高考化学滴定分析法资料汇编

1、 19.1 滴定分析法概论滴定分析法概论 19.1.1 滴定分析过程和方法分类滴定分析过程和方法分类 19.1.2 滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式 19.1.3 标准溶液的配制、基准物、基准溶液标准溶液的配制、基准物、基准溶液 19.1.4 滴定分析中的计算滴定分析中的计算 19.1.1 滴定分析过程和方法分类滴定分析过程和方法分类 滴定分析是用滴定管将已知准确浓度的标准溶液 （也称滴定剂）逐滴加入到待测物质溶液中，该过程 称为滴定滴定。 当加入的滴定剂与被滴物恰好完全反应，反应到达 了化学计量点化学计量点。 化学计量点的到达一般通过加入的指示剂的颜色

2、变 化来显示，指示剂颜色变化的那一点称为滴定终点滴定终点。 滴定终点和化学计量点之间的差别称为终点误差终点误差。 滴定分析法分类滴定分析法分类 根据化学反应类型可分为： 酸碱滴定法、配位滴定法、氧化还原滴定法、沉淀滴 定法。 滴定分析法的特点滴定分析法的特点 准确：对于常量分析，相对误差一般在0.2%以内。 简便：只需要简单的玻璃仪器和试剂，操作简便。 快速：分析速度比重量分析快得多。 应用广泛：可对许多无机物和有机物进行分析测定。 19.1.2 滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式 1. 滴定分析法对化学反应的要求滴定分析法对化学反应的要求 (1)反应能定

3、量完成。其完全程度应在99.9%以上，并 可按一定的化学计量关系计算分析结果。 (2)反应速率快。或有简便方法(如加热、加催化剂)来 加快反应速率。 (3)有简便合适的确定终点的方法。如选择适当的指示 剂。 (4) 如存在干扰物，必须有合适的消除干扰的方法。 2. 滴定方式滴定方式 1. 直接滴定法直接滴定法 标准溶液直接滴定被测物 2. 返滴定法返滴定法 在待测物中加入过量滴定剂，用另一标准溶液滴定 剩余滴定剂。一般用于反应速率慢或无合适指示剂。 3. 置换滴定法置换滴定法 有些物质不能按化学计量关系进行，就需要间接滴 定能与该物质按化学计量关系反应生成的另一物质。 4. 间接滴定法间接滴定

4、法 被测物不能直接与滴定剂反应，可以通过其他反应 以间接的方法测定被测物含量。 19.1.3 标准溶液的配制、基准物、基准溶液标准溶液的配制、基准物、基准溶液 通常有以下两种方法配制标准溶液 1. 直接法：直接法：准确称取一定量的物质，溶解后定量转移 到容量瓶中并稀释到刻度，计算其准确浓度（四位有效 数字）。 这种溶液也称为基准溶液，能用来配制这种溶液的 物质称为基准物质。对基准物的要求是： (1) 纯度高。易制备和提纯。 (2) 组成与化学式完全相符。有结晶水的物质，如 H2C2O42H2O等，结晶水的含量也应与化学式相符。 (3) 性质稳定。不与O2、CO2、H2O等作用；不吸湿， 也不风

5、化。 (4) 有较大的摩尔质量。以减小称量的相对误差。 2. 间接法间接法 如配制标准溶液的试剂不是基准物，就不能用直 接法而只能采用间接法来配制标准溶液。 间接法是先粗配成与要求相近的浓度，然后用基 准物通过滴定的方式确定其准确浓度，这一过程称为 标定。标定。 19.1.4 滴定分析中的计算滴定分析中的计算 具体章节中介绍 19.2 酸碱滴定法酸碱滴定法 19.2.1 弱酸弱酸(碱碱)溶液中各物种的分布溶液中各物种的分布 19.2.2 酸碱溶液中氢离子浓度的计算酸碱溶液中氢离子浓度的计算 19.2.3 缓冲溶液缓冲溶液 19.2.4 酸碱指示剂酸碱指示剂 19.2.5 酸碱滴定的滴定曲线及指

6、示剂的选择酸碱滴定的滴定曲线及指示剂的选择 19.2.6 酸碱滴定法的应用酸碱滴定法的应用 19.2.1 弱酸弱酸(碱碱)溶液中各物种的分布溶液中各物种的分布 总浓度c：也称分析浓度，为各种物种平衡浓度的总 和。 分布分数：溶液中某物种的平衡浓度占其总浓度的 分数。 分布曲线：分布分数与溶液酸度的关系图。 1. 一元弱酸(碱)溶液中各物种的分布 HA H+ + A- HA AH Ka Ka 为经验平衡常数 (HA) + (A-) = 1 作 pH值图，得分布曲线。 KaH H AHA HA c HA HA KaH Ka AHA A c A A pH = pKa时， (HAc) = (Ac-)

