滴定分析概述教材

二、格式要求

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1．页面设置为Word默认格式（上下边距为2.54，左右边距为3.17）。 2．全书统一为宋体，1.5倍行距。

3．模块名称为小二号字、加粗、居中；课题名称为三号字、较粗、居中（有些教材可没有课题这一级，直接从模块到任务）；任务名称为小三号、加粗、居中。

4.任务引入、任务分析、相关知识、任务实施、知识链接等栏目可使用如下图表代替：

技能训练

5．正文内容为小四号字，表格中的内容为五号字。 6．标题级别按以下格式： 第一级 一、 二、 三、 第二级 1． 2． 3． 第三级 （1） （2） （3） 第四级 1） 2） 3）

尽量不要超过四级标题，否则请重新整理相关内容。

7．文中如果要加入提示性的内容，如技能提示、注意事项、案例阅读等，可加入文本框，在文本框中编写。

8．图、表的处理

对于图和表，一是都要有图号和表号、图名和表名，二是在文中要对应文字

1

说明。如果是图，请用“如图。。。所示”来说明；如果是表，请用“见表。。。”来说明。

图表的序号应该为图1—1—1，表1—1—1 ，这里的序号第一个数字1是指模块序列，第二个数字1是指任务的序列，第三个数字1是指该图在本任务下面的图序。

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模块五 滴定分析法测定物质含量

项目一 滴定分析概述

任务一 认知滴定分析

【任务目标】

通过本任务学习，使学生 1.滴定分析基本术语。 2.了解滴定分析法分类。

3.掌握滴定分析法对滴定反应的要求。

4.掌握滴定分析中常用的四种滴定方式的特点和适用范围。

小丽熟悉的化学反应式很多，她想了解哪些能用于滴定分析，比如 NaOH+ HCl→NaCl+ H2O 和 AgNO3+NaCl→AgCl+NaNO3是否都能用于滴定分析？请你给出答案。

若要判断化学反应式是否能用于滴定分析，首先要了解什么是滴定分析，掌

2

握滴定分析的基本概念，了解滴定分析方法和滴定方式，在此基础上我们很容易理解滴定分析对化学反应的要求。

一、滴定分析的基本概念

滴定分析是用滴定管将已知准确浓度的溶液，滴加到被测物质的溶液中，直到被测组分恰好完全反应为止，由所用溶液的浓度和体积，根据化学反应方程式的关系，来计算被测物质含量的方法。由于这种测定方法是以测量溶液体积为基础，故称为容量分析。滴定分析的基本概念见表5-1-1-1

表5-1-1-1 概 念 定 义 滴定剂（标准滴定溶液） 在滴定分析过程中，已知准确浓度的试剂溶液 试液 被测物质溶液 化学计量点（计量点） 当加入的标准溶液的量和被测物的量相等时 指示剂 滴定终点 终点误差(滴定误差) 能在化学计量点附近变色来指示化学计量点的到来的物质 滴定时，指示剂改变颜色的那一点 滴定终点与化学计量点不一致造成的误差 二、滴定分析方法

1.根据所利用的化学反应的不同，滴定分析一般可分为4大类。见 表5-1-1-2

表5-1-1-2

分 类 酸碱滴定法 氧化还原滴定法 配位滴定法 沉淀滴定法 基 础 酸碱中和反应 氧化还原反应 配合反应 沉淀反应 +应用范围 测定酸碱以及能与酸或碱进行定量反应的物质 测定具有氧化性或还原性的物质，以及能与氧化剂和还原剂间接反应的物质 测定金属离子 主要应用于Ag、CN、CNS、卤素等物质的测定 －－ 三、滴定方式

在进行滴定分析时，滴定的方式主要有如下四种：见表5-1-1-3

3

表5-1-1-3

分类 直接滴定法 概念及适用范围 凡能满足滴定分析要求的反应都可用标准滴定溶液直接滴定被测物质 实例 NaOH标准溶液可直接滴定HAc、HCl、H2SO4等 Al与EDTA（一种配位剂）溶液反应速率慢，不能直接滴定，可采用返滴定法。即在一3+定的pH条件下，在待测的Al离子试液中加入过量的EDTA溶液，加热促使反应完全，然后再用另外一种标准锌溶液滴定剩余的EDTA溶液，从而计算出3+试样中Al的含量。 用K2CrO7标定Na2S2O3溶液的浓度时，就是以一定量的K2Cr2O7在酸性溶液中与过量的KI作用，析出相当量的I2，再以淀粉为指示剂，用Na2S2O3溶液滴定析出的I2，进而求得Na2S2O3溶液的浓度 溶液中Ca几乎不发生氧化还2－原反应，但利用它与C2O4作用形成CaC2O4沉淀，过滤洗净后，加入H2SO4使其溶解，用KMnO42－标准滴定溶液滴定C2O4，就可2+以间接测定Ca的含量 2+3+返滴定法 又称为剩余量回滴法，是在待测试液中准确加入适当过量的标准溶液，待反应完全后，再用另一种标准溶液返滴定剩余的第一种标准溶液，从而测定待测组分的含量。这种滴定方式主要用于滴定反应速率较慢或反应物是固体，加入符合计量关系的标准滴定溶液后反应常常不能立即完成的情况。 先加入适当的试剂与待测组分定量反应，生成另一种可滴定的物质，再利用标准溶液滴定反应产物，然后由滴定剂的消耗量、反应生成的物质与待测组分等物质的量关系计算出待测组分的含量。这种滴定方式主要用于因滴定反应没有定量关系或伴有副反应而无法直接滴定的测定。 某些待测组分不能直接与滴定剂反应，但可通过其他的化学反应间接测定其含量 置换滴定法 间接滴定法 返滴定法、置换滴定法和间接滴定法的应用大大扩展了滴定分析的应用范围。

滴定分析适用于常量组分的测定，测定准确度较高，一般情况下测定误差不大于0.1％，并且具有操作简单、快速，所用仪器简单的优点。

四、滴定分析对化学反应的要求

滴定分析法是以化学反应为基础的分析方法，但是并非所有的化学反应都能作为滴定分析法的基础，作为滴定分析法基础的化学反应必须满足以下几点：

1.反应要有确切的定量关系，即按一定的反应方程式进行，并且反应进行得完全。

2.反应速度要快，对速度慢的反应，有加快的措施。

3.反应不受杂质的干扰，若有干扰，可采用适当的方法消除干扰。 4.有适当的方法指示反应的等量点。

4

凡能满足滴定分析对化学反应要求的化学反应式都能用于滴定分析，比如NaOH+ HCl→NaCl+ H2O，而AgNO3标准溶液滴定Cl－，缺乏合适的指示剂，因此不能用AgNO3标准溶液直接滴定Cl－即AgNO3+NaCl→AgCl+NaNO3不能用于滴定分析，此时，可采用返滴定法，即 加入一定量过量AgNO3标准溶液使Cl－沉淀完全，再用NH4SCN标准滴定溶液滴定过量的Ag+，以Fe3+为指示剂，出现Fe(SCN)2+淡红色为终点。

1.什么是滴定分析？

2.能够用于滴定分析的化学反应应具备哪些条件？

3.什么是滴定反应的计量点？什么是滴定操作的终点？两者有何关系？ 4.测定金属离子时主要采用什么滴定分析方法？

5.用 EDTA标准滴定溶液测定Ca2+和Al3+时采用的滴定方式有何不同？为什

么？

任务二 滴定分析的结果计算

【任务目标】

通过本任务学习，使学生

1.掌握溶液浓度的表示方法及换算。 2.理解并掌握等物质的量反应规则。

3.能够进行溶液各种浓度的计算及相互换算、能够熟练计算标准滴定溶液浓度。

4.能根据等物质的量反应规则计算待测组分的含量。

做起滴定分析实验小丽是如鱼得水，提起相关计算却有老虎吃天无从下口的感觉，请你帮她理清思路，树立对滴定分析计算的自信。

滴定分析结果计算是许多基础知识的综合运用，包括溶液浓度的表示方法及换算、等物质的量反应规则、基本单元的确定、根据等物质的量反应规则计算待测组分的含量等，在理解掌握基础上综合应用以上内容，做起滴定分析计算就会得心应手。

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一、溶液浓度的表示方法 1.质量分数

表示待测组分的质量mB除以试液的质量mS，以符号wB表示 wB＝溶质质量溶质质量?100％＝?100％

溶液质量溶液密度?溶液体积【例5-1-2-1】 欲配制10%K2CrO4溶液100g，求K2CrO4及蒸馏水质量各多少？ 解：w(K2CrO4)?m(K2CrO4)?100%?10%

100 M（K2CrO4）＝10g

蒸馏水质量：100 g－10 g＝90g 答：K2CrO4及蒸馏水质量各为10g、90g。

【例5-1-2-2】 欲配制20％的HCl溶液500mL，问需38％的HCl溶液多少mL？

解：查表得20％的HCl溶液密度ρ2为1.100g/mL 38％的HCl溶液密度ρ1为1.194g/mL

设需要HCl的体积为V1 ，利用稀释前后质量不变，即

V1 ρ1 w1 ＝ V2 ρ2 w2 则 V1?V2?2w2500?1.100?20%??242.5（mL） ?1w11.194?38%答：需38％的HCl溶液242.5mL。

2.质量浓度

表示单位体积试液中被测组分B的质量，以符号ρB表示。单位为g / L，mg / L，或μg / mL，μg / L等。有时也用被测组分B的质量占试液体积的百分比来表示：

?B?m溶质质量?100％＝B?100%

溶液总体积VB【例5-1-2-3】 称取1g固体甲基橙溶于水中，并稀释至1000mL，其质量浓

度是多少？

1解：ρB==0.001（g / mL）=1g / L

1000答：甲基橙溶液的质量浓度是1g / L。

【例5-1-2-4】 欲配制15％BaCl2溶液500mL，需称取BaCl2固体的质量为多少？

解：mB＝ρB×VB＝15％×500＝75（g） 答：需称取BaCl2固体的质量为75g。

3.物质的量浓度

表示待测组分的物质的量nB除以试液的体积VS，以符号CB表示，常用单位mol / L。

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cB?【例5-1-2-5】欲配制C(少克K2Cr2O7?

nB V1K2Cr2O7)＝0.1mol / L的溶液250mL，应称取多61294.18K2Cr2O7)＝＝49.03(g / mol)

6611 m＝C(K2Cr2O7)×V×M(K2Cr2O7)

66 ＝0.1×0.25×49.03 ＝1.2258(g)

答：应称取K2Cr2O71.2258g。 4.体积分数

解： M(

表示待测组分的体积VB除以试液的体积Vs 。以符号?B表示 ?B?VB VS【例5-1-2-6】 欲配制?H2O2＝3％H2O2溶液500mL，用市售H2O2浓度为30％如何配制？

500?3%＝50(mL)

30%配制方法：量取市售H2O250mL，加水稀释至500mL。 5．体积比

即用溶质试剂（市售原装浓溶液）与溶剂体积之比来表示的浓度。如果溶液中溶质试剂和溶剂的体积比为a：b(或a＋b)，需要配制溶液的总体积为V，则加入溶质试剂和溶剂的倍数为x

V x?

a?b即溶质试剂体积为ax，溶剂体积为bx。

【例5-1-2-7】 欲配制1+3氨水1500mL，求所用浓氨水和蒸馏水各为多少mL ？

V1500?解 x?＝375( mL ) a?b1?3 浓氨水体积 1×375＝375 (mL) 蒸馏水体积 3×375＝1125 (mL)

答：所用浓氨水和蒸馏水的体积各为 375 mL 、1125 mL 。 二、溶液的配制和计算 1、质量分数表示 （1）溶质是固体物质

mB = m液wB

m剂 = m液 － mB

解： VH2O2＝

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式中 mB —— 固体溶质B的质量，g；

m液 ——欲配溶液的质量，g； m剂 ——溶剂的质量，g；

wB —— 欲配溶液的质量分数，%。

【例5-1-2-8】欲配制5%的铬酸钾溶液500g，如何配制？ 解 计算所需溶质和溶剂的质量

m（K2CrO4）= m液×w(K2CrO4）= 500 ×5% = 25（g） m（H2O）= 500－25 = 475（g）

答：称取25g铬酸钾，加入盛有475g水的烧杯中，搅拌溶解均匀即可。 【例5-1-2-9】 配制0.1%甲基橙指示剂500mL，问固体甲基橙和蒸馏水各取多少？

解： mB＝ρB×VB =0.1%×500=0.5（g）

称取0.5g固体甲基橙溶于水中，并稀释至500mL即可。 (2)溶质是浓溶液

先查阅酸、碱溶液浓度-密度关系表，查得溶液的密度后可计算出体积，然后进行配制。

依据稀释前后溶质的质量保持不变

ρ前V前w前=ρ后V后w后

式中 ρ前，ρ后 —— 浓溶液、欲配溶液的密度，g/mL；

V前，V后 —— 溶液稀释前后的体积，mL；

w前，w后 —— 浓溶液、欲配溶液的质量分数，%。

【例5-1-2-10】欲配制30%，密度为1.22g/cm3的H2SO4溶液1000mL，需要密度为1.84g/cm3的98%的浓H2SO4溶液多少毫升？如何配制？

