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酸碱滴定法 acid-base titration

中药专业. 酸碱滴定法 acid-base titration. 执教：梁琨. 重点、要点. 1 、掌握 [H + ] 的计算和酸碱度的计算 2 、掌握化学计量点及滴定突跃的计算，并能正确选择指示剂 3 、判别能否准确、分步滴定 4 、掌握分析结果的计算. 酸碱滴定的应用和特点. 以酸碱反应为基础. 简单、方便 其他滴定法的基础 药物分析应用普遍（生物碱、有机酸等）. 理论基础. 1 、阿伦尼乌斯电离理论 1887 年， S.Arrhenius: 凡是在水溶液中电离产生 H + 的化合物 —— 酸 凡是在水溶液中电离产生 OH - 的化合物 —— 碱.

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Presentation Transcript

  1. 中药专业 酸碱滴定法 acid-base titration 执教：梁琨

  2. 重点、要点 1、掌握[H+] 的计算和酸碱度的计算 2、掌握化学计量点及滴定突跃的计算，并能正确选择指示剂 3、判别能否准确、分步滴定 4、掌握分析结果的计算

  3. 酸碱滴定的应用和特点 以酸碱反应为基础 简单、方便 其他滴定法的基础 药物分析应用普遍（生物碱、有机酸等）

  4. 理论基础 1、阿伦尼乌斯电离理论 1887年，S.Arrhenius: 凡是在水溶液中电离产生H+的化合物——酸 凡是在水溶液中电离产生OH-的化合物——碱

  5. 2、酸碱质子理论 1923年，J.N.Bronsted T.M.Lowry: 定义：给出质子——酸 HAcH++Ac- 接受质子——碱 Ac-+ H+  HAc 通式：HB = H+ + B- 酸 质子 碱 共轭酸碱对概念 例：区分下列物质是酸还是碱？并指出共轭酸碱对 HAc H2CO3 H3PO4 NaAc NaHCO3 NaCO3 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 H2O

  6. 酸碱反应的实质 酸碱共轭体系不能单独存在 HAc(酸1)H++Ac-(碱1) H++H2O(碱2)  H3O+(酸2) HAc(酸1)+ H2O(碱2)  H3O+(酸2) +Ac-(碱1) 实质:质子转移HAc H2O HAc H++Ac-

  7. 水的质子自递作用及平衡常数 水的两性作用,一个水分子可以从另一个水分子中夺取质子 H2O(酸1) +H2O(碱2)  H3O+(酸2) +OH-(碱1) 仅在溶剂分子之间发生的 质子传递作用,称为溶剂的质子自递作用 KW= [H+] [OH-] =10-14(25°C)

  8. 例如: NH3在水中的平衡 NH3(碱1)+H+NH4+(酸1) H2O(酸2) H++OH-(碱2) NH3 + H2O  NH4++OH-

  9. 酸碱反应平衡常数与酸碱强度 酸碱强度与什么因素有关？ （1）与该酸碱本身给出或接受质子的能力强弱 （2）与溶剂接受质子的能力 HCl在水中 强酸 冰醋酸 弱酸 NH3在水中 弱碱 冰醋酸 强碱

  10. 在共轭酸碱对中，酸性越强，其共轭碱的碱性越弱在共轭酸碱对中，酸性越强，其共轭碱的碱性越弱 HCI+H2O＝H3O++CI- HAc+ H2O ＝ H3O++Ac- 其共轭碱Ac- 的离解 Ac- +H2O＝ HAc+OH- pKa+pKb=pKw

  11. 酸的强度与其共轭碱的强度是反比关系。酸愈强（pKa愈小），其共轭碱愈弱（ pKb愈大 ），反之亦然。

  12. HAc+H2O H3O++Ac- Ka=1.75×10-5 NH4+ +H2O H3O+ +NH3 Ka=5.5×10-10 HCl + H2O H3O+ +Cl- Ka=1.55×106 三种酸的强度顺序是：HCl ＞HAc＞ NH4+

  13. 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 碱1酸2碱2酸1

  14. 酸碱指示剂 （1）指示剂的变色原理 酸碱指标剂(acid-base indicator)：酸碱滴定中用于指示滴定终点的试剂称为酸碱指标剂。 常用的酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，这些弱酸或弱碱与其共轭碱或酸具有不同的颜色。现以酚酞和甲基橙为例。

