分析化学-学习情境二项目2 食醋中总酸含量的测定

学习情境二

工程二食醋中总酸含量的测定分析化学学习目标工作任务知识准备实践操作1234应知应会5目录一、学习目标知识目标1．掌握酸碱滴定的根本原理和方法；2．了解强碱滴定弱酸的反响原理及指示剂的选择；3．掌握氢氧化钠标准溶液的配制和标定方法；4．熟悉强碱滴定弱酸的滴定过程，突跃范围。能力目标1．能配制溶液和使用移液管；2．能熟练使用碱式滴定管，并准确判断滴定终点；3．能配制并标定NaOH标准溶液溶液；4．能测定样品食醋中的总酸度。二、工作任务编号任务名称要求实验用品1NaOH标准溶液的配制与标定1.熟练掌握碱式滴定管的操作；2.了解指示剂的作用原理和变色范围，熟悉酚酞指示剂的使用范围；3.能准确标定NaOH标准溶液的浓度。仪器：台称（公用）、分析天平、烧杯（100mL）、量筒（100mL）、洗瓶、玻璃棒、滤纸片、50ml碱式滴定管、锥形瓶。容量瓶（250mL）、移液管、洗瓶药品：NaOH固体、邻苯二钾酸氢钾、酚酞指示剂（0.2%乙醇溶液）、蒸馏水。食醋样品2食醋中总酸量的测定1.掌握强碱滴定弱酸的原理；2.熟练掌握食醋中总酸度的测定原理和方法；3.会判断滴定终点；4.能熟练地进行一滴、半滴的操作。3实验数据记录与整理1.将实验结果填写在实验数据表格中，注意有效数字的运用，2.给出结论并对结果进行评价；3.提交检验报告。实验记录本、检验报告单

三、知识准备食醋的主要成分是醋酸〔HAc，其含量约为3%～5%〕，另外还有少量的其它有机弱酸，例如乳酸等。用NaOH标准溶液进行滴定时，试样中离解常数的弱酸都可以被滴定，其滴定反响为：NaOH＋HAcNaAc＋H2O因此，测定的为食醋中的总酸量。分析结果通常用含量最多的HAc表示。本实验滴定类型属强碱滴定弱酸，滴定突跃在碱性范围，其理论终点的pH在8.7左右，可选用酚酞作为指示剂。

nNaOH＋HnANanA＋nH2O三、知识准备标准溶液的配制方法有两种：直接法和间接法。只有基准物质才能采用直接法配制标准溶液，非基准物质必须采用间接法配制。即先配成近似浓度，然后再标定。本实验所用的NaOH标准溶液要采取间接法配制。常用邻苯二甲酸氢钾和草酸等作基准物质标定NaOH标准溶液。用邻苯二甲酸氢钾〔KHC8H4O4，KHP〕标定氢氧化钠，反响如下：

化学计量点时，溶液pH值约为9.1，可用酚酞作指示剂。COOKCOONaCOOKCOOH+NaOH===+H2O四、实践操作任务1氢氧化钠标准溶液的配制与标定操作步骤1.0.1mol·L-1NaOH溶液的配制〔见学习情境二之工程一〕2.0.1mol·L-1NaOH溶液的标定〔1〕在分析天平上准确称取三份KHP，每份0.4～0.6g〔准确至0.0001g〕，分别置于250mL锥形瓶中，参加40～50mL蒸馏水，待试剂完全溶解后，参加2～3滴酚酞作指示剂；〔2〕用待标定的NaOH溶液滴定至微红色。并保持30S即为终点，计算NaOH溶液的浓度和各次标定结果的相对平均偏差，浓度取平均值。四、实践操作任务2食醋中总酸量的测定操作步骤〔1〕用移液管准确吸取食用白醋25.00mL于250mL容量瓶中，以新煮沸并冷却的蒸馏水稀释至刻度，摇匀。〔2〕用移液管准确吸取25.00mL稀释过的醋样于250mL锥形瓶中，加酚酞指示剂2～3滴，用已标定的NaOH标准溶液滴定至溶液呈粉红色，并在30S内不褪色，即为终点。〔3〕根据NaOH溶液的用量，计算食醋的总酸度。平行测定三次，相对平均偏差应小于0.2%。四、实践操作任务3实验数据记录与整理〔1〕NaOH标准溶液浓度的标定①计算公式式中cNaOHNaOH标准溶液的浓度，mol·L-1mKHPKHP基准试剂的质量，gMKHPKHP基准试剂的摩尔质量，g·mol-1VNaOHNaOH标准溶液的体积，mL。②数据记录与处理〔见表2-2-2〕四、实践操作表2-2-2NaOH标准溶液浓度标定记录项目123

