E=Eb＋0.059 pH
常见的玻璃电极适用的pH值范围是1~9，这种电极特别是当钠离子存在条件下，对高pH较敏感，为此仪器制造商已经开发出了适用于所有pH值范围(0~14)的现代玻璃电极，并且该玻璃电极的测量误差很小，在25℃下pH的测量误差<；0.01。
4.2.2.5复合电极
如今许多食品分析实验室都使用复合电极，把pH玻璃电极和参比电极组合在一起的电极就是pH复合电极。根据外壳材料的不同分塑壳和玻璃两种。相对于两个电极而言，复合电极最大的好处就是使用方便。pH复合电极主要由电极球泡、玻璃支持杆、内参比电极、内参比溶液、外壳、外参比电极、外参比溶液、液接界、电极帽、电极导线、插口等组成。复合电极的大小及外形多种多样，应有尽有，从非常小的微型电极到平面型的电极，从全玻璃的到塑料的电极，从裸露的到带保护的以防止玻璃破损的电极。微型电极常被用于测定非常小的体系的pH。如细胞或显微镜片上的溶液；平面型的电极能用于测定半固体和高黏度的物质，如肉类、奶酪、琼脂板和体积低于10 μL的体系的pH。
4.2.2.6pH计的使用指南
pH计的正确操作和保养非常重要，应当遵从生产厂家的使用指导。为了达到最高精密度，pH计可用两种标准溶液校正(双点校汇)，选择两种pH值间隔为3的缓冲剂，使待测样品的pH处于这两个pH之间，实验室中广泛使用的三种标准缓冲溶液为：pH=4.03，pH=6.86和pH=9.18(25℃)。pH计在使用的时候分为安装、校正、测量三个步骤。
(1)安装：
①电源的电压与频率必须符合仪器铭牌上所指明的数据，同时必须接地良好，否则在测量时可能指针不稳。
②仪器配有玻璃电极和甘汞电极。将玻璃电极的胶木帽夹在电极夹的小夹子上。将甘汞电极的金属帽夹在电极夹的大夹子上。可利用电极夹上的支头螺丝调节两个电极的高度。
③玻璃电极在初次使用前，必须在蒸馏水中浸泡24 h以上。平常不用时也应浸泡在蒸馏水中。
④甘汞电极在初次使用前，应浸泡在饱和氯化钾溶液内，不要与玻璃电极同泡在蒸馏水中。不使用时也浸泡在饱和氯化钾溶液中或用橡胶帽套住甘汞电极的下端毛细孔。
(2)校整：
①将“pH-mv”开关拨到pH位置。
②打开电源开头指示灯亮，预热30 min。
③取下放蒸馏水的小烧杯，并用滤纸轻轻吸去玻璃电极上的多余水珠。在小烧杯内倒入选择好的，已知pH值的标准缓冲溶液，将电极浸入。注意使玻璃电极端部小球和甘汞电极的毛细孔浸在溶液中。轻轻摇动小烧杯使电极所接触的溶液均匀。
④根据标准缓冲液的pH值，将量程开关拧到0~7或7~14处。
⑤调节控温钮，使旋钮指示的温度与室温同。
⑥调节零点，使指针指在pH=7处。
⑦轻轻按下或稍许转动读数开关使开关卡住。调节定位旋钮，使指针恰好指在标准缓冲液的pH数值处。放开读数开关，重复操作，直至数值稳定为止。
⑧校整后，切勿再旋动定位旋钮，否则需重新校整。取下标准液小烧杯，用蒸馏水冲洗电极。
(3)测量：
①将电极上多余的水珠吸干或用被测溶液冲洗2次，然后将电极浸入被测溶液中，并轻轻转动或摇动小烧杯，使溶液均匀接触电极。
②被测溶液的温度应与标准缓冲溶液的温度相同。
③校整零位，按下读数开关，指针所指的数值即是待测液的pH值。若在量程pH值在0~7范围内测量时指针读数超过刻度，则应将量程开关置于pH值在7~14处再测量。
④测量完毕，放开读数开关后，指针必须指在pH值在7处，否则重新调整。
⑤关闭电源，冲洗电极，并按照前述方法浸泡。
(4)酸度计使用注意事项：
①防止仪器与潮湿气体接触。潮气的浸入会降低仪器的绝缘性，使其灵敏度、精确度、稳定性都降低。
②小球的玻璃膜极薄，容易破损。切忌与硬物接触。
③玻璃电极的玻璃膜不要沾上油污，如不慎沾有油污可先用四氯化碳或乙醚冲洗，再用酒精冲洗，最后用蒸馏水洗净。
④甘汞电极的氯化钾溶液中不允许有气泡存在，其中有极少结晶，以保持饱和状态。如结晶过多，毛细孔堵塞，最好重新灌入新的饱和氯化钾溶液。
⑤如酸度计指针抖动严重，应更换玻璃电极。
4.3可滴定酸度
4.3.1基本原理
酸碱滴定的终点可用pH来判断，它可用pH计直接测得，但更为普遍的是使用指示剂。在一些情况下，滴定中pH的变化方式会导致一些小问题的产生，酸理论的背景知识有助于充分理解滴定原理并解决可能发生的问题。
