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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

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

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

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

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

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。

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：

高中化学各种酸碱中和滴定曲线图的认识与应用

高中化学各种酸碱中和滴定曲线图的认识与应用1.滴定曲线的认识与应用酸碱中和滴定曲线图是以所滴入的酸或碱溶液的体积为横坐标、以中和反应后溶液的pH为纵坐标体现中和滴定过程的曲线图。

强酸与强碱互相滴定的曲线图，前半部分与后半部分形状变化不大，但中间突跃大(即酸或碱溶液一滴之差，溶液pH变化大，出现突变)。

a.分析强酸与强碱互相滴定时的离子浓度大小，只要关注水的电离平衡即可，没有其它平衡影响。

强酸滴定弱碱或强碱滴定弱酸的曲线图，突跃小，较平缓；强酸滴定弱碱的起点低(因弱碱pH相对较小)，前半部分形状有差异；强碱滴弱酸的起点高(因弱酸pH相对较大)，前半部分形状有差异。

b.分析强碱滴定弱酸或强酸滴定弱碱时的离子浓度大小，不仅要考虑生成盐的水解平衡，而且还要考虑过量弱酸或弱碱的电离平衡与水的电离平衡。

指示剂选择的原则：指示剂的选择不但要考虑变色明显、灵敏，而且要选择指示剂的变色范围与滴定时pH突跃范围相吻合，这样就能准确指示到达滴定终点(即酸碱恰好中和时的pH)。

强酸强碱互相滴定曲线图的应用例1．下图曲线a和b是盐酸与氢氧化钠的相互滴定的滴定曲线，下列叙述正确的是()A．盐酸的物质的量浓度为1.0mol·L-1B．P点时反应恰好完全，溶液呈中性C．曲线a是盐酸滴定氢氧化钠的滴定曲线D．酚酞不能用作本实验的指示剂解析:认识滴定曲线图是解题的关键，强酸与强碱相互滴定突跃大，且恰好中和时溶液pH=7，故酚酞、甲基橙均可作指示剂。

识图：滴定前pH=1，c(HCl)=0.1mol·L-1，pH=13，c(NaOH)=0.1mol·L-1。

显然a曲线为NaOH溶液滴定盐酸的曲线，曲线b为盐酸滴定NaOH溶液的曲线，P点表示盐酸与氢氧化钠恰好完全中和，溶液呈中性，唯B正确。

例2．298K时，在20.0mL0.10mol·L-1氨水中滴入0.10mol·L-1的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示。

酸碱滴定曲线


例如，盐酸与氨在水溶液中的反应 HCl + H2O
NH3 + H3O+
H3O+ +ClNH4+ + H2O
总式 HCl + NH3
NH4+ + Cl-
酸碱反应实际上是两个共轭酸碱对之间的质 子的传递反应，其通式为：
酸1 碱2 酸2 碱1

其中酸 1 与碱 1 为共轭酸碱对；酸 2 与碱 2 为共 轭酸碱对。
第五章
酸碱滴定法
§1概述 §2水溶液中的酸碱平衡 §3酸碱指示剂 §4酸碱滴定法的基本原理 §5滴定终点误差 §6应用与示例
§1 概述
酸碱滴定法（acid-base titration） : 以质子 传递反应为基础的滴定分析法，是滴定分析 中最重要的方法之一。 应用的对象：一般酸、碱以及能与酸、碱直 接或间接发生质子转移反应的物质
（二）一元酸碱溶液pH计算
一元酸(HA)溶液的质子条件式是： c(H+) =c (A-) +c (OH-) 设酸浓度为Ca。若HA为强酸，则c(A-)的分布系 数δA- =1， c(A-) = Ca，而c(OH-)=KW/c(H+)，代 入质子条件式有：
cH


KW Ca c( H )
Ac

ce ( Ac ) ce ( Ac ) Ka 1 c ( HAc ) cHAc ce ( Ac ) ce ( HAc) 1 e c( H ) K a ce ( Ac )
HAc
ce ( HAc) ce ( HAc) c( HAc) ce ( Ac ) ce ( HAc)
HA A H
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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
11
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。
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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。