用氢氧化钠滴定盐酸的方法测试盐酸的浓度的具体公式和方法是什么？

Answer 1

第三节
酸碱溶液pH计算
酸碱滴定程溶液pH断变化程揭示滴定程溶液pH变化规律本节首先习几类典型酸碱溶液pH计算
、
质条件
根据酸碱反应整平衡体系质转移严格数量关系列等式称质条件
由质条件计算溶液[H+]
例:元弱酸(HA)水溶液写质条件:
[H+]=[A-]+[OH-]
Na2CO3溶液质条件:
[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]=[OH-]
二、
酸碱溶液pH计算
计算几种酸溶液[H+]简式及使用条件:
第四节
缓冲溶液
、缓冲作用:能够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释其自身pH
发显著变化性质称缓冲作用
二、缓冲溶液:具缓冲作用溶液称缓冲溶液
三、缓冲溶液组:由浓度较弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组
四、作用:调节控溶液PH值
五、PH值计算:
[H+]及pH简式(弱酸HA与其共轭碱A-组缓冲溶液)
[H+]=Ka(cHA/cA-)
pH=pKa+1g(cA-/cHA)
六、缓冲范围:缓冲溶液pH缓冲范围
pH=pKa±1
第五节、酸碱指示剂
、酸碱指示剂作用原理
酸碱指示剂般机弱酸或弱碱溶液pH变化指示剂失质由酸式转变碱式或质由碱式转化酸式酸式及碱式具同颜色结构变化引起颜色变化
二、指示剂HIn变色范围
指示剂理论变色点
pH=pKHIn
指示剂理论变色范围
pH=pKHIn±1
三、混合指示剂
混合指示剂两类:
类由两种或两种指示剂混合利用颜色互补作用使指示剂变色范围变窄变色更敏锐利于判断终点减少终点误差提高析准确度
例溴甲酚绿(pKa=4.9)甲基红(pKa=5.2)两者按3∶1混合pH＜5.1溶液呈酒红色pH＞5.1溶液呈绿色且变色非敏锐
另类混合指示剂某种指示剂加入另种惰性染料组
例采用性红与甲基蓝混合配制指示剂配比1∶1混合指示剂pH=7.0呈现蓝紫色其酸色蓝紫色碱色绿色变色敏锐
第六节
元酸碱滴定
滴定曲线作用:
(1)确定滴定终点消耗滴定剂体积;
(2)判断滴定突跃;
(3)确定滴定终点与化计量点差
(4)选择指示剂;
、强碱滴定强酸
例:0.1000
mol/L
NaOH
溶液滴定
20.00
ml
0.1000
mol/L
HCl溶液
a.滴定前加入滴定剂(NaOH)体积
0.00
ml:
0.1000
mol/L
盐酸溶液pH=1
b.滴定加入滴定剂体积
18.00
ml:
[H+]
=
0.1000
??(20.00-18.00)/(20.00+18.00)
=
5.3
??
10-3
mol/L
溶液
pH=2.28
c.加入滴定剂体积
19.98
ml:
(离化计量点差约半滴)
?
[H+]=c??VHCl/V
=0.1000??(20.009.98)/(20.00+19.98)