7、= 0.5 pH pKa时， (HAc) (Ac-) 主要 以HAc的形式存在 pH pKa时， (HAc) (Ac-) 主要 以Ac-的形式存在 HAc 的分布曲线 1= (HAc) 0 = (Ac-) 例例19-4：计算pH = 4.00时，浓度为0.10molL-1 HAc 溶液中，HAc和Ac-的分布分数和平衡浓度。 85. 0 108 . 1100 . 1 100 . 1 54 4 a HAc KH H 15. 0 108 . 1100 . 1 108 . 1 54 5 a a Ac KH K HAc = (HAc) c = 0.850.10 = 0.085 Ac- = (Ac-)

8、c = 0.15 0.10 = 0.015 2. 多元弱酸溶液中各种物种的分布 以二元弱酸H2A为例说明：H2A在溶液中存在两步解离 H2A H+ + HA- Ka1 HA- H+ + A2- Ka2 211 2 2 2 2 KaKaKaHH H c AH AH 211 2 1 KaKaKaHH KaH c HA HA 211 2 21 2 2 KaKaKaHH KaKa c A A pH pKa1 H2C2O4为主要存在形式 pKa1 pH pKa2 HC2O4-为主要存在形式 pH pKa2 C2O42-为主要存在形式 19.2.2 酸碱溶液中氢离子浓度的计算酸碱溶液中氢离子浓度的计算 1

9、. 质子条件式质子条件式 按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子转移， 酸失去质子的总量应等于碱得到质子的总量，这种平 衡关系便称为质子条件，其数学表达式便称为质子条 件式，以PBE表示。 质子条件式的确定质子条件式的确定 1）选取零水准。大量存在的且参与质子转移的物质大量存在的且参与质子转移的物质 如Na2CO3溶液，选取CO32-和H2O。 2）确定得失质子数。物质的其它形式分别与零水准 物质比较，确定得失质子数 HCO3- CO32- H3O+ H2O OH- H2CO3 3）根据得失质子数相等的原则写出质子条件式。 H+ + HCO3- + 2 H2CO3 = OH- 在质子条件式中不

10、出现零水准物质在质子条件式中不出现零水准物质 例如 H2C2O4溶液的质子条件式 以 H2C2O4 、H2O为零水准 H2C2O4 HC2O4- H3O+ H2O OH- C2O42- 质子条件式 H+= HC2O4- + 2C2O42- + OH- 例例19-5：写出NaNH4HPO4溶液的质子条件式 NH4+ 、HPO42- 、H2O为零水准 NH4+ NH3 H2PO4- HPO42- PO43- H3PO4 H+ H2O OH- H+ + H2PO4- + 2 H3PO4 = OH-+ NH3 + PO43- 例例19-6：写出含有浓度为c1的HAc和浓度为c2的NaAc 水溶液的质子

11、条件式 HAc 和NaAc为共轭酸碱对，互为失（得）质子后的产 物，不能都作为零水准，只能选择其中的一种不能都作为零水准，只能选择其中的一种 若HAc 、H2O作为零水准 HAc Ac- H+ H2O OH- H+ = OH-+ Ac- c2 若Ac- 、H2O作为零水准 HAc Ac- H+ H2O OH- H+ HAc c1 = OH- 因为 HAc + Ac- = c1 + c2 实际上，两个式子是一样的 2. 酸碱溶液中酸碱溶液中氢离子浓度的计算氢离子浓度的计算 （1）强酸强酸( (强碱强碱) )溶液溶液 设某强酸HB，浓度为c 质子条件式 H+ c = OH- H+ = OH- +

12、c c H K H w 精确式精确式 当 c2 20Kw，即c 4.5 10-7 mol L-1 时 c (H+) c 最简式最简式 对一元强碱，公式类似，只需进行相应变换即可。 oKHcH w 2 (2) 一元弱酸一元弱酸(碱碱)溶液溶液 浓度为c的一元弱酸HA 其PBE为：H+ = A- + OH- H K H HAK H wa wa KHAKH 精确式精确式 c KaH H cHA HA 上式为一元三次方程，求解困难，可根据具体情况进行 近似处理。 当 Ka c 20Kw 可忽略Kw项，即忽略水的解离 )( HcKHAKH aa H+2+ Ka H+ Ka c = 0 近似式近似式 cK

