资源简介

课 题：项目七 酸碱滴定分析技术
教学目的：
1、掌握质子理论的酸碱定义、酸碱反应的实质及酸碱的强度等概念，共轭酸碱对Ka与Kb的关系。
2、学会用酸碱质子理论区分酸、碱及两性物质，熟悉酸碱电子理论的内容。
3、掌握弱电解质的电离平衡的移动、同离子效应及盐效应，学会酸碱溶液pH的计算。
4、掌握缓冲溶液的概念、组成，理解缓冲作用原理。
5、掌握缓冲溶液pH值的计算公式、缓冲溶液的配制步骤。
6、掌握常见酸碱指示剂的变色范围，了解影响酸碱指示剂的变色范围的因素，了解混合指示剂。
7、熟悉酸碱滴定法的滴定类型及应用，理解滴定突跃的意义及影响滴定突跃范围大小的因素，熟练掌握酸碱指示剂的选用，学会根据滴定突跃正确选择指示剂。
8、了解非水溶剂及非水滴定法的概念、拉平效应、区分效应及其应用。
课 型：新授课
课 时：
本章安排6个课时。
教学重点：
重点：掌握质子理论的酸碱定义、酸碱反应的实质及酸碱的强度等概念，共轭酸碱对Ka与Kb的关系。学会用酸碱质子理论区分酸、碱及两性物质，熟悉酸碱电子理论的内容。掌握弱电解质的电离平衡的移动、同离子效应及盐效应，学会酸碱溶液pH的计算。掌握缓冲溶液的概念、组成，理解缓冲作用原理。掌握缓冲溶液pH值的计算公式、缓冲溶液的配制步骤。掌握常见酸碱指示剂的变色范围，了解影响酸碱指示剂的变色范围的因素，了解混合指示剂。
教学难点：
难点：熟悉酸碱滴定法的滴定类型及应用，理解滴定突跃的意义及影响滴定突跃范围大小的因素，熟练掌握酸碱指示剂的选用，学会根据滴定突跃正确选择指示剂。了解非水溶剂及非水滴定法的概念、拉平效应、区分效应及其应用。
教学过程：
教学形式：讲授课，教学组织采用课堂整体讲授和分组演示。
教学媒体：采用启发式教学、案例教学等教学方法。教学手段采用多媒体课件、视频等媒体技术。
作业处理：
完成每个项目后的项目检测。
板书设计：
本课标题 绪论 课次 3
授课方式 理论课□ 讨论课□ 习题课□ 其他□ 课时安排 6
学分 共2分
授课对象 院系、专业：医学专业 任课教师
教材及参考资料 1.《药用基础化学技术》，主编：周建庆 ；江苏教育出版社。 2.本教材配套视频教程及学习检查等资源。 3.与本课程相关的其他资源。
教学基本内容 教学方法及教学手段
课堂导入 每一个项目的开头都有学习目标，然后介绍项目相关的理论知识，其中穿插有例题从而帮助巩固和运用所学知识。书中还会有相关的知识拓展，拓宽学生视野，学习完理论知识后还配有相关的实训项目，加强学生动手操作能力。最后配有项目检测测试学生知识掌握情况。 参考以下形式： 1.衔接导入 2.悬念导入 3.情景导入 4.激疑导入 5.演示导入 6.实例导入 7.其他形式
本章基本知识汇总 任务一 酸碱质子理论 一、酸碱的定义 酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质是酸；凡能接受质子的物质是碱。 按照酸碱质子理论，HCl、HAc、NH+4、HCO-3、H2O等都是酸，OH-、Ac-、Cl-、HCO-3、CO2-3、NH3、H2O等都是碱。酸和碱既可以是中性分子，也可以是阴离子或阳离子。有些物质，如H2O、HCO-3、H2PO－4等，它们既能给出质子，又能接受质子，既是酸又是碱，这类物质称为两性物质。 二、酸碱反应的实质 按照酸碱质子理论，酸给出质子和碱接受质子都不能单独存在，酸给出质子就必须有另一种碱接受质子，碱接受的质子必然有另一种酸提供。