學(xué)習(xí)情境二

工程二食醋中總酸含量的測(cè)定分析化學(xué)學(xué)習(xí)目標(biāo)工作任務(wù)知識(shí)準(zhǔn)備實(shí)踐操作1234應(yīng)知應(yīng)會(huì)5目錄一、學(xué)習(xí)目標(biāo)知識(shí)目標(biāo)1．掌握酸堿滴定的根本原理和方法；2．了解強(qiáng)堿滴定弱酸的反響原理及指示劑的選擇；3．掌握氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制和標(biāo)定方法；4．熟悉強(qiáng)堿滴定弱酸的滴定過(guò)程，突躍范圍。能力目標(biāo)1．能配制溶液和使用移液管；2．能熟練使用堿式滴定管，并準(zhǔn)確判斷滴定終點(diǎn)；3．能配制并標(biāo)定NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液溶液；4．能測(cè)定樣品食醋中的總酸度。二、工作任務(wù)編號(hào)任務(wù)名稱要求實(shí)驗(yàn)用品1NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定1.熟練掌握堿式滴定管的操作；2.了解指示劑的作用原理和變色范圍，熟悉酚酞指示劑的使用范圍；3.能準(zhǔn)確標(biāo)定NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度。儀器：臺(tái)稱（公用）、分析天平、燒杯（100mL）、量筒（100mL）、洗瓶、玻璃棒、濾紙片、50ml堿式滴定管、錐形瓶。容量瓶（250mL）、移液管、洗瓶藥品：NaOH固體、鄰苯二鉀酸氫鉀、酚酞指示劑（0.2%乙醇溶液）、蒸餾水。食醋樣品2食醋中總酸量的測(cè)定1.掌握強(qiáng)堿滴定弱酸的原理；2.熟練掌握食醋中總酸度的測(cè)定原理和方法；3.會(huì)判斷滴定終點(diǎn)；4.能熟練地進(jìn)行一滴、半滴的操作。3實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)記錄與整理1.將實(shí)驗(yàn)結(jié)果填寫在實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)表格中，注意有效數(shù)字的運(yùn)用，2.給出結(jié)論并對(duì)結(jié)果進(jìn)行評(píng)價(jià)；3.提交檢驗(yàn)報(bào)告。實(shí)驗(yàn)記錄本、檢驗(yàn)報(bào)告單

三、知識(shí)準(zhǔn)備食醋的主要成分是醋酸〔HAc，其含量約為3%～5%〕，另外還有少量的其它有機(jī)弱酸，例如乳酸等。用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液進(jìn)行滴定時(shí)，試樣中離解常數(shù)的弱酸都可以被滴定，其滴定反響為：NaOH＋HAcNaAc＋H2O因此，測(cè)定的為食醋中的總酸量。分析結(jié)果通常用含量最多的HAc表示。本實(shí)驗(yàn)滴定類型屬?gòu)?qiáng)堿滴定弱酸，滴定突躍在堿性范圍，其理論終點(diǎn)的pH在8.7左右，可選用酚酞作為指示劑。

nNaOH＋HnANanA＋nH2O三、知識(shí)準(zhǔn)備標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制方法有兩種：直接法和間接法。只有基準(zhǔn)物質(zhì)才能采用直接法配制標(biāo)準(zhǔn)溶液，非基準(zhǔn)物質(zhì)必須采用間接法配制。即先配成近似濃度，然后再標(biāo)定。本實(shí)驗(yàn)所用的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液要采取間接法配制。常用鄰苯二甲酸氫鉀和草酸等作基準(zhǔn)物質(zhì)標(biāo)定NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液。用鄰苯二甲酸氫鉀〔KHC8H4O4，KHP〕標(biāo)定氫氧化鈉，反響如下：

