(完整版)第6章酸碱理论与解离平衡习题及全解答
化学平衡练习题酸碱反应与pH计算
化学平衡练习题酸碱反应与pH计算化学平衡练习题：酸碱反应与pH计算化学中的平衡反应一直是学习者们的难点之一。
特别是酸碱反应和pH计算，更是需要深入理解和掌握的内容。
本文将通过一些实例，帮助读者更好地理解酸碱反应以及如何计算pH值。
一、酸碱反应基础知识酸碱反应是指酸与碱之间的化学反应。
酸和碱都是广义上的概念，酸能够接受电子对，碱能够提供电子对。
在酸碱反应中，酸会将H+离子释放出来，碱会释放OH-离子。
当酸和碱反应时，H+和OH-会结合形成H2O。
二、酸碱反应实例分析1. 盐酸和氢氧化钠反应：HCl + NaOH → NaCl + H2O这是一种典型的酸碱中和反应。
在反应中，盐酸释放出H+离子，氢氧化钠释放出OH-离子，然后这两种离子结合形成水。
反应完成后，形成的产物是氯化钠和水。
2. 硫酸和氢氧化钙反应：H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2H2O这个反应是硫酸与氢氧化钙之间的反应。
硫酸释放出2个H+离子，氢氧化钙释放出2个OH-离子，然后结合形成硫酸钙和水。
这种反应也是一种酸碱中和反应。
三、pH计算的基本原理pH是以酸性和碱性溶液的酸碱度为衡量标准的指标。
pH的值是通过酸碱溶液中的氢离子浓度来表示的，其计算公式为：pH = -log[H+]其中，H+代表氢离子的浓度。
四、pH计算实例1. 计算盐酸溶液的pH：已知盐酸浓度为0.1 mol/L，根据盐酸的离解反应HCl → H+ + Cl-，可知氢离子的浓度为0.1 mol/L。
带入计算公式，可得：pH = -log(0.1) ≈ 12. 计算氢氧化钠溶液的pH：已知氢氧化钠浓度为0.01 mol/L，根据氢氧化钠的离解反应NaOH → Na+ + OH-，可知氢离子的浓度为0.01 mol/L。
带入计算公式，可得： pH = -log(0.01) ≈ 2五、总结与展望本文通过酸碱反应和pH计算的实例，帮助读者更好地理解了酸碱反应及pH计算的基本原理与方法。
《酸碱平衡及酸碱滴定》习题答案
《酸碱平衡》习题答案1. 计算pH=5.00时，0.10mol·L -1的HAc 溶液中各型体的分布系数及平衡浓度。
解：()36.01076.11010][][500.500.5=×+=+=−−−++θδa r r K H H HAc ()()()1036.036.010.0−⋅=×=⋅=L mol HAc c HAc c r δ()()64.036.0111=−=−=−HAc Ac δδ()()()11064.064.010.0−−−⋅=×=⋅=L mol Ac c Ac c r δ2. 计算0.10mol·L -1的HCOONH 4溶液的pH 。
解：由于HCOO -和NH 4+分别为弱碱和弱酸，此溶液为两性溶液体系，其中：()()()5143441077.110/1077.1−−+−×==×=NH K K NHK HCOOH K b w a aθθθ所以，根据两性物质溶液体系pH 计算公式可得：()()500.6 1077.1101077.1lg lg 51444=×××−=−=−−−+NH K HCOOH K pH a aθθ* 两性物质溶液体系pH 计算公式中涉及到的两个平衡常数均是酸的解离常数。
* 根据有效数字修约规则，本题计算结果需要保留有效数字三位，也就是6.500。
3. 欲配置pH=5.00的缓冲溶液，现有0.1mol·L -1的HAc 溶液100mL ，应加0.1mol·L -1的NaOH 溶液多少毫升？解：设需要加0.1mol·L -1的NaOH 溶液x mL ， 则根据缓冲溶液体系pH 计算公式可得：()()()()()()()()()00.5 101.0101001.0101.0lg1076.1lg lg lg ][][lg3335=××−××××+×−=−+=+=+=−−−−−−x x NaOH V NaOH c HAc V HAc c NaOH V NaOH c pK HA n A n pK HA A pK pH r r r a a rr a θθθ解方程得到：()()mL mL x 2106.064×≈=4. 取50mL0.10mol·L -1的某一元弱酸溶液，与20mL0.10mol·L -1的NaOH 溶液混合，稀释到100mL ，测得此溶液的pH=5.25，求此一元弱酸的θa K 。
解离平衡与酸碱滴定j
Ka1
c(H )c(HCO3 ) c(H2CO3 )
4.3 107
一级解离常数
HCO3 H CO32
Ka2
c(H )c(CO32 ) c(HCO3 )
5.6 1011
二级解离常数
∵同离子效应
K
a1远大于K
a2
∴第二步解离可以忽略,平衡时c(H+) 可视为完全由
第一步解离产生
例： H2CO3: 0.040 mol·L-1,计算平衡时的c(H2CO3)， c(H+)，c(HCO3- )和c(CO32- )
一、弱电解质的解离平衡
1. 一元弱酸 HB H B
起始浓度 c 转化浓度 x 平衡浓度 c-x
00 xx xx
标准解离常数：
K
a
{c
(
H
) / c }{c(B ) {c(HB) / c }
/
c
}
代入经验解离常数：K a
c(H )c(B ) c ( HB )
xx cx
a、当 c / Ka 380 或 c(H ) 0.05 c, 0.05
c(H+) c(盐)＋c(H+)
