第五章酸碱滴定法

日本医学博士柳泽文正用实验证明100％的癌症患者是酸性体质；诺贝尔奖获得者、德国生物化学家OttoWarburg博士认为缺氧的环境使正常细胞癌变，而体液酸化是导致缺氧的主要因素。研究表明：A）癌症不能在弱碱性的人体中形成；B）癌症只能在酸性身体中形成；C）如果你有癌症，说明身体是酸性的；D）癌症只能在一个酸性的身体中扩展；E）如果你的身体变成弱碱性，癌症不能扩展；F）如果你能平衡身体的pH值，让你的身体由酸性转变成弱碱性，不管你得的是什么癌症都会有治好的可能；G）不管你的情况多么糟糕，哪怕只能活6个月，如果你能转变你的身体pH值到弱碱性，你的癌症就不会扩展，就会好；H）不用担心你的家族中你的妈妈、爸爸或任何人有癌症，只要你的身体是弱碱性的，你就不会被遗传。J）癌症都是在酸性体液中生存的。如果你的身体是酸的，你就会得癌症。如果是弱碱的，你就不会得癌症。如果你已有了癌症，只要你能调整你身体的pH值到弱碱性，癌症就会离你而去。首先，多吃富含碱性物质的食品。英国最佳营养协会的创始人帕特里克在他的《营养圣经》中提议：日常饮食中，应该有80％的碱性食物和20%的酸性食物。但是，事实上，我们在平常的饮食中很难将酸性食物与碱性食物的比例控制在1：4，这就需要通过补充一些高碱性的功能性食品来进行调节。其次，配合改变饮用水质，用微碱性的水来代替自来水、纯净水，创造体内微碱环境。最后，控制情绪，保持良好的心情，同时进行适量的运动，杜绝不良嗜好。食物酸碱性一览表：强酸性食品：蛋黄、乳酪、甜点、白糖、金枪鱼、比目鱼。中酸性食品：火腿、培根、鸡肉、猪肉、鳗鱼、牛肉、面包、小麦。弱酸性食品：白米、花生、啤酒、海苔、章鱼、巧克力、空心粉、葱。强碱性食品：葡萄、茶叶、香菇、葡萄酒、海带、柑橘类、柿子、黄瓜、胡萝卜、白萝卜。中碱性食品：大豆、蕃茄、香蕉、草莓、蛋白、梅干、柠檬、菠菜等、牛蒡。弱碱性食品：红豆、苹果、甘蓝菜、豆腐、卷心菜、油菜、梨、土豆。

我们会发现很多好吃的东西几乎都是酸性的，如:鱼、肉、米饭、酒、砂糖等，全都是酸性食物，相反，碱性食物如海带、蔬菜、白萝卜、豆腐等多半是不易引起食欲但却对身体有益的食物。

外行人的想法，以为酸的东西就是酸性食物，诸如一看就会令人流口水的草莓、柠檬等，其实，这些东西正是典型的碱性食物，生活中，我们应该合理摄取营养,均衡我们的身体。第五章酸碱滴定法

Acid-BaseTitration酸碱电离理论:酸–电解质离解时所生成的阳离子全部是H+;碱–离解时所生成的阴离子全部是OH-。

§5-1酸碱平衡的理论基础酸碱电离理论的局限:只适用于水溶液。实际上，不含OH-的物质也有碱性，不含H+的物质也有酸性。§5-1-1酸碱质子理论酸碱质子理论(布朗斯台德，BrФnsted):凡能给出质子(H+)的物质是酸(acid);凡能接受质子的物质是碱(base)。酸碱+质子共轭酸碱对:因一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱。两性物质:在不同的共轭酸碱对中分别呈现酸或碱的性质，如H2O、H2PO4-和HCO3-等。酸碱的离解以及盐的水解过程也是质子转移过程酸碱反应的实质:质子的转移Kw随温度的升高而增大水的质子自递作用:在水分子之间存在着的质子传递作用。t

C010202530405060pKw14.9614.5314.1614.0013.8313.5313.2613.02Ka越大，酸的强度越大；同样Kb越大，碱的强度越大§5-1-2水溶液中的酸碱平衡酸碱的强弱:

物质给出或接受质子能力的强弱，可以用酸碱平衡常数Ka、Kb来衡量。共轭酸碱对Ka和Kb的关系:对于存在多个共轭酸碱对的多元酸碱

(H3PO4)