4.3.1.1缓冲体系
尽管pH值能设定在1~14的范围内，而实际上pH计是很难测得pH=1以下的值，这是由于氢离子在高浓度酸存在的条件下解离不完全造成的。在0.1 mol/L时，强酸被认为完全解离因此在强酸滴定强碱时会出现充分解离，在滴定过程中，pH等于剩余酸的氢离子浓度的负对数。
所有食品的有机酸为弱酸， 最多只能从分子中解离出3％的氢离子， 在滴定中随着游离氢离子的减少， 新的氢离子从其他未解离的分子中解离出来， 这种趋势减缓了溶液pH的突变， 溶液减缓pH变化的性质称为缓冲作用， 缓冲现象存在于含弱酸及其盐的食品中。由于缓冲作用， 在滴定弱酸时pH滴定曲线比滴定强酸更为复杂， 这种关系可用亨德森-哈塞尔巴尔赫（Henderson-Hasselbalch）方程式来预测：
pH=pKa+lg［A-］［HA］
［HA］表示未离解酸的浓度。［A-］表示其盐浓度，被看作共轭碱，共轭碱等于共轭酸［H3O+］的浓度。pKa表示在未离解酸与共轭碱处于等量时的pH，方程式表明pH=pKa时将出现最大缓冲能力。图4-3表示用0.1 mol/L醋酸时的pH变化。
二元和三元酸分别有两个或三个缓冲区。如果多元酸存在三个或更多的pKa，那么Henderson-Hasselbalch方程能预测每一步离解的平台。然而，在两个区间的过渡地区，由于存在从非离解状态转化生成的质子和共轭碱而变得复杂，而且Henderson-Hasselbalch方程在两个pKa之间的。等当点附近也不成立。但在等电点处的pH易于计算，即pH等于(pKa1+pKa2)/2，表4-4列出了在食品分析中部分重要酸的pKa。
4.3.1.2电位测定
在滴定等当点时，酸克当量数与碱克当量数相等，所有的酸都被中和。当接近等当点，Henderson-Hasselbalch方程式中的分母［HA］慢慢变小，商［A-］/［HA］变高，结果溶液pH迅速升高，最终接近滴定终点。确切的等当点实际为pH发生突跃范围的中间值。使用pH计确定滴定终点，称为电位滴定法。电位滴定决定等当点的优势是精确度高。
由于滴定终点的pH变化非常快，pH计无法得到其真实而精确的终点pH，为了确定等电点，必须仔细记录pH滴定值的变化。这一点加上pH计探头的物理因素的限制以及某些电极的缓慢响应使电位滴定方法在一定程度上显得有些麻烦。
4.3.1.3指示剂
在常规测定中，可简便地使用指示剂指示近似终点，这个近似点应稍微超过等电点。当使用指示剂时，用指示终点或终点颜色来代替等电点，需要强调的是该测定值是近似值，它取决于所用的指示剂。酚酞指示剂是食品分析中最常用的指示剂，其变色范围是pH=8.0到pH=9.6，通常在pH=8.2时变色明显，这是酚酞指示的终点。常用酸碱指示剂如表4-5所示。
表4-4的pKa显示存在于食品中的天然的有机酸在酚酞的变色范围没有缓冲作用；然而，磷酸(常在软饮料中作为酸味剂)和碳酸(溶于水中的CO2)在此pH时却具有缓冲作用。因此，对于许多酸而言，从真正的等电点到实际的滴定终点还需要较大的过量滴定，从不真实的终点滴定得到的是夸大的测定结果；因此滴定这些酸时，通常首选电位分析，先煮沸样品以去除CO2的干扰，然后用酚酞作指示剂滴定剩余的酸。深色样品会出现终点难以确定的问题，当有色溶液干扰终点观察时，通常使用电位分析。对于常规分析，pH相对于滴定值是不会改变的，样品只能被滴定到pH=8.2(酚酞终点)。甚至对于电位分析方法，由于也只能对应于酚肽的终点，因此实际测得的是反应终点，而不是真正的等电点。pH=7作为电位分析终点应比pH=8.2更加准确。毕竟这个pH值标志着在pH值刻度中的真实中性。然而，一旦所有的酸被滴定至中性，而共轭碱还存在于溶液中，结果导致等电点时的pH略大于pH=7，而如果将pH=7定为有色溶液的终点，而无色溶液的终点又变为pH=8.2，就会容易发生混淆。
指示剂溶液的浓度很少超过0.1 g/mL、所有的指示剂都是弱酸或弱碱，在其变色的区域有一定的缓冲作用，如使用过量，会在分析时破坏样品的酸碱体系从而干扰滴定。指示剂溶液应尽量使用可满足分辨颜色的最小需求量即可，在使用两或三种混合指示剂时尤其要注意这一点。所用指示剂的浓度越低，滴定终点就越明显。