加入NaAc ： c(Ac-)增大 (NaAc → Na+ + Ac-）
平衡左移, c(H+)减小，α减小
盐效应：在弱电解质(HAc)中加入一种含有不同离子 的强电解质(NaCl)后，解离度略有提高
HAc H Ac
加入NaCl：H+与Ac- 结合机会减小 HAc的解离度α略有提高
精确计算：c(OH ) Kb Kb2 4Kbc
2
3. 同离子效应和盐效应
同离子效应：由于在弱电解质(HAc)中加入一种含有 相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质(NaAc)后， 解离平衡发生移动，解离度下降
【分析化学】第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法习题及解答
C (CH2ClCOO-)
精品课件
（3）0.10mol•L-1 CH2ClCOOH ;
已知：Ka (CH2ClCOOH) =1.4×10 -3 c Ka =0.10 ×1.4×10 -3 ≥ 10 -8 所以能直接准确滴定
化学计量点时为 CH2ClCOOKb
解：c Kb ≥ 20 Kw C (CH2ClCOO-)
（1）0.10mol•L-1 NaF ;
已知：Ka (HF) =3.53×10 -4 Kb ×Ka = Kw Kb = = = 2.83×10-11 cKb = 0.10×2.83×10-11 ≤ 10 -8 所以不能直接准确滴定
精品课件
（2）0.10mol•L-1 HCN ;
已知：Ka (HCN) =4.93×10 -10
缓冲溶液: pH = pKa + lg
当: pH = pKa 溶液的缓冲能力最大 所以选择（1） 配置pH=3.0的缓冲溶液
精品课件
6-8 在100.0 mL 0.10mol•L-1HAc溶液中，加入 50.0mL 0.10mol•L-1 NaOH溶液，求此混合液的pH.
已知 Ka（CH3COOH）= 1.76×10-5
精品课件
6-5 计算下列溶液的pH (2) 0.10mol •L-1 CH2ClCOOH 已知 Ka（CH2ClCOOH）= 1.4×10-3 解：c Ka ≥ 20 Kw c /Ka ≥ 500 C（） pH= -logc(H+) = - log 1.18×10-2 = 1.93
精品课件
(3) 0.10mol •L-1 NH3•H2O 已知 Kb（NH3•H2O）= 1.77×10-5 解：c Kb ≥ 20 Kw c /Kb ≥ 500 C( pOH= -logc(OH-) = - log 1.33×10-3 = 2.88 pH= 14 – pOH =14 - 2.88 = 11.12
酸碱平衡
第六章 酸碱平衡一、选择题1．在相同溫度下，和1％的尿素22[CO(NH )]水溶液具有相同渗透压的葡萄糖6126(C H O )溶液的浓度约为A 、2%B 、3%C 、4%D 、5%2．测得人体血液的冰点降低值0.56K f T ∆=。
已知-11.86K mol kg f K =⋅⋅。
则在体温37 C ︒时的渗透压是A 、1776 kPaB 、388 kPaC 、776 kPaD 、194 kPa3．按照酸碱质子理论，下列物质中既可以作为酸，又可作为碱的是A 、[]3+26Al(OH ) B 、[]3+26Cr(OH ) C 、[]+242Fe(OH )(OH) D 、3-4PO 4．根据质子理论，下列水溶液中碱性最弱的是哪一个 A 、-3NO B 、-4ClO C 、2-3CO D 、2-4SO 5．弱酸弱碱盐实际上是包含一种酸1A 和一种碱2B 的化合物，它的水解常数应该等于A 、2b K ϑB 、1a K ϑC 、12a b w K K K ϑϑϑD 、12w a b K K K ϑϑϑ 6．醋酸的-5 = 1.810 a K ϑ⨯，欲配制PH = 5的醋酸与醋酸钠组成的缓冲溶液，其/m m 酸碱的比应为A 、5：9B 、18：10 1：18 D 、1：36 7．已知3-5-10-5(NH )(HCN)(HAc) = 1.810 , = 4.910 , = 1.810b a a K K K ϑϑϑ⨯⨯⨯，下列哪一对共轭酸碱混合物不能配制PH = 9的缓冲溶液A 、HAc - NaAcB 、43NH Cl - NHC 、 (A)、(B)都不行D 、HCN - NaCN8．某酸溶液的pH 为9，其氢离子浓度为A 、1.0×10-10B 、1.0×10-9C 、1.0×10-8D 、1.0×10-79． 将NaAc 溶液加热之后，溶液的PH 值将A 、增大B 、减小C 、不变D 、基本不变10． NH 3的共轭酸A 、NH 2－B 、NH 2－C 、NH 4＋D 、HCl11． 欲配制pH=4.50的缓冲溶液，选用下列哪种K Θa 值的酸的缓冲对最适宜A 、6.4×10–4B 、1.4×10–3C 、1.8×10–5D 、6.23×10–812． 在0.1mol·L －1的氨水中加入固体 NH 4Cl ，则氨水的电离度A 、增大B 、减小C 、不变D 、基本不变二、计算题和问答题1．已知0.01-3mol dm ⋅HAc 溶液的解离度为4.2％，试求HAc 的电离常数，并计算溶液中的[H +],pH 及0.1-3mol dm ⋅HAc 的电离度。
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法习题答案-推荐下载
(3)
pK
pK
pK
(4) pKθa = 4.66
θ b
θ b
θ b
=
