8 第四章酸碱滴定(本)2009
第四章 酸碱滴定法
Ka1
HA
-
A
2-
+ H
+
Ka2
质子条件：[H+]=[HA-]+2[A2-]+[OH-]
7
计算[H+]的精确式：
K [ H A ] 2 K [ HA ] Kw a1 2 a2 [H ] [H ] [H ] [H ]
[H ] [H 2 A]K a1 (1
2K a 2 [H ]
11
计算[H+]的近似式和最简式
（1）Ka2与Kb2均较小，可忽略HA-的离解和水解
[HA ] C
[H ]
K a1 ( K a2 C K w ) K a1 C
（2）CKa2≥20Kw，可忽略水的离解
[H ]
K a1 K a2 C K a1 C
12
（3）CKa2≥20Kw ，且C≥20Ka1 ，
32
1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCl,⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 0.1mol/Ll NaOH→0.1 mol/L HCl,⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基 橙（差） 0.01mol/L NaOH→0.01 mol/L HCl ,⊿pH=5.3～8.7 甲基橙（3.1~4.4）**3.45 选择甲基红，酚酞（差） 甲基红（4.4~6.2）**5.1 酚酞（8.0~10.0）**9.1
Kt=Ka/Kw Kt=Kb/Kw
B + H+
HB+
（一）强碱滴定弱酸 （二）强酸滴定弱碱
35
（一）强碱滴定弱酸
NaOH（0.1000mol/L）→HAc（0.1000mol/L , 20.00ml） OH- + HAc HAc的 pKa=4.76 1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 4．弱酸被准确滴定的判别式
第四章 酸碱滴定法 (分析化学人民卫生出版社第8版)
1、强酸（Ca ）
HA H2O
H++AH + + OH -
[H+]=[A-]+[OH-]
[A-]=Ca
[H+]=Ca+Kw/[H+]
精确式
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
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当Ca ≥ 20[OH-]，忽略水的解离
[H+] ≈Ca
近似式
pH＝-lg [H+]=-lgCa
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
理论变色范围 pH=2.4～4.4
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 35/125页 -
常用酸碱指示剂(P46)
人对不同颜色的敏感程度不同，红色易辨别，实际变色 范围与理论变色范围稍有区别。
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 36/125页 -
注意 ： 1、酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=7左右 ，
例：计算0.10 mol/L的邻苯二甲酸氢钾溶液的 pH。 解：查表得邻苯二甲酸的pKa1=2.94， pKa2=5.43
cKa2 ≥ 20Kw c≥ 20Ka1
1 mol/L的邻苯二甲酸氢钾溶液的 pH？
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 22/125页 -
例：分别计算0.05 mol/L的NaH2PO4和3.33×10-2 mol/L的 Na2HPO4溶液的pH。