解 根据稀释前后溶质的质量不变

ρ前V前w前 =ρ后V后w后

则代入数据 1.84×V前×98% = 1.22×1000×30% V前 = 203（mL）

答：需要密度为1.84g/cm3的98%的浓H2SO4溶液203mL。量取98%的浓硫酸203mL，在不断搅拌下慢慢倒入适量水中，冷却后用水稀释至1000mL，混匀。（注意：切不可将水倒入浓硫酸中，以防浓硫酸溅出伤人。）

2.用质量浓度表示

mB = ρBV液

式中 mB——溶质B的质量，g；

ρB ——溶液的质量浓度，g/L； V液——溶液的体积，L。

【例5-1-2-11】欲配制5g/L的酚酞指示剂1000mL，如何配制？ 解 酚酞指示剂通常是用90%的酒精做溶剂配制的

m酚酞 = ρ（酚酞）V液

= 5×1 = 5（g）

答：称取5g固体酚酞溶于90%的酒精中，稀释至1000 mL即可。 【例5-1-2-12】欲配制0.5 g/L的甲基橙溶液1000mL，如何配制？ 解 m = 0.5×1=0.5（g）

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答：称取0.5g甲基橙溶于水中，加水稀释至1000mL，混匀。 3.用体积分数表示

VB = φBV液

式中 VB ——B的体积，L；

φB ——B的体积分数； V混 ——混合物的体积，L。 【例5-1-2-13】欲配制体积分数为70%的酒精溶液1000mL，问需要95%的酒精溶液多少毫升？

解 V酒精= ρ（酒精）V液/95% = 1000×70%÷95% = 736（mL）

答：量取95%酒精溶液736毫升，加水稀释至1000 mL，混匀。 4.用体积比浓度表示

如果溶液中溶质试剂与溶剂的体积比为a+b,需配制溶液的总体积为V，则

aV质 =×V液

a?b式中 V质 ——溶质试剂的体积，L；

V液 ——欲配制溶液的体积，L。

【例5-1-2-14】欲配制1+4的氨水溶液500mL，如何配制？

1解 V浓氨水 = ×500 = 100（mL）

1?4 V水= 500－100 = 400（mL）

答：用量筒量取100毫升浓氨水于烧杯中，再加入400毫升水混匀即可。 5.用物质的量浓度表示 (1)溶质是固体物质

mB = cBV液MB

式中 mB ——固体溶质B的质量，g；

cB ——欲配制溶液的物质的量浓度，mol/L； V液 ——欲配制溶液的体积，L； MB ——溶质B的摩尔质量，g/mol。

1【例5-1-2-15】欲配制c（K2Cr2O7）= 0.1 mol/L溶液1000 mL，如何配

6制？

解 计算所需溶质的质量

111m（K2Cr2O7）= c（K2Cr2O7）×V液×M（K2Cr2O7）

666294.2= 0.1×1000×10-3×

6= 4.903（g）

答：称取4.903g K2Cr2O7于烧杯中，加水溶解后，再稀释至1000 mL，混匀即可。

(2)溶质是浓溶液

依据稀释前后溶质的质量或物质的量不变进行计算后配制

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【例5-1-2-16】欲配制0.1mol/L的稀H2SO4溶液500mL，需要密度为1.84g/cm3

的98%的浓H2SO4溶液多少毫升？如何配制？

解 根据稀释前后溶质的质量不变

ρ前V前w前 =C后V后M（H2SO4）

则代入数据 1.84×V前×98% =0.1×500×10-3×98 V前 =2.7（mL）

答：需要密度为1.84g/cm3的98%的浓H2SO4溶液2.7mL。量取98%的浓硫酸2.7mL，在不断搅拌下慢慢倒入适量水中，冷却后用水稀释至500mL，混匀。

二、基本单元的概念及确定

在滴定分析中，通常以试剂反应的最小单元为基本单位，基本单元可以是分子、原子、离子、电子等基本粒子，也可以是这些基本粒子的特定组合。

基本单元的确定一般可根据滴定反应中的质子转移数（酸碱反应），电子的得失数（氧化还原反应）或反应的定量关系来确定。

对于质子转移的酸碱反应，通常以转移一个质子的特定组合作为反应物的基本单元。

例如，盐酸和碳酸钠的反应

2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + H2O + CO2↑

反应中盐酸给出一个质子，碳酸钠接受两个质子，因此分别选取HCl和1（Na2CO3）作为基本单元。由于反应中盐酸给出的质子数必定等于碳酸钠接受2的质子数，因此到达化学计量点时

1 n(HCl)＝n(Na2CO3)

2氧化还原反应是电子转移的反应，通常以转移一个电子的特定组合作为反应物的基本单元。

例如，高锰酸钾标准溶液滴定Fe2+的反应

MnO4—+5Fe2+ +8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

MnO4—+ 5e+ 8H+ → Mn2+ + 4H2O Fe2+－e →Fe3+

高锰酸钾在反应中得到5个电子，Fe2+离子在反应中失去一个电子，因此应

1分别选取(KMnO4)和Fe2+作为基本单元。则反应到达化学计量点时

51 n( KMnO4 )＝n(Fe2+)

5关于基本单元，若以Z表示转移的质子或电子数，存在以下关系式

11 M(B)?M(B)

ZZ1 n()?Zn(B)

Z1 c(B)?Zc(B)

Z三、等物质的量规则

滴定分析中计算的基础是等物质的量规则。等物质的量规则是指对于一定的化学反应，如选定适当的基本单元，那么在任何时刻所消耗的反应物的物质的量

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均相等，在滴定分析中，若根据滴定反应选取适当的基本单元，则滴定到达化学计量点时被测组分的物质的量nA，就等于所消耗的标准滴定溶液中溶质的物质的量nB，即：

nA＝nB

若反应的两种物质均为溶液，则等物质的量规则可表示为：

cBVB＝cAVA。

若反应的两种物质一种为溶液，一种为固体，则等物质的量规则表示为：

cAVA?1000?mB MB应用等物质的量规则时，物质的量浓度、物质的量和摩尔质量必须注明基本单元。

四、计算示例

1.两种溶液间的滴定计算

cBVB＝cAVA

1【例5-1-2-17】 滴定25.00mL氢氧化钠溶液，消耗c( H2SO4)＝0.1000 mol

2/ L硫酸溶液24.20mL，求该氢氧化钠溶液的物质的量浓度？

解： H2SO4+2NaOH → Na2SO4+H2O

11 c(NaOH)V(NaOH)＝c(H2SO4)V(H2SO4)

221c(H2SO4)V(H2SO4)0.1000?24.20?10?32c(NaOH)???0.09680 （mol / ?3V(NaOH)25.00?10L）

答：氢氧化钠溶液的物质的量浓度为0.09680 mol / L。

等物质的量规则，还可用于溶液稀释的计算，因为稀释前后溶质的质量m及物质的量n并未发生变化，所以

c浓V浓?c稀V稀

【例5-1-2-18】欲将500.00mL浓度为c(HCl)＝0.1232mol / L的HCl溶液稀释成c(HCl)＝0.1000mol / L的溶液，需加水多少毫升？

解 设需加水的体积为V ,则稀释后溶液体积为V稀 =V浓+V

根据 c浓V浓=c稀V稀

得c浓V浓=c稀(V浓+V) -3

0.1232×500.00 ×10=0.1000 ×（1000.00+ V）×10-3

则V =116（mL）

答：需加水116mL。

2. 固体物质 A 与溶液 B 之间反应的计算

对于固体物质 A，当其质量为 mA时，有nA＝mA/MA ；对于溶液 B，其物质的量nB＝mB/MB。

若固体物质 A 与溶液 B完全反应达到化学计量点时，根据等物质的量规则得

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cBVB=

mA MA【例5-1-2-19】欲标定某盐酸溶液，准确称取无水碳酸钠1.3078g ，溶解后稀释至250 mL。移取25.00 mL上述碳酸钠溶液，以欲标定盐酸溶液滴定至终点时，消耗盐酸溶液的体积为24.28mL，计算该盐酸溶液的准确浓度？

解 2HCl+Na2CO3→2NaCl+H2O+CO2 ↑

1 n(HCl)=n(Na2CO3)

2c(HCl)V(HCl)=

m(Na2CO3)

1M(Na2CO3)2

25.00?10?31.3078??3250.00?10c(HCl)=

1?3?105.99?24.28?102 ＝0.1016（mol/L） 答：该盐酸溶液的准确浓度为0.1016mol/L。 3. 求待测组分的质量分数及质量浓度

在滴定过程中，设试样质量为mS，试样中待测组分A的质量为mA，则待测组分的质量分数为

wA?mAcBVBMA ?mSmS式中 wΑ—待测组分A 的质量分数；

c（B）—滴定剂B 以 B 为基本单元的物质的量浓度，mol/L； V（B）—B 所消耗的体积，L；

M（A）—待测组分A以A为基本单元的摩尔质量，g/mol； 待测组分的质量浓度为

?A?mAcBVBMA? VV式中 ρΛ—待测组分A的质量浓度；

cB—滴定剂B以 B为基本单元的物质的量浓度，mol/L； VB—滴定剂B 所消耗的体积，L；

MA—待测组分A 以 A 为基本单元的摩尔质量，g/mol； V—试液的体积，L

【例5-1-2-20】称取0.5238 mL含有水溶性氯化物的样品，用0.1000 moL/LAgNO3 标准滴定溶液滴定，到达滴定终点时，消耗了25.70mL AgNO3 溶液，求样品中氯的质量分数。

解 Ag+ +Cl-→AgCl

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n(Ag+) =n(AgNO3)=n(Cl-)=n(Cl)

w(Cl)?m(Cl)c(AgNO3)V(AgNO3)M(Cl) ?mSmS0.1000?25.70?10?3?35.45＝

0.5238=0.1739=17.39%

答：样品中氯的质量分数为17.39%。

【例5-1-2-21】用c(HCl)=0.1056mol/L的盐酸标准滴定溶液测定某试样中碳酸钠的质量分数，称取0.3242g试样，消耗了24.38mL盐酸溶液，求试样中碳酸钠的质量分数.

解 2HCl + Na2CO3 → 2NaCl + CO2↑+ H2O

1n(HCl)＝n(Na2CO3)

21c(HCl)V(HCl)M(Na2CO3)2w(Na2CO3)? mS10.1056?24.38?10?3??105.992＝=0.4208=42.08%

0.3242答：试样中碳酸钠的质量分数为42.08%。

【例5-1-2-22】 移取某硫酸溶液25.00mL，以C(NaOH) =0.2056mol/L 的氢氧化钠标准滴定溶液滴定，以甲基橙为指示剂，滴定至终点，共消耗氢氧化钠标准滴定溶液30.12mL，求该硫酸溶液的质量浓度。

解 H2SO4+2NaOH → Na2SO4+2H2O

1c(NaOH)V(NaOH)M(H2SO4)m(H2SO4)2 ?(H2SO4)??VV0.2056?30.12?10?3?1?98.082=12.15(g/L)

?(H2SO4)?25.00?10?3答：该硫酸溶液的质量浓度为12.15g/L。

一、选择（每题只有一个正确答案）

1.用同一浓度的NaOH溶液分别滴定体积相等的H2SO4溶液和HAc溶液，消耗的体积相等，说明H2SO4溶液和HAc溶液的浓度关系是（ ）。

A. c（H2SO4）=c（HAc） B. c（H2SO4）=2c（HAc） C. 2c（H2SO4）=c（HAc） D. c（H2SO4）=4c（HAc）

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2．下列说法中不正确的是（ ）。

A.使用摩尔时，应指明物质的基本单元

B.使用摩尔质量时，必须指明物质的基本单元

C.基本单元可以是原子、分子、电子及其他粒子或是这些粒子的特定组合 D.同样质量的一种物质，选用的基本单元不同，物质的量总是相同的 3.用甲醛法测定工业铵盐中的NH3（其摩尔质量为17g/mol）含量，0.2 g铵盐试样耗去25mL0.1mol/l的NaOH溶液，则试样中NH3的含量约为（ ）。

A. 21％ B. 26％ C. 31％ D. 36％

4.用0.1mol/l的HCl溶液滴定0.16gNaCO3（其摩尔质量为106g/mol）至甲0.05476基橙变色为终点，约需HCl溶液（ ）。

A.10 mL B. 20mL C.30mL D. 40mL 二、判断

1.确定基本单元的原则是等物质的量反应规则。（ ） 2.两种物质相互发生化学变化时，它们反应的物质的量相等。（ ） 3.基本单元只能是分子、原子或离子。（ ）

4.同一种物质，用的基本单元不同，物质的量总是相同的。（ ） 三、根据要求回答问题

1.确定基本单元的原则是什么？

2.等物质的量反应规则具体内容是什么？ 四．计算

1.求浓硝酸（w＝70％ ρ＝1.42g/mL）的物质的量浓度。（15.8mol/L） 2.欲配制0.5mol/L的溶液500mL，问应取浓硫酸（密度为1.84g/mL，含H２SO４为96％）溶液多少毫升？（13.9 mL）