因此，酸碱反应过程涉及两个共轭酸碱对，质子从其中一个共轭酸碱对转移到另外一个共轭酸碱对，酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间质子的传递和相互交换，因此，一个酸碱反应包含有两个酸碱半反应。 酸碱反应的方向总是：容易失去质子的较强的酸与容易得到质子的较强的碱反应生成较弱的酸和较弱的碱。酸越强，其反应后生成共轭碱的碱性越强；碱越强，其反应后生成共轭酸的酸性越强。 酸碱质子理论更好地解释了酸碱反应，摆脱了酸碱必须在水中才能发生反应的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的某些离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应，加深了人们对酸碱和酸碱反应的认识。但是酸碱质子理论不能解释那些不交换质子而又具有酸碱性的物质，如CO2与CaO反应是酸碱反应，但却没有质子的转移，因此它还存在着一定的局限性。 三、酸碱电子理论 在酸碱质子理论提出的同年，美国物理学家路易斯提出了酸碱的电子理论，该理论认为：凡是可以接受电子对的物质就是酸，凡是可以给出电子对的物质就是碱。因此，酸是电子对的接受体，碱是电子对的给予体。酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱配合物。 酸碱电子理论中的酸和碱又称为路易斯酸和路易斯碱，该理论对酸碱的定义较别的理论更为全面和广泛，但正因为如此，对酸碱的认识过于笼统，不易掌握酸碱的特性。 任务二 酸碱的解离平衡和酸碱的强度 一、水的质子自递反应 水作为重要的溶剂，既有接受质子又有提供质子的能力，因此在水中存在水分子间的质子转移反应，即水的质子自递反应。 二、一元弱酸的解离 在一定温度下，弱酸、弱碱在水溶液中仅部分解离。 一定温度下，Ka为一常数，其大小能表示酸的强弱，数值越大，酸的强度越大，给出质子的能力越强。常见弱酸的Ka值见附录五。 三、一元弱碱的解离 以NH3、Ac-为例，解离的平衡常数称为碱的解离平衡常数，用符号Kb表示。 一定温度下，Kb为一常数，其大小能表示碱的强弱，数值越大碱的强度越大，接受质子的能力越强。 Ka和Kb的值愈大表示电离程度愈大，该弱电解质相对较强。通常Ka（Kb）=10-2～10-7的酸（碱）称为弱酸（弱碱），Ka（Kb）<10-7的酸（碱）称为极弱酸（极弱碱）。Ka和Kb的值在一般的化学手册中都能查到。附录五列出了常见的弱酸、弱碱的电离平衡常数。 四、多元弱酸、弱碱的解离 H2CO3、CO2-3、HPO2-4等多元弱酸、弱碱在溶液中是分步解离的。 每步的平衡常数求算与一元弱酸相同。 五、酸碱的强度、共轭酸碱对Ka与Kb的关系 酸碱的解离平衡常数Ka与Kb表明了酸碱与溶剂水分子间质子转移反应的完全程度，Ka或Kb越大，质子转移反应越完全。 对于多元酸或多元碱来说，由于它们在水溶液中的解离是逐级进行的，有几级解离就能形成几对共轭酸碱对。对于每一对共轭酸碱对来说均存在式。 任务三 酸碱水溶液的pH值计算 酸碱解离平衡和其他一切化学平衡一样，当外界条件改变时，酸碱解离平衡会发生移动。 一、解离常数与解离度的关系（稀释作用） 当弱电解质溶于水时，弱电解质发生部分解离，当解离达到平衡后，若进行适当稀释，电离平衡必正向移动，即弱酸弱碱的解离度随溶液浓度的减小而增大。 在一定温度下，弱电解质的电离度与其浓度的平方根成反比，溶液越稀，解离度越大。 