强酸滴定弱碱滴定曲线
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强碱滴定弱酸和强酸滴定弱碱知识讲解
2）滴定开始至计量点前：
溶液中未反应的HAc和反应产物Ac-同时存在，组成一 缓 冲体系。
pH pKlg[Ac] [HA]c
例如，当滴定NaOH 19.98mL时，[HAc]决定剩余HAc的体积
V剩H 余 A c2.0 0V 加N 入 aOH
[ H p ] A V H 剩 2 p.H 0 aK 0 c 余 A l1 0 0 .g 1 [ [.H 9 A c9 0 ] ] c 8 A 0 . 4 0 .0 7 3 c . 0 9 2 4 .l0 1 9 g 5 5 ..8 0 0 0 5 0 3 1 1 .0 0 5 2 0 0 1 3 7 0 .5 7 m 0 4 /L ol [A ]c 0 .10 10 .9 90 8 5 .0 0 1 2 0 m/L ol 2.0 0 0 1.9 98
c. Csp≥4×10-4mol/L。
(四) 对弱酸(或弱碱)强化的办法
有机络合剂强化弱酸的滴定 金属离子强化弱酸的滴定 沉淀反应强化弱酸的滴定 氧化还原反应强化弱酸的滴定
例如：NaOH滴定极弱的硼酸（H3BO3）
硼酸在水溶液中发生解离:
H 3 B O 4
H + + H 2 B O 3 - Ka=5.8×10-10
返回
例如：用NaOH滴定H3PO4 由于第二级解离产生的HPO42-是极弱的酸(Ka3= 4.4×10-13), 不能以NaOH简单地实现第三级直接准确滴定，只能按二元 酸被滴定。
如果加入适当过量的CaCl2溶液,可定量发生如下反应:
2 H P O 4 2 - + 3 C a 2 +
C a 3 ( P O 4 ) 2 ↓ + 2 H +
[H]B[B]
酸碱滴定图像的演变
氢氧化钠滴定等浓度等体积的盐酸、醋 盐酸滴定等浓度等体积的氢氧化钠、
酸的滴定曲线
氨水的滴定曲线
曲线起点不同：强碱滴定强酸、弱酸的曲线，强酸起点低；强酸滴定强碱、 弱碱的曲线，强碱起点高
突跃点变化范围不同：强碱与强酸反应(强酸与强碱反应)的突跃点变化范围 大于强碱与弱酸反应(强酸与弱碱反应)
解题方法导引
高考热点训练
酸碱中和滴定图象的 演变
核心知识梳理
• 1．图示强酸与强碱滴定过程中pH曲线 • (以0.100 0 mol·L－1 NaOH溶液滴定20.00 mL 0.100 0 mol·L－1盐
酸为例)
特别提醒 恰好中和＝酸碱恰好完全反应≠滴定终点≠溶液呈中性。
2．强酸(碱)滴定弱碱(酸)pH曲线比较
误的是 D
• A．pH=1.2时，
• B．
• C．pH=2.7时，
• D．pH=4.2时，
例题精讲
• 5．常温下将NaOH溶液添加到己二酸（H2X）溶液中，混 合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错
误的是 D
• A．Ka2（H2X）的数量级为10-6
• B．曲线N表示pH与
的变化关系
略溶液体积变化)。下列说法不正确的是( B)
• A．A点溶液的pH等于1
• B．由图中数据可知，H2A为弱酸 • C．B点水电离出的H＋浓度为1.0×10－6 mol·L－1
• D．C点溶液中[NH4＋]>[A2－]>[OH－]>[H＋]
例题精讲
• 8．25℃时，将浓度均为0.1 mol·L-1、体积分别为Va和Vb的 HA溶液与BOH溶液按不同体积比混合，保持Va+Vb=100 mL，Va、Vb与混合液pH的关系如图所示。下列说法正确
第七节 酸碱滴定曲线
影响弱酸(碱)滴定突跃范围的因素
1. 与弱酸的强度有关
当浓度一定时，Ka值越大，突跃范围越大。
2. 与酸的浓度有关
当Ka一定时，酸的浓度越大，突跃范围也越 大。
1、 Ka对滴定突跃的影响
图5-8 滴定突跃与Ka的关系曲线
