Transcript 模块二酸碱滴定法测试技术

第二章 酸碱滴定法
NaOH
H2SO4
第二章 酸碱滴定法
理论学习要点
酸碱质子理论、酸碱离解常数、共轭酸碱对的概念、
酸碱反应实质及溶液中H+浓度的计算、酸碱缓冲溶
液的概念、酸碱指示剂的作用原理，及酸碱滴定的
原理。
能力目标
能够制备盐酸、氢氧化钠标准滴定溶液
能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸、冰乙酸、氨水
中氨、混合碱中各组分的含量
能够对酸碱滴定法的滴定结果进行计算
案例一工业硫酸含量的测定
案例教学分析：
1、任务内容：工业硫酸含量的测定
2、工作标准：GB/T 534—2002
3、知识目标 ①溶液的酸碱性
②酸碱滴定法的基本原理
③酸碱指示剂的作用原理
4、技能目标 ①熟练操作移液管、容量瓶、滴定管等滴
定分析仪器
②酸碱标准滴定溶液的制备
③能够利用酸碱滴定法测定工业硫酸的含
量和酸碱滴定的有关计算
④能够解读国家标准
案例一工业硫酸含量的测定
理论基础
一 溶液的酸碱性与PH
二 酸碱指示剂
三 强酸（碱）滴定强碱（酸）基本原
理
一 溶液的酸碱性与PH
1.酸碱质子理论
2.酸碱离解常数
3.酸碱溶液中H+ 溶度的计算
4.酸碱缓冲溶液
1.酸碱质子理论
酸——溶液中凡能给出质子的物质
碱——溶液中凡能接受质子的物质
酸碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子。
酸
碱
质子
－
HAC
A
H2 CO 3
HCO 3
HCO 3 －
NH4 +
2+
H6 Y
+
+
H
+
H
CO 3 2－
+
H+
NH3
+
H+
+
+
H
H5 Y
－
+
+
1.酸碱质子理论
共轭酸碱对
HA
酸
A- +
碱
H+
共轭酸碱对
酸(HA)给出质子（H+）形成共轭碱(A- ) ，或碱(A- )
接受质子形成共轭酸(HA)
1.酸碱质子理论
共轭酸碱对：由得失一个质子而发生共轭关系的
一对酸碱称为共轭酸碱对。
共轭酸碱对的Ka、Kb值之间满足
Ka·Kb = Kw
或
pK a + p K b = p Kw
因此，对于共轭酸碱对来说，酸的酸性越强
（即pKa越大），则其对应的共轭碱的碱性就越弱
（即pKb越小）；反之，酸的酸性越弱（即pKa越
小），则其对应的共轭碱的碱性就越强（即pKb越
大）。
1.酸碱质子理论
酸碱反应的实质
醋酸与氨在水溶液中的中和反应
HAc + NH3
NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果，酸碱反应
的实质就是酸失去质子，碱得到质子，即为酸碱之间发生
质子转移的过程
。
2.酸碱离解常数
（1）水的质子自递作用
H2O + H2O
H3O+ + OH –
H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质
发生在水分子间的质子转移 →水的质子自递反应
该反应的平衡常数KW →水的质子自递常数
Kw = [H+][OH-]
Kw，也称为水的离子积，其值与浓度、压力无关，
而与温度有关。在25℃时，Kw =1.00×10−14。
2.酸碱离解常数
（2）酸碱离解常数
以HA代表一元弱酸，在水溶液中发生离解反应
HA + H2O H3O+ + A反应达到平衡时
[ H  ][ A]
Ka 
[ HA]
平衡常数Ka称为酸的离解常数，它是衡量酸强弱的参
数。Ka越大，表明该酸的酸性越强。在一定温度下Ka
是一个常数，它仅随温度的变化而变化。
与此类似，碱在水溶液中也发生离解反应，它的平
衡常数用Kb表示，称为碱的离解常数，Kb是衡量碱强
弱的尺度。
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
酸的浓度和酸度
酸度：是指溶液中H+的浓度，常用pH表示。
酸的浓度：就是酸的分析浓度，即物质的量浓度。为总
浓度，它包括未离解和已离解酸的浓度。
一元强酸（强碱）溶液H+ 溶度的计算
一元强酸溶液中氢离子的浓度等于该酸溶液的浓度；
[H+]＝ca
一元强碱溶液中氢氧根离子的浓度等于该碱溶液的浓度。
[OH－]= cb
强酸或强碱在水溶液中全部离解，当强酸或强碱溶液的浓度很小
（例如小于10-6 mol/L）时[H+] = K w
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