=
=
4.69
4.75
10.25
pKθa 和弱碱
习题 6-4 计算 0.10 mol·L-1 甲酸(HCOOH)溶液的 pH 及其离解度。
解： c/ Kaθ >500
c(H )
pH = 2.38
cK
θ a
pK
θ b
NH
+ 4
的值，求它们的共轭碱和共轭酸的
HCO3- ＝ H+ + CO32-
K
θ a2
=5.61×10-11
c(
CO32-
)≈
K
θ a2
=
5.61×10-11
(mol.L-1)
习题 6-7 欲配制 pH=3 的缓冲溶液，有下列三组共轭酸碱对 (1)HCOOH-HCOO- (2)HAc-Ac-
(3)
NH
+ 4
-NH3
问哪组较为合适？
解：(1) HCOOH-HCOO- ( pKθa = 3.75)较为合适
(2)NH4+ pKθa =9.25
(4)苯胺 pKθa = 9.34
0.10 1.77 104 4.2 103 (mol L1 )
c(H ) / c (4.2 103 ) / 0.10 100% 4.2%
习题 6-5 计算下列溶液的 pH (1) 0.050 mol.L-1 HCl (3) 0.10 mol.L-1 NH3·H2O
习题 6-6 计算室温下饱和 CO2 水溶液（即 0.0400 mol.L-1）中, c(H+), c( HCO3- ),c( CO32- )
无机及分析-酸碱平衡
离子强度I：反映离子之间相互作用强弱的物理量。
I
1 2
ci zi2
2021/4/16
第6章 酸碱平衡
9
离子强度越大，活度系数 值越小。当离子强 度小于1×10-4时， γ值接近于1，即活度近似等于 实际浓度。高价离子的γ 值小于低价离子，特别 是在较大离子强度的情况下两者的差距很大。
电解质溶液的浓度和活度之间一般是有差别的， 严格地说，都应该用活度来进行计算，但对于稀 溶液、弱电解质溶液、难溶强电解质溶液作近似 计算时，通常就用浓度进行计算。这是因为在这 些情况下，溶液中的离子浓度很低，离子强度很 小， γ值十分接近于1的缘故。
第6章 酸碱平衡
28
2) 酸碱的相对强弱
弱酸弱碱的解离常数Ki(一)
2021/4/16
第6章 酸碱平衡
29
弱酸弱碱的解离常数Ki(二)
K
θ a
102
~ 107
K
θ a
107
K
θ b
通常把 Ka=102～ 107的酸称为弱酸，把 Ka 107的酸 称为极弱酸；同理，弱碱也可以按 Kb的大小进行分类。
2021/4/16
第6章 酸碱平衡
32
4)多元弱酸弱碱的解离
H 3PO 4 H 2O
H 3O
H
2
PO
4
Ka1
c(H
3O
)c(H
2PO
4
)
c(H3PO 4 )
7.6 10 3
H
2
PO
4
H2O
H 3O
HPO
2 4
Ka2
c(H3O
)c(HPO
2 4
)
c(H2PO4 )
解离平衡习题及答案
=
(3.16×10 )
0.50 - 3.16×10 = 2.01 ×10
-5
【第14题(P96)】 按照酸性、中性、碱性，将下列盐分类： K2CO3，CuCl2，Na2S，NH4NO3，Na3PO4， KNO3，NaHCO3，NaH2PO4，NH4CN，NH4Ac
【解】 (1) 酸性：CuCl2，NaH2PO4，NH4NO3， (2) 中性：KNO3，NH4Ac (3) 碱性：K2CO3，Na3PO4，NaHCO3， NH4CN， Na2S
= 11.78
【第18题(P97)】在1.0L 0.20 mol· -1 HAc溶液中， L
加多少固体NaAc才能使[H+]为6.5×10-5 mol· -1 。 L HAc ⇌ H+(aq) + Ac－(aq) 【解】 起始浓度/(mol· -1) ： 0.20 L 0 x 平衡浓度/(mol· -1) ：0.20-[H+] L [H+] x + [H+] = 1.76×10
= 9.03
(2) 查P451附录三可得H2CO3的二级解离常数为：
K
ө ө ө
(H2CO3) = 5.6×10-11 a2
则其共轭碱CO32-的解离常数为：
K (CO32-) = K w/ K b1
ө a2(H2CO3)
=1.0×10-14 / 5.6×10-11 = 1.79×10-4
∵c/ K
【第15题(P96)】求下列盐溶液的pH：
(1) 0.20 mol· -1 L (2) 0.20 mol· -1 L 【解】 (1) 查P451附录三可得HAc的解离常数为： K
ө ө ө ө
NaAc Na2CO3
无机化学课件第6章 酸碱理论与解离平衡
共轭碱 -H+ NH3
两性物质 +H+ NH4Ac
NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ac－ + H2O HAc + OH－
共轭酸 HAc
无机化学
6.1 酸碱理论
小结：酸碱反应的类型
① 酸碱中和反应是质子转移反应
H+
H3O+(aq) + OH-(aq)
2H2O (l)
无机化学
6.1 酸碱理论
NH3+·CH2·COOH
NH3+·CH2·COO－+H2O NH2·CH2·COO－ + H3O+ Ka = 1.56×10－10 NH3+·CH2·COO－+ H2O NH3+·CH2·COOH +OH－ Kb′= 2.24×10－12
无机化学
两性物质4---弱酸弱减盐---如：NH4Ac
凡能接受质子H+的分子或离子是碱。
实例：HAc
H+ + Ac－（反应不能独立存在）
实质：HAc + H2O 2。质子传递反应
H3O+ + Ac－