溶液的颜色随溶液pH的变化而变化，当pH=pKHIn 时 ， [In-]=[HIn]，这一点的pH称为理论变色点，溶液显酸 式色和碱式色的混合色。
《 第四章 酸碱滴定法 1 》
- 33/125页 -
由于人眼对颜色的辨别能力有限，在一点上不容易观察出，必须有一
分析化学 第四章_酸碱滴定法一 图文
H2CO3 H HCO3 H CO32
H3O H H2O H OH
质子条件式为：
H 2CO 3 H 3O
C
O
2 3
O
H
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第四章 酸碱滴定法
14
• 方法要点：
• 1.从酸碱平衡体系中选取质子参考水准（又称 零水准），它们是溶液中大量存在并参与质子 转移反应的物质。
方法。 • 理论基础： • 酸碱平衡理论及酸碱质子理论。 • 优点： • 方法简单、快速，应用广泛。 • 应用： • 一般酸、碱以及能与酸、碱直接或间接发生质子
转移反应的物质。
分析化学
第四章 酸碱滴定法
2
酸碱质子理论
• 能给出质子的是酸，能接受质子的是碱，酸和 碱是相互依存和相互转化的。酸碱不是彼此独立 的，而是统一在 对质子的关系上。
9
酸碱质子理论的基本要点：
• 1. 能给出质子的是酸，能接受质子的是碱； • 2. 统一在对质子的关系上，共轭酸碱对之间具有
相互依存、相互转换的关系； • 3. 酸或碱的离解常数是物质酸或碱性强弱的定量
指标； • 4. 物质的酸碱性不仅与此物质的本质有关，还与
溶剂的性质有关； • 5. 在溶液中，质子不能单独存及其理论基础 • 第一节 酸碱溶液中氢离子浓度的计算 • 第二节 酸碱指示剂 • 第三节 酸碱滴定法的基本原理 • 第四节 滴定终点误差 • 第五节 非水溶液中的酸碱滴定法
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第四章 酸碱滴定法
1
• 酸碱滴定法的定义： • 酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的滴定分析
分析化学
第四章 酸碱滴定法
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• （二）电荷平衡
第四章 酸碱滴定法答案
（2）同上，因为HAc的Ka=1.7×10-5，cKa＞108，所以可用NaOH滴定；而硼酸H3BO3的实际形式为HBO2∙H2O，Ka=5.4×10-10，cKa＜108，故不能用NaOH标准溶液直接滴定。
3、计算下列溶液pH
①0.10mol/LNaH2PO4；②0.05mol/L醋酸＋0.05mol/L醋酸钠；③0.1mol/L醋酸钠；④0.10mol/LNH4CN；⑤0.10mol/LH3BO3；⑥0.05mol/LNH4NO3
第4章酸碱滴定法
1、NaOH标准溶液吸收了空气中的CO2，当用于滴定（1）强酸（2）弱酸时，对滴定的准确度各有何影响？
答：（1）滴定强酸时：
若用甲基橙：CO32-→ H2CO3，消耗2molH+，无影响。
若用酚酞：碱性变色，CO32-→ HCO3-，消耗1molH+，结果偏高。
（2）滴定弱酸时：计量点pH＞7，只能用酚酞，结果偏高。
2、为什么用盐酸可滴定硼砂而不能直接滴定醋酸钠？又为什么用氢氧化钠可滴定醋酸而不能直接滴定硼酸？
解：（1）Na2B4O7∙10H2O可看成是H3BO3和NaH2BO3按1：1组成的，则
B4O72-+5H2O=2H2BO3-+2H3BO3
H2BO3-的 ，由于cKb＞108，
故可用HCl标准溶液滴定。
⑤0.10mol/L H3BO3，一元弱酸溶液，用最简公式计算
⑥0.05mol/L NH4NO3，一元弱酸溶液，用最简公式计算
4、已知水的离子积常数Ks=10-14，乙醇的离子积常数Ks=10-19.1，求：
(1)纯水的pH和乙醇的pC2H5OH2。
第四章酸碱滴定法
