第六章酸碱平衡
第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题及答案
第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题及答案第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题1.是⾮判断题1-1在⽔溶液中解离度⼤的物质，其溶解度也⼤。
1-2由于⼄酸的解离平衡常数)()()(HAc c Ac c H c K a -+=θ，所以只要改变⼄酸的起始浓度即c(HAc)，a K θ必随之改变。
1-3在浓度均为0.01 mol ·L -1的HCl ，H 2SO 4，NaOH 和NH 4Ac 四种⽔溶液中，H + 和OH -离⼦浓度的乘积均相等。
1-4弱碱溶液越稀，其解离度越⼤，因⽽酸度也越⼤。
1-5将10mL 0.1 mol ·L -1NH 3·H 2O 溶液稀释⾄100mL ，则NH 3·H 2O 的解离度增⼤，OH -离⼦浓度也增⼤。
1-6在⼀定温度时，稀释溶液，解离常数不变⽽解离度增⼤。
1-7将氨⽔的浓度稀释⼀倍，溶液中OH - 离⼦浓度就减⼩到原来的⼀半。
1-8弱酸浓度越⼩，解离度越⼤，因此溶液中H + 离⼦浓度也就增⼤。
1-9根据稀释定律，弱碱溶液越稀，其解离度就越⼤，故溶液中（OH -）越⼤，溶液pH 值越⼤。
1-10 NaHCO 3中含有氢，故其⽔溶液呈酸性。
1-11 pH 值⼩于7的溶液⼀定是酸。
1-12⽔的离⼦积在18℃时为6.4×10-15，25℃时为1.00×10-14，即在18℃时⽔的pH 值⼤于25℃时的pH 值。
1-13浓度为1.0×10-7 mol ·L -1的盐酸溶液的pH 值=7.0。
1-14稀释10mL 0.1 mol ·L -1HAc 溶液⾄100mL ，则HAc 的解离度增⼤，平衡向HAc 解离⽅向移动，H +离⼦浓度增⼤。
1-15两种酸溶液HX 和HY ，其pH 值相同，则这两种酸溶液浓度也相同。
1-16在0.1 mol ·L -1 H 2C 2O 4溶液中，c(H +)=2c(C 2O 42-)。
6第六章 酸碱平衡
例如： HAc 在水中为弱酸， 但在液氨中为强酸！
酸碱的强弱 用 Ka 和Kb(电离平衡常数）来表征
在水溶液中, HAc电离： HAc + H2O = H3O+ + AcHAc 酸电离常数
[H3O ][Ac ] Ka [HAc]
Ac –碱电离常数
Ac H2O HAc OH
[HAc][OH ] Kb [Ac ]
一些“溶液”的pH值 ： 人血液 雨 葡萄酒 胃液 7.4 5.7 3.4 1.3 牛奶 番茄汁 柠檬汁 6.8 4.2 2.2
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。
pH 标度适用范围: 0 ≥ pH ≥ 14.0
1 ≥ [ H+]≥ 1 10-14 如超出此适用范围，应使用c(H+) 或 c(OH-)
四、酸碱反应的实质—质子传递 酸1 + 碱2 ＝ 碱1 + 酸2 HAc +H2O = Ac- +H3O+ 电离反应 NH3 + H2O = NH4+ +OHHCl + NH3=NH4+ + Cl中和反应 Ac- + H2O = HAc + OH水解反应 NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
酸碱指示剂
借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为 “酸碱指示剂”。
6.3 弱酸弱碱的电离平衡
电离度：电离平衡时电解质的解离百分率。
从理论上讲，强电解质的 ＝ 1 ，弱电解质 的<<1。
表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于 “化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与 K有关，而且与电解质的起始浓度有关。
第6章 酸碱平衡92页PPT
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11
一些酸碱反应
离解反应： HAc + H2O == H3O+ + Ac NH3 + H2O == NH4+ + OH
水解反应： Ac + H2O == HAc + OH NH4+ + H2O == NH3 + H3O+
中和反应： HAc + NH3 == Ac- + NH4+ H3O+ + OH == H2O + H2O
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水溶液酸碱性的判断
根据：Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-14 取负对数得：pKw=pH+pOH=14 纯水或中性溶液中：c(H+)=c(OH-)=10-7，pH=7 酸性溶液中：c(H+)＞c(OH-)，pH＜7 碱性溶液中：c(H+)＜c(OH-)，pH＞7
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第6章 酸碱平衡
基本要求： 1、掌握酸碱质子理论及共轭酸碱对的Ka与Kb 的关系。 2、掌握酸碱平衡及酸碱平衡的计算。 3、掌握稀释定律、同离子效应和盐效应。 4、掌握缓冲溶液的组成、缓冲作用原理及缓 冲溶液的有关计算。
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1
6.1 电解质溶液理论简介 （不作要求）
6.1.1 电解质溶液 6.1.2 离子氛 6.1.3 活度和离子强度
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6.2.3 弱酸弱碱的离解平衡和离解常数
HAc + H2O == H3O+ + Ac NH3 + H2O == NH4+ + OH H2S + H2O == H3O+ + HS HS- + H2O == H3O+ + S2-
