1、第四章 酸堿滴定法Acid-Base Titration分析化學基本內容和重點要求F掌握酸堿質子理論的基本內容、酸堿離解常數；F了解酸堿平衡中有關組分濃度及各種酸堿溶液pH值的計算；F掌握酸堿滴定曲線（包括滴定終點、突躍范圍）的計算方法、滴定終點酸堿指示劑的選擇；F掌握各種酸堿溶液準確滴定的條件；F掌握酸堿滴定法的典型應用。第四章 酸堿滴定法4-1 酸堿平衡的理論基礎4-2 不同pH值溶液中酸堿存在形式的分布情況分布曲線4-3 酸堿溶液pH值的計算4-4 酸堿滴定終點的指示方法4-5 一元酸堿的滴定4-6 多元酸、混合酸和多元堿的滴定4-7 酸堿滴定法應用示例4-8 酸堿標準溶液的配制和標定4

2、-9 酸堿滴定法結果計算示例4-1 酸堿平衡的理論基礎一、酸堿質子理論二、酸堿離解平衡一、酸堿質子理論BrnstedLowry酸堿質子理論：F凡是能給出質子（H+）的物質是酸，能接受質子的物質是堿。共軛酸堿對(conjugate acid and base)：F酸(HA)失去質子后，變成該酸的共軛堿(A-)；堿得到質子后變成其共軛酸。 酸堿反應：F實質是質子的轉移（得失），酸給出的質子必須轉移到另一種能夠接受質子的堿上。酸酸 質子質子 堿堿HA H+ + A-HCl H+ + Cl-HCO3- H+ + CO32-NH4+ H+ + NH3(CH2)6N4H+ H+ + (CH2)6N4HA與

3、與A-互互為共軛酸堿為共軛酸堿對，得失一對，得失一個質子個質子酸（堿）可以是中性分子、陰離子或陽離子酸堿反應FHAc溶于水HAc H+ +Ac-（酸（酸1） （堿（堿1）H2O + H+ H3O+（堿（堿2） （酸（酸2）HAc + H2O H3O+ +Ac-(酸酸1) (堿堿2) (酸酸2) (堿堿1) H2O作為堿作為堿參與反應參與反應半反應式，半反應式，也為簡式也為簡式總反應總反應式式FNH3溶于水NH3 + H+ NH4+（堿（堿1） （酸（酸1）H2O H+ + OH-（酸（酸2） （堿（堿2）NH3 + H2O OH- + NH4+(堿堿1) (酸酸2) (堿堿2) (酸酸1) H

4、2O作為酸參作為酸參與反應與反應水的質子自遞常數KwF在水分子之間產生的質子轉移，稱為質子自遞作用，其平衡常數稱為水的質子自遞常數（autoprotolysis constant）。H2O + H2O H3O+ + OH- -水合質子H3O+也常寫作H，所以可簡寫為：H2O H+ + OH- -F不同溫度時水的質子自遞常數值t 0102025304050pKw14.9614.5314.1614.0013.8313.5313.26)25(1000. 114)()()()(3CCCCCKOHHOHOHw二、酸堿離解平衡弱酸、弱堿的離解常數常用弱酸、弱堿離解常數可查表A- - + H2O HA +O

5、H- -AOHHAKbHA + H2O H3O+ A- -簡寫為： HA H+ A- -AHAHKa 常用弱酸、弱堿離解常數名稱名稱分子式分子式離解常數離解常數酸酸砷酸砷酸H3AsO4Ka1=5.6 10-3Ka2=1.7 10-7Ka3=3.0 10-12硼酸硼酸H3BO3Ka=5.7 10-10氫氰酸氫氰酸HCNKa=6.2 10-10磷酸磷酸H3PO4Ka1=7.6 10-3Ka2=6.3 10-8Ka3=4.4 10-13硫酸硫酸H2SO4Ka2=1.0 10-2堿堿氨水氨水NH3 H2OKb=1.8 10-5羥胺羥胺NH2OHKb=9.1 10-9一元酸共軛酸堿對Ka、Kb的關系）（

