一、酸堿指示劑的變色原理和變色范圍
1．酸堿指示劑的變色原理
酸堿滴定過程中溶液本身不發(fā)生任何外觀變化，故常借助酸堿指示劑的顏色變化來指示滴定終點。酸堿指示劑是有機(jī)弱酸或弱堿，在水溶液中存在著電離平衡，且電離產(chǎn)生酸式和堿式的不同型體具有不同的顏色。當(dāng)溶液的pH改變時，伴隨電離平衡的移動，電離產(chǎn)生的酸、堿式不同型休的濃度相對發(fā)生變化，從而引起溶液顏色發(fā)生變化。
由平衡關(guān)系可以看出，在H＋濃度減小時，平衡向左移動，溶液由紅色變成黃色；反之，在H＋濃度增大時，由黃色轉(zhuǎn)變成紅色。
酚酞指示劑是有機(jī)弱酸，它在水溶液中發(fā)生如下的離解作用和顏色變化。
從離解平衡看，當(dāng)溶液由酸性變到堿性時，平衡向右移動，溶液由無色變成紅色；反之，在酸性溶液中，由紅色變成無色。但在濃堿溶液中，酚酞就會轉(zhuǎn)變成無色的羧酸鹽式。
2．酸堿指示劑的變色范圍
為了簡便起見，通常用HIn表示弱酸指示劑，用InOH表示弱堿指示劑。下面以弱酸型指示劑為例，進(jìn)一步討論指示劑顏色的變化與溶液酸度的關(guān)系。
弱酸型指示劑在溶液中的離解平衡為：
HIn?H++In-
K(HIn)=c(H+)c（In-）/c(HIn)或c(H+)/K(HIn)=c(HIn)/c（In-）
式中：K(HIn)為指示劑的離解常數(shù)；c(HIn)和c（In-）分別為指示劑的酸式和堿式的濃度。由上式可知，在一定的溫度下，比值c(HIn)/c（In-）僅是H+濃度的函數(shù)，即c(H+)發(fā)生改變，c(HIn)/c(In-）比值隨之發(fā)生改變，溶液顏色也逐漸發(fā)生改變。但由于人眼辨別顏色的能力有限，一般說來，當(dāng)c(Hln)/c(In-)≥10時，只能看到酸式（HIn)顏色；c(HIn)/c(In-)≤1/10時，只能看到堿式（In-）顏色；10>c(HIn)/c(In-)>1/10時，指示劑呈混合色；c(HIn)/c(In-)=1時，兩者濃度相等，此時，pH=pK(HIn)，稱為指示劑的理論變色點。
c(HIn)/c(In)≥10,c(H+)≥10K(HIn),pH≤pK(HIn）－1
c(HIn)/c(In-）≤1/10，c(H+)≤1/10K(HIn),pH≥pK(HIn)+1
因此，當(dāng)溶液的pH由pK(HIn)-1變化到pK(HIn)+1，或由pK(HIn)+1變化到pK(HIn)-1時，人們才能明顯地觀察到指示劑顏色的變化。所以pH=pK(HIn）士1就是指示劑變色的pH范圍，稱指示劑的理論變色范圍。不同的指示劑因pK(HIn)不同，其變色范圍也各異。
應(yīng)當(dāng)指出，指示劑的實際變色范圍與理論推算之間是有差別的。這是由于人眼對各種顏色的敏感程度不同，加之兩種顏色之間相互掩蓋所造成的。
指示劑的變色范圍越窄越好，因為pH稍有改變，指示劑就可立即由一種顏色變成另一種顏色，即指示劑變色敏銳，有利于提高測定結(jié)果的準(zhǔn)確度。
二、混合指示劑
一般指示劑的變色范圍較寬，變色不敏銳，且變色過程中有過渡色，不易于辨別顏色的變化?；旌现甘緞﹦t具有變色范圍窄，變色敏銳等優(yōu)點。
混合指示劑有以下兩種配制方法：
一種方法是用一種不隨c(H+）變化而改變顏色的染料和一種指示劑混合而成。例如甲基橙和靛藍(lán)（染料）組成的混合指示劑。該混合指示劑隨c(H+）變化而發(fā)生如下表中的顏色變化。
可見，單一的甲基橙指示劑由紅（或黃）變到黃（或紅），中間有一過渡的橙色，不易辨別。而混合指示劑由紫（或綠）變成綠（或紫），變色非常敏銳，容易辨別。
另一種方法是由兩種不同的指示劑混合而成。例如，甲酚紅和百里酚藍(lán)組成的混合指示劑其變色范圍縮小為0.2個pH單位。