H3PO4

和H2PO4-H2PO4-

和HPO42-

HPO42-

和PO43-Ka1·Kb3=Ka2·Kb2=Ka3·Kb1=[H+][OH-]=Kw平衡浓度(Equilibriumconcentration):

当共轭酸碱对处于平衡状态时，溶液中存在的H3O+和不同酸碱形式的浓度。分析浓度(Analyticalconcentration)：单位体积溶液中所含溶质的物质的量，等于各种酸碱存在形式平衡浓度之和(总浓度)。§5-1-3酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响分布系数(δ,distributioncoefficient):某一存在形式的平衡浓度占总浓度的分数分布曲线

(distributioncurve)

:分布系数与溶液pH值间的关系曲线一元弱酸的分布系数例：已知HAc的Ka=1.75×10-5，计算pH4.0和7.0时的

1和

0。解：pH=4.0时：pH=7.0时：[][][]9943.0KHK107.5KHHaa03a1»+=x=+=+-++ddpHpKa-2.00.990.01pKa-1.30.950.05pKa-1.00.910.09*pKa

0.500.50pKa+1.00.090.91pKa+1.30.050.95pKa+2.00.010.99-AcHAcpHdd和值下的不同024681012pH

0.50HAc分布系数与溶液pH关系曲线图pH=pKa

时，δ0=δ1=0.5；pH<pKa

时，HAc(δ1)为主；pH>pKa

时，Ac-(δ0)为主HF与HCN的

-pH图024681012pH

0.50024681012pH

0.50二元弱酸的分布系数024681012pH

0.50H2CO3的

-pH图三元弱酸的分布系数H3PO4的

-pH图024681012pH

0.50§5-1-4酸碱溶液H+浓度的计算溶液中三大平衡关系:物料平衡(MBE)，电荷平衡(CBE)，质子条件(PCE)。物料平衡:在平衡状态下，某组分的总浓度等于该组分各有关存在形式平衡浓度之和。例：浓度为c的HAc溶液。例：浓度为c的NaHCO3溶液。电荷平衡:溶液中正离子的总电荷数等于负离子的总电荷数，以维持的溶液电中性。例：浓度为c的NaHCO3溶液。质子平衡:反应平衡时，失去质子的物质的量与得到质子的物质的量一定相等。列出质子条件的步骤:1)先选择溶液中大量存在并且参加质子转移的物质作为参考水平，2)然后判断溶液中那些物质得到质子，那些物质失去了质子，3)根据总的得失质子的物质的量相等原则写出质子条件。例：HAc溶液[H+]=[Ac-]+[OH-]例：NH4HCO3溶液[H

+]+[H2CO3]=[NH3]+[CO32-]+[OH-]H2OH++OH-HAcH++Ac-HCO3-+H2OH2CO3+OH-NH4+H++NH3H2OH++OH-HCO3-H++CO32-例：NaH2PO4溶液[H

+]+[H3PO4]=[HPO42-]+2[PO43-]

+[OH-]H2OH++OH-H2PO4-+H2OH3PO4+OH-H2PO4-H++HPO42-H2PO4-2H++PO43-一元弱酸(碱)溶液pH值的计算H2OH++OH-HAH++A-同理例：计算0.30mol·L-1的HAc溶液的pH解：采用最简式:两性物质溶液pH值的计算例：计算0.10mol·L-1的邻苯二甲酸氢钾溶液的pH解：其它酸碱溶液pH值的计算计算公式使用条件(允许误差5%)强酸(a)[H+]=1/2(c+(c2+4Kw)1/2)(b)[H+]=c[H+]=(Kw)1/2c≥1.0×10-6mol/Lc≤1.0×10-8mol/L二元弱酸(a)[H+]=(Ka1[H2A])1/2(b)[H+]=(cKa1)1/2cKa1≥20Kw;2Ka2/[H+]≤0.05cKa1≥20Kw;c/Ka1≥500;2Ka2/[H+]≤0.05缓冲溶液(a)[H+]={(ca-[H+]+[OH-])/(cb+[H+]-[OH-])}×Ka(b)[H+]=Ka(ca-[H+])/(cb+[H+])(c)[H+]=Kaca/cb

[H+]≥[OH-])ca≥[OH-]-[H+];cb≥[H+]-[OH-])例:在100mL含HAc和NaAc均为0.1mol·L-1的溶液中加入1mL6mol·L-1的HCl溶液，计算前后pH的变化。解：135791113pH1086420（缓冲容量）-pH曲线影响