6、CpKpKpKKKKwbawba2514AOHHAKbAHAHKa多元酸堿Ka、Kb的對應關系F以H3PO4為例：132231/awbawbawbKKKKKKKKKH3A H2A- HA2- A3-1aK2aK3aK1bK2bK3bK4-2 不同pH值溶液中酸堿存在形式的分布情況分布曲線一、分析濃度和平衡濃度二、酸度對酸堿溶液中各組分濃度的影響l一元酸l二元酸1.n 元酸一、分析濃度和平衡濃度酸度（平衡濃度）：F溶液中H+的濃度或活度，用pH表示。酸的濃度（分析濃度）：F包括已離解的酸的濃度和未離解的酸的濃度之和，即酸的總濃度，用CB表示。平衡濃度：F平衡時溶質存在的各形式濃度，用 表示。F各

7、形式平衡濃度之和為總濃度（分析濃度）。二、酸度對溶液中各組分濃度的影響分布分數 ：F某組分的平衡濃度與分析濃度的比值。F 決定于酸堿的性質和溶液的pH值。HB B- + H+CHB = HB + B- HBBHBHBCBCHB一元酸總濃度為c的HA溶液中有HA和A-兩形式101AHAaaAaHAKHKAHAAcAKHHAHAHAcHAHA H+ + A-Ka可見，分布分數可見，分布分數 與溶液與溶液H+有關，與總濃度無關有關，與總濃度無關例 1計算計算pH=5.00時，HAc和Ac-的分布分數 ?解：64. 0136. 0108 . 1101010 00. 55555HAcAcaHAcKHHH

8、pH時，F不同pH值時，計算各形式分布分數，繪得與pH關系圖，即分布曲線：0 2.74 3.74 4.74 5.74 6.74 pH 1.000.750.500.25 HAcAc-由圖可見：由圖可見：pH=pKa， HAc=Ac-pHAc-pHpKa， HAcAc-二元酸F總濃度為c的H2A溶液中有H2A、HA-、A2-三種形式，則2112222222aaaKKHKHHAHAAHAHcAH2112121112021aaaaaaaaaKKHKHKKKKHKHHK同理可得：例 2計算pH=5.00時，0.10molL-1草酸溶液中C2O42-的濃度?解：86. 0104 . 6109 . 5101

9、09 . 5)10(104 . 6109 . 5525225522242021121aaaaaKKHKHKKcOC10242086. 010. 086. 0LmolcOC計算不同計算不同pH時各形式的分布分數，可得分布分數時各形式的分布分數，可得分布分數-pH圖，圖形較一元酸的復雜一些。圖，圖形較一元酸的復雜一些。0 1 2 3 4 5 6 7 pH 1.00.80.50.40.2 012n元酸溶液nnnnnaaananaaaaaanannanaaanannKKKHKHKKKKKKHKHHKKKKHKHH211212111211101111H3PO4的分布曲線0120 1 2 3 4 5 6

10、7 8 9 10 11 12 13 14 pH 1.00.90.80.70.60.50.40.30.20.1 3 4-3 酸堿溶液pH的計算平衡關系l物料平衡l電荷平衡l質子條件溶液pH的計算強酸或強堿一元弱酸（弱堿）溶液多元酸堿溶液兩性物質溶液緩沖溶液基本思路全面考慮、分清主次、合理取舍、近似計算：物料平衡 電荷平衡 質子條件 化學平衡關系 H+的精確表達式 近似處理近似式 進一步近似處理最簡式一、平衡關系l物料平衡（Material balance equation， MBE ）F在一個化學平衡體系中，某一給定組分的總濃度，等于各有關組分平衡濃度之和。F如濃度為c的下列物質溶液的MBE為H