一元弱酸（弱碱）溶液
一元弱酸的浓度为ca mol/L
ca
当caKa≥20Kw时，且 K ≥500时
a
最简式
[H+]= ca K a
一元弱碱的浓度为Cb mol/L
c
当 Cb Kb≥20Kw时， 且 K ≥500时
b
[OH-]= Cb K b
最简式
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
多元弱酸（碱）溶液
多元弱酸：设二元酸分析浓度为Ca
[H+]=
C a K a1
多元弱碱：设二元弱碱分析浓度为Cb
[OH-]= Cb K b1
3.酸碱溶液中的H+ 溶度的计算
两性物质溶液
NaHA
[H+]=
K a1 K a 2
Na H2PO4
[H+]=
K a1 K a 2
Na2HPO4
[H+]=
K a 2 K a3
4.酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（缓冲）
作用的溶液
缓冲溶液的组成
弱酸及其共轭碱
HAc-NaAc
弱碱及其共轭酸
NH3-NH4Cl
强酸溶液
0.1mol/L HCl溶液、
强碱溶液
0.1mol/L NaOH溶液
一般的缓冲溶液：大多数由一定浓度的共轭酸碱对
所组成。
标准缓冲溶液：大多数是由逐级离解常数相差较小
的两性 物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对
所组成，如H2PO4--HPO42-。
4.酸碱缓冲溶液
缓冲溶液的PH的计算
HA （浓度Ca）+ NaA（浓度Cb）
[H+]＝
Ca
K a
Cb
pH＝ pK a +
lg
Cb
Ca
4.酸碱缓冲溶液
缓冲容量及缓冲范围
缓冲溶液的缓冲能力以缓冲容量β来量度
缓冲溶液总浓度越大，缓冲容量就越大。当总浓度
一定时，缓冲组分的浓度比愈接近1∶1，缓冲容
量越大
弱酸 -共轭碱体系：缓冲范围为pH=pKa±1
弱碱 -共轭酸体系：
缓冲范围为pOH=pKb±1
或 pH=pKw - pKb±1
4.酸碱缓冲溶液
缓冲溶液的选择
缓冲溶液的选择原则为：
①缓冲溶液对分析过程无干扰。
②所需控制的pH值应在缓冲溶液的缓冲范围之
内。
③缓冲溶液应有足够的缓冲容量。
④组成缓冲溶液的物质应廉价易得，避免污染
环境。
二.酸碱指示剂
1.酸碱指示剂的作用原理
2.指示剂的变色范围及变色点
3.影响指示剂变色范围的因素
4.混合指示剂
二.酸碱指示剂
1.酸碱指示剂的作用原理
酸碱指示剂为有机弱酸或弱碱，酸式体和碱式体颜色
明显不同，溶液pH变化，指示剂结构改变，指示终点
¼×»ù³È£¨ MO£©
(H3C)2
+
£-
N
NH
N
SO3
H
ºì É«£¨ õ«Ê½£©
£-
OH
(H3C)2N
H+
N
N
£-
SO3
pKa = 3.4
»ÆÉ«£¨ ż
µª ʽ£©
·Ó̪ £¨ PP£©
HO
O£-
OH
O
£-
OH
OH
£-
COO
ôÇʽ£¨ ÎÞÉ«£©
H+
pKa = 9.1
COO£-
õ«Ê½£¨ ºì É«£©
2.指示剂的变色范围及变色点
H3O+ + In-
HIn + H2O

K HIn
当
当
当
[H ][In ]

[HIn]
[In ] 1

[HIn] 10

[In ] K HIn
 
[HIn] [H ]
时，呈酸式色
[In ]
 10 时， 呈碱式色
[HIn]
[In ] 1

~ 10 时，呈碱式色和酸式色的混合色。
[HIn] 10
2.指示剂的变色范围及变色点
指示剂理论变色范围
pH = p Kin± 1
指示剂理论变色点 pH = p Kin ，[In-] =[HIn]
实际与理论的变色范围有差别，深色比浅色灵敏
指示剂的变色范围越窄，指示变色越敏锐
例：
pKa
理论范围
实际范围
甲基橙
3.4
2.4～4.4
3.1 ～ 4.4
甲基红
5.1
4.1 ～ 6.1
4.4 ～ 6.2
酚酞
9.1
8.1 ～ 10.1
8.0 ～ 10.0
10.0
9.0 ～ 11.0
9.4 ～ 10.6
百里酚酞
3.影响指示剂变色范围的因素
(1)温度的影响
T → Kin → 变色范围
例：甲基橙 18℃ 3.1 ～ 4.4 ，100 ℃ 2.5～3.7
加热，须冷却后滴定
(2)指示剂的用量
尽量少加，否则终点不敏锐,指示剂本身为弱酸
碱，多加增大滴定误差.
