酸鹼中和滴定
1.中和滴定的概念及原理
(1)概念：用已知物質的量濃度的酸（或鹼）來測定未知物質的量濃度的鹼（或酸）的方法。
(2)實質：中和反應。
(3)原理：由於酸、鹼發生中和反應時，反應物間按一定的物質的量之比進行，基於此，可用滴定的方法確定未知酸或鹼的濃度。
對於反應： ha + boh====ba+h2o
1mol 1mol
c(ha).v(ha) c(boh).v(boh)
即可得 c(ha).v(ha)=== c(boh).v(boh)
（4)關鍵： ①準確測定兩種反應物的溶液體積
②確保標準液、待測液濃度的準確
③滴定終點的準確判定（包括指示劑的合理選用）
2．中和滴定所用儀器酸式滴定管、鹼式滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等
3．試劑：
標準液、待測液、指示劑；指示劑的作用：通過指示劑的顏色變化來確定滴定終點。
指示劑的選擇：變色要靈敏、明顯，一般強酸滴定強鹼用甲基橙，強鹼滴定強酸用酚酞。
4.指示劑的選擇
（1）滴定曲線
請看兩個例項
例項1：用0.10mol/l naoh溶液滴定0.10mol/l hcl溶液20.00ml
例項2：用0.01mol/l naoh滴定20ml 0.10mol/l ch3cooh溶液
由上表資料可看出：在滴定接近終點時，少加或多加0.02ml naoh溶液，即一滴之差造成的誤差在允許範圍內，但ph值出現突變，因此選擇指示劑時，應選擇變色範圍與滴定時ph值突躍範圍相吻合的指示劑。
現將幾種典型的滴定曲線畫出如下圖。
（2）終點判斷：（滴入最後一滴，溶液變色後，半分鐘內不復原）
①酸鹼滴定過程中，溶液的ph發生了很大的變化。若用標準的強酸溶液滴定未知濃度的強鹼溶液，則反應開始時溶液的ph很大，隨著強酸的滴入，溶液的ph逐漸減小；當二者恰好中和時溶液的ph為7；當酸過量一滴時，溶液立即變為酸性。若用強鹼滴定強酸則恰恰相反。
②根據滴定過程中的ph變化及酸鹼指示劑在酸性或鹼性溶液中的顏色變化，只要選擇合適的指示劑，即可準確判斷中和反應是否恰好進行。在實驗室裡選用的指示劑一般為酚酞，當用酸滴定鹼時，恰好中和時顏色由紅色剛好褪去；當用鹼滴定酸時，恰好中和時顏色由無色變為淺紅色。
由滴定曲線可知：
（1）滴定時選用的指示劑一般有酚酞和甲基橙，石蕊試液由於變色不明顯，在滴定時不宜使用。
指示劑的顏色變化要靈敏，變色範圍最好接近等當點(化學計量點)。
（2）強酸和強鹼中和滴定時，可選用酚酞或甲基橙；
（3）強酸和弱鹼中和滴定時，可選用甲基橙(生成的鹽水解呈酸性，甲基橙的變色範圍為3.1～4.4，落在酸性範圍之內)；
（4）弱酸和強鹼中和滴定時，可選用酚酞(生成的鹽水解呈鹼性，酚酞的變色範圍為8～10，落在鹼性範圍內)。因為在滴定終點時淺色變成深色更易於觀察，因此，鹼滴定酸宜用酚酞作指示劑，酸滴定鹼宜用甲基橙作指示劑。
（5）需要指出的是滴定所用指示劑的用量一般為2滴，不能太多或太少。因為酸鹼指示劑屬有機酸或有機鹼，指示劑也參與反應，在變色過程中消耗標準溶液。若指示劑用量太多，則消耗掉的標準溶液也有所增多，會導致誤差；若指示劑用量太少，其顏色變化不明顯，致使終點提前或延遲，使實驗誤差增大。
5.中和滴定實驗主要儀器的使用
①中和滴定中使用的滴定管分酸式和鹼式兩種，使用時不能混用。酸式滴定管還可用於盛其他酸性或具有強氧化性的物質，鹼式滴定管還能用於盛裝其他鹼性物質。
②中和滴定中有關儀器的洗滌，滴定管在使用前經檢查後要進行洗滌，須先用自來水洗（必要時用特殊試劑洗）再用蒸餾水洗，然後再用待盛液潤洗2～3次。但錐形瓶用蒸餾水洗淨後不能再用待盛液潤洗，否則將會引起誤差。
③要注意滴定管的刻度，0刻度在上，往下越來越大，全部容積大於它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，也不得一次滴定使用兩滴定管酸（或鹼），也不得中途向滴定管中新增。
6．中和滴定的操作（以標準鹽酸滴定naoh為例）
ⅰ、滴定前的準備：查漏、洗滌、潤洗、充液（趕氣泡）調液面、讀數。
（1）滴定管：
①檢驗酸式滴定管是否漏水 ②洗滌滴定管後要用標準液洗滌2~3次，並排除管尖嘴處的氣泡
③注入標準液至「0」刻度上方2~3cm處 ④將液面調節到「0」刻度（或「0」刻度以下某一刻度）
（2）錐形瓶：只用蒸餾水洗滌，不能用待測液潤洗
ⅱ、滴定：移液、滴加指示劑、滴定至終點、讀數。
①用鹼式滴定管取一定體積的待測液於錐形瓶中，滴入1~2滴指示劑
②用左手握活塞旋轉開關，右手不斷旋轉振盪錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液顏色變化至橙色或粉紅色出現，記下刻度。
ⅲ、計算：每個樣品滴定2~3次，取平均值求出結果。
