《無機(jī)及分析化學(xué)》教材配套PPT電子課件

《無機(jī)及分析化學(xué)》教材配套PPT電子課件,無機(jī)及分析化學(xué),無機(jī),分析化學(xué),教材,配套,PPT,電子,課件 6.1 電解質(zhì)的電離 6.2 酸堿理論 6.3 酸堿平衡 6.4 緩沖溶液 6.5 弱酸（堿）溶液中物種的分布 6.6 酸堿滴定法 第六章第六章 酸堿平衡與酸堿滴定法酸堿平衡與酸堿滴定法1.熟悉弱電解質(zhì)平衡，了解活度、離子強(qiáng)度等概念。2.理解近代酸堿理論的基本概念。3.掌握各種平衡的計(jì)算原理與方法。4.掌握緩沖溶液的原則與配制。5.掌握酸堿滴定的基本原理與實(shí)際應(yīng)用。學(xué)習(xí)要求：6.1.1強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強(qiáng)電離質(zhì)在水溶液中完全電離HCl=H+(aq)+Cl-(aq)弱電解質(zhì)在水溶液中只有小部分電離,未電離的分子與離子之間形成平衡:HAcH+AcNH3.H2OOH+NH+46.1電解質(zhì)的電離電解質(zhì)的電離解離度()例 如 0.10mol.L-1HAc的 解 離 度 是1.32%，則溶液中各離子濃度是c(H+)=c(Ac-)=0.101.32%=0.00132mol.L-1。6.1.2活度與活度系數(shù)強(qiáng)電解質(zhì)的解離度并沒有達(dá)到100%。這主要是由于離子參加化學(xué)反應(yīng)的有效濃度要比實(shí)際濃度低。離子的有效濃度稱為活度。=c式中表示活度，為活度系數(shù)，c是溶液的濃度。活活度度系系數(shù)數(shù)離子間的相互作用減弱了中心離子的反應(yīng)能力，反映了反應(yīng)能力的減弱程度。其數(shù)值與溶液中離子的總濃度有關(guān)，還與離子的價(jià)態(tài)有關(guān)。6.1.2活度與活度系數(shù)用離子強(qiáng)度(I)衡量溶液中正負(fù)離子作用的大小。I=1/2ciZi2=1/2(c1Z12+c2 Z22+c3Z32+cnZn2)其中C i為第i種離子的濃度，i為第i種離子的電荷數(shù)。由于陽離子總電荷數(shù)與陰離子總電荷數(shù)相等，只計(jì)一半，所以離子強(qiáng)度是各種離子（包括陰離子和陽離子）濃度與電荷數(shù)平方乘積求和的1/2。6.2酸堿理論酸堿理論6.2.1酸堿電離理論酸堿電離理論最初認(rèn)為能使藍(lán)色石蕊變紅的物質(zhì)是最初認(rèn)為能使藍(lán)色石蕊變紅的物質(zhì)是酸酸，有澀味和滑，有澀味和滑膩感，能使紅色石蕊變藍(lán)的物質(zhì)是膩感，能使紅色石蕊變藍(lán)的物質(zhì)是堿堿。1884年瑞典科學(xué)家阿累尼烏斯（年瑞典科學(xué)家阿累尼烏斯（S.A.Arrhenius）提提出了酸堿的出了酸堿的電離理論：電離理論：凡是在水溶液中電離產(chǎn)生的陽離子全部是凡是在水溶液中電離產(chǎn)生的陽離子全部是H H+的物質(zhì)叫的物質(zhì)叫酸，酸，電離產(chǎn)生的陰離子全部是電離產(chǎn)生的陰離子全部是OHOH-的物質(zhì)叫的物質(zhì)叫堿堿。酸：HAcAc-+H+堿：NaOHNa+OH-6.2.2酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)是酸，凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)是堿。酸堿十質(zhì)子HClCl-+H+HAcAc-+H+NH4+NH3+H+H3PO4H2PO4-+H+H2PO4-HPO42-+H+酸堿可以是中性分子、正離子或負(fù)離子酸堿可以是中性分子、正離子或負(fù)離子。共共軛軛酸酸堿堿對對：如HCl和Cl-，NH4+和NH3，以及H2PO4-和HPO42-均互為共軛酸堿對。