=5.0??10-5mol/L
溶液pH=4.3
d.化计量点即加入滴定剂体积20.00mL,反应完全
[H+]
=
10-7mol/l,
溶液pH=7
e.化计量点
加入滴定剂体积20.02,量0.02mL(约半滴)
[OH-]
=
nNaOH/V
=0.1000??0.02)/(20.00+20.02)
=5.0??10-5mol/l
pOH=4.3
pH=14-4.3=9.7
滴加体积:0-19.98mL;DpH=3.4
滴加体积:19.98-20.02mL;DpH=5.4
滴定突跃
强碱滴定强酸滴定曲线讨论:
a.
指示剂变色点(滴定终点)与化计量点并
定相同相差超±0.02mL
相误差超±0.1%符合滴定析要求
b.滴定程溶液总体积断增加计算
应注意
二、强碱滴定弱酸
例:0.1000mol/L
NaOH
溶液滴定20.00mL
0.1000mol/L
HAc溶液
绘制滴定曲线,通用简式计算溶液pH值
a.滴定始前元弱酸(用简式计算)
pH=2.87
与强酸相比滴定始点pH抬高
b.
化计量点前
始滴定溶液即变HAc(ca)-NaAc(cb)
缓冲溶液;
按缓冲溶液pH进行计算
加入滴定剂体积
19.98
mL:
ca=
0.02??0.1000/(20.00+19.98)
=5.00??10-5mol/L
cb=19.98??0.1000/(20.00+19.98)
=5.00??10-2
mol
/
L
[H+]=Ka??ca/cb=10-4.74[5.00??10-5/(5.00??10-2)]
=1.82??10-8
溶液
pH=7.74
c.化计量点
HAc共轭碱NaAc(弱碱)浓度:
cb=20.00??0.1000/(20.00+20.00)
=5.00??10-2mol/L
溶液呈碱性需要用pKb进行计算
pKb=14-pKa
=14-4.74=9.26
[OH-]=(cb??Kb)1/2=(5.00??10-2
??10-9.26)1/2
=5.24??10-6mol/L
溶液
pOH=5.28
pH=14-5.28=8.72
d.化计量点
加入滴定剂体积
20.02
mL
[OH-]=(0.1000??0.02)/(20.00+20.02)
=5.0??10-5mol/L
pOH=4.3
pH=14-4.3=9.7
滴加体积:0-19.98mL;DpH=7.74-2.87=4.87
滴加体积:19.98-20.02mL;DpH=9.7-7.7=2
滴定始点pH抬高滴定突跃范围变
弱酸滴定曲线讨论:
(1)滴定前弱酸溶液部电离与强酸相比曲线始点提高;
(2)滴定始溶液pH升高较快由于Ac-产同离效应使HAc更难离解[H+]降低较快;
(3)继续滴加NaOH溶液形缓冲体系曲线变化平缓;
(4)接近化计量点溶液剩余HAc已少pH变化加快
(5)化计量点前产pH突跃与强酸相比突跃变;
(7)甲基橙指示剂能用于弱酸滴定;
(8)随着弱酸pKa变突跃变pKa10-9左右突跃消失;
(9)直接滴定条件:
cKa≥10-8