  15. 酚酞：有机弱酸Pka=9.1 羟式 醌式

  16. 甲基橙：有机弱碱 偶氮式 醌式

  17. 现以HIn代表弱酸指示剂，其离解平衡表示如下：现以HIn代表弱酸指示剂，其离解平衡表示如下： HIn H+ + In- 酸式色 碱式色 以InOH代表弱碱指示剂，其离解平衡表示如下： InOH OH- + In+ 碱式色 酸式色

  18. (2)指示剂的变色范围 现以HIn弱酸指示剂为例说明指示剂的变色与溶液 中pH值之间的数量关系。 弱酸指示剂在溶液中离解平衡表示如下： HIn H+ + In- 平衡时可得：

  19. 可改写为： 对一定指示剂在一定温度下Khin是一个常数。因此，在一定的pH条件下，溶液有一定的颜色，当pH改变时，溶液的颜色就相应地发生改变。

  20. 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。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 ≥10时，pH=pKHIn＋1 ，显In-颜色 若 ≤1/10时， pH=pKHIn-1 ，显HIn颜色 指示剂的变色范围为： pH=pKHIn±1

  21. 影响指示剂变色范围的因素 ① 温度： KHIn 甲基橙：18℃：3.1-4.4 100℃：2.5-3.7 T↑一般向酸性区移动 一般滴定室温 若△：标定－测定条件同

  22. ② 电解质影响 ③ 溶剂 极性 甲基橙：水：Pka=3.4 甲醇：Pka=3.8 ④ 指示剂用量 敏锐性

  23. ⑤ 滴定程序：浅→深 甲基橙：黄→红 酸滴碱 酚 酞： 无→红 碱滴酸

  24. 混合指示剂 缩小变色范围，变色敏锐 1. 指示剂+惰性染料（背景） 甲基橙色 甲基橙+靛蓝色 PH≥4.4 黄 绿 PH＝4.1 橙 浅灰 PH≤3.1 红 紫

  25. 2. 二种以上指示剂混合，使变色点更符合计量点 溴甲酚绿-甲基红: PH<3.8: 黄 + 红→ 酒红（橙） PH＝5.1：接近无色 PH>6.2：蓝 + 黄→ 绿

  26. 酸碱溶液酸碱度的计算 ① 强酸（碱）溶液 C mol/L HCl [H+]=[OH-]+[Cl-]= CHCl > 10-6 mol/l → [H+] = CHCl

  27. ② 弱酸（碱）溶液 a. 一元弱酸（碱） [H+]=[OH-]+[A-]=

  28. ca/ka<500, ca ka ≥20kw ca/ka≥500, caka ≥20kw

  29. b. 多元弱酸（碱） Ka1 >>Ka2即 cka1>>100ka2 近似式 最简式

  30. C. 两性物质溶液：NaHA 若cka2≥20kw 若cka2≥20kw c/ka1 ≥20

  31. d. 缓冲溶液：HA－NaA ca cb

  32. 酸碱滴定的基本原理 酸碱滴定曲线： 以滴定过程中酸（或碱）标准溶液的加入量为横坐标，溶液的pH为纵坐标，称为酸碱滴定曲线（acid－base titration curve）

  33. 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； 滴定曲线的计算。

  34. 水溶液中的酸碱滴定 PH （1）强酸强碱滴定 0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL0.1000mol/L HCl 滴定前：

  35. 滴定至计量点前： 滴入NaOH 19.98mL 计量点：

  36. 计量点后： 滴入NaOH 20.02mL 滴定曲线

  37. 滴定突跃 选指示剂

  38. 影响滴定突跃范围大小：

  39. （2）一元弱酸碱滴定 0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL0.1000mol/L HAc 滴定前：

  40. 计量点前: HAC-NaAC缓冲系 滴入NaOH 19.98mL

  41. 计量点： NaAC

  42. 计量点后： 滴入NaOH 20.02mL

  43. 酸浓度一定，Ka↑突跃范围↑ Ka一定，酸浓度↑突跃范围↑

  44. 1 Ka=10-5 2 Ka=10-7 3 Ka=10-9

  45. 多元酸碱滴定 0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL0.1000mol/L H3PO4

  46. 第一计量点：H2PO4- 第二计量点：HPO42-

  47. 判断多元酸有几个突跃， 能否准确分步滴定： a. Cka≥10-8 →判断某H+能否被滴定 b. →判断相邻两H+能否分步滴定

  48. 滴定终点误差 • 滴定误差(titration error)：sp与ep不同造成的 • 这是一种系统误差，它不包括滴定过程中所引起的随机误差。

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