3.影响指示剂变色范围的因素
(3) 溶剂的影响
指示剂的pK(HIn)值随溶液离子强度的不同
而有少许变化。实验证明，溶液离子强度增加，
对酸型指示剂其pK(HIn)值减小，对碱型指示剂其
pK(HIn)值增大。
（4）滴定次序
无色→有色，浅色→深色
 例：
酸滴定碱 → 选甲基橙
碱滴定酸 → 酚酞
4.混合指示剂
混合指示剂是利用颜色之间的互补作用，
使指示剂变色范围变窄，从而使滴定终点
时溶液颜色变化敏锐。
组成
指示剂+惰性染料
两种指示剂混合而成
4.混合指示剂
指示剂+惰性染料
甲基橙+靛蓝磺酸钠（紫色→灰色→绿色）
3.1
4.4
甲基橙
pH 3 5
靛蓝磺酸钠
pH 3
3.1紫(红+蓝)
5
4.4绿(黄+蓝)
混和后
pH 3
pT=4.0灰
5
4.混合指示剂
两种指示剂混合而成
甲基红+溴甲酚绿
5.0------5.1-------5.2
暗红
灰
绿
用于Na2CO3标定HCl时指示终点
由于颜色互补使变色间隔变窄, 变色敏锐.
三 强酸（碱）滴定强碱（酸）基本原理
1.滴定过程中溶液PH的变化
2.滴定曲线的形状和滴定突跃
3.指示剂的选择
1.滴定过程中溶液pH的变化
强酸（碱）滴定强碱（酸）的过程可用下列反应式
表示：
H+ + OH- → H2O
以 NaOH （0.1000mol/L）滴定HCl（0.1000mol/L）为例
V(HCl)= 20.00mL
NaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L, 20.00mL）
1.滴定过程中溶液pH的变化
该滴定过程可分为4个阶段：
（1）开始前
[H+] = 0.1000mol/L
pH=1.00
（2）滴定开始至化学计量点前
当滴入NaOH溶液19.98mL时，pH = 4.30
（3）化学计量点时
−7
+
[H ] = [OH ] = 1.00×10 (mol/L)
pH = 7.00
（4）化学计量点后
当滴入NaOH溶液20.02mL时，
pOH = 4.30；pH = 9.70
2.滴定曲线的形状和滴定突跃
2.滴定曲线的形状和滴定突跃
滴定突跃：
化学计量点前后相对误差为0.1%时引起pH
值突然改变的现象
滴定突跃范围：
滴定突跃所在的pH范围
滴定突跃是选择指示剂的依据
3.指示剂的选择
选择指示剂原则：
一是指示剂的变色范围全部或部分的落入滴定突跃
范围内；二是指示剂的变色点应尽量靠近化学计
量点。
NaOH滴定HCl的突跃范围:
pH=4.30～9.70，
酚酞变色范围: pH=8.0(无色) ～ 10.0(红色)；
甲基红变色范围:
pH=4.4(红) ～ 6.2(黄)；
甲基橙变色范围:
pH=3.1(红) ～ 4.4(黄)
酚酞、甲基红、甲基橙均适用。
案例一工业硫酸含量的测定
技能基础
一、移液管和吸量管的使用
二、容量瓶的使用
三、滴定管的使用
四、酸碱标准滴定溶液的制备
五、滴定结果计算
常用滴定分析仪器
酸式滴定管
吸量管
移液管
量筒
容量瓶
烧杯
锥形瓶
一、移液管和吸量管的使用
1．移液管和吸量管的洗涤
2．移液管和吸量管的润洗
3．移取溶液
吸取溶液的操作
放出溶液的操作
二、容量瓶的使用
1．容量瓶的检查
2．容量瓶的洗涤
3．溶液的配制
三、滴定管的使用
三、滴定管的使用
1．滴定管使用前的准备
（1）洗涤
（2）涂凡士林
（3）检漏
（4）滴定管的润洗
（5）标准滴定溶液的装入
（6）滴定管嘴气泡的检查及排除
（7）零点的调节
三、滴定管的使用
2．滴定管的操作
（1）酸管的操作
（2）碱管的操作
三、滴定管的使用
3．滴定操作
在进行滴定操作时，应注意如下几点：
①滴定时两手操作，左手不能离开活塞，右手摇瓶
②摇瓶时，应微动腕关节，使溶液向同一方向作圆
周运动
③滴定时，要观察滴落点周围颜色的变化。