2、 c对滴定突跃的影响
图5-9 HAc的浓度对滴定突跃的影响c(NaOH)=c(HAc)
(1)滴定前;
(2)滴定开始至计量点前;
(3)计量点时;
(4)计量点后。
(一) 滴定前（Vb=0）
▪ 此时溶液的pH由cHCl决定,即: [H+] = ca = 0.1000mol·L-1, pH = 1.00
(二)滴定开始至计量点前(Va＞Vb)
随着滴定剂的加入,溶液中[H+]取决于剩余HCl
pOH=4.30 pH=9.70
NaOH滴定HAc溶液的pH
加入NaOH/mL ▪ 0.00 ▪ 2.00 ▪ 10.00 ▪ 18.00 ▪ 19.80 ▪ 19.98 ▪ 20.00 ▪ 20.02 ▪ 20.20 ▪ 22.00 ▪ 40.00
剩余HAc/mL 20.00 18.00 10.00 2.00 0.20 0.02 0.00
8
共轭碱的碱性越强， 计量点的pH也越大。6
4
2
1.NaOH—HAc滴定 曲线起点的pH值比 NaOH—HCl滴定曲 线高约2个pH单位。 这是因为HAc的强度 较HCl弱的缘故。
pH
5.计量点后为NaAc和NaOH的混合溶液，由于Ac的解离受到过量滴定剂OH-的抑制，故滴定曲线的 变化趋势与NaOH滴定HCl溶液时基本相同。
如甲基橙和甲基红等已不
2.87
酸碱滴定法酸碱滴定曲线全
pH 4.74 lg 5.0102 mol L1 7.74
3）化学计量点
NaOH和HAc定量完全反应，滴定产物为NaAc,Ac1碱性不太弱，则
用最简式计算（P155）
c(OH )/c
K
b
c0
/
c
K
w
c0
/
c
K a
1.001014 0.05 1.8 105
5.3106
pOH 5.27
pH 4.30
3.化学计量点
加入NaOH溶液20.00mL时
c(H )/c c(OH )/c KW 107.00 pH 7.00
4.化学计量点后
加入NaOH溶液20.02mL时
c(OH ) 0.1000mol L-1 20.02mL 20.00mL 5.00105 mol L-1 20.00mL 20.02mL
pH 14.00 5.27 8.73
4）化学计量点后
加入NaOH过量后，溶液的pH由过量的NaOH决定。 加入20.02mL的NaOH后
c(OH 1) (20.02mL 20.00mL) 0.1000mol L1 5.0105 molL1 20.00mL 20.02mL
pOH 4.30 pH 14.00 4.30 9.70
c(H ) 2.001010 mol L-1 pH 9.70
氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液时,体系的pH变化
V(NaOH)/mL HCl被滴定% c(H+)
pH 0.00
0.00
0.00
1.00×10-1 1.00
18.00 19.80
90.00 99.00
5.26×10-3 2.28 5.02×10-4 3.30
2）滴定开始至化学计量点
3）化学计量点
NaOH和HAc定量完全反应，滴定产物为NaAc,Ac1碱性不太弱，则
用最简式计算（P155）
c(OH )/c
K
b
c0
/
c
K
w
c0
/
c
K a
1.001014 0.05 1.8 105
5.3106
pOH 5.27
pH 4.30
3.化学计量点
加入NaOH溶液20.00mL时
c(H )/c c(OH )/c KW 107.00 pH 7.00
4.化学计量点后
加入NaOH溶液20.02mL时
c(OH ) 0.1000mol L-1 20.02mL 20.00mL 5.00105 mol L-1 20.00mL 20.02mL
pH 14.00 5.27 8.73
4）化学计量点后
加入NaOH过量后，溶液的pH由过量的NaOH决定。 加入20.02mL的NaOH后