第六章酸碱平衡PPT课件
普 重点：
通 化 学
1、一元弱酸弱碱溶液pH值求算。 2、缓冲溶液作用原理及pH值求算。 3、盐类水解的实质，三类盐溶液pH值求算。
电
子 难点：
教
缓冲体系的作用原理及pH值求算；一元水解
案 盐溶液pH的求算。
第一节 弱电解质的解离平衡
普 一、一元弱酸、弱碱的解离
通 化 学 电 子
(解离又称电离或离解) 例：HAc和NH3在溶液中的解离。 对一元弱酸HAc：
HAc+H2O Ac－+H3O+
教 可简写为：
案
HAc Ac－+H+
则解离常数为：
广西大学化学化工学院
普
通 化
Ka{c(H{)c/(cH }{A c)(/A cc}c)/c}
学 可简写为 ：
电 子 教
Ka
[H ][ Ac ] [HAc ]
案
广西大学化学化工学院
普 通 化
同理，对一元弱碱NH3： NH3+H2O NH4++OH－
普 说明： 通 ①、当弱电解质溶液中加入含有相同离子 化 的强电解质时，在产生同离子效应同时， 学 也伴随着盐效应。 电 ②、当两种效应同时存在时，同离子效应 子 要相对大得多，因而常忽略盐效应，只考 教 虑同离子效应。 案 例6-5：
普 同理，一元弱碱溶液的[OH－]计算公式：
通 化
(1)、当C/Kb>500
学
[OH ] CKb
电 子
(2)、当C/Kb<500
教
[OH ]Kb (Kb)24KbC
案
2
广西大学化学化工学院
普 3、多元弱酸、碱溶液
通 多元弱酸、碱K3>…>Kn 当 K1>>K2 时 ， 多 元 弱 酸 ( 碱 ) 溶 液 的 H+(OH) 主 要 来 源 于 一 级 解 离 ， 其 pH 值
第六章酸碱平衡
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
返回
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [H ][B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
第六章酸碱平衡与酸碱滴定法
温度：温度变化会引起KHIn的改变 影响变色范围的因素 溶剂：溶剂不同，pKHIn不同 指示剂用量：只对单色指示剂有影响
滴定顺序： 浅 →深
指示剂 甲基橙 甲基红 酚 酞 酸色～碱色 红～黄 红～黄 无～红 变色范围(pH) 3.1~4.4 4.4~6.2 8.0~10.0
常用酸碱指示剂
14
2、滴定曲线及指示剂的选择
滴定突跃范围
等量点前后±0.1%范围内，pH发生了急剧变化的范 围。 指示剂的变色范围全部或部分的落在滴定的
指示剂的选择原则
pH突跃范围之内。
(1)酸碱标准溶液的浓度一般为0.1 mol∙L-1左右
强酸强碱互滴的特点
(2)滴定突跃与被滴定溶液的浓度有关,浓度越大,滴定突 跃范围越大。 (3)强碱滴定强酸与强酸滴定强碱的滴定曲线形状互为反
缓冲作用原理
由于同离子效应，该体系存在大量的HAc和Ac-。
(1)抗酸作用：加入少量的酸,H+与Ac-结合,使系统中Ac-略有减少,HAc略有增加, PH基本不变。
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(2)抗碱作用：加入少量的碱,OH-与HAc结合,使系统中Ac-略有增加,HAc略有减少, PH基本不变。 (3)抗稀释作用：加水稀释,CH K HAc 缓冲溶液PH计算 （1）弱酸－弱酸盐体系
比较精确式
5
一元弱碱溶液COH-的计算公式 条 件 公 式 名 称
CKb≥20KW C/Kb≥500 CKb≥20KW C/Kb＜500 CKb＜20KW C/Kb≥500
COH CKb
COH Kb Kb 2 4CKb 2
最简式
近似式
COH CKb K w
比较精确式
C HCl V2 10 3 M Na2CO3 m试样
第六章 酸碱平衡紊乱 PPT课件
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Acid-Base Disturbance
（三）代酸时体内代偿调节 1.缓冲代偿调节 随着血浆[H+]↑： 首先血浆中各种缓冲碱发挥作用，消耗 HCO3- 及 其它缓冲碱—→碱性指标↓（AB↓、SB↓、BE↓）; 接着H+入胞↑(2 ～ 4h后) —→[H+]i↑，ICF缓冲调 节，引起 [K+]e↑。
（三）细胞内外离子交换 细胞膜有多种离子转运蛋白，不同细胞内外可进 行H+-K+、H+-Na+、Cl--HCO3- 等双向离子交换。
一般细胞：[H+]↑
H+
K+ [K+]e↑, [H+]i↑ H2 O [Cl-]e↓, [H+]i↑ H+
Rbc内ClHCO3-
细胞内外离子交换调节特点： 将胞外的酸、碱度变化转移到胞内（并不能清除 酸碱），减轻了ECF酸碱度变化，使ICF发生与ECF 同性质酸碱度变化，同时引起继发的离子紊乱。 6
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Acid-Base Disturbance
（2）碱剩余（base excess, BE）
在标准条件下 1 升动脉血加酸或碱滴定到 pH7.4 时 ，所用的酸或碱量（需用酸表明血液碱多，以“ + ” 值表示；需用碱表明血液酸多，以“ - ”值表示） 。
标准条件下动脉血中所含碱量较正常多或少多少。
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Acid-Base Disturbance
（三）代碱机体代偿调节
1.缓冲调节 随着血浆碱性物质↑ 首先血浆缓冲对的弱酸与碱反应，生成 HCO3- 及 其它缓冲碱 —→ AB、SB↑；
接着细胞内H+外移↑、胞外K+内移↑ —→ [H+]i↓启 动ICF缓冲调节，引起[K+]e↓。
第六章酸碱反应及酸碱平衡
H2O(l)+H2O(l)
酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) +OH－(aq)
酸(2) 碱(1)