3. 用NaOH 测定 HAc 溶液时，移取1.00 mL醋酸样品，用0.1000 mol/L的NaOH滴定，用去标准滴定溶液26.23mL，求醋酸的质量浓度。（135.9 g/L）

4. 称取0.4830g Na２B４O７·10H２O基准物质，标定H２SO４溶液的浓度，以

1甲基红为指示剂，消耗H２SO４溶液20.84mL，求c(H2SO4)。（0.1215 mol/L）

25.分析不纯的碳酸钙（不含干扰物质），称取试样0.3000g，加入浓度 0.2500mol/L的HCl标准滴定溶液25.00mL，煮沸除去CO2,用0.2012mol/L 的NaOH标准滴定溶液返滴定过量的HCl标准滴定溶液，消耗NaOH溶液5.84mL，计算试样中碳酸钙的质量分数。（84.66%）

项目二 酸碱滴定法

任务一 认知缓冲溶液

【任务目标】

通过本任务学习，使学生

1. 理解缓冲溶液的定义与组成。

2. 理解缓冲溶液的缓冲容量与缓冲范围的概念。 3. 掌握缓冲溶液的选择与配制方法。

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小丽在用EDTA 标准滴定溶液测定水的总硬度时，在滴定的过程中需要保持溶液pH在10左右，为此她加入了NH3-NH4Cl溶液，为什么NH3-NH4Cl溶液能保持溶液pH基本不变呢？

NH3-NH4Cl溶液属于缓冲溶液，要想知道缓冲溶液为什么能保持溶液pH基本不变，需要了解以下几方面的内容：

1、缓冲溶液的定义与组成。

2、缓冲溶液的缓冲容量与缓冲范围的概念。 3、缓冲溶液的选择与配制方法。

一、缓冲溶液的定义与作用

分析化学中，某些滴定反应要求在一定的酸度范围内才能定量进行。具有调节和控制溶液酸度作用的溶液，称为缓冲溶液。由于缓冲溶液的加入，在反应生成或外加少量的强酸或强碱后，也能保持溶液的pH值基本不变。因此缓冲溶液起到稳定溶液酸度的作用。

二、缓冲溶液的组成

弱酸及其盐，如HAc-NaAc,H2CO3- NaHCO3；

多元弱酸、酸式盐及其次级盐，如NaH2PO4- Na2HPO4, NaHCO3- Na2CO3； 弱碱及其盐，如NH3-NH4Cl等。 三、缓冲溶液的pH及其计算

对弱酸及其盐组成的缓冲溶液：HAcH++Ac-

[H?][Ac?]Ka=

[HAc]c(H)= Ka

+

c酸c盐

两边取负对数得:pH=pKa-lg

c酸c盐

同理,对弱碱及其盐组成的缓冲溶液同样有

c(OH)= Kb

-

c碱c盐

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pOH= pKb-lg

c碱c盐

四、缓冲溶液的缓冲容量及缓冲范围

在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱时，溶液中的pH变化不大，如果所加的酸或碱及溶剂超过了一定的限度时，缓冲溶液就失去了缓冲能力，即溶液的pH会发生大幅度的变化。可见缓冲溶液的缓冲作用是有一定限度的。这样就引入一个衡量缓冲溶液的缓冲能力大小的尺度，即在1L缓冲溶液中，引起pH改变1个单位时，所需加入的强酸(或强碱)的量(mol/L)，称为缓冲容量。

【例5-2-1-1】 求0.1mol/L HAc—NaAc缓冲溶液的缓冲容量。 解：已知0.1mol/L HAc—NaAc缓冲溶液的pH为4．74。

若使pH改变1个单位，即为3.74或5.74，所需加入 酸或碱的量是多少?

若使pH=3.74，设所加入的酸量为x1mol/L，即溶液中 增加x1mol/L[H+]并与Ac-结合，增加了x1mol/L的HAc， 同时，减少了x1mol/L的Ac-。

pH=pKa-1g

C酸C盐

3.74=4.74-1g

0.1?x1

0.1?x1

0.1?x1=10

0.1?x1得 x1=0.080(mol/L)

若使pH=5.74，设需加入碱x2 mol/L，因而HAc浓度应减少x2mol/L，[Ac-]增加x2mol/L。

5.74＝4.74－1g

0.1?x2

0.1?x20.1?x21＝ 100.1?x2x2＝0.08（mol/L ）

0.1 mol/L HAc—NaAc缓冲溶液的缓冲容量为酸0.08 mol/L 碱0.08 mol/L L。

缓冲容量的大小和缓冲物质的浓度有关，浓度高的缓冲容量大，浓度低的缓冲容量小。同时还和缓冲物质浓度比有关，当浓度比为1：1时，即浓度相等时，缓冲容量最大，两物质浓度相差越大，缓冲容量越小。相差量大到一定程度，就

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失去了缓冲能力。因此，对任何一种缓冲溶液，都有一个有效的缓冲范围。

由式 pH=pKa-lg

c酸c盐可知，缓冲溶液的缓冲能力一般在pH=pKa±1或pOH=pKb

±1的范围内，这就是缓冲范围，不同缓冲对组成的缓冲溶液，由于pKa或pKb

不同，它们的缓冲范围也不同。

五、缓冲溶液的配制及计算

【例5-2-1-2】 欲配制1LpH=5.0的c（HAc）=0.20mol/L 的缓冲溶液，需称取NaAc· 3H2O晶体多少克？需要2.0mol/L HAc溶液多少毫升？

解：已知 Ka=1.8×10-5，pH=5.0 则c(H+)=1.0×10-5mol/L 将其代入式：c(H+)=Ka×

ca cb0.20 =0.36(mol/L) ?51.0?10　　　　　 得c(b)=Ka×

cac(H?)

=1.8×10-5 ×

亦即 c（NaAc）=0.36mol/L

故所需醋酸钠[M（NaAc·3H2O）=136.1g/mol]的质量为 m=136.1×0.36×1.0=49.01（g） 所需2.0mol/lHAc溶液的体积为

V=0.20×1000.0/2.0=100.0（mL）

答：需称取NaAc·3H2O晶体49.01g。需要2.0mol/L HAc溶液100.0mL。有关缓冲溶液的配方可查阅分析化学手册。常用的几种缓冲溶液配方见表5-2-1-1。

表5-2-1-1 几种常见缓冲溶液配方 pH 3.6 4.5 5.7 8.5 9.5 10.5 六、缓冲溶液的选择

配制方法 NaAc·3H2O8g,溶于少量水，加6mol/L HAc134mL ，稀释至500mL NaAc·3H2O32g溶于少量水，加6mol/L HAc68mL ，稀释至500mL NaAc·3H2O100g溶于少量水，加6mol/L HAc13mL ，稀释至500mL NH4Cl 40g溶于少量水，加浓氨水8.8mL，稀释至500mL NH4Cl 30g溶于少量水，加浓氨水65mL ，稀释至500mL NH4Cl 9g溶于少量水，加浓氨水175mL ，稀释至500mL 在实际工作中，要配制一定的缓冲溶液，应该怎样选择合适的缓冲对呢?选择缓冲对一般有以下几个原则。

1.选用的缓冲溶液除与H+或OH-反应外，不能与系统中其他物质发生反应。 2.由于不同的缓冲溶液，其缓冲作用的pH范围不一样。因此在实际工作中，若要配制一定pH范围的缓冲溶液，应尽可能选择其pKa与所需pH接近的缓冲对。

3.对于某一确定的缓冲溶液，由于pKa或pKb是一个常数，所以在一定的范围内可以根据所需的pH，适当调整弱酸及其盐(或弱碱及其盐)的浓度，以调节缓冲溶液本身的pH。

4.应考虑缓冲溶液的缓冲能力。通常缓冲溶液的两组分的浓度比控制在0.1～10之间比较合适，如果超出了此范围，则一般认为失去了缓冲作用。

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一、问答题

1.缓冲溶液的定义与作用是什么？ 2.缓冲溶液的组成是什么？ 3.如何选择缓冲溶液？

4.用EDTA标准滴定溶液测定水的总硬度时宜采用什么缓冲溶液使溶液的pH保持在10左右？如何配制200mL此种缓冲溶液？

任务二 认知酸碱指示剂

【任务目标】

通过本任务的学习，使学生 1解酸碱指示剂的变色原理。

2握酸碱指示剂的变色范围及影响变色范围的因素。 3够正确配制常见的酸碱指示剂。

几百年前，英国科学家波义耳发现一种有趣的现象：从石蕊苔藓中提取的紫色浸液（即石蕊试液），酸能使它变红色，碱能使它变蓝色，请你解释其中的奥秘。

石蕊是一种酸碱指示剂，要想解开酸碱使它变色的奥秘，必须了解酸碱指示剂的特点、变色原理，掌握变色范围，了解影响变色范围的因素。

一、酸碱指示剂的变色原理

酸碱指示剂一般是有机弱酸、弱碱或两性物质，它们在不同酸度的溶液中具有不同的结构，并呈现不同的颜色。当被滴溶液的pH改变时，指示剂失去H+由酸式体变为碱式体，或得到H+由碱式体变为酸式体，从而引起颜色的变化。

例如，酚酞的酸式色为无色，碱式色为红色，两型体间的过渡色为粉红色。

甲基橙的酸式色为红色，碱式色为黄色，两型体间的过渡色为橙色。 可见，酸碱指示剂的变色与溶液的酸度有关，且具有一定的pH范围。 二、酸碱指示剂的变色范围

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指示剂发生颜色变化的pH范围称为指示剂的变色范围。现说明如下。 以HIn表示指示剂的酸式体、以In-表示指示剂的碱式体，它们在水溶液中存在如下酸碱平衡。

HIn H+ + In- 酸式 碱式

[H+][ In-]

KHIn=

HIn

[H+] HIn

=

即 KHIn [ In-]

KHIn称为指示剂常数。可见，溶液的颜色取决于指示剂酸式体与碱式体的浓

-度比，即[HIn]与[ In]的比值。对于给定的指示剂，因为一定温度下KHIn为一常数，故[HIn]/[ In-]值只取决于溶液中H+的浓度，当[H+]发生改变时，[HIn]/[ In-]也随之改变，从而使溶液呈现不同的颜色。由于人的眼睛对各种颜色的敏感程度不同而且能力有限，一般来讲，只有当酸式体与碱式体两种型体的浓度相差10倍以上时，人的眼睛才能辨别出其中浓度大的型体的颜色，而浓度小的另一型体的颜色则辨别不出来。

当两型体的浓度差别不是很大（一般在10倍以内）时，则人眼观察到的是这两种型体颜色的混合色。即当[HIn]/[ In-]=10时，看到的主要是酸式体HIn的颜色，碱式体In-的颜色几乎看不出来，此时pH=pKHIn—1；当[HIn]/[ In-]=1/10时，看到的主要是碱式体In-的颜色，酸式体HIn的颜色几乎看不出来，此时pH=pKHIn+1；而在1/10≤[HIn]/[ In-]≤10之间，即pH=pKHIn附近，看到的是酸式体HIn和碱式体In-的互补颜色，亦即两种型体的过渡色。见表5-2-2-1

表5-2-2-1 [HIn]/[ In] =10 1/10≤[HIn]/[ In]≤10 =1/10

--pH pKHIn—1 pKHIn±1 pKHIn+1 颜色 酸式色 碱式色 酸式体HIn的颜色 酸式体HIn和碱式体In的互补颜色 碱式体In的颜色 --因此，当pH=pKHIn时，溶液的颜色刚好是酸式体HIn颜色和碱式体In-颜色的混合色，此时溶液的酸度（或pH）称为指示剂的理论变色点；而pH=pKHIn±1，是指示剂改变颜色的酸度（或pH）范围，称为指示剂的变色范围，简称变色范围。不同的酸碱指示剂，KHIn值不同，所以其变色范围也不同，这是指示剂能在不同酸度（或pH）范围下变色的关键的所在。指示剂的变色范围理论上应为2个pH单位，但实际测得的大多数指示剂的变色范围小于2个pH单位。例如：酚酞的pKHIn=9.1、理论变色点为pH=9.1，但变色范围为pH=8.0~10.0；甲基橙的pKHIn=3.4、理论变色点为pH=3.4，但变色范围为pH=3.1~4.4。主要原因在于理论上的指示剂变色范围是通过pKa值计算得到的，而实际变色范围是由目视观察

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测定得来的。由于人眼对各种颜色的敏感程度不同，加上指示剂两种型体的颜色相互掩盖，从而导致了实测值与理论值之间有一定差异，故不同资料的报道中有关指示剂的范围也略有不同。常见的酸碱指示剂见表5-2-2-2。