c(OH 1) (20.02mL 20.00mL) 0.1000mol L1 5.0105 molL1 20.00mL 20.02mL
pOH 4.30 pH 14.00 4.30 9.70
c(H ) 2.001010 mol L-1 pH 9.70
氢氧化钠溶液滴定盐酸溶液时,体系的pH变化
V(NaOH)/mL HCl被滴定% c(H+)
pH 0.00
0.00
0.00
1.00×10-1 1.00
18.00 19.80
90.00 99.00
5.26×10-3 2.28 5.02×10-4 3.30
2）滴定开始至化学计量点
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
4 滴定分析法
2I S4O6
2
指示剂：淀粉指示剂，且需在近终点时加入。原因：当溶液 中有大量碘时，易被淀粉表面吸附，影响滴定终点的判断。
3.置换碘量法（司可巴比妥钠的含量测定）
Байду номын сангаас凡标准电极电位高于
－还原，定量置换出I
0 I I 2 /2I的电对，其氧化态可用
2，置换出的I2用Na2S2O3标准溶液
[H ] K aca 1.7 10 5 0.1000 1.3 103 (mol/L)
pH=2.88 缓
滴定开始至化学计量点前：溶液组成：HAc＋NaAc （Va>Vb）
冲液
[Ac ] pH pK a lg [HAc]
化学计量点时： 溶液组成：NaAc ，（Va＝Vb） pH取决Ac-的离解
0 I 2 /2I的电对，其还原
态可用碘标准溶液直接滴定，此方法称为直接碘量法。 直接碘量法基本反应： I2(s) + 2e 2I－
2.直接碘量法滴定条件：只能在酸性、中性或弱碱性溶
液中进行。因pH>9，碘分子会发生歧化反应
3I2 +6OH－
5I－+IO－ 3+3H2O
3.指示剂：
• 淀粉指示剂→蓝色
Kw 1.0 10 14 [OH ] Kbcb cb 5.00 10 2 5.4 10 6 (mol/L) 5 Ka 1.7 10
－
pH=8.72
化学计量点后： 溶液组成：NaAc+NaOH （Vb>Va）
pOH=4.30 pH=9.70
滴定曲线变化
非水溶液滴定法
氧化还原滴定法
在非水溶液中进行的酸碱滴定法 非水溶剂：与不含水的无机溶剂指的是有机溶剂与不 含水的无机溶剂 特点：增大有机化合物的溶解度；改变物质的酸碱性； 扩大酸碱滴定应用范围。
第四章酸碱滴定曲线
酸碱滴定曲线及酸碱滴定法的应用一、填空1、滴定曲线是溶液中值随滴定剂的而变化的曲线。
2、在化学计量点前后相对误差范围内溶液PH的突变，称为滴定突跃。
3、滴定突跃范围4、滴定的突跃范围的大小与滴定剂和被滴定物的浓度有关，浓度越，突跃范围越长，可供选择的指示剂越。
5、强酸滴定强碱时化学计量点PH= ，强碱滴定弱酸化学计量点时溶液偏性，强酸滴定弱碱化学计量点时溶液偏性。
二、练习1、浓度为0.1 mol/L HAc(Ka=1.8×10-5)溶液的pH是（）A、4.87B、3.87C、2.87D、1.872、浓度为0.10 mol/LNH4Cl (Kb=1.8×10-5)溶液的pH是（）A、5.13B、4.13C、3.13D、2.133、物质的量浓度相同的下列物质的水溶液，其PH最高的是（）A.NaCLB. NH4CLC. NH4ACD. Na2CO34、用0.1000 mol·L－1HCl滴定0.1000 mol·L－1NaOH时的突跃为9.7～4.3，用0.01000 mol·L－1HCl滴定0.01000mol·L－1NaOH时的突跃范围是（）。
