《化學(xué)分析與操作訓(xùn)練》課件-項(xiàng)目三 酸堿滴定法

化學(xué)分析與操作訓(xùn)練項(xiàng)目三酸堿滴定法任務(wù)一水溶液中的酸堿平衡任務(wù)二酸堿溶液中pH的計(jì)算任務(wù)三緩沖溶液任務(wù)四酸堿指示劑任務(wù)五酸堿滴定法的基本原理任務(wù)六酸堿滴定法的應(yīng)用任務(wù)一 水溶液中的酸堿平衡酸堿滴定法（中和滴定法）：以酸堿反應(yīng)(水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng))為基礎(chǔ)的定量分析法。一般的酸堿以及能與酸堿直接或間接發(fā)生質(zhì)子傳遞反應(yīng)的物質(zhì)，幾乎都可以采用酸堿滴定法進(jìn)行測(cè)定。酸堿的定義電離理論電子理論質(zhì)子理論酸——能電離出H+的物質(zhì)堿——電離出OH-的物質(zhì)酸——凡能接受電子的物質(zhì)堿——凡能給出電子的物質(zhì)酸——凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿——凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)一、酸堿質(zhì)子理論酸——溶液中凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿——溶液中凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)特點(diǎn)：1）具有共軛性

2）具有相對(duì)性

3）具有廣泛性A－+H+HA如：HCO3－既為酸，也為堿（兩性）如：H2O中性分子，既可為酸，也可為堿如：舉例H3O++A-溶劑合質(zhì)子HA+H2O

例:HAc+H2O

H3O++Ac-HA+SH

SH2++A-例:

HClO4+HAcH2Ac++ClO4-水合質(zhì)子醋酸合質(zhì)子二、酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸堿半反應(yīng):

酸給出質(zhì)子和堿接受質(zhì)子的反應(yīng)

醋酸在水中的離解：半反應(yīng)1HAc（酸1）Ac-（堿1）

+H+半反應(yīng)2H++H2O（堿2）

H3O+（酸2）HAc（酸1）

+H2O（堿2）

H3O+（酸2）

+Ac-（堿1）

氨在水中的離解：半反應(yīng)1NH3（堿1）+H+

NH4+（酸1）

半反應(yīng)2H2O（酸2）OH-（堿2）+H+

NH3（堿1）

+H2O（酸2）

OH-（堿2）

+NH4+（酸1）

共軛酸堿對(duì)共軛酸堿對(duì)續(xù)

NH4Cl的水解(相當(dāng)于NH4+弱酸的離解)

NaAc的水解（相當(dāng)于Ac－弱堿的離解）NH4++H2OH3O++

NH3

Ac-+H2OOH-+HAc共軛酸堿對(duì)共軛酸堿對(duì)HAc+NH3NH4++Ac-

醋酸與氨在水溶液中的中和反應(yīng)共軛酸堿對(duì)三、酸堿反應(yīng)的平衡常數(shù)1．水的質(zhì)子自遞反應(yīng)及其常數(shù)H2O+H2OH3O++OH–水的離子積發(fā)生在水分子間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移→水的質(zhì)子自遞反應(yīng)該反應(yīng)的平衡常數(shù)Ks→溶劑的質(zhì)子自遞常數(shù)H2O既能接受質(zhì)子又能給出質(zhì)子→H2O為兩性物質(zhì)

2.一元酸堿的強(qiáng)度HA+H2O

H3O++A-酸度常數(shù)（酸的解離常數(shù)）A-+H2O

OH-+HA堿度常數(shù)（堿的解離常數(shù)）三、酸堿反應(yīng)的平衡常數(shù)討論：Ka↑，給質(zhì)子能力↑強(qiáng)，酸的強(qiáng)度↑

Kb↑，得質(zhì)子能力↑強(qiáng)，堿的強(qiáng)度↑

共軛酸堿對(duì)HA和A-有如下關(guān)系:3.多元酸堿的強(qiáng)度H3PO4H2PO4-+H+

Ka1Kb3

H2PO4-HPO42-+H+

Ka2Kb2

HPO42-PO43-+H+

Ka3Kb1三、酸堿反應(yīng)的平衡常數(shù)討論：多元酸堿在水中逐級(jí)離解，強(qiáng)度逐級(jí)遞減形成的多元共軛酸堿對(duì)中最強(qiáng)酸的解離常數(shù)