兩兩性性物物質(zhì)質(zhì)：在H3PO4H2PO4-共軛體系中，H2PO4-是堿，在H2PO4-HPO42-共軛體系中，H2PO4-是酸。酸酸堿堿反反應(yīng)應(yīng)實(shí)實(shí)質(zhì)質(zhì)：任任何何酸酸堿堿反反應(yīng)應(yīng)都都是是兩兩個(gè)個(gè)共共軛軛酸酸堿對之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)堿對之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。HAcH+Ac-酸1堿1H2O+H+H3O+堿2酸2總反應(yīng)為HAc+H2OH3O+Ac-酸1堿2酸2堿1NH3+H2OOH-+NH4+堿1酸2堿2酸1HCl+NH3NH4+Cl-酸1堿2酸2堿1NH4Cl中的NH4+是酸NaAc中的Ac-是堿HAc與NaOH的中和反應(yīng)HAc+OH-H2O+Ac-NaAc的水解反應(yīng)H2O+Ac-HAc+OH-酸酸堿堿反反應(yīng)應(yīng)總總是是由由較較強(qiáng)強(qiáng)的的酸酸與與較較強(qiáng)強(qiáng)的的堿堿作作用用，向著生成較弱的酸和較弱的堿的方向進(jìn)行向著生成較弱的酸和較弱的堿的方向進(jìn)行。1.水的離子積常數(shù)作為溶劑的純水，其分子與分子之間也有質(zhì)子的傳遞H2O+H2OH3O+OH-反應(yīng)的平衡常數(shù)稱為水的質(zhì)子自遞常數(shù)。以表示可簡單表示為：也稱為水的離子積常數(shù)。在室溫（2225）時(shí)純水中的c（H3O+）=c（OH-）=1.010-7mol.L-1則=1.010-14，p=14.006.2.3酸堿的相對強(qiáng)弱酸堿的相對強(qiáng)弱2.弱酸弱堿的解離平衡HAc+H2OH3O+Ac-NH4+H2OH3O+NH3HS-+H2OH3O+S2-稱為酸的解離常數(shù)，也叫酸常數(shù)。越大，酸的強(qiáng)度越大,由，可知酸的強(qiáng)弱順序?yàn)椋篐AcNH4+HS-。Ac-+H2OOH-+HAcNH3+H2OOH-+NH4+稱為堿的解離常數(shù)，也叫堿常數(shù)。越大，堿的強(qiáng)度越大。一種酸的酸性越強(qiáng)，其一種酸的酸性越強(qiáng)，其值越大，則其相應(yīng)的共軛堿的堿性值越大，則其相應(yīng)的共軛堿的堿性越弱，其越弱，其值越小。值越小。共軛酸堿對HAc-Ac一的與之間：=多元弱酸、弱堿在水溶液中是逐級解離的:H3PO4+H2OH3O+H2PO4-H2PO4-+H2OH3O+HPO42-HPO42-+H2OH3O+PO43三種酸的強(qiáng)度為：H3PO4H2PO4-HPO42-磷酸各級共軛堿的解離常數(shù)分別為：(可將該解離過程看成是磷酸的形成過程形成過程，引出酸形成常數(shù))PO43-+H2OOH-+HPO42-HPO42-+H2OOH-+H2PO4-H2PO4-+H2OOH-+H3PO4可知堿的強(qiáng)度為：PO43-HPO42-H2PO4-例例：已知H3PO4Ka1=7.610-3，求H2PO4-的Kb3值。并判斷NaH2PO4水溶液是呈酸性還是呈堿性。解：H2PO4-是H3PO4的共軛堿，它們的共軛酸堿解離常數(shù)之間的關(guān)系：對于H2PO4-來說，主要有以下兩個(gè)解離平衡存在：酸式解離H2PO4-+H2OH3O+HPO42-Ka26.310-8堿式解離H2PO4-+H2OOH-+H3PO4Kb3=1.310-12，說明在水溶液中H2PO4-釋放質(zhì)子的能力大于獲得質(zhì)子的能力，因此溶液顯酸性。3.解離度和稀釋定律解離度和稀釋定律 100%和K都能反映弱酸弱堿解離能力的大小。K是化學(xué)平衡常數(shù)的一種形式；解離度解離度是轉(zhuǎn)化率的一種表示形式，不僅與溫度有關(guān)，是轉(zhuǎn)化率的一種表示形式，不僅與溫度有關(guān)，還與溶液的濃度有關(guān)。還與溶液的濃度有關(guān)。