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③ 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。 例如NaAc水解：
H+
Ac－+H2O 碱(1) 酸(2) NH4Cl水解：
H+
OH－ + HAc 碱(2) 酸(1)
NH + H2O 酸(1) 碱(2)
θ K a ( HAc)
[c( Ac - ) / c θ ][c( H 3O + ) / c θ ] [c( HAc) / c θ ]
1.8 10 -5
θ K a 1.76 10-5 (实验测定）
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溶剂对酸碱强弱的影响：
区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相 对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。 例如：H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。
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溶剂的区分效应 (Differentialing Effect)
HClO4 + HAc(l) H2Ac+ + ClO4-
K a 1.58 10
-6
H2SO4 + HAc(l) HCl + HAc(l)
H2Ac+ + SO42H2Ac+ + ClH2Ac+ + NO3-
K a 6.31 10 -9 K a 1.58 10 -9
Kb1Ө = 2.3 × 10-2
HPO42- + H2O = OH - + H 2PO4-
Ka2 = 6.2 ×
HPO42+ H2O = H3O
第六章 酸碱平衡
1.4 软硬酸碱理论（SHAB） 软硬酸碱理论（ ）
皮尔逊把路易斯酸碱分为软硬两大类。 （1）把受电子原子或给电子原子对外层电子的 吸引力强，不易极化和变形的酸碱称为硬酸或硬碱。 把对外层电子的吸引力弱，易极化和变形的酸或碱 称为软酸或软碱，介于两者之间的酸碱称为交界酸 碱。 （2）软亲软，硬亲硬（软硬结合不稳定），交 软亲软，硬亲硬 软亲软 界酸碱两边管。可以通过这些规则判断化学反应的 可能性、方向性和程度。这里“亲”有两层意思。 一是稳定性，二是反应速率。
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱； 共轭酸越强，它的共轭碱就越弱； 共轭酸越强 共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。 共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。 如：H2O H+ + OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 酸的强度：用给出质子的能力来量度。 用给出质子的能力来度。 用给出质子的能力来量度 强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、 HCl、HNO3、H2SO4等。 碱的强度：用接受质子的能力来量度。 用接受质子的能力来量度。 用接受质子的能力来量度 强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、 PO43-离子等。
硬酸：半径小， 硬酸：半径小，电荷高的离子如碱土金 属离子和Ti 属离子和 4+, Fe3+, Al3+, Ln3+等 软酸：半径大， 软酸：半径大，电荷低的离子如 Ag+, Pt2+, Hg2+等 硬碱：半径小，变形小的阴离子如 硬碱：半径小，变形小的阴离子如F–, O2–等 软碱：半径大，变形大的阴离子如I – , Br – 软碱：半径大，变形大的阴离子如 ClO4– 等 优点： 优点：①比电子理论更广泛的范围 ②可以解释化合物的稳定性 规则：硬亲硬， 规则：硬亲硬，软亲软
第六：酸碱平衡与酸碱滴定
O K aO K bO [c( H ) / c O ] [c(OH ) / c O ] K w
∴①可以从酸、碱的Ka 和Kb计算其共轭碱、酸
的Kb和Ka ；②酸愈强，即Ka愈大，其共轭碱愈
弱，Kb愈小。反之亦然。
例：NH3 ~ NH4+
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
3、多元弱酸、多元弱碱溶液 o o o 溶液中分级离解：Ka1 Ka2 Ka3 ……
o o o ，c(H+) 主要决定于第一步电离， Ka1 >Ka2 >Ka3
c(H+)计算同于一元弱酸:
H 2S H + HS HS H + S
+ 2+ -
K K
o a1
由于HAc的很小,加入NaAc后变得更小,则: 0.10 + x≈0.10
O a
0.10－x≈0.10
0.10 x K 0.10 c(H+)= 1.76 ×10-5 =1.8 ×10-5(mol.L-1) 1.76 10-5 = 100% = 0.0176% 0.10
2、盐效应 在弱电解质溶液中加入与弱电解质不相同的 盐类，使弱电解质的离解度稍稍增大，这种作
cK 20K 时，忽略水的电离 HA = H+ + A初： c 0 0 平： c- c(H+) c(H+) c(H+)
O a O w
c/K
O a
500 时, c- c(H ) c
+
K
O a
[c(H ) / c ] [c(A ) / c ] c (H ) O [c(HA) / c ] c
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法新
1.顺丁烯二酸， Ka1=1.0×10-2, Ka2=5.5×10-7，能
否用强碱滴定？有几个滴定突跃？
2.柠檬酸，Ka1=1.1×10-3, Ka2=4.1×10-5 ， Ka3=2.1×10-6，将其配成0.1000 mol /L ，用 0.1000mol /L NaOH滴定，有几个滴定突跃？以
例6-6 如何配制500mL pH=5.0的具有中等缓冲能力的 缓冲溶液?