第四章酸碱滴定法第四章酸碱滴定法酸碱滴定法（acid－base titrations）是以⽔溶液中的质⼦转移反应为基础的滴定分析⽅法。
⼀般酸、碱以及能与酸碱直接或间接发⽣质⼦反应的物质，⼏乎都可以⽤酸碱滴定法测定。
因此，酸碱滴定法是分析化学的基础内容之⼀。
这个⽅法的关键问题是计量点的确定。
因为酸碱反应通常不发⽣外观的变化，在滴定中需选⽤适当的指⽰剂，利⽤它的变⾊作为到达计量点的标志。
因为不同的指⽰剂的变⾊有其不同的pH，⽽不同类型的酸碱反应的计量点时pH⼜不相同，为了正确地确定计量点，就需要选择⼀个刚好能在计量点时变⾊的指⽰剂。
要解决这个问题，必须了解滴定过程中溶液pH的变化情况。
因此，在学习酸碱滴定时，不仅要了解指⽰剂的变⾊原理和变⾊范围，同时也要了解滴定过程中溶液pH的变化规律和指⽰剂的选择原则，以便能正确地选择合适的指⽰剂，获得准确的分析结果。
基于上述原因，我们先讨论酸碱溶液平衡的基本原理，然后再介绍酸碱滴定中的理论及应⽤。
第⼀节⽔溶液中的酸碱平衡⼀、酸碱的质⼦理论根据质⼦理论，凡能给出质⼦（H+）的物质是酸，能接收质⼦的物质是碱。
酸碱关系可⽤下式表⽰：酸HA与碱A-处于⼀种相互依存的关系中，即：HA失去质⼦转化为它的共轭碱A-，A-得到质⼦后，转化为它的共轭酸HA，则HA与A-被称为共轭酸碱对。
如：由上述酸碱的半反应可知：酸碱可以是中性分⼦，也可以是阳离⼦或阴离⼦，酸碱是相对的。
⼜如：离⼦（H2PO4-）在H3PO4－H2PO4-共轭体系中为碱，⽽在H2PO4-－HPO42-共轭体系中为酸。
同⼀物质在某些场合是酸，⽽在另⼀场合是碱，其原因是共存物质彼此间给出质⼦能⼒相对强弱不同。
因此同⼀物质在不同的环境（介质或溶剂）中，常会引起其酸碱性的改变。
既能给出质⼦⼜能接受质⼦的物质称为两性物质。
酸碱质⼦理论认为，酸碱反应的实质是质⼦转移。
例如HAc在⽔中离解，溶剂⽔就起着碱的作⽤，否则HAc⽆法实现其在⽔中的离解，即质⼦转移是在两个共轭酸碱对间进⾏。
第四章酸碱滴定法
第二节 酸碱指示剂
一、指示剂的变色原理
1. 指示剂： a．弱的有机酸（碱）； b．酸式体和碱式体颜色不同→指示终点 c．溶液pH变化→指示剂结构改变→指示终点变化
HIn
酸式体
H + + In -
碱式体
2. 常用指示剂的变色原理
二、指示剂的变色范围及其影响因素
1.变色范围 HIn
② 突跃范围：突跃所在的浓度（pH）范围。
③影响突越大小因素 Ca（Cb）越大，突越越大； 对滴定误差的要求。
④ 指示剂的选择原则
凡是变色范围部分或全部落在滴定突跃 范围内的指示剂都可用来指示终点。
4.强酸滴定强碱 形状类似强碱滴定强酸，pH变化相反
二、一元弱酸（碱）的滴定
1.滴定常数
HA + OH-
定义：加入少量酸碱，溶液pH值无显著变化的溶液。 组成：共轭碱（酸）、或浓度较大的强酸（碱）
例: Ca mol/mL HA与Cb mol/mL NaA水溶液
质量: 电荷:
[HA] + [A-] = Ca + Cb [Na+] = Cb [Na+] + [H+]= [A-] + [OH-]
将(2)式带入(3)式，得质子条件式： [A-] = Cb + [H+] - [OH-] (1)
第四章 酸碱滴定法
分析化学教研室
概述
酸碱滴定法： 以酸碱反应(质子转移反应)为基础的定量 分析法。
本章主要内容：
• 各类酸碱溶液的pH值计算方法 • 酸碱滴定曲线和指示剂的选择 • 酸碱滴定及滴定终点误差
酸碱质子理论：
酸——溶液中凡能给出质子的物质
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
第四章酸碱滴定法
解：
NH
4
NH3 H
Ka
Kw Kb
1014 1.8105
cKa 20Kw 但
5.61010 C 500 Ka
[H ] Kac Kw 5.61010 104 1014 2.6107
pH=6.58
