自身指示剂。 例如：在高锰酸钾法滴定中，可利用稍过量
的高锰酸钾自身的粉红色来指示滴定终点 （此时MnO4-的浓度约为210-6 mol.L-1)。 三）、专属指示剂 可溶性淀粉与游离碘生成深蓝色配位化合物； 淀粉为碘法的专属指示剂； 当I2溶液的浓度为：510-6mol/L时即能看到 蓝色。
2）结论 a. 酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=7左右，
由指示剂的pKHIn决定。 b. 颜色逐渐变化。 c. 变色范围 pKHIn ± 1 (2个pH单位)
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3) 混合指示剂 利用颜色的互补作用使颜色变化敏锐，易观
察。P56表2－8 4) 指示剂加入量影响 适当少些颜色明显；加的多消耗滴定剂。 5) pH试纸 甲基红，溴百里酚蓝，百里酚蓝，酚酞按一
例：PAN指示剂在温度较低时易发生僵化； 可通过加有机溶剂、加热的方法避免。
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四）、 常见金属指示剂 a. 铬黑T ： 黑色粉末，有金属光泽，适宜pH
范围 9～10 滴定 Zn2+、Mg2+、Cd2+、 Pb2+ 时常用。单独滴定Ca2+时，变色不敏 锐，常用于滴定钙、镁合量。 • 使用时应注意： （a）其水溶液易发生聚合，需加三乙醇胺防 止； （b）在碱性溶液中易氧化，加还原剂（抗坏 血酸）； （c）不能长期保存。
H2In-
HIn-2
In-3
pH <6
8-11
>12
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二）、 金属指示剂应具备的条件 a. 在滴定的pH范围内，游离指示剂与其金属
配合物之间应有明显的颜色差别 b. 指示剂与金属离子生成的配合物应有适当
的稳定性 • 不能太大：应能够被滴定剂置换出来； • 不能太小：否则未到终点时游离出来，终
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酸碱指示剂的讨论： 1）KHIn / [H+] = [In-] / [HIn]
KHIn [H ]
[H ] [HIn]
KHIn 一定，指示剂颜色随溶液[H+] 改变而变 [In-] / [HIn] = 1 时： 中间颜色 = 1/10 时： 酸色，勉强辨认出碱色 = 10/1 时： 碱色，勉强辨认出酸色 指示剂变色范围： pKHIn ± 1
点提前； c.指示剂与金属离子生成的配合物应易溶于
水。
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三）、指示剂封闭与指示剂僵化 • 指示剂封闭——指示剂与金属离子生成了
稳定的配合物而不能被滴定剂置换；
例：铬黑T 能被 Fe3+、Al3+、Cu2+、Ni2+封闭， 可加三乙醇胺掩蔽。
• 指示剂僵化——如果指示剂与金属离子生 成的配合物不溶于水、生成胶体或沉淀， 在滴定时，指示剂与EDTA的置换作用进行 的缓慢而色原理： 以HIn表示弱酸型指示剂，在溶液中的平衡移动过程，可以 简单表示如下：
HIn + H2O = H3+O + In-
K HIn
[ In - ][ H ] [ HIn ]
K HIn [H ]
[H [ HIn
] ]
• 显然指示剂的颜色转变依赖于比值:[In-] / [HIn] • [In-]代表碱色的深度； • [HIn]代表酸色的深度；
第三节 确定滴定终点的方法
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一、酸碱指示剂 酸碱指示剂：一类有颜色的有机物质，随溶液pH的
不同呈现不同颜色，颜色与结构相互关联。当 pH=pK批示剂时为其的理论变色点，而变色范围则是 依靠眼睛观察出来的。如： 酚酞：三苯甲烷类，碱滴酸时用。 变色范围： 8－10 ，无色变红色。 甲基橙：偶氮类结构，酸滴碱时用。 变色范围： 3.1--4.4 ，黄色变橙红色。
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四、沉淀滴定中确定滴定终点的方法 一）、 摩尔(Mohr)法 a. 用AgNO３标准溶液滴定氯化物，以K2CrO４为指