(g)NaOH体积（mL）终读数初读数cNaOH(mol·L-1)相对平均偏差2023/12/110四、实践操作〔2〕食醋中总酸量的测定①计算公式：食醋中总酸量以乙酸表示，其计算公式为式中——NaOH标准溶液的浓度(mol·L-1)与体积(mL)的乘积；

——乙酸的摩尔质量，g·mol-1。

——食醋体积，mL。②数据记录与处理〔见表2-2-3〕四、实践操作表2-2-3食醋中总酸量的测定记录

项目123VHAc（mL）25.00NaOH体积（mL）终读数初读数mLg·L－1相对平均偏差2023/12/112五、应知应会〔一〕酸碱滴定根本知识1.酸碱的定义和共轭酸碱对酸碱质子理论认为：凡能给出质子〔H+〕的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。例如，HCl、HCO3－、NH4+是酸；Cl－、CO32－、NH3是碱。酸碱质子理论中的酸和碱不是孤立的，而是相互依存的。酸(HB)给出质子后生成碱〔B－〕,碱〔B－〕接受质子后生成了酸(HB)。酸和碱这种相互依存的关系叫做共轭关系，可用下式表示：酸质子＋碱HBH＋＋B－HClH＋＋Cl－HAcH＋＋Ac－NH4＋H＋＋NH3五、应知应会式中一对相互依存的物质〔HB－B－〕称为共轭酸碱对，酸(HB)是碱〔B－〕的共轭酸，碱〔B－〕是酸(HB)的共轭碱。例如，HAc是Ac－的共轭酸，而Ac－是HAc的共轭碱。共轭酸碱之间彼此只相差一个质子，质子理论中的酸碱可以是分子或离子。有些物质既能给出质子又能接受质子，如H2PO4－、HCO3－、H2O等物质，这类物质称为两性物质质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，不能解释不含氢的一类化合物的反响。五、应知应会2.酸碱反响的实质根据酸碱质子理论，酸碱反响的实质,是两个共轭酸碱对之间的质子传递反响，即质子从一种物质传递到另一种物质的反响。因为质子的半径很小，正电荷密度很高，很不稳定，不能以游离态的形式存在。因此，它一出现，便立即被水(或另一碱性分子或离子)接受。例如,HAc在水溶液中的离解反响为H+HAc＋H2OAc－＋H3O＋酸1碱2碱1酸2五、应知应会式中，酸1、碱1表示一对共轭酸碱；酸2、碱2表示另一对共轭酸碱。上述反响中，假设没有水(或另一碱性分子或离子)接受质子，HAc就不能转变为它的共轭碱Ac－。可见，单独溶质的共轭酸碱对是不能进行反响的，必须有溶剂参与质子的传递。质子的传递过程，可以在水溶液或非水溶剂等条件下进行。由此可见，酸碱质子理论不仅扩大了酸碱的范围，也扩大了酸碱反响的范围。从质子传递的观点看，电离理论中的电离作用、中和反响、盐类水解等都属于酸碱反响。五、应知应会3.酸碱理解平衡酸碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子能力的强弱。物质给出质子的能力越强，酸性就越强，反之就越弱。同样，物质接受质子的能力越强，碱性就越强，反之就越弱。酸碱的强弱程度可由酸碱的离解常数和的大小来定量说明。例如，弱酸HA在水溶液中的离解反响和平衡常数为HA＋H2OH3O＋＋A－平衡常数Ka即为酸的离解常数，此值越大，表示该酸越强。五、应知应会HA的共轭碱Aˉ的离解反响和平衡常数为A－＋H2OHA＋OH－Kb为碱的离解常数，是衡量碱强弱的尺度。显然，共轭酸碱对的Ka和Kb有以下关系：Ka×Kb=[H＋][OH－]=KW=1.0×10－14由此可以看出，共轭酸碱对中酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱。五、应知应会【例2-2-1】HAc的Ka=1.75×10-5，求HAc的共扼碱的Kb为多少?解：HAc在水溶液中发生如下解离：HAc＋H2OAc－＋H3O＋因为HAc和Ac－是共扼酸碱对，所以：五、应知应会〔二〕酸碱溶液pH值的计算1.酸度和酸的浓度酸度是指溶液中氢离子的活度。当溶液的浓度不太大时，活度近似等于浓度。因此，酸度可以说是溶液中氢离子的浓度，通常用pH值表示，即pH=－lg[H+]。酸的浓度和酸度在概念上是不同的。酸的浓度是指某种酸的物质的量浓度，又叫酸的总浓度或该种酸的分析浓度，包括溶液中末解离酸的浓度和已解离酸的浓度。有时，对于碱性较强的物质，可用碱度表示其酸碱性的强弱，碱度通常用pOH值表示。对于水溶液来说：pH+pOH=14五、应知应会2.酸(碱)溶液H+浓度的计算确定溶液中H+浓度一般有两种方法，即图解法和代数法。在此采用代数法进行计算。它的根本思想是：先从溶液中存在的各种平衡出发，找出计算H+(或OHˉ)浓度的精确数量关系式，然后再依据不同的具体要求，分清主次，合理取舍，使其变成便于计算的近似式与最简式。有关[H+]计算公式的推导已在?无机化学?课程中详细介绍，此处不再赘述。为方便复习，下面以简单的形式列出各类酸碱水溶液[H+]的计算式及其在允许误差5%范围内的使用条件，供使用者参考。五、应知应会C〔mol/L〕HCl溶液：推导：〔一〕一元强酸〔碱〕溶液中H+浓度的计算[H+]=C——精确式——最简式一元强酸溶液HCl+H2OCl-+H3O+C〔mol/L〕NaOH溶液：一元强碱溶液推导：[OH+]=C——精确式——最简式五、应知应会浓度为Cmol/L的HA溶液——精确式〔二〕一元弱酸〔碱〕溶液中H+浓度的计算一元弱酸溶液HA+H2OA-+H3O+（1）〔2〕——最简式一元弱碱溶液——最简式五、应知应会〔三〕多元强酸〔碱〕溶液中H+浓度的计算二元弱酸〔碱〕溶液当Ka1>>Ka2时，