④ 滴定速度的控制，一般开始时，滴定速度可稍快，
呈“见滴成线”，而不可滴成“水线”。接近终点时，
应改为一滴一滴加入，即加一滴摇几下，再加，再摇。
最后是每加半滴，摇几下锥形瓶，直至溶液出现明显
的颜色变化为止。
三、滴定管的使用
4．滴定管的读数
读数视线的位置
深色溶液的读数
四、酸碱标准滴定溶液的制备
1．HCl标准滴定溶液的配制和标定
GB/T 601-2002中4.2盐酸标准溶液的配制方法
（1）配制
盐酸标准滴定溶液一般采用间接法配制，即先用市
售的盐酸试剂（分析纯）配制成接近所需浓度的溶液，
再用基准物质标定其准确浓度
（2）标定
标定HCl标准滴定溶液的基准物质为无水碳酸钠，
甲基红-溴甲酚绿混合指示剂指示终点，反应方程式为：
2HCl + Na2CO3 → H2CO3 + 2NaCl
CO2↑ + H2O
1．HCl标准滴定溶液的配制和标定
（3）标定结果的计算
c(HCl) =
m(Na 2CO3 )
1
V (HCl)  M ( Na 2CO3 )
2
四、酸碱标准滴定溶液的制备
2．NaOH标准滴定溶液的配制和标定
GB/T 601-2002 中 4.1 NaOH 标准滴定溶液的制备
（1）配制
氢氧化钠标准滴定溶液采用间接法配制，即先配制成接近
所需浓度的溶液，然后再用基准物质标定其准确浓度。
（2）标定
常用于标定NaOH标准滴定溶液的基准物质有邻苯二甲
酸氢钾与草酸，滴定时以酚酞为指示剂，溶液由无色变
至浅红色为终点。其标定反应为：
NaOH+KHP=Na.K.P+H2O
2．NaOH标准滴定溶液的配制和标定
（3）标定结果的计算
NaOH标准滴定溶液的浓度可按下式计算：
c(NaOH) =
m(KHP)
V (NaOH)  M (KHP)
五、滴定结果计算
例：准确称取基准物Na2CO3 0.1535g溶于50mL蒸
馏水中,以甲基橙作指示剂,用HCl溶液滴定用去
28.64mL,求HCl溶液的浓度
解
根据等物质的量反应原理，则
1
n(HCl )  n( Na 2 CO 3 )
2
c(HCl) =
m(Na 2CO3 )
1
V (HCl)  M ( Na 2CO3 )
2
技能训练2 0.1mol/L盐酸标准滴定溶液的制备
训练目标
学会制备HCl标准滴定溶液；
学会判断以甲基红-溴甲酚绿为指示剂时的滴定终点。
试剂和仪器
试剂：
 盐酸（相对密度1.19），分析纯；
 甲基红-溴甲酚绿混合指示剂：25mL 0.2%甲基红乙醇溶
液与75mL 0.1%溴钾酚绿乙醇溶液，混匀，转移入试剂
瓶中，贴上标签；
 基准物质：无水Na2CO3。
仪器：
 烧杯、试剂瓶、锥形瓶、滴定管、架盘天平、分析天平
等
技能训练2 0.1mol/L盐酸标准滴定溶液的制备
训练步骤
0.1mol/L HCl标准滴定溶液配制：用量筒量取约
9mL浓盐酸，倒入500mL的烧杯中，加入200mL
蒸馏水，搅匀后移入试剂瓶中，加水稀释至
1000mL，摇匀并贴上标签，待标定。
技能训练2 0.1mol/L盐酸标准滴定溶液的制备
训练步骤
盐酸标准溶液的标定
准确称取一定量基准物质（碳酸
钠）0.2g 于250mL锥形瓶中，加入
蒸馏水50mL溶解碳酸钠后，加入甲
基红－溴甲酚绿指示剂8－10滴，用
近似0.1mol/L HCl溶液滴定至暗红
色，于电炉上加热煮沸2min。冷却
后再继续用HCl溶液滴定至暗红色，
即为终点，记录读数。平行标定4次，
同时做空白实验。
技能训练2 0.1mol/L盐酸标准滴定溶液的制备
结果计算
c(HCl) =
m(Na 2CO3 )
1
V (HCl)  M ( Na 2CO3 )
2
数据记录
0.1mol/L盐酸标准滴定溶液标定
次数
项目
敲样前（称量瓶+基准物）质量/g
敲样后（称量瓶+基准物）质量/g
基准物质量/g
消耗HCl标准溶液体积/mL (V1 ）
空白消耗HCl标准溶液体积/mL