Answer 2

定义：酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法。
适用：（1）水溶液体系；（2）非水溶液体系。
实质： 酸碱反应。
第一节 酸碱平衡的理论基础
一、 酸碱质子理论
酸碱质子理论认为：凡是能给出质子H+的物质是酸；凡是能接受质子的物质是碱。
当某种酸HA失去质子后形成酸根A-，它自然对质子具有一定的亲和力，故A-是碱。
共轭酸碱对：由于一个质子的转移，HA与A-形成一对能互相转化的酸碱，称为共轭酸碱对。这种关系用下式表示：
如：HA ≒ A－ + H+
质子论的特点：
（1）具有共轭性。
（2）具有相对性。
（3）具有广泛性。
二、溶剂的质子自递反应及其常数
在水溶液中
H2O + H2O ≒ H3O+ + OH –
水的离子积：Kw =[ H3O+].[ OH –]= [ H+].[ OH –]=10-14
�6�1 H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质
�6�1 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递
反应
五、酸碱的强度

二、 酸碱解离平衡
一元共轭酸碱对的Ka和Kb有如下关系：
如醋酸的解离：
HAc（酸1） + H2O （碱2）≒ H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
由上式得：

例:已知NH3的Kb=1.8×10-5，求NH3的共轭酸NH4+的Ka为多少?
解：NH3的共轭酸为NH4+，它与H2O的反应：

第二节 水溶液中酸碱组分不同型体的分布
一、有关概念　　
1、平衡浓度：在弱酸(碱)的平衡体系中，一种物质可能以多种型体存在。各存在形式的浓度称为平衡浓度。
2、分析浓度：各平衡浓度之和称为总浓度或分析浓度。
3、分布分数某一存在形式占总浓度的分数，称为该存在形式的分布分数，用符号δ表示。
二、影响
各存在型体平衡浓度的大小由溶液氢离子浓度所决定，因此每种型体的分布分数也随着溶液氢离子浓度的变化而变化。分布分数δ与溶液pH间的关系曲线称为分布曲线。学习分布曲线，可以帮助我们深入理解酸碱滴定、配位滴定、沉淀反应等过程，并且对于反应条件的选择和控制具有指导意义。现分别对一元弱酸、二元弱酸、三元弱酸分布分数的计算及其分布曲线进行讨论。
三、 一元弱酸的分布
一元酸有两种形体
以乙酸（HAc）为例：
溶液中物质存在形式：HAc；Ac- ，总浓度为 c
设： HAc 的分布系数为δ1 ；
Ac- 的分布系数为δ0 ；
则：δ1 =[HAc]/c =[HAc]/ ([HAc]+[Ac- ] )
= 1/{ 1+（[Ac- ]/[HAc]）}
= 1/{ 1+（Ka/[H+]）} = [H+]/( [H+] + Ka )
δ0 = [Ac-]/c = Ka / ( [H+] + Ka )
由上式，以δ对pH作图：
HAc 分布系数与溶液pH关系曲线的讨论：
1) δ0 + δ1= 1
(2) pH = pKa 时；
δ0 = δ1= 0.5
(3) pH < pKa 时；
HAc（δ1）为主
(4) pH > pKa 时；
Ac- （δ0）为主
四、 二元弱酸的分布
二元酸有三种形体
以草酸（ H2C2O4）为例：
存在形式：H2C2O4 ； HC2O4-； C2O42-；
（δ2） ；（δ1） ；（δ0）；
总浓度 c = [H2C2O4]+[HC2O4- ]+[C2O42-]
δ2 = [H2C2O4] / c
= 1 / { 1+[HC2O4- ]/[H2C2O4]+[C2O42-]/[H2C2O4] }
= 1 / { 1+Ka1/[H+] + Ka1Ka2/[H+]2 }
= [H+]2 /{ [H+]2+[H+]Ka1+Ka1Ka2 }
δ1 = [H+]Ka1 /{ [H+]2+[H+]Ka1+Ka1Ka2 }
δ0 = Ka1Ka2 /{ [H+]2+[H+]Ka1+Ka1Ka2

a.pH<pKa1时， H2C2O4为主
b. pKa1< pH <pKa2时,HC2O4-为主
c. pH>pKa2时， C2O4 2 -为主
d. pH=2.75时,d1最大；d1 =0.938；
d2 =0.028；d3 =0.034

五、三元弱酸的分布
三元酸有四种形体
四种存在形式：H3PO4 ；H2PO4-；HPO42-；PO43-；
分布系数：δ3、δ2、δ1、δ0
（1）三个pKa相差较大，共存 现象不明显；
（2）pH=4.7时，
δ2 =0.994
δ3 =δ1 = 0.003
（3）pH=9.8时，
δ1=0.994
δ0 =δ2 = 0.003

Answer 3

第三节 酸碱溶液pH的计算
酸碱滴定的过程，也就是溶液的pH不断变化的过程。为揭示滴定过程中溶液pH的变化规律，本节首先学习几类典型酸碱溶液pH的计算方法。
一、 质子条件
根据酸碱反应整个平衡体系中质子转移的严格的数量关系列出的等式，称为质子条件。
由质子条件，可以计算溶液的[H+]。
例：在一元弱酸(HA)的水溶液中可写出质子条件如下：
［H+］=［A-］+［OH-］
Na2CO3溶液的质子条件为：
［H+］+［HCO3-］+2［H2CO3］=［OH-］
二、 酸碱溶液pH的计算
计算几种酸溶液[H+]的最简式及使用条件：

