準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重要的定量實驗之一，其滴定過程中有關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系等一直困擾著很多的學生，由于在配套教師用書中缺乏相關敘述，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，一般是指參加反應的酸提供的氫離子的物質的量等于參加反應的堿提供的氫氧根的物質的量，或者說，當發生反應的酸和堿的物質的量之比恰好等于化學計量數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）完全反應時，稱作恰好中和或恰好完全中和，此時溶液的性質見表1。

2.滴定終點反應終點

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）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滴定過程的有關數據和曲線，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”現象，而指示劑的選擇又是以突變范圍為依據的，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能發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。理論上講，當滴入的V（NaOH）=20.00 mL時為該反應恰好中和點，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致的誤差是在許可范圍之內可以忽略不計的，甲基橙、酚酞均能做該反應的指示劑，這樣滴定終點和中和點不一致所產生的誤差（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的反應終點（“人教版”、“蘇教版”教材《化學反應原理》均采用本解釋進行圖解標注）

3.指示劑的選擇

既然根據指示劑的變色（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終點pH一致。強酸和弱堿、強堿和弱酸中和達到反應終點時，前者溶液顯酸性，后者溶液顯堿性，對前者應選擇酸性變色指示劑（甲基橙），對后者應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重要的定量實驗之一，其滴定過程中有關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系等一直困擾著很多的學生，由于在配套教師用書中缺乏相關敘述，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，一般是指參加反應的酸提供的氫離子的物質的量等于參加反應的堿提供的氫氧根的物質的量，或者說，當發生反應的酸和堿的物質的量之比恰好等于化學計量數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）完全反應時，稱作恰好中和或恰好完全中和，此時溶液的性質見表1。

2.滴定終點反應終點

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）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滴定過程的有關數據和曲線，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”現象，而指示劑的選擇又是以突變范圍為依據的，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能發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。理論上講，當滴入的V（NaOH）=20.00 mL時為該反應恰好中和點，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致的誤差是在許可范圍之內可以忽略不計的，甲基橙、酚酞均能做該反應的指示劑，這樣滴定終點和中和點不一致所產生的誤差（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的反應終點（“人教版”、“蘇教版”教材《化學反應原理》均采用本解釋進行圖解標注）

3.指示劑的選擇

既然根據指示劑的變色（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終點pH一致。強酸和弱堿、強堿和弱酸中和達到反應終點時，前者溶液顯酸性，后者溶液顯堿性，對前者應選擇酸性變色指示劑（甲基橙），對后者應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重要的定量實驗之一，其滴定過程中有關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系等一直困擾著很多的學生，由于在配套教師用書中缺乏相關敘述，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，一般是指參加反應的酸提供的氫離子的物質的量等于參加反應的堿提供的氫氧根的物質的量，或者說，當發生反應的酸和堿的物質的量之比恰好等于化學計量數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）完全反應時，稱作恰好中和或恰好完全中和，此時溶液的性質見表1。

2.滴定終點反應終點

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）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滴定過程的有關數據和曲線，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”現象，而指示劑的選擇又是以突變范圍為依據的，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能發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。理論上講，當滴入的V（NaOH）=20.00 mL時為該反應恰好中和點，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致的誤差是在許可范圍之內可以忽略不計的，甲基橙、酚酞均能做該反應的指示劑，這樣滴定終點和中和點不一致所產生的誤差（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的反應終點（“人教版”、“蘇教版”教材《化學反應原理》均采用本解釋進行圖解標注）

3.指示劑的選擇

既然根據指示劑的變色（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終點pH一致。強酸和弱堿、強堿和弱酸中和達到反應終點時，前者溶液顯酸性，后者溶液顯堿性，對前者應選擇酸性變色指示劑（甲基橙），對后者應選擇堿性變色指示劑（酚酞），見表2。

（收稿日期：2014-10-10）