化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)，溶液pH值約為9.1，可用酚酞作指示劑。COOKCOONaCOOKCOOH+NaOH===+H2O四、實(shí)踐操作任務(wù)1氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定操作步驟1.0.1mol·L-1NaOH溶液的配制〔見(jiàn)學(xué)習(xí)情境二之工程一〕2.0.1mol·L-1NaOH溶液的標(biāo)定〔1〕在分析天平上準(zhǔn)確稱取三份KHP，每份0.4～0.6g〔準(zhǔn)確至0.0001g〕，分別置于250mL錐形瓶中，參加40～50mL蒸餾水，待試劑完全溶解后，參加2～3滴酚酞作指示劑；〔2〕用待標(biāo)定的NaOH溶液滴定至微紅色。并保持30S即為終點(diǎn)，計(jì)算NaOH溶液的濃度和各次標(biāo)定結(jié)果的相對(duì)平均偏差，濃度取平均值。四、實(shí)踐操作任務(wù)2食醋中總酸量的測(cè)定操作步驟〔1〕用移液管準(zhǔn)確吸取食用白醋25.00mL于250mL容量瓶中，以新煮沸并冷卻的蒸餾水稀釋至刻度，搖勻?！?〕用移液管準(zhǔn)確吸取25.00mL稀釋過(guò)的醋樣于250mL錐形瓶中，加酚酞指示劑2～3滴，用已標(biāo)定的NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定至溶液呈粉紅色，并在30S內(nèi)不褪色，即為終點(diǎn)?！?〕根據(jù)NaOH溶液的用量，計(jì)算食醋的總酸度。平行測(cè)定三次，相對(duì)平均偏差應(yīng)小于0.2%。四、實(shí)踐操作任務(wù)3實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)記錄與整理〔1〕NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度的標(biāo)定①計(jì)算公式式中cNaOHNaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度，mol·L-1mKHPKHP基準(zhǔn)試劑的質(zhì)量，gMKHPKHP基準(zhǔn)試劑的摩爾質(zhì)量，g·mol-1VNaOHNaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的體積，mL。②數(shù)據(jù)記錄與處理〔見(jiàn)表2-2-2〕四、實(shí)踐操作表2-2-2NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液濃度標(biāo)定記錄項(xiàng)目123

(g)NaOH體積（mL）終讀數(shù)初讀數(shù)cNaOH(mol·L-1)相對(duì)平均偏差2023/12/110四、實(shí)踐操作〔2〕食醋中總酸量的測(cè)定①計(jì)算公式：食醋中總酸量以乙酸表示，其計(jì)算公式為式中——NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液的濃度(mol·L-1)與體積(mL)的乘積；