A. 9.7～4.3B.8.7～4.3C.9.7～5.3D.8.7～5.35、0.1000mol/L NaOH滴定0.1000mol/L HAC溶液时其PH突跃范围为（）A.4.3~9.7B. 5.3~9.7C. 7.7~9.7D. 7.7~8.76、0.1000mol/L HCL滴定0.1000mol/L NH3•H2O溶液时，其PH突跃范围为（）A.7.3~8.7B. 7.7~9.7C. 4.3~9.7D. 4.3~6.27、用0.1000mol/L HCL标准溶液滴定Na2CO3溶液时，第一步中和成NaHCO3时的化学计量点PH为（）第二个化学计量点PH为（）A.8.31B. 3.9C. 4.3D. 9.78、在分析化学实验室里常用的去离子水中，加入1—2滴酚酞，指示剂应呈现（）A.红色B. 黄色C. 无色D. 紫色9、设滴定剂和被测物浓度相近时，测定HAC 0.1mol/L，选用何种滴定剂（），何种指示剂（）A.HCLB. NaOHC. H3PO4D. KCLO4E. 甲基橙F. 酚酞G. 甲基黄H. 百里酚酞10、将甲基橙指示剂加到一无色水溶液中，溶液呈黄色，该溶液的酸碱性为（）A、中性B、碱性C、酸性D、不能确定其酸碱性11、当弱酸满足（）时，方可准确滴定。
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：
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3．了解混合指示剂作用原理，非水溶剂的分类、非水酸碱滴定法 和酸碱间接滴定法的应用。
2
◆能力要求
熟 练 掌 握 酸 碱 滴 定 液 的 配 制 、 标 定 ， 直 接 法 测 定酸碱物质含量的操作技能；熟练对酸碱滴定终 点作出判断，学会排除非水滴定水分的操作技术。
3
第一节 酸碱指示剂
第一节 酸碱指示剂 一、指示剂的变色原理和变色范围 酸碱指示剂，一般是有机弱酸或有机弱碱，这些弱酸和 弱碱与其共轭酸碱对由于结构不同，而具有不同的颜色， 当溶液的pH改变时，酸碱指示剂失去或获得质子后，其 结构发生变化，而引起颜色的变化。
]
式中，KHIn为指示剂的离解平衡常数，在一定温度 下为常数。
9
第一节 酸碱指示剂
上式可改写为
[In ] [K HIn ] [HIn] [H ]
人的肉眼对颜色分辨有一定限度，当溶液中同时存 在两种不同的颜色时，一般情况下是在两种颜色的物 质浓度相差10倍或者10倍以上时，人眼才能看到其中 浓度较大的那种物质的颜色。
12
第一节 酸碱指示剂
指示剂
百里酚蓝 甲基黄 甲基橙 溴酚蓝 溴甲酚绿 甲基红 溴百里酚 蓝 中性红 酚红 酚酞 百里酚酞
变色范围 （pH ）
1.2～2.8 2.9～4.0 3.1～4.4 3.0～4.6 3.8～5.4 4.4～6.2 6.2～7.6 6.8～8.0 6.7～8.4 8.0～10 9.4～0.6
14
第一节 酸碱指示剂
3．指示剂的用量 指示剂用量不宜过多，因为浓 度大时变色不敏锐，加之指示剂本身是弱酸或弱 碱，也要消耗部分滴定液，造成一定误差。
4．滴定程序 由浅色转为深色易被人眼辩认，因 此，指示剂变色最好由浅色变到深色。
15
第一节 酸碱指示剂
三、混合指示剂 在某些酸碱滴定中，pH突跃范围很窄，使用一般指示
1
◆知识要求
1．掌握强酸与强碱相互滴定、一元弱酸（碱）滴定和非水溶液的 酸碱滴定的基本原理、滴定条件及酸碱指示剂的选择原则，熟 练掌握酸碱滴定液的配制与标定方法和直接滴定法的应用。
2．熟悉酸碱指示剂的变色原理、变色范围及常用酸碱指示剂的性 质和多元酸（碱）的滴定条件及指示剂的选择。理解返滴定法 和测定混合碱含量的原理，熟悉非水酸碱滴定法测定有机酸的 碱金属盐和有机酸的氢卤酸盐的应用。
用量/（滴 /10ml溶液）
1～2 1 1 1 1 1 1 1 1 1～3 1～2
13
第一节 酸碱指示剂
二、影响指示剂变色范围的因素 1．温度 指示剂的变色范围与KHIn有关，KHIn与
温度有关，温度的改变，指示剂的变色范围也随 之改变。因此滴定应在室温下进行。 2．溶剂 指示剂在不同溶剂中pKHIn不同，故变色 范围不同。
