酸堿滴定法
酸堿滴定法是以酸堿反應為基礎的滴定分析方法。利用該方法可以測定一些具有酸堿性的物質，也可以用來測定某些能與酸堿作用的物質。有許多不具有酸堿性的物質，也可通過化學反應產生酸堿，并用酸堿滴定法測定它們的含量。因此，在生產和科研實踐中，酸堿滴定法的應用相當廣泛。
一、滴定曲線與指示劑的選擇
（一）強堿滴定強酸
強堿滴定強酸時發生的反應為
上述反應的平衡常數為Kt為
現以0.1000mol?L-1NaOH溶液滴定20.00mL，0.1000mol?L-1HCL.溶為例,討論滴定過程中溶液pH值的變化情況。
1．滴定前
溶液[H+]等于HCL的初始濃度：
[H + ]=c(HCl)=0.100mol.L -1
pH=-lg[H+]=1.00
2．化學計量點前
溶液的[H+]決定于剩余HCL的濃度
例如，當滴入18.00mLNaOH溶液時,有90%的HCL被中和,剩余HCL物質的量為0.1000×20.00-0.1000×18.00=0.2000mmol，此時溶液的總體積為38.00mL，則溶液的[H+]為：
[H + ]=0.2000/38.00=5.3*10 -3 (mol.L -1 )
pH=-lg[H + ]=-lg5.3*10 -3 =2.28
用類似的方法可求得當加入19.98mL NaOH時溶液的PH值為4.30。
3．化學計量點時
當加入20.00mLNaOH溶液時，HCL溶液被100%的中和，變成了中性的NaCL水溶液，故溶液的PH值由水的離解決定。
4．化學計量點后
溶液的PH值由過量的NaOH的量和溶液的總體積決定。即
例如，當加入20.02ml NaOH溶液時, NaOH溶液過量0.02ml,溶液的總體積為40.02ml,則溶液的[OH-]為：
pOH=4.30
pH=14.00-4.30=9.70
根據上述方法可以計算出不同滴定點時溶液的PH值，部分結果列于表7-1。根據表中的數據作圖，即可得到強堿滴定強酸的滴定曲線圖7-1中的a。
滴定曲線不僅說明了滴定時溶液PH值的變化方向，而且也說明了各個階段的變化速度。從圖中可以看出，曲線自左至右明顯分成三段。前段和后段比較平坦。溶液的PH值變化緩慢，中段曲線近乎垂直。在化學計量點附近PH值有一個突變過程。這種PH值突變稱之為滴定突躍，突躍所在的PH值范圍稱為滴定突躍范圍（常用化學計量點前后各0.1%的PH范圍表示，本例的突躍范圍是（4.30-9.70）。
最理想的指示劑應該能恰好在反應的化學計量點發生顏色變化，但在實際工作中很難使指示劑的變色范點和化學計量點完全統一。因此，指示劑的選擇主要以滴定的突躍范圍為依據，通常選取變色范圍全部或部分處在突躍范圍內的指示劑滴定終點，這樣產生的疑點誤差不會超過±0.1%。在上述滴定中，甲基橙（PH3.1-4.4）和酚酞(PH8.0-10.0)的變色范圍均有一部分在滴定的突躍范圍內,所以都可以用來指示這一滴定疑點此外,甲基紅、溴酚藍和溴百里酚藍等也可用作這類滴定的指示劑。
滴定突躍的大小與溶液的濃度密切相關。若酸堿濃度均增大10倍，滴定突躍范圍將加寬2個PH單位；反之，若酸堿濃度減小10倍，相應的突躍范圍將減小2個PH單位。可見濃度愈高突躍范圍越大，濃度越低突躍范圍越小，如果滴定時所用的酸堿濃度相等并小于2×10-4mol ?L-1，滴定突躍范圍就會小于0.4個PH單位，用一般的指示劑就不能準確地指示出終點。故將c≥2×10-4mol ?L-1作為此類滴定能夠準確進行的條件。
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