——乙酸的摩爾質(zhì)量，g·mol-1。

——食醋體積，mL。②數(shù)據(jù)記錄與處理〔見(jiàn)表2-2-3〕四、實(shí)踐操作表2-2-3食醋中總酸量的測(cè)定記錄

項(xiàng)目123VHAc（mL）25.00NaOH體積（mL）終讀數(shù)初讀數(shù)mLg·L－1相對(duì)平均偏差2023/12/112五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)〔一〕酸堿滴定根本知識(shí)1.酸堿的定義和共軛酸堿對(duì)酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：凡能給出質(zhì)子〔H+〕的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。例如，HCl、HCO3－、NH4+是酸；Cl－、CO32－、NH3是堿。酸堿質(zhì)子理論中的酸和堿不是孤立的，而是相互依存的。酸(HB)給出質(zhì)子后生成堿〔B－〕,堿〔B－〕接受質(zhì)子后生成了酸(HB)。酸和堿這種相互依存的關(guān)系叫做共軛關(guān)系，可用下式表示：酸質(zhì)子＋堿HBH＋＋B－HClH＋＋Cl－HAcH＋＋Ac－NH4＋H＋＋NH3五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)式中一對(duì)相互依存的物質(zhì)〔HB－B－〕稱為共軛酸堿對(duì)，酸(HB)是堿〔B－〕的共軛酸，堿〔B－〕是酸(HB)的共軛堿。例如，HAc是Ac－的共軛酸，而Ac－是HAc的共軛堿。共軛酸堿之間彼此只相差一個(gè)質(zhì)子，質(zhì)子理論中的酸堿可以是分子或離子。有些物質(zhì)既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子，如H2PO4－、HCO3－、H2O等物質(zhì)，這類物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)質(zhì)子理論只限于質(zhì)子的放出和接受，所以必須含有氫，不能解釋不含氫的一類化合物的反響。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)2.酸堿反響的實(shí)質(zhì)根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反響的實(shí)質(zhì),是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞反響，即質(zhì)子從一種物質(zhì)傳遞到另一種物質(zhì)的反響。因?yàn)橘|(zhì)子的半徑很小，正電荷密度很高，很不穩(wěn)定，不能以游離態(tài)的形式存在。因此，它一出現(xiàn)，便立即被水(或另一堿性分子或離子)接受。例如,HAc在水溶液中的離解反響為H+HAc＋H2OAc－＋H3O＋酸1堿2堿1酸2五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)式中，酸1、堿1表示一對(duì)共軛酸堿；酸2、堿2表示另一對(duì)共軛酸堿。上述反響中，假設(shè)沒(méi)有水(或另一堿性分子或離子)接受質(zhì)子，HAc就不能轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄AAc－?？梢?jiàn)，單獨(dú)溶質(zhì)的共軛酸堿對(duì)是不能進(jìn)行反響的，必須有溶劑參與質(zhì)子的傳遞。質(zhì)子的傳遞過(guò)程，可以在水溶液或非水溶劑等條件下進(jìn)行。由此可見(jiàn)，酸堿質(zhì)子理論不僅擴(kuò)大了酸堿的范圍，也擴(kuò)大了酸堿反響的范圍。從質(zhì)子傳遞的觀點(diǎn)看，電離理論中的電離作用、中和反響、鹽類水解等都屬于酸堿反響。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)3.酸堿理解平衡酸堿的強(qiáng)弱取決于物質(zhì)給出質(zhì)子或接受質(zhì)子能力的強(qiáng)弱。物質(zhì)給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)，酸性就越強(qiáng)，反之就越弱。同樣，物質(zhì)接受質(zhì)子的能力越強(qiáng)，堿性就越強(qiáng)，反之就越弱。酸堿的強(qiáng)弱程度可由酸堿的離解常數(shù)和的大小來(lái)定量說(shuō)明。例如，弱酸HA在水溶液中的離解反響和平衡常數(shù)為HA＋H2OH3O＋＋A－平衡常數(shù)Ka即為酸的離解常數(shù)，此值越大，表示該酸越強(qiáng)。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)HA的共軛堿Aˉ的離解反響和平衡常數(shù)為A－＋H2OHA＋OH－Kb為堿的離解常數(shù)，是衡量堿強(qiáng)弱的尺度。顯然，共軛酸堿對(duì)的Ka和Kb有以下關(guān)系：Ka×Kb=[H＋][OH－]=KW=1.0×10－14由此可以看出，共軛酸堿對(duì)中酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性就越弱。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例2-2-1】HAc的Ka=1.75×10-5，求HAc的共扼堿的Kb為多少?解：HAc在水溶液中發(fā)生如下解離：HAc＋H2OAc－＋H3O＋因?yàn)镠Ac和Ac－是共扼酸堿對(duì)，所以：五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)〔二〕酸堿溶液pH值的計(jì)算1.酸度和酸的濃度酸度是指溶液中氫離子的活度。當(dāng)溶液的濃度不太大時(shí)，活度近似等于濃度。因此，酸度可以說(shuō)是溶液中氫離子的濃度，通常用pH值表示，即pH=－lg[H+]。酸的濃度和酸度在概念上是不同的。酸的濃度是指某種酸的物質(zhì)的量濃度，又叫酸的總濃度或該種酸的分析濃度，包括溶液中末解離酸的濃度和已解離酸的濃度。有時(shí)，對(duì)于堿性較強(qiáng)的物質(zhì)，可用堿度表示其酸堿性的強(qiáng)弱，堿度通常用pOH值表示。對(duì)于水溶液來(lái)說(shuō)：pH+pOH=14五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)2.酸(堿)溶液H+濃度的計(jì)算確定溶液中H+濃度一般有兩種方法，即圖解法和代數(shù)法。在此采用代數(shù)法進(jìn)行計(jì)算。它的根本思想是：先從溶液中存在的各種平衡出發(fā)，找出計(jì)算H+(或OHˉ)濃度的精確數(shù)量關(guān)系式，然后再依據(jù)不同的具體要求，分清主次，合理取舍，使其變成便于計(jì)算的近似式與最簡(jiǎn)式。有關(guān)[H+]計(jì)算公式的推導(dǎo)已在?無(wú)機(jī)化學(xué)?課程中詳細(xì)介紹，此處不再贅述。為方便復(fù)習(xí)，下面以簡(jiǎn)單的形式列出各類酸堿水溶液[H+]的計(jì)算式及其在允許誤差5%范圍內(nèi)的使用條件，供使用者參考。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)C〔mol/L〕HCl溶液：推導(dǎo)：〔一〕一元強(qiáng)酸〔堿〕溶液中H+濃度的計(jì)算[H+]=C——精確式——最簡(jiǎn)式一元強(qiáng)酸溶液HCl+H2OCl-+H3O+C〔mol/L〕NaOH溶液：一元強(qiáng)堿溶液推導(dǎo)：[OH+]=C——精確式——最簡(jiǎn)式五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)濃度為Cmol/L的HA溶液——精確式〔二〕一元弱酸〔堿〕溶液中H+濃度的計(jì)算一元弱酸溶液HA+H2OA-+H3O+（1）〔2〕——最簡(jiǎn)式一元弱堿溶液——最簡(jiǎn)式五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)〔三〕多元強(qiáng)酸〔堿〕溶液中H+濃度的計(jì)算二元弱酸〔堿〕溶液當(dāng)Ka1>>Ka2時(shí)，

