滴定

滴定（英語：Titration），在分析化學中是一種分析溶液成分的方法。將標準溶液逐滴加入被分析溶液中，用顏色變化、沉澱或電導率變化等來確定反應的終點。由於體積測定是滴定的關鍵，滴定分析又稱容量分析。

裝在滴定管中的溶液（稱作滴定劑），是已知濃度的溶液（即標準溶液），而未知濃度的溶液則裝在下方的錐形瓶里。

返滴定法測定蛋殼中碳酸鈣的質量百分濃度

滴定通過兩種溶液的定量反應來確定某種溶質的含量。滴定最基本的公式為：

${\frac {c_{1}V_{1}}{\nu _{1}}}={\frac {c_{2}V_{2}}{\nu _{2}}}$

其中c為溶液濃度，V為溶液體積，ν為反應方程式中的係數。

原理

滴定過程需要一個定量進行的反應，此反應必須能完全進行，且速率要快，也就是平衡常數、速率常數都要較大。而且反應中干擾測量的副產物以及副反應的程度都必須降到誤差允許的範圍以內，在常量分析的範疇中，這個限度通常是±0.1％。

在兩種溶液的滴定中，通常裝在滴定管中的溶液稱作滴定劑（titrant），是已知濃度的溶液，即是標準溶液（standard solution），而未知濃度的溶液則裝在下方的錐形瓶里。標準溶液的濃度是與不易變質的固體標準試劑（primary standard）滴定而測得的。

滴定結束時，讀出用去滴定管中溶液的體積，即可用公式算出濃度（讀數減原來讀數）。

根據反應類型的不同，滴定分為以下種類：

• 酸鹼中和滴定（利用中和反應）
• 氧化還原滴定（利用氧化還原反應）
• 沉澱滴定（利用生成沉澱的反應）
• 絡合滴定（利用絡合反應）

指示劑

採用酚酞指示劑進行酸鹼滴定，達到滴定終點時的情形。

主條目：指示劑

滴定反應需要靈敏的指示劑來指示反應的完成。指示劑在反應完成時，會迅速變成另一種顏色，這樣實驗者就可以根據指示劑的變色來確定反應的終止。這兩個變化通常不是同時完成的，反應定量完成時的狀態叫計量點（stoichiometric point）或當量點（equivalence point），指示劑變色時的狀態叫滴定終點（end point）。然而通過選用恰當的指示劑可以將指示劑帶來的誤差（稱作終點誤差，end point error）降到允許範圍之內。

指示劑一般有兩種形態，兩種形態呈現不同的顏色。有的指示劑有三種不同顏色的形態。指示劑在滴定終點前後，在兩種顏色之間發生顏色漸變的範圍叫做變色範圍。指示劑在變色範圍內呈現過渡色。

中和滴定的指示劑是有機弱酸或弱鹼，它們的變色範圍在等電點附近。如弱酸的變色（以HIn代表）：

• HIn (酸色形) = H In^-(鹼色形)

NaOH滴入HCl的滴定曲線，在pH=7附近發生突躍。橫軸是NaOH體積，縱軸是pH值。

由於在變色範圍時會發生「突躍」現象，顏色會變得很迅速，只要1滴溶液就可以讓指示劑完全變色，因此選擇指示劑時，只需讓反應完成時的pH值落在突躍範圍內即可指示劑與金離子成沉澱或有色。

操作

實驗室容量滴定法傳統裝置，錐形瓶上方為酸試滴定管

滴定操作需要用到一種專門的儀器：「滴定管」。滴定管很細，因此讀數也較精確，最小刻度為0.1mL，讀數還要估讀一位（0.01mL）。

由於滴定要求極準確，所以滴定管及其下方的錐形瓶都要求清潔，在滴定前（若不確保乾淨）都要用肥皂水洗一遍，再用自來水、蒸餾水各洗2～3遍。由於滴定管是量具，有濃度要求，所以清洗之後還要潤洗滴定管，用待裝溶液潤洗2～3遍。出於節約，清洗、潤洗都秉着少量多次的原則。

酸式滴定管能用於酸性，中性，和強氧化性試劑的量取，但不可以裝填鹼性試劑;鹼式滴定管可以用於鹼性，中性溶液的量取，但不可以裝填酸性和強氧化性試劑（否則會腐蝕橡膠開關）．

滴定之前，先檢查滴定管。先將滴定管裝滿水，豎直放置，檢查是否漏液。潤洗之後要裝上溶液並打開活塞放液，趕儘管下部的空氣泡。滴定之前要讀一次數，因此放液之後要把液面調至某個整數刻度（通常是0刻度）以便讀數。

在錐形瓶被滴溶液中滴入幾滴指示劑。按照實驗規程，滴定管中的液體要逐滴滴下，每滴一滴都要搖盪錐形瓶。然而在實際操作中，熟練的實驗員可以先很快地放液，在接近變色點時放慢速度，改為逐滴滴下，這樣節省不少時間。

當指示劑變色時，停止放液，震盪30秒後，若顏色不褪去，讀出滴定管讀數。前後兩個讀數相減即為用去溶液體積。

通常進行滴定實驗至少要進行兩次，取平均值，兩次所用標準溶液體積相差不能超過0.02ml,再取平均值，以確保準確。

儀器分析中的滴定

在沒有合適的指示劑可用的情況下，通過儀器分析的方法來判定滴定反應的計量點是一種較好的途徑。

電位滴定

電位滴定利用溶液電勢與滴入滴定劑體積的關係判定反應的計量點。計量點前後，溶液電勢發生突躍，通過隨時測量滴定劑的體積和溶液電勢，即可找出該點。

所用的測量裝置包括一個電壓計，連接一個參比電極（電勢不變）和一個指示電極。指示電極內外離子濃度不同導致電勢差(E)，這個電勢差與待測離子濃度的對數成線性關係。pH計就是依據這個原理製成的。

為了提高測量精度，可以改用${\frac {\Delta E}{\Delta V}}$對V（滴定劑體積）作圖，視「導數」的最高點為滴定終點。也可以用${\frac {\Delta ^{2}E}{\Delta V^{2}}}$對V作圖，視「二階導數」的變號之處為滴定終點。需要說明，由於測量是散點式的，這些量並不是真正的導數、而是差分。實際應用時，假定每兩個測量點之間的變化幅度是線性的。

參看

• 分析化學
• 定量分析
• 滴度