第四节 缓冲溶液
一、缓冲作用：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释，其自身pH 不发生显著变化的性质，称为缓冲作用。
二、缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
三、缓冲溶液的组成：由浓度较大地弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成。
四、作用：调节和控溶液的PH值。
五、PH值的计算：
[H+]及pH的最简式(弱酸HA与其共轭碱A-组成的缓冲溶液)
［H+］=Ka(cHA/cA-)
pH=pKa+1g(cA-/cHA)
六、缓冲范围：缓冲溶液pH的缓冲范围为
pH=pKa±1
第五节、酸碱指示剂
一、酸碱指示剂的作用原理
酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱。当溶液的pH变化时，指示剂失去质子由酸式转变为碱式，或得到质子由碱式转化为酸式，它们的酸式及碱式具有不同的颜色。因此，结构上的变化将引起颜色的变化。
二、指示剂HIn的变色范围
　　指示剂的理论变色点 pH=pKHIn
　　指示剂的理论变色范围 pH=pKHIn±1
三、混合指示剂
混合指示剂有两类：
　　一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成，利用颜色的互补作用，使指示剂变色范围变窄，变色更敏锐，有利于判断终点，减少终点误差，提高分析的准确度。
例如，溴甲酚绿(pKa=4.9)和甲基红(pKa=5.2)两者按3∶1混合后，在pH＜5.1的溶液中呈酒红色，而在pH＞5.1的溶液中呈绿色，且变色非常敏锐。
　　另一类混合指示剂是在某种指示剂中加入另一种惰性染料组成。
例如，采用中性红与次甲基蓝混合而配制的指示剂，当配比为1∶1时，混合指示剂在pH=7.0时呈现蓝紫色，其酸色为蓝紫色，碱色为绿色，变色也很敏锐。
第六节 一元酸碱的滴定
滴定曲线的作用：
(1)确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积；
(2)判断滴定突跃大小；
(3)确定滴定终点与化学计量点之差。
(4)选择指示剂；

一、强碱滴定强酸
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl溶液。
a.滴定前，加入滴定剂(NaOH)体积为 0.00 ml时：
0.1000 mol/L 盐酸溶液的pH=1
b.滴定中，加入滴定剂体积为 18.00 ml时：
[H+] = 0.1000 �0�7(20.00-18.00)/(20.00+18.00)
= 5.3 �0�7 10-3 mol/L
溶液 pH=2.28
c.加入滴定剂体积为 19.98 ml时:
(离化学计量点差约半滴) �
[H+]=c�0�7VHCl/V
=0.1000�0�7(20.009.98)/(20.00+19.98)
=5.0�0�710-5mol/L
溶液pH=4.3
d.化学计量点，即加入滴定剂体积为20.00mL,反应完全，
[H+] = 10-7mol/l,
溶液的pH=7
e.化学计量点后
加入滴定剂体积为20.02,过量0.02mL(约半滴)
[OH-] = nNaOH/V
=0.1000�0�70.02)/(20.00+20.02)
=5.0�0�710-5mol/l
pOH=4.3
pH=14-4.3=9.7
滴加体积：0—19.98mL；DpH=3.4
滴加体积：19.98—20.02mL；DpH=5.4 滴定突跃
强碱滴定强酸滴定曲线的讨论：
a. 指示剂变色点（滴定终点）与化学计量点并
不一定相同，但相差不超过±0.02mL，
相对误差不超过±0.1%。符合滴定分析要求。
b.滴定过程中，溶液总体积不断增加，计算
时应注意。