[H+]按一元弱酸计算，且[A2-]≈Ka2。当Kb1>>Kb2时，

[OH-]按一元弱碱计算，且[H2B]≈Kb2。当Kac≥20Kw时当Kac≥20Kw，c≥20Ka’时两性物质溶液——精确式——近似式——最简式2023/12/124五、应知应会【例】计算0.10mol/LNa2CO3溶液的pH。：Ka1=4.210-7,Ka2=5.610-11。【解】pOH=2.37,pH=11.633.酸碱水溶液中H+浓度计算例如2023/12/125五、应知应会【例2-2-2】计算浓度为0.025mol/L的HCl溶液的pH值。解：因为CHAC=0.025mol/L＞10-6mol/L，所以可以采用最简式进行计算。即[H+]=CHAC=0.025mol/LpH=-lg[H+]=-lg0.025=1.60五、应知应会【例2-2-3】计算浓度为0.10mol/LHAc溶液的pH值。HAc的Ka=1.8×10-5。解：因为=5600＞500∵故可忽略H2O的离解，选用最简式计算。即∴pH=－lg[H+]=－lg1.3×10-3=2.89五、应知应会【例2-2-4】计算浓度为0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。NH3的Kb=1.76×10-5。解：因为NH3的Kb=1.76×10-5，那么NH4+的Ka=KW/Kb=5.7×10-10由于＞500，因此可按最简式计算，得∵∴pH=－lg[H+]=－lg7.5×10－6=5.13五、应知应会【例2-2-5】计算浓度为0.050mol/LNaHCO3溶液的pH值。解：查附表得知H2CO3的Ka1=4.2×10-7，Ka2=5.6×10-11,因为

c×Ka2=0.050×5.6×10-11=2.8×10-12＞20KWc=0.050＞20KW故可采用最简式计算pH=－lg[H+]=－lg4.85×10-9=8.32五、应知应会【例2-2-6】室温时，饱和碳酸溶液中H2CO3的浓度约为0.04mol/L，计算这种溶液的pH值。解：由于这种溶液中Ka1>>

