酸堿中和滴定是中學化學中典型的定量實驗，是高考的熱點之一，主要考查：

（1）酸（堿）式滴定管的使用；

（2）酸堿中和滴定的原理；

（3）運用酸堿中和滴定原理來計算未知濃度的強酸（堿）的濃度；

（4）酸堿中和滴定實驗的操作步驟和誤差分析。本文從以下四方面對該實驗的易錯點進行反思。

一、滴定管的使用

（1）酸式滴定管隻能盛放酸性溶液、強氧化性溶液及中性溶液；堿式滴定管隻能盛放堿性溶液和中性溶液。

（2）滴定管精确到0.01mL，“0”刻度在最上面，越往下數值越大，下端有一部分沒有刻度，實際容積大于它的标定容積。

（3）滴定管用水洗淨後一定要用相應待裝溶液潤洗，否則會稀釋溶液。使用步驟簡記為：查、洗、裝、調、放。（但使用錐形瓶裝待測液時，用蒸餾水洗滌錐形瓶後，切記不能用待測液潤洗，也無須幹燥。滴定時，眼睛注視錐形瓶内溶液顔色變化。）

示例：滴定結束時，酸式滴定管中的液面如圖所示，讀數時視線要與凹液面水平相切，滴定管的精确度為0.01 mL，讀數時不能由下而上讀為27.90，而是自上而下，應讀為26.10。

二、酸堿中和滴定的原理

該實驗的原理實質就是建立定量關系：反應中酸提供的H＋與堿提供的OH－的物質的量相等，即n(H＋)＝n(OH－)，故c(H＋)·V酸＝c(OH－)·V堿，從而根據已知的酸（堿）濃度、測量出的酸堿體積求出未知的堿（酸）濃度。據此，還可以進行氧化還原滴定、沉澱滴定等。示例：

（1）已知KMnO4在酸性條件下能将草酸鈉(Na2C2O4)氧化：

2MnO4(－)＋5C2O4(2－)＋16H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O。為測定某含有雜質的草酸鈉純度(雜質不參加反應)，取樣品2.68 g配制成250 mL溶液，從中取出25.00 mL待測液置于錐形瓶中，再用0.0200 mol·L－1KMnO4标準溶液進行滴定，當滴入20.00 mL KMnO4溶液時恰好完全反應。由于酸性高錳酸鉀溶液顯紫紅色，所以不需要指示劑，當看到加入最後1滴KMnO4溶液、錐形瓶中溶液立即由無色變成紫紅色，且半分鐘内不褪色時，即達到滴定終點。據此可求出草酸鈉的質量，從而求得純度。

（2）測定水的總硬度一般采用配位滴定法，在pH=10的氨性溶液中，以鉻黑T作為指示劑，用EDTA（乙二胺四乙酸）标準溶液直接滴定水中的Ca2 、Mg2 。測定中涉及的反應有：①M2 （金屬離子） Y4-（EDTA）=MY2-；②M2 （金屬離子） EBT（鉻黑T，藍色）=MEBT（酒紅色）；③MEBT Y4-=MY2- EBT。達到滴定終點的現象是溶液恰好由酒紅色變為藍色，且半分鐘内不恢複原色。

三、運用酸堿中和滴定原理進行相關計算

計算公式為c待＝，不過代入标準液的體積時，要注意題給幾組數據是否合理，應想到誤差有一定的範圍，把不合理數據舍去。示例：用0.1000 mol·L－1的鹽酸來滴定未知濃度的NaOH溶液，某學生根據三次實驗分别記錄有關數據如下：

進行數據處理時，要注意到合理可用的鹽酸體積之間應相差不能太大，第二次的測量結果和其他兩次相比差别太大，說明該次操作出現錯誤，該結果不可信。因此計算時，酸溶液的體積應取第一、三次的平均值，然後代入公式可得出c(NaOH)的值，c(NaOH)＝0.1044 mol·L－1。

四、酸堿中和滴定實驗的誤差分析

（1）讀數的注意事項

根據計算式c待＝分析：當用标準液滴定待測溶液時，c标、V待均為定值，c待的大小取決于V标的大小，代入的标準溶液體積大，結果偏高；代入的标準溶液體積小，結果偏低。對于仰視、俯視所造成的讀數誤差，可以用畫圖的形式來理解和記憶（如圖），仰視所讀的值比平視大，俯視所讀的值比平視小，即讀數可簡記為“仰高俯低”。

1. 中和滴定指示劑的選擇

滴定終點的判斷取決于溶液顔色的變化，因而所選指示劑是否合理也影響V标的大小。常見指示劑的變色範圍如表：

①石蕊的變色範圍太大，不用做指示劑。

②強酸強堿生成的鹽顯中性，甲基橙或者酚酞均可作為指示劑。

③強酸弱堿生成的鹽顯酸性，如鹽酸滴定氨水，應選擇酸性下變色的指示劑甲基橙。

④強堿弱酸生成的鹽顯堿性，如NaOH滴定醋酸，應選擇堿性下變色的指示劑酚酞。

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