酸碱平衡与酸碱滴定法（药用基础化学课件）

酸碱质子理论酸碱平衡与酸碱滴定法重症的碱中毒患者，可给予一定量的酸性药物如精氨酸或NH4Cl等进行治疗酸中毒碱中毒酸碱质子理论5%NaHCO3碱性药静滴酸碱的定义酸碱反应的实质学习内容123酸碱的强度酸碱质子理论1.酸碱的定义酸碱质子理论酸碱理论的发展1887年酸碱电离理论（阿伦尼乌斯）

1923年酸碱质子理论（布朗斯特）

1923年

酸碱电子理论（路易斯）1923年酸碱质子理论（布朗斯特）

酸碱质子理论1.酸碱的定义酸碱质子理论共轭酸碱对：化学组成上仅相差一个H+的一对酸碱称为共轭酸碱对酸：凡能给出质子的物质碱：凡能接受质子的物质两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质如HAc-Ac－、H2CO3-HCO3－、HPO42－-PO43－

酸碱反应可在水溶液、非水溶剂和无溶剂等条件下进行。

H+酸碱反应的实质：HCl(g)+NH3(g)NH4+＋Cl−酸1碱2酸2碱1HF(aq)＋H2O(l)

H3O+(aq)＋F−(aq)H+酸碱质子理论质子的转移2.酸碱反应的实质①物质的本性

酸碱质子理论3.酸碱的强度②溶剂的性质H+HCl(g)+H2O(l)H3O+(aq)＋Cl−(aq)H+H2CO3(aq)+H2O(l)H3O+(aq)＋HCO3−(aq)H+HCl(g)+NH3(l)NH4+(aq)＋Cl−(aq)H+H2CO3(aq)+NH3(l)NH4+(aq)＋HCO3−(aq)区分性溶剂拉平性溶剂总结酸：

凡能给出质子的物质碱：

凡能接受质子的物质两性物质：

既能给出质子又能接

受质子的物质酸碱的定义

酸碱反应的实质：质子的转移酸碱反应的实质

酸碱的强弱是个相对

概念

①物质的本性

②溶剂的性质

酸碱的强度

酸碱质子理论与电离理论相比，最主要的不同点

是什么？思考题酸碱质子理论水的解离平衡和溶液的酸碱性酸碱平衡与酸碱滴定法水的解离平衡和溶液的酸碱性学习内容水的解离平衡1溶液酸碱性的表示方法23物质的酸碱性对生命活动的意义水的解离平衡和溶液的酸碱性1.水的解离平衡水的解离平衡和溶液的酸碱性H2O＋H2O

H3O＋＋OH－水的质子自递反应：在水分子之间发生的质子传递反应水的离子积常数（水的离子积）：水的离子积常数，大小与温度有关。298K时，Kw=1.0×10–14

水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有的稀水溶液。298.15K时：

当[H+]=[OH－]=1×10–7mol/L时，溶液显中性；当[H+]>[OH－]，[H+]>1×10–7mol/L，溶液显酸性；当[H+]<[OH－]，[H+]<1×10–7mol/L，溶液显碱性。

当[H+]和[OH－]太小时，采用pH或pOH表示溶液的酸碱性。水的解离平衡和溶液的酸碱性2.溶液酸碱性的表示方法①用[H+]或[OH–]表示H2O

H＋＋OH－pH与溶液酸碱性的关系：当pH<7，pOH>7时，溶液呈酸性；当pH=7，pOH=7时，溶液呈中性；当pH>7，pOH<7时，溶液呈碱性。水的解离平衡和溶液的酸碱性2.溶液酸碱性的表示方法②用pH表示

pH=

－

lg[H+]

pOH=－lg[OH－]

pH+pOH=14.0

水的解离平衡和溶液的酸碱性2.溶液酸碱性的表示方法溶液pH的测定方法pH试纸pH酸度计在洁净干燥的玻璃片或白瓷板上放一片pH试纸用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液滴在试纸上将试纸上的颜色与标准比色卡对比，读出pH用蒸馏水清洗电极测量溶液用标准缓冲液定位校准3.物质的酸碱性对生命活动的意义水的解离平衡和溶液的酸碱性①体液的酸碱性与人体的生理活动3.物质的酸碱性对生命活动的意义水的解离平衡和溶液的酸碱性②土壤酸碱性与植物的生长总结水的质子自递反应