Ka1對(duì)應(yīng)最弱共軛堿的解離常數(shù)Kb3

項(xiàng)目三酸堿滴定法任務(wù)一水溶液中的酸堿平衡任務(wù)二酸堿溶液中pH的計(jì)算任務(wù)三緩沖溶液任務(wù)四酸堿指示劑任務(wù)五酸堿滴定法的基本原理任務(wù)六酸堿滴定法的應(yīng)用任務(wù)二 酸堿溶液中pH的計(jì)算

一、溶液的酸堿性和pH水溶液的酸堿性常用pH表示。所謂pH，就是溶液中[H+]的負(fù)對(duì)數(shù)。即pH=-lg[H+]。同樣，也可以用pOH表示水溶液的酸堿性，即pOH=-lg[OH-]常溫下，在水溶液中，[H+][OH-]=Kw

pH+pOH=14二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件1.強(qiáng)酸（強(qiáng)堿）溶液→強(qiáng)酸溶液

A．最簡(jiǎn)式[H+]=ca（ca≥10-6mol/L）B．近似式（ca<10-6mol/L）二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件→強(qiáng)堿溶液A．最簡(jiǎn)式：[OH-]=cb（cb≥10-6mol/L）B．近似式（cb<10-6mol/L）二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件2.一元弱酸（堿）和多元弱酸（堿）A．最簡(jiǎn)式：（cKa≥10Kw及c/Ka≥105）B．近似式：（cKa≥10Kw及c/Ka<105）（cKa<10Kw及c/Ka≥105）二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件→一元弱堿A．最簡(jiǎn)式：（cKb≥10Kw及c/Kb≥105）B．近似式：（cKb≥10Kw及c/Kb<105）（cKb<10Kw及c/Kb≥105）二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件

→

多元酸（堿）A．最簡(jiǎn)式：當(dāng)CKa1≥20Kw，C/Ka1≥500B．近似式：當(dāng)CKa1≥10Kw，二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件→強(qiáng)酸與弱酸混合溶液(Camol/LHCl+Cmol/LHAc)A．最簡(jiǎn)式B．近似式[H+]≈ca二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件→

兩種弱酸的混合HAcHAKHAHBcHBKHB最簡(jiǎn)式（cHAKHA>>cHBKHB）二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件→

兩種弱堿的混合當(dāng)cb1Kb1>>cb2Kb2）時(shí)→

兩性物質(zhì)——酸式鹽NaHA近似式：（[HA-]≈c，忽略HA-的離解）（[HA-]≈c，cKa2>10Kw忽略HA-和水的離解）最簡(jiǎn)式：（[HA-]≈c，cKa2>10Kwc>10Ka1）二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件→一元弱酸弱堿鹽近似式：（[HA]=[A-]≈c，忽略HA和A-的離解）（[HA]=[A-]≈c，Ka’≥20Kw，忽略HA、A-和水的離解）最簡(jiǎn)式：（[HA]=[A-]≈C，Ka’≥20Kw，C>20Ka）二、水溶液H+濃度的計(jì)算公式及使用條件三、酸堿水溶液中H+濃度計(jì)算示例例1計(jì)算0.10mol/L-1HAc溶液的pH值解：∴pH=2.89

已知Ka(HAc)=1.76×10–5，三、酸堿水溶液中H+濃度計(jì)算示例例2計(jì)算0.10mol·dm－3NaAc溶液的pH值解：∴pOH=-lgc(OH-

)=5.1∴pH=14-pOH=14-5.1=8.9

Ac-

+H2OHAc

+OH-

HAcH

++Ac-∴Ac-的Kbθ=1.0×10-14/1.76×10-5=5.68×10-10∵c（Ac-

）/Kbθ=0.10/5.68×10–10=1.7×108＞400Kaθ

×Kbθ

=c(H+)·c(OH-)=Kwθ=1.0×10-14例3計(jì)算0.10mol/LH2C2O4溶液的pH值。解：已知Ka1=5.9×10-2，Ka2=6.4×10-5，Ka1>>Ka2