11、3PO4：H3PO4 + H2PO4- + HPO42- + PO43- = CNa2SO3： Na+ = 2C SO32- + HSO3- + H2SO3 = C先分析溶液中可能存在的組分，根據平衡時存在的各形式寫出MBE，注意系數及濃度的單位（Charge balance equation，CBE）F根據電中性原則，溶液中陽離子所帶正電荷總數等于陰離子所帶負電荷總數。F如濃度為c的下列物質溶液的CBE為lNaCN： H+ + Na+ = CN- + OH-lCaCl2： H+ + 2Ca2+ = Cl- + OH-F注意電荷數的相等。2. 電荷平衡3. 質子條件（Proton balanc

12、e equation，PBE）F酸堿反應達到平衡時，酸失去的質子數與堿得到的質子數一定相等，即得質子后的產物得到質子的物質的量必然與失去質子后的產物失去質子的物質的量相等。F寫出PBE的途徑有二l根據得失質子的物質的量相等直接列出；l由MBE及CBE求出。根據得失質子的物質的量寫出質子條件步驟：F選擇溶液中一些原始的反應物作參考（零水準）F寫出所有酸堿反應F找出得質子產物和失質子產物，得寫一邊，失寫等式另一邊，如：質子條件PBE不含原始物質，質子轉移多個時存在系數不含原始物質，質子轉移多個時存在系數例 3HAcH+ = Ac- + OH-NaCNH+ + HCN = OH-Na2SH+ + H

13、S- + 2H2S = OH-NaHCO3H+ + H2CO3 = CO32- + OH-NaH2PO4H+ + H3PO4 = HPO42- + 2PO43- + OH-(NH4)2HPO4H+H2PO4-+2H3PO4=NH3+PO43-+OH-H2O作零作零水準水準系數系數二、溶液pH的計算 強酸或強堿 一元弱酸（弱堿）溶液 多元酸堿溶液 兩性物質溶液 緩沖溶液先判斷溶液性質，再先判斷溶液性質，再利用相應的公式計算利用相應的公式計算1. 強酸或強堿溶液F強酸或強堿在溶液中全部離解，一般情況下pH計算比較簡單。但當酸堿濃度很低時，溶液的酸度除需考慮酸堿本身的離解外，還需考慮水的離解。F質子

14、條件（如HB）：H+ = c + OH- HKcHw（3-1） 當c4.710-7時，水的離解忽略，H+=c，如1.0molL-1HCl溶液，H+=1.0molL-1，pH=0.00； 當c1.010-8時，酸的離解忽略，H+=當濃度很稀時，需用精確式計算，如1.010-7 molL-1HCl， H+=1.610-7，pH=6.80。 強堿與之類似。242KwccH 精確式精確式（3-2）簡化式簡化式wK2. 一元弱酸（弱堿）溶液F質子條件（弱酸HA）：H+ = A- + OH-wawawaKHAKHHKHHAKHOHHKHAAHK，（3-4）精確式精確式0231wawaaaKKHKcKHKH

15、KHHccHA）（又（3-5）F式（3-4）中，若KaHA10Kw，Kw可忽略；又弱酸Ka較小，則可用KaHA Kac 10Kw來判斷。即當Kac 10Kw時，Kw忽略，得：)( HcKHAKHaaF若平衡時 H+c，則c-H+ c，由式（3-4）得：最簡式最簡式式（式（3-7）使用條件是：）使用條件是：cKa 10Kw和和c/Ka 105（計算誤差計算誤差10Kw，c/Ka105采用最簡式計算：38. 3102 . 44 pHcKHa例 5計算0.10molL-1一氯乙酸溶液的pH？解： Ka = 1.4010-3， cKa10Kw，但c/Ka10Kw，c/Kb105，用最簡式計算：11.1

16、189. 2103 . 113 pHpOHLmolcKOHb弱堿弱堿例 7計算1.010-4molL-1NaCN溶液的pH？解：HCN 的 Ka=6.210-10，CN- 的 Kb=Kw/Ka=1.610-5cKb10Kw，但c/Kb105，用近似式計算：52. 948. 4103 . 324152 pHpOHLmolcKKKOHbbb3. 多元酸（堿）溶液二元酸H2B質子條件：H+ = HB- + 2B2- + OH-waawaaaaaKHKKBHHHKHKKBHHKBHHHBBHKBHHBHK )21 (22121121222222，0)2()(2121112112112342222waa

