準(zhǔn)確把握中和滴定實驗中的“三點”

周國亮

酸堿中和滴定是高中化學(xué)重要的定量實驗之一，其滴定過程中有關(guān)量的計算一直被廣大師生所重視，但其中恰好中和點、中性點、滴定終點、指示劑的選擇及粒子大小之間的關(guān)系等一直困擾著很多的學(xué)生，由于在配套教師用書中缺乏相關(guān)敘述，部分教師也存有疑惑。針對以上問題，下面進行分析和說明。

1.恰好中和點中性點

恰好中和點，一般是指參加反應(yīng)的酸提供的氫離子的物質(zhì)的量等于參加反應(yīng)的堿提供的氫氧根的物質(zhì)的量，或者說，當(dāng)發(fā)生反應(yīng)的酸和堿的物質(zhì)的量之比恰好等于化學(xué)計量數(shù)之比時為恰好中和點，此時酸和堿都消耗完成為只含有所生成鹽的水溶液。如1 mol HCl（或CH3COOH）與1 mol NaOH（或NH3·H2O）完全反應(yīng)時，稱作恰好中和或恰好完全中和，此時溶液的性質(zhì)見表1。

2.滴定終點反應(yīng)終點

恰好中和點在中和滴定實驗中是無法直接觀

察到的，實驗時指示劑的變色點，是實驗（反應(yīng)）終止時的計量點，稱作滴定終點。如25℃時鹽酸和氫氧化鈉完全中和后溶液呈中性（pH=7），而無論甲基橙還是酚酞都不是恰好在pH=7變色的指示劑，也可以說沒有一種指示劑的變色恰好在酸堿完全中和之點。0.1000 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol/L HCl溶液的滴定曲線如圖1所示。

通過圖1滴定過程的有關(guān)數(shù)據(jù)和曲線，可以很好的厘清恰好中和點和滴定終點。由于酸堿中和滴定過程中存在著“突變”現(xiàn)象，而指示劑的選擇又是以突變范圍為依據(jù)的，對于上例來說，突變范圍的pH為4.3至9.7，因此凡在此突變范圍內(nèi)能發(fā)生變色的指示劑都可以作為本實驗的指示劑。pH=4.3時只是少滴了一滴pH=9.7時只是多滴了一滴NaOH溶液，多滴或少滴一滴都在誤差范圍（誤差小于0.5%）之內(nèi)。理論上講，當(dāng)?shù)稳氲腣（NaOH）=20.00 mL時為該反應(yīng)恰好中和點，此時也是中性點；若選用甲基橙作指示劑，V（NaOH）=19.98 mL可為滴定終點，若選用酚酞作指示劑，V（NaOH）=20.02 mL可為滴定終點。由此可知，中和終點是客觀的、理論的，滴定終點主觀的、實驗的，其受到實驗過程中指示劑人為的選擇和操作因素所影響。因此滴定終點不是恰好中和點，理論上的恰好中和點和試驗時滴定終點不為同一點。滴定終點隨加入指示劑不同而不同。對于一定量反應(yīng)來說，所選指示劑越合適，其滴定終點與恰好中和點就越接近，滴定誤差就越小，滴定定量就越準(zhǔn)確。

滴定終點與恰好中和點間不一致引入的相對誤差稱為滴定誤差。但實際計算表明，上述實驗指示劑的變色范圍所導(dǎo)致的誤差是在許可范圍之內(nèi)可以忽略不計的，甲基橙、酚酞均能做該反應(yīng)的指示劑，這樣滴定終點和中和點不一致所產(chǎn)生的誤差（滴定誤差）可忽略，就是說計算時實驗的滴定終點1或2都可以做恰好中和點來用，終點1和終點2之間的所有點都是滴定反應(yīng)的反應(yīng)終點（“人教版”、“蘇教版”教材《化學(xué)反應(yīng)原理》均采用本解釋進行圖解標(biāo)注）

3.指示劑的選擇

既然根據(jù)指示劑的變色（溶液顏色的變化最好由淺到深，易于觀察）判斷滴定終點，因此要求指示劑的變色范圍盡可能與中和點的pH一致，中和滴定時選擇指示劑的原則為：（1）指示劑的變色要靈敏、明顯，變色范圍越窄越好，pH稍有變化，指示劑就能改變顏色。石蕊溶液由于變色范圍較寬，且在滴定終點時顏色的變化不易觀察，所以在中和滴定中不采用。（2）指示劑的變色范圍盡可能與反應(yīng)終點pH一致。強酸和弱堿、強堿和弱酸中和達到反應(yīng)終點時，前者溶液顯酸性，后者溶液顯堿性，對前者應(yīng)選擇酸性變色指示劑（甲基橙），對后者應(yīng)選擇堿性變色指示劑（酚酞），見表2。