，cKa1>>20Kw，但故采用近似式計(jì)算，得：pH=1.28三、酸堿水溶液中H+濃度計(jì)算示例項(xiàng)目三酸堿滴定法任務(wù)一水溶液中的酸堿平衡任務(wù)二酸堿溶液中pH的計(jì)算任務(wù)三緩沖溶液任務(wù)四酸堿指示劑任務(wù)五酸堿滴定法的基本原理任務(wù)六酸堿滴定法的應(yīng)用任務(wù)三緩沖溶液

一緩沖溶液及其作用二一般緩沖溶液pH值的計(jì)算三緩沖容量與緩沖范圍四緩沖溶液的選擇和配制一、緩沖溶液及其作用例150mL純水，pH=7.00加入0.05mL1.0mol/LHCl:加入0.05mL1.0mol/LNaOH:例2

50mL0.10mol/LHAc和0.10mol/LNaAc混合溶液加入0.05mL1.0mol/LHCl:加入0.05mL1.0mol/LNaOH:pH=pKa+lg[Ac-]/[HAc]=4.74+lg0.10/0.10=4.74

特點(diǎn)：在一定的范圍內(nèi)能夠保證當(dāng)溶液發(fā)生酸或堿少量變化及溶液被稀釋或濃縮時(shí)，pH值只發(fā)生很小的改變。1.定義：具有保持溶液pH值相對(duì)穩(wěn)定能力的溶液。一、緩沖溶液及其作用普通緩沖溶液—由共軛酸堿對(duì)或酸式鹽溶液組成，用于控制溶液酸堿度。如HAc和NaAc混合溶液、NH3與NH4Cl混合溶液都可組成緩沖溶液。注意：pH<2和pH>12本身屬于強(qiáng)酸和強(qiáng)堿緩沖溶液，但其不具有抗稀釋作用2.緩沖溶液的組成：標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液—它是由規(guī)定濃度的某些逐級(jí)離解常數(shù)相差較小的單一兩性物質(zhì)或不同型體的兩性物質(zhì)所組成。校正pH計(jì)用的標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液，如酒石酸氫鉀、鄰苯二甲酸氫鉀、KH2PO4—Na2HPO4，硼砂的溶液也具有緩沖作用。一、緩沖溶液及其作用⑴一般緩沖溶液的主要作用就是控制溶液的pH值。3.緩沖溶液的重要作用⑵標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液是測(cè)定溶液pH值時(shí)作為參照標(biāo)準(zhǔn)。一、緩沖溶液及其作用二、一般緩沖溶液pH的計(jì)算

1.緩沖溶液的緩沖容量任何緩沖溶液的緩沖能力都是有限的。緩沖容量：衡量緩沖溶液緩沖作用大小的能力稱為緩沖容量---

緩沖容量的大小與下列因素有關(guān)：

(2)與兩種組分濃度比有關(guān)。兩種組分濃度比越遠(yuǎn)離1，緩沖容量就越小。至某一定程度時(shí)就失去緩沖作用。(1)與緩沖溶液的總濃度有關(guān)，總濃度越大，緩沖容量也越大。三、緩沖容量與緩沖范圍2.緩沖溶液的緩沖范圍任何一種緩沖體系，其緩沖作用都有一定的范圍。緩沖作用的有效pH范圍，稱為緩沖范圍.緩沖溶液的緩沖范圍一般為：其緩沖范圍是：pH＝8.26～10.26。