表5-2-2-2常见的酸碱指示剂 指示剂名称 变色范围 pH 变色点pKHIn 颜色 配制方法 酸色 碱色 红 黄 黄 红 红 黄 黄 无 无 黄 紫 蓝 黄 黄橙 红 蓝 红 蓝 0.1g溶于100mL水溶液中 0.1g溶于含有3mL 0.05mol/L NaOH溶液的100mL水溶液中 0.1g溶于含有2.9mL 0.05mol/L NaOH溶液的100mL水溶液中 0.1g溶于100mL 60%乙醇溶液中 0.1g溶于100mL 60%乙醇溶液中 0.1g溶于100mL 60%乙醇溶液中 0.1g溶于100mL 20%乙醇溶液中 0.1g溶于100mL 90%乙醇溶液中 0.1g溶于100mL 90%乙醇溶液中 甲基橙 3.1～4.4 3.4 溴酚蓝 3.1～4.6 4.1 溴甲酚绿 3.8～5.4 4.9 甲基红 4.4～6.2 5.2 中性红 6.8～8.0 7.4 酚红 6.7～8.4 8.0 百里酚蓝 8.0～9.6 8.9 （二次变色） 酚酞 8.0～10.0 9.1 百里酚酞 9.4～10.6 10.0 三、混合指示剂

混合指示剂主要是利用颜色互补的作用原理，使得酸碱滴定的终点变色敏锐，变色范围变窄。常用的混合指示剂有两类。一类是由两种或两种以上酸碱指示剂混合而成，如溴甲酚绿（pKHIn=4.9）和甲基红（pKHIn=5.2）。溴甲酚绿酸式型体呈黄色、碱式型体呈蓝色；甲基红酸式型体呈红色、碱式型体呈黄色。在不同的酸度条件下，两种指示剂的酸式型体颜色、碱式型体颜色分别叠加后，所呈现的互补颜色与其单独使用时的有所不同，在pH<5.1呈酒红色、pH>5.1时呈绿色，而在pH=5.1变色点处，甲基红-溴甲酚绿的过渡色为浅灰色，使终点的颜色变化十分敏锐、变色范围相对减小。另一类是在某种常用酸碱指示剂中加入一种惰性染料，如甲基橙在单独使用时，在pH≤3.1时为酸式型体呈红色、pH≥4.4时为碱式型体呈黄色，其过渡色是橙色。当与靛蓝二磺酸钠（本身为蓝色）一起组成混合指示剂后，由于颜色互补的作用，使其酸式型体颜色变为紫色、碱式型体颜色变为黄绿色，中间过渡色为灰色（变色点时pH=4.1），使颜色变化明显。常用的混合指示剂见表5-2-2-3。

表5-2-2-3常用的混合指示剂 指示剂名称 一份1.0g/L甲基橙水溶液 一份2.5g/L靛蓝二磺酸钠水溶液 三份1.0g/L溴甲酚绿乙醇溶液 一份2.0g/L甲基红乙醇溶液 变色点pH 4.1 5.1 颜色 酸式色 紫 酒红 碱式色 黄绿 绿 备注 pH=4.1灰色 pH=5.1灰色 20

一份1.0g/L中性红乙醇溶液 三份1.0g/L亚甲基蓝乙醇溶液 一份1.0g/L甲酚红钠盐水溶液 三份1.0g/L百里酚蓝钠盐水溶液 一份1.0g/L酚酞乙醇溶液 一份1.0g/L百里酚酞乙醇溶液 三份0.2%甲基红乙醇溶液 二份0.2%亚甲基蓝乙醇溶液

7.0 8.3 蓝紫 黄 绿 紫 pH=7.0蓝紫色 pH=8.2玫瑰色 pH=8.4紫色 pH=9.6玫瑰色 pH=10.0紫色 pH5.2红紫 5.4暗蓝5.6绿色 9.9 无 紫 5.4 红紫 绿 实验室中使用的pH试纸，就是基于混合指示剂的原理而制成的。

需要指出，使用指示剂时应注意溶液温度，指示剂用量等问题。此外，一般多选用滴定终点时颜色变化为由浅变深的指示剂，这样更易于观察，减小终点误差。

四、影响酸碱指示剂变色范围的因素

显然，指示剂的实际变色范围越窄，则在化学计量点时，溶液pH稍有变化，指示剂的颜色便立即从一种颜色变到另一种颜色，如此则可减小滴定误差。那么，有哪些因素可以影响指示剂的实际变色范围呢?一般说来，影响指示剂实际变色范围的主要因素是溶液温度、指示剂的用量、离子强度以及滴定程序等。下面分别讨论。

1．温度

指示剂的变色范围和指示剂的离解常数KHIn有关，而KHIn与温度有关，因此当温度改变时，指示剂的变色范围也随之改变。几种常见指示剂在18℃与100℃时的变色范围见表5-2-2-4。

表5-2-2-4

由表5-2-2-4可以看出，温度上升对各种指示剂的影响是不一样的。因此，为了确保滴定结果的准确性，滴定分析宜在室温下进行。如果必须在加热时进行，也应当将标准溶液在同样条件下进行标定。 2．指示剂的用量

指示剂的用量(或浓度)是一个非常重要的因素。对于双色指示剂(如甲基红)，在溶液中有如下离解平衡：

HIn H+ + In-

如果溶液中指示剂的浓度较小，则在单位体积溶液中HIn的量也少，加入少量标准溶液即可使之完全变为In-，因此指示剂颜色变化灵敏；反之，若指示剂浓度较大，则发生同样的颜色变化所需标准溶液的量也较多，从而导致滴定终点时颜色变化不敏锐。所以，双色指示剂的用量以小为宜。

同理，对于单色指示剂(如酚酞)，也是指示剂的用量偏少时滴定终点变色敏锐。但如用单色指示剂滴定至一定pH，则必须严格控制指示剂的浓度。因为单色指示剂的颜色深度仅取决于有色离子的浓度(对酚酞来说就是碱式[In-])，

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即

[In-]=

??KHIn [HIn] ?H如果[H+]维持不变，在指示剂变色范围内，溶液颜色的深浅便随指示剂HIn浓度的增加而加深。因此，使用单色指示剂时必须严格控制指示剂的用量一使其在终点时的浓度等于对照溶液中的浓度。

此外，指示剂本身是弱酸或弱碱，也要消耗一定量的标准溶液。因此，指示剂用量以少为宜，但却不能太少，否则，由于人眼辨色能力的限制，无法观察到溶液颜色的变化。实际滴定过程中，通常都是使用指示剂浓度为1g／L的溶液，用量比例为每10mL试液滴加1滴左右的指示剂溶液。

3．离子强度

指示剂的pKHIn值随溶液离子强度的不同而有少许变化，因而指示剂的变色范围也随之有稍许偏移。实验证明，溶液离子强度增加，对酸型指示剂而言其pKHIn胁值减小，对碱型指示剂而言其pKHIn值增大。常用指示剂的pKHIn值随溶液离子强度变化而变化的关系见表5-2-2-5。

表5-2-2-5

由于在离子强度较低(<0．5)时酸碱指示剂的pKHI值随溶液离子强度的不同变化不大，因而实际滴定过程中一般可以忽略不计。

4．滴定程序

由于深色较浅色明显，所以当溶液由浅色变为深色时，人眼容易辨别。例如，以甲基橙作指示剂，用碱标准滴定溶液滴定酸时，终点颜色的变化是由橙红变黄，就不及用酸标准滴溶液滴定碱时终点颜色由黄变橙红明显。所以用酸标准滴定溶液滴定碱时可用甲基橙作指示剂；而用碱标准滴定溶液滴定酸时，一般采用酚酞作指示剂，因为终点从无色变为红色比较敏锐。

五、酸碱指示剂的选择

酸碱指示剂的选择主要依据滴定突跃范围。 1.滴定突跃：在化学计量点前后（一般为±0.1%相对误差范围内）,因滴定剂的微小改变而使溶液的pH发生剧烈变化的现象,称为滴定突跃。

2.突跃范围:滴定突跃所在的pH变化范围,称为滴定突跃范围,简称突跃范围。

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3.选择酸碱指示剂的原则: 指示剂的变色范围全部或部分地处在滴定的突跃范围以内。

石蕊是一种弱酸，石蕊的变色范围pH5-8，小于5的时候是红色，大于8的时候是蓝色，5-8的时候是紫色，所以酸（pH≤5时）使它变红色，碱（pH≥8时）使它变蓝色。

1.什么是指示剂的变色范围?它和指示剂的变色点有何关系? 2.简述影响酸碱指示剂变色范围的因素。

3.某溶液滴入酚酞为无色，滴入甲基橙为黄色，指出该溶液的pH范围。 4. 欲配制10g/L的酚酞指示剂100mL，如何配制？ 5. 欲配制1 g/L的甲基橙溶液100mL，如何配制？

一、酸碱指示剂的发现

酸碱指示剂是检验溶液酸碱性的常用化学试剂，像科学上的许多其它发现一样，酸碱指示剂的发现是化学家善于观察、勤于思考。勇于探索的结果。

300多年前，英国年轻的科学家罗伯特·波义耳在化学实验中偶然捕捉到一种奇特的实验现象，有一天清晨，波义耳正准备到实验室去做实验，一位花木工为他送来一篮非常鲜美的紫罗兰，喜爱鲜花的波义耳随手取下一块带进了实验室，把鲜花放在实验桌上开始了实验。 当他从大瓶里倾倒出盐酸时，一股刺鼻的气体从瓶口涌出，倒出的淡黄色液体冒着白雾，还有少许酸沫飞溅到鲜花上。他想“真可惜，盐酸弄到鲜花上了”。为洗掉花上的酸沫，他把花用水冲了一下，一会儿发现紫罗兰颜色变红了，当时波义耳感到既新奇又兴奋，他认为，可能是盐酸使紫罗兰颜色变红色，为进一步验证这一现象，他立即返回住所，把那篮鲜花全部拿到实验室，取了当时已知的几种酸的稀溶液，把紫罗兰花瓣分别放入这些稀酸中，结果现象完全相同，紫罗兰都变为红色。由此他推断，不仅盐酸，而且其它各种酸都能使紫罗兰变为红色。他想，这太重要了，以后只要把紫罗兰花瓣放迸溶液，看它是不是变红色，就可判别这种溶液是不是酸。偶然的发现，激发了科学家的探求欲望，后来，他又弄来其它花瓣做试验，并制成花瓣

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的水或酒精的浸液,用它来检验是不是酸，同时用它来检验一些碱溶液，也产生了一些变色现象。

这位追求真知，永不困倦的科学家，为了获得丰富、准确的第一手资料，他还采集了药草、牵牛花，苔藓、月季花、树皮和各种植物的根??泡出了多种颜色的不同浸液，有些浸液遇酸变色，有些浸液遇碱变色，不过有趣的是，他从石蕊苔藓中提取的紫色浸液，酸能使它变红色，碱能使它变蓝色，这就是最早的石蕊试液，波义耳把它称作指示剂。为使用方便，波义耳用一些浸液把纸浸透、烘干制成纸片，使用时只要将小纸片放入被检测的溶液，纸片上就会发生颜色变化，从而显示出溶液是酸性还是碱性。今天，我们使用的石蕊、酚酞试纸、pH试纸，就是根据波义耳的发现原理研制而成的。

后来，随着科学技术的进步和发展，许多其它的指示剂也相继被另一些科学家所发现。

二、自制

有许多植物色素在不同pH值的溶液里会呈现出不同的颜色。因此，每个地方都可以就地取材，自制一些酸碱指示剂。下面介绍一些自制的方法： 1.从红萝卜皮中提取酸碱指示剂：刮下红萝卜的红皮后，用95%的酒精浸泡一天左右，过滤取出它的滤液即酸碱指示剂。按检验的需要制作

pH1--14的标准液若干个，每个标准液取10ml分置于试管中，再分别加入红萝卜皮浸泡液10滴，塞紧作为比色样品。在某待测溶液中加入红萝卜浸泡液，颜色发生变化后再与比色样品比较，就能确定待测溶液pH值的大致范围。

2. 从紫草中提取酸碱指示剂：取紫草5g，用50%的酒精浸泡一天可得到紫草素的紫色的酒精溶液即酸碱指示剂。其遇到酸碱的变色与石蕊试液相同。

3. 从紫色卷心菜中提取酸碱指示剂：取约250g紫色卷心菜，洗净切碎置于不锈钢锅中加水煮沸10分钟，然后过滤冷却置于容器中即可用作酸碱指示剂。其用法可参照上述操作1的方法。

4. 从米苋菜中提取酸碱指示剂：其操作方法同操作3。

5.用咖喱粉制酸碱指示剂：取一药匙咖喱粉，用50%的调成糊状，涂在一块白布的两面上，放置一段时间后用水冲去多余的咖喱粉，白布被染成黄色，这就制成一块可以多次反复使用的酸碱指示布。它遇碱性溶液时呈红色，遇酸性溶液时呈黄褐色。每次用完后，用水把布上的酸性或碱性物质漂洗干净，指示布又恢复原来的黄色。可以供下次继续使用。

