2013执业药师药物分析复习资料：酸碱滴定法
酸碱滴定法课件
汇报人：某某某 汇报时间：2023.X.X
内容提要：
1. 酸碱溶液平衡原理（质子理 论，分布系数，pH值的计算） 2. 酸碱指示剂 3. 滴定曲线 4. 滴定终点误差 5. 非水溶液中的酸碱滴定
第一节 概述
酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析 方法，应用十分广泛, 其特点是： 1、反应速度快； 2、反应过程简单，副反应少； 3、可从酸碱平衡关系估计反应进行的程度； 4、滴定过程中[H+]发生改变，有多种指示剂
实际运用时，精确式极少使用， 最简式用得最多
（三）、多元酸碱溶液的pH 计算
浓度 Ca mol/L 的二元弱酸H2A 质子参考水准：H2A, H2O
质子条件式：[H+] = [HA-] + 2[A2-] + [OH-]
[H+] = H2A离解H+ + HA-离解H+ + 水离解H+ 第一级离解 第二级离解
横坐标：溶液的pH值 纵坐标：酸碱的分布系数δn
1、一元弱酸溶液
例 HAc液
δ0
δ1
pH值 主要存在型体
pH＜pKa HAc
pH＞pKa Ac-
pH≈pKa HAc和Ac-共存
pH=pKa [HAc]=[Ac-]
δ0=δ1
以上结论可推广到 任何一元弱酸（碱）。δn
例: HF酸 pKa=3.17 pH＜3.17 HF型体为主 pH ＞3.17 F-型体为主
pH=2.76 δ1=0.942 δ0 =0.026 δ2 =0.032
即三种型体同时存在
3、三元弱酸 例 H3PO4
δ0 δ1 δ2 δ3
pH值 主要存在型体
pH＜pKa1 pKa1＜pH＜pKa2 pKa2＜pH＜pKa3
酸碱滴定法—溶液酸碱性及缓冲溶液(化学分析课件)
任务二：
溶液酸碱性及缓冲溶液
专业大类：生物与化工
知识点1 溶液的酸碱性和pH 知识点2 缓冲溶液
项目二：酸碱滴定法 任务二：溶液酸碱性及缓冲溶液
知识点1：溶液的酸碱性和pH
知识点1 溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性
H+ OH-
H+ OH-
OH- H+
[H+]>[OH-]
酸性溶液
HAc
c酸-x
H+ + Ac-
x
c盐+x
近
c酸 - x ≈ c酸
似
c盐 + x ≈ c盐
知识点2 缓冲溶液
2、缓冲溶液pH的计算
Ka
[H ][Ac ] [HAc]
xc盐 c酸
[H ] K a
c酸 c盐
弱酸-弱酸盐
pH
pK a
lg c酸 c盐
弱碱-弱碱盐
pOH
pK b
lg
c碱 c盐
知识点2 缓冲溶液
当外加适量酸时，溶液中的Ac-瞬间即与外加 H+结合成HAc，平衡左移； 当外加适量碱时，溶液中未解离的HAc就继续 解离以补充H+的消耗，平衡右移。
稀释溶液，[H+]和[Ac-]降低，平衡右移， HAc的解离度升高，生成的H+抵消稀释造 成的[H+]的减少。
知识点2 缓冲溶液
2、缓冲溶液pH的计算
知识点2 缓冲溶液
向纯水中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化； 而向HAc-NaAc混合液中加入少 量酸或碱，溶液的pH值几乎不变？
[HAc]
0.10L 0.20mol • L1 0.05L 0.20mol • L1 0.15L
第八部分酸碱滴定法
[H+
]
=
[HA] [A- ]
Ka
-0.1%:pH=pKa+3
19.98 20.00 20.02
99.9 HA+A100.0 A100.1 A-+OH-
7.76 8.73 9.70
9.70 9.85 10.00
[OH- ] = Kbc(A- )
20.04 100.2 A-+OH- 10.00 10.13 [OH- ] = c(NaOH) +[HA]
1.310-3 100% 1.3% 0.1
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3. 多元弱酸碱
（1）多元弱酸：设多元酸的浓度为c
c（H +）
cKa1 （Ka1
Ka
，且c/K
2
a1＞400）
（2）多元弱碱：设多元弱碱的浓度为c
c（O H -） cKb1 （Kb1 Kb2，且c/Kb1＞400）
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4. 两性物质 NaHA c（H +） Ka1Ka2
多元酸分步滴定
两级Ka比值≥ 104
多元碱分步滴定
两级Kb比值≥ 104
混合酸分别滴定 （C1Ka1）/（C2ka2） ≥ 104
27
§8.3 酸碱滴定法的应用
8.3.1 酸碱标准溶液的配制与标定
碱标准溶液: NaOH
配制: 以饱和的NaOH(约19 mol·L-1), 用除去CO2 的去离子水稀释.