剂不能准确判断终点，此时应改用混合指示剂。混合 指示剂具有变色范围窄，变色敏锐的特点。混合指示 剂有两种方法配制，一种是在某种指示剂中加入一种 惰性染料。另一种配制方法是用两种或两种以上的指 示剂按一定比例混合而成。
16
第二节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
第二节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择 酸碱滴定反应的化学计量点，是通过酸碱指示
4
第一节 酸碱指示剂
例如，酚酞指示剂为有机弱酸，在水溶液中有下列离 解平衡：
HIn
酸式 ( 无色 )
H+ + In-
碱式 (红色)
5
第一节 酸碱指示剂
课堂互动 酸碱指示剂的变色与溶液的pH有关。是 否溶液pH稍有变化或任意改变，都能引 起指示剂的颜色变化呢？
6
第一节 酸碱指示剂
课堂演示实践 请一位同学在装有HCl溶液的小烧杯中，滴加1滴酚 酞指示剂显无色，再向该烧杯中滴加NaOH溶液数 滴，溶液颜色显红色，再继续滴加NaOH溶液观察 溶液的颜色变化，以此说明酚酞指示剂颜色变化与 溶液pH的关系。
10
第一节 酸碱指示剂
理论变色点 pH = pKHIn 指示剂的变色范围 pH = pKHIn±1
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第一节 酸碱指示剂
在一定温度下不同指示剂的pKHIn不同，所以各 指示剂的变色范围也不同。根据理论推算，其为 两个pH单位。但实验测得的指示剂的变色范围 并不都是两个pH单位，而是略有上下，这是由 于人的眼睛对各种颜色的敏感程度不一样，加上 两种颜色相互掩盖，所以实际变色范围与理论值 存在有一定差别。
7
第一节 酸碱指示剂
从实践可知，并不是溶液pH稍有变化或任意改 变，都能引起指示剂的颜色变化，因此，必须了 解指示剂的颜色变化与溶液pH变化之间的数量关 系。现以弱酸型指示剂为例讨论酸碱指示剂变色 的pH范围。
8
第一节 酸碱指示剂
例如：
HIn
H+ + In
K HIn
[H ][In
HIn
表4-1 常用的酸碱指示剂
颜色
酸色 碱色
红黄 红黄 红黄 黄紫 黄蓝 红黄 In 浓 度
1.65 0.1%的20%乙醇溶液 3.25 0.1%的90%乙醇溶液 3.45 0.05%的水溶液 4.10 0.1%的+20%乙醇溶液或其钠盐的水溶液 4.90 0.1%的乙醇溶液 5.10 0.1%的60%乙醇溶液或其钠盐的水溶液 7.30 0.1%的20%乙醇溶液或其钠盐的水溶液 7.40 0.1%的60%乙醇溶液 8.00 0.1%的60%乙醇溶液或其钠盐的水溶液 9.10 0.5%的90%乙醇溶液 10.0 0.1%的90%乙醇溶液
剂的颜色变化指示的，指示剂颜色的变化又决定 于溶液的pH。因此，要选择合适的指示剂，就必 须了解滴定过程中尤其是在计量点附近内溶液的 pH变化情况，为此引入酸碱滴定曲线。
17
第二节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
一、一元酸（碱）的滴定 （一）强酸与强碱的滴定
◆学习目的
通过学习酸碱指示剂的变色原理、变色范围，各种 不同类型酸碱滴定曲线的特点及滴定条件，非水溶 液酸碱滴定法的特点及条件等有关知识，理解酸碱 滴定法的特点及规律，达到学会正确选择溶剂、指 示剂及其滴定方式的目的。通过学习“滴定突跃” ，培养学生树立“量变到质变”辨证唯物主义科学 观，加深对“准确量”概念的认识，为学习后续各 种滴定分析方法和学习药物分析、药物分离检测技 术等专业课程打下基础。
2
◆能力要求
熟 练 掌 握 酸 碱 滴 定 液 的 配 制 、 标 定 ， 直 接 法 测 定酸碱物质含量的操作技能；熟练对酸碱滴定终 点作出判断，学会排除非水滴定水分的操作技术。