弱电解质电离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时也与溶液的浓度、温度等条件有关。电解质愈弱，电离度就愈小；同一种弱电解质，溶液浓度愈小，电离度越大。温度升高，电离度稍有增大，这是因为电解质的电离是一个吸热过程，因此，使用弱电解质的电离度时，应当注明该电解质溶液的温度。 必须注意：弱酸弱碱经稀释后，虽然电离度增大，但溶液中的cH+或cOH-降低了，这是由于稀释时，α增大的倍数总是小于溶液稀释的倍数。 二、同离子效应 同离子效应是指当弱电解质溶液达到解离平衡时，在溶液中加入与它们具有共同离子的强电解质时，会导致解离平衡发生移动、弱电解质解离度减小和pH改变的现象。 三、盐效应 在弱电解质溶液中，加入与其不含共同离子的强电解质时，会使弱电解质的电离度增大的现象，叫盐效应。例如，在乙酸溶液里加入NaCl，重新达到平衡时，HAc的电离度要比未加NaCl时大。这是因为强电解质电离出很多的正、负离子，在弱电解质电离出的离子周围形成了很强的“离子氛”，“离子氛”的存在使得弱电解质电离出的离子结合为分子的机会减少，相当于降低了弱电解质电离的离子浓度，对弱酸和弱碱具有促进电离的作用。 在发生同离子效应时，总伴随着盐效应的发生。当它们共存时，主要考虑同离子效应。一般情况下，盐效应比同离子效应弱得多，如果忽略盐效应，引起的误差也不会太大。 四、溶液pH值近似计算 许多化学反应必须在一定的酸度条件下才能进行，酸碱滴定过程中更加需要了解溶液pH的变化情况，以便选择合适的指示剂指示滴定终点。因此，根据酸碱的电离常数及浓度来计算溶液的H+浓度具有重要的理论及实际意义。 1、一元弱酸或一元弱碱溶液pH值近似计算 对于一元弱酸，当Ka·c≥20Kw时，可忽略溶液中H2O电离的质子，只考虑弱酸HA的电离。设一元弱酸HA溶液的总浓度为c其电离平衡表达式为：HA＋H2OH3O+＋A-平衡时浓度c-［H+］［H+］［A-］ 2、多元弱酸或弱碱溶液pH值近似计算 多元弱酸分步解离，一般来说，多元弱酸的Ka1≥Ka2≥Ka3，可近似地将溶液中H＋看成主要由第一级解离生成，忽略其他各级解离，因此可按一元弱酸处理。相应的计算公式可将一元弱酸中的Ka换成Ka1即可。 3、两性物质水溶液酸度的计算 两性物质是指既能接受质子又能给出质子的物质。除H2O之外，酸碱滴定分析中常见的两性物质有酸式盐如NaHCO3、Na2　HPO4、NaH2PO4及弱酸弱碱盐NH4Ac等。一般来说，当Ka2·c≥20Kw，cKa1>20时，溶液的H+浓度近似等于其相应的两个共轭酸碱的质子转移平衡常数乘积的平方根。 任务四 酸碱滴定法 酸碱滴定法又称中和滴定法，是以水溶液中质子转移基础建立起来的一类滴定分析方法。该法具有操作简便、应用范围广的特点，除可用于水溶液体系外，还可以用于非水溶液体系中质子转移的反应。但由于在酸碱滴定过程中，酸碱溶液通常不发生任何外观变化，故需用指示剂来确定滴定的终点。 一、酸碱指示剂 （一）酸碱指示剂的变色原理及变色范围 能够利用本身的颜色改变来指示溶液pH变化的一类物质，称为酸碱指示剂。酸碱指示剂是一些结构复杂的有机弱酸或有机弱碱，其共轭酸碱具有不同的颜色，当溶液pH值改变时，指示剂共轭酸碱对之间发生质子转移，引起颜色的改变。 （二）影响指示剂变色的因素 1、指示剂用量 指示剂用量太少，颜色太浅，不易观察溶液的变色情况；用量太多，由于指示剂本身就是弱酸或弱碱，则指示剂本身会或多或少消耗标准溶液，因此，在能观察到指示剂颜色变化的前提下，尽量少用指示剂。