（收稿日期：2014-10-10）

酸堿中和滴定是高中化學(xué)重要的定量實驗之一，其滴定過程中有關(guān)量的計算一直被廣大師生所重視，但其中恰好中和點、中性點、滴定終點、指示劑的選擇及粒子大小之間的關(guān)系等一直困擾著很多的學(xué)生，由于在配套教師用書中缺乏相關(guān)敘述，部分教師也存有疑惑。針對以上問題，下面進行分析和說明。

1.恰好中和點中性點

恰好中和點，一般是指參加反應(yīng)的酸提供的氫離子的物質(zhì)的量等于參加反應(yīng)的堿提供的氫氧根的物質(zhì)的量，或者說，當(dāng)發(fā)生反應(yīng)的酸和堿的物質(zhì)的量之比恰好等于化學(xué)計量數(shù)之比時為恰好中和點，此時酸和堿都消耗完成為只含有所生成鹽的水溶液。如1 mol HCl（或CH3COOH）與1 mol NaOH（或NH3·H2O）完全反應(yīng)時，稱作恰好中和或恰好完全中和，此時溶液的性質(zhì)見表1。

2.滴定終點反應(yīng)終點

恰好中和點在中和滴定實驗中是無法直接觀

察到的，實驗時指示劑的變色點，是實驗（反應(yīng)）終止時的計量點，稱作滴定終點。如25℃時鹽酸和氫氧化鈉完全中和后溶液呈中性（pH=7），而無論甲基橙還是酚酞都不是恰好在pH=7變色的指示劑，也可以說沒有一種指示劑的變色恰好在酸堿完全中和之點。0.1000 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol/L HCl溶液的滴定曲線如圖1所示。

通過圖1滴定過程的有關(guān)數(shù)據(jù)和曲線，可以很好的厘清恰好中和點和滴定終點。由于酸堿中和滴定過程中存在著“突變”現(xiàn)象，而指示劑的選擇又是以突變范圍為依據(jù)的，對于上例來說，突變范圍的pH為4.3至9.7，因此凡在此突變范圍內(nèi)能發(fā)生變色的指示劑都可以作為本實驗的指示劑。pH=4.3時只是少滴了一滴pH=9.7時只是多滴了一滴NaOH溶液，多滴或少滴一滴都在誤差范圍（誤差小于0.5%）之內(nèi)。理論上講，當(dāng)?shù)稳氲腣（NaOH）=20.00 mL時為該反應(yīng)恰好中和點，此時也是中性點；若選用甲基橙作指示劑，V（NaOH）=19.98 mL可為滴定終點，若選用酚酞作指示劑，V（NaOH）=20.02 mL可為滴定終點。由此可知，中和終點是客觀的、理論的，滴定終點主觀的、實驗的，其受到實驗過程中指示劑人為的選擇和操作因素所影響。因此滴定終點不是恰好中和點，理論上的恰好中和點和試驗時滴定終點不為同一點。滴定終點隨加入指示劑不同而不同。對于一定量反應(yīng)來說，所選指示劑越合適，其滴定終點與恰好中和點就越接近，滴定誤差就越小，滴定定量就越準(zhǔn)確。

滴定終點與恰好中和點間不一致引入的相對誤差稱為滴定誤差。但實際計算表明，上述實驗指示劑的變色范圍所導(dǎo)致的誤差是在許可范圍之內(nèi)可以忽略不計的，甲基橙、酚酞均能做該反應(yīng)的指示劑，這樣滴定終點和中和點不一致所產(chǎn)生的誤差（滴定誤差）可忽略，就是說計算時實驗的滴定終點1或2都可以做恰好中和點來用，終點1和終點2之間的所有點都是滴定反應(yīng)的反應(yīng)終點（“人教版”、“蘇教版”教材《化學(xué)反應(yīng)原理》均采用本解釋進行圖解標(biāo)注）

3.指示劑的選擇

既然根據(jù)指示劑的變色（溶液顏色的變化最好由淺到深，易于觀察）判斷滴定終點，因此要求指示劑的變色范圍盡可能與中和點的pH一致，中和滴定時選擇指示劑的原則為：（1）指示劑的變色要靈敏、明顯，變色范圍越窄越好，pH稍有變化，指示劑就能改變顏色。石蕊溶液由于變色范圍較寬，且在滴定終點時顏色的變化不易觀察，所以在中和滴定中不采用。（2）指示劑的變色范圍盡可能與反應(yīng)終點pH一致。強酸和弱堿、強堿和弱酸中和達到反應(yīng)終點時，前者溶液顯酸性，后者溶液顯堿性，對前者應(yīng)選擇酸性變色指示劑（甲基橙），對后者應(yīng)選擇堿性變色指示劑（酚酞），見表2。