H2SO4(18 mol·L-1)稀释.
标定:
1. Na2CO3, 270-300℃烘1hr, MO or MR+溴甲酚绿(△);
2. 硼砂(Na2B4O7·10H2O NaH2BO3+2H3BO3), 60%相对湿度保存, 防失水. pHep=5.1, MR.
酸碱滴定分析PPT演示课件
6
例如: NH3在水中的平衡 NH3(碱1)+H+ NH4+(酸1) H2O(酸2) H++OH-(碱2)
三种酸的强度顺序是：HCl ＞HAc＞ NH4+
11
以下各类型的质子转移，均可看作是酸碱反应
酸的离解：如 HAc+H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1
碱的离解：如NH3+H2O OH-+NH4+
碱1 酸2 碱2 酸1
酸碱中和：如 HCl+NH3 NH4++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
盐的水解：如 NaAc+H2O NaOH+HAc
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当两种颜色的浓度之比是10倍或10倍以上 时，我们肉眼只能看到浓度较大的那种颜色。
若
In HIn
≥10时，pH=pKHIn＋1 ，显In-颜色
若
In HIn
≤1/10时， pH=pKHIn-1 ，显HIn颜色
指示剂的变色范围为：
pH=pKHIn±1
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3 影响指示剂变色范围的因素
指示剂用量: 宜少不宜多，对单色指示剂影响较大
Ka
H A c HAc
其共轭碱Ac- 的离解
Ac- +H2O＝ HAc+OH-
K
b
HAc OH
Ac
分析化学酸碱滴定法幻灯片PPT
K3a2.21013
由Ka值可知，酸的强度H3PO4>>H2PO4->>HPO42-。酸的Ka愈大，
其共轭碱的Kb则愈小，故磷酸各级共轭碱的强度顺序为：
PO43- >> HPO42- >> H2PO4-
P43 O H 2 O H4 P 2 O OH
K1bK Ka3w4.5102
H4 P H O 20H 2P4 O OH K2bK Ka2w1.6107
分析化学酸碱滴定法幻灯片PPT
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第四章 酸碱滴定法
➢ 什么是酸碱滴定法？ ➢ 利用酸碱反应进行滴定的一种分析方法，又叫中
和滴定法。 ➢ 酸碱滴定法的应用: ➢ 测定酸、碱、酸式盐、碱式盐、酸碱度等等。
酸碱反应的特点：
➢ 一般非常快速，能够满足滴定分析的要求； ➢ 酸碱反应的完全程度同酸碱的强度以及浓度等因素
定的。如用理论计算，必须校正离子强度的影响。常用标 准溶液来校正仪器。
四、 酸碱溶液的酸碱度的计算
(一)强酸(强碱)溶液
强酸(强碱)在溶液中全部离解，一般情况下的计算比 较简单。
例如,浓度为 c HCl 的盐酸溶液有以下离解:
HClH Cl
H2OH OH
体系中，得质子产物为H+，失质子产物为Cl-和OH-。
H 2P4 O H 2O H 3P4O OH
K3bK K1aw1.31012
• 对n元酸来说Ka与Kb的关系.