ⅳ、注意點：
①滴速：先快後慢，當接近終點時，應一滴一搖
②終點判斷：當最後一滴剛好使指示劑顏色發生明顯的改變而且半分鐘內不恢復原來的顏色，即為滴定終點。
7．中和滴定的誤差分析
原理：滴定待測液的濃度時，消耗標準溶液多，則結果偏高；消耗標準溶液少，則結果偏低。從計算式分析，當酸與鹼恰好中和時，有關係式：
c（標）·v（標）·n（標）=c（待）·v（待）·n（待）（c、v、n分別表示溶液物質的量濃度，溶液體積，酸或鹼的元數）。故c（待）=，由於 c（標）、n（標）、v（待）、n（待）均為定值，所以c（待）的大小取決於v（標）的大小，v（標）大，則c（待）大，v（標）小，則c（待）小。
8．中和滴定過程中的ph變化和滴定終點的判斷
9.中和滴定實驗中的誤差因素
以一元酸和一元鹼的中的滴定為例
因c標、v定分別代表標準液濃度、所取待測液體積，均為定值，代入上式計算。
但是實際中c標、v定都可能引起誤差，一般可把各因素引起的誤差轉嫁到v讀上，若
v讀偏大，則測定結果偏大；若v讀偏小，則測定結果偏小，故通過分析v讀的變化情況，可分析滴定的誤差。
引起誤差可能因素有以下幾種：
酸鹼中和滴定實驗中的誤差因素主要來自以下6個方面。
（一）儀器潤洗不當
1.盛標準液的滴定管用蒸餾水洗滌後未用標準液潤洗。
分析：這時標準液的實際濃度變小了，所以會使其用量有所增加，導致c待測液（物質的量濃度）的測定值偏大。
2.盛待測液的滴定管或移液管用蒸餾水洗滌後未用待測液潤洗。
分析：這時實際所取待測液的總物質的量變少了，所以會使標準液的用量減少，導致c待測液的測定值偏少。
3.錐形瓶用蒸餾水洗滌後再用待測液潤洗。
分析：這時待測液的實際總量變多了，使標準液的用量增加，導致c待測液的測定值偏大。
（二）讀數方法有誤視（讀數）
10（刻度直視）
注意：①滴定管中液體讀數時精確到0.01ml
②一般需滴定2-3次，取其平均值
1.滴定前仰視，滴定後俯視。
分析：由圖1可知：
仰視時：觀察液面低於實際液面。
俯視時：觀察液面高於實際液面。
所以滴前仰視v前液偏大，滴後俯視v後測偏小。這樣v標準液（v標=v後測－v前測）的值就偏小，導致c待測液偏小。
2.滴定前俯視，滴定後仰視
分析：同理推知v標準液偏大，c待測液偏大。
（三）操作出現問題
1.盛標準液的滴定管漏液。
分析：這樣會增加標準液的實際用量，致使c待測液的測定值偏大。
2.盛待測液的滴定管滴前尖嘴部分有氣泡，終了無氣泡（或前無氣泡後有氣泡）。
分析：對於氣泡的前有後無，會把v標準液的值讀大，致使c待測液的值偏大。反之亦反。
3.振盪錐形瓶時，不小心將待測液濺出。
分析：這樣會使待測液的總量變少，從而標準液的用量也減少，致使c待測液的值偏小。
4.滴定過程中，將標準液滴到錐形瓶外。
分析：這樣會增加標準液的用量，使c待測液的值偏大。
5.移液時，將移液管（無「吹」字）尖嘴處的殘液吹入錐形瓶中。
分析：這樣會使待測液的總量變多，從而增加標準液的用量，致使c待測液的值偏大。
6.快速滴定後立即讀數。
分析：快速滴定會造成：當已達終點時，尚有一些標準液附著於滴定管內壁，而此時立即讀數，勢必造成標準液過量，而導致c待測液的值偏大。
（四）指示劑選擇欠妥
1.用強酸滴定弱鹼，指示劑選用酚酞。
分析：由於滴定終點溶液呈酸性，選用酚酞勢必造成酸的用量減少，從而導致c待測液的測定值偏小。
2.用強鹼滴定弱酸，指示劑選用甲基橙。
分析：同樣，由於終點時溶液呈鹼性，選用甲基橙也勢必造成鹼的用量減少，從而致使c弱酸的測定值偏小。
（注：①強酸滴定弱鹼，必選甲基橙；②強鹼滴定弱酸，必選酚酞；③兩強相滴定，原則上甲基橙和酚酞皆可選用；④中和滴定，肯定不用石蕊）
（五）終點判斷不准
1.強酸滴定弱鹼時，甲其橙由黃色變為紅色停止滴定。
分析：終點時的顏色變化應是由黃變橙，所以這屬於過晚估計終點，致使c待測液的值偏大。
2.強鹼滴定弱酸時，酚酞由無色變為粉紅色時立即停止滴定（半分鐘後溶液又變為無色）
分析：這屬於過早估計終點，致使c待測液的值偏小。
3.滴至終點時滴定管尖嘴處半滴尚未滴下（或一滴標準液附著在錐形瓶內壁上未擺下）
分析：此時，假如把這半滴（或一滴）標準液滴入反應液中，肯定會超過終點。所以，這種情況會使c待測液的值偏大。
（六）樣品含有雜質
用固體配製標準液時，樣品中含有雜質。
酸鹼中和滴定知識梳理
一 中和反應及中和滴定原理 1 中和反應 酸 鹼 正 鹽 水 注意 酸和鹼恰好完全中和，溶液不一定呈中性，由生成的鹽性質而定 鹽類水解 2 中和滴定原理 只研究一元強酸與一元強鹼的中和反應 由於酸 鹼發生中和反應時，反應物間按一定的物質的量之比進行，基於此，可用滴定的方法確定未知酸或鹼的濃度。對於反...
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