13、H a 最简式最简式 对一元弱碱，只需在公式中将Ka换成Kb，H+换成OH- 即可。 如同时满足：c / Ka 500； Ka c 20Kw c H+ c 例例19-7：计算0.10 molL-1 NH4NO3溶液的pH值。 NH3 Kb = 1.810-5 NH4+ Ka = Kw/Kb = 5.610-10 Ka c 20 Kw c / Ka 500 1610 105 . 710. 0106 . 5 LmolcKH a pH = 5.13 例例19-8：计算0.10 molL-1 一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶 液的pH值。 Ka = 1.3810-3 Ka c 20 Kw c / Ka

14、 500 )()( HccKHc a H+ 2 + Ka H+ Ka c = 0 H+ 2 + 1.38 10-3 H+ - 1.38 10-3 0.10 = 0 H+ = 1.1 10-2 molL-1 pH = 1.96 (3) 多元酸多元酸(碱碱)溶液溶液 二元酸H2A，质子条件式： H+= HA- + 2 A2- + OH- 多元酸总是呈酸性的，则在上式中可略去OH- 2 1 221 H K H AHK H aa 2 22121 2 H AHKK H AHK H aaa 21 AHKH a cKH a 1 2 2 H K a 若Ka2很小1 近似式近似式 最简式最简式 c / Ka1

15、500 例例19-9：计算0.010 molL-1 酒石酸溶液的pH值。 酒石酸 Ka1 = 9.110-4 Ka2 = 4.310-5 先按一元酸处理 c / Ka1 500 )01. 0(101 . 9 ) ( 4 1 H HcKH a H+ = 2.6 10-3 molL-1 pH = 2.59 检验 033. 0 106 . 2 103 . 42 2 3 5 2 H Ka (4) 两性物质溶液两性物质溶液 以浓度为c的NaHA为例，溶液的质子条件式为 H+ + H2A = A2- + OH- 2 1 H Kw H HAKa Ka HAH H 1 2 1 KaHA KwHAKa H 近似

16、处理： (1) 如Ka1与Ka2相差较大，则HA- c； 若Ka2 c 20 Kw ，可略去Kw 项。 精确式精确式 近似式近似式 1 2 1 Ka c cKa H 20 1 a K c (2) 再若 21 KaKaH 最简式最简式 上述公式适用于上述公式适用于NaHA NaH2A，如果是，如果是Na2HA型两性型两性 物质，上述公式中物质，上述公式中Ka1、Ka2换成换成Ka2、Ka3 例例19-10：计算0.05 molL-1 Na2HPO4溶液的pH值。 H3PO4 Ka1 = 10-2.12 Ka2 = 10-7.21 Ka3 = 10-12.32 c Ka3 = 10-13.6220

17、Kw Kw 项不能略去 c/ Ka2 = 105.01 20 “1” 可略去 110 21. 7 1432.12 2 3 1004. 2 10/05. 0 100 . 11005. 0 / Lmol Kc KcK H a wa pH = 9.69 (5) 弱酸及共轭碱的溶液弱酸及共轭碱的溶液 HA(ca) 和 A-(cb) 以HA和H2O为零水准 H+ = A-+ OH- - cb A- = H+ +cb+OH- 以A- 和H2O为零水准H+ + HA ca= OH- HA = OH- H+ + ca b a cOHH cHOH Ka A HA KaH 溶液呈酸性：H+ OH- Hc Hc K

18、aH b a 溶液呈碱性：OH- H+ OHc OHc KaH b a 弱酸及其共轭碱的分析浓度都比较大时： b a c c KaH 最简式 例：例：10mL0.200 molL-1 HAc溶液和5.5mL0.200 molL-1 NaOH溶液混合， 求溶液的pH值。pKa = 4.74 HAc 0.200 10 10-3 = 2.0 10-3 mol NaOH 0.200 5.5 10-3 = 1.1 10-3 mol 反应后 生成的Ac- cb = 1.1 10-3 /15.5 10-3 = 0.071 molL-1 剩余的HAc ca = (2.0-1.1) 10-3 /15.5 10-