水分子之间发生的质

子传递反应水的离子积

Kw大小与温度有关

298K时：

Kw=1.0×10–14

水的离子平衡用[H+]或[OH–]表示[H+]=1.0×10–7mol/L中性[H+]>1.0×10–7mol/L酸性[H+]<1.0×10–7mol/L碱性用pH或pOH表示当pH<7，酸性当pH=7，中性当pH>7，碱性溶液酸碱性的表示方法①体液的酸碱性对

人体的生理活动有

非常重要的意义

②土壤酸碱性与植

物的生长物质的酸碱性对生命活动的意义不同浓度的酸碱溶液中，水的解离常数是否相同？思考题水的解离平衡和溶液的酸碱性弱酸弱碱的解离平衡酸碱平衡与酸碱滴定法0.1mol/LHAc0.1mol/LHCl弱酸弱碱的解离平衡解离平衡和解离常数解离常数与解离度的关系学习内容123共轭酸碱对Ka和Kb的关系弱酸弱碱的解离平衡1.解离平衡和解离常数弱酸弱碱的解离平衡HAc＋H2O

H3O＋＋Ac－HAc

H＋＋Ac－简写：解离平衡：在一定温度下，当正反应速率与逆反应速率相等时，解离达到

动态平衡。

NH3

＋H2O

NH4＋＋OH－

1）一元弱酸、弱碱的解离平衡

B－+H2O

HB+OH－一元弱碱B－在溶液中的解离：解离平衡常数：HA+H2OH3O++A−解离平衡常数：一元弱酸HA在溶液中的解离：HAH++A−或弱酸弱碱的解离平衡1.解离平衡和解离常数弱酸、弱碱的解离常数与化学平衡常数一样，与温度有关，而与浓度无关。2）多元弱酸、弱碱的解离平衡多元弱酸：凡能给出两个或两个以上质子的弱酸。多元弱碱：凡能接受两个或两个以上质子的弱碱。弱酸弱碱的解离平衡1.解离平衡和解离常数H2CO3H++HCO3−HCO3−H++CO32−

Ka或Kb的大小表示酸碱的强弱，数值越大，表示酸或碱的强度越大。解离度：一定温度下，弱电解质在溶液中达到解离平衡时，已解离的弱

电解质分子数与解离前弱电解质分子总数之比。

弱酸弱碱的解离平衡2.解离常数与解离度的关系相同浓度的不同弱电解质，解离度不同。电解质越弱，解离度越小。

稀释定律:

当c/Ki≥500时弱酸弱碱的解离平衡2.解离常数与解离度的关系HAc

H＋＋Ac－初始平衡cc-cα00cαcα

3.共轭酸碱对的Ka与Kb的关系KaKb=[H+][OH−]=Kw

pKa＋pKb=pKw

或共轭酸碱对的Ka与Kb成反比，物质的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱。一元弱酸HA及其共轭碱A−在溶液中的解离解离和解离常数：HA+H2OH3O++A−A−+H2OHA+OH−如H2CO3-Ka1Kb2=KW-Ka2Kb1=KW弱酸弱碱的解离平衡总结解离平衡

一定温度下，正反应速

率与逆反应速率相等时，

解离达到动态平衡。解离常数弱酸或弱碱解离平衡的

平衡常数解离平衡和解离常数

KaKb=Kw

pKa+pKb=14共轭酸碱对Ka和Kb的关系解离度解离常数与解离度的关系当c/Ki≥500时：

解离常数与解离度的关系

α和Ka（或Kb）都可表示弱酸或弱碱的解离程度，

两者之间有什么不同？思考题弱酸弱碱的解离平衡同离子效应和盐效应酸碱平衡与酸碱滴定法同离子效应和盐效应同离子效应盐效应学习内容12同离子效应和盐效应同离子效应在医药学上的主要应用31.同离子效应例如，在HAc中加入少量强电解质NaAc：实验证明:

