淺談酸堿滴定中指示劑的選擇對滴定終點的影響

吳慕童

摘 要：化工分析是技工院校工業分析與檢測專業必修的一門學科，而酸堿滴定是滴定分析中最重要的方法之一。酸堿滴定的關鍵是滴定終點（即化學計量點）的確定，由于酸堿反應通常不發生外觀的變化，需要借助指示劑的顏色變化來指示終點的到達，所以如何選擇合適的指示劑？指示劑的選擇對實驗結果有何要求等問題對很多老師來說具有研究的意義。本文主要通過滴定過程中溶液pH值的變化過程、突躍范圍小結和通過分別用酚酞、甲基橙、甲基紅為指示劑進行酸堿滴定反應，多次反復實驗得到的結果證明指示劑的選擇對滴定結果有何影響，淺談本人在化工分析實驗教學中的一些實踐思路和體會。

關鍵詞：指示劑 終點 酸堿滴定

中圖分類號：O65 文獻標識碼：A 文章編號：1674-098X（2017）11（a）-0134-02

酸、堿滴定法是分析化學的基礎內容之一。一般酸、堿以及與酸、堿直接或間接發生質子反應的物質，幾乎都可以用酸、堿滴定法測定。此方法關鍵問題是指示劑的選擇和滴定終點的確定。因為酸、堿反應通常不發生外觀的變化，反應過程不能直接體現酸、堿兩反應物量的變化。故在滴定中需選用適當的指示劑，利用它的變色作為到達計量點的標志。而不同指示劑的變色有其不同的pH值，為了準確地確定滴定終點，就需選擇一個剛好能在滴定終點變色（或附近變色）的指示劑。

要解決這個問題，必須了解指示劑的選擇對滴定終點的影響，以及滴定過程中溶液pH值的變化規律。

現以NaOH（0.1000mol/L）滴定20.00mL HCl（0.1000mol/L）為例，分別用酚酞、甲基橙、甲基紅為指示劑進行滴定，通過消耗NaOH的體積進行對比討論。滴定反應為：HCl+NaOH=NaCl+H2O。

1 通過計算，體會滴定過程中溶液pH值變化過程

1.1 滴定前

0.1mol/L HCl溶液中：

[H+]=C（HCl）=1.000mol/L

pH=-lg[H+]=-lg0.1000=1.0

（1）滴定開始至計量點前。

隨著NaOH的滴入，HCl溶液中的[H+]不斷與[OH-]反應而使[H+]的濃度降低，這時溶液的組成為HCl+NaCl的混合溶液，溶液的[H+]取決于剩余的HCl的濃度。其pH可按下式求得：

pH=-lg[H+]

故，當加入NaOH 10.00mL時，剩余10.00mL HCl。

由上式算得：

pH=-lg[H+]=-lg（3.33）×10-2=1.48

當加入NaOH 19.98mL時，剩余0.02mL HCl。

=5.00×10-5（mol/L）

pH=-lg[H+]=-lg（5.00）×10-5=4.30

（2）量變過程小結。此滴定過程中，隨著終點的接近，此時的溶液中不斷有NaCl生成，因Na+與Cl-結合，生成NaCl，使HCl的解離度變小，而[H+]迅速降低，pH值很快增大（但此時溶液仍保持酸性）。

當繼續加入NaOH，由于不斷生成NaCl，在溶液中構成緩沖體系，使溶液pH變化緩慢，最后達到滴定終點。此時溶液的組成為NaCl+H2O，溶液中[H+]由水的離解決定。

即滴定終點時，加入了20.00mLNaOH，原20.00mLHCl全部被中和為[H+]=[OH-]=1.00mol/L×10-7（mol/L），pH=7.0。

（3）溶液酸、堿性突躍小結。

接近滴定終點時（加NaOH 19.98mL），溶液中HCl已很少，緩沖作用減弱，這時再加半滴（約0.02mL）NaOH，到達計量點（共加入NaOH 20.00mL），此時NaOH與HCl完全反應，HCl濃度急劇減小，使溶液pH值發生突變（明顯轉為堿性）。

1.2 滴定終點后

由于NaOH過量，抑制了Cl-離解，此時溶液pH由過量NaOH決定，如滴入至NaOH 20.02mL時：

pOH=4.30，pH=9.70。

結論：由于滴入的堿量變化（19.98～20.02mL），致使溶液中HCl濃度急劇變小，即滴入最后約一滴堿溶液使溶液的pH值從4.30～9.70為急劇飛躍。酸堿指示劑的選擇主要是根據滴定的突躍范圍來決定。最理想的指示劑應該是恰好在滴定終點時變色。指示劑選擇的原則是：只要指示劑的變色范圍全部或部分包含在滴定突躍范圍之內，都可以作為這一滴定的指示劑。

2 通過表格羅列說明，加深對突躍范圍的理解

滴加氫氧化鈉溶液的體積與突躍范圍有著相當敏感的關系。現將室溫下NaOH（0.1000 mol/L）滴定20.00mLHCl（0.1000 mol/L）時滴定過程突躍范圍歸納如下（見表1）。

酸性計量點堿性

‖突躍范圍‖

3 通過試驗訓練，確定合適的指示劑

下面用NaOH（0.1000mol/L）滴定20.00mL HCl（0.1000mol/L）分別用酚酞、甲基橙、甲基紅為指示劑進行滴定得到的一組數據（見表2）。

由表2中的數據表明，如果從理論的角度來看酚酞、甲基橙、甲基紅，這3種指示劑都正好落在滴定突躍的pH值范圍4.30～9.70內，都能選擇使用。但通過實驗表明，當用濃度為0.1083mol/L的NaOH溶液滴定濃度約為0.1000mol/L的HCl溶液，分別用酚酞、甲基橙、甲基紅為指示劑，滴定終點時消耗NaOH的體積分別為20.90mL、17.50mL、18.29mL。這三組數據與NaOH的理論體積20.00mL對比，它們的實際與理論的體積絕對值為0.9mL、2.5mL和1.71mL。絕對值最小是用酚酞為指示劑的這組數據，用甲基橙和甲基紅為指示劑時，消耗的NaOH體積與理論體積相差大，誤差較大。滴定突躍范圍還與溶液的濃度有關，當溶液溶度增大10倍，即用1mol/L NaOH滴定1mol/L HCl，滴定突躍pH值增大兩個單位（pH3.3～10.7），這時以甲基橙和甲基紅作為指示劑，終點顏色（pH約4）處于滴定突躍之內，誤差就小于0.1%。如果酸堿濃度降低10倍，即用0.01mol/L NaOH滴定0.01mol/L HCl，突躍減小2個pH單位（pH5.3～8.7），滴定突躍減小，甲基橙和甲基紅就不合適用作指示劑了。

總而言之，通過用酚酞、甲基橙、甲基紅為指示劑進行滴定得到的這組數據以及根據酸堿滴定過程中溶液pH值的變化規律說明，用酚酞作為指示劑最合適。再說這個滴定突躍的pH值范圍是4.30～9.70，用強堿滴定強酸時，酚酞加在強酸中，當達到化學計量點時，溶液由無色變紅色，屬堿性范圍內變色，比較直觀、易于觀察，故選擇酚酞作為指示劑。

參考文獻

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