二、强碱滴定弱酸
例：0.1000mol/L NaOH 溶液滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc溶液。
绘制滴定曲线时,通常用最简式来计算溶液的pH值。
a.滴定开始前，一元弱酸(用最简式计算)

pH=2.87
与强酸相比，滴定开始点的pH抬高。
b. 化学计量点前
开始滴定后，溶液即变为HAc(ca)-NaAc(cb) 缓冲溶液;
按缓冲溶液的pH进行计算。
加入滴定剂体积 19.98 mL时：
ca= 0.02�0�70.1000/(20.00+19.98)
=5.00�0�710-5mol/L
cb=19.98�0�70.1000/(20.00+19.98)
=5.00�0�710-2 mol / L
[H+]=Ka�0�7ca/cb=10-4.74[5.00�0�710-5/(5.00�0�710-2)]
=1.82�0�710-8
溶液 pH=7.74
c.化学计量点
生成HAc的共轭碱NaAc（弱碱），浓度为：
cb=20.00�0�70.1000/(20.00+20.00)
=5.00�0�710-2mol/L
此时溶液呈碱性，需要用pKb进行计算
pKb=14-pKa =14-4.74=9.26
[OH-]=（cb�0�7Kb)1/2=(5.00�0�710-2 �0�710-9.26)1/2
=5.24�0�710-6mol/L
溶液 pOH=5.28
pH=14-5.28=8.72
d.化学计量点后
加入滴定剂体积 20.02 mL
[OH-]=(0.1000�0�70.02)/(20.00+20.02)
=5.0�0�710-5mol/L
pOH=4.3
pH=14-4.3=9.7
滴加体积：0—19.98mL；DpH=7.74-2.87=4.87
滴加体积：19.98—20.02mL；DpH=9.7-7.7=2
滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。
弱酸滴定曲线的讨论：
（1）滴定前，弱酸在溶液中部分电离，与强酸相比，曲线开始点提高；
（2）滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于中和生成的Ac-产生同离子效应，使HAc更难离解，[H+]降低较快；
（3）继续滴加NaOH，溶液形成缓冲体系，曲线变化平缓；
（4）接近化学计量点时，溶液中剩余的HAc已很少，pH变化加快。
（5）化学计量点前后产生pH突跃，与强酸相比，突跃变小；
（7）甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定；
（8）随着弱酸pKa变小，突跃变小，pKa在10-9左右突跃消失;
（9）直接滴定条件： cKa≥10-8

Answer 4

多元酸的滴定
一、多元酸的滴定
　　与滴定一元弱酸相类似，多元弱酸能被准确滴定至某一级，也决定于酸的浓度与酸的某级解离常数之乘积，当满足cKai＞10-8时，就能够被准确滴定至那一级
NaOH溶液滴定H3PO4溶液的滴定曲线
二、多元碱的滴定
　　多元碱的滴定和多元酸的滴定相类似。前述有关多元酸滴定的结论，也适用于多元碱的滴定。当Kb1/Kb2＞104时，可以分步滴定；当cKbi＞10-8时，则多元碱能够被滴定至i级。
Na2CO3基准物质标定HCl溶液的浓度
酸标准溶液的配制和标定
一、 酸标准溶液的配制和标定
　　在滴定分析法中常用盐酸、硫酸溶液为滴定剂(标准溶液)，尤其是盐酸溶液，因其价格低廉，易于得到，稀盐酸溶液无氧化还原性质，酸性强且稳定，因此用得较多。但市售盐酸中HCl含量不稳定，且常含有杂质，应采用间接法配制，再用基准物质标定，确定其准确浓度。常用无水Na2CO3或硼砂(Na2B4O7�6�110H2O)等基准物质进行标定。
1.无水Na2CO3
　　此物质易吸收空气中的水分，故使用前应在180～200℃下干燥2～3h。也可用NaHCO3在270～300℃下干燥1h，经烘干发生分解，转化为Na2CO3，然后放在干燥器中保存。

