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强碱滴定强酸滴定曲线

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强碱滴定弱酸和强酸滴定弱碱知识讲解

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]

分析化学1-4酸碱滴定(4.3-4.5)

分析化学1-4酸碱滴定(4.3-4.5)
PH=3.30-10.70
选三种指示剂
2、0.1000mol\L(Ca,Cb)
PH=4.30-9.70
选三种指示剂
3、0.01000mol\L(Ca,Cb)
PH=5.30-8.70
不能选甲基橙
二、强碱（酸）滴定一元弱酸（碱）
（用NaOH滴定甲酸 乙酸 乳酸等）
滴定反应： 滴定常数：
Kt
A H O H K OH HA H Kw
——①（KHIn为指示剂
溶液的颜色，由[In- ] ∕[HIn]的比值决定， 而比值随[H+]的变化而变化。
的离解常数）
K HIn [ In ] [H ] [ HIn ]
①当
[ In ] 1 [ HIn ] 10
时，HIn 的颜色
pH≤pKHIn - 1
K HIn 1 [H ] 10 pK HIn pH 1
2. 滴定开始至化学计量点前（Va>Vb）: 溶液的酸度由剩余HCl的量决定。 ( Va Vb ) Ca [H ] Va Vb ①当滴入18.00 mL时
(20 .00 18 .00) 0.1000 3 1 [H ] 5.26 10 mol L 20 .00 18.00 pH 2.28
当滴入Vb=19.98ml时
19.98 PH 4.74 lg 7.74 20.00 19.98
3 化学计量点时（Vb=Va）：为NaAc的溶液
4.3
酸碱缓冲溶液
一、缓冲溶液的定义： 缓冲溶液是一种对酸度具有稳定作用 的溶液。能抵抗外加少量酸、碱或适度 稀释，而本身pH值不发生显著变化的溶 液叫缓冲溶液。
二、缓冲容量：
任何缓冲溶液的缓冲能力都有一定的限度。