通式： 酸1 + 碱2 酸2 + 碱1
H+ 无机化学
质子传递反应说明： （1）口诀1：有碱才有酸，有酸才有碱。 酸半反应---酸给出质子形成共轭碱的反应 碱半反应---碱接受质子形成共轭酸的反应 质子传递反应由酸半反应和碱半反应组成，
6.1.1 酸碱理论的发展
人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深、由低级到 高级的认识过程。 ◆ 最初
酸：有酸味，能使蓝色石蕊试纸变红的物质 碱：有涩味、滑腻感，使红色石蕊试纸变蓝，并能与酸
无机化学第6章酸碱理论与解离平衡
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
（2） 溶液的 ） 溶液的pH pH = -lgc(H3O+) pOH = -lgc(OH-) 298K的纯水中： 的纯水中： 的纯水中 KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 × 等式两边同取负对数： 等式两边同取负对数： pKӨw = pH +pOH = 14.00
无机化学
6.1 酸碱理论
6.1.2 酸碱质子理论 (1) 定义 定义:
的分子或离子。 酸：凡是能释放出质子(H+)的分子或离子。 凡是能释放出质子 的分子或离子 碱：凡是能与质子(H+)结合的分子或离子。 结合的分子或离子。 凡是能与质子 结合的分子或离子 质子酸) 质子的给予体； 即：酸(质子酸 —— 质子的给予体； 质子酸 质子碱) 质子的接受体。 碱(质子碱 —— 质子的接受体。 质子碱 两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。 两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。
无机化学
6.1 酸碱理论
酸碱反应的实质是酸碱之间以共价配键相结合， 酸碱反应的实质是酸碱之间以共价配键相结合，生 是酸碱之间以共价配键相结合 成酸碱配合物的过程，并不发生电子转移。 成酸碱配合物的过程，并不发生电子转移。 H ∣ HCl + :NH3 → [H—N→H]+ + Cl∣ H F ∣ BF3 + :F- → [F—B←F]∣ F NH3 ↓ Cu2+ + 4:NH3 → [H3N→Cu←NH3]2+ ↑ NH3 无机化学
H+ (aq) + OH－(aq)
∅ KW = c(H3O+ ) ⋅ c(OH− )
1、水的质子自递反应是吸热反应，故水的离子积随 、水的质子自递反应是吸热反应， 温度的升高而增大。 的纯水中： 温度的升高而增大。298K的纯水中：c(H+) = c(OH-) 的纯水中 =1.0×10-7mol·L-1 × KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 × 2、任何稀水溶液中同时存在H+和OH–，且 、任何稀水溶液中同时存在 KӨw = c(H+) c(OH-)
酸碱平衡与酸碱滴定习题答案.doc
思考题1.根据酸碱质子理论，什么是酸什么是碱酸碱反应的实质是什么【答】酸碱质子理论：凡能放出质子(氢离子 )的分子或离子都是酸，凡能与质子(氢离子 )结合的分子或离子都是碱。
酸碱反应的实质是质子转移反应。
2.根据酸碱电子理论，什么是酸什么是碱酸碱反应的实质是什么【答】酸碱的电子理论：凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫做碱，也叫做路易斯碱；凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫做酸，也叫做路易斯酸。
酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱配合物。
3.说明下列名词的意义： (1) 酸碱共轭对； (2) 两性物质； (3) 溶剂的质子自递反应； (4) 拉平效应和区分效应； (5) 酸的强度和酸度； (6) 稀释定律； (7) 分析浓度和平衡浓度； (8) 分布系数； (9) 质子平衡条件； (10) 同离子效应和盐效应； (11) 化学计量点和滴定终点； (12) 酸碱滴定突跃范围。
【答】 (1) 质子酸失去一个质子变为质子碱，质子碱得到一个质子转为酸。
因一个质子的得失而相互转变的每一对酸碱就称为共轭酸碱对(2)有些酸碱物质，在不同的酸碱共轭酸碱对中，有时是质子酸，有时是质子碱，把这类物质称为酸碱的两性物质。
如： HPO42－、 H2PO4－、HS－、 H2O 等。
(3) 仅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反应，反应的平衡常数称为溶剂的质子自递常数。
(4)拉平效应：在某溶剂中，不能区分酸性强弱的现象。
区分效应：在某溶剂中，能区分酸性强弱的现象。
(5) 酸的强度：表示给出质子的能力。
酸度：表示溶液中－]浓度的大小。
通常以 pH [H+] 浓度或 [OH或 pOH 表示。
(6)弱电解质的解离度是随着浓度的减小而增大，这一规律就称为稀释定律。
(7)在酸 (或碱 )的解离反应式中，当共轭酸碱对处于平衡状态时，溶液中存在着多种酸碱组分，这些组分的浓度称为平衡浓度，以[ ]表示；各组分平衡浓度之和称为分析浓度(或总浓度)，通常以c表示。
第六章 酸碱均衡和酸碱滴定法习题答案
(3)
pK
pK
pK
(4) pKθa = 4.66