因此，在用電解度表示弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱時(shí)，必須指出弱酸或弱堿的濃度。如果弱電解質(zhì)AB，溶液的濃度為c0，解離度為。ABAB起始濃度（mol.L-1）c000平衡濃度（mol.L-1）c0c0 c0 c0當(dāng)弱電解質(zhì)5時(shí)，11，于是可用以下近似關(guān)系式表示弱酸：=；弱堿：=（63）例：例：氨水是一弱堿，當(dāng)氨水濃度為0.200mol.L-1時(shí)，NH3.H2O的解離度為0.946，問當(dāng)濃度為0.100mol.L-1時(shí)NH3.H2O時(shí)解離度為多少？解：因?yàn)榻怆x度，可按一元弱酸處理。又20，/5)飽和酒石酸氫鉀(0.034mol/L)0.05mol/L鄰苯二甲酸氫鉀0.025mol/LKH2PO40.025mol/LNa2HPO40.01mol/L硼砂3.564.016.869.18標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液的pH值由精確實(shí)驗(yàn)來確定，是以溶液中的H+活度計(jì)算得到，即需在普通緩沖溶液的計(jì)算基礎(chǔ)上校正離子強(qiáng)度的影響。緩沖溶液計(jì)算實(shí)例緩沖溶液計(jì)算實(shí)例例例：對 于 HAc NaAc，HCOOH HCOONa和 H3BO3NaH2BO3的緩沖體系，若要配制pH4.8的酸堿緩沖溶液。應(yīng)選擇何種體系為好？現(xiàn)有c(HAc)=6.0 mol.L-1HAc溶液12mL配成250mL的酸堿緩沖溶液，應(yīng)取固體NaAc.H2O多少克？解：已知：p(HCOOH)=3.75，p(HAc)=4.75，p(H3BO3)=9.24如擇HAc-NaAc體系，則lg=pHp=4.84.75=0.05;=1.121濃度比值接近1，緩沖能力強(qiáng)；ca=c(HAc)=126.0/250=0.288mol.L-1,cb=c(NaAc)=1.120.288=0.322mol.L-1,m(NaAc.H2O)=0.322136250/1000=11(g)6.5弱酸（堿）溶液中各物種的分布弱酸（堿）溶液中各物種的分布分析濃度分析濃度分析體系內(nèi)的試劑和被測分析體系內(nèi)的試劑和被測物各自的總濃度稱為分析濃度物各自的總濃度稱為分析濃度平平衡衡濃濃度度酸堿反應(yīng)中，各組分物種處于平衡狀態(tài)時(shí)的濃度分布分?jǐn)?shù)()：某物種的平衡濃度在總濃度c（也稱分析濃度，為各種物種的平衡濃度的總和）中占有的分?jǐn)?shù)。6.51一元弱酸（堿）溶液一元弱酸（堿）溶液一元弱酸HA，在水溶液中有HA和A-兩種物種。設(shè)它們的總濃度為c，即c=c(HA)+c(A-)。例：計(jì)算pH=4.00時(shí)，濃度為0.10mol.L-1HAc溶液中，HAc和Ac-的分布分?jǐn)?shù)和平衡濃度。解：由圖可知，在pHpKa時(shí)，以Ac為主；在pHpKa時(shí)，以HAc為主。在HA=A=0.5時(shí)，HA=A，pH=pKa二元弱酸H2A在水溶液中有H2A，HA-和A2-三種物種，它們的總濃度為c，即c=c(H2A)+c(HA-)+c(A2-)。則有6.52多元弱酸溶液多元弱酸溶液酒石酸的p=3.04，p=4.37，pHp以H2A占優(yōu)勢；pHp，A2-物種為主；當(dāng)ppHp時(shí)，則主要是HA-物種。p與p值相差越小，HA-占優(yōu)勢的區(qū)域越窄。對三元弱酸H3A，同理可推導(dǎo)出各物種的分布分?jǐn)?shù)：c=c(H3A)+c(H2A-)+c(HA-)+c(A3-)圖6-3H3PO4的-pH圖H3PO4的p=2.16，p=7.21，p=12.32。6.6酸堿滴定法酸、堿或者通過一定的化學(xué)反應(yīng)能轉(zhuǎn)化為酸、堿的物質(zhì)，都有可能采用酸堿滴定法測定它們的含量。