17、aawawaaaaaaaKKKHcKKKKHKcKKKHKHKKHKHHccBH代入上式，整理得：精確式計算復雜，根據具體情況近似計算F若cKa110Kw時，Kw忽略；又若2Ka2/H+1，則F若c/Ka1105時，進一步簡化：近似式（3-8）)(11 HcKHAKHaa1acKH 最簡式可見，多元酸（堿）溶液與一元酸（堿） pH計算類似，滿足條件時，可將多元酸堿看作一元酸堿來處理，否則，需考慮水解離、多級解離等，可采用迭代法計算處理。（3-6）242cKKKHaaa 例 8室溫時，H2CO3飽和溶液的濃度約為0.040molL-1，計算溶液的pH？解：89. 3103 . 110512101

18、06 . 5102 . 4141171112121pHLmolcKHKccKKKcKKKaaaawaaa，且，按最簡式計算例 9計算0.10molL-1H2C2O4溶液的pH？F解：28. 1103 . 5241051210104 . 6109 . 512252111112121pHLmolcKKKHKccKKKcKKKaaaaaawaaa，但是，按按近似近似式式計算計算4. 兩性物質溶液酸式鹽（如NaHA）F質子條件：H+ + H2A = A2- + OH-)(121121222 HAKKHAKKHKHAHKHAKHKHAHHKHHAKHawaaawaawa精確式精確式討論：最簡式最簡式近似

19、式近似式（3-10）（3-9）)(211010)(2121111212121aaaaaaaaawwaawaapKpKpHKKHccKKccKcKKHKKcKcKKcKKHcHA，或：，則，若可忽略，得，若，則若忽略弱酸解離，例 10計算0.10molL-1NaHCO3溶液的pH?解：31. 81010106 . 5102 . 4212121117pHKKHKcKKcKKaawaaaa用最簡式計算：，例 11計算1.010-2molL-1Na2HPO4溶液的pH？解：52. 9)()(1010104 . 4103 . 6322322332138pHcKcKKcKKcKKHKcKcKKKwaaaw

20、aaawaaa得：用近似式計算，但，5. 緩沖溶液緩沖溶液：F向溶液中加入少量的酸或堿、由于化學反應產生少量的酸或堿，或將溶液稍加稀釋，溶液的酸度都能基本保持不變的溶液。緩沖溶液的組成：F一般是由濃度較大的弱酸及其共軛堿所組成；F兩性物質；F高濃度的強酸(pH12)。弱酸HA及其共軛堿A-組成的緩沖溶液FMBE：HA+A-=cHA +cA-，Na+= cA-FCBE：H+ + Na+ = OH- + A-合并兩式， A- = cA- + H+ OH- HA = cHA H+ + OH- 由弱酸的解離平衡式得： OHHcOHHcKAHAKHAHAaa（3-13）精確式精確式F當 cA- H+OH

21、-， cHA OH-H+ 時： AHAaccKH 最簡式最簡式aAHApKpHcc 時時，可可見見，當當取負對數，得：HAAaccpKpH lg（3-14）計算0.10molL-1NH4Cl和0.20molL-1 NH3緩沖溶液的pH？解：Kb=1.810-5，Ka=5.610-10，濃度較大，用最簡式計算得：pH=pKa+lg0.20/0.10=9.56例 12注意：注意：Ka的正確選擇、共軛酸堿對對應的濃度的正確選擇、共軛酸堿對對應的濃度溶液中pH計算總結： 一般可先列出體系的質子條件，根據質子條件和溶液中各組分的分布分數，列出方程式，再討論具體的條件，忽略次要組分，計算溶液中H+。 要求