第三节 酸碱滴定法
一.酸碱指示剂 （一）酸碱指示剂
酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，其共轭酸碱对具有不 同的颜色。 例: 甲基橙的酸式色呈红色；碱式色呈黄色。
（二）酸碱指示剂的变色范围
酸碱指示剂的理论变色点：pH = pKHIn 酸碱指示剂的变色范围： pH = pKHIn ± 1 常见酸碱指示剂：甲基橙、甲基红、酚酞 混合指示剂：溴甲酚绿和甲基红pH>5.1绿 色(蓝+黄);pH<4.9时，溶液呈酒红色(黄+红)
4.缓冲溶液的选择与配制
(1)首先选择与所配缓冲溶液pH值接近的 pka (或pKwpKb)缓冲对， 如： HAc—NaAc pka=4.76 NH3—NH4Cl pKw-pKb=14-4.75=9.24 NaH2PO4—Na2HPO4 pka2=7.21 (2)选择合适的总浓度。 (3)根据缓冲溶液pH计算公式算出所需共轭酸和共轭碱的体 c 共轭轭 V共轭轭 积。 pH pKa lg pKa lg c 共轭轭 V共轭轭
第二节 溶液的酸碱平衡及pH计算
一、水的质子自递平衡和pH值
1．水的质子自递
H2O + H 2O
H 3O+
+ OH-
这种只发生在水分子之间的质子转移作用 称为水的质子自递反应。
第六章 酸碱平衡
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H3O ] [B ] Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H2O] [H ] [B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
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（四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移平衡 特点：在水溶液中的解离是分步进行的。
H3P O4 + H2O H2P O4- + H2O HP O42- + H2O
H3O H3O
+
+
H2P O4HP O423P O4
H3O+ +
+
+
[H2 PO4 ][H3O ] Ka1 6.92103 [H3PO4 ]
K W [H ] ([H ] [B ]) KW [B ] [H ] (4) [H ]
KW [H ] ([H ] ) [H ] 将(4)代入(1)中，K a KW c ([H ] ) [H ] K a K W 化简：K a c K a [H ] [ H ]2 K W [H ]
无机及分析化学06 酸碱平衡与酸碱滴定法
c(NH 4 )c(OH ) K b (NH 3 ) = c(NH 3 )
Kb (NH3)：一元弱碱的解离常数
Chapter Six
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（2）共轭酸碱对 Ka、 Kb 的关系 ）
NH3(aq)+ H2O(l) NH4+(aq)+ OH–(aq)
c(OH - ) c(NH 4 + ) K b (NH 3 ) = c(NH 3 )
H+(aq)+Ac-(aq)
HAc ∼ Ac共轭酸碱对
H3O+(aq)
H2O ∼ H3O+
共轭酸碱对
H3O+(aq) + Ac-(aq) H+(aq) + Ac-(aq)
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例：NH3在水溶液中的解离也是一个酸碱反 应。 酸碱半反应 H2O (l) 酸碱半反应 NH3 (aq) + H+ (aq) 酸碱总反应 NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) H+ (aq) + OH- (aq) H2O ∼ OH共轭酸碱对
NH4+ +H2O
Chapter Six
例：HCl与NH3的反应无论是在溶液中还是在气 与 相中或是在非水溶剂苯中， 相中或是在非水溶剂苯中，其实质都是质子转 最终生成NH4Cl。 移，最终生成 。
HCl + NH3
优越性： 优越性：
• •
NH4+ + Cl-
扩大了酸碱物质的范畴 扩大了酸碱反应的范畴
酸总是较碱多一个正电荷， 酸总是较碱多一个正电荷，酸碱可以是 分子，阳离子，阴离子。 分子，阳离子，阴离子。
第六章酸碱平衡
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0.56Kf T ∆=。
已知-11.86K mol kgf 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 、3-4PO4．根据质子理论，下列水溶液中碱性最弱的是哪一个A 、-3NOB 、-4ClOC 、2-3COD 、2-4SO5．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 = 1.810a 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 、18：101：18D 、1：367．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 - NH C 、 (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 、1.0×10-7 9． 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。