(V0 ）
HCl标准溶液浓度（mol/L ）
HCl标准溶液平均浓度（mol/L ）
相对平均偏差(%)
I
Ⅱ
Ⅲ
技能训练3 0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液的制备
训练目标
学会制备NaOH标准滴定溶液；
学会判断以酚酞为指示剂时的滴定终点。
试剂和仪器
试剂：
 固体氢氧化钠；
 酚酞指示液（10g/L乙醇溶液）：称取1g酚酞固体溶于
100mL 90%乙醇试剂中，转移入试剂瓶，贴上标签；
 基准物质：邻苯二甲酸氢钾。
仪器：
 表面皿、烧杯、试剂瓶、锥形瓶、滴定管、架盘天平、
分析天平等。
技能训练3 0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液
的制备
训练步骤
0.1mol/L NaOH标准滴定溶液配制：在
托盘天平上用表面皿迅速称取2.2～
2.5g NaOH固体于小烧杯中，以少量蒸
馏水洗去表面可能含有的Na2CO3。然后
用一定量的蒸馏水溶解，移入500mL试
剂瓶中，加水稀释到500mL，用胶塞盖
紧，摇匀，贴上标签，待测定。
技能训练3 0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液的制备
训练步骤
氢氧化钠标准溶液的标定
准确称取一定量基准物质（邻苯二甲
酸氢钾） 0.6 g 于250mL锥形瓶中，加
入蒸馏水50mL，加热溶解，加酚酞指示
剂1－2滴，用近似0.1mol/L NaOH溶液
滴定至微粉红色,保持30s不退色即为终
点。记录读数，平行标定。同时做空白
实验。
计算出该NaOH标准溶液的准确浓度。
技能训练3 0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液的
制备
结果计算
m(KHP)
c(NaOH) = V (NaOH)  M (KHP)
数据记录
0.1mol/L氢氧化钠标准滴定溶液标定
次数
项目
敲样前（称量瓶+基准物）质量/g
敲样后（称量瓶+基准物）质量/g
基准物质量/g
消耗标准NaOH溶液体积/mL (V1 ）
空白消耗NaOH标准溶液体积/mL
(V0 ）
NaOH l标准溶液浓度（mol/L ）
NaOH l标准溶液平均浓度
（mol/L ）
相对平均偏差(%)
I
Ⅱ
Ⅲ
技能训练4
工业硫酸含量的测定
训练目标
学会利用酸碱滴定法测定工业硫酸含量的方法 ；
能正确判断滴定终点。
试剂和仪器
试剂：
 浓硫酸试样；
 甲基红—次甲基蓝混合指示液：称取0.175g 分析纯甲
基红，研细，溶于50mL 95%乙醇中。称取0.083g 次甲
基蓝，溶于50mL 95%乙醇中。将两溶液分别存于棕色瓶
中，用时按（1+1）混合。混合指示剂使用期不应超过1
周。
 氢氧化钠标准滴定溶液： c(NaOH)= 0.5mol/L。
仪器：
 烧杯、锥形瓶、滴定管、分析天平等。
技能训练4
工业硫酸含量的测定
训练步骤
试样溶液的制备：用已称量的带磨口
盖的小称量瓶，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。
滴定
于试液中加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
即为终点。记录所消耗氢氧化钠标准滴
定溶液的体积。
技能训练4
工业硫酸含量的测定
结果计算
1
c( NaOH)VM ( H 2SO 4 )103
2
100%
ω(H2SO4) =
m样
数据记录
次数
项目
称量瓶质量/g
称量瓶+样品 质量/g
样品质量/g
消耗标准NaOH溶液体积/mL
硫酸含量ω(H2SO4)
硫酸平均含量
相对平均偏差(%)
工业硫酸含量的测定
I
Ⅱ
Ⅲ