滴定曲线的名词解释

滴定曲线的名词解释

滴定曲线的名词解释滴定曲线是化学实验中常见的一种图形表示方法，通过在一定条件下对反应物溶液中滴加一定量的滴定液，以确定它们的化学反应的终点。

滴定曲线由滴定剂的体积和pH值（或其他反应指标）之间的关系绘制而成。

滴定是一种定量分析方法，用于测量溶液中存在的某个成分的浓度或化合物的含量。

在滴定过程中，通常选择一种强酸和强碱之间的酸碱滴定，或者选择氧氧化还原反应进行。

滴定的基本原理是通过滴加定量的滴定液使得滴定反应完全进行，然后测量所需的滴定液的体积，从而计算出待测物的浓度。

滴定曲线是实验中所得数据的图形表示，它反映了溶液中pH值（或其他指标）与滴定剂体积之间的关系。

其形状可以根据具体的滴定反应而有所不同。

一般来说，滴定曲线可以分为三个阶段：初始阶段、平坦阶段和终点附近的变化阶段。

在滴定曲线的初始阶段中，滴定液的体积增加较慢，并且反应物浓度对pH值（或其他反应指标）有较小的影响。

这是因为在这个阶段中，滴定液的体积较小，相对于溶液中的反应物浓度来说，滴定液的影响较小。

随着滴定曲线进入平坦阶段，滴定液的体积增加速度加快，并且pH值（或其他反应指标）逐渐发生明显变化。

在这个阶段中，滴定液的体积足够大，使得反应物的浓度相对较低，从而使得滴定剂对pH值产生显著影响。

最后，滴定曲线进入终点附近的变化阶段。

在这个阶段中，滴定液的体积继续增加，但是pH值（或其他反应指标）的变化较小。

这是因为终点附近的滴定反应已经接近平衡，所以加入滴定液的数量对反应的影响相对较小。

滴定曲线的形状和特征很大程度上取决于所选用的滴定反应和指示剂。

指示剂是一种能够在滴定过程中通过颜色变化来指示滴定终点的物质。

常用的指示剂包括苯酚红、溴噻素蓝等。

不同的指示剂适用于不同的滴定反应，并且对应的滴定曲线特征也不同。

总之，滴定曲线是一种反映滴定反应进程的图形表示方法，它通过滴定剂的体积和pH值（或其他反应指标）之间的关系来说明反应的进行情况。

滴定曲线的形状和特征取决于滴定反应和指示剂的选择，而且在实际操作中也需要掌握滴定终点的判断和准确测量滴定液体积的技巧。

酸碱中和反应的中和曲线分析

酸碱中和反应的中和曲线分析

酸碱中和反应的中和曲线分析酸碱中和反应是化学中常见的一种类型反应，它涉及溶液中酸和碱的中和过程。

酸碱中和反应中的中和曲线是描述反应过程中溶液pH变化的曲线，它对于确定反应终点、判断酸碱滴定时的等当点以及溶液中酸碱浓度关系的研究具有重要意义。

本文将对酸碱中和反应的中和曲线进行分析。

酸碱中和反应的中和曲线常见于酸碱滴定实验中。

酸碱滴定实验是一种通过滴定法测定溶液中酸碱浓度的常用方法，而滴定过程中的中和曲线则可以帮助实验人员确定滴定反应达到等当点。

中和曲线的形状取决于所滴定的酸碱的性质以及它们的浓度，常见的曲线形状有以下几种：1. 强酸强碱中和曲线：在强酸强碱中和反应中，当滴定强酸和强碱时，中和曲线呈现S 形。

这是因为在强酸和强碱的反应过程中，初始时溶液呈酸性，随着滴定剂的加入，溶液的pH逐渐增加，直到等当点。

在等当点之后，滴定剂的过量使溶液的pH值继续上升。

2. 弱酸强碱中和曲线：在弱酸强碱中和反应中，中和曲线也呈现S形，但相对于强酸强碱反应，曲线的斜率较小。

这是因为弱酸的酸性较弱，需要更多的滴定剂来中和。

当滴定到等当点时，溶液由酸性转变为碱性，pH值快速上升，但斜率较之前较为平缓。

3. 强酸弱碱中和曲线：在强酸弱碱中和反应中，中和曲线也呈现S形。

但由于弱碱的碱性较弱，需要更多的滴定剂来完成中和过程。

当滴定剂与弱碱发生反应时，溶液的pH值逐渐下降，直到等当点出现。

在等当点之后，滴定剂的过量使溶液的pH值继续下降。

4. 弱酸弱碱中和曲线：在弱酸弱碱中和反应中，中和曲线呈现较为平缓的曲线。

这是因为弱酸与弱碱的中和反应相对较慢，等当点出现之前溶液的pH值变化较小。

在等当点之后，会出现酸碱度变化较大的情况。

中和曲线的分析对于酸碱滴定实验的结果判断和溶液酸碱浓度关系的研究具有重要意义。

通过对中和曲线的形状和曲线的斜率变化进行观察和分析，可以确定滴定等当点的位置，从而准确测定酸碱溶液的浓度。

此外，中和曲线的研究还可以揭示酸碱中和反应的机理和动力学过程。

第三节 酸碱滴定曲线及指示剂的选择

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

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。

☆第五章 酸碱滴定法3

P MO
+
(pKb = 8.87) 指示剂? 指示剂 PP
3. 有机含氮化合物中氮的测定(蒸馏法 有机含氮化合物中氮的测定 蒸馏法) 蒸馏法
NaOH MR MO HCl
MR
(凯氏定氮法)
4. 硼酸 3BO3)的测定 硼酸(H 的测定
硼酸是极弱酸(pKa=9.24)不能用标准碱直接滴定， 硼酸是极弱酸 不能用标准碱直接滴定， 不能用标准碱直接滴定 但能与多元醇作用生成酸性较强的络合酸 (pKa=4.26)，可用标准碱溶液直接滴定，化学计量 ，可用标准碱溶液直接滴定， 点的pH值在 左右 点的 值在9左右。用酚酞等碱性指示剂指示终点。 值在 左右。
cv c0 v0 Et = × 100%，经公式推导得： c0 v0 Et = （ [OH ]ep [ H + ]ep c HA，ep
+
δ HA，ep） 100%， ×
其中，δ HA，ep =
[ H + ]ep [ H ]ep + K a
根据终点误差公式可以计算弱酸滴定的终点误差， 根据终点误差公式可以计算弱酸滴定的终点误差 ， 评价 结果的准确度；可对弱酸能否进行直接滴定作出判断。 结果的准确度；可对弱酸能否进行直接滴定作出判断。 例题: 1000mol/L NaOH标准溶液滴定相同浓度的 标准溶液滴定相同浓度的HAc 例题: 以0.1000mol/L NaOH标准溶液滴定相同浓度的HAc 。（ΔpH=±0.3，KＨAc＝1.8×10－5)，计算终点误差 ΔpH=± 解：先求Kt，Kt=Ka/Kw=1.8×109， 先求 × 已知:ΔpH=± 已知:ΔpH=±0.3(最大pH差0.6)；终点误差为: 最大pH差 pH
NaOH
H
H H