示剂 Ag＋ ＋ Cl－ ＝ AgCl
终点时： ［Ag＋］＝(ＫspAgCl )1/2
＝1.25×10－5 mol/L CrO４2－＋2 Ag＋ = Ag２CrO４（砖红色） 此时指示剂浓度应为：
铬黑T(■) + Mg2实+用=文档Mg2+-铬黑T(■ )
滴定终点时，滴定剂EDTA夺取Mg2+-铬黑T中的 Mg2+，使铬黑T游离出来，溶液呈兰色，反应 如下：
Mg2+-铬黑T(■)+ EDTA = 铬黑T (■) + Mg2+- EDTA
使用时应注意金属指示剂的适用pH范围，如铬 黑T不同pH时的颜色变化：
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b. 钙指示剂 pH=7时，紫色； pH=12-13时：蓝色； pH=12-14时，与钙离子络合呈酒红色。 c. PAN指示剂 稀土分析中常用，水溶性差， 易发生指示剂僵化。
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三、氧化还原指示剂 一）、 氧化还原指示剂 氧化还原指示剂的氧化态和还原态具有不同颜
色。滴定中，化学计量点附近的电位突跃使 指示剂由一种形态转变成另一种形态，同时 伴随颜色改变。 例：二苯胺磺酸钠指示剂
常用酸碱指示剂P55表2－7
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二、配位滴定指示剂——金属指示剂 一）、原理 金属指示剂是一种配位试剂，与被测金属离子配
位前后具有不同颜色。 利用配位滴定终点前后，溶液中被测金属离子浓
度的突变造成的指示剂两种存在形式（游离和 配位）颜色的不同，指示滴定终点的到达。 金属指示剂变色过程： 例： 滴定前， Mg2+溶液（pH 8～10）中加入铬 黑T后，溶液呈酒红色，发生如下反应：
c．当试液中有NH4+存在时，pH6.5-7.2 d.滴定时振荡 使AgCl沉淀吸附的Cl-尽量释放出来
e.适需用剧A烈gN振O3荡滴定Cl-，如滴定Br-吸附严重，滴定时
［CrO42－］=ＫspAg２CrO４ /[Ag＋]2
＝5.8× 10－2 mol/L 实际上由于CrO42－本身有颜色，指示剂浓度保持在
0.002～0.005 mol / L较合适。
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b．测定的pH应在中性弱碱性（6.5～10.5）范围
酸性太强，［CrO４2－］浓度减小，
碱性过高，会生成Ag２O沉淀，
O 0.059氧化态 EEIn n lg还原态 变色范EI围 On 0： .0n实5用； 文9档 （ 还 氧原 化态 态 110~110）
二）、自身指示剂 利用标准溶液或被滴物本身颜色指示滴定终
点，称为自身指示剂。 例如：在高锰酸钾法滴定中，可利用稍过量
的高锰酸钾自身的粉红色来指示滴定终点 （此时MnO4-的浓度约为210-6 mol.L-1)。 三）、专属指示剂 可溶性淀粉与游离碘生成深蓝色配位化合物； 淀粉为碘法的专属指示剂； 当I2溶液的浓度为：510-6mol/L时即能看到 蓝色。
2）结论 a. 酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=7左右，
由指示剂的pKHIn决定。 b. 颜色逐渐变化。 c. 变色范围 pKHIn ± 1 (2个pH单位)
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3) 混合指示剂 利用颜色的互补作用使颜色变化敏锐，易观
察。P56表2－8 4) 指示剂加入量影响 适当少些颜色明显；加的多消耗滴定剂。 5) pH试纸 甲基红，溴百里酚蓝，百里酚蓝，酚酞按一
例：PAN指示剂在温度较低时易发生僵化； 可通过加有机溶剂、加热的方法避免。
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四）、 常见金属指示剂 a. 铬黑T ： 黑色粉末，有金属光泽，适宜pH
