手持技術pH傳感器在酸堿中和滴定實驗中的應用

賀陽

一、 問題的提出

傳統教學通過計算法繪制pH-V曲線，對誤差進行分析，用指示劑指示滴定終點，雖然思路清晰，但學生對pH突躍沒有形象直觀的認識。

通過手持技術（數字化信息系統）繪制pH曲線，形象直觀、方便快捷、準確率高，更具說服力，有利于學生對pH突躍、突躍范圍、化學計量點、滴定終點、指示劑選擇等概念的理解。

二、手持技術在酸堿中和滴定實驗定性概念方面的突破

1. 滴定曲線的繪制

將滴定管、中和滴定實驗器、光電門、pH傳感器的相對位置固定后，用0.1000mol/L的HCl溶液滴定30mL未知濃度的NaOH溶液，利用軟件完成實驗操作，得到滴定曲線圖。

圖1：酸堿中和滴定實驗裝置

圖2：0.1000mol/L

鹽酸滴定未知濃度氫氧化鈉溶液pH曲線（點）

pH曲線變化規律：隨著鹽酸的滴加，剛開始時pH值降低的較慢，當溶液接近中性時，一滴（0.04mL-0.05mL）鹽酸溶液便引起pH值的突然變化，從堿性突然變成酸性，繼續滴加鹽酸，pH值變化又趨于平緩。

計算法繪制pH曲線費時費力；計算機實時繪制曲線，形象直觀，準確率高。不僅給學生以視覺沖擊，更能形象直觀地顯示出1滴溶液引起的pH突躍，同時有利于學生科學素養的培養。

2. pH突躍及突躍范圍

pH突躍：當接近滴定終點時（pH=7）時，很少的溶液（0.04mL，約1滴）引起pH值的突然變化。

突躍范圍：化學計量點前后相對誤差-0.1%-+0.1%范圍內，1滴酸（約0.04-0.05mL）引起pH值的變化范圍。用0.1000mol/L的鹽酸滴定0.1000mol/L氫氧化鈉，突躍范圍是9.7-4.3，濃度不同、強弱不同的酸堿中和滴定，突躍范圍不同。

從圖像上可以直接讀出pH突躍時的變化范圍，省去了計算的麻煩。

3. 滴定終點和化學計量點的關系

化學計量點：酸堿恰好完全中和時，對于強酸、強堿而言，即pH=7時的點。

滴定終點：能夠引起pH突躍的點，位于pH突躍范圍之內，與恰好中和點（化學計量點）相差甚微，在誤差允許范圍內。

仔細觀察滴定過程中圖像“點”的變化，pH的突躍說明實際滴定過程很難恰好滴到化學計量點（除非滴加半滴）。學生可清楚認識到化學計量點和滴定終點并非同一點，能夠引起pH突躍的點便看作滴定終點。

4. 指示劑的選擇

觀察pH曲線，如果1滴酸溶液不僅能引起pH值的突變，還能引起某種指示劑顏色變化，則該指示劑就能以極小的誤差指示滴定終點，前提是該指示劑變色范圍要全部或部分落在pH突躍范圍內。

由于人類視覺敏感程度不同，紅藍變化不明顯，所以石蕊不用做中和滴定指示劑。酚酞（8.2～10.0）、甲基橙（3.1～4.4）變色范圍部分落在突躍范圍內，故可做中和滴定的指示劑。雖然指示劑指示的終點并非化學計量點，但可以保證由此引起的誤差不超過±0.1%。

滴定實驗顯示，當pH值突躍時，甲基橙恰好從黃變橙。理論與實際相符，這是傳統實驗教學達不到的效果，有助于加深學生對指示劑選擇的理解。

5. 不同類型滴定曲線的對比

對比圖3和圖4，強酸強堿之間互滴，pH突躍范圍一致。

對比圖4和圖5，由于等濃度的弱酸比強酸pH值大，故起點高；由于恰好中和時產物為強堿弱酸鹽，故化學計量點pH>7 ；強堿滴定弱酸突躍范圍比強堿滴定強酸窄，而指示劑變色范圍要落在突躍范圍內，故選擇酚酞。反之，若強酸滴定弱堿，可選擇甲基橙為指示劑。

通過計算法繪制pH曲線步驟煩瑣，計算量大，尤其是含弱酸弱堿的滴定，很難計算出具體pH值。但手持技術的pH傳感器可以快速、實時、準確測定pH值，并繪制相應的滴定曲線。

三、手持技術在酸堿中和滴定實驗定量計算方面的突破

例：未知濃度NaOH溶液濃度的測定。

通過數字化實驗儀器完成滴定操作，第7步“顯示連線”后，點擊右鍵“顯示坐標”，即可讀出pH=7時對應的體積，根據公式c（待）=，求出待測液濃度，反復實驗2-3次，取平均值。

傳統實驗教學根據指示劑變色判定滴定終點。由于讀數和指示劑顏色變化都存在誤差，故結果誤差大。用手持技術繪制pH-V曲線，光電門可準確記錄所滴加液體的體積，可直接在圖像上讀出pH=7對應的V值，準確率高，誤差小。

四、 對手持技術在酸堿中和滴定實驗中應用的思考

用 pH傳感器判斷滴定終點時，接近滴定終點時要減緩液體滴速，并充分攪拌，在室溫下操作，以減少實驗誤差。除此之外，還可用溫度傳感器得出溫度曲線，再對滴定曲線進行求導，得出導數曲線，從導數曲線中可以確定嚴格意義的滴定終點；還可用電導率傳感器繪制電導率曲線，找到電導率最低點對應的體積，從而確定滴定終點。這兩種方法不僅適用于強酸強堿，還適用于含弱酸弱堿的中和滴定。