在1L0.10mol·L-1HAc溶液中加入0.10molNaAc后，HAc的

解离度由1.33%下降为0.0176%。在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度减小的现象。定义同离子效应和盐效应滴加酚酞NH4Cl在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度减小的现象。2.盐效应弱电解质溶液中如在HAc溶液中加入NaCl:实验证明:如果在1L0.10mol·L-1HAc溶液中加入0.10molNaCl，HAc的

解离度由1.33%增加为1.76%。同离子效应和盐效应定义在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不含相同离子的强电解质，使弱电解质解离度增大的现象。3.同离子效应在医药学上的主要应用同离子效应和盐效应（1）同离子效应可用于缓冲溶液的配制，在药物分析中也可用来控制溶液中某种离子的浓度。（2）同离子效应对药物剂型的选择、药物代谢吸收等有着非常大的影响作用。总结同离子效应

在弱电解质溶液中，

加入与弱电解质具

有相同离子的强电

解质，使弱电解质

解离度减小的现象。同离子效应盐效应在弱电解质溶液中，

加入与弱电解质不、

含相同离子的强电

解质，使弱电解质

解离度增大的现象。盐效应①配缓冲溶液

②药物剂型的选择

和代谢吸收同离子效应在医药学上的主要应用

在1mol/LNH3·H2O溶液中，想要使[NH4+]增

大，可采取哪些方法？思考题同离子效应和盐效应缓冲溶液及其缓冲机制酸碱平衡与酸碱滴定法血液酸碱值与人体健康酸性碱性7.35-7.45健康缓冲溶液及其缓冲机制缓冲溶液及其组成缓冲机制学习内容12缓冲溶液在医药学上的应用3缓冲溶液及其缓冲机制1.缓冲溶液及其组成实验溶液pH试纸颜色pHpH变化10.1mol/LNaCl溶液1L对照7——2加0.01molHCl2减小3加0.01molNaOH12增大40.1mol/LHAc-NaAc混合溶液1L对照4.75——5加0.01molHCl4.66基本不变6加0.01molNaOH4.84基本不变不同溶液中加入少量酸碱pH变化比较缓冲溶液及其缓冲机制能抵抗外来少量强酸、强碱或适当稀释，而保持其pH基本不变的溶液叫缓冲溶液，缓冲溶液的这种作用叫缓冲作用。缓冲溶液的组成：由具有足够浓度、适当比例的共轭酸碱对的两种物质组成。缓冲对（缓冲系）：组成缓冲溶液的共轭酸碱对。HAc-NaAc、NH3·H2O-NH4Cl、NaHCO3-Na2CO31.缓冲溶液及其组成定义缓冲溶液及其缓冲机制组成：1.缓冲溶液及其组成HAcNH4ClHCO3-NaAcNH3·H2OCO32-共轭碱缓冲对（缓冲系）共轭酸抗碱成分抗酸成分缓冲溶液及其缓冲机制2.缓冲机制少量H+缓冲溶液的抗酸机制：

以HAc-NaAc为例抗碱成分缓冲溶液的抗碱机制：少量OH-HAc+

H2OH3O++Ac_(大量)

(大量)抗酸成分HAc+

H2OH3O+

+Ac－(大量)

(大量)缓冲溶液如何抵抗适当水的稀释，而保持pH基本不变？？缓冲溶液及其缓冲机制2.缓冲机制适当H2O缓冲溶液抗稀释的机制：HAc

+

H2OH3O+

+Ac－(大量)