19、3 = 0.058 molL-1 1574. 4 105 . 1 071. 0 058. 0 10 Lmol c c KH b a a pH = 4.83 (6)混合酸溶液（略） 19.2.3 缓冲溶液（略） 19.2.4 酸碱指示剂酸碱指示剂 1. 酸碱指示剂的作用原理酸碱指示剂的作用原理 酸碱指示剂为有机弱酸或有机弱碱，它们的酸式结 构和碱式结构具有不同的颜色，当溶液的pH值发生 变化时，其结构发生变化，从而显示不同的颜色。 如甲基橙为有机弱碱， 再强酸性溶液中红色，弱 酸及碱性溶液中黄色。 酚酞为有机弱酸，在溶液中存在如下平衡： 在酸性溶液中无色，碱性溶液中红色，强碱性溶液中 无色 无色

20、离子 红色离子 无色离子 2. 指示剂的变色范围指示剂的变色范围 以弱酸型指示剂HIn为例进行讨论: HIn H+ + In- HIn InH K HIn H K HI In HIn 溶液的颜色由c (In-) / c (HIn)值决定，而这一比值又与 KHIn及cH+有关，因为在一定的温度计下KHIn为定值， 因此比值只与H+有关。 但由于人眼辨别颜色的能力有限，一般说来： 10 1 H K HIn In HIn pHpKHIn1 酸色 pHpKHIn+1 碱色 10 H K HIn In HIn pH= pKHIn1，称为指示剂的理论变色范围 p.351表19-4为常用指示剂的变色范围。几

21、个常见的指 示剂的变色范围要求记住。 实际上，人眼对各种颜色敏感程度不同，所以，实测 变色范围可能和理论变色范围不同。 如甲基橙：pKHIn为3.4，理论变色范围：2.4 4.4， 实测变色范围：3.1(酸式色，红)4.4(碱式色，黄)。这 是由于人眼对红色敏感， 为了缩小指示剂变色范围，常用混合指示剂。 19.2.5 酸碱滴定的滴定曲线及指示剂的选择酸碱滴定的滴定曲线及指示剂的选择 滴定曲线是滴定过程中溶液的pH值随滴定剂加入量 变化的曲线。 ( (一一) ) 强碱强碱( (酸酸) )滴定强酸滴定强酸( (碱碱) ) 以0.1000 molL-1NaOH滴定20.00 mL同浓度的HCl溶

22、液为例。 (1) 滴定前：滴定前： H+= 0.1000 molL-1，pH = 1.00 滴定分数T：所加滴定剂与被滴定组分的物质的量之 比 T = 0.00 (2) 滴定开始至化学计量点前：滴定开始至化学计量点前： 溶液的pH值决定于剩余HCl的浓度。 当加入NaOH 18.00 mL： 13 1026. 51000. 0 00.1800.20 00.1800.20 LmolH pH = 2.28 T = 18.00/20.00 = 0.900 当加入NaOH 19.98 mL： 15 1000. 51000. 0 98.1900.20 98.1900.20 LmolH pH = 4.30

23、 T = 19.98/20.00=0.999 (3) 化学计量点：化学计量点： NaOH 和HCl 全部反应生成 NaCl H+ = 1.00 10-7 molL-1 pH=7.00 T = 1.000 (4) 化学计量点后：化学计量点后： 溶液的pH值决定于过量NaOH的浓度。 当加入NaOH 20.02 mL时 15 1000. 51000. 0 00.2002.20 00.2002.20 LmolOH pOH = 4.30 pH = 9.70 T = 20.02/20.00 = 1.001 以pH为纵坐标，加入的NaOH体积或滴定分数为横 坐标作图，得滴定曲线。 pH=7 由滴定曲线可见

24、，在化学计量点附近pH升高极快， 仅加入0.04mLNaOH（一滴左右），但是pH值却增加 了5.4个单位(4.39.70)。 滴定突跃范围：滴定突跃范围：化学计量点前后滴定分数0.1%范 围内溶液pH值的变化。 指示剂的选择：指示剂的选择：以滴定的pH突跃范围为依据，指示指示 剂的变色范围应处于或部分处于突跃范围内。剂的变色范围应处于或部分处于突跃范围内。此时滴 定误差在0.1%内，符合滴定分析的要求。 如：甲基红 4.46.2 红到黄 甲基橙 3.14.4 红到黄 酚酞 8.0 10.0 无色到红(滴至粉红) 均满足要求。但如以甲基橙为指示剂，颜色变化是从 红到黄，此时人眼不易觉察，还是以