第六章酸碱平衡与酸碱滴定
第六章酸碱平衡与酸碱滴定【知识导航】本章是基础化学课程学习中的重点，是专升本考试必考内容，如：近年来安徽中医学院专升本考试中都有一题计算题是溶液pH值计算。
同时很多的药物是有机的弱酸弱碱，药典中近一半的药物是用酸碱滴定法测含量，故此在执业药师考试中也有相关考题出现。
学好本章内容有利于同学们备战专升本考试和执业药师考试。
【重难点】1．酸碱理论（1）酸碱电离理论要点定义：水溶液中能够电离出H+的是酸，电离出OH-的碱。
反应的实质：H+ + OH-H2O。
不足：只适用于水溶液体系优点：酸碱概念明确（2）酸碱质子理论要点定义：凡是能给出H+的是酸，能接受H+的是碱。
共轭酸碱对的关系是组成上只相差一个H。
反应的实质：Na+ + Cl- + H2O。
即：质子的传递。
反应的方向：由强向弱进行，强弱差距越大，进行的越彻底。
优点：酸碱概念明确，应用范围更广。
不足：对不含H的反应无法解释。
（3）酸碱质子电子要点(简略)定义：凡是能给出电子对的是酸，能接受电子对的是碱。
优点：应用范围最广。
不足：酸碱概念不够清楚。
2．水的离子积（1）概念定义：一定温度下，水中电离出的H+与OH-浓度的乘积，该乘积是一个常数。
K W=[H+][OH-]=10-14（2）酸碱性浓度定义：[H+]=[OH-]=10-7……中性[H+]>[OH-]……酸性由水中的离子积10-14得来[H+]<[OH-]……碱性由于浓度值往往非常小，对浓度非常小的酸碱溶液用pH表示pH定义：pH = -lg[H+]pH=7……中性pH<7……酸性由H+浓度的负对数求出来的值pH>7……碱性pH值相差1，H+浓度值相差10倍。
通常pH的范围在1~14之间。
3．共轭酸碱对K a与K b的关系（1）关系K a·K b=K W=10-14（2）值的意义K a越大，物质的酸性越强，K b越大，物质的碱性越强。
物质的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱。
第6章 酸碱平衡 (1)
另一个半反应是作为碱的NH3 分子接受质子生成它 的共轭酸NH4+ NH3 + H+
• 酸碱反应指质子由给予体向接受体的转移过程。 • 酸给出质子的能力越强，生成的共轭碱越弱，反 之亦然；碱接受质子的能力越强，生成的共轭酸 越弱， 反之亦然。 • 酸碱反应的本质是二个共轭酸碱对之间（半反应） 的质子传递反应，强碱夺取强酸中的质子，生成 更弱的酸及碱的反应
11
酸碱理论发展历程的启示
• 科学研究循序渐进、不断深入 电离理论 →质子理论 →电子理论 →软硬酸碱理论 → …… • 针对现象的主要特征采用不同的视角剖析 酸碱平衡——质子理论 配位平衡——电子理论
12
酸碱质子理论的几点说明
• 在一定条件下，既有给出质子能力的又有结合质 子能力的称为两性物质。 • H2O是典型的两性物质，在不同的半反应中表现 出不同的酸碱性 H2O H+ + OHH2O + H+ H3O+ • 酸碱可以是中性分子、阴离子或阳离子。
27
例：NH4HCO3在水溶液中的质子平衡式
NH4+ + H2O HCO3- + H2O HCO3- + H2O H2O + H2O H3O+ + NH3 H3O+ + CO32H2CO3 + OHH3O+ + OH-
得 失 [H3O+ ] + [H2CO3] = [NH3] + [CO32-] + [OH-]
14 5
1 .8 1 0
5 .6 1 0
10
500 K a cr
6
[ H ]r
《无机化学酸碱平衡》PPT课件
对于HA- — A2- ，也可推出：
K a θ 2(H 2 A ) K b θ 1 (A 2 -)K w θ
11
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无机及分析化学 第六章 酸碱平衡
例：计算Na2CO3的 K
θ b
1
和
K
θ b2
。
解： Na2CO3为二元碱，其共轭酸碱对分别为
CO32- ～ HCO3-
HCO3- ～ H2CO3
无机及分析化学 第六章 酸碱平衡
6.1 酸碱质子理论 6.2 酸碱平衡的移动 6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算 6.4 缓冲溶液
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无机及分析化学 第六章 酸碱平衡
6.1 酸碱质子理论
复习酸碱电离理论：酸、碱的定义？
6.1.1 酸碱质子理论：
定义：凡是给出质子（H+）的物质是酸，
轭碱愈弱，K
θ 愈小。反之亦然。
b
9
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无机及分析化学 第六章 酸碱平衡
例：NH3 ~ NH4+
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
已知NH3的 K
θ b
为1.78×10-5，则NH4+的K
θ 为：
a