HAcOH-=Ac-H2O滴定反應(yīng)的平衡常數(shù)稱為滴定反應(yīng)常數(shù)，以表示可見，酸堿滴定反應(yīng)能否進(jìn)行完全，主要取決于被滴定的酸或堿的解離常數(shù)或的大小。1.強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸或強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸或強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿以0.1000mol.L-1NaOH溶液滴定20.00ml同濃度的HCl溶液 滴定前滴定前c(H+)=0.1000mol.L-1，所以pH=1.00。滴定開始至化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前滴定開始至化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前當(dāng)NaOH加入19.98mL時(shí),則pH=4.30。化學(xué)計(jì)量點(diǎn)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)形成NaCl和H2O，c(H+)=1.010-7。則pHsp=7.00。化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后溶液的酸度主要取決于過量NaOH的濃度。例如，當(dāng)加入NaOH20.02mL，即過量0.02mlLNaOH浴液，=0.1000=5.010-5，pOH=4.3，所以pH=14.004.30=9.70。6.6.l酸堿滴定曲線從在A點(diǎn)，只不過還剩0.02mlHCl溶液，而B點(diǎn)滴定劑僅過量0.02ml，兩點(diǎn)間NaOH溶液加入量只相差0.04ml，溶液的pH值卻從4.30突然上升至9.70，增加了5.4個(gè)pH單位，曲線呈現(xiàn)出幾乎垂直的段。這一現(xiàn)象稱為酸酸堿堿滴滴定定突突躍躍，這一區(qū)間，即化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前后1范圍內(nèi)pH值的急劇變化就稱為滴滴定定突躍區(qū)間突躍區(qū)間。表表6-6用用c(NaOH)=0.1000mol.L-1NaOH溶液滴定溶液滴定20.00mL同濃度同濃度HCl溶液溶液6.6.l酸堿滴定曲線指示劑的選擇指示劑的選擇滴定突躍pH=4.309.70。變色范圍處于滴定突躍范圍內(nèi)的指示劑，如溴百里酚藍(lán)、苯酚紅等，一些能在滴定突躍范圍內(nèi)變色的指示劑，如甲基橙、酚酞等也能使用。因此酸堿滴定中所選擇的指示劑一般應(yīng)使其變色范圍處于或部分處于滴定突躍范圍之內(nèi)。另外，還應(yīng)考慮所選擇指示劑在滴定體系中的變色是否易于判斷。例如，甲基橙用于堿滴酸滴定時(shí)，顏色變化是由紅到黃。由于人眼對紅色中略帶黃色不易察覺，因而一般甲基橙不用于堿滴酸，常用于酸滴堿。影響滴定突躍的因素影響滴定突躍的因素4-5用不同濃度的用不同濃度的NaOH溶滴定溶滴定不同濃度不同濃度HCl溶液的滴定曲線溶液的滴定曲線圖4-5就是用不同濃度的NaOH溶液滴定不同濃度HCl溶液的滴定曲線。由圖可見，滴定體系的濃濃度度愈愈小小，滴滴定定突突躍躍就就愈愈小小，滴定突躍的大小還與與酸酸、堿堿本本身身的的強(qiáng)弱有關(guān)強(qiáng)弱有關(guān)。2.強(qiáng)堿滴定一元弱酸強(qiáng)堿滴定一元弱酸0.1000mol.L-1NaOH溶液滴定20.00mL同濃度HAc滴定前由于被滴定物質(zhì)為一元弱酸，因此pH=2.88滴定開始至化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前形成了HAcAc-緩沖體系，所以例如當(dāng)加入NaOH溶液19.98mL時(shí)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)由于終點(diǎn)體系為Ac-+H2O，因而化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后酸度主要由過量堿的濃度所決定，相關(guān)數(shù)據(jù)與強(qiáng)件堿滴定強(qiáng)酸相同。