范围 9～10 滴定 Zn2+、Mg2+、Cd2+、 Pb2+ 时常用。单独滴定Ca2+时，变色不敏 锐，常用于滴定钙、镁合量。 • 使用时应注意： （a）其水溶液易发生聚合，需加三乙醇胺防 止； （b）在碱性溶液中易氧化，加还原剂（抗坏 血酸）； （c）不能长期保存。
H2In-
HIn-2
In-3
pH <6
8-11
>12
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二）、 金属指示剂应具备的条件 a. 在滴定的pH范围内，游离指示剂与其金属
配合物之间应有明显的颜色差别 b. 指示剂与金属离子生成的配合物应有适当
的稳定性 • 不能太大：应能够被滴定剂置换出来； • 不能太小：否则未到终点时游离出来，终
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酸碱指示剂的讨论： 1）KHIn / [H+] = [In-] / [HIn]
KHIn [H ]
[H ] [HIn]
KHIn 一定，指示剂颜色随溶液[H+] 改变而变 [In-] / [HIn] = 1 时： 中间颜色 = 1/10 时： 酸色，勉强辨认出碱色 = 10/1 时： 碱色，勉强辨认出酸色 指示剂变色范围： pKHIn ± 1
点提前； c.指示剂与金属离子生成的配合物应易溶于
水。
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三）、指示剂封闭与指示剂僵化 • 指示剂封闭——指示剂与金属离子生成了
稳定的配合物而不能被滴定剂置换；
例：铬黑T 能被 Fe3+、Al3+、Cu2+、Ni2+封闭， 可加三乙醇胺掩蔽。
• 指示剂僵化——如果指示剂与金属离子生 成的配合物不溶于水、生成胶体或沉淀， 在滴定时，指示剂与EDTA的置换作用进行 的缓慢而色原理： 以HIn表示弱酸型指示剂，在溶液中的平衡移动过程，可以 简单表示如下：
HIn + H2O = H3+O + In-
K HIn
[ In - ][ H ] [ HIn ]
K HIn [H ]
[H [ HIn
] ]
• 显然指示剂的颜色转变依赖于比值:[In-] / [HIn] • [In-]代表碱色的深度； • [HIn]代表酸色的深度；
第三节 确定滴定终点的方法
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一、酸碱指示剂 酸碱指示剂：一类有颜色的有机物质，随溶液pH的
不同呈现不同颜色，颜色与结构相互关联。当 pH=pK批示剂时为其的理论变色点，而变色范围则是 依靠眼睛观察出来的。如： 酚酞：三苯甲烷类，碱滴酸时用。 变色范围： 8－10 ，无色变红色。 甲基橙：偶氮类结构，酸滴碱时用。 变色范围： 3.1--4.4 ，黄色变橙红色。
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四、沉淀滴定中确定滴定终点的方法 一）、 摩尔(Mohr)法 a. 用AgNO３标准溶液滴定氯化物，以K2CrO４为指
示剂 Ag＋ ＋ Cl－ ＝ AgCl
终点时： ［Ag＋］＝(ＫspAgCl )1/2
＝1.25×10－5 mol/L CrO４2－＋2 Ag＋ = Ag２CrO４（砖红色） 此时指示剂浓度应为：
铬黑T(■) + Mg2实+用=文档Mg2+-铬黑T(■ )
滴定终点时，滴定剂EDTA夺取Mg2+-铬黑T中的 Mg2+，使铬黑T游离出来，溶液呈兰色，反应 如下：
Mg2+-铬黑T(■)+ EDTA = 铬黑T (■) + Mg2+- EDTA
使用时应注意金属指示剂的适用pH范围，如铬 黑T不同pH时的颜色变化：
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b. 钙指示剂 pH=7时，紫色； pH=12-13时：蓝色； pH=12-14时，与钙离子络合呈酒红色。 c. PAN指示剂 稀土分析中常用，水溶性差， 易发生指示剂僵化。
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三、氧化还原指示剂 一）、 氧化还原指示剂 氧化还原指示剂的氧化态和还原态具有不同颜
色。滴定中，化学计量点附近的电位突跃使 指示剂由一种形态转变成另一种形态，同时 伴随颜色改变。 例：二苯胺磺酸钠指示剂