θ b
θ b
θ b
=
=
=
4.69
4.75
10.25
pKθa 和弱碱
习题 6-4 计算 0.10 mol·L-1 甲酸(HCOOH)溶液的 pH 及其离解度。
解： c/ Kaθ >500
c(H )
pH = 2.38
cK
θ a
pK
θ b
NH
+ 4
的值，求它们的共轭碱和共轭酸的
pOH =2.89 pH =11.11 (4) c(H+) = 1.3×10-3 mol.L-1
pH = 2.89
(5)
K
θ b1
=
1.78×10-4
c(OH-) = 6.0×10-3 mol.L-1
pOH =2.22 pH =11.78
（6）c(H+) = 4.9×10-9 mol.L-1
pH = 8.31
H3O+—H2O HAc—AcH3PO4—H2PO4HCN—CN-
；NH3；HF，F-；H3PO4， H2P：HAc、
习题 6-3
解：(1)
H2O—OHH3O+—H2O H2O—OHH2O—OH-
指出下列物质中的共轭酸、共轭碱，并按照强弱顺序排列起来：HAc，Ac-
pK
θ b
和
pKθa
(5) 0.20 mol.L-1 Na2CO3 (7) 0.10 mol.L-1 NH4Ac 解：(1) c(H+) = 0.050 mol.L-1
pH = 1.30
(2) Kaθ = 1.4×10-3
化学酸碱反应平衡练习题巩固酸碱反应的平衡关系与计算
化学酸碱反应平衡练习题巩固酸碱反应的平衡关系与计算酸碱反应平衡是化学中的重要概念，它描述了在化学反应中酸与碱之间的相互作用。
为了更好地理解酸碱反应平衡，我们可以通过练习题来熟悉其中的平衡关系与计算方法。
以下是一些化学酸碱反应平衡练习题，帮助巩固对酸碱反应平衡的理解。
题目一：已知NaOH的溶液浓度为0.2mol/L，若取1ml的NaOH溶液，加入到100ml的HCl溶液中，使得反应到达平衡状态后HCl的浓度为0.05mol/L，求NaOH溶液的取用体积。
解析：题目给出的条件是NaOH溶液浓度、HCl溶液的体积和浓度以及平衡状态时HCl的浓度。
我们需要通过计算求得NaOH溶液的取用体积。
首先，根据化学反应的平衡方程式，NaOH与HCl发生中和反应，生成NaCl和H2O。
NaOH + HCl → NaCl + H2O根据平衡反应的摩尔比例，得到NaOH反应的摩尔数与HCl反应的摩尔数相等。
根据已知信息，HCl的浓度为0.05mol/L，体积为100ml，那么反应物HCl的摩尔数可以通过浓度和体积进行计算。
反应物HCl的摩尔数 = HCl的浓度 × HCl的体积反应物HCl的摩尔数 = 0.05mol/L × 0.1L = 0.005mol根据平衡反应的摩尔比例，NaOH与HCl的摩尔数相等，所以NaOH的摩尔数也为0.005mol。
已知NaOH的溶液浓度为0.2mol/L，那么NaOH的摩尔数可以通过溶液浓度和体积进行计算。
NaOH的摩尔数 = NaOH的浓度 × NaOH的体积0.005mol = 0.2mol/L × NaOH的体积NaOH的体积 = 0.005mol / 0.2mol/L = 0.025L = 25ml所以，NaOH溶液的取用体积为25ml。
题目二：已知一瓶无色酸性溶液含有H2SO4和HCl，取1ml的酸性溶液加入到200ml的纯水中，溶液呈酸性pH值为3.5。
(完整版)第六章酸碱滴定思考题与习题答案
第6章 思考题与习题1．写出下列各酸的共轭碱：H 2O ，H 2C 2O 4，H 2PO 4-，HCO 3-，C 6H 5OH ，C 6H 5NH 3+，HS -。
答：H 2O 的共轭碱为OH -；；H 2C 2O 4的共轭碱为HC 2O 4-； H 2PO 4-的共轭碱为HPO 42-； HCO 3-的共轭碱为CO 32-；； C 6H 5OH 的共轭碱为C 6H 5O -； C 6H 5NH 3+的共轭碱为C 6H 5NH 3； HS -的共轭碱为S 2-；2. 写出下列各碱的共轭酸：H 2O,NO 3-，HSO 4-，S 2-，C 6H 5O -。
答：H 2O 的共轭酸为H +； NO 3-的共轭酸为HNO 3； HSO 4-的共轭酸为H 2SO 4； S 2的共轭酸为HS -；C 6H 5O -的共轭酸为C 2H 5OH3．为什么一般都用强酸（碱）溶液作酸（碱）标准溶液？为什么酸（碱）标准溶液的浓度不宜太浓或太稀？答：用强酸或强碱作滴定剂时，其滴定反应为：H ++OH -=H 2OK c =]][[1-+OH H =WK 1=1.0×1014 (25℃) 此类滴定反应的平衡常数K t 相当大，反应进行的十分完全。
但酸（碱）标准溶液的浓度太浓时，滴定终点时过量的体积一定，因而误差增大；若太稀，终点时指示剂变色不明显，故滴定的体积也会增大，致使误差增大。
故酸（碱）标准溶液的浓度均不宜太浓或太稀。
4．HCl 与HAc 的混合溶液（浓度均为0.10 mol·L -1），能否以甲基橙为指示剂，用0.1000 mol·L -1 NaOH 溶液直接滴定其中的HCl ？此时有多少HAc 参与了反应？ 解：C 1=0.10mol •L -1 ， K a2=1.8×10-5 ，所以 （1）不能以甲基橙为指示剂准确滴定HCl（2）因为 甲基橙的变色范围为3.1～4.4 所以 当pH=4.0时为变色转折点pH=pKa+lg HAA -4.0=4.74+lg%1.0%x x -x%=15%5．判断下列情况对测定结果的影响：（1）用混有少量的邻苯二甲酸的邻苯二甲酸氢钾标定NaOH 溶液的浓度；（2）用吸收了CO 2的NaOH 标准溶液滴定H 3PO 4至第一计量点；继续滴定至第二计量点时，对测定结果各如何影响？ 答：（1）使测定值偏小。