一般滴定情况下是在25~50mL溶液中，加1~2滴指示剂为宜。 2、温度 温度会影响酸碱指示剂的变色范围。例如甲基橙在室温下变色范围为pH 3.1～4.4，而在100℃时为pH 2.5～3.7。因此，在滴定中应注意控制合适的滴定温度。 3、溶剂 指示剂在不同的溶剂中，pKHIn值不同，因此指示剂在不同的溶剂中的变色范围不同，例如甲基橙在水溶液中pKHIn＝3.4，而在甲醇中pKHIn＝3.8。 4、滴定程序 在具体选择指示剂时，还应注意滴定过程中指示剂的颜色变化方向。实际工作中，要使指示剂颜色变化由浅入深，人眼睛对这种颜色变化敏锐，滴定误差小。例如，用NaOH滴定HCl时，选用酚酞做指示剂，终点时酚酞由酸式色变为碱式色，即由无色变为红色，颜色变化明显，容易观察；若用甲基橙做指示剂，终点由红色变成黄色，变色不太明显，滴定剂易滴过量。当用HCl滴定NaOH时，宜选用甲基橙做指示剂，若选用酚酞做指示剂，则滴定终点由红色到无色，颜色变化不明显，往往滴定过量。 （三）混合指示剂 在酸碱滴定中，为了使终点颜色变化敏锐，可采用混合指示剂。混合指示剂主要是利用了两种颜色的互补作用使指示剂颜色变化敏锐或使指示剂变色范围变窄。混合指示剂的配法有两种： ①由两种酸碱指示剂混合而成，由于颜色互补使颜色变化敏锐并使变色范围变窄。例如甲酚红和百里酚蓝按1∶3混合所得混合指示剂的变色范围变窄。 ②由一种酸碱指示剂与一种惰性染料混合而成。由于颜色互补使变色敏锐，但变色范围不变。例如甲基橙与靛蓝混合而成的混合指示剂，靛蓝颜色不随pH改变而变化，只作甲基橙的蓝色背景，其颜色变化为pH 3.1（紫）～4.4（绿），中间过渡色为近于无色的浅灰色，颜色变化十分明显，易于观察。 二、酸碱滴定曲线和指示剂的选择 在进行酸碱滴定时，必须根据实验的误差要求，选择在化学计量点前后（多为±0.1%或±0.2%）适当pH范围内变色的指示剂来指示终点，否则滴定终点误差较大。为了选择合适的指示剂，必须了解滴定过程中溶液pH的变化情况，尤其是在计量点前后溶液pH的变化情况。 在酸碱滴定过程中，以加入滴定剂的体积为横坐标，以相应溶液的pH为纵坐标，绘出一条溶液pH值随滴定剂的加入量而变化的曲线，所得到的曲线称为酸碱滴定曲线，它能很好地描述滴定过程中溶液pH值的变化情况。 不同类型的酸碱滴定过程中pH值的变化特点、滴定曲线的形状和指示剂的选择都有所不同，下面介绍几种类型的酸碱滴定曲线及其指示剂的选择。 （一）强酸强碱滴定 这类滴定包括用强碱滴定强酸和用强酸滴定强碱，滴定反应为：H+＋OH-＝H2O。 1、滴定曲线 2、指示剂的选择 3、影响滴定突跃的因素 强酸强碱滴定体系中，突跃范围的大小与溶液浓度有关，浓度大，突跃范围也大。 （二）一元弱酸（碱）的滴定 1、滴定曲线及指示剂选择 强碱滴定一元弱酸的滴定曲线有以下特点： ①滴定突跃明显变窄，化学计量点及pH突跃范围处在碱性范围（pH　7.7～9.7）。只能选择在碱性范围内变色的指示剂，如酚酞、百里酚酞、酚红、中性红等。 ②滴定前，滴定曲线的起点较高；滴定开始后，pH很快增加，故滴定曲线较陡；随着滴定的进行，HAc浓度不断降低，Ac-浓度不断增大，此时溶液缓冲能力较强，故曲线较平坦；近计量点时，HAc浓度变得很小，溶液的缓冲作用逐渐丧失，出现pH突跃；突跃后溶液pH由过量NaOH决定，与强碱滴定强酸的情况完全相同。 2、滴定突跃大小与弱酸浓度及强度的关系 用强碱滴定弱酸的滴定突跃大小与弱酸浓度有关。弱酸浓度越大，滴定突跃越大，反之越小。 