例：求0.1mol/L NaCN溶液的pH值。
H2PO4Ka2
HPO42Ka3
H2PO4 - + H+ Kb3
HPO42- + H+ Kb2
PO43- + H+ Kb1
讨论：
多元酸碱在水中逐级离解，强度逐级递减
Ka1 Ka2 Ka3 Kb1 Kb2 Kb3
形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数 Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3 Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 KW 1.01014
例 .计算0.10mol/LNa2CO3 溶液的pH值 解：已知 H2CO3 的 Ka1 4.2 107 Ka2 5.6 1011
因为
Kb1
Kw Ka2
1.8104
Kb2
Kw K a1
2.4 108
所以 可按一元碱处理 ， 又
cKb1 ≥ 20Kw
C 500 Kb1
质子条件式 *
化学平衡关系 [H+]的精确表达式
近似处理 近似式
进一步近似处理
最简式
（一） 强酸(碱)溶液[H+]的计算 → 强酸溶液
质子条件式: 代入平衡关系式
[H+] = [A-] + [OH-]
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第四章酸碱滴定法Acid－base Titration 非水滴定法的基本原理一、溶剂的分类(重点)二、溶剂的性质(重点)三、溶剂的选择2看看书，想一想？1.何谓非水滴定法？何谓非水溶剂？2.非水溶剂分为哪几类？常用的有哪些？3.非水溶剂的性质有哪些？4.均化效应和区分效应分别指什么？5.选择溶剂要考虑哪些要求？第五节非水溶液中的酸碱滴定法•问题的提出：C K<10-8 ；混合强酸（如何区分）；溶解度小；突跃小?重点：溶剂的分类；均化效应和区分效应3一、非水酸碱滴定法基本原理非水滴定法（nonaqueous titration）ä在非水溶剂中进行的滴定分析方法。
ä有机溶剂和不含水的无机溶剂意义：（1）增大有机化合物的溶解度；（2）在水中进行不完全的反应能够进行完全。
45优点一般的：准确、快速、无需特殊设备用途：药典、常规分析；药物分析中最广泛应用：酸碱、氧化还原、配位、沉淀滴定；（一）溶剂的分类根据酸碱质子理论，溶剂分为：质子溶剂（protonic solvent ）：能给出质子或接受质子的溶剂特点：溶剂分子间有质子转移无质子溶剂（aprotic solvent ）：分子中无转移性质子的溶剂6质子溶剂（protonic solvent ）根据给出和接受质子的能力大小，分三类1.酸性溶剂（acid solvent ）给出质子能力强的溶剂"弱碱性物质2.碱性溶剂（basic solvent ）接受质子能力强的溶剂"弱酸性物质3.两性溶剂（ampototeric solvent ），又称中性溶剂。
既易接受，又易给出质子的溶剂"不太弱的酸、碱性物质无质子溶剂（aprotic solvent）1.偶极亲质子溶剂分子中无转移性质子，有较弱的接受质子倾向和程度不同的成氢键能力。
"弱酸性或某些混合物质2.惰性溶剂分子不参与酸碱反应，也无成氢键能力。
"常与质子溶剂混合，改善试样的溶解性能，增大滴定突跃7: 乙二胺、液氨、乙醇胺: 甲/乙醇、异丙醇、乙二醇: 冰醋酸、甲/乙/丙酸质子溶剂: 酰胺类、酮类、乙腈、二甲亚砜；吡啶、二甲基甲酰胺等性溶剂: 苯、氯仿、二氧六环、甲基异丁酮89（二）溶剂的性质1. 溶剂的离解性除惰性溶剂外，非水溶剂有离解，存在平衡：固有酸常数（给出质子的能力）固有碱常数（接受质子的能力）SH D H ＋+S －SH + H ＋D SH 2＋10溶剂自身离解甚微，[ SH]可视为定值，Ks ——溶剂的自身离解常数，或离子积。