• Ka1·Kbn= Ka2 ·Kb(n-1) = Ka3 ·Kb(n-2) = Kw
• 如 H3PO4, Ka1 ·Kb3 = Ka2 ·Kb2=Ka3 ·Kb1＝Kw
分析化学复习课件 第三章 酸碱滴定法
滴定分析对化学反应的要求
a.反应定量完成，反应必须具有确定的化 学计量关系，即反应按一定的反应方程式 进行。 b.反应速率快 c.有比较简便的方法确定反应终点
满足以上条件可进行直接滴定。
3.2.2 按滴定方式分类
(1)直接滴定 例: 强酸滴定强碱。
(2)返滴定法 例：配位滴定法测定铝。
由VHCl用量分析得混合碱组成为Na2CO3和NaOH
ωNa2CO3
cHClV2
10-3 MNa2CO3 m试样
100%
64.84%
ωNaOH
=
cHCl (V2
-V1 )×10-3 m试 样
M NaOH
×100%
=
24.55%
2、酸碱溶液[H+]的计算
酸碱溶液[H+]的计算总结
质子条件
酸碱平衡关系
[H+]的精确表达式 近似处理
[H+]的近似计算式和最简式
综合考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
NaOH溶液滴定 不同酸溶液的滴定曲线
随着弱酸Ka变小， 突跃变小，Ka在10-9 左右突跃消失；
一元弱酸（碱) 直接滴定的条 件：
2. cKa1≥10-9、cKa2＜10-9 ， Ka1/Ka2≥104 第一级离解的H+可分步滴定,形成一个pH突跃。 3. cKa1≥10-9、cKa2≥10-9 ， Ka1/Ka2＜104 不能分步滴定，形成一个pH突跃（突跃由第 二级离解的H+决定）。
4. cKa1≥10-9，cKa2＜10-9， Ka1/Ka2＜104， 二元酸不能被滴定。
14 pH
12
10
酚酞
8
6
酸碱滴定PPT课件
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Σi种正离子的电荷浓度=Σj种负离子的电荷浓度
如Na2CO3溶液
Na2CO3 =2Na+ + CO32CO32- + H2O ⇌ HCO3- + OHHCO3- + H2O ⇌ H2CO3 + OHH2O ⇌ H+＋OH则碳酸钠溶液的电荷平衡方程为：
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的，利用酸 碱平衡原理，通过滴定操作来定量地测定物质含 量的方法。它是滴定分析中重要的方法之一。
酸碱反应的特点：反应速度快，副反应极少， 反应进行的程度可用平衡常数估计，确定反应计 量终点的方法简便，有多种酸碱指示剂可供选择。
1
第一节 酸碱质子理论
重点 1、理解共轭酸碱对的概念； 2、掌握共轭酸和共轭碱两者酸碱性强弱的关系； 3、掌握酸碱反应平衡常数的表达。
平衡浓度：指平衡状态时，在溶液中存在的每个 型体的浓度，用符号[ ]表示。单位通常也用物质的 量浓度。
如HAc溶液的分析浓度为cHAc，醋酸在溶液中解
离，存在一个解离平衡： HAc ⇌ H+ ＋ Ac-
14
这时溶液中存在HAc和Ac-两种型体，它们的浓度 分别为[HAc]、[Ac-]。
醋酸的分析浓度与醋酸分子的平衡浓度是 否相等？
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法