标定反应：

设欲标定的盐酸浓度约为0.1 mol�6�1L-1，欲使消耗盐酸体积20～30 mL，根据滴定反应可算出称取Na2CO3的质量应为0.11～0.16 g。滴定时可采用甲基橙为指示剂，溶液由黄色变为橙色即为终点。
2.硼砂Na2B4O7�6�110H2O
　　此物质不易吸水，但易失水，因而要求保存在相对湿度为40%～60%的环境中，以确保其所含的结晶水数量与计算时所用的化学式相符。实验室常采用在干燥器底部装入食盐和蔗糖的饱和水溶液的方法，使相对湿度维持在60%。
硼砂Na2B4O7�6�110H2O标定盐酸
除上述两种基准物质外，还有KHCO3、酒石酸氢钾等基准物质用于标定盐酸溶液。
二、 碱标准溶液的配制和标定
　　氢氧化钠是最常用的碱溶液。固体氢氧化钠具有很强的吸湿性，易吸收CO2和水分，生成少量Na2CO3，且含少量的硅酸盐、硫酸盐和氯化物等，因而不能直接配制成标准溶液，只能用间接法配制，再以基准物质标定其浓度。常用邻苯二甲酸氢钾基准物质标定。
　　邻苯二甲酸氢钾的分子式为C8H4O4HK，其结构式为:

摩尔质量为204.2 g�6�1mol-1，属有机弱酸盐，在水溶液中呈酸性，因cKa2＞10-8，故可用NaOH溶液滴定。滴定的产物是邻苯二甲酸钾钠，它在水溶液中能接受质子，显示碱的性质。
邻苯二甲酸氢钾标定氢氧化钠
设邻苯二甲酸氢钾溶液开始时浓度为0.10 mol�6�1L-1，到达化学计量点时，体积增加一倍，邻苯二甲酸钾钠的浓度c=0.050 mol�6�1L-1。化学计量点时pH应按下式计算：

此时溶液呈碱性，可选用酚酞或百里酚蓝为指示剂。
　　除邻苯二甲酸氢钾外，还有草酸、苯甲酸、硫酸肼(N2H4�6�1H2SO4)等基准物质用于标定NaOH溶液。
酸碱滴定法的应用
酸碱滴定法可用来测定各种酸、碱以及能够与酸碱起作用的物质，还可以用间接的方法测定一些既非酸又非碱的物质，也可用于非水溶液。因此，酸碱滴定法的应用非常广泛。在我国的国家标准(GB)和有关的部颁标准中，许多试样如化学试剂、化工产品、食品添加剂、水样、石油产品等，凡涉及到酸度、碱度项目的，多数都采用简便易行的酸碱滴定法。
下面举几个常见的例子加以说明。
一、 食用醋中总酸度的测定
　　HOAc是一种重要的农产加工品，又是合成有机农药的一种重要原料。而食醋中的主要成分是HOAc，也有少量其它弱酸，如乳酸等。

测定时，将食醋用不含CO2的蒸馏水适当稀释后，用标准NaOH溶液滴定。中和后产物为NaOAc，化学计量点时pH=8.7左右，应选用酚酞为指示剂，滴定至呈现红色即为终点。
　　由所消耗的标准溶液的体积及浓度计算总酸度。
二、 工业纯碱中总碱度的测定
　　工业纯碱的主要化学成分是Na2CO3，也含有Na2SO4、NaOH、NaCl、NaHCO3等杂质，所以对于工业纯碱常测定其总碱度。
　　试样水溶液用盐酸标准溶液滴定，中和后产物为H2CO3，化学计量点的pH≈3.9，选用甲基橙为指示剂，滴定至溶液由黄色转变为橙色即为终点。总碱度常以wNa CO 、wNa O表示。
三、 混合碱的分析
　　工业品烧碱(NaOH)中常含有Na2CO3，纯碱Na2CO3中也常含有NaHCO3，这两种工业品都称为混合碱。对于混合碱的分析叙述如下。
1.NaOH+Na2CO3的测定
盐酸标定NaOH Na2CO3
采用双指示剂法测定。称取试样质量为m(单位g)，溶解于水，用HCl标准溶液滴定，先用酚酞为指示剂，滴定至溶液由红色变为无色则到达第一化学计量点。此时NaOH全部被中和，而Na2CO3被中和一半，所消耗HCl的体积记为V1。然后加入甲基橙，继续用HCl标准溶液滴定，使溶液由黄色恰变为橙色，到达第二化学计量点。