K a θ ,N H + 4 K K b θ,N w θH 3 1 1..7 08 1 1 0 0 1 4 55.61010
温度愈高，K
θ w
愈大。在任何水溶液中也有这
种关系： Kw θ[H+]r[OH-]r
7
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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：
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第六章 酸碱平衡1.根据酸碱质子理论，下列各离子中，既可作酸又可作碱的是………………………（）(A) H 3O + (B) CO 32(C) NH 4+(D) [Fe (H 2O)4(OH)2]2.在反应BF 3 + NH 3 → F 3BNH 3中，BF 3为…………………………………………（）(A) Arrhenius 碱 (B) Br φnsted 酸 (C) Lewis 碱(D) Lewis 酸3.NH 4+的共轭碱是……………………………………………………………………（）(A) OH - (B) NH 3 (C) NH 2- (D) NH 2-4.不是共轭酸碱对的一组物质是………………………………………………………（）(A) NH 3、NH 2- (B) NaOH 、Na (C) OH -、O 2-(D) OH -、O 2-5.H 2PO 4—的共轭碱是…………………………………………………………………（）(A) H 3PO 4 (B) HPO 42—(C) H 2PO 3—(D) SO 43—6.化学反应Ag(NH 3) 2+ + Br -⇌AgBr ↓+2NH 3按照路易斯酸碱理论，它应属于……………（） (A) 碱取代反应 (B) 置换反应 (C) 酸取代反应(D) 沉淀反应7.根据软硬酸碱概念，下列物质属软酸的是……………………………………………（）(A) H (B) Ag (C) NH 3(D) AsH 38.根据酸碱的溶剂理论，在液态 SO 2体系中的碱是…………………………………（）(A)SOCl2(B)Na2SO3(C)Na2SO4(D)PCl39.氢硫酸电离常数K1 = 1 ⨯ 10-7，K2 = 1 ⨯ 10-13，在0.1 mol·dm-3 H2S水溶液中溶液的pH值是…………（）(A)10-2(B)2(C)3(D)410.下列离子中，碱性最强的是……………………………………………………………（）+(B)CN-(A)NH4(C)Ac-(D)NO2-11.pH = 2的溶液酸度是pH = 6的溶液酸度的…………………………………………（(A)4倍(B)12倍(C)4000倍(D)10000倍12.如果0.1 mol·dm-3 HCN溶液中0.01% 的HCN是电离的，那么氢氰酸的电离常数是………………（）(A)10-2(B)10-3(C)10-7(D)1013.0.2 mol·dm-3甲酸溶液中有 3.2% 的甲酸电离，它的电离常数是………………（）(A)9.6 ⨯ 10-3(B) 4.8 ⨯ 10-5(C) 1.25 ⨯ 10-6(D) 2.0 ⨯ 10-414.室温下，同浓度的Na3PO4，Na2HPO4，NaH2PO4溶液的水解度是…………………（）(A)Na3PO4最大(B)NaH2PO4最大(C)Na2HPO4最大(D)三者相等15.pH = 1.0 和pH = 3.0 两种强酸溶液等体积混合后溶液的pH值是………………（）(A)0.3(B) 1.0(C) 1.3(D) 1.516.在水溶液中下列物质酸性强度的演变顺序是………………………………………（）(A) NH 3< PH 3< C 2H 5OH < H 4SiO 4< H 3O +< HClO 4 (B) NH 3< C 2H 5OH < PH 3< H 4SiO 4< H 3O +< HClO 4 (C) NH 3< PH 3< C 2H 5OH < H 4SiO 4< HClO 4< H 3O +(D) PH 3< NH 3< C 2H 5OH < H 4SiO 4< H 3O +< HClO 417.将下列物质：HPO 42—，OH -，NH 3，HSO 4—，H 2O 按碱性由强至弱的排列次序为（）(A) HPO 42—，OH -，NH 3，H 2O ，HSO 4—(B) OH -，NH 3，H 2O ，HPO 42—，HSO 4—(C) OH -，NH 3，HPO 42—，H 2O ，HSO 4—(D) OH -，HPO 42—，NH 3，H 2O ，HSO 4—18.0.1 mol ·dm -3 H 3PO 4溶液中，下述关系错误的是…………………………………（）(A) [H +] > 0.1 mol ·dm -3 (B) [OH -] > [PO 43—] (C) [H 2PO 4—] > [HPO 42—](D) [H 3PO 4] < 0.1 mol ·dm -319.0.1 mol ·dm -3碳酸氢钠溶液的pH 值为………………………………………………（）(A) 5.6 (B) 7.0 (C) 8.4(D) 13.020.Fe (NO 3)3水溶液的pH 值比较低，解释这个现象的最恰当理由是…………………（）(A) 水总是要电离出H 3O + (B) Fe 3+与OH -生成沉淀，多出H 3O + (C) Fe 3+本身是路易斯酸(D) Fe(H 2O)63+要离解放出H 3O +21.