的因素：共轭酸碱对的比例共轭酸碱对的浓度酸碱缓冲溶液:一类非常重要的溶液体系，对化学和生物化学有着特别重要的作用，能够维持溶液的酸度，使其不因外加少量酸、碱或溶液的稀释而发生显著的变化。物质缓冲范围物质缓冲范围氨基乙酸1.6~2.9一水合乙二胺6.6~7.8,9.3~10.5氯乙酸2.2~3.4N-乙基吗啉7.0~8.2甲酸3.2~4.4*三羟甲基甲胺7.7~8.9丁二酸3.6~6.2*硼砂8.5~9.7*乙酸4.1~5.3*NH38.7~9.8*六次甲基四胺4.4~5.6氨基乙酸9.1~10.3柠檬酸5.8~6.7碳酸氢盐9.6~10.6*磷酸6.4~7.4丁胺10.3~11.6三乙醇胺7.0~8.3磷酸11.6~13.0用于配制常用缓冲溶液的物质§5-2酸碱指示剂酸碱指示剂的定义：指示剂的颜色能随溶液中氢离子浓度的改变而改变。酸碱指示剂的本质:有机弱酸或弱碱。酸碱指示剂的作用:指示酸碱滴定终点。酸碱指示剂的机理:当溶液的pH值改变时，指示剂由于结构的改变而发生颜色的改变。酸碱指示剂的种类:单一指示剂和混合指示剂。指示剂颜色变化的动画单一指示剂:

只有一种组分的指示剂。混合指示剂:由两种或两种以上的指示剂混合而成。混合指示剂的作用:利用颜色之间的互补作用，使变色范围变窄，达到颜色变化敏锐的效果。甲基橙MethylOrange（MO）§5-2-1变色原理甲基红MethylRed（MR）酚酞Phenolphthalein（PP）理论变色范围：pKHIn1.0§5-2-2变色范围3.1

4.44.4

6.28.0

9.64.0

5.09.0甲基橙甲基红酚酞常用指示剂指示剂用量：能观察到颜色变化的最小浓度（常数）温度（指示剂离解常数）

3.1-4.4（25C）；2.5-3.7（100C

）MR离子强度和溶剂

离子强度增加，理论变色点的pH值减小§5-2-3影响指示剂变色范围的因素7.2黄

8.8紫红8.0黄

9.6蓝8紫红+黄

9紫红+蓝粉红8.2

8.4紫甲酚红百里酚蓝1:3混和后pH710pH710pH710混合指示剂

pH35

pH35

pH35甲基橙靛蓝磺酸钠混和后3.14.4

3.1紫（红+蓝）

4.4绿（黄+蓝）pT=4.0灰

配制方法:间接法

标定时常用的基准物质:无水Na2CO3和Na2B4O710H2O§5-3酸碱标准溶液§5-3-1酸(HCl)标准溶液的配制和标定

配制方法:间接法

标定时常用的基准物质:H2C2O42H2O,KHC2O4,苯甲酸，邻苯二甲酸氢钾。§5-3-2碱(NaOH)标准溶液的配制和标定配制饱和的NaOH溶液（50%），Na2CO3在其中的溶解度极小，去上层清液用煮沸去除CO2的蒸馏水稀释至所需浓度。Ba2+沉淀法。直接用煮沸去除CO2的蒸馏水配制(不标准)。不含CO32-的NaOH溶液的配制§5-4酸碱滴定的基本原理原理:以酸碱反应为基础。特征:H+或OH-浓度的变化，即pH值的变化。分类:强酸滴定强碱，强碱滴定强酸，强酸滴定弱碱，强碱滴定弱酸，弱酸滴定强碱，弱碱滴定强酸、弱碱滴定弱酸和弱酸滴定弱碱。关键:指示剂的选择。滴定反应:H++OH- H2O§5-4-1强酸碱的滴定(NaOH

HCl)滴定过程中pH的变化规律以0.1000mol/LNaOH滴定20mL0.1000mol/LHCl为例，整个滴定过程可以分成四个阶段：①

滴定前(HCl)[H+]=c0=0.1000mol/L,pH=1.00②

滴定开始后到化学计量点之前(NaCl+剩余HCl)当滴加NaOH为18.00mL时:当滴加NaOH为19.98mL时:pH=2.28pH=4.30③

化学计量点此时，溶液中[H+]=[OH-][H+]=0???④

化学计量点之后

(NaCl+过剩NaOH)当滴加NaOH为20.02mL时:pH=9.70酚酞变色区(pH8.2-10.0)甲基橙变色区

(pH3.1-4.4)化学计量点(pH7.0)滴定突跃

(pH4.