其緩沖范圍是：pH＝3.74～5.74。其緩沖范圍是：pH＝4.13～6.13三、緩沖容量與緩沖范圍①緩沖溶液的有效pH范圍必須包括所需控制的溶液的pH值。1.緩沖溶液選擇原則四、緩沖溶液的選擇和配制②從控制反應(yīng)的角度看，所選擇的緩沖系統(tǒng)不應(yīng)與反應(yīng)物或生成物發(fā)生反應(yīng)，或產(chǎn)生副作用。③緩沖溶液應(yīng)有足夠的緩沖容量。四、緩沖溶液的選擇和配制2.常用的緩沖溶液及標(biāo)準(zhǔn)pH溶液四、緩沖溶液的選擇和配制四、緩沖溶液的選擇和配制3.緩沖溶液的配制⑴查閱有關(guān)書籍或化學(xué)手冊(cè)，可查到一些廣泛使用的緩沖溶液的配制方法。⑵根據(jù)要求，通過計(jì)算來配制。

解：因?yàn)橐笕芤褐蠬Ac濃度為0.20mol/L，所以需2.0mol/L的HAc溶液的量為：例3欲配制1.0LpH=5.00，HAc濃度為0.20mol/L的緩沖溶液，需要NaAc·3H2O晶體多少克？需要2.0mol/L的HAc溶液多少毫升？已知:

因?yàn)镹aAc·3H2O的摩爾質(zhì)量為136.1g/mol，所以需要NaAc·3H2O的質(zhì)量為：0.36mol×136.1g/mol=49g配制方法：將49克NaAc·3H2O晶體加少量水溶解，然后再加入100mL2.0mol/LHAc，用水稀釋至1000mL即得到pH=5.00的緩沖溶液。例4欲配制100mLpH=4.5的HAc-NaAc緩沖溶液，需要0.5mol/L的HAc溶液和0.5mol/L的NaAc溶液各多少毫升？已知:

解：設(shè)需要0.5mol/L的HAc為VHAcmL，項(xiàng)目三酸堿滴定法任務(wù)一水溶液中的酸堿平衡任務(wù)二酸堿溶液中pH的計(jì)算任務(wù)三緩沖溶液任務(wù)四酸堿指示劑任務(wù)五酸堿滴定法的基本原理任務(wù)六酸堿滴定法的應(yīng)用任務(wù)五酸堿滴定法的基本原理

酸堿滴定反應(yīng)常數(shù)Kt強(qiáng)酸強(qiáng)堿的滴定一元弱酸（堿）的滴定多元酸（堿）的滴定一、酸堿滴定反應(yīng)常數(shù)KtH3O++OH-H2O+H2OOH-+HAA-+H2OH3O++A-HA+H2O水溶液中酸堿滴定反應(yīng)完全程度取決于Kt大小強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反應(yīng)程度最高弱酸弱堿反應(yīng)程度較差Kt大小取決于被滴定酸堿的Ka或KbKa或Kb是影響酸堿滴定的最重要因素一、酸堿滴定反應(yīng)常數(shù)Kt二、強(qiáng)酸強(qiáng)堿的滴定強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿H3O++OH-H2O+H2O反應(yīng)完全程度高（一）強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸NaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L,20.00mL）1．滴定過程中pH值的變化2．滴定曲線的形狀3．滴定突躍4．影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇續(xù)強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸1．滴定過程中pH值的變化（1）Vb=0：（2）Vb

＜Va：SP前0.1%時(shí)，加入NaOH19.98mL續(xù)前（3）Vb=Va（SP）：（4）Vb

＞Va

：SP后0.1%，加入NaOH20.02mL續(xù)強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸2．滴定曲線的形狀滴定開始，強(qiáng)酸緩沖區(qū)，⊿pH微小隨滴定進(jìn)行，HCl↓，⊿pH漸↑SP前后0.1%，⊿pH↑↑，酸→堿

⊿pH=5.4繼續(xù)滴NaOH，強(qiáng)堿緩沖區(qū)，⊿pH↓續(xù)強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸3．滴定突躍

滴定突躍：化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前后0.1%的變化引起pH值突然改變的現(xiàn)象

滴定突躍范圍：滴定突躍所在的范圍

用途：利用滴定突躍指示終點(diǎn)續(xù)強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸4．影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇影響因素：濃度