Ø质子自递反应溶剂自身质子转移反应SH+SH D SH 2++S －（溶剂合质子＋溶剂阴离子）质11溶剂的离解性SH -H H ++S -酸性+H SH 2+碱性Ø质子自递反应SH+SH=SH 2++S-质子自身离解常数例：水K s=[H3O+][OH-] =Kw=1x10-14乙醇2C2H5OH D C2H5OH2++C2H5O-K s=[C2H5OH2+][C2H5O-]=7.9x10-2012例：用0.1000mol/L的NaOH标准溶液滴定20.00mL浓度为0.1000mol/L的HCl，计算滴定过程中pH的变化，绘制滴定曲线四个阶段：滴定前、sp前、sp、sp后①滴定前：[H+]=CHClpH=1.00②sp前：[H+]=CHCl剩余=(CV)HCl余/V总pH=4.30[H+]=0.1000×0.02/(19.98+20.00)=1.0×10-4.30mol/L ③sp：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol/L pH=7.00④sp后：[OH-]=CNaOH过量=(CV)NaOH过/V总pH=9.70[OH-]=0.1000×0.02/(20.02+20.00)=10-4.30mol/L例：用0.1000mol/L的C2H5O Na标准溶液滴定20.00mL浓度为0.1000mol/L的HCl，计算滴定过程中pH的变化，绘制滴定曲线④sp后：[OH-]=CNaOH过量=(CV)NaOH过/V总[OH-]=0.1000×0.02/(20.02+20.00)=10-4.30mol/LpC2H5O＝4.30 pH=19.1－4.30＝14.8①滴定前：[H+]=CHCl pH=1.00②sp前：[H+]=CHCl剩余=(CV)HCl余/V总[H+]=0.1000×0.02/(19.98+20.00)=1.0×10-4.30mol/LpH*=pC2H5OH2= 4.30③sp：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol/L pH=7.0015Ks 对滴定突跃的影响例：水，NaOH "HClpH ：4.30～9.70K s=[H 3O +][OH -]=Kw =1x10Kw=14乙醇Ks=[C 2H5OH 2+][C 2H 5O -]=7.9x10-20p K s=19.1C 2H 5OH 2+相当于H 3O +；C 2H 5O -相当于OH-C 2H 5ONa 相当于NaOH "HClpH ：4.30～14.816溶剂自身离解常数p K s 越大，滴定突跃范围越大；原来在水中不能滴定的酸碱，在乙醇中可能被滴定。
2. 溶剂酸碱性对酸碱滴定的影响如，弱碱B在水中CKb <10-8, 在水中不能被HClO4滴定，由于质子反应不完全：B+ HAc¦BH+＋Ac －更换溶剂为HAc:HClO4溶于HAc:HClO4+ HAc¦H2Ac＋＋ClO4－滴定时：H2Ac＋＋Ac －¦2 HAc 整个滴定反应完全：B+ HClO4 ¦BH+＋ClO4－17183. 溶剂的极性（介电常数）溶剂极性与介电常数ε有关：极性强的溶剂ε大。
根据库仑定律，溶剂中两个相反电荷的离子间静电吸引力f 与溶剂的介电常数ε成反比。
2f r e e ⋅=−+εe ＋、e －——正负电荷；r ——两电荷中心距离。
介电常数溶剂的介电常数ε越大，离解所需能量小，离解越容易，有利于增加酸碱的强度•例：HClO4+H2O=H3O++ ClO4-HCl+H2O=H3O++Cl-•例：HClO4+HAc=H2Ac++ClO4-K＝1.3X10－5HCl+HAc=H2Ac++Cl-K＝2.8X10－9KHClO4>KHCl4. 均化效应与区分效应1920均化效应与区分效应•在水中，都是强酸，全部离解，均化效应(leveling effect)：各种强度不同的酸都被均化到H 3O ＋的强度水平，结果酸强度都相等的效应。
均化性溶剂：具有均化效应的溶剂。