还有很多植物的色素如月季花、菊花、牵牛花等的浸出液都可以制成不同的酸碱指示剂。 三、分类

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常用的酸碱指示剂主要有以下四类：

1. 硝基酚类 这是一类酸性显著的指示剂，如对-硝基酚等。

2. 酚酞类 有酚酞、百里酚酞和α-萘酚酞等，它们都是有机弱酸。 3. 磺代酚酞类 有酚红、甲酚红、溴酚蓝、百里酚蓝等，它们都是有机弱酸。

4. 偶氮化合物类 有甲基橙、中性红等，它们都是两性指示剂，既可作酸式离解，也可作碱式离解。

任务三、滴定条件的选择

【任务目标】

通过本任务的学习，使学生

1. 理解掌握理解掌握一元酸、碱的滴定。 2. 理解多元酸、碱的滴定。

3. 能够根据实际情况选择合适的指示剂及滴定条件。

现有0.1 mol/L的HCl、HAc、H3BO3三种溶液，小丽不清楚这三种溶液是否都能用0.1mol/L 的NaOH标准滴定溶液滴定，是否都能找到合适的指示剂？

为了选择适当的指示剂必须了解酸碱滴定等量点附近pH的变化情况，掌握滴定的突跃范围以及影响因素，为选择指示剂打下基础，同时要了解一元弱酸、弱碱直接滴定的基本条件，为选择指示剂提供平台。

一、强酸强碱的滴定

这类滴定包括强碱滴定强酸和强酸滴定强碱。现以c（NaOH）=0.1000mol/L的氢氧化钠溶液滴定20.00mL c(HCl)=0 .1000mol/L的HCl溶液为例，讨论强碱滴定强酸过程中溶液pH的变化情况及指示剂的选择。

滴定前，溶液中c(H+)= c(HCl)=1.00×10-1mol/L，所以pH=1.00。 滴定开始至化学计量点前，溶液的酸碱性取决于剩余HCl的浓度：

c(H+)=

c(HCl)V(HCl)?c(NaOH)V(NaOH)

V(HCl)?V(NaOH)25

当滴入NaOH的体积为19.98mL时（即相对误差为-0.1%时），得： pH=4.30

化学计量点时，HCl与NaOH恰好完全反应，溶液呈中性，即 c(H+)= c(OH—)=1.00×10-7(mol/L)

pH=7.00

化学计量点后，溶液的酸碱性取决于过量的NaOH浓度。

c(OH—)=

c(NaOH)V(NaOH)?c(HCl)V(HCl)

V(HCl)?V(NaOH)例如，当滴入NaOH的体积为20.02mL时（即相对误差为+0.1%时），得

—-5

c(OH)=5.00×10(mol/L)，

即c(H+)=2.00×10-10 mol/L

故 pH=9.70

如此多处取点计算，可得到表5-2-3-1 的结果。 用NaOH滴定HCl（浓度皆为0.1000 mol/L）有关参数及pH的变化见表 5-2-3-1

表5-2-3-1 加入的NaOH体积/mL 与HCl的体积比/% 溶液的H浓度/(mol/L) +溶液的酸度pH 0.00 0.00 1.00×10-1 1.00 -3 18.00 90.00 5.26×10 2.28 -3 19.00 95.00 2.56×102.59 19.80 99.00 5.03×10-4 3.30 19.96 99.80 1.00×10-4 4.00 19.98 99.90 5.00×10-5 4.30 20.00 100.00 1.00×10-7 7.00 突跃范围 20.02 100.10 2.00×10-10 9.70 -10 20.04 100.20 1.00×1010.00 20.20 101.00 2.01×10-11 10.70 22.00 110.00 2.10×10-12 11.68 40.00 200.00 3.00×10-13 12.52 从表5-2-5可以看出：从滴定开始到滴入19.80mLNaOH溶液时（相当于HCl被中和99.0%）,溶液的pH仅改变2.30个单位，再滴入0.18mL（累加体积为19.98mL）NaOH溶液时（相当于HCl被中和99.90%），溶液的pH又增加了1个单位，当继续滴入0.02mL(累加体积为20.00mL) NaOH溶液时（相当于HCl被中和100.00%），恰好是酸碱滴定反应的化学计量点，此时溶液的pH迅速达到7.00；再滴入0.02mL（累加体积为20.02mL）过量的NaOH溶液时（相当于HCl）的100.10%，溶液的pH迅速升到9.70；此后继续滴入过量的NaOH溶液，所引起的溶液pH增长幅度越来越小。

由此可见，在化学计量点前后0.1%，溶液的pH有一个突然的改变，这种pH的突然改变便称为滴定突跃，而突跃所在的pH范围称为滴定突跃范围

当滴定处于化学计量点附近，前后总共不过滴加0.04mLNaOH溶液（约为1滴滴定剂），而溶液的pH却从4.30突变为9.70,改变了5.40个pH单位，因此，滴定突跃范围为pH=4.30~9.70,可用酚酞、甲基红或甲基橙等作指示剂。使用甲

26

基橙时应滴定至溶液由红色变为黄色，否则终点误差将大于0.10%。

若用c(HCl)=0.1000mol/L溶液滴定20.00mL c（NaOH）=0.1000mol/L溶液（pH变化方向为由大到小），滴定突跃范围为pH=9.70~4.30，如图5-2-3-1所示，不宜使用甲基橙作指示剂，否则，即使是滴定至溶液由黄色变为橙色（过渡色），也有不小于0.20%的终点误差。也不宜选用酚酞指示剂，因为其变色方向是由红色变为无色，滴定终点不易观察。此时选用甲基红指示剂较为合适，滴定至溶液由黄色变为橙色（过渡色）即为终点。若选用中性红-亚甲基蓝（变色点为pH=7.0）混合指示剂，终点颜色由蓝紫色转变为绿色、误差将会更小。

如果强酸、强碱滴定溶液的浓度发生了改变，尽管化学计量点的pH仍然是7.0，但滴定突跃范围却发生了变化。酸碱的浓度越小，突跃范围越窄；酸碱的浓度越大，突跃范围越宽，见表5-2-3-2。

HCl和NaOH相互滴定 表5-2-3-2 浓度 突跃范围 0.1000mol/L 4.3～9.7 0.01000mol/L 5.3～8.7 1.0000mol/L 3.3～10.7 若以0.1000mol/L的HCl和NaOH相互滴定的突跃范围（5.40个pH单位）为基准：使用0.01000mol/L的HCl和NaOH相互滴定，其突跃范围减小了2个pH单位；使用1.0000mol/L的HCl和NaOH相互滴定，其突跃范围扩大了2个pH单位，如图5-2-3-2所示。

应当注意，对强碱强酸相互滴定而言，尽管使用浓度较高的溶液，能使滴定突跃范围变宽，但这并不意味着指示剂的选择余地增大了，因为其化学计量点的pH还是7.0。况且，倘若滴定过程中所用的滴定剂浓度较高，在接近化学计量点时也容易过量滴入（即使是半滴），从而导致终点误差较大。因此，酸碱滴定中的标准滴定溶液的浓度通常为0.1~0.2mol/L。

图5-2-3-1 0.1000mol/L的氢氧化钠溶液与 图5-2-3-2不同浓度的强碱0 .1000mol/L的HCl溶液的滴定曲线 滴定强酸的滴定曲线

二、一元弱酸弱碱的滴定

弱酸、弱碱可分别用强碱、强酸来滴定，与强碱滴定强酸的情况类似，用c

27

（NaOH）=0.1000mol/L溶液滴定20.00mL c(HAc)= 0.1000mol/L溶液，溶液的pH变化也可通过如下四个阶段进行计算。

滴定前，醋酸溶液的浓度为c(HAc)= 0.1000mol/L

c(H+)=caKa?0.10?1.8?10?5?1.34?10?3(mol/L)

pH=2.87

滴定开始至化学计量点前，溶液中未反应的HAc与反应产物Ac-同时存在，形成了HAc-- Ac-缓冲体系。

c(H+)=Ka?ca cb其中 ca=

c(HAc)V(HAc)?c(NaOH)V(NaOH)

V(HAc)?V(NaOH) cb=

c(NaOH)V(NaOH)

V(HAc)?V(NaOH)c(HAc)V(HAc)?c(NaOH)V(NaOH)

c(NaOH)V(NaOH)故 c(H+)=Ka?当滴入NaOH的体积为19.98 mL时（即相对误差为-0.1%时），得 pH=7.74

化学计量点时，HAc全部与NaOH反应生成NaAc，此cb=c(Ac-)=0.5000mol/L

c(OH)=

—

cbKb?0.05?5.6?10?10?5.29?10?6(mol/L)

c(H+)=1.89×10-9(mol/L)

pH=8.72

可见，用NaOH滴定HAc时，达到化学计量点时溶液的pH大于7.0，溶液呈碱性。

滴定达到化学计量点后，由于过量NaOH的存在，使得Ac-所产生的碱性显得微不足道，故溶液的[OH—]主要取决于过量NaOH的量。 c(OH—)=

c(NaOH)V(NaOH)?c(HAc)V(HAc)

V(HAc)?V(NaOH)与强碱滴定强酸达到化学计量点后溶液的酸碱性计算情况类似，当滴入NaOH的体积为20.02mL时（即相对误差为+0.1%），得

—

c(OH)=5.00×10-5(mol/L)

c(H+)=2.00×10-10（mol/L）

故 pH=9.70

如此多处取点计算，结果见表5-2-3-3

表5-2-3-3 加入的NaOH体积/mL

与HAc的体积比/% 溶液的H浓度/(mol/L) 28

+溶液的酸度pH

0.00 10.00 18.00 19.80 19.96 19.98 20.00 20.02 20.04 20.20 22.00 40.00 0.00 50.00 90.00 99.00 99.80 99.90 100.00 100.10 100.20 101.00 110.00 200.00 1.34×10-3 1.80×10-5 2.00×10-6 1.82×10-7 3.61×10-8 1.80×10-8 1.89×10-9 2.00×10-10 1.00×10-10 2.01×10-11 2.10×10-12 3.00×10-13 2.87 4.74 5.70 6.74 7.74 7.74 8.72 突跃范围 9.70 10.00 10.70 11.68 12.52

图5-2-3-3 0.1000mol/L的氢氧化钠溶液 图5-2-3-4 0 .1000mol/LHCl标 准滴定

与0 .1000mol/L的HAc溶液的滴定曲线 溶液滴定0 .1000mol/LNH3 溶液的

滴定曲线

如图5-2-3-3所示，与强酸强碱滴定类型相比，强碱滴定一元弱酸具有以下特点。

1．滴定的pH突跃范围明显变窄（7.74~9.70），化学计量点为pH=8.72 ，只能选择在碱性范围内变色的酚酞、百里酚酞等指示剂，不能使用甲基红等指示剂。

2．滴定过程的pH变化与强碱滴定强酸有所不同。滴定前，因醋酸的解离较弱，0.1000mol/L HAc溶液的pH=2.87。滴定开始后，由于反应生成的Ac-同离子效应，使HAc的解离变得更弱，所以[H+]较快速降低，pH增加的幅度较大，随着滴定的进行，HAc的浓度不断降低、NaAc的浓度不断增加，两者构成了HAc- Ac-缓冲体系，这时溶液的pH变化缓慢，当接近化学计量点时，剩余HAc的浓度很小，体系的缓冲作用减弱，溶液的pH变化逐渐加快，HAc的浓度急剧减少生成了大量的NaAc，而Ac-在水溶液中接受H+后会产生可观数量的OH-，使溶液的pH发生突跃。化学计量点后，溶液的pH变化规律与强碱滴定强酸时的情形基本相同。

3．强碱滴定一元弱酸滴定突跃范围的大小，不仅与溶液的浓度有关，而且与弱酸的相对强弱有关。当被滴定酸的浓度一定时，Ka值越大、突跃范围越大；反之亦然。

如果弱酸的Ka值很小且浓度也很低，突跃范围必然很窄，就很难选择合适

29

的指示剂。实践证明，只有一元弱酸的cKa≥10-8时，才能获得较为准确的滴定结果，终点误差不大于±0.20%，这也是判断弱酸能否被强碱滴定的基本条件。

强酸滴定一元弱碱的情况与上述强碱滴定一元弱酸的情况非常类似，如图5-2-3-4所示。用于判断强碱滴定一元弱酸的基本条件类似地适用于强酸滴定一元弱碱。

综上所述，无论是强碱滴定一元弱酸还是强酸滴定一元弱碱，其直接准确滴定的基本条件为cKa或cKb应不小于10-8。否则，由于滴定突跃范围太窄，难以选择合适的指示剂而无法确定滴定终点。

鉴于上述原因，H3BO3和（CH2）6N4（Ka和Kb分别为5.8×10-10、1.4×10-9）等物质的水溶液，就不能用酸碱滴定法直接进行准确滴定。除非利用适当的化学反应使其酸碱性得到强化，或在非水介质中进行滴定，或借助电位显示指示滴定终点。

图5-2-3-5 0.1000mol/L的NaOH标准滴定溶液滴定 0 .1000mol/L的H3PO4溶液的滴定曲线

一、多元酸碱的滴定

多元酸碱的滴定比一元酸碱的滴定复杂，这是因为如果考虑能否直接准确滴定的问题就意味着必须考虑两种情况：一是能否滴定酸或碱的总量，二是能否分级滴定(对多元酸碱而言)。