酸碱理论与解离平衡
酸碱的定义
01
阿累尼乌斯酸碱理论
认为凡是在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的物质就是酸，电离
出的阴离子全部是氢氧根离子的物质就是碱。
02 03
酸碱质子理论
认为凡是可以释放质子（氢离子）的任何物质（分子或离子）都是酸； 凡是能接受质子的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而 碱是质子的接受体。
在生物化学中的应用
1 2
生物酶活性
酸碱解离平衡在生物化学中具有重要应用，如酶 的活性受pH值影响，可以通过调节pH值来控制 酶促反应的速度。
生物分子结构
生物分子如蛋白质、核酸等在酸碱环境中会发生 解离和结合，从而影响其结构和功能。
3
生物代谢过程
酸碱平衡对于生物体的正常代谢过程至关重要， 如酸碱平衡失调可能导致代谢紊乱和疾病。
详细描述
酸解离常数通常用$K_a$表示，其计算公式为$K_a = frac{[H^+][A^{}]}{[HA]}$，其中$[H^+]$、$[A^{-}]$和$[HA]$分别表示氢离子、酸根离子和 未解离的酸的浓度。
碱解离常数的计算
总结词
碱解离常数是描述碱解离能力的参数， 其值越大表示该碱的解离能力越强。
VS
详细描述
碱解离常数通常用$K_b$表示，其计算公 式为$K_b = frac{[B^{-}] [OH^{}]}{[HB]}$，其中$[B^{-}]$、$[OH^{-}]$ 和$[HB]$分别表示碱根离子、氢氧根离子 和未解离的碱的浓度。
酸碱解离平衡的计算实例
总结词
通过具体的计算实例，可以深入理解酸碱解离平衡的计算方法。
酸碱电子理论
认为酸是任何可以接受电子的分子或离子，而碱则是任何可以给出电子 的分子或离子。
大学基础化学课后习题解答
大学基础化学课后习题解答第一章 溶液和胶体溶液 第二章 化学热力学基础2-1 什么是状态函数它有什么重要特点2-2 什么叫热力学能、焓、熵和自由能符号H 、S 、G 、H 、S 、G 、θf m H ∆、θc m H ∆、θf m G ∆、θr m H ∆、θm S 、θr m S ∆、θr m G ∆各代表什么意义2-3 什么是自由能判据其应用条件是什么 2-4 判断下列说法是否正确，并说明理由。
（1）指定单质的θf m G ∆、θf m H ∆、θm S 皆为零。
（2）时，反应 O 2(g) +S(g) = SO 2(g) 的θr m G ∆、θr m H ∆、θr m S ∆分别等于SO 2(g)的θf m G ∆、θf m H ∆、θm S 。
（3）θr m G ∆＜0的反应必能自发进行。
2-5 和标准状态下，HgO 在开口容器中加热分解，若吸热可形成Hg （l ），求该反应的θr m H ∆。
若在密闭的容器中反应，生成同样量的Hg （l ）需吸热多少解：HgO= Hg(l)+1/2O 2(g)θr m H ∆=×= kJ·mol -1Qv=Qp-nRT= kJ·mol -12-6 随温度升高，反应（1）：2M(s)+O 2(g) =2MO(s)和反应（2）：2C(s) +O 2(g) =2CO(g)的摩尔吉布斯自由能升高的为 (1) ，降低的为 (2) ，因此，金属氧化物MO 被硫还原反应2MO(s)+ C(s) ＝M(s)+ CO(g)在高温条件下 正 向自发。
2-7 热力学第一定律说明热力学能变化与热和功的关系。
此关系只适用于：A.理想气体；B.封闭系统；C.孤立系统；D.敞开系统 2-8 纯液体在其正常沸点时气化，该过程中增大的量是：A.蒸气压；B.汽化热；C.熵；D.吉布斯自由能2-9 在298K 时，反应N 2(g)+3H 2(g) = 2NH 3(g)，θr m H ∆＜0则标准状态下该反应A.任何温度下均自发进行；B.任何温度下均不能自发进行；C.高温自发；D.低温自发2-10 298K ，标准状态下，金属镁在定压条件下完全燃烧生成MgO(s),放热。
第六章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
四、软硬酸碱理论
软硬酸碱（HSAB）由1963年美国化学家
皮尔逊（Pearson R G）根据Lewis酸碱
理论和实验观察而提出。皮尔逊把路易斯 酸碱分成软硬两大类，即硬酸、软酸、硬 碱、软碱。
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、共轭酸碱对的 K 1．水的质子自递反应
Θ a 与
K
Θ b 的关系
Ө
由于c0／ KbӨ ≫ 400，同时可认为 0.20＋x ≈ 0.20 ， 0.10－x ≈0.10 。故平衡常数表达式变为：
0.20 x Ka 0.10
Ө
0.10 Ka 0.10 1.8 10 x 0.20 0.20
Ө
5
9.0 10
6
即 [H+]＝9.0×10–6 mol· –3 dm
Θ Θ
[ceq (NH3 )/c ][ceq (H )/c ] ceq (NH )/c
4 Θ
5.7 10
10
（2）一元弱碱的解离 、的共轭碱分别 为、，它们与水的反应及相应的值如下：
NH3 H 2O
K Θ(NH3 ) b
NH OH
4
[ceq (NH )/cΘ][ceq (OH )/cΘ] 4 ceq (NH3 )/cΘ
1.