滴定突跃的大小与弱酸的强弱有关，即与弱酸的Ka有关。当酸的浓度一定时，酸越强，即当Ka值愈大，突跃范围愈大。 （三）多元弱酸弱碱的滴定 1、多元弱酸的滴定 多元弱酸能否被准确滴定，可以根据以下两个原则判断： ①c·Ka≥10-8，这一级的H+可被准确滴定。 ②Ka1/Ka2≥104，若c·Ka≥10-8，则第一级电离的H+能被准确滴定，第二步电离的H＋对第一步电离的H＋没有干扰，形成第一个突跃；若c·Ka2≥10-8，能形成第二个突跃，可以被分步滴定。 2、多元弱碱的滴定 当第一步的滴定到达化学计量点时，产物是HCO-3，溶液的pH值为：cH+=Ka1·Ka2=4.3×10－7×5.61×10－11=4.91×10－9 pH=8.31可选酚酞为指示剂，溶液终点由红色变为无色。 当第二步的滴定到达化学计量点时，产物是H2CO3，溶液的pH值可按照多元弱酸溶液pH的最简式进行计算：cH+=c·Ka1=0.04×4.3×10－7=1.31×10－4 pH=3.88可选甲基橙为指示剂，溶液终点由黄色变为橙色。由于滴定过程易形成CO2的饱和溶液，使得H2CO3的浓度约为0.04mol·L-1，溶液的酸度稍稍增大，终点稍过早出现，所以滴定时应注意在终点附近剧烈振摇溶液。 三、酸碱标准溶液的配制和标定 酸碱滴定法测定某种物质的含量，必须配制酸或碱的标准溶液。最常用的酸标准溶液是HCl溶液，有时也用H2SO4；最常用的碱标准溶液是NaOH溶液，有时也用KOH或Ba（OH）2。酸碱标准溶液的浓度常配成0.1mol·L-1。 由于市售盐酸的浓度不确定，加之盐酸的挥发性，所以盐酸标准溶液一般不是直接配制，而是用间接法进行配制的，即先配成大致所需浓度，然后用基准物质标定；NaOH易于吸收空气中的CO2和H2O，纯度不够，因此，NaOH标准溶液也不能用直接法配制，而是先配成大致所需浓度，再用基准物质标定。 1、酸溶液的标定 标定盐酸的基准物质，最常用的是硼砂（Na2B4O7·10H2O）和无水碳酸钠（Na2CO3）。 硼砂摩尔质量较大（381.4g·mol-1），称量误差小，另外硼砂无吸湿性，易于精制，纯度较高，因此是标定HCl溶液常用的基准物。缺点是在空气中易风化失去部分水，因此需保存在相对湿度为60%的恒湿器中。 2、碱溶液的标定 标定NaOH溶液的基准物质，最常用的是邻苯二甲酸氢钾（KHC8H4O4），也可使用草酸（H2C2O4·2H2O）。 邻苯二甲酸氢钾容易制得纯品，不吸水，易保存，摩尔质量较大，是标定NaOH溶液的理想基准物质。 四、滴定方式及酸碱滴定法的应用 酸碱滴定法广泛用于工农业生产、医药、食品检测等方面。例如，许多药品如阿司匹林、硼酸、药用NaOH含量的测定都可用此法测定，天然水的总硬度、牛奶、土壤肥料中的氮含量、磷含量的测定，食醋、水果、蔬菜中总酸度的测定都可用酸碱滴定法进行。按滴定方式酸碱滴定法可分为直接滴定法和间接滴定法两种。 （一）滴定方式 1、直接滴定法 强酸、强碱以及c0·Kθa≥10-8的弱酸和c0·Kθb≥10-8的弱碱均可用标准碱或标准酸溶液直接滴定。 2、间接滴定法 如果被测定组分与滴定剂之间不发生化学反应或反应不完全，则可考虑使用间接滴定法。例如极弱的酸和碱以及本身不是酸或碱的一些物质经过适当化学处理后再用酸碱溶液滴定的方法即属间接滴定法。 （二）应用示例 实训项目四 酸碱标准溶液的配制和标定 一、实训目的 1.熟练掌握盐酸、氢氧化钠等常用标准溶液的配制和标定方法。 2.练习滴定管的洗涤、涂油、检漏、装管、排气、读数、滴定等操作技能。 3.