1．强碱滴定多元酸

(1)滴定可行性判断和滴定突跃 大量的实验证明，多元酸的滴定可按下述原则判断：

1）当caKa1≥10-8时，这一级离解的H+可以被直接滴定。

2）当相邻的两个Ka的比值等于或大于105时，较强的那一级离解的H+先被滴定，出现第一个滴定突跃，较弱的那一级离解的H+后被滴定。但能否出现第二个滴定突跃，则取决于酸的第二级离解常数值是否满足caKa2≥10-8 。

3）如果相邻的两个Ka的比值小于105，则滴定时两个滴定突跃将混在一起，这时只出现一个滴定突跃。

（2）H3PO4的滴定 H3PO4是三元酸，在水溶液中分步离解：

H3PO4H2P0?4

?HPO24H++ H2P0?4 PKa1=2.16

?H++ HPO24 PKa2=7.12 ?H++ PO24 PKa3=12.32

30

如果用NaOH滴定H3PO4，那么H3PO4。首先被滴定成H2P0?4，即 H3P04+NaOH?NaH2P04十H20

但当反应进行到大约99．4％的H3P04被中和为H2P0?7)，已经有4之时(pH=4·大约

?0.3%的H2P04-被进一步中和成HPO24了，即

NaH2P04+NaOH?Na2HP04+H20

这表明前面两步中和反应并不是分步进行的，而是稍有交叉地进行的，所以，严格说来，对H3P04而言，实际上并不真正存在两个化学计量点。由于多元酸的滴定准确度要求不太高(通常分步滴定为±0．5％)，因此，在满足一般分析的要求H3P04还是能够进行分步滴定的，第一化学计量点时溶液的pH=4.68，第二化学

?计量点时溶液的pH=9.76，第三化学计量点因pKa2=12．32，说明HPO24已太弱，

故无法用NaOH直接滴定，如果此时在溶液中

加入CaCl2溶液，则会发生如下反应：

2++?2HPO2 +3Ca→Ca(P04) +2H 324则弱酸转化成强酸，就可以用NaOH直接滴定了。

NaOH滴定H3P04的滴定曲线一般采用仪器法（点位滴定法）绘制。

图5-2-3-6 0.1000mol／L NaOH标准滴定溶液滴定20．00mL 0.1000 mol／L H3P04 溶液的滴定曲线

0.1000 mol/L NaOH标准滴定溶液滴定20．00mL 0.1000 mol/L H3P04 溶液的滴定曲线如图5-2-3-6所示。从图5-2-3-6可以看出，由于中和反应交叉进行，使化学计量点附近曲线倾斜，滴定突跃较短，且第二化学计量点附近的突跃较第一化学计量点附近的突跃还短。正因为突跃短小，使得终点变色不够明显，因而导致终点准确度也欠佳。

图5-2-3-6所示，第一化学计量点时NaH2PO4的浓度为0．050 mol/L ，根据+

H浓度计算的最简式

?H?=

?1

-4.68

Ka1Ka2=10?2.16?10?7.21 =10 (mol/L )

31

此时若选用甲基橙(pH=4.0)为指示剂，采用同浓度Na2HPO4溶液为参比时，其终点误差不大于0.5％。

第二化学计量点时Na2HPO4的浓

3．33×10-2 mol/L (此时溶液的体积已

增加了2倍)，同样根据H+浓度计算的最简式

H?2=Ka1Ka2=10?7.21?10?12.32 =10-9.76 (mol/L)

pH2=9.76

此时若选择酚酞(pH=9.0)为指示剂，则终点将出现过早；若选用百里酚酞（PH=10.0）作指示剂，当溶液由无色变为浅蓝色时，其终点误差为+0.5％。

2.强酸滴定多元碱

多元碱的滴定与多元酸的滴定类似，因此，有关多元酸滴定的结论也适合多元碱的情况。

（1） 滴定可行性判断和滴定突跃 与多元酸类似，多元碱的滴定可按下述

原则判断.

1）当CbKb1≥10-8时，这一级的离解的OH-先被直接滴定

5- 2）当相邻的两个的Kb比值等于或大于10时，较强的那一级解离的OH先被

滴定，出现第一个滴定突跃，较弱的那一级解离的OH-后被滴定。但能否出现第二个滴定突跃，则取决于碱的第二级离解常数值是否满足CbKb2≥10-8。

3）如果相邻的两个的Kb比值小于105，则滴定时两个滴定突跃将混在一起，这时只出现一个滴定突跃。

(2)Na2 CO3的滴定 Na2 CO3是二元碱，在水溶液中存在如下离解平衡：

2? CO3+H20? HCO3+H20

?HCO3+OH- pKbl=3.75

??H2C03+OH- pKb2=7．62

在满足一般分析的要求下，Na2CO3还是能够进行分步滴定的，只是滴定

突跃较小。如果用HCl滴定，则第一步生成NaHCO3，反应式为：

HCl+Na2C03→NaHC03+NaCl 继续用HCl滴定，则生成的NaHCO3,进一步反应生成H2CO3。H2CO3本身不稳定，很容易分解生成CO2与H2O。反应式为：

HCl+NaHC03→H2 C03+NaCl

HCl滴定Na2CO3的滴定曲线一般也采用仪器法(电位滴定法)绘制。0.1000 mol/L HCl标准滴定溶液滴定20.00mL0.1000 mol/L Na2C03溶液的滴定曲线如图5-2-3-7所示。

32

图5-2-3-7 0.1000 mol/L HCl标准滴定溶液滴定 20.00mL0．1000 mol/L Na2C03溶液的滴定曲线

第一化学计量点时，HCl与Na2CO3。反应生成NaHCO3，NaHCO3为两性物质，其浓度为0·050mol／L，根据表3-1所列H+浓度计算的最简式

H?1=Ka1Ka2=10?6.38?10?10.25 mol/L=10-8.32 mol/L PHl=8．32 (H2CO3的pKa1=6.38，pKa2=10．25)

此时选用酚酞(pH=9.0)为指示剂，终点误差较大，滴定准确度不高。若采用酚红与

百里酚蓝混合指示剂，并用同浓度NaHCO3溶液作参比时，终点误差约为0.5％。

第二化学计量点时，HCl进一步与NaHCO3反应，生成H2C03(H2O+C02)，其在水溶液中的饱和浓度约为0.040 mol/L 。二元弱酸pH的最简公式计算，则

H?2= cKa1=0.040?10?6.38=1.3×10-4mol／L

pH2=3.89

若选择甲基橙(pH=4.0)为指示剂，在室温下滴定时，终点变化不敏锐。为提高滴定准确度，可采用被CO2所饱和并含有相同浓度NaCl和指示剂的溶液作对比。也有选择甲基红(pH=5.0)为指示剂的，不过滴定时需加热除去CO2。实际操作是：当滴到溶液变红(pH〈4.4)时，暂时中断滴定，加热除去CO2，则溶液又变回黄色(pH>6．2)，继续滴定到红色(溶液pH变化如图3—10虚线所示)。重复此操作2～3次，至加热驱赶CO2并将溶液冷却至室温后溶液颜色不发生变化为止。此种方式滴定终点敏锐，准确度高。

????

一、问答题

1. 在什么条件下能用强酸（碱）直接滴定一元弱碱（酸）？ 2. 选择指示剂的原则是什么？

3. 有人要用酸碱滴定法测定NaAc溶液的浓度，先加入一定量过量的HCl标准溶液，然后用NaOH的标准溶液返滴定过量的HCl，问上述操作是否正

33

确？为什么？ 4. c（NaOH）=0.1000mol/L的氢氧化钠溶液滴定c(HCl)=0.1000mol/L的HCl溶液时可采用甲基橙、酚酞作指示剂，当c（NaOH）=0.01000mol/L的氢氧化钠溶液滴定c(HCl)=0.01000mol/L的HCl溶液时是否也能采用甲基橙、酚酞作指示剂？ 二、计算题： 1. c（NaOH）=0.1000mol/L的氢氧化钠溶液滴20.00mLc(HCl)=0 .1000mol/L的HCl溶液，用去18.00mLNaOH时,计算溶液的pH（2.28） 2. （NaOH）c=0.1000mol/L的氢氧化钠溶液滴定20.00mLc(HAc)=0.1000mol/L的HAc溶液,用去18.00mLNaOH时，计算溶液的pH（5.70）

模块五 滴定分析法测定物质含量

任务4 盐酸标准滴定溶液的配制与标定

【任务目标】

掌握盐酸标准滴定溶液的配制与标定原理、过程；熟悉减量法称取基准物的操作方法；掌握无水碳酸钠标定盐酸溶液的方法。

小丽准备进行酸碱滴定，需要500mL0.1moL/L HCl标准滴定溶液,请你为她配制好。

HCl因具有挥发性、里面常含有杂质等，不符合基准试剂的要求，因此标准滴定溶液配制需采用标定法（间接配制法），即将一般试剂先配制成近似浓度浓度，然后用基准物质或另一种标准溶液来测定其准确的浓度。

一、配制

市售浓盐酸的密度为1.9g/mL，质量浓度为37%，物质的量浓度约为12mol/L。 用浓盐酸配制标准溶液时，考虑到浓盐酸的挥发性，应适当地多量取一些。

二、标定

标定酸溶液的基准物质有无水碳酸钠和硼砂(Na2B4O7，·l0H20)等，其中最常用的是无水碳酸钠。由于碳酸钠具有强烈的吸湿性，基准无水碳酸钠在贮存过程

34

中会产生一定的误差，因此，标定前必须将基准无水碳酸钠在180℃的烘箱内干燥2～3小时，或置于坩埚中，在270～300℃的高温炉中加热1小时，然后放人干燥器中冷却备用。

用基准无水碳酸钠标定盐酸溶液时，是用盐酸溶液滴定碳酸钠，当滴定达化学计量点时，溶液pH是3.9，pH的突跃范围是5.O～3.5，所以，应选用甲基橙、甲基红、甲基橙一靛蓝二磺酸钠及溴甲酚绿一甲基红作指示剂，其终点颜色变化都非常明显。

若以甲基橙或甲基红作指示剂，应用盐酸溶液滴定至溶液由黄色变为橙色为终点；若以溴甲酚绿一甲基红作指示剂，应以盐酸溶液滴定至溶液由绿色变为暗红色为终点；若以甲基橙一靛蓝二磺酸钠作指示剂，用盐酸溶液滴定至溶液由蓝绿色变为紫色为终点。、

标定后，根据碳酸钠的质量及盐酸溶液的用量计算盐酸标准溶液的准确浓度。

三、以溴甲酚绿一甲基红或甲基橙为指示剂，用盐酸溶液滴定基准无水碳酸钠，其反应为

Na2C03+2HCl→2NaCl+H20+CO2?

根据基准无水碳酸钠的质量及所用盐酸溶液的体积，计算盐酸溶液的准确浓度。

四、结果计算

c(HCl)?m?1000

1??(V1?V2)?M?Na2CO3??2?式中 c(HCl)—盐酸标准滴定溶液的浓度，mol/L； m—基准无水碳酸钠的质量，g； V1—盐酸溶液的体积，mL；

V2—空白试验盐酸溶液的体积，mL；

1Na2CO3)—基准无水碳酸钠的摩尔质量，g/mol。 2以上平行测定3次的算术平均值为测定结果，并按标准溶液浓度的调整法，将测得的盐酸溶液浓度调整到0.1000mol/L±0.0001mol/L。

五、注意事项

1．标定时，一般采用小份标定。在标准溶液浓度较稀(如0.01mol/L)，基准物质摩尔质量较小时，若采用小份称样误差较大，可采用大份标定，即稀释法

M(

35

标定。

2. 无水碳酸钠标定盐酸溶液,在接近滴定终点时，应剧烈摇动锥形瓶加速H2CO3分解；或将溶液加热至沸，以赶除CO2。

一、分组

2人为1个小组，合作完成任务 二、实施准备

1.根据实验项目写出实验所需的仪器、试剂、物品； 2.各组按相关知识要求分别准备仪器、试剂和物品； 三、实施过程

1.配制c(HCl)=0.1mol/L的HCl标准溶液500mL

浓盐酸浓度约为12mol/L。首先计算出配制500mL0.1moll/LHCl溶液所需浓HCl的体积，然后用洁净的10mL规格的小量筒量取所需的浓盐酸约4.5mL，倒入盛有300mL蒸馏水的500mL烧杯中，摇匀，再稀释至500mL。转移、倒入洁净的500mL玻璃塞试剂瓶中，盖好瓶塞，贴上标签备用。

2.c(HCl)=0.1mol/L的HCl标准溶液的标定

用称量瓶按差减法准确称取已烘干的基准物质无水碳酸钠0.15～0.2 g三份于三个洁净的250mL锥形瓶中，各加30mL蒸馏水使其溶解，摇匀， 加甲基橙指示剂1～2滴，然后用HCl标准溶液滴定至溶液由黄色变为橙色即为终点，记录消耗HCl标准溶液的体积，平行测定三次。计算HCl标准溶液的平均物质的量浓度。

3.数据记录

标定法标定盐酸数据见表5-2-4-3 。 表5-2-4-3 名称 倾样前称量瓶+Na2C03质量／g 倾样后称量瓶+Na2C03质量／g 碳酸钠质量／g 盐酸溶液用量／mL 盐酸溶液浓度／mol／L 平均浓度／mol／L 第一份 第二份 第三份 空白试验 36