(三)电荷平衡(CBE) 电荷平衡是当反应处于平衡状态时，溶液中正电 荷的总浓度必定等于负电荷的总浓度。也就是说溶 液总是呈电中性的。这一等衡关系就称为电荷平衡 ，其数学表达式即为电荷平衡方程。 任何一个离子的电荷浓度在数值上用该离子的平 衡浓度与其电荷数的绝对值之积来表示。即：
第五章酸碱滴定法
第五章酸碱滴定法第五章酸碱滴定法Acid-Base Titration基本内容及重点要求掌握酸碱质子理论的基本内容、酸碱离解常数；了解酸碱平衡中有关组分浓度及各种酸碱溶液pH值的计算；掌握酸碱滴定曲线（包括滴定终点、突跃范围）的计算方法、滴定终点酸碱指示剂的选择；掌握各种酸碱溶液准确滴定的条件；掌握酸碱滴定法的典型应用。
本章提纲§5-1 酸碱质子理论§5-2 水溶液中弱酸(碱)各型体的分布§5-3 酸碱溶液中氢离子浓度的计算§5-4 酸碱缓冲溶液§5-5 酸碱指示剂§5-6 弱酸(碱)和一元弱酸(碱)的滴定§5-7 多元酸碱的滴定§5-8 酸碱滴定法的应用§5-1 酸碱质子理论一、基本概念质子酸碱理论：酸:能给出质子(H+)的物质碱:能够接受质子的物质共轭酸碱对一种碱B接受质子后其生成物(HB+)便成为酸；同理，一种酸给出质子后剩余的部分便成为碱。
酸与碱的这种关系可表示如下：B + H+＝HB+(base) (acid)共轭酸碱对：酸与碱是彼此是不可分的，而是处于一种相互依存的关系，即HB+与B是共轭的，HB+是B的共轭酸，B是HB+的共轭碱，HB+—B称为共轭酸碱对.二、酸碱反应的平衡常数酸碱反应进行的程度可以用相应平衡常数大小来衡量。
如弱酸弱碱在水溶液中的反应为：HA + H2O = H3O+ + AA- + H2O = HA + OH-反应的平衡常数(活度常数）分别为：§5-2 水溶液中弱酸（碱）各型体分布一、处理水溶液中酸碱平衡的方法（一）分析浓度与平衡浓度分析浓度: 指在一定体积(或质量)的溶液中所含溶质的量，亦称总浓度或物质的量浓度。
通常以摩尔／升(mol·L-1或mol·dm-3)为单位，用c表示。
平衡浓度: 指平衡状态时，在溶液中存在的每种型体的浓度，用符号[ ]表示,其单位同上。
酸碱滴定法
pOH = 4.3
⇒ pH= 9.7
• ⊿pH •
•
•
滴定开始，强酸缓冲区， 滴定开始，强酸缓冲区， pH变化小 pH变化小 随滴定进行 ，HCl↓ ， pH变化渐 pH变化渐↑ 变化渐↑ SP前后 SP前后0.1%， ⊿pH ↑↑ ， 前后0.1%， 酸→碱 ⊿pH=5.4 继续滴NaOH， 继续滴NaOH，强碱缓 冲区，pH变化小 冲区，pH变化小
例：10 mL 0.20 mol/L HCl与10mL 0.5 与 mol/L HCOONa和2.0×10-5mol/L Na2C2O4溶 和 × 液混合，计算溶液中[C 液混合，计算溶液中 2O42-]。(已知 。 已知 HCOOH pKa=3.77, H2C2O4 pKa1= 1.25, pKa2= 4.29) (3.2×10-6mol/L) ×
酸碱溶液中氢离子浓度的计算
一、一元酸（碱）溶液的氢阳离子浓度计算 一元酸（ 溶液的氢阳离子浓度计算 的氢阳离子浓度 1．强酸（HA ） 强酸（ PBE:Q [H+ ] =[A- ]+[OH- ]
Q [ + ] = Ca +[ Ｈ =C ＯＨ − ] Q [H ] = Ca + KW /[H ]
（1）精确式 ）
B:
当 Ca ⋅ Ka ≥ 20KW （忽略水的离解） 忽略水的离解）
Ka [H ] = Ca ⋅ + [H ] + Ka