C↑，⊿pH↑，可選指示劑↑多例：C↑10倍，⊿pH↑2個(gè)單位選擇原則：

指示劑變色點(diǎn)pH處于滴定突躍范圍內(nèi)（指示劑變色范圍部分或全部落在滴定突躍范圍內(nèi)）續(xù)強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸討論甲基橙（3.1～4.4）**3.45甲基紅（4.4～6.2）**5.1

酚酞（8.0~10.0）**9.11.0mol/LNaOH→1.0

mol/LHCL⊿pH=3.3～10.7

選擇甲基橙，甲基紅，酚酞

0.1mol/LNaOH→0.1mol/LHCL⊿pH=4.3～9.7

選擇甲基紅，酚酞，甲基橙（差）

0.01mol/LNaOH→0.01mol/LHCL⊿pH=5.3～8.7

選擇甲基紅，酚酞（差）（二）強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿0.1000mol/LHCl標(biāo)液→0.1000mol/L的NaOH滴定曲線形狀類似強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸，pH變化相反滴定突躍范圍決定于酸標(biāo)液濃度及被測(cè)堿濃度指示劑的選擇：甲基紅，酚酞三、一元弱酸（堿）的滴定（一）強(qiáng)堿滴定弱酸（二）強(qiáng)酸滴定弱堿（一）強(qiáng)堿滴定弱酸NaOH（0.1000mol/L）→HAc（0.1000mol/L,20.00mL）1．滴定過程中pH值的變化2．滴定曲線的形狀3．影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇4．弱酸被準(zhǔn)確滴定的判別式OH-+HAA-+H2O反應(yīng)完全程度不高續(xù)強(qiáng)堿滴定弱酸1．滴定過程中pH值的變化（1）Vb=0（2）Vb

＜Va

：HAc+NaAc

SP前0.1%時(shí)，已加入NaOH19.98mL續(xù)強(qiáng)堿滴定弱酸（3）Vb=Va

：HAc→NaAc（4）Vb

＞Va

：NaOH+NaAc

SP后0.1%時(shí)，已加入NaOH20.02mL續(xù)強(qiáng)堿滴定弱酸2．滴定曲線的形狀滴定前，曲線起點(diǎn)高滴定開始，[Ac-]↓，⊿pH↑隨滴加NaOH↑，緩沖能力↑，⊿pH微小滴定近SP，[HAc]↓，緩沖能力↓↓，⊿pH↑↑SP前后0.1%，酸度急劇變化，⊿pH=7.76～9.7SP后，⊿pH逐漸↓（同強(qiáng)堿滴強(qiáng)酸）續(xù)強(qiáng)堿滴定弱酸3．影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇影響因素：被滴定酸的性質(zhì)，濃度

C一定，Ka↓，Kt↓，⊿pH↓Ka一定，C↓，⊿pH↓（滴定準(zhǔn)確性越差）指示劑的選擇：⊿pH=7.74～9.7，選堿性范圍變色的酚酞，百里酚酞4．弱酸能被準(zhǔn)確滴定的判別式：

Ca

?Ka≥10-8續(xù)強(qiáng)堿滴定弱酸討論Ca

?Ka≥10-8

Ka↑，酸性↑，⊿pH↑Ka﹤10-9時(shí)無法準(zhǔn)確滴定

C↓，⊿pH↓，滴定準(zhǔn)確性差（二）強(qiáng)酸滴定弱堿HCl（0.1000mol/L）→NH3?H2O（0.1000mol/L,20.00mL）1.滴定曲線：

與強(qiáng)堿滴定弱酸類似，曲線變化相反2.影響滴定突躍的因素和指示劑的選擇：

（1）影響因素：被滴定堿的性質(zhì)，濃度（2）指示劑選擇：⊿pH=6.34～4.30，選甲基橙，甲基紅3．弱堿能被準(zhǔn)確滴定的判別式：Cb

?Kb≥10-8H3O++A-HA+H2O反應(yīng)完全程度不高續(xù)強(qiáng)酸滴定弱堿討論⊿pH=6.34～4.30選甲基橙，甲基紅項(xiàng)目三酸堿滴定法任務(wù)一水溶液中的酸堿平衡任務(wù)二酸堿溶液中pH的計(jì)算任務(wù)三緩沖溶液任務(wù)四酸堿指示劑任務(wù)五酸堿滴定法的基本原理任務(wù)六酸堿滴定法的應(yīng)用任務(wù)六酸堿滴定的應(yīng)用