25、酚酞为好。 强酸强碱浓度越大，滴定突跃范围越大强酸强碱浓度越大，滴定突跃范围越大；NaOH, HCl的浓度均增至10倍，突跃范围增加2个pH单位。 2. 强碱滴定弱酸强碱滴定弱酸 滴定反应为：OH + HB B- + H2O 以0.1000 molL-1NaOH滴定20.00 mL 0.1000 molL-1HAc 为例。Ka=1.810-5 135 1034. 11000. 0108 . 1 LmolcKaH pH=2.87 绘制滴定曲线，可用最简式计算。 (1) 滴定前滴定前 (2) 滴定开始至化学计量点前滴定开始至化学计量点前 由 HAc-Ac- 组成的缓冲溶液 加入NaOH 19.98

26、 mL：c (酸) = 5.010-5 molL-1 c (共轭碱) = 5.010-2 molL-1 74. 7 1000. 5 1000. 5 lg74. 4 )( )( lg 5 2 酸 共轭碱 c c pKpH a (3) 化学计量点：化学计量点： HAc全部被中和生成NaAc， NaAc为一弱碱 c (Ac-) =0.0500 molL-1 Kb = Kw /Ka = 10-9.25 1625. 9 103 . 50500. 010 LmolcKOH b pOH = 5.28 pH = 8.72 (4) 化学计量点后化学计量点后 溶液由NaOH及NaAc组成，由Ac-离解产生的OH-

27、可忽 略，溶液pH值的决定于过量的NaOH ，和强碱滴定强酸 一样。 加20.02mLNaOH OH- = 5.010-5 molL-1 pH=9.70 计量点 pH = 8.72 突跃 pH 7.74 9.70 pH=7 1) 滴定突跃范围7.749.70，比强碱滴定强酸时减小 2) 在化学计量点前因生成了缓冲溶液，故pH上升缓慢 3) 化学计量点时，溶液呈弱碱性。 指示剂：指示剂：只能选用在弱碱范围内变色的，如酚酞、百 里酚蓝等。 p.356表19-8为强碱滴定弱酸的滴定突跃范围随弱酸的 浓度和强度的变化。由表可见： 1)酸碱的浓度增大10倍，突跃范围增加一个pH单位； 2)Ka增大10倍

28、，突跃范围增大一个pH单位 因此，影响突跃范围的是酸碱的浓度与强度。 弱酸、弱碱被准确滴定的条件：弱酸、弱碱被准确滴定的条件： c Ka 10-8 c Kb 10-8 对某些极弱的酸（碱），虽不能直接滴定，但可采用 其它方法进行滴定。 (1) 利用某些化学反应使弱酸强化 (2) 利用沉淀反应也可使弱酸强化 (3) 使弱酸（碱）转变为共轭碱（酸）后再滴定 3. 多元酸多元酸(碱碱)的滴定的滴定 (1) 多元酸的滴定多元酸的滴定 依据：cKan10-8 各个质子可被准确滴定 Kan/ Ka(n+1)104 可被分步滴定(误差1% ) 即形成两个独立的突跃。 如草酸：H2C2O4 K a1 = 5.

29、610-2，K a2 = 5. 110-5 c K a1 , 10-8 c K a2 10-8 Ka1/Ka2104 能用NaOH溶液滴定，但不能分步滴定。 再如：0.1 molL-1NaOH滴定同浓度的H3PO4 K a1 = 6.9 10-3，K a2 = 6.2 10-8，K a3 = 4.8 10-13 cKa1 10-8，cKa210-8 。 cKa3 10-8 第三个H+不能被滴定。 Ka1 /Ka2、Ka2 /Ka3均大于104，可分步滴定，有两个滴定 突跃。 第一化学计量点： 产物是 0.05000 molL-1的NaH2PO4 1 2 1 Ka c KcKa H w Ka2

30、c 20Kw c/Ka1 20 “1”不可省略 pH1 = 4.71 采用甲基橙为指示剂甲基橙为指示剂 15 3 8 1094. 1 109 . 6/05000. 01 05000. 0102 . 6 LmolH 第二化学计量点：产物是 0.03300 molL-1的Na2HPO4 Ka3 c 20Kw “Kw ”不可省略 c/Ka2 20 110 8 1413 1020. 2 102 . 6/03300. 0 100 . 103300. 0108 . 4 LmolH pH2 = 9.66 百里酚酞为指示剂百里酚酞为指示剂 (2)多元碱的滴定多元碱的滴定 例如用0.1 molL-1HCl滴定同