•在醋酸中，部分离解，•区分效应(differentiating effect)：酸不能被均化到同一强度，区分酸、碱强弱的效应。
区分性溶剂(differentiating solvent) ：区分效应溶剂。
21•例：HClO 4+H 2O=H 3O ++ ClO 4-HCl+H 2O=H 3O ++Cl-均化(拉平)效应:在水中(由于水的碱性较强,)所有比H 3O +更强的酸都被均化到H 3O +的水平；均化性溶剂•例：HClO 4+HAc=H 2Ac ++ClO 4-K ＝1.3X10－5HCl+HAc=H 2Ac ++Cl-K ＝2.8X10－9K HClO4>K HCl•区分效应:只有比H 3O +更弱的酸才能区分强弱；区分性溶剂醋酸的区分区利用均化效应•滴定曲线•利用溶剂的均化效应，可以测定多元、混合酸碱的总量•滴定弱碱/酸，选用酸/碱性溶剂；•例：测定吡啶，溶剂：冰乙酸；滴定剂：HClO的冰4乙酸溶液23利用区分效应•利用溶剂的区分效应，•滴定曲线可以分别（分步）测定混合酸（碱）中各组分的分量•溶剂的酸（碱）性越弱，K s越小，其区分区越大。
•例：测定从苯酚到HClO的五种酸，4溶剂：甲基异丁酮；滴定剂：氢氧化四丁胺电位法测终点24水——盐酸和醋酸区分性溶剂；碱性：液氨>水，——盐酸和醋酸均化性溶剂酸性溶剂是碱的均化性溶剂，是酸的区分性溶剂。
碱性溶剂是酸的均化性溶剂，是碱的区分性溶剂。
均化效应——测酸、碱的总量；区分效应——测混合酸、碱中各组分的量。
25（三）溶剂的选择首先选择溶剂的酸碱性：对滴定反应是否完全，终点是否明显起决定性作用。
如，滴定弱酸（HA），溶剂酸性越弱越好，常用碱性溶剂或偶极亲质子溶剂滴定弱碱（B），溶剂碱性越弱越好，常用酸性溶剂或惰性溶剂26第四章酸碱滴定法Acid－base Titration 非水滴定法的应用一、滴定碱二、滴定酸1.滴定碱选用何种溶剂？常用标准溶液有哪些？常用指示剂有哪些？有哪些应用范围？2.滴定酸选用何种溶剂？常用标准溶液有哪些？常用指示剂有哪些？有哪些应用范围？2829二非水溶液中酸和碱的滴定（一）碱的滴定（1）溶剂滴定弱碱？——酸性溶剂。
增加弱碱的强度，滴定突跃明显。
常用：冰醋酸注意：含水分H 2O 处理: 加醋酐(CH 3CO)2O+H 2O"2CH 3COOH（2）标准溶液标准溶液：高氯酸的冰醋酸溶液理由：高氯酸在冰醋酸中较强酸性；大多有机碱的高氯酸盐易溶于有机溶剂，对滴定有利注意：含水分70.0％～72.0％处理: 加醋酐(CH3CO)2O+H2O"2CH3COOH30（3）指示剂结晶紫（crystal violet）适用：冰醋酸为滴定介质，高氯酸为滴定剂滴定碱原理：氮原子键合多个质子，表现为多元碱，酸度：小……"大32（4）应用有碱性基团的化合物：胺类、氨基酸类、含氮杂环化合物、某些有机碱的盐及弱酸盐等标准溶液：高氯酸应用：药典中1.有机弱碱2.有机酸的碱金属盐3.有机碱的氢卤酸盐4.有机酸盐331.有机弱碱K b >10-10，’在冰醋酸中高氯酸标定胺类生物碱类K b<10-12，如：咖啡因（K b =4.0x10-14)’在冰醋酸-醋酐中，醋酐用量大，滴定范围变大。
342.有机酸的碱金属盐有机酸——酸性弱共轭碱——碱性强’在冰醋酸中高氯酸标定只要生成的酸比醋酸合质子酸性弱，反应即可进行。
例：邻苯二甲酸氢钾、水杨酸钠、醋酸钠、乳酸钠、枸橼酸钠/钾353.有机碱的氢卤酸盐大多有机碱难溶于水，不稳定，常与酸成盐后药用有机碱的氢卤酸盐:盐酸麻黄碱、氢溴酸东莨菪碱通式：B ·HX滴定：氢卤酸盐（酸性强）+醋酸汞冰醋酸（过量）’卤化汞+醋酸盐结晶紫ã高氯酸4.有机碱的有机酸盐有机碱的有机酸盐:氯苯那敏、重酒石酸去甲肾上腺素、枸橼酸喷托维林通式：B·HA滴定：冰醋酸或冰醋酸-醋酐’有机碱的有机酸盐（碱性强）结晶紫ã高氯酸冰醋酸36（二）酸的滴定（1）溶剂酸性物质pKa〉8，不能用氢氧化钠滴定，——用碱性比水强溶剂。