22、大家能判斷溶液體系性質，利用相應的最簡式計算溶液pH值。4-4 酸堿滴定終點的指示方法一、指示劑法F酸堿指示劑的變色原理F指示劑的變色范圍F混合指示劑二、電位滴定法1. 酸堿指示劑的變色原理F酸堿指示劑（Indicator）一般是有機弱酸或弱堿，其酸式與共軛堿式具有不同顏色。溶液pH改變時，指示劑失質子由酸式轉變為堿式，或得質子由堿式轉變為酸式，分子結構改變，引起了顏色變化。 HIn = In- + H+ F甲基橙 (pKa=3.4) 紅色 黃色(pH3.14.4)F酚酞 (pKa=9.1) 無色 紅色(pH8.09.6)OH-H+酸式：酸式：紅色紅色（醌式）（醌式）堿式：堿式：黃色黃色（偶氮

23、式）（偶氮式）甲基橙（ Methyl Orange ，MO）酚酞（Phenolpthalein ，PP）無色無色OH-OH-紅色紅色2. 指示劑的變色范圍HIn： HIn = H+ + In-點點。，為為指指示示劑劑的的理理論論變變色色，若若，看看到到酸酸色色，若若，看看到到堿堿色色，若若，aaaaaaapKpHHInInpKpHHKHInInpKpHHKHInInHKHInInHInInHK 1110110111010變色范圍：pH = pKa 1F實際觀察時與理論計算有一定的差距，一方面是人眼對各種顏色的敏感度不同，顏色間互相影響；另一方面，指示劑的用量、溫度、離子強度、膠體的存在等因素對

24、變色范圍有一定的影響。表4-1 常用酸堿指示劑及其變色范圍指示劑變色范圍pH顏色pKHIn酸色 堿色甲基橙3.14.4紅黃3.4甲基紅4.46.2紅黃5.2酚酞8.010無紅9.1百里酚酞9.410.6無藍10.0指示劑的變色范圍不恰好在pH=7，而隨指示劑的KHIn而定，變色范圍一般大于1pH單位和小于2pH單位，變色范圍內顯示過渡色指示劑的用量雙色指示劑：F如MO，不影響指示劑變色范圍，但指示劑用量多時顏色變化不明顯，且指示劑本身也消耗一些滴定劑，引起誤差。單色指示劑：F如PP，影響指示劑變色范圍，多加使在pH較低時變色，3. 混合指示劑特點：F利用顏色互補使變色更敏銳，變色范圍更窄。類型

25、：F兩種或兩種以上指示劑混合：甲基紅（紅黃）+溴甲酚綠（黃-藍）（酒紅色綠色）F指示劑與惰性染料混合：甲基橙（紅黃）+靛藍二磺酸鈉（藍）（紫色黃綠色）4-5 一元酸堿的滴定一、強堿滴定強酸二、強堿滴定弱酸三、強酸滴定弱堿一、強堿滴定強酸以0.1000molL-1NaOH滴20.00mL等濃度HCl為例，計算滴定過程溶液pH變化：滴定前：F取決于HCl的濃度，pH=1.00滴定開始到化學計量點前：F 取決于剩余的HCl， H+=0.1000(20.00-VNaOH)/(20.00+VNaOH)化學計量點時：FH+=OH-，pH=7.00化學計量點后：F 取決于過量NaOH的濃度，OH-=0.10

26、00(VNaOH-20.00)/(VNaOH+20.00)逐一計算滴定過程pH值，結果列表NaOH V/mL滴定分數a剩余HCl V/mL過量NaOH V/mLpH0.0018.0019.8020.2022.000.0000.9000.9900.9991.0001.0011.0101.10020.002.000.200.020.000.020.202.001.002.283.304.307.009.7010.7011.70化學計量點滴定曲線以滴定劑體積或滴定分數為橫坐標，溶液pH值為縱坐標作圖0 0.50 1.00 1.50 2.00 a12 10 8 6 4 2pHPPMRMONaOHHCl