案例二 工业冰乙酸含量的测定
案例教学分析：
1、任务内容：工业冰乙酸含量的测定
2、工作标准：GB/T 1628—2008
3、知识目标 ①掌握强碱滴定弱酸的基本原理
②理解工业冰乙酸国家标准及相关
要求
4、技能目标 ①能够利用酸碱滴定法测定工业冰
乙酸的含量
②能够解读国家标准
案例二 工业冰乙酸含量的测定
理论基础
一 强碱滴定弱酸基本原理
二 强酸滴定弱碱基本原理
一 强碱滴定弱酸基本原理
1.滴定过程中溶液pH的变化
2.滴定曲线及指示剂的选择
3.弱酸被准确滴定的判断依据
1.滴定过程中溶液pH的变化
强碱滴定弱酸的过程可用下列反应式表示：
NaOH + HAc
NaAc + H2O
以 NaOH （0.1000mol/L）滴定HAc （0.1000mol/L）为例
V(HAc)= 20.00mL
1.滴定过程中溶液pH的变化
该滴定过程分为4个阶段：
（1）开始前
[H+]=
pH=2.87
ca K a
（2）滴定开始至化学计量点前
未反应的HAc与反应生成的NaAc组成缓冲体
系，当滴入NaOH溶液19.98mL时，
[H+]= CaK a
Cb
pH = 7.74
1.滴定过程中溶液pH的变化
该滴定过程分为4个阶段：
（3）化学计量点时
NaOH与HAc完全反应，溶液为0.05000mol/L
-
的NaAc水溶液， [0H ] =
c(Ac ) K b
pH = 8.72
（4）化学计量点后
当滴入NaOH溶液20.02mL时，
pOH = 4.30；pH = 9.70
2.滴定曲线和指示剂选择
2.滴定曲线和指示剂选择
滴定突跃：
 SP前后0.1%，酸度急剧变化，
⊿pH =7.74～9.70
 SP后，⊿pH逐渐↓（同强碱滴强酸）
指示剂的选择：
⊿pH =7.74～9.70，选碱性范围变色的
酚酞，百里酚酞
3.弱酸被准确滴定的判断依据
弱酸离解常数越小
即酸性越弱，滴定
突跃越小，越难选
择合适的指示剂。
一元弱酸的
－8
cKa≥10 时，才
能准确滴定。
二 强酸滴定弱碱基本原理
滴定曲线
强酸滴定弱碱基本原理与强碱滴定弱酸非常相
似，所不同的仅仅是溶液的pH变化是由大到
小，所以滴定曲线的形状刚好相反。
指示剂的选择
突 跃 范 围 主 要 集 中 在 弱 酸 性 区 域 （ 6.25 ～
4.30 ） ， 在 化 学 计 量 点 时 溶 液 呈 弱 酸 性
（pH=5.28），必须选择在酸性区域变色的
指示剂，如甲基红、溴甲酚绿等。
技能训练5
工业冰乙酸含量的测定
训练目标
学会挥发性样品的称样方法；
学会用以氢氧化钠为标准滴定溶液测定工业冰乙酸含量的
方法 ；
试剂和仪器
试剂：
 氢氧化钠标准滴定溶液： c(NaOH)= 0.1mol/L。
 酚酞指示液：（5 g/L）；
 工业冰乙酸试样。
仪器：
具塞称量瓶、锥形瓶、滴定管、量筒、分析天平等。
技能训练5
工业冰乙酸含量的测定
训练步骤
用具塞称量瓶称取约2.5g冰乙酸试样，
精确至0.0002g。置于已盛有50mL无二
氧化碳水的250mL锥形瓶中，并将称量
瓶盖摇开，加0.5mL酚酞指示液，用氢
氧化钠标准滴定溶液滴定至溶液呈微
粉红色，保持5s不褪即为终点，记录
所消耗NaOH标准滴定溶液的体积V。
技能训练5
工业冰乙酸含量的测定
结果计算
3
c( NaOH)VM (HAc)10
100%
ω(HAc) =
m样
数据记录
次数
项目
称量瓶质量/g
称量瓶+样品 质量/g
样品质量/g
消耗标准NaOH溶液体积/mL
冰乙酸含量ω(HAc)
冰乙酸平均含量
相对平均偏差(%)
工业冰乙酸含量的测定
I
Ⅱ
Ⅲ
技能训练6
氨水中氨含量的测定
训练目标
熟练挥发性样品的称样方法；
学会HCl为标准滴定溶液测定氨水中氨的含量；
正确判断滴定终点
试剂和仪器
试剂：
 HCl标准滴定溶液：c(HCl)═ 0.5 mol/L；