Ka2，因此可按一元弱酸处理，又cKa1＞20KW,可忽略水的离解，且c/Ka1＞500，故用最简式进行计算，即pH=－lg[H+]=－lg1.36×10-4=3.88五、应知应会【例2-2-7】计算0.10mol/L一氯乙酸〔〕溶液的pH值。Ka=1.38×10-3。解：因为c×Ka=0.10×1.38×10-3=1.38×10-4＞20Kwc/Ka=0.1/1.38×10-4=72.46＜500故可采用近似式进行计算pH=－lg[H+]=－lg1.1×10-2=1.96五、应知应会【例2-2-8】计算0.50mol/LNaH2PO4溶液的pH值。解：查表H3PO4的，，对于0.50mol/LNaH2PO4溶液c·Ka2=0.50×6.3×10-8=3.15×10-8>>KW所以可以采用最简式计算，即=〔mol/L〕pH=4.66五、应知应会〔三〕酸碱指示剂酸碱滴定分析中,确定滴定终点的方法有仪器法与指示剂法两类。仪器法确定滴定终点主要是利用滴定体系或滴定产物的电化学性质的改变,用仪器(例如pH计)检测终点的到达。常见的方法有电位滴定法、电导滴定法等指示剂法是借助参加的酸碱指示剂在化学计量点附近颜色的变化来确定滴定终点。这种方法简单、方便,是确定滴定终点的根本方法。下面仅介绍酸碱指示剂法。五、应知应会1.酸碱指示剂的作用原理酸碱指示剂一般是比较复杂的有机弱酸或弱碱,它们的各种存在形式由于结构不同,具有不同的颜色。当溶液的酸度改变时,主要存在形式发生变化,结构也随着改变,因此溶液会呈现不同的颜色。下面以最常用的甲基橙、酚酞为例来说明。甲基橙是一种有机弱碱,也是一种双色指示剂,它在溶液中的离解平衡可用下式表示:黄色〔偶氮式〕红色〔醌式〕五、应知应会由平衡关系式可以看出:当溶液中[H+]增大时，反响向右进行，此时甲基橙主要以醌式存在，溶液呈红色；当溶液中[H+]降低而[OH-]增大时，反响向左进行，甲基橙主要以偶氮式存在，溶液呈黄色。酚酞是一种有机弱酸，它在溶液中的电离平衡如下所示:无色〔内酯式〕红色〔醌式〕无色〔羧酸盐式〕五、应知应会在酸性溶液中，平衡向左移动，酚酞主要以内酯式存在，溶液呈无色；在碱性溶液中，平衡向右移动，酚酞主要以醌式存在,因此溶液呈红色。在足够浓的碱性溶液中，又转化为无色的羧酸盐式结构。由此可见，当溶液的pH发生变化时，由于指示剂结构的变化，颜色也随之发生变化，因而可通过酸碱指示剂颜色的变化确定酸碱滴定的终点。五、应知应会2.指示剂的变色范围为了进一步说明指示剂颜色变化与酸度的关系,现以HIn代表指示剂酸式,以Inˉ代表指示剂碱式,在溶液中指示剂的离解平衡可用下式表示:HInH+＋Inˉ