[H+]按一元弱酸計(jì)算，且[A2-]≈Ka2。當(dāng)Kb1>>Kb2時(shí)，

[OH-]按一元弱堿計(jì)算，且[H2B]≈Kb2。當(dāng)Kac≥20Kw時(shí)當(dāng)Kac≥20Kw，c≥20Ka’時(shí)兩性物質(zhì)溶液——精確式——近似式——最簡(jiǎn)式2023/12/124五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例】計(jì)算0.10mol/LNa2CO3溶液的pH。：Ka1=4.210-7,Ka2=5.610-11?！窘狻縫OH=2.37,pH=11.633.酸堿水溶液中H+濃度計(jì)算例如2023/12/125五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例2-2-2】計(jì)算濃度為0.025mol/L的HCl溶液的pH值。解：因?yàn)镃HAC=0.025mol/L＞10-6mol/L，所以可以采用最簡(jiǎn)式進(jìn)行計(jì)算。即[H+]=CHAC=0.025mol/LpH=-lg[H+]=-lg0.025=1.60五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例2-2-3】計(jì)算濃度為0.10mol/LHAc溶液的pH值。HAc的Ka=1.8×10-5。解：因?yàn)?5600＞500∵故可忽略H2O的離解，選用最簡(jiǎn)式計(jì)算。即∴pH=－lg[H+]=－lg1.3×10-3=2.89五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例2-2-4】計(jì)算濃度為0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。NH3的Kb=1.76×10-5。解：因?yàn)镹H3的Kb=1.76×10-5，那么NH4+的Ka=KW/Kb=5.7×10-10由于＞500，因此可按最簡(jiǎn)式計(jì)算，得∵∴pH=－lg[H+]=－lg7.5×10－6=5.13五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例2-2-5】計(jì)算濃度為0.050mol/LNaHCO3溶液的pH值。解：查附表得知H2CO3的Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11,因?yàn)?/p>

c×Ka2=0.050×5.6×10-11=2.8×10-12＞20KWc=0.050＞20KW故可采用最簡(jiǎn)式計(jì)算pH=－lg[H+]=－lg4.85×10-9=8.32五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例2-2-6】室溫時(shí)，飽和碳酸溶液中H2CO3的濃度約為0.04mol/L，計(jì)算這種溶液的pH值。解：由于這種溶液中Ka1>>