相同浓度的下列几种酸中，酸性最弱的是……………………………………………（）(A) HCl (B) HBr (C) HI(D) H 2Se22.下列各对物质中，酸性强度顺序正确的是……………………………………………（）(A) H 2SO 4> HClO 4 (B) HOCl<HOBr (C) As 2S 3> As 2S 5(D) Pb(OH)2<Sn (OH)223.把100 cm 3 0.1 mol ·dm -3 HCN (K a = 4.910-1)溶液稀释到400 cm 3，[H +]约为原来的……………………………………………………………………………………………（）(A)(B)(C)2倍(D)4倍24.下列浓度相同的盐溶液按pH 递减次序排列正确的是……………………………（）(A)KClO4，KClO3，KClO2，KClO(B)KClO，KClO2，KClO3，KClO4(C)KClO3，KBrO3，KIO3(D)KClO，KBrO，KIO25.已知：H 3PO4K1 = 7.110-3，K2 = 6.010-10，K3 = 4.410-13Na2HPO4和Na3PO4溶解在水中，其物质的量浓度相同，这溶液的[H+]应是……………（）(A)7.110-3(B) 6.010-8(C) 4.310-10(D) 4.410-1326.向0.030 mol·dm-3的醋酸溶液中加入足量的固体醋酸钠，使溶液中醋酸钠浓度为0.10 mol·dm-3 (忽略固体加入时的体积变化)。
醋酸的电离常数为1.810-5，溶液中pOH接近于……………………………………………………………………………………………（）(A)8.7(B)7.0(C)7.8(D)9.027.欲制备pH = 9.95的缓冲溶液，其中NaHCO 3和Na2CO3的物质的量比应为：……（）(K a(H2CO3) = 4.410-7，K a(HCO3—) = 5.6110-11)(A) 2 : 1(B) 1 : 1(C) 1 : 2 (D) 1 : 3.910328.人体中血液的pH值总是维持在7.35 ~ 7.45范围内，这是由于……………………（）(A)人体内有大量的水分(水约占体重70 %)(B)新陈代谢的CO2部分溶解在血液中(C)新陈代谢的酸碱物质等量地溶在血液中(D)血液中的HCO3—和H2CO3只允许在一定的比例范围中29.已知：K b(NH3) = 1.8 10-5，K a(HAc) = 1.810-5，下列各对酸碱混合物中，能配制pH = 9的缓冲溶液的是…………………………………（）(A)HAc和NaAc(B)NH4Cl和HAc(C)HAc和NH3(D)NH4Cl和NH330.下列各组混合液中，能作为缓冲溶液的是……………………………………………（）(A)10 cm3 0.2 mol·dm-3HCl和10 cm3 0.1 mol·dm-3NaCl(B)10 cm3 0.2 mol·dm-3HAc和10 cm3 0.1 mol·dm-3NaOH(C)10 cm3 0.2 mol·dm-3HAc和10 cm3 0.3 mol·dm-3NaOH(D)10 cm3 0.2 mol·dm-3HCl和10 cm3 0.2 mol·dm-3NaOH31.已知：H 2CO3的K1 = 4.710-7，K2 = 5.610-11；NH3的K b = 1.810-5，HAc的K a= 1.810-5，现需配制pH = 9的缓冲溶液，应选用最好的缓冲对是……………………………（）(A)H2CO3 - NaHCO3(B)NaHCO3 - Na2CO3(C)NH3 - NH4Cl(D)HAc – NaAc32.下列溶液中不能组成缓冲溶液的是…………………………………………………（）(A)NH3和NH4Cl (B)H2PO4—和HPO42—(C)HCl和过量的氨水(D)氨水和过量的HCl33.在常压下的饱和二氧化碳水溶液中，含碳化合物的浓度最高的是…………………（）(A)H2CO3(B)CO2(C)HCO3—(D)CO32—34.下列各混合溶液中，具有缓冲作用的是………………………………………………（）(A)HCl (1 mol·dm-3) + NaAc (2 mol·dm-3)(B)NaOH (1 mol·dm-3) + NH3 (1 mol·dm-3)(C)HCl (1 mol·dm-3) + NaCl (1 mol·dm-3)(D)NaOH (1 mol·dm-3) + NaCl (1 mol·dm-3)35.用0.20 mol·dm-3HAc和0.20 mol·dm-3NaAc溶液直接混合(不加水)，配制1.0 dm3pH = 5.00的缓冲溶液，需取0.20 mol·dm-3HAc溶液为…………………………………（）(p K a(HAc) = 4.75)(A) 6.4102 cm3(B) 6.5102 cm3(C) 3.5102 cm3(D) 3.6102 cm336.制备2.00 dm3 pH = 9.4的NaAc溶液，需NaAc的物质的量为………………………（）(K a(HAc) = 1.76 10-5)(A) 2.2 mol(B) 1.1 mol(C) 5.710-10mol(D) 1.910-10mol37.