酸碱的解离及解离平衡常数
( 1) 一元弱酸的解离平衡
醋酸 CH3COOH (经常简写做 HAc) 溶液中存 在着平衡：
HAc ＋ H2O 或： H3O+ ＋ Ac－
HAc
H+ ＋ Ac－
其平衡常数表达式可写成：
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第6章 酸碱理论与解离平衡习题及全解答1. 根据酸碱质子理论，判断下列物质那些是酸，那些是碱，哪些是两性物质，哪些是共轭酸碱对？HCN,H 3AsO 4,NH 3,HS —,HCOO —,[Fe(H 2O)6]3+，CO 32-，NH 4+，CN —，H 2O ，H 2PO 4—，ClO 4—，HCO 3—，NH 2-NH 2（联氨），[Zn(H 2O)6]2+,PH 3,H 2S,C 2O 42—,HF,HSO 3—,H 2SO 3答：酸：HCN, H 3AsO 4, [Fe(H 2O)6]3+, NH 4+, H 2O, [Zn(H 2O)6]2+, H 2S, HF, H 2SO 3, HS —, H 2PO 4—, HCO 3—, HSO 3—，H 2O碱：NH 3, CO 32—,CN —,ClO 4—,NH 2-NH 2, PH 3, C 2O 42—, HCOO —, HS —, H 2PO 4—, HCO 3—, HSO 3—，H 2O两性：HS —, H 2PO 4—, HCO 3—, HSO 3—，H 2O共轭酸碱对：NH 3-NH 4+, HCO 3——CO 32—, HSO 3——H 2SO 3, HS ——H 2S,HCN-CN —2. 在酸碱质子理论中为什么说没有盐的概念？下列各物质是质子酸还是质子碱？指出它们的共轭物质。
Ac —,CCl 4,[Al(H 2O)6]3+,[Al(H 2O)4(OH)2]+,HC 2O 4—,HPO 42—答：在酸碱质子理论中，盐也可以看作是离子酸或离子碱，故没有盐的概念。
酸： HC 2O 4—,HPO 42—，[Al(H 2O)6]3+, (共轭碱：C 2O 42—,PO 43—，[Al(H 2O)5(OH)]2+)碱：Ac —,CCl 4,SO 2,[Al(H 2O)4(OH)2]+,（共轭酸： HAc,[Al(H 20)5(OH)] 2+）3.根据酸碱质子理论：酸越强，其共轭碱就越 __________ ；碱越强，其共轭酸就越 ________ 。
反应方向是__________ ，生成__________。
答：弱，弱。
强酸与强碱作用，弱酸和弱碱4.根据酸碱电子理论，下列物质中不可作为路易斯碱的是（1）H 2O (2)NH 3 (3) Ni 2+(4)CN —答：Ni 2+5.试解释解离常数与解离度的概念，并说明温度或浓度对它们的影响。
答：解离常数K ⊙：发生解离达到平衡时，平衡组成不随时间变化，各物种浓度幂的乘积是一常数。
解离度 α：解离平衡时，已解离部分所占的百分数。
温度对K ⊙和α均有影响，而浓度对K ⊙无影响，对α有影响。
6.解离度大的酸溶液中c(H 3O +)就一定大，对吗？ 答：不对7.计算下列溶液中的c(H 3O +)或pH 。
(1) 0.050mol/L Ba(OH)2 溶液（2）0.050mol/L HAc 溶液 （3）0.50mol/L NH 3·H 2O 溶液 （4）0.10 mol/L NaAc 溶液 (5) 0.010 mol/L Na 2S 溶液 解：（1）c(OH -)=2⨯0.050=0.10mol/L+--14-133w c(H O )=K /c(OH )=1.010/0.10=1.010mol/Lθ⨯⨯pH=13.0(2) HAcH ++ Ac -0.05-x x x x 2/ (0.05-x)=1.8⨯10-5c(H 3O +⨯10-3mol/LpH =3.02 (3) NH 3 + H 2ONH 4++ OH –0.5-x x x2-5x =1.8100.5-x ⨯c(OH -⨯10-3mol/L-14+-12w3-3-3K 1.0 10c(H O )===3.33 10mol/L 3 10 3 10θ⨯⨯⨯⨯pH =11.48 (4)Ac -+ H 2OHAc + OH -0.1-x x x2w a(HAc)X /(0.1-x)= K /K θθ--6c(OH 10mol/L =⨯-14+--93w -61.010c(H O )= K /c(OH )==1.3 10mol/L 7.510θ⨯⨯⨯pH=8.88（5）Na 2S 只考虑一级水解S 2-+ H 2OHS — + OH —0.01-x x x22214w 15a (H S)K 1.010 1.40.01K 7.110x K x θθθ--⨯====-⨯不能近似计算，解一元二次方程 x 2+ 1.4x –0.014=0--3c(OH 9.9210/mol L=⨯14+-12331.010c(H O )==1.010 mol/L 9.9210--⨯⨯⨯pH=128. 下列叙述中正确的是（1） 弱电解质的解离度大小表示了该电解质在溶液中解离程度的大小; （2） 同离子效应使溶液中的离子浓度减小;（3） 浓度为1.0⨯10-10mol/L 的盐酸溶液的pH=7;（4） 中和等体积pH 相同的HCl 和HAc 溶液，所需的NaOH 的量相同; 答：（1）9. 浓度相同的下列溶液，其pH 由小到大的顺序如何？3223233434345711,1,13813,1,2,3( 1.8510; 4.210; 4.710;6.710; 6.210; 4.510)HAc NH H O H CO H CO H PO H PO H PO K K K K K K K θθθθθθθ---⋅---==⨯=⨯=⨯=⨯=⨯=⨯（1）HAc (2)NaAc (3)NaCl (4)NH 4Cl (5)Na 2CO 3 (6)NH 4Ac (7)Na 3PO 4 (8)(NH 4)2CO 3答：HAc 〈NH 4Cl 〈NaCl= NH 4Ac 〈(NH 4)2CO 3〈NaAc 〈Na 2CO 3〈Na 3PO 410.已知H 2S 的1a pK 6.88θ=, 2a pK 14.15θ=,NH3H 2O 的b pK 4.74θ=,试比较S 2-、HS —和NH 3的碱性强弱。