(大量)缓冲溶液及其缓冲机制

以HAc-NaAc为例3.缓冲溶液在医药学上的应用

药剂生产、药物稳定性、物质的溶解等方面，通常需选择适当的缓冲系

稳定其pH。人体内各种体液通过各种缓冲系的作用保持在一定的pH范围内。CO2＋H2OH2CO3H＋

＋由呼吸系统排出体外由泌尿系统排出体外OH－H＋抗酸成分抗碱成分缓冲溶液及其缓冲机制总结缓冲溶液能抵抗外来少量强酸、

强碱或适当稀释，而保

持其pH基本不变的溶液组成共轭酸碱对

缓冲溶液及其组成①共轭酸抗碱②共轭碱抗酸③弱电解质继续解离

抗稀释缓冲机制①药剂生产、药物稳定性、物质的溶解

等方面

②维持体液正常pH缓冲溶液在医药学上的应用以NH3-NH4Cl缓冲体系为例，简述缓冲溶液的缓

冲作用原理。思考题缓冲溶液及其缓冲机制缓冲溶液的配制方法酸碱平衡与酸碱滴定法缓冲溶液的配制方法缓冲溶液PH值的计算缓冲溶液的缓冲能力学习内容123缓冲溶液的配制原则和步骤缓冲溶液的配制方法1.缓冲溶液pH的计算缓冲溶液HA-A－，在水溶液中存在如下质子传递平衡：

H3O+

＋A－HA＋H2O→等式两边各取负对数得：缓冲比

[HA]≈cHA[A–]≈cA-缓冲溶液的配制方法1.缓冲溶液pH的计算由计算公式可知：1）缓冲溶液的pH主要决定于弱酸的pKa，其次是缓冲比。2）温度一定，缓冲系确定，pKa不变，pH随缓冲比的改变而变化。

当缓冲比=1时，pH＝pKa。3）适当加水稀释时，因缓冲比不变，pH也基本不变。缓冲溶液的配制方法1.缓冲溶液pH的计算例1将0.10mol/L的HAc溶液和0.20mol/L的NaAc溶液等体积混合配成50ml缓冲溶液，已知HAc的pKa=4.75，求此缓冲溶液的pH。缓冲溶液的配制方法

解：1.缓冲溶液pH的计算例2计算由0.10mol/LNH4Cl及0.20mol/LNH3∙H2O组成的缓冲溶液的PH。

（已知NH3∙H2O的Kb=1.76×10-5）。缓冲溶液的配制方法

解：

2.缓冲溶液的缓冲能力缓冲容量：用来表示缓冲溶液缓冲能力的大小。能使1L（或1ml）缓冲溶液

的pH改变一个单位所加一元强酸或一元强碱的物质的量（mol或mmol），常用β来表示。n：加入酸碱的物质的量V：缓冲溶液的体积ΔpH：pH变化值缓冲溶液的配制方法（1）缓冲容量2.缓冲溶液的缓冲能力（2）影响缓冲容量的因素①总浓度（cHA+cA-）：缓冲比一定时，c总越大，β越大。②缓冲比（cA-/cHA）：c总一定时，缓冲比=1，β最大。缓冲范围：pH=pKa±1缓冲溶液的配制方法缓冲比控制在1/10到10/1之间，缓冲溶液才能有效地发挥其缓冲作用3.缓冲溶液的配制原则和步骤（1）选择适当的缓冲系：pH→pKa稳定、无毒，对主反应无干扰（2）缓冲溶液的总浓度要适当：一般在0.05～0.2mol/L之间。（3）计算所需缓冲系的量：缓冲溶液的配制方法V总＝VHA＋VA-

cHA=cA-

VHA=？VA-=？3.缓冲溶液的配制原则和步骤缓冲溶液的配制方法例3如何配制1000ml，pH为5.10的缓冲溶液？①根据pH=5.10，查表选择pKa接近5.10的缓冲系HAc-NaAc（pKa=4.75）解：1000＝VHAc＋VNaAc

VHAc=309ml

VNaAc=691ml②计算HAc和NaAc的用量，为方便计算，cHAc=cNaAc总结①选择适当的缓冲系

②缓冲溶液的总浓度

要适当

③计算所需缓冲系的

量并混合，调pH值缓冲溶液的配制原则和步骤缓冲容量：用来表示缓冲溶液

缓冲能力的大小，常用β表示。影响缓冲容量的因素：①总浓度（cHA+cA-）：缓冲

比一定时，c总越大，β越大。②缓冲比（cA-/cHA）：c总一

定时，缓冲比=1，β最大。

缓冲溶液的缓冲能力缓冲溶液pH值的计算配制HAc-NaAc缓冲溶液，除了直接使用相同浓度的HAc和NaAc溶液以外，用HAc和NaOH溶液

可以吗？该如何配制？思考题缓冲溶液的配制方法酸碱指示剂酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱指示剂指示剂的变色原理指示剂变色范围及影响因素学习内容123混合指示剂酸碱指示剂