27、0 0.50 1.00 1.50 2.00 a12 10 8 6 4 2pH1molL-10.1molL-10.01molL-1PPMRMO濃度不同濃度不同滴定突躍化學計量點前后，滴定不足0.1%至滴定過量0.1%（即滴定分數0.9991.001的范圍內）溶液pH的變化，稱為滴定突躍；相應的pH的變化范圍，稱為滴定突躍范圍；突躍范圍是選擇判斷終點的依據，濃度減小，范圍變窄。指示劑的選擇原則：F指示劑的變色范圍應處于或部分處于化學計量點附近的pH突躍范圍之內；F變色應明顯。二、強堿滴定弱酸0.1000molL-1 NaOH滴定20.00mL等濃度HAc溶液，滴定過程pH計算：滴定前：F取決于HA

28、c的濃度滴定開始到化學計量點前：F取決于剩余HAc和生成Ac-的濃度，87. 21034. 13 pHcKHa，abaccpKpH/lg 接近接近SP時用近時用近似式計算似式計算化學計量點時：F生成NaAc弱堿化學計量點后：F 取決于過量NaOH的濃度72. 81027. 56 pHcKOHb，20.00) 20.00)/(V -(V0.1000OHNaOHNaOH- 逐一計算滴定過程pH值，結果列表NaOH V/mL滴定分數a剩余HAc V/mL過量NaOH V/mLpH0.0018.0019.8020.2022.000.0000.9000.9900.9991.0001.0011.0101.

29、10020.002.000.200.020.000.020.202.002.875.706.747.748.729.7010.7011.70化學計量點作圖，得滴定曲線0 0.50 1.00 1.50 2.00 a12 10 8 6 4 2pHHClKa=10-9Ka=10-7Ka=10-5Ka=10-3影響滴定突躍的因素：影響滴定突躍的因素：濃度和酸的強弱（濃度和酸的強弱（Ka的的大小）。濃度越大，酸大小）。濃度越大，酸越強，突躍范圍越大。越強，突躍范圍越大。目測法確定滴定終點，目測法確定滴定終點，弱酸能被準確滴定的條弱酸能被準確滴定的條件件：cKa 10-8。三、強酸滴定弱堿影響滴定突躍的因

30、素：影響滴定突躍的因素：濃度和堿的強弱（濃度和堿的強弱（Kb的的大小）。濃度越大，堿大小）。濃度越大，堿越強，突躍范圍越大。越強，突躍范圍越大。目測法確定滴定終點，目測法確定滴定終點，弱堿能被準確滴定的條弱堿能被準確滴定的條件件：cKb 10-8。0 0.50 1.00 1.50 2.00 a12 10 8 6 4 2pHHCl 堿NaOHNH3Kb=10-5Kb=10-7Kb=10-94-6 多元酸、混合酸和多元堿的滴定一、多元酸的滴定二、混合酸的滴定三、多元堿的滴定一、多元酸的滴定0.10molL-1NaOH滴定等濃度H3PO4，滴定過程分析：FH3PO4三級pKa分別為： 2.12, 7

31、.20, 12.36；F首先H3PO4被中和，生成H2PO4- ，出現第一個pH突躍，按兩性物質近似公式計算化學計量點時的pH， pH=4.70，MO指示（紅色黃色），誤差約-0.5%；F繼續滴定，生成HPO42- ，出現第二個突躍，按兩性物質計算SP時的pH（不能忽略水的解離），pH=9.66，百里酚酞指示（無色淺藍色），誤差約+0.3%；Fc Ka310-8，無法滴定，無第三個突躍。但若加入CaCl2使形成Ca3(PO4)2沉淀，將H+釋放出，也可滴定（弱酸強化）。滴定曲線0 1.00 2.00 3.00 a12 10 8 6 4 2pH4.79.7多元酸能否被準確滴定，首先多元酸能否被準