（收稿日期：2014-10-10）

酸堿中和滴定是高中化學(xué)重要的定量實驗之一，其滴定過程中有關(guān)量的計算一直被廣大師生所重視，但其中恰好中和點、中性點、滴定終點、指示劑的選擇及粒子大小之間的關(guān)系等一直困擾著很多的學(xué)生，由于在配套教師用書中缺乏相關(guān)敘述，部分教師也存有疑惑。針對以上問題，下面進行分析和說明。

1.恰好中和點中性點

恰好中和點，一般是指參加反應(yīng)的酸提供的氫離子的物質(zhì)的量等于參加反應(yīng)的堿提供的氫氧根的物質(zhì)的量，或者說，當(dāng)發(fā)生反應(yīng)的酸和堿的物質(zhì)的量之比恰好等于化學(xué)計量數(shù)之比時為恰好中和點，此時酸和堿都消耗完成為只含有所生成鹽的水溶液。如1 mol HCl（或CH3COOH）與1 mol NaOH（或NH3·H2O）完全反應(yīng)時，稱作恰好中和或恰好完全中和，此時溶液的性質(zhì)見表1。

2.滴定終點反應(yīng)終點

恰好中和點在中和滴定實驗中是無法直接觀

察到的，實驗時指示劑的變色點，是實驗（反應(yīng)）終止時的計量點，稱作滴定終點。如25℃時鹽酸和氫氧化鈉完全中和后溶液呈中性（pH=7），而無論甲基橙還是酚酞都不是恰好在pH=7變色的指示劑，也可以說沒有一種指示劑的變色恰好在酸堿完全中和之點。0.1000 mol/L NaOH溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol/L HCl溶液的滴定曲線如圖1所示。

通過圖1滴定過程的有關(guān)數(shù)據(jù)和曲線，可以很好的厘清恰好中和點和滴定終點。由于酸堿中和滴定過程中存在著“突變”現(xiàn)象，而指示劑的選擇又是以突變范圍為依據(jù)的，對于上例來說，突變范圍的pH為4.3至9.7，因此凡在此突變范圍內(nèi)能發(fā)生變色的指示劑都可以作為本實驗的指示劑。pH=4.3時只是少滴了一滴pH=9.7時只是多滴了一滴NaOH溶液，多滴或少滴一滴都在誤差范圍（誤差小于0.5%）之內(nèi)。理論上講，當(dāng)?shù)稳氲腣（NaOH）=20.00 mL時為該反應(yīng)恰好中和點，此時也是中性點；若選用甲基橙作指示劑，V（NaOH）=19.98 mL可為滴定終點，若選用酚酞作指示劑，V（NaOH）=20.02 mL可為滴定終點。由此可知，中和終點是客觀的、理論的，滴定終點主觀的、實驗的，其受到實驗過程中指示劑人為的選擇和操作因素所影響。因此滴定終點不是恰好中和點，理論上的恰好中和點和試驗時滴定終點不為同一點。滴定終點隨加入指示劑不同而不同。對于一定量反應(yīng)來說，所選指示劑越合適，其滴定終點與恰好中和點就越接近，滴定誤差就越小，滴定定量就越準(zhǔn)確。

滴定終點與恰好中和點間不一致引入的相對誤差稱為滴定誤差。但實際計算表明，上述實驗指示劑的變色范圍所導(dǎo)致的誤差是在許可范圍之內(nèi)可以忽略不計的，甲基橙、酚酞均能做該反應(yīng)的指示劑，這樣滴定終點和中和點不一致所產(chǎn)生的誤差（滴定誤差）可忽略，就是說計算時實驗的滴定終點1或2都可以做恰好中和點來用，終點1和終點2之間的所有點都是滴定反應(yīng)的反應(yīng)終點（“人教版”、“蘇教版”教材《化學(xué)反應(yīng)原理》均采用本解釋進行圖解標(biāo)注）

3.指示劑的選擇

既然根據(jù)指示劑的變色（溶液顏色的變化最好由淺到深，易于觀察）判斷滴定終點，因此要求指示劑的變色范圍盡可能與中和點的pH一致，中和滴定時選擇指示劑的原則為：（1）指示劑的變色要靈敏、明顯，變色范圍越窄越好，pH稍有變化，指示劑就能改變顏色。石蕊溶液由于變色范圍較寬，且在滴定終點時顏色的變化不易觀察，所以在中和滴定中不采用。（2）指示劑的變色范圍盡可能與反應(yīng)終點pH一致。強酸和弱堿、強堿和弱酸中和達到反應(yīng)終點時，前者溶液顯酸性，后者溶液顯堿性，對前者應(yīng)選擇酸性變色指示劑（甲基橙），對后者應(yīng)選擇堿性變色指示劑（酚酞），見表2。

（收稿日期：2014-10-10）