答：碱性：S2-＞NH 3＞HS—因为22b w a ()pK pK pK 0.15S θθθ-=-=-，1b w a ()pK pK pK 7.12HS θθθ-=-=11.已知298K 时某一元弱酸的浓度为0.010mol/L ，测得其pH 为4.0，求其a K θ和α，以及稀释至体积变成2倍后的a K θ、α和pH 。
解：（1）HA + H 2O = A —+H 3O +0.010-10-4 10-4 10-442-6a 4(10)K 1.0100.01010θ--==⨯-410 =1001%0.01α-⨯=(2)稀释后，a K θ不变HA + H 2O = A —+ H 3O +0.0102x - x x261.0100.005x x -=⨯-+53c(H O 7.110-=⨯pH=4.1557.110100% 1.42%0.005α-⨯=⨯=12.计算0.20mol/L H 2C 2O 4水溶液中各离子的平衡浓度。
解：1-2a K =5.410θ⨯2-5a K =5.410θ⨯ 按一元弱酸处理计算溶液中的c(H 3O +)H 2C 2O 4 + H 2O HC 2O 4—+ H 3O +0.20-x x x1225.4100.20ax K x θ-=⨯=-x 2+0.054x –0.0108=00.080x ==c(H 3O +)=c(HC 2O 4-)=0.080mol/LC 2O 42—来自于HC 2O 4 —的解离 HC 2O 4 — + H 2OC 2O 42— + H 3O +0.080-y y 0.080+y2-5a (0.080)K =5.4 100.080y y y θ+=⨯-c(C 2O 42—）=y=5.4⨯10—5mol/L14133 1.010() 1.2510/()0.080w K c OH mol L C H O θ---+⨯===⨯13.已知氨水溶液的浓度为0.10mol/L 。
(1)计算该溶液的OH —浓度、pH 和氨的解离度。
（2）若在该溶液中加入NH 4Cl,使其在溶液中的浓度为0.10mol/L,计算此溶液的OH —浓度、pH 和氨的解离度。
（3）比较上述结果，说明了什么？ 解：（1） NH 3 + H 2ONH 4++ OH —0.10-x x x31.3410x -===⨯c(OH -)=x=1.34⨯10— 3mol/L pH=14- pOH=11.13α=31.3410 1.340.10-⨯=%(2) NH 3 + H 2ONH 4++ OH —0.10-x 0.10 x50.10 1.8100.10xx -⨯=⨯- 51.810x -=⨯5() 1.810/c OH mol L --=⨯ pH=9.2651.8101000.018%0.10α-⨯=⨯=(3)说明在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质，将使弱电解质的解离度降低。
14.分别计算两性物质HCOONH 4溶液和NaHCO 3溶液的pH,并解释为何前者呈弱酸性，而后者呈弱碱性。
解：HCOONH 4:41.810a K θ-=⨯51.810b K θ-=⨯NaHCO 3:21428371.010() 2.4104.210b K CO θ----⨯==⨯⨯713() 3.1610c H O +-===⨯pH=6.5923() 4.4410c H O +-===⨯pH=8.3515.求300mL 0.50mol/L H 3PO 4和500mL 0.50mol/L NaOH 的混合溶液的pH. 解：H 3PO 4 + NaOH = NaH 2PO 4 +H 2O 0.3⨯0.5 0.3⨯0.5生成0.15molNaH 2PO 4,消耗0.15molNaOH,剩余NaOH 0.50.50.150.1mol ⨯-= NaH 2PO 4 + NaOH = Na 2HPO 4 + H 2O 0.15-0.1 0.1 0.10.1mol NaOH 继续与NaH 2PO 4作用生成0.1mol Na 2HPO 4，余NaH 2PO 4 0.05mol故：最终变成24240.050.10.80.8NaH PO Na HPO -混合溶液即：0.0625mol/L NaH 2PO 4-0.125mol/L Na 2HPO 4224a 24()0.125pH=pK lg = 7.21lg =7.51()0.0625c HPO c H PO θ--++16.已知由弱酸HB(65.010a K θ-=⨯)及其共轭碱B —组成的缓冲溶液中，HB 的溶液为0.25mol/L,在100mL 此溶液中加入0.20g NaOH 固体（忽略体积变化），所得溶液的pH 为5.60。