极差 四、写实施报告

每人写出自己完整的实施报告，上交老师。老师审阅后进行展评、总结。

一、问答题

1．用称量法标定盐酸溶液时，基准无水碳酸钠为什么必须进行预处理? 2．用基准无水碳酸钠标定盐酸溶液时，为什么要选用甲基橙作指示剂? 3．以甲基橙或溴甲酚绿一甲基红作指示剂标定盐酸溶液，为什么滴定至终点时要加热煮沸赶出CO2。

4总结你在分析实验过程中遇到的问题，分析原因并提出整改措施。 二、计算题

1.称取基准物质无水碳酸钠0.1562 g，用盐酸溶液滴定到终点，用去26.10 mL，求此盐酸溶液的浓度(mol/L)。（0.1129 mol/L)

任务

5 氢氧化钠标准滴定溶液的配制和标定

【任务目标】

通过本任务学习，使学生

1．掌握用基准邻苯二甲酸氢钾和比较法标定NaOH溶液浓度的方法。 2．掌握以酚酞为指示剂判断滴定终点。

3．掌握不含碳酸钠的NaOH溶液的配制方法、过程及注意事项。

小丽测定某酸的含量，需要200mL0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液，请你帮她配制。

氢氧化钠具有很强的吸湿性，也容易吸收空气中的C02，因此常含有碳酸钠。此外，氢氧化钠还含有少量的硫酸盐、氧化物和硅酸钠等。因此，配制氢氧化钠标准溶液时不能采用直接法，而应采用间接法。因此配制分两步。第一步配制称近似浓度，第二步标定其准确浓度。氢氧化钠溶液中若有碳酸钠存在，会使分析结果产生较大的误差，所以配制时应设法除去。

37

一、制备不含碳酸钠的氢氧化钠溶液可采用以下几种方法。

1.按照国家标准，将市售氢氧化钠制备成饱和溶液，即1份固体氢氧化钠与1份水制成的溶液，浓度约为50％，18mol/L。在这种浓碱液中，碳酸钠几乎不溶解而沉降下来，吸取一定量的上层澄清溶液，用无CO2的蒸馏水(将蒸馏水煮沸数分钟，冷却后即可使用)稀释至所需的浓度。这是一种最常用的配制方法。 NaOH饱和溶液量取体积见表5-2-5-1。

表5-2-5-1

c(NaOH)/(mol/L) NaOH饱和溶液的体积/mL 1 54 0.5 27 0.1 5.4 2.先配制浓度约为lmol/L的NaOH溶液，在该溶液中加入适量的氢氧化钡或氯化钡，使碳酸钠转变为碳酸钡沉淀，静置后，吸收一定量的上层澄清溶液，用无CO2的蒸馏水稀释至所需浓度。

3.如果仅有极少量的碳酸钠存在对分析测定妨碍不大，可以用比较简便的方法配制氢氧化钠溶液。即称取比需要量较多的固体氢氧化钠，置于烧杯中，用少量蒸馏水迅速洗涤2～3次，弃去洗涤液，以除去固体表面形成的碳酸盐。将洗涤后的氢氧化钠溶解在无CO2的蒸馏水中，并稀释至一定的体积。

配制好的氢氧化钠溶液最好贮存在塑料瓶中，也可以保存在用橡皮塞密塞的试剂瓶中。

二、标定

1.用基准物质标定 标定氢氧化钠溶液的基准物质有邻苯二甲酸氢钾和草酸等，其中最常用的是邻苯二甲酸氢钾。

标定原理 以基准邻苯二甲酸氢钾进行标定，以酚酞为指示剂。反应如下：

根据邻苯二甲酸氢钾的质量和NaOH的用量计算NaOH溶液的浓度。

邻苯二甲酸氢钾(KHC8H404)易精制，无吸湿性，摩尔质量大，易保存，是标定氢氧化钠溶液的较好的基准物质，使用前应在105～110℃的烘箱中干燥2～3小时，于干燥器中冷却至室温后备去。

用基准邻苯二甲酸氢钾标定氢氧化钠溶液时，是用配好的氢氧化钠溶液滴定一定量的邻苯二甲酸氢钾，当滴定达化学计量点时，反应的产物是强碱弱酸盐邻苯二甲酸钾钠，所以溶液呈碱性，应选用酚酞作指示剂，以NaOH溶液滴定至溶液由无色变为微红色30秒钟内不消失为终点。根据基准邻苯二甲酸氢钾的质量及所用NaOH溶液的体积，计算NaOH溶液的准确浓度。

计算公式

38

c(NaOH)?m?1000

(V1?V2)?M?KHC8H4O4? 式中 c?NaOH?—氢氧化钠标准滴定溶液的浓度，mol/L； m—基准邻苯二甲酸氢钾的质量，g； V1—氢氧化钠溶液的体积，mL；

V2—空白试验氢氧化钠溶液的体积，mL；

M(KHC8H4O4)—基准邻苯二甲酸氢钾的摩尔质量,g/mol。 2.用盐酸标准滴定溶液标定（互标法） 用盐酸标准滴定溶液与氢氧化钠溶液互相滴定，根据两种溶液所消耗的体积及盐酸标准滴定溶液的浓度，可计算出氢氧化钠溶液的准确浓度。

计算公式：

c(NaOH)?V1c(HCl) V式中 c(NaOH)—氢氧化钠标准滴定溶液的浓度，mol/L；

V1—盐酸标准滴定溶液的体积，mL；

c(HCl)—盐酸标准滴定溶液的浓度，mol/L；

V—氢氧化钠溶液的体积，mL。

以上两种标定方法测得氢氧化钠标准溶液浓度值的相对误差不得大于0.2％，并以基准邻苯二甲酸氢钾标定所得数值为准。

3.溶液浓度的调整

按标准溶液浓度的调整方法，将测得的氢氧化钠标准溶液的浓度调整到0.1000±0.0001mol／L。

一、分组

2人为1个小组，合作完成任务 二、实施准备

1.根据实验项目写出实验所需的仪器、试剂、物品； 2.各组按相关知识要求分别准备仪器、试剂和物品； 三、实施过程

1.0.1mol／L氢氧化钠溶液的配制

39

先将氢氧化钠配成饱和溶液，注入塑料桶中密闭静置，使用前用塑料管虹吸上层澄清溶液。然后量取5mL氢氧化钠饱和溶液，注入盛不含二氧化碳的蒸馏水的烧杯中，稀释至1000mL，搅匀，转入试剂瓶中，盖紧橡皮塞，摇匀。

2. 0.1mol／L氢氧化钠溶液的标定 （1）用基准物邻苯二甲酸氢钾标定

1）标定步骤 准确称取在110～120℃烘至恒重的基准邻苯二甲酸氢钾0.5～0.6g(称准至0.0002g)，放入250mL锥形瓶中，以50mL不含CO2的蒸馏水溶解，加酚酞指示剂2滴，用0.1mol／L氢氧化钠溶液滴定至溶液由无色变为粉红色30秒钟不褪色为终点。平行测定3次，同时做空白试验。

2) 数据记录

标定法标定盐酸数据见表5-2-5-2

表5-2-5-2

名称 倾样前称量瓶+KHP质量／g 倾样后称量瓶+KHP质量／g KHP质量／g 溶液用量／mL 氢氧化钠溶液浓度／mol／L 氢氧化钠平均浓度／mol／L 极差 第一份 第二份 第三份 空白试验

（2）用盐酸标准溶液标定

1） 准确量取30～35mL、0.1mol/L盐酸标准溶液于锥形瓶中，加50mL不含二氧化碳的蒸馏水及2滴酚酞指示剂，用0.1mol/L氢氧化钠待标溶液滴定，近终点时加热至80℃，继续滴定至溶液由无色变为粉红色。平行测定3次，取其算术平均值为测定结果。

2) 结果计算

四、写实施报告

每人写出自己完整的实施报告，上交老师。老师审阅后进行展评、总结。

40

一、问答题

1．怎样配制不含碳酸钠的氢氧化钠溶液?

2．在滴定分析中，滴定液的用量为什么应控制在20mL以上?

3．用邻苯二甲酸氢钾标定氢氧化钠溶液时，为什么选用酚酞作指示剂? 4．能否在分析天平上准确称取固体氢氧化钠直接配制标准溶液?为什么?

5.总结你在分析实验过程中遇到的问题，分析原因并提出整改措施。 二、计算题：

1.标定NaOH溶液时，准确称取基准物质KHP0.4104g，溶于水，滴定用去该NaOH溶液36.70mL，求此氢氧化钠溶液的物质的量浓度。（0.05476mol/L）

2. 称取草酸（H2C2O4·2H2O）0.3808g，溶于水后用NaOH溶液滴定，终点消耗NaOH溶液24.56mL，计算NaOH溶液的物质的量浓度？（0.2460 mol/L）

任务 6 工业硫酸纯度的测定

【任务目标】

通过本任务学习，使学生

1．掌握称量液体试样的方法，

2．熟悉移液管和容量瓶的使用方法， 3．掌握工业硫酸纯度的测定方法

某化工厂送来工业硫酸样品，想确定其中硫酸的含量，请你帮助测定一下

硫酸是强酸，可采用酸碱滴定法，由于生成物为强酸强碱盐，等量点时

溶液为中性，指示剂可选用甲基橙指示剂或甲基红一亚甲基蓝混合指示剂。

一、 测定原理：用NaOH标准溶液直接滴定，其反应为 H2S04+2NaOH?Na2S04+2H20

选用甲基红一亚甲基蓝混合指示剂，终点颜色由红紫变绿。 二、分析结果的计算

41

w(H2SO4)c（V1-V2）?10?3?M(12H2SO4)??10%0

m样

式中w(H2SO4) ―――工业硫酸试样中H2SO4的质量分数（数值以％表示） C―――氢氧化钠标准溶液的浓度， mol/L；

V1―――滴定时消耗氢氧化钠标准滴定溶液的体积， mL； V2―――空白实验时消耗氢氧化钠标准滴定溶液的体积， mL； m样―――工业硫酸试样的质量， g；

M(1/2H2SO4)―――1/2H2SO4的摩尔质量， g/mol； 三、注意事项

1．硫酸具有强腐蚀性，使用和称样时，严禁溅出。

2．硫酸稀释时会放出大量热，需冷却后再滴定或转移至容量瓶中稀释。

一、分组

2人为1个小组，合作完成任务 二、实施准备

1.根据实验项目写出实验所需的仪器、试剂、物品； 2.各组按相关知识要求分别准备仪器、试剂和物品； 三、实施过程

用已称量的带磨口盖的小滴瓶，称取约0.7g试样（精确至0.0001g），小心移入盛有50mL水的250mL锥形瓶中，冷却至室温，备用。

于上述试液中，加2~3滴混合指示剂，用氢氧化钠标准滴定溶液滴定至溶液呈灰绿色为终点。平行测定三次，同时做空白实验。 数据记录见表5-2-6-1.

表5-2-6-1

名称 倾样前称量瓶+硫酸质量／g 第一份 第二份 第三份 空白试验 42

倾样后称量瓶+硫酸质量／g 硫酸试样质量／g 氢氧化钠溶液用量／mL 硫酸含量% 硫酸平均含量% 极差

四、写实施报告

每人写出自己完整的实施报告，上交老师。老师审阅后进行展评、总结。 五、注意事项

1．硫酸具有强腐蚀性，使用和称样时，严禁溅出。

2．硫酸稀释时会放出大量热，需冷却后再滴定或转移至容量瓶中稀释。

1．用NaOH标准溶液滴定硫酸时，能否选用酚酞作指示剂?

2．用胶帽滴瓶称量硫酸样品时，应注意些什么?

3．为什么先在容量瓶中放一些水，然后再注入硫酸样品?