溶液中NaHCO3被完全中和，所消耗的HCl量记为V2。因Na2CO3被中和先生成NaHCO3，继续用HCl滴定使NaHCO3又转化为H2CO3，二者所需HCl量相等，故V1-V2为中和NaOH所消耗HCl的体积，2V2为滴定Na2CO3所需HCl的体积。分析结果计算公式为：

2.Na2CO3+NaHCO3的测定
　　工业纯碱中常含有NaHCO3，此二组分的测定可参照上述NaOH+Na2CO3的测定方法。但应注意，此时滴定Na2CO3所消耗的HCl体积为2V1，而滴定NaHCO3所消耗的HCl体积为V2-V1。分析结果计算式为：

四、 铵盐中含氮量的测定
　　肥料或土壤试样中常需要测定氮的含量，如硫酸铵化肥中含氮量的测定。由于铵盐(NH4+)作为酸，它的Ka值为

不能直接用碱标准溶液滴定，而需采取间接的测定方法，主要有下列两种。
五、 硼酸的测定
　　硼酸是极弱的酸(Ka=5.8×10-10)，故不能用NaOH直接滴定。但如在硼酸中加入甘油或甘露醇等多元醇，可与硼酸形成稳定的配合物，从而增强硼酸在水溶液中的酸性，使弱酸强化。其反应式如下：

生成的酸Ka=5.5×10-5，故可用强碱NaOH标准溶液滴定。化学计量点pH在9左右，可选用酚酞或百里酚酞作为指示剂。
为了使反应进行完全，需加入过量的甘露醇或甘油。本法常用于硼镁砂中硼含量的测定。但硼镁矿中常伴随有铁、铝等杂质，易水解出相应的酸或碱，对测定有影响，应采取措施消除其干扰，如用离子交换树脂分离，然后进行测定。
六、 硅酸盐中SiO2的测定
　　矿石、岩石、水泥、玻璃、陶瓷等都是硅酸盐，可用重量法测定其中SiO2的含量，准确度较高，但十分费时。目前生产上的控制分析常常采用氟硅酸钾容量法，它是一种酸碱滴定法，简便、快速，只要操作规范细心，也可以得到比较准确的结果。
试样用KOH熔融，使之转化为可溶性硅酸盐K2SiO3，并在钾盐存在下与HF作用(或在强酸性溶液中加KF)，形成微溶的氟硅酸钾K2SiF6,反应式如下：

由于沉淀的溶解度较大，利用同离子效应，常加入固体KCl以降低其溶解度。将沉淀物过滤，用KCl-乙醇溶液洗涤沉淀，然后将沉淀转入原烧杯中，加入KCl-乙醇溶液，以NaOH中和游离酸(酚酞指示剂呈现淡红色)。加入沸水，使沉淀物水解释放出HF：

HF的Ka=3.5×10-4，可用NaOH标准溶液直接滴定释放出来的HF，由所消耗的NaOH溶液的体积间接计算出SiO2的含量。注意SiO2与NaOH的计量关系是1∶4。
　　由于HF腐蚀玻璃容器，且对人体健康有害，操作必须在塑料容器中进行，在整个分析过程中应特别注意安全。
七、 酯类的测定
　　常用的酯类的分析方法是在酯类试样中定量加入过量的NaOH，共热1～2h，使酯类与强碱发生皂化反应，转化成有机酸的共轭碱和醇，例如：

剩余的碱用酸标准溶液回滴，以酚酞为指示剂，滴定至溶液由红色变为无色，即为终点。如酯类试样难溶于水，可采用NaOH—乙醇标准溶液使之皂化。