Titrasi
Jenis-jenis titrasi > Titrasi asam–basa

Artikel utama: Asidi–alkalimetri
| Indikator | Warna pada suasana asam | Rentang perubahan warna (pH) | Warna pada suasana basa |
| --- | --- | --- | --- |
| Metil ungu | Kuning | 0,0—1,6 | Ungu |
| Bromofenol biru | Kuning | 3,0—4,6 | Biru |
| Metil jingga | Merah | 3,1—4,4 | Kuning |
| Metil merah | Merah | 4,4—6,3 | Kuning |
| Lakmus | Merah | 5,0—8,0 | Biru |
| Bromotimol biru | Kuning | 6,0—7,6 | Biru |
| Fenolftalein | Nirwarna | 8,3—10,0 | Pink |
| Alizarin Kuning | Kuning | 10,1—12,0 | Merah |
Titrasi asam–basa bergantung pada netralisasi antara asam dan basa ketika dicampur dalam larutan. Selain sampel, indikator pH yang sesuai ditambahkan ke bejana titrasi, yang mewakili rentang pH pada titik ekuivalen. Indikator asam–basa menunjukkan titik akhir titrasi dengan perubahan warna. Titik akhir dan titik ekuivalen tidak sama persis, karena titik ekuivalen ditentukan secara stoikiometri reaksi sedangkan titik akhir hanyalah perubahan warna dari indikator. Oleh karena itu, kehati-hatian dalam pemilihan indikator akan mengurangi kesalahan indikator. Sebagai contoh, jika titik ekuivalen berada pada pH 8,4, maka indikator fenolftalein akan digunakan sebagai pengganti Alizarin Kuning karena fenolftalein akan mengurangi kesalahan indikator Alizarin. Indikator-indikator umum, warnanya, dan rentang pH perubahan warnanya disajikan dalam tabel di atas. Jika diperlukan hasil yang lebih presisi, atau jika reagennya berupa asam lemah dan basa lemah, maka digunakan pH meter atau konduktometer.
Untuk basa yang sangat kuat, seperti reagen organolitium, amida logam, dan hidrida, air umumnya bukan pelarut yang cocok dan indikator yang pKa-nya berada dalam rentang perubahan pH air jarang digunakan. Sebaliknya, titran dan indikator yang digunakan adalah asam yang jauh lebih lemah, dan digunakan pelarut anhidrat seperti THF.
Perkiraan pH selama titrasi dapat diperkirakan melalui tiga jenis perhitungan. Sebelum titrasi dimulai, konsentrasi  {\ce {[H+]}} dihitung dalam larutan asam lemah sebelum menambahkan basa apa pun. Bila jumlah mol basa yang ditambahkan sama dengan jumlah mol asam awal atau disebut titik ekuivalen, salah satu hidrolisis dan pH dihitung dengan cara yang sama seperti menghitung basa konjugasi dari asam yang dititrasi. Antara titik awal dan akhir,  {\ce {[H+]}} diperoleh dari persamaan Henderson-Hasselbalch dan campuran titrasi dianggap sebagai penyangga. Dalam persamaan Henderson-Hasselbalch, [asam] dan [basa] dikatakan sebagai molaritas yang tetap ada bahkan dengan disosiasi atau hidrolisis. Dalam penyangga,  {\ce {[H+]}} dapat dihitung dengan tepat tetapi disosiasi HA, hidrolisis  {\ce {A-}} dan swa-ionisasi air harus diperhitungkan. Empat persamaan yang berbeda harus digunakan:
Dalam persamaan tersebut,  n_{{\ce {A}}} dan  n_{{\ce {B}}} masing-masing adalah mol asam (HA) dan garam (XA, dengan X adalah kation), yang digunakan dalam penyangga, dan volume larutan adalah V. Hukum aksi massa diterapkan pada ionisasi air dan disosiasi asam untuk menurunkan persamaan pertama dan kedua. Kesetimbangan massa digunakan pada persamaan ketiga, di mana jumlah  V[{\ce {HA}}] dan  V[{\ce {A-}}] masing-masing harus sama dengan jumlah mol asam dan basa terlarut. Keseimbangan muatan digunakan dalam persamaan keempat, di mana ruas kiri mewakili muatan total kation dan ruas kanan mewakili muatan total anion:  {\frac {n_{{\ce {B}}}}{V}} adalah molaritas kation (misalnya natrium, jika garam natrium dari kation asam atau natrium hidroksida digunakan dalam pembuatan penyangga).