4.今有7.6521g硫酸样品,在容量瓶中稀释成250 mL,取出25 mL,滴

定时用去20.00 mL的0.7500 mol/L NaOH溶液,计算H2SO4的质量分数。（96.05%）

5. 分析影响本次实验精密度和准确度的因素，总结你在分析过程中遇

到的问题，分析原因并提出整改措施。

任务7混合碱含量的测定

【任务目标】通过本任务的学习，使学生掌握双指示剂法测定混合碱中NaOH、

Na2CO3含量的原理、操作及计算和用甲基橙、酚酞指示剂判断滴定终点

某厂新到一批烧碱原料，其中含有一些纯碱，现需通过酸碱滴定法检测样品中烧碱和纯碱的含量，请你设计一套测定方案

43

混合碱中NaOH、Na2CO3含量测定，有氯化钡法和双指示剂法，双指示剂法，方便、快速，在生产中应用普遍，故重点介绍。

一、氢氧化钠俗称烧碱，在生产和存放过程中，常因吸收空气中的C02，因而含有少量杂质Na2CO3

二、氢氧化钠和碳酸钠混合溶液中，当用盐酸标准溶液进行滴定时，盐酸和氢氧化钠作用突跃范围为4.3～9.7，HCI和Na2CO3作用时，第一个等量点pH值为8．3，第二个等量点pH值为3．9。因此，选用酚酞为指示剂(其变色范围pH=8、10)，NaOH全部中和，而Na2CO3只除中和至NaHCO3。，若此时再加入甲基橙为指示剂，继续滴定到第二个等量点时，则将NaHC03中和为H2CO3。

以酚酞为指示剂，用HCl标准溶液滴定混合碱试液。当红色刚好消失时，溶液中的Na2CO3被滴定到NaHCO3。

反应式为： Na2CO3 + 2HCl → NaHCO3 + NaCl

记下消耗盐酸标准溶液的体积V1。再以甲基橙为指示剂，继续用盐酸标准溶液滴定，当溶液由黄色变为橙色时为终点，记下消耗盐酸标准溶液的体积V2。这时溶液中的NaHCO3和由Na2CO3生成的NaHCO3全部滴定生成CO2。 反应式为： NaHCO3 + HCl →NaCl + H2O + CO2↑ NaOH消耗 HCl体积为V1-V2 Na2CO3消耗 HCl体积为2V2 分析结果的计算

c?2V2?10?3?M(12Na2CO3)w(Na2CO3)??100%

25m?250c?(V1?V2)?10?3?M(NaOH)w(NaOH)??100%

25m?250式中：V1―用酚酞作指示液，消耗盐酸标准溶液的体积，mL

44

V2―用甲基橙作指示液，消耗盐酸标准溶液的体积，mL c―盐酸标准溶液的物质的量浓度，mol/L m―试样的质量，g

M（1/2Na2CO3) ―以1/2Na2CO3基本单元的Na2CO3摩尔质量，g/mol M(NaOH) ―以NaOH基本单元的NaOH摩尔质量，g/mol

三、双指示剂法还可以用于Na2CO3和NaHCO3的混合碱分析，以酚酞为指示剂，用HCl标准滴定溶液滴定，当溶液的颜色由红色变到无色时，Na2CO3被滴定到NaHCO3，记下消耗盐酸标准溶液的体积V1，

反应式为： Na2CO3 + 2HCl → NaHCO3 + NaCl

再以甲基橙为指示剂，继续用盐酸标准溶液滴定，当溶液由黄色变为橙色时为终点，记下消耗盐酸标准溶液的体积V2。 反应式为： NaHCO3 + HCl →NaCl + H2O + CO2↑ NaHCO3消耗 HCl体积为V2-V1 Na2CO3消耗 HCl体积为2V1 四、注意事项

①试样和试液不宜在空气中放置过久，以免吸收空气中的CO2而影响分析结果。

②以酚酞为指示剂进行滴定时，滴定速度不要过快，应不断地摇动，以防止局部酸的浓度过大，使碳酸钠直接成为C02而逸出，造成碳酸钠的分析结果偏低。 ③用盐酸标准溶液滴定碳酸钠时，第一个化学计量点附近没有明显的pH突跃，易产生滴定误差。若选用甲酚红一百里酚蓝混合指示剂，终点颜色变化明显，由紫色变为黄色。第二个化学计量点附近的pH突跃也较小，若采用甲基红一亚甲基蓝混合指示剂，终点由绿色变为红紫色，可以减小误差。

一、分组

2人为1个小组，合作完成任务 二、实施准备

45

1.根据实验项目写出实验所需的仪器、试剂、物品； 2.各组按相关知识要求分别准备仪器、试剂和物品； 三、实施过程

1．准确称取1.5?1.7g混合碱试样于洗净150 mL烧杯中，加少量水，使其溶解。待溶液冷却后，移入250 mL容量瓶中，加水稀释至刻度，摇匀。 2．用移液管移取25 mL上述试液于锥形瓶中，加入2?3滴酚酞指示液，用HCl标准溶液滴定到溶液呈粉红色时，每加一滴HCl溶液，就充分摇动，以免局部Na2CO3直接滴至H2CO3。与参比溶液对照，慢慢地滴到酚酞红色恰好褪色为止，记下消耗HCl标准溶液体积V1。

3．在上述溶液中加1滴甲基橙指示液，继续用HCl标准溶液滴定到黄色变为橙色为终点。记下用去HCl标准溶液体积V2。 4. NaOH消耗 HCl体积为V1-V2 Na2CO3消耗 HCl体积为2V2、 四、写实施报告

每人写出自己完整的实施报告，上交老师。老师审阅后进行展评、总结。

一、问答题：

1．为什么烧碱中常含有碳酸钠?用什么方法可测定出其含量?

2．什么叫双指示剂法?怎样用双指示剂法测定烧碱中NaOH 和Na2CO3的含量?

3.如果：(1)用酚酞或用甲基橙作指示剂滴定溶液时，用去等量的HCl溶液；(2)用酚酞滴定时，比用甲基橙滴定时少用一半HCl溶液；(3)用酚酞时溶液不显颜色，但可用甲基橙作指示剂，以HCl溶液滴定；(4)用酚酞作指示剂所用HCl溶液比继续用甲基橙作指示剂所用HCl溶液少；(5)用酚酞作指示剂所用HCl溶液比继续用甲基橙作指示剂所用HCl溶液多。判断各种情况下样品中含有哪些成分(NaOH 、NaHCO3、Na2CO3)。

4. 分析影响本次实验精密度和准确度的因素，总结你在分析过程中遇到的问题，分析原因并提出整改措施。 二、计算题：

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今有含NaOH和Na2CO3的样品1.177g用酚酞作指示剂，用0.1000 mol/L HCl 标准滴定溶液滴定到无色，用去28.16 mL，再加甲基橙指示剂继续滴定，需要24.04 mL，计算样品中NaOH和Na2CO3质量分数。（4.795%，12.63%）

任务 8 铵盐中氮含量的测定

【任务目标】

通过本任务的学习，使学生

1．掌握甲醛法测定铵盐中氮含量的原理和方法。 2．了解除去试剂中甲酸和试样中游离酸的方法。

常见的铵盐有硫酸铵、氯化铵、硝酸铵及碳酸氢铵等。在这

些铵盐中，碳酸氢铵可用酸标准溶液直接滴定。其他铵盐如氯化铵、硝酸铵、硫酸铵中的NH4+虽具有酸性但太弱(Ka=5．6×10-10)，不能用NaOH标准滴定溶液直接滴定。常用蒸馏法和甲醛法进行测定。

一、测定原理

1．蒸馏法

蒸馏法是将铵盐试样加入过量的碱，加热使氨蒸馏出来，并通入过量的酸标准滴定溶液中，然后将余下的酸以甲基橙为指示剂，用碱标准滴定溶液进行回滴，根据消耗碱标准滴定溶液的量来计算铵盐的含量。

2．甲醛法

甲醛与铵盐作用，生成六次甲基四胺，同时生成定量的酸，以甲基橙为指示剂，碱标准滴定溶液进行滴定。

4NH4N03+6HCHO→(CH2)6N4+4HN03+6H20 HN03+NaOH→H20+NaN03

以酚酞为指示液，滴定至浅粉红色30s不褪即为终点。 二、分析结果的计算

ω(N)=

c(NaOH)(V2?V1)?MN25m??1000　　　　250

式中 c(NaOH)——NaOH标准滴定溶液的浓度，mol/L ；

V1—甲基红作指示剂滴定终点时消耗NaOH标准滴定溶液体积，mL； V2—酚酞作指示剂滴定终点时消耗NaOH标准滴定溶液体积，mL。；

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M(N)——N的摩尔质量，g／mol； m——试样质量，g。 三、注意事项：

1.市售40％甲醛中含有少量的甲酸，使用前必须先以酚酞为指示剂，用氢氧化钠溶液中和，否则会使测定结果偏高。

2. 一般情况下，化肥中常含有游离酸，应利用中和法除去。即以甲基红为指示剂，用氢氧化钠溶液中和。

3. 应称取较多的试样，溶于容量瓶中(这样取样的方法称为取大样)。然后吸取部分溶液进行滴定，这是因为试样不均匀，多称取些试样，其测定结果就更具有代表性。

一、分组

2人为1个小组，合作完成任务 二、实施准备

1.根据实验项目和测定过程写出实验所需的仪器、试剂、物品； 2.各组按相关知识要求分别准备仪器、试剂和物品； 三、实施过程

在分析天平上准确称取铵盐试样1.5～2.0g于100mL烧杯中，加入少量蒸馏水使之溶解。将溶液定量转移到250mL容量瓶中，用水稀释至刻度线，摇匀。用移液管移取25.00mL试液于锥形瓶中，加2滴甲基红指示液，如呈红色，需用NaOH标准滴定溶液滴定至橙色，记下NaOH溶液消耗体积V1

另取25.00mL试液于锥形瓶中，加入5mL中性甲醛溶液，摇匀。放置1min后加入1～2滴酚酞指示剂，用0.1 mol/L 的NaOH标准滴定溶液滴定到溶液变为淡红色，并在30s不褪色为终点。记录NaOH标准滴定溶液消耗的体积V2。平行测定3次，计算试样中氮的含量。

四、写实施报告

每人写出自己完整的实施报告，上交老师。老师审阅后进行展评、总结。

1．弱酸或弱碱物质能被准确测定的条件是什么?本法测定铵盐中氮含量时，为什么不能用碱标准滴定溶液直接滴定?

2．试液中加入甲醛溶液后，为什么要放置5min?

3．试液中加入甲基红指示剂，如呈红色需用NaOH标准滴定溶液滴定至橙色，说明什么问题?

48

4．本法中加入甲醛的作用是什么?为什么需使用中性甲醛?甲醛未经中和对测定结果有何影响?

5．本测定中为什么要取大样进行分析?

6.分析影响本次实验精密度和准确度的因素，总结你在分析过程中遇到的问题，分析原因并提出整改措施。

一、 常见铵盐

NH4Cl = Ammonium chloride（氯化铵，白色立方晶体或白色结晶）。

(NH4)2SO4 = Ammonium Sulphate（硫酸铵，白色结晶，是硫酸根与

铵根离子化和生成的化合物）。 NH4NO3 = Ammonium nitrate（硝酸铵，无色斜方或单斜晶体）。 二、铵盐的用途

具有强烈的杀菌和抑霉防蛀性能。氯化十二烷基二甲基苄基铵可用作腈纶的匀染剂。季铵盐分子中的两个烷基是长链烷基的产品，对各种纤维具有良好的柔软作用，能使纤维膨胀柔软，外观美观而平滑，富有良好手感，是一种常用的纤维柔软剂。溴化双十八烷基二甲基铵，不仅是杀菌剂，而且对棉、毛、合成纤维织物都具有显著的柔软作用。十八烷基二甲基羟乙基铵硝酸盐是一种极好的抗静电剂。季铵盐还可作防水剂、缓染剂、石油破乳剂等。用脂肪酸为原料，经氨化制得脂肪腈，再经氢化为脂肪胺，然后将伯胺与溴代烷反应，即得季铵盐。亦可用叔胺为原料，在常压下与溴代烷加热直接缩合为季铵盐。

三、铵盐共性 1．铵盐是离子型化合物，都是白色晶体，易溶于水，溶水时吸热。 2．受热分解（不稳定性） NH4Cl == NH3↑ + HCl↑

NH4HCO3 == NH3↑ + CO2↑ + H2O（条件均为加热）

氯化铵受热分解为氯化氢和氨气，遇冷时二者又重新结合为氯化铵，类似于“升华”现象，但不同于I2的升华。NH4HCO3加热则完全气化，也出现类似“升华”的现象。 3.与碱反应

NH4+ + OH- == NH3↑ + H2O（加热） 可以用来检验NH4+ 也可用来制作氨气。

。

任务9 尿素中含氮量的测定

【任务目标】通过本任务的学习，使学生了解尿素中氮含量的测定原理、

过程及注意事项。

49

小丽的父母根据广告介绍买来进口化肥，他们请你测定一下氮含量，确

定是否达到广告所说的那么高。

尿素中含氮量的测定采用甲醛法

一、．测定原理

尿素在H2SO4存在下，加热发生水解，水解生成的NH3 又与H2SO4作用生成(NH4)2SO4，反应式为 (NH2)2CO+ H2SO4+H20→CO2+(NH4)2SO4 过量的H2SO4用NaOH中和，反应式为 H2SO4 +2NaOH→Na2S04+2H20

生成的(NH4)2SO4和HCHO作用生成(CH2)N和 H2SO4，反应式为

6HCHO+2(NH4)2S04→(CH2)6N4+2H2S04+6H20 甲醛 硫酸铵 环六次甲基四胺 游离出的H2SO4用NaOH标准溶液滴定，反应式为 H2S04+2NaOH→Na2S04+2H20

二、计算公式：

c(NaOH)(V?V1)m?100MN1000×100%

ω(总氮)=

100?XH2O式中c(NaOH)—NaOH标准滴定溶液的物质的量浓度； V—滴定NaOH标准滴定溶液的体积，mL。； V1—空白试验NaOH溶液的体积，mL； MN—N的摩尔质量，g／mol； m—尿素试样的质量，g； XH2O—尿素中水分含量。

一、分组

2人为1个小组，合作完成任务 二、实施准备

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