Ka2，因此可按一元弱酸處理，又cKa1＞20KW,可忽略水的離解，且c/Ka1＞500，故用最簡(jiǎn)式進(jìn)行計(jì)算，即pH=－lg[H+]=－lg1.36×10-4=3.88五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例2-2-7】計(jì)算0.10mol/L一氯乙酸〔〕溶液的pH值。Ka=1.38×10-3。解：因?yàn)閏×Ka=0.10×1.38×10-3=1.38×10-4＞20Kwc/Ka=0.1/1.38×10-4=72.46＜500故可采用近似式進(jìn)行計(jì)算pH=－lg[H+]=－lg1.1×10-2=1.96五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)【例2-2-8】計(jì)算0.50mol/LNaH2PO4溶液的pH值。解：查表H3PO4的，，對(duì)于0.50mol/LNaH2PO4溶液c·Ka2=0.50×6.3×10-8=3.15×10-8>>KW所以可以采用最簡(jiǎn)式計(jì)算，即=〔mol/L〕pH=4.66五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)〔三〕酸堿指示劑酸堿滴定分析中,確定滴定終點(diǎn)的方法有儀器法與指示劑法兩類。儀器法確定滴定終點(diǎn)主要是利用滴定體系或滴定產(chǎn)物的電化學(xué)性質(zhì)的改變,用儀器(例如pH計(jì))檢測(cè)終點(diǎn)的到達(dá)。常見(jiàn)的方法有電位滴定法、電導(dǎo)滴定法等指示劑法是借助參加的酸堿指示劑在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)附近顏色的變化來(lái)確定滴定終點(diǎn)。這種方法簡(jiǎn)單、方便,是確定滴定終點(diǎn)的根本方法。下面僅介紹酸堿指示劑法。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)1.酸堿指示劑的作用原理酸堿指示劑一般是比較復(fù)雜的有機(jī)弱酸或弱堿,它們的各種存在形式由于結(jié)構(gòu)不同,具有不同的顏色。當(dāng)溶液的酸度改變時(shí),主要存在形式發(fā)生變化,結(jié)構(gòu)也隨著改變,因此溶液會(huì)呈現(xiàn)不同的顏色。下面以最常用的甲基橙、酚酞為例來(lái)說(shuō)明。甲基橙是一種有機(jī)弱堿,也是一種雙色指示劑,它在溶液中的離解平衡可用下式表示:黃色〔偶氮式〕紅色〔醌式〕五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)由平衡關(guān)系式可以看出:當(dāng)溶液中[H+]增大時(shí)，反響向右進(jìn)行，此時(shí)甲基橙主要以醌式存在，溶液呈紅色；當(dāng)溶液中[H+]降低而[OH-]增大時(shí)，反響向左進(jìn)行，甲基橙主要以偶氮式存在，溶液呈黃色。酚酞是一種有機(jī)弱酸，它在溶液中的電離平衡如下所示:無(wú)色〔內(nèi)酯式〕紅色〔醌式〕無(wú)色〔羧酸鹽式〕五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)在酸性溶液中，平衡向左移動(dòng)，酚酞主要以內(nèi)酯式存在，溶液呈無(wú)色；在堿性溶液中，平衡向右移動(dòng)，酚酞主要以醌式存在,因此溶液呈紅色。在足夠濃的堿性溶液中，又轉(zhuǎn)化為無(wú)色的羧酸鹽式結(jié)構(gòu)。由此可見(jiàn)，當(dāng)溶液的pH發(fā)生變化時(shí)，由于指示劑結(jié)構(gòu)的變化，顏色也隨之發(fā)生變化，因而可通過(guò)酸堿指示劑顏色的變化確定酸堿滴定的終點(diǎn)。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)2.指示劑的變色范圍為了進(jìn)一步說(shuō)明指示劑顏色變化與酸度的關(guān)系,現(xiàn)以HIn代表指示劑酸式,以Inˉ代表指示劑堿式,在溶液中指示劑的離解平衡可用下式表示:HInH+＋I(xiàn)nˉ