+
⇒[H ] = Ka Ca −[H ]
2
+
(
+
)
⇒[H+ ] =
− Ka + Ka + 4Ca ⋅ Ka
2
2
近似式
酸碱滴定在药物分析中的应用
酸碱滴定在药物分析中的应用酸碱滴定法的应用是药物分析中的一种常见的分析方法，相信很多朋友对此很感兴趣，为了帮助大家了解，小编为大家整理出如下相关内容：酸碱滴定法在药品检验中的应用十分广泛。
常用的滴定方式有直接滴定法、间接滴定法等。
1.直接滴定法C.Ka≥10-8的酸都可用碱滴定液滴定；C.Kb≥10-8的碱都可用酸滴定液滴定。
如阿司匹林原料药的医|学教育网搜集整理含量测定方法。
2.间接滴定法若药物难溶于水或有其他原因不宜采用直接滴定法时，可采用间接法测定。
间接滴定法有剩余滴定法、置换滴定法等。
如阿司匹林片的含量测定。
应用例1用酸碱滴定法测硼酸软膏中硼酸的含量方法原理：取供试品适量，加甘露醇与新沸过的冷水，置水浴上加热，搅拌使硼酸溶解，放冷至室温，加酚酞指示液，用氢氧化钠滴定液（0.1mol/L）滴定至显粉红色。
每1mL氢氧化钠滴定液（0.5mol/L）相当于6.183mg的H3BO3，计算，即得。
试剂：1.水（新沸放置至室温）2.甘露醇3. 氢氧化钠滴定液（0.5mol/L）4.酚酞指示液5.基准邻苯二甲酸氢钾试样制备： 1.氢氧化钠滴定液（0.5mol/L）配制：取氢氧化钠适量，加水振摇使溶解成饱和溶液，冷却后，置聚乙烯塑料瓶中，静置数日，澄清后备用。
取澄清的氢氧化钠饱和溶液28mL，加新沸过的冷水使成1000mL，摇匀。
标定：取在105℃干燥至恒重的基准邻苯二甲酸氢钾约3g，精密称定，加新沸过的冷水50mL，振摇，使其尽量溶解，加酚酞指示液2滴，用本液滴定，在接近终点时，应使邻苯二甲酸氢钾完全溶解，滴定至溶液显粉红色。
每1mL氢氧化钠滴定液（0.5mol/L）相当于102.1mg的邻苯二甲酸氢钾。
根据本液的消耗量与邻苯二甲酸氢钾的取用量，算出本液的浓度。
贮藏：置聚乙烯塑料瓶中，密封保存；塞中有2孔，孔内各插入玻璃管1支，1管与钠石灰管相连，1管供吸出本液使用。
2.酞指示液取酚酞1g，加乙醇100mL使溶解。
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一、基本原理 1.强酸强碱的滴定滴定突跃：在计量点附近突变的pH值范围指示剂的选择：变色范围全部或部分落在滴定突跃范围内的指示剂都可以用来指示终点。
滴定突跃范围大小与浓度有关。
2.强碱滴定弱酸突跃范围小，计量点在碱性范围内，不能选酸性范围内变色的指示剂，只能选择酚酞或百里酚酞以C*Ka>10-8为判断能否准确滴定的界限
3.强酸滴定弱碱与强碱滴定弱酸相似，但计量点在酸性范围内，指示剂只能选择甲基橙或溴甲酚绿等。
C*Kb>10-8才能准确滴定
4.多元酸的滴定是否能被滴定以C*Kan≥10-8为准能否分步滴定决定于Kan/Kan+1≥104
二、酸碱指示剂酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，其变色与溶液pH值有关指示剂变色范围pH=pKin±1
三、滴定液的配制和标定 1.盐酸滴定液①用盐酸稀释配制，用基准无水碳酸钠标定。
②基准物需干燥③滴定近终点需煮沸
2.硫酸滴定液：与盐酸滴定液相似
3.氢氧化钠①澄清氢氧化钠饱和溶液配制②基准邻苯二甲酸氢钾标定③新沸冷水溶解、稀释。