 甲基红-亚甲基蓝混合指示剂：称取0.175g分析纯甲基红，研细，
溶于50mL 95%乙醇中。称取0.083g亚甲基蓝，溶于50mL 95%乙醇
中。将两溶液分别存于棕色瓶中，用时按（1+1）混合。混合指
示剂使用期不应超过1周。
 氨水试样
 仪器：
具塞轻体锥形瓶、移液管、滴定管、量筒、分析天平等。
技能训练6
氨水中氨含量的测定
训练步骤
量取15mL水倾入具塞轻体锥形瓶
中，准确称其质量，加入1mL氨水试样，
立即盖紧瓶塞，再称量。然后加40mL
水和2滴甲基红-亚甲基蓝混合指示剂，
用c(HCl) = 0.5mol/L HCl标准滴定溶
液滴定至溶液由绿色变成红色即为终
点，平行测定三次，记录所消耗HCl标
准滴定溶液的体积V。
技能训练6
氨水中氨含量的测定
结果计算
ω(NH3) =
c(HCl)VM ( NH3)103
100%
m样
数据记录
次数
项目
锥形瓶质量/g
锥形瓶+样品 质量/g
样品质量/g
消耗标准HCl溶液体积/mL
氨含量ω(NH3)
氨平均含量
相对平均偏差(%)
氨水中氨含量的测定
I
Ⅱ
Ⅲ
案例三
混合碱的分析
案例教学分析：
1、任务内容：混合碱的分析
2、工作标准：GB/209 —2006工业用氢氧化钠
3、知识目标 ①掌握混合碱滴定的基本原理及计算
②掌握国家标准及相关要求
4、技能目标 ①能够运用混合碱滴定原理测定混合碱
的含量
②能够解读国家标准
案例三
混合碱的分析
理论基础
混合碱的测定原理
混合碱的测定原理
1.氯化钡法
2.双指示剂法
混合碱的测定原理
1.氯化钡法
NaOH与Na2CO3混合物的测定
准确称取一定量的试样，溶解于（已除去CO2的）
蒸馏水中，然后稀释到一定体积，分别取等量溶
液两份。
第一份溶液用甲基橙作指示剂，用HCl滴定
总碱度，甲基橙变色时，NaOH和Na2CO3完全被中
和，所消耗HCl的体积为V1mL。
滴定反应：
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2
混合碱的测定原理
1.氯化钡法
NaOH与Na2CO3混合物的测定
第二份溶液先加过量的BaCl2溶液，使
Na2CO3 生成BaCO3↓。然后在沉淀存在的情
况下，以酚酞为指示剂，用HCl滴定，所消耗
HCl的体积为V2mL。
反应为：
Na2CO3 +BaCl2 = BaCO3 ↓+ 2NaCl
NaOH + HCl = NaCl + H2O
混合碱的测定原理
1.氯化钡法
NaOH与Na2CO3混合物的测定
3
c(HCl)V2M (NaOH)10
w(NaOH)
100%
m样
1
3
c(HCl)  (V1  V2 )  M (Na 2CO3 ) 10
w
（Na 2CO3 )  2
100%
m样
混合碱的测定原理
1.氯化钡法
Na2CO3与NaHCO3混合物的测定
准确称取一定量的试样，溶解于（已除去CO2的）蒸馏
水中，然后稀释到一定体积，分别取等量溶液两份。
第一份溶液以甲基橙为指示剂，用HCl滴定
Na2CO3和NaHCO3的总量，消耗HCl体积为V1mL。
滴定反应：
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑+ H2O
NaHCO3
+
HCl
=
NaCl
+
CO2↑+
H2O
混合碱的测定原理
1.氯化钡法
Na2CO3与NaHCO3混合物的测定
第二份溶液先准确加入过量的NaOH标准
溶液，使NaHCO3转化为Na2CO3，然后加入过
量的BaCl2将CO32-沉淀为BaCO3。再以酚酞为
指示剂，用HCl标准溶液返滴过量的NaOH。
此消耗HCl为V2mL。
混合碱的测定原理
1.氯化钡法
Na2CO3与NaHCO3混合物的测定
3
[
c
(NaOH)

V

c
(HCl)

V
]

M
(NaHCO