3
第一节 酸碱指示剂
第一节 酸碱指示剂 一、指示剂的变色原理和变色范围 酸碱指示剂，一般是有机弱酸或有机弱碱，这些弱酸和 弱碱与其共轭酸碱对由于结构不同，而具有不同的颜色， 当溶液的pH改变时，酸碱指示剂失去或获得质子后，其 结构发生变化，而引起颜色的变化。
]
式中，KHIn为指示剂的离解平衡常数，在一定温度 下为常数。
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第一节 酸碱指示剂
上式可改写为
[In ] [K HIn ] [HIn] [H ]
人的肉眼对颜色分辨有一定限度，当溶液中同时存 在两种不同的颜色时，一般情况下是在两种颜色的物 质浓度相差10倍或者10倍以上时，人眼才能看到其中 浓度较大的那种物质的颜色。
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第一节 酸碱指示剂
指示剂
百里酚蓝 甲基黄 甲基橙 溴酚蓝 溴甲酚绿 甲基红 溴百里酚 蓝 中性红 酚红 酚酞 百里酚酞
变色范围 （pH ）
1.2～2.8 2.9～4.0 3.1～4.4 3.0～4.6 3.8～5.4 4.4～6.2 6.2～7.6 6.8～8.0 6.7～8.4 8.0～10 9.4～0.6
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第一节 酸碱指示剂
3．指示剂的用量 指示剂用量不宜过多，因为浓 度大时变色不敏锐，加之指示剂本身是弱酸或弱 碱，也要消耗部分滴定液，造成一定误差。
4．滴定程序 由浅色转为深色易被人眼辩认，因 此，指示剂变色最好由浅色变到深色。
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第一节 酸碱指示剂
三、混合指示剂 在某些酸碱滴定中，pH突跃范围很窄，使用一般指示
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◆知识要求
1．掌握强酸与强碱相互滴定、一元弱酸（碱）滴定和非水溶液的 酸碱滴定的基本原理、滴定条件及酸碱指示剂的选择原则，熟 练掌握酸碱滴定液的配制与标定方法和直接滴定法的应用。
2．熟悉酸碱指示剂的变色原理、变色范围及常用酸碱指示剂的性 质和多元酸（碱）的滴定条件及指示剂的选择。理解返滴定法 和测定混合碱含量的原理，熟悉非水酸碱滴定法测定有机酸的 碱金属盐和有机酸的氢卤酸盐的应用。
用量/（滴 /10ml溶液）
1～2 1 1 1 1 1 1 1 1 1～3 1～2
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第一节 酸碱指示剂
二、影响指示剂变色范围的因素 1．温度 指示剂的变色范围与KHIn有关，KHIn与
温度有关，温度的改变，指示剂的变色范围也随 之改变。因此滴定应在室温下进行。 2．溶剂 指示剂在不同溶剂中pKHIn不同，故变色 范围不同。
剂不能准确判断终点，此时应改用混合指示剂。混合 指示剂具有变色范围窄，变色敏锐的特点。混合指示 剂有两种方法配制，一种是在某种指示剂中加入一种 惰性染料。另一种配制方法是用两种或两种以上的指 示剂按一定比例混合而成。
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第二节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
第二节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择 酸碱滴定反应的化学计量点，是通过酸碱指示