滴定终点控制操作技能及酸碱滴定终点的正确判断技能。 二、实训原理 酸碱滴定中常用盐酸或氢氧化钠溶液做标准溶液（滴定剂）。由于浓盐酸易挥发，而氢氧化钠易吸收空气中的水蒸气和二氧化碳，都不能用直接法配制标准溶液。因此，只能先配制接近所需浓度的溶液，然后用基准物或已知准确浓度的标准溶液测量其准确浓度。 用来标定HCl溶液常用的基准物质有Na2CO3，硼砂（Na2B2O7·10H2O）。硼砂的摩尔质量大，可以减小称量误差，但因含有结晶水，需要保存在含有饱和NaCl和蔗糖溶液的密闭恒湿容器中。本实验是用直接法配制Na2CO3标准溶液，再用Na2CO3标准溶液标定HCl溶液的准确浓度。 NaOH溶液的准确浓度可以用HCl标准溶液进行测定，滴定的pH突跃范围为4.30～9.70。用HCl溶液滴定NaOH溶液时，根据酸碱滴定指示剂的选择原则可知，选用酚酞或甲基橙为指示剂，常用甲基橙指示剂，终点颜色变化为黄色→橙色。在用NaOH滴定HCl时，常用酚酞指示剂，终点颜色变化为无色→粉红色。 三、药品和仪器 1.药品浓盐酸（AR）、NaOH固体（AR）、甲基橙指示剂（0.1%）、酚酞指示剂（1%）。 2.仪器量筒（10mL）、2个试剂瓶（500mL）、锥形瓶（250mL）、烧杯（50mL）、酸式滴定管（50mL）、碱式滴定管（50mL）、移液管（25mL）、称量瓶、滴定管架、洗瓶、洗耳球、玻璃棒、托盘天平、电子天平。 四、实训内容 1.酸碱溶液的配制 2. HCl溶液浓度的标定 （1）洗净酸式滴定管，0.1mol·L-1　HCl溶液装入滴定管中，记下滴定管的初始读数。 （2）在三只洗净的250mL锥形瓶中分别用25mL移液管各加入25.00mL　Na2CO3标准溶液。并各加入甲基橙指示剂2～3滴，此时溶液为黄色。 （3）取其中一只锥形瓶，用滴定管中的HCl溶液开始滴定。 （4）滴定时要先快后慢，边滴边旋摇锥形瓶，接近终点时要注意观察。快到终点时要一滴一滴地慢慢滴入。当溶液由黄色转变为橙色时，即为终点。准确记下滴定管的读数，算出所耗用HCl标准溶液体积。 （5）按同样方法，滴定另外两只锥形瓶的溶液，记录HCl标准溶液的用量。三次滴定结果的相对偏差应在0.3％以内，否则重新进行滴定，直到所得的数据中有三个符合误差范围要求为止。 （6）根据3次滴定结果的平均值，计算HCl标准溶液的准确浓度，并进行误差处理。 3. NaOH溶液浓度的标定用所配制的NaOH溶液洗涤碱式滴定管三次，每次5～10mL，然后将NaOH溶液加到“0”刻度以上，赶尽下部橡皮管和玻璃尖管内的气泡后，调整滴定管内的液面位置至刻度“0.00”或略低于“0.00”，静置1min，记录此时液面的精确读数。 准确量取盐酸滴定液25.00mL于锥形瓶中，加入酚酞指示剂2滴，用待标定NaOH溶液滴定至溶液恰好由无色转变为淡红色（30s不褪色）即为终点，记录每次滴定前后滴定管的读数，重复测定3份，记录每份所消耗的NaOH的体积，取其平均值，计算NaOH溶液的准确浓度。 五、思考题 1. 实验中，移液管、滴定管、容量瓶、锥形瓶等在使用前应如何洗涤？为什么？ 2. 如果标定用的无水Na2CO3吸收了水分，会对结果产生何种影响？ 实训项目五 药用硼砂含量的测定 一、 实训目的 1.掌握中和滴定法测定硼砂含量的原理和操作。 2.巩固移液管、容量瓶、滴定管的使用方法，巩固滴定终点控制操作技能及酸碱滴定终点的正确判断技能。 二、实训原理 Na2B4O7·10H2O是一个强碱弱酸盐，其滴定产物硼酸是一很弱的酸（Ka1=7.3×10-10）。