)

10
2
3
w(NaHCO3 ) =
 100%
m样
1
{c(HCl) V1  [c(NaOH) V  c(HCl) V2 ]}  M ( Na 2CO3 ) 103
2
w(Na 2CO3 ) 
100%
m样
混合碱的测定原理
2.双指示剂法
准确称取一定量试样，用蒸馏水溶解后，先
以酚酞为指示剂，用HCl标准滴定溶液滴定至溶液
由红色恰好变为无色时，则试液中所含NaOH完全
被中和，Na2CO3则被中和到NaHCO3，消耗HCl标准
滴定溶液的体积为V1（mL）
滴定反应：
NaOH + HCl = NaCl + H2O
pH=7
Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl
pH=8.3
混合碱的测定原理
2.双指示剂法
加入甲基橙指示剂，继续用HCl标准滴定溶液滴定
到溶液由黄色变为橙色。此时试液中的NaHCO3
（可能是原试样中含有的，亦可能是Na2CO3经第
一步反应后生成的）被中和成CO2和H2O。设又消
耗的HCl标准滴定溶液的体积为V2(mL) 滴定反应：
NaHCO3 + HCl = H2CO3 + NaCl
CO2 ↑+
H2O
2.双指示剂法
NaOH与Na2CO3混合物的测定(V1＞V2 )
过程： NaOH
Na2CO3
HCl / 酚酞
V1
NaCl
HCl /甲基橙
NaHCO3
V2
------H2O+CO2
NaOH消耗HCl的体积为V1 - V2
Na2CO3消耗HCl的体积为2V2
C (V1 V2 )M NaOH
NaOH % 
100%
m1000
Na2CO3 % 
CV2M Na2CO3
m1000
100%
2.双指示剂法
Na2CO3与NaHCO3混合物的测定(V1＜V2 )
过程： Na2CO3
HCl / 酚酞 NaHCO3 HCl /甲基橙
NaHCO3
V1
NaHCO3
V2
H2O+CO2
Na2CO3中和到NaHCO3消耗HCl的体积为V1
NaHCO3中和到H2O+CO2消耗HCl的体积为V2 - V1
Na2CO3 % 
CV2M Na2CO3
m1000
100%
C (V2 V1 )M NaHCO3
NaHCO3% 
100%
m1000
技能训练7 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定
训练目标
学会利用双指示剂法测定烧碱中两种组分的含量。
正确判断滴定终点
试剂和仪器
试剂：
 HCl标准滴定溶液：c(HCl)═0.1 mol/L；
 甲基橙指示剂：1g/L 20%的乙醇溶液；
 酚酞指示剂：10g/L乙醇溶液；
 烧碱试样。
仪器：
分析天平、容量瓶、移液管、烧杯、锥形瓶、滴定管等。
技能训练7 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定
训练步骤
① 试样溶液的制备
准确称取1.5～2.0g 烧碱试样于250mL 烧杯中，
加水使之溶解后，定量转入250mL 容量瓶中，
用水稀释至刻度，充分摇匀。
② 氢氧化钠和碳酸钠含量的测定
用移液管移取25.00mL 试液于锥形瓶中，加酚
酞指示液2滴，用0.1mol/L HCl标准滴定溶液
滴定至溶液由红色恰好变为无色，滴定所消耗
盐酸标准滴定溶液的体积记为V1 mL ；然后，
加入甲基橙指示液1～2滴，继续用HCl 标准滴
定溶液滴定至溶液由黄色变为橙色。滴定所消
耗盐酸标准滴定溶液的体积记为V2mL。
技能训练7
烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定
结果计算
C (V1 V2 )M NaOH
NaOH % 
100%
m1000
C (V2 V1 )M NaHCO3
NaHCO3% 
100%
m1000