32、確滴定，首先根 據 弱 酸 滴 定 條 件 判 斷根 據 弱 酸 滴 定 條 件 判 斷cKai 10-8能滴定至哪一級；能滴定至哪一級；多元酸相鄰存在組分能否分別多元酸相鄰存在組分能否分別滴定，根據滴定，根據Kai/Kai+1 104，（ pKai+1pKai 4 ）來判斷，）來判斷，否則不能分步滴定；否則不能分步滴定；如如H2C2O4，pKa1=1.22，pKa2=4.19，濃度不太稀時，兩，濃度不太稀時，兩個個H+都可被滴定，但都可被滴定，但Ka1/ Ka2 104 ，故不能分別滴定，只出，故不能分別滴定，只出現一個現一個pH突躍。突躍。例 14下列物質可否用相同濃度的酸堿標準溶液滴定？

33、如果可以，有幾個pH突躍？FA0.2molL-1 HF溶液（Ka=6.610-4）FB0.2molL-1 Na2C2O4溶液（H2C2O4 Ka1=5.910-2 Ka2=6.410-5）FC0.2molL-1 Na2CO3溶液（H2CO3 Ka1=4.210-7 Ka2=5.610-11）A可以，一個可以，一個pH突躍；突躍；不可以，無不可以，無pH突躍；突躍；可以，兩個可以，兩個pH突躍。突躍。二、混合酸的滴定兩種弱酸（HAHB）混合強酸（HX）與弱酸（HA）混合1. 兩種弱酸（HAHB）混合F與多元酸相似，比較兩種酸的強度，考慮濃度大小，在允許1的終點誤差和滴定突躍0.4pH時，分別滴定

34、其中較強的一種弱酸（如HA），需滿足條件： 4910/)1(10HBHBHAHAHAHAKCKCKC允許誤差允許誤差自行考慮：HB的測定，或需測定HA+HB總量時需滿足條件有哪些？2. 強酸（HX）與弱酸（HA）混合F綜合考慮弱酸的強度KHA，各酸的濃度cHX、cHA和對測定準確度的要求等因素，判斷分別滴定和測定總量的可行性。三、多元堿的滴定與多元酸的滴定類似，將Ka換Kb 4810/101iiibbbKKCK0 1.00 2.00 3.00 a12 10 8 6 4 2pH4-7 酸堿滴定法應用示例一、水泥生料碳酸鈣滴定值的測定二、燒堿中NaOH和Na2CO3含量的測定三、極弱酸（堿）的測定

35、弱酸強化法四、銨鹽中氮的測定甲醛法或蒸餾法五、硅酸鹽中硅的測定氟硅酸鉀法六、醛和酮的測定七、環氧化合物的測定一、水泥生料碳酸鈣滴定值的測定主要原料：石灰石、粘土和鐵礦等。水泥生產工藝規定：生料中凡能與0.5000 molL-1 HCl作用的所有物質，都當作CaCO3，并用酸堿滴定法滴定出以CaCO3表示的百分含量，為碳酸鈣滴定值。OHNaClNaOHHClCOOHCaClHClCaCO22223)()(2剩余過量二、燒堿中NaOH和Na2CO3的測定雙指示劑法F先以酚酞指示，HCl標液滴定至紅色剛消失，消耗HCl體積V1，此時NaOH全部中和，Na2CO3中和為NaHCO3。F然后加入甲基橙指

36、示，繼續用HCl標液滴定至橙紅色，消耗HCl體積V2，為NaHCO3消耗的體積。100)(%100%2123232 sNaOHHClsCONaHClmMVVCNaOHmMVCCONa對于其他類似混合組分也可用此 法 測 定 ， 如 N a2C O3與NaHCO3混合堿測定、 Na3PO4與NaH2PO4混合堿測定等。三、極弱酸（堿）的測定弱酸強化法如H3BO3的測定：103233108 . 5 aKBOHHBOH，2+ H3BO3 =H+ + 3H2OF例如加入甘露醇后，形成絡合物的酸性增強（ pKa=4.26 ） ，可用NaOH滴定。再如H3PO4滴定中，F若加入鈣鹽，生成Ca3(PO4)2沉淀，可滴定HPO42-。也可利用氧化還原法使弱酸強化