标准溶液待测溶液指示剂酸碱指示剂1.指示剂的变色原理酚酞指示剂解离平衡（无色）（红色）变色原理：酸碱指示剂一般为结构复杂的有机弱酸或有机弱碱，在溶液

中能够发生部分解离，解离前后，结构不同，颜色不同。溶液显酸式色溶液显混合色溶液显碱式色（无色）（红色）无色淡红红色酸碱指示剂2.指示剂变色范围及影响因素

结论：酸碱指示剂的变色与溶液的pH值密切相关。①指示剂变色范围推出→当时，pH=pKHIn

理论变色点

当时，

pKHIn-1

≤pH≤pKHIn+1

理论变色范围

（无色）（红色）酸碱指示剂2.指示剂变色范围及影响因素①指示剂变色范围

由于人的眼睛对各种颜色的敏感程度不同，实际观察到的指示剂的变色范围与理论变色范围存在一定差异。酸碱指示剂

酚酞理论变色范围为8.1（无色）～10.1（红色）酸碱指示剂pH8.0pH10.02.指示剂变色范围及影响因素①指示剂变色范围百里酚蓝理论变色范围为0.7（红色）～2.7（黄色）；8.0（黄色）～9.6（蓝色）酸碱指示剂pH1.2pH8.0pH2.8pH9.02.指示剂变色范围及影响因素①指示剂变色范围甲基橙理论变色范围为2.4（红色）～4.4（黄色）酸碱指示剂pH3.1pH4.42.指示剂变色范围及影响因素①指示剂变色范围溴酚蓝理论变色范围为3.1（黄色）～5.1（蓝紫色）酸碱指示剂pH3.1pH4.62.指示剂变色范围及影响因素①指示剂变色范围甲基红理论变色范围为4.2（红色）～6.2（黄色）酸碱指示剂pH4.4pH6.22.指示剂变色范围及影响因素①指示剂变色范围百里酚酞理论变色范围为9.0（无色）～11.0（蓝色）酸碱指示剂pH9.4pH10.62.指示剂变色范围及影响因素①指示剂变色范围温度溶剂指示剂的用量滴定程序酸碱指示剂2.指示剂变色范围及影响因素②影响指示剂变色范围的因素温度：KHIn与温度有关。溶剂：指示剂在不同的溶剂中KHIn不同。指示剂用量：指示剂本身是弱酸或弱碱（50ml2～3滴）。滴定程序：由浅色到深色或由无色到有色，有利于观察。