31、浓度的Na2CO3。 pKb1 = 3.75，pKb2 = 7.63 cKb1 10-8，cKb2略小于10-8， Kb1 / Kb2 10 4。基本可被分步滴定。 第一化学计量点：形成NaHCO3 pH = 8.31 酚酞为指示剂，但因Kb1 / Kb2略小于10 4，故滴定突跃 不太明显。 第二化学计量点：形成H2CO3， pH = 3.89 甲基橙为指示剂，但cKb2略小于10-8，故滴定突跃也 不太明显。 19.2.6 酸碱滴定法的应用酸碱滴定法的应用 1. 酸碱标准溶液的配制与标定酸碱标准溶液的配制与标定 (1) 盐酸标准溶液盐酸标准溶液 在酸碱滴定中，酸标准溶液一般用强酸配制，常用

32、 的是HCl。 这是因H2SO4的第一级离解虽然完全，但第二级离解 却不完全，故突跃范围较小；HNO3虽然是一个强酸， 但为氧化性酸，能破坏指示剂，故也不常用。 HCl标准溶液通常用间接法配制，即先配成与要求 相近的浓度然后用基准物标定。常用的基准物为无水常用的基准物为无水 Na2CO3和硼砂。和硼砂。 1）无水无水Na2CO3；M = 105.99 优点：优点：易制得纯品 缺点：缺点：易吸水，使用前应在270-300干燥1小时。 摩尔质量小，称量的相对误差大。 指示剂终点变色 不太明显。 2）硼砂）硼砂Na2B4O710H2O；M = 381.37 Na2B4O710H2O + 2 HCl

33、= 4 H3BO3 + 2 NaCl + 5H2O 用0.10 molL-1HCl滴定0.050 molL-1 Na2B4O7，计量点 时pH = 5.1 可选用甲基红为指示剂。 优点：优点：不易吸水，称量误差小，指示剂终点变色明显。 缺点：缺点：空气干燥时易失去结晶水，应保存在相对湿度 为60%的恒湿器中（糖和食盐的饱和溶液）。 (2) 氢氧化钠标准溶液氢氧化钠标准溶液 由于NaOH(s)易吸水，易与CO2反应，故也只能用间 接法配制。 基准物：H2C2O42H2O、KHC6H4O4 H2C2O42H2O + 2 NaOH = Na2C2O4 + 4 H2O COOH COO- + OH -

34、 COO- COO- +H2O 邻苯二甲酸氢钾易制得纯品，不吸湿，分子量大， 称量误差小。滴定产物弱碱性，酚酞为指示剂 草酸是二元弱酸，稳定性高，只能一次滴定到C2O42-， 可用酚酞作指示剂。 2. 酸碱滴定法应用示例酸碱滴定法应用示例 (1) 氮的测定氮的测定 对各种含氮化合物（铵盐、蛋白质、生物碱 等）首先经处理转化为NH4+，但其pKa=9.25， 为极弱酸，不能直接滴定。可用间接法测定， 如蒸馏法、甲醛法。 蒸馏法：蒸馏法：在试样中加入过量的碱，使NH4+转 化为NH3，加热蒸馏出NH3，并以已知过量的 HCl标准溶液吸收，剩余的HCl用NaOH标准溶 液滴定。 蒸馏出的NH3也可用

35、过量的H3BO3吸收，用HCl标准 溶液滴定生成的H2BO3- NH3 + H3BO3 = NH4+ + H2BO3- H+ + H2BO3- = H3BO3 甲醛法：甲醛法：利用甲醛与NH4+反应，定量置换出酸，用 NaOH滴定。 4 NH4+ + 6 HCHO = (CH2)6N4H+ + 3 H+ + 6 H2O (CH2)6N4H+ + 3H+ + 4NaOH = (CH2)6N4 + 4H2O + 4Na+ 1 NaOH 1 NH4+ 例：例：称取纯CaCO3 0.5000 g，溶于50.00 mLHCl溶液中， 多余的酸用NaOH回滴，计消耗6.20 mL。1.000 mL NaO

36、H溶液相当于1.010 mLHCl溶液。求两种溶液的 浓度。Mr(CaCO3)=100.1。 CaCO3 + 2 HCl = CaCl2 + CO2 + H2O 1 3 3 2284. 0 10)010. 120. 600.50( 1 .100 5000. 0 2 10)010. 120. 6( 2 )( 3 3 Lmol V M m HClc HCl CaCO CaCO 1 2307. 0 000. 1 2284. 0010. 1 )( LmolNaOHc 例：例：1.000g食品试样，以克氏法分析其中的氮，试 样经消化后，馏出的NH3收集在盛有50.00mL 0.1100molL-1HCl溶液的