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：

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
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强碱滴定强酸滴定曲线
教学要点：酸碱滴定曲线
强碱滴定强酸的滴定曲线 突跃范围与酸碱浓度的关系
（一）酸碱滴定曲线
在酸碱滴定中，必须选择合适的指示剂，使滴定终点与计量点尽量吻合。

为此，应当了解滴定过程中尤其是在计量点前后溶液pH 值的变化情况。

以滴定过程中混合溶液的pH 为纵坐标，以所加入的酸碱标准溶液的量为横坐标，所绘制的关系曲线称为酸碱滴定曲线。

酸碱强度不同，酸碱滴定曲线也不同。

（二）强碱滴定强酸的滴定曲线
以0.1000mol·L -1NaOH 滴定0.1000mol·L -1HCl 20.00ml 为例说明 ①滴定前：溶液的pH 值取决于HCl 的初始浓度
[H +]＝0.1000，pH ＝1.00
②滴定开始至计量点以前：溶液的酸度取决于剩余HCl 的浓度。

当滴入NaOH 溶液19.98ml （即即滴定误差为-0.1%）时，溶液的[H +]为
[H +]＝
0.10000.02
20.0019.98
⨯+＝5×l0-5，pH ＝4.3
③化学计量点时：滴入的20.00mL NaOH 与20.00mL HCl 恰好完全反应，溶液组成为NaCl 水溶液，呈中性。

[H +]＝[OH -]＝1.00×l0-7，pH ＝7.00
④计量点以后：溶液的组成为NaCl 与NaOH 混合溶液, 溶液pH 取决于过量的NaOH 。

当滴入NaOH 溶液20.02m1（即滴定误差为0.1%）时，溶液中的[OH -]为
[OH -]＝0.100 00.0220.0020.02
⨯+＝5×l0-5 ， pOH ＝4.3，pH ＝9.7
按上述方法计算出的溶液pH 值，列于下表中。

表3 0.1000mol·L -1NaOH 滴定0.1000mol·L -1HCl pH 值的变化
NaOH 的加入/mL
滴定百分数
HCl 的剩余量/mL
过量NaOH/mL
pH 0.00 0.00 20.00 1.00 19.80
99.00
0.20
3.30
19.96 99.80 0.04 0.02 4.00 19.98 99.90 0.02 0.04 4.3 20.00 100.0 0.00 0.20 7.00 20.02 100.1 2.00 9.7 20.04 100.2 20.00 10.00 20.20 101.0 10.70 22.00 110.0 11.70 40.00
200.0
12.50
酸碱滴定曲线如图1所示。

由表3和图1可知：
①NaOH 从0～19.98mL ，pH 从1.0增加到4.3，△pH=3.3，不显著，曲线较平坦。

②在理论终点附近，NaOH 从19.98～20.02mL ，pH 从4.3增加到9.7，△pH=5.4，变化了5.4个pH 单位。

这种pH 值的急剧改变，称为滴定突跃，简称突跃。

滴定误差从-0.1%到+0.1%滴定曲线的pH 范围，称为滴定突跃范围，简称突跃范围。

③理论终点以后，溶液pH 值的变化比较缓慢，曲线后段又转为平坦
上述滴定的突跃范围：4.3～9.7。

强酸滴定强碱，如0.1000 mol·L -1HCl 滴定0.1000 mol·L -1NaOH 溶液20.00mL ，滴定过程中pH 值的变化规律与上述相似，滴定曲线的形状与强碱滴定强酸正好相反。

（三） 突跃范围与酸碱浓度的关系
突跃范围的大小，与滴定剂和试样浓度有关。

例如，分别用1.000mol·L -1、0.1000 mol·L -1、0.01000mol·L -1 NaOH ，滴定相应浓度的HCl ，所得突跃范围分别为pH3.3～l0.7、4.3～9.7和5.3～8.7，如图3所示。

酸碱浓度降低10倍时，突跃范围将减少2个pH 单位。

例如，用0.01000mol·L -1强碱滴定0.01000mol·L -1强酸时，突跃范围为pH5.3～8.7，就不能用甲
图1 0.1000 mol·L -1NaOH 滴定20.00ml 0.1000
mol·L -1HCl 的滴定曲线
基橙作指示剂。

当酸和碱的浓度低于10-4mol·L-1时，已没有明显的滴定突跃，无法选择指示剂进行滴定。

因此测定时，不宜使用浓度太小的标准溶液。

标准溶液浓度也不能太高，浓度过虽然有利于指示剂的选择，但每滴溶液中所含标准物质的量较多，在化学计量点附近多加或少加半滴标准溶液，引起的误差就较大。

通常标准溶液和样品的浓度应控制在0.01～1mol·L-1之间。