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第一节 酸碱指示剂
例如，酚酞指示剂为有机弱酸，在水溶液中有下列离 解平衡：
HIn
酸式 ( 无色 )
H+ + In-
碱式 (红色)
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第一节 酸碱指示剂
课堂互动 酸碱指示剂的变色与溶液的pH有关。是 否溶液pH稍有变化或任意改变，都能引 起指示剂的颜色变化呢？
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第一节 酸碱指示剂
课堂演示实践 请一位同学在装有HCl溶液的小烧杯中，滴加1滴酚 酞指示剂显无色，再向该烧杯中滴加NaOH溶液数 滴，溶液颜色显红色，再继续滴加NaOH溶液观察 溶液的颜色变化，以此说明酚酞指示剂颜色变化与 溶液pH的关系。
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第一节 酸碱指示剂
理论变色点 pH = pKHIn 指示剂的变色范围 pH = pKHIn±1
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第一节 酸碱指示剂
在一定温度下不同指示剂的pKHIn不同，所以各 指示剂的变色范围也不同。根据理论推算，其为 两个pH单位。但实验测得的指示剂的变色范围 并不都是两个pH单位，而是略有上下，这是由 于人的眼睛对各种颜色的敏感程度不一样，加上 两种颜色相互掩盖，所以实际变色范围与理论值 存在有一定差别。
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第一节 酸碱指示剂
从实践可知，并不是溶液pH稍有变化或任意改 变，都能引起指示剂的颜色变化，因此，必须了 解指示剂的颜色变化与溶液pH变化之间的数量关 系。现以弱酸型指示剂为例讨论酸碱指示剂变色 的pH范围。
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第一节 酸碱指示剂
例如：
HIn
H+ + In
K HIn
[H ][In
HIn
表4-1 常用的酸碱指示剂
颜色
酸色 碱色
红黄 红黄 红黄 黄紫 黄蓝 红黄 In 浓 度
1.65 0.1%的20%乙醇溶液 3.25 0.1%的90%乙醇溶液 3.45 0.05%的水溶液 4.10 0.1%的+20%乙醇溶液或其钠盐的水溶液 4.90 0.1%的乙醇溶液 5.10 0.1%的60%乙醇溶液或其钠盐的水溶液 7.30 0.1%的20%乙醇溶液或其钠盐的水溶液 7.40 0.1%的60%乙醇溶液 8.00 0.1%的60%乙醇溶液或其钠盐的水溶液 9.10 0.5%的90%乙醇溶液 10.0 0.1%的90%乙醇溶液
剂的颜色变化指示的，指示剂颜色的变化又决定 于溶液的pH。因此，要选择合适的指示剂，就必 须了解滴定过程中尤其是在计量点附近内溶液的 pH变化情况，为此引入酸碱滴定曲线。
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第二节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
一、一元酸（碱）的滴定 （一）强酸与强碱的滴定
◆学习目的
通过学习酸碱指示剂的变色原理、变色范围，各种 不同类型酸碱滴定曲线的特点及滴定条件，非水溶 液酸碱滴定法的特点及条件等有关知识，理解酸碱 滴定法的特点及规律，达到学会正确选择溶剂、指 示剂及其滴定方式的目的。通过学习“滴定突跃” ，培养学生树立“量变到质变”辨证唯物主义科学 观，加深对“准确量”概念的认识，为学习后续各 种滴定分析方法和学习药物分析、药物分离检测技 术等专业课程打下基础。