例如，當(dāng)過量0.02mLNaOH溶液時(shí)，pH=9.70。滴定突躍明顯小多了（7.759.70)。被滴定的酸愈弱，滴定突躍就愈小，有些甚至沒有明顯的突躍?；瘜W(xué)計(jì)量點(diǎn)前曲線的轉(zhuǎn)折不如前一種類型的明顯。這原因主要是緩沖體系的形成?；瘜W(xué)計(jì)量點(diǎn)不是中性，而是弱堿性。只能選擇那些在弱堿性區(qū)域內(nèi)變色的指示劑，例如酚酞，變色范圍pH=8.010.0，滴定由無色粉紅色。也可選擇百里酚藍(lán)。圖4-6NaOH溶液滴定不同弱酸溶液的滴定曲線準(zhǔn)確滴定的判據(jù)眼睛來判斷終點(diǎn)，一般也會(huì)有約0.20.3個(gè)pH值單位的不確定性。根據(jù)終點(diǎn)誤差公式，若要使終點(diǎn)誤差2，就要求:10-82.強(qiáng)堿滴定一元弱酸強(qiáng)堿滴定一元弱酸3.多元酸、混酸以及多元堿的滴定多元酸、混酸以及多元堿的滴定多元酸及混酸的滴定首先要有以下預(yù)測：1)根據(jù)10-8判斷各個(gè)質(zhì)子能否被準(zhǔn)確滴定。2)根據(jù)104判斷能否實(shí)現(xiàn)分步滴定。(欲使滴定誤差在欲使滴定誤差在0.1%，則需，則需106）3)由化學(xué)計(jì)量點(diǎn)pH值選擇合適的指示劑。以0.10mol.L-1NaOH溶液滴定同濃度的H3PO4溶液為例。H3PO4在水中分三級解離：H3PO4H+H2PO4-=2.12H2PO4-H+HPO42-=7.21HPO42-H+PO43-=12.32顯然，10-8，所以直接滴定H3PO4只能進(jìn)行到HPO42-。其次，104，104，可以分步滴定。有兩個(gè)較為明顯的滴定突躍。第第一一化化學(xué)學(xué)計(jì)計(jì)量量點(diǎn)點(diǎn)形成NaH2PO4，所以這時(shí)(H2PO4-)=0.994，(HPO42-)=(H3PO4)=0.003，顯然兩步反應(yīng)有所交叉，可選擇甲基橙為指示劑。第第二二化化學(xué)學(xué)計(jì)計(jì)量量點(diǎn)點(diǎn)產(chǎn)生Na2HPO4，(HPO42-)=0.995，反應(yīng)也有所交叉，選擇酚酞（變色點(diǎn)pH9）為指示劑，但最好用百里 酚 酞 指 示 劑（變 色 點(diǎn)pH10）。4多元堿的滴定多元堿的滴定用0.10mol.L-1HCl溶液滴定同濃度Na2CO3溶液，由Na2CO3的，p可知，均滿足準(zhǔn)確滴定的要求，且，基本上能實(shí)現(xiàn)分步滴定。第一個(gè)滴定突躍不太理想，第二個(gè)滴定突躍較為明顯。第一化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)形成NaHCO3，因此=1/2（6.37+10.25）=8.31選用酚酞為指示劑。采用甲酚紅和百里酚藍(lán)混合指示使終點(diǎn)變色明顯。第二化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)：形成H2CO3的飽和溶液（0.040mol.L-1），作一元酸處理，求得pHsp2=3.89。甲基橙為指示劑。滴定過程中生成的H2CO3轉(zhuǎn)化為CO2較慢，易形成CO2的飽和溶液，使溶液酸度增大，終點(diǎn)過早出現(xiàn)。在滴定至終點(diǎn)時(shí)應(yīng)劇烈搖動(dòng)溶液，使CO2盡快逸出。為更準(zhǔn)確地確定終點(diǎn)，最好采用為CO2所飽和并有相同濃度的NaCl和指示劑的溶液為參比。