→當(dāng)[H+]=KHIn，上式中[In-]/[Hln]=1，兩者濃度相等，溶液表現(xiàn)出酸式色和堿式色的中間顏色，此時(shí)pH=pKHIn，這一點(diǎn)稱為指示劑的理論變色點(diǎn)。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)一般來(lái)說(shuō)，如果[In－]/[Hln]＞10，觀察到的是In－的顏色；當(dāng)[In－]/[Hln]=10時(shí)，可在In－中勉強(qiáng)看到的是Hln的顏色，此時(shí)pH=pKHIn＋1；當(dāng)[In－]/[Hln]＜10時(shí)，觀察到的是Hln的顏色，此時(shí)pH=pKHIn－1。由上述討論可知，當(dāng)溶液的pH由pKHIn－1向pKHIn＋1逐漸改變時(shí)，理論上人眼可以看到指示劑由酸式色逐漸過(guò)渡到堿式色。這種理論上可以看到的引起指示劑顏色變化的pH間隔稱為指示劑的理論變色范圍。所以，指示劑的理論變色范圍為pH=pKHIn±1，為2個(gè)pH單位。但實(shí)際觀察到的大多數(shù)指示劑的變色范圍小于2個(gè)pH單位，且指示劑的理論變色點(diǎn)不是變色范圍的中間點(diǎn)。這是由于人們對(duì)于不同顏色的敏感程度的差異造成的。溶液的溫度也影響指示劑的變色范圍，常用的酸堿指示劑在室溫下水溶液中的變色范圍參見(jiàn)表2-2-5。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)表2-2-5幾種常用的酸堿指示劑酸堿指示劑變色范圍pKHIN顏色變化濃度用量(滴/10mL試液)百里酚藍(lán)甲基黃甲基橙溴酚藍(lán)甲基紅溴百里酚藍(lán)中性紅苯酚紅酚酞百里酚酞百里酚藍(lán)1.2～2.82.9～4.03.1～4.43.0～4.64.4～6.26.2～7.66.8～8.06.7～8.48.0～10.09.4～10.68.0～9.61.653.33.403.854.957.17.47.99.110.08.9紅～黃紅～黃紅～黃黃～紫黃～黃黃～藍(lán)紅～黃橙黃～紅無(wú)～紅無(wú)～藍(lán)黃～藍(lán)0.1%的20%酒精溶液0.1%的90%酒精溶液0.05%的水溶液0.1%的20%酒精溶液或其鈉鹽水溶液0.1%的60%酒精溶液或其鈉鹽水溶液0.1%的20%酒精溶液或其鈉鹽水溶液0.1%的60%酒精溶液0.1%的60%酒精溶液或其鈉鹽水溶液0.5%的90%酒精溶液0.1%的90%酒精溶液0.1%的20%酒精溶液1～211111111～31～21～4五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)3.影響指示劑變色范圍的因素①指示劑的用量雙色指示劑的變色范圍不受其用量的影響，但因指示劑本身就是酸或堿，指示劑的變色要消耗一定的滴定劑，從而增大測(cè)定的誤差。對(duì)于單色指示劑而言，用量過(guò)多，會(huì)使變色范圍向pH值減小的方向發(fā)生移動(dòng)，也會(huì)增大滴定的誤差。例如：用0.1mol/LNaOH滴定0.1mol/LHAc，pHsp=8.5，突躍范圍為pH8.70～9.00，滴定體積假設(shè)為50ml，滴入2～3滴酚酞，大約在pH=9時(shí)出現(xiàn)紅色；假設(shè)滴入10～15滴酚酞，那么在pH=8時(shí)出現(xiàn)紅色。顯然后者的滴定誤差要大得多。指示劑用量過(guò)多，還會(huì)影響變色的敏銳性。例如：以甲基橙為指示劑，用HCl滴定NaOH溶液，終點(diǎn)為橙色，假設(shè)甲基橙用量過(guò)多那么終點(diǎn)敏銳性就較差。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)②溫度和溶劑溫度的變化會(huì)引起指示劑電離常數(shù)和水的質(zhì)子自遞常數(shù)發(fā)生變化，因而指示劑的變色范圍亦隨之改變，對(duì)堿性指示劑的影響較酸性指示劑更為明顯。例如18℃時(shí)，甲基橙的變色范圍為3.1～4.4，而100℃時(shí)，那么為2.5～3.7。不同的溶劑具有不同的介電常數(shù)和酸堿性，因而也會(huì)影響指示劑的電離常數(shù)和變色范圍。③指示劑的選擇指示劑選擇不當(dāng)，加之肉眼對(duì)變色點(diǎn)識(shí)別困難，都會(huì)給測(cè)定結(jié)果帶來(lái)誤差。因此，在多種指示劑中，選擇指示劑的依據(jù)是：要選擇一種變色范圍恰好在滴定曲線的突躍范圍之內(nèi)，或者至少要占滴定曲線突躍范圍一局部的指示劑。這樣當(dāng)?shù)味ㄕ迷诘味ㄇ€突躍范圍之內(nèi)結(jié)束時(shí)，其最大誤差不超過(guò)0.1%，這是容量分析容許的。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)④滴定的順序指示劑的變色范圍是靠肉眼觀察出來(lái)的。由于肉眼觀察顯色比觀察褪色容易，觀察深色較觀察淺色容易。所以用堿滴定酸時(shí)，常用酚酞作指示劑，酚酞由酸式色變?yōu)閴A式色，即由無(wú)色變到紅色，顏色變化明顯，易于區(qū)分；用酸滴定堿時(shí)，一般用甲基橙作指示劑，終點(diǎn)由黃色變?yōu)槌壬伾兓嗪苊黠@，便于觀察。五、應(yīng)知應(yīng)會(huì)〔4〕混合指示劑在酸堿滴定中，有時(shí)需要將滴定終點(diǎn)限制在很窄的pH范圍內(nèi)，這時(shí)可采用混合指示劑?；旌现甘緞┛煞譃閮深悾阂活愂窃谀撤N指示劑中參加一種惰性染料。例如由甲基橙和靛藍(lán)組成的混合指示劑。靛藍(lán)顏色不隨pH改變而變化，只作為甲基橙的藍(lán)色背景。在pH＞4.4的