→当[H+]=KHIn，上式中[In-]/[Hln]=1，两者浓度相等，溶液表现出酸式色和碱式色的中间颜色，此时pH=pKHIn，这一点称为指示剂的理论变色点。五、应知应会一般来说，如果[In－]/[Hln]＞10，观察到的是In－的颜色；当[In－]/[Hln]=10时，可在In－中勉强看到的是Hln的颜色，此时pH=pKHIn＋1；当[In－]/[Hln]＜10时，观察到的是Hln的颜色，此时pH=pKHIn－1。由上述讨论可知，当溶液的pH由pKHIn－1向pKHIn＋1逐渐改变时，理论上人眼可以看到指示剂由酸式色逐渐过渡到碱式色。这种理论上可以看到的引起指示剂颜色变化的pH间隔称为指示剂的理论变色范围。所以，指示剂的理论变色范围为pH=pKHIn±1，为2个pH单位。但实际观察到的大多数指示剂的变色范围小于2个pH单位，且指示剂的理论变色点不是变色范围的中间点。这是由于人们对于不同颜色的敏感程度的差异造成的。溶液的温度也影响指示剂的变色范围，常用的酸碱指示剂在室温下水溶液中的变色范围参见表2-2-5。五、应知应会表2-2-5几种常用的酸碱指示剂酸碱指示剂变色范围pKHIN颜色变化浓度用量(滴/10mL试液)百里酚蓝甲基黄甲基橙溴酚蓝甲基红溴百里酚蓝中性红苯酚红酚酞百里酚酞百里酚蓝1.2～2.82.9～4.03.1～4.43.0～4.64.4～6.26.2～7.66.8～8.06.7～8.48.0～10.09.4～10.68.0～9.61.653.33.403.854.957.17.47.99.110.08.9红～黄红～黄红～黄黄～紫黄～黄黄～蓝红～黄橙黄～红无～红无～蓝黄～蓝0.1%的20%酒精溶液0.1%的90%酒精溶液0.05%的水溶液0.1%的20%酒精溶液或其钠盐水溶液0.1%的60%酒精溶液或其钠盐水溶液0.1%的20%酒精溶液或其钠盐水溶液0.1%的60%酒精溶液0.1%的60%酒精溶液或其钠盐水溶液0.5%的90%酒精溶液0.1%的90%酒精溶液0.1%的20%酒精溶液1～211111111～31～21～4五、应知应会3.影响指示剂变色范围的因素①指示剂的用量双色指示剂的变色范围不受其用量的影响，但因指示剂本身就是酸或碱，指示剂的变色要消耗一定的滴定剂，从而增大测定的误差。对于单色指示剂而言，用量过多，会使变色范围向pH值减小的方向发生移动，也会增大滴定的误差。例如：用0.1mol/LNaOH滴定0.1mol/LHAc，pHsp=8.5，突跃范围为pH8.70～9.00，滴定体积假设为50ml，滴入2～3滴酚酞，大约在pH=9时出现红色；假设滴入10～15滴酚酞，那么在pH=8时出现红色。显然后者的滴定误差要大得多。指示剂用量过多，还会影响变色的敏锐性。例如：以甲基橙为指示剂，用HCl滴定NaOH溶液，终点为橙色，假设甲基橙用量过多那么终点敏锐性就较差。五、应知应会②温度和溶剂温度的变化会引起指示剂电离常数和水的质子自递常数发生变化，因而指示剂的变色范围亦随之改变，对碱性指示剂的影响较酸性指示剂更为明显。例如18℃时，甲基橙的变色范围为3.1～4.4，而100℃时，那么为2.5～3.7。不同的溶剂具有不同的介电常数和酸碱性，因而也会影响指示剂的电离常数和变色范围。③指示剂的选择指示剂选择不当，加之肉眼对变色点识别困难，都会给测定结果带来误差。因此，在多种指示剂中，选择指示剂的依据是：要选择一种变色范围恰好在滴定曲线的突跃范围之内，或者至少要占滴定曲线突跃范围一局部的指示剂。这样当滴定正好在滴定曲线突跃范围之内结束时，其最大误差不超过0.1%，这是容量分析容许的。五、应知应会④滴定的顺序指示剂的变色范围是靠肉眼观察出来的。由于肉眼观察显色比观察褪色容易，观察深色较观察浅色容易。所以用碱滴定酸时，常用酚酞作指示剂，酚酞由酸式色变为碱式色，即由无色变到红色，颜色变化明显，易于区分；用酸滴定碱时，一般用甲基橙作指示剂，终点由黄色变为橙色，颜色变化亦很明显，便于观察。五、应知应会〔4〕混合指示剂在酸碱滴定中，有时需要将滴定终点限制在很窄的pH范围内，这时可采用混合指示剂。混合指示剂可分为两类：一类是在某种指示剂中参加一种惰性染料。例如由甲基橙和靛蓝组成的混合指示剂。靛蓝颜色不随pH改变而变化，只作为甲基橙的蓝色背景。在pH＞4.4的