pKHIn-1

≤pH≤pKHIn+1

配制方法：1）在某种指示剂中加入一种惰性染料。溶液的酸度甲基橙的颜色甲基橙+靛蓝的颜色

pH≤3.1 红色

紫色（红+蓝）pH=4

橙色

浅灰色（橙+蓝）pH≥4.4

黄色

绿色（黄+蓝）此类混合指示剂变色范围不变，但颜色变化更敏锐。酸碱指示剂3.混合指示剂配制方法：

2）由两种或两种以上的指示剂混合而成。酸碱指示剂3.混合指示剂

混合指示剂——0.2%甲基红：0.1%溴甲酚绿（1：3）此类混合指示剂变色范围变窄，颜色变化更敏锐。总结变色原理

酸碱指示剂一般为结构

复杂的有机弱酸或有机

弱碱，在溶液中能够发

生部分解离，解离前后，

结构不同，颜色不同。指示剂的变色原理①指示剂变色范围

pKHIn-1≤pH≤pKHIn+1②影响指示剂变色范围

的因素温度

溶剂

指示剂的用量滴定程序指示剂变色范围及影响因素配制方法：1）在某种

单一指示剂中加入一

种惰性染料。2）由两种或两种以

上的指示剂混合而成。混合指示剂酸碱指示剂

日常生活中有很多色彩鲜艳的花朵或蔬菜，它们都是很好的酸碱指示剂，请你也像波义耳

一样，努力探索一下哪些植物可以用来制作酸

碱指示剂？思考题酸碱滴定曲线及指示剂的选择酸碱平衡与酸碱滴定法甲基红甲基黄甲基橙溴酚蓝酚酞百里酚酞溴百里酚酞百里酚蓝酸碱滴定曲线及指示剂的选择酸碱滴定曲线影响滴定突跃范围的因素学习内容123指示剂的选择酸碱滴定曲线及指示剂的选择1.酸碱滴定曲线

定义在酸碱滴定过程中，以加入滴定液的体积为横坐标，以溶液的pH为纵坐标，绘制而成的曲线称为酸碱滴定曲线。滴定液的体积溶液的pHNaOH滴定HCl滴定曲线

NaOH（ml）

余HCl（ml）

pH

0.0020.001.0018.002.002.3019.800.203.30

19.980.024.30

20.000.007.00

NaOH过量（ml）

20.020.029.7020.200.2010.7022.002.0011.700.1000mol/LNaOH滴定0.1000mol/LHCl（20ml）的pH变化

滴定前：pH取决于HCl滴定开始到化学计量点前：pH取决于剩余HCl的浓度化学计量点时：pH=7.00化学计量点后：pH取决于过量NaOH的浓度1.酸碱滴定曲线滴定突跃化学计量点突跃范围4.309.70滴定突跃：在化学计量点附近由于一滴酸或碱引起的溶液pH的突变滴定突跃范围：滴定突跃对应的pH变化范围NaOH滴定HCl滴定曲线

NaOH（ml）

余HCl（ml）

pH

0.0020.001.0018.002.002.3019.800.203.30

19.980.024.30

20.000.007.00

NaOH过量（ml）

20.020.029.7020.200.2010.7022.002.0011.700.1000mol/LNaOH滴定0.1000mol/LHCl（20ml）的pH变化

1.酸碱滴定曲线0.1000mol/LNaOH滴定0.1000mol/LHCl（20ml）的pH变化

突跃范围4.309.70指示剂选择依据：

指示剂的变色范围应全部或部分处于滴定突跃范围内人眼视觉对颜色的敏感程度无色-红色红色-橙色NaOH滴定HCl滴定曲线2.指示剂的选择NaOH滴定HCl滴定曲线HCl滴定NaOH滴定曲线根据0.1000mol/LNaOH滴定20ml

0.1000mol/LHCl的滴定曲线，猜猜反过来用HCl滴定NaOH的滴定曲线又是什么样的呢？猜一猜NaOH滴定HAc滴定曲线结论：浓度一定时，Ka也会影响突跃范围2.指示剂的选择（1）强碱-强酸（或强酸-强碱）

浓度↑突跃范围↑不同浓度NaOH滴定不同浓度HCl滴定曲线浓度↑突跃范围↑;强度（Ka或Kb）↑突跃范围↑（2）强碱-弱酸（或强酸-弱碱）NaOH滴定不同解离程度弱酸的滴定曲线3.影响滴定突跃范围的因素结论：浓度一定时，Ka或Kb越大突跃范围越大Ka或Kb一定时，浓度越大突跃范围越大弱酸弱碱滴定条件：caKa≥10-8时，弱酸才能被准确滴定

cbKb≥10-8时，弱碱才能被准确滴定3.影响滴定突跃范围的因素滴定液加入的体积（横坐标）——溶液pH（纵坐标）酸碱滴定曲线1.指示剂的变色范围应全部或部分处于滴定突跃范围内2.人眼视觉对颜色的敏感程度指示剂的选择1.浓度2.Ka或Kb3.弱酸弱碱准确滴定条件

caKa≥10-8cbKb≥10-8

影响滴定突跃范围的