一、酸堿溶液的配制與標(biāo)定酸標(biāo)準(zhǔn)溶液堿標(biāo)準(zhǔn)溶液二、應(yīng)用示例直接滴定法測(cè)定藥用NaOH溶液間接滴定法測(cè)定銨鹽和有機(jī)氮一、酸堿溶液的配制與標(biāo)定（濃度0.01~1mol/L）1．酸標(biāo)準(zhǔn)溶液配制方法：間接法（HCl易揮發(fā)，H2SO4易吸濕）標(biāo)定方法基準(zhǔn)物：無水碳酸鈉易吸濕，3000C干燥1小時(shí)，干燥器中冷卻

1：2反應(yīng)**pH3.9

硼砂易風(fēng)化失水，濕度為60%密閉容器保存

1：2反應(yīng)**pH5.1指示劑：甲基橙，甲基紅續(xù)酸堿溶液的配制與標(biāo)定2．堿標(biāo)準(zhǔn)溶液配制方法：濃堿法（NaOH易吸收水和CO2，KOH較貴）標(biāo)定方法基準(zhǔn)物：鄰苯二甲酸氫鉀純凈，易保存，摩爾質(zhì)量大

1：1反應(yīng)**pKa5.4基準(zhǔn)物：草酸穩(wěn)定

1：2反應(yīng)**pKa11.25**pKa24.29指示劑：酚酞二、應(yīng)用示例（一）直接滴定法測(cè)定混合堿溶液（混合堿為：NaOH+Na2CO3或Na2CO3與NaHCO3的混合物或者是三者中的任意一種）滿足條件：Cb?Kb＞10-8

雙指示劑法續(xù)直接法雙指示劑法NaOH消耗HCl的體積為V1-V2Na2CO3消耗HCl的體積為2V2過程：NaOH

HCl/酚酞

NaCl

HCl/甲基橙

-------

Na2CO3

V1

NaHCO3

V2

H2O+CO2續(xù)應(yīng)用示例（二）間接滴定法測(cè)定銨鹽和有機(jī)氮現(xiàn)代農(nóng)業(yè)常用氮肥有NH4Cl、(NH4)2SO4、NH4HCO3和尿素等，測(cè)定其中的含氮量主要利用的性質(zhì)，但由于NH4+為弱酸（ka=5.6×10-10），因此不能采用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定。通常含氮量的測(cè)定主要采用強(qiáng)堿蒸氨再用酸吸收后返滴定(蒸餾法)及加入甲醛后使NH4+酸性強(qiáng)化后直接用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液滴定的方法（甲醛法）。續(xù)間接法1.蒸餾法

a．NH4++OH-NH3↑+H2ONH3+HCl（定過量）NH4ClHCl(過量）+NaOHNaCl+H2O加熱b．NH4++OH-NH3↑+H2ONH3+H3BO3NH4++H2BO3-H2BO3-+HClCl-+H3BO3（甲基橙）續(xù)間接法2.甲醛法4NH4++6HCHO

(CH2)6N4H++3H++

6H2O以酚酞為指示劑，以NaOH滴至淺粉色六次甲基次銨鹽（1）實(shí)驗(yàn)?zāi)康模篴.了解酸堿滴定法的應(yīng)用。b.掌握甲醛法測(cè)定銨鹽中含氮量的方法和原理及注意事項(xiàng)。c.比較兩種含氮量不同測(cè)定方法的特點(diǎn)及區(qū)別。

（2）實(shí)驗(yàn)原理：

銨鹽中NH4+的酸性太弱，Ka=5.6×10-10，不能用NaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液直接滴定，但甲醛與NH4+作用，生成一定量的酸和六次甲基四胺鹽(CH2)6N4H+（ka為7.1×