并不干扰盐酸标准溶液对硼砂的测定。在计量点前，酸度很弱，计量点后，盐酸稍过量时溶液pH值急剧下降，形成突跃。反应式如下： Na2B4O7＋2HCl＋5H2O2NaCl＋4H3BO3 计量点时pH=5.1，可选用甲基红为指示剂。 三、药品和仪器 1.药品HCl标准溶液（0.1000mol·L-1）、药用硼砂、甲基红溴甲酚绿混合指示剂。 2.仪器锥形瓶（250mL）、酸式滴定管（50mL）、电子天平。 四、实训步骤 1．洗净锥形瓶、酸式滴定管、50mL量筒备用。 2．减量法称取硼砂约0.4g三份，精密称定，分别放入三个洗净并标号的锥形瓶，各加蒸馏水50mL使其溶解。 3．用0.1000mol·L-1盐酸标准溶液润洗酸式滴定管三次，将盐酸装入滴定管，调整液面在“0”或“0”刻度附近。 4．取其中一只锥形瓶，加2滴甲基红指示剂，用HCl标准溶液滴定至溶液由黄变为橙色。按同样方法，滴定另外两只锥形瓶的溶液，记录HCl溶液的用量。 按上述方法再重复测定二次，并记录HCl溶液的用量。 五、实训结果 1.数据记录ⅠⅡⅢ（硼砂+瓶）初重（g）（硼砂+瓶）末重（g）硼砂重（g）HCl终读数（mL）HCl初读数（mL）VHCl（mL） 2.结果计算Na2B4O7·10H2O%=cHCl×VHCl×MNa2B4O7·10H2O2×1000S×100%式中：S为硼砂样品质量，MNa2B4O7·10H2O=381.37。 六、注意事项 1．硼砂量大，不易溶解，必要时可在电炉上加热使溶解，放冷后再滴定。 2．终点应为橙色，若偏红，则滴定过量，使结果偏高。 实训项目六 苯甲酸的含量测定 一、实训目的 1.掌握用中和法测定苯甲酸含量的基本步骤和方法。 2.掌握碱式滴定管的使用，掌握酚酞指示剂的滴定终点的判断。 二、实训原理 苯甲酸（MC7H6O2＝122.12）属芳香羧酸类药物，电离常数Ka=6.3×10-3，可用标准碱溶液直接滴定。反应方程式为：COOH+NaOHCOONa+H2O计量点时，生成物是强碱弱酸盐，溶液呈微碱性，可选用碱性区域变色的指示剂，选用酚酞作指示剂。 三、药品和仪器 1.药品NaOH标准溶液（0.1mol·L-1）、酚酞指示剂、中性稀乙醇。 2.仪器电子天平、碱式滴定管（50mL）、锥形瓶（250mL）、量筒（100mL）。 四、操作步骤 用万分之一的电子天平精密称取约0.25g苯甲酸，加入250mL锥形瓶后，再加中性稀乙醇（对酚酞指示液显中性）25mL溶解后，加酚酞指示液2滴，用氢氧化钠滴定液滴定至淡红色。 平行测定三次，将结果填入下表，计算样品中苯甲酸的含量。ⅠⅡⅢ样品的质量（g）消耗氢氧化钠的体积（mL）样品中苯甲酸的含量（%）样品中苯甲酸含量的平均值（%）相对偏差（%）五、 注意事项 1.滴定近终点时需缓缓滴加，避免滴过，溶液呈粉红色后，可能由于吸收空气中的二氧化碳而使之褪色。粉红色能维持1min以上不变即为终点。 2.标定过程中所用的水均应为新沸过的冷水，以避免二氧化碳的干扰。 1．教学以学生学习教材的基本内容为主，系统全面地学习产业经济学基础的基本内容。 2．通过案例为学生讲解产业经济学基础的素质要求和培训要点。 3．整个教学过程中，各教学点可根据实际情况，进行拓展知识的讲解。
讨论题、思考题： 围绕本章主题做情景模拟训练，以增强理解，加深印象。可以参考教材、资料包、或者其他案例。
作业： 完成项目检测。

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