6.6.2酸堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定最常用的標(biāo)準(zhǔn)溶液是0.10 mol.L-1 HCl溶液和NaOH溶液。鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液鹽酸標(biāo)準(zhǔn)溶液HCl標(biāo)準(zhǔn)溶液應(yīng)配成近似于所需濃度，然后進(jìn)行標(biāo)定。常用的基準(zhǔn)物質(zhì)有：無水碳酸鈉無水碳酸鈉和硼砂硼砂。1.采用無無水水碳碳酸酸鈉鈉時(shí)，用甲甲基基橙橙靛靛藍(lán)藍(lán)作指示劑。標(biāo)定的反應(yīng)為：Na2CO32HCl2NaClCO2H2O主要缺點(diǎn)是其摩爾質(zhì)量（106.0g.mol-1）較小，稱量誤差較大。2.采用硼砂硼砂(Na2B4O7.10H2O)時(shí)：B4O725H2O2H3BO32H2BO3優(yōu)優(yōu)點(diǎn)點(diǎn):是摩爾質(zhì)量大(381.4g.mol-1)，稱量誤差小，且穩(wěn)定，易制得純品。缺缺點(diǎn)點(diǎn):易風(fēng)化失去部分結(jié)晶水，需保存在相對濕度為60（糖和食鹽的飽和溶液）的恒濕器中。滴定反應(yīng)為：B4O722H5H2O4H3BO3在化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)，H3BO3濃度為0.10mol.L-1，溶液pH可由下式計(jì)算得到：pH=5.1，可選甲基紅甲基紅作指示劑。氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液氫氧化鈉標(biāo)準(zhǔn)溶液NaOH具有很強(qiáng)的吸濕性，又易吸收空氣中的CO2，不能直接配制標(biāo)準(zhǔn)溶液，標(biāo)定氫氧化鈉溶液的基準(zhǔn)物質(zhì)有草酸草酸、鄰苯二甲酸氫鉀鄰苯二甲酸氫鉀等。草草酸酸(H2C2O4.2H2O)是弱二元酸，其=6.510-2，=6.110-5,V2NaOH+Na2CO3V1V2Na2CO3+NaHCO3解解:本例中，以酚酞為指示劑時(shí)，耗去HCl溶液V1=20.40mL，而用甲基橙為指示劑時(shí)，耗用同濃度HCl溶液V2=48.8620.40=28.46mL。顯然V2V1，可見試樣為Na2CO3+NaHCO3，因此：許多不能滿足直接滴定條件的酸、堿物質(zhì)，如NH4+、ZnO、Al2（SO4）3以及許多有機(jī)物質(zhì)，都可以考慮采用間接法測定。例如NH4+，其p=9.25，是一種很弱的酸，在水溶劑體系中是不能直接滴定的，但可以采用間接法。測定的方法主要有蒸餾法和甲醛法，其中蒸餾法是根據(jù)以下反應(yīng)進(jìn)行的：NH4+(aq)+OH-(aq)NH3(g)+H2O(l)NH3(g)+HCl(aq)NH4+(aq)+Cl-NaOH(aq)+HCl(aq)（剩余）NaCl(aq)+H2O(l)2.間接法間接法一些含氮有機(jī)物質(zhì)（如含蛋白質(zhì)的食品、飼料以及生物堿等），可以通過化學(xué)反應(yīng)將有機(jī)氮轉(zhuǎn)化為NH4+，再依NH4+的蒸餾法進(jìn)行測定，這種方法稱為克氏（Kjeldahl）定氮法。將試樣與濃H2SO4共煮，進(jìn)行消化分解，加入K2SO4以提高沸點(diǎn)，氮在CuSO4催化下成為NH4+：溶液以過量NaOH堿化后，再以蒸餾法測定。例：將2.000g的黃豆用濃H2SO4進(jìn)行消化處理，得到被測試液，然后加入過量的NaOH溶液，將釋放出來的NH3用50.00mL，0.6700mol.L-1HCl溶液吸收，多余的HCl采用甲基橙指示劑，以0.6520mol.L-1 NaOH 30.10mL滴定至終點(diǎn)。計(jì)算黃豆中氮的質(zhì)量分?jǐn)?shù)。解：