某酸HA的K a= 8.4 10-4，0.10 mol·dm-3此酸的H+浓度为………………………（）(A)9.210-3mol·dm-3(B) 1.810-2mol·dm-3(C) 2.910-3mol·dm-3(D)8.810-3mol·dm-338.欲配制pH = 7的缓冲溶液，下列几种物质的共轭酸碱对中最合适的是……………（）(A)羟氨，K b = 1.010-9(B)NH3·H2O，K b = 1.810-5(C)NaH 2PO4，K a2 = 6.2 10-8(D)甲酸，K a= 1.010-439.0.40 mol·dm-3丙酸溶液的pH是(K a= 1.310-5)……………………………………（）(A)0.40(B) 2.64(C) 5.28(D) 4.8840.20 cm3 0.10 mol·dm-3的HCl溶液和20 cm3 0.10 mol·dm-3的NaAc溶液混合，其pH为(K a(HAc) = 1.76 10-5)…………………………………………………………………（）(A) 3.97(B) 3.03(C) 3.42(D) 3.3841. pH为9.40的溶液中氢氧根离子浓度为………………………………………………（）(A) 4.0 10-10mol·dm-3(B) 2.5 10-9mol·dm-3(C) 4.0 10-6mol·dm-3(D) 2.5 10-5mol·dm-342.一个一元弱酸的0.20 mol·dm-3溶液，其pH = 3.0，它的电离常数K a是…………（）(A)0.60(B) 1.0 10-3(C) 2.0 10-4(D) 5.0 10-643.0.50 mol·dm-3HAc的电离度是(K a= 1.8 10-5)………………………………………（）(A)0.030 %(B) 1.3 %(C)0.60 %(D)0.90 %44.按酸碱质子理论考虑，在水溶液中既可作酸亦可作碱的物质是……………………（）+(A)Cl (B)NH4(C)HCO3—(D)H3O+45.1.0 dm3 0.10 mol·dm-3 H 2CO3溶液用等体积水稀释后，溶液中CO32—浓度为(H2CO3：K a1 = 4.3 10-7，K a2 =5.6 10-11)…………………………………………………………（）(A) 2.8 10-2mol·dm-3(B) 5.6 10-11mol·dm-3(C) 4.3 10-7mol·dm-3(D)7.6 10-6mol·dm-346.0.10 mol·dm-3 Na2HPO4水溶液的pH值约为…………………………………………（）(H3PO4：p K a1 = 2.1，p K a2 = 7.2 ，p K a3 = 12.7)(A) 4.65(B)9.95(C)7.40(D)7.3347.0.36 mol·dm-3NaAc溶液的pH为(HAc：K a= 1.8 10-5)……………………………（）(A) 4.85(B) 5.15(C)9.15(D)8.8548.根据酸碱质子理论，HNO 3 + H2SO4H2NO3++ HSO4—正反应中的酸是……（）(A)HSO4—(B)HNO3+(C)H2SO4(D)H2NO349.20 cm3 0.10 mol·dm-3HCl和20 cm3 0.20 mol·dm-3 NH 3·H2O混合，其pH为(NH3·H2O：K b = 1.7610-5)……………………………………………………………………………（）(A)11.25(B) 4.75(C)9.25(D) 4.2550.HX的电离常数K a= 1 10-4，在0.05 mol·dm-3 HX和0.50 mol·dm-3的KX溶液中，其[H+] 近似是……………………………………………………………………………（）(A)10-3mol·dm-3(B) 2 10-5mol·dm-3(C)10-5mol·dm-3(D)10-8mol·dm-351.在下列溶液中，HCN 电离度最大的是………………………………………………（）(A)0.1 mol·dm-3NaCN(B)0.1 mol·dm-3KCl与0.2 mol·dm-3NaCl混合液(C)0.2 mol·dm-3NaCl(D)0.1 mol·dm-3NaCN和0.1 mol·dm-3KCl混合液52.把100 cm3 0.1 mol·dm-3 HCN (K a= 4.9 10-10)溶液稀释到400 cm-3，氢离子浓度约为原来的………………………………………………………………………………………（）(A)(B)(C)2倍(D)4倍53.难溶盐MX的阴离子是弱酸HX的共轭碱，则反应MX(s) + HNO3 = HX(aq) + MNO3(aq) 的平衡常数K 为……………………………………………………………………………（）(A)K sp(MX) / K a(HX)(B)K a(HX) / K sp(MX)(C)K a(HX) + K sp(MX) (D)K sp(MX) - K a(HX)54.应用式= K a1K a2的条件是………………………………………………（）(A)只适用于饱和H2S溶液(B)只适用于不饱和H2S溶液(C)只适用于有其它酸共存时的H2S溶液(D)上述3种情况都适用55.在0.10 dm3 0.10 mol·dm-3HAc溶液中，加入0.10 molNaCl晶体，溶液的pH将会（）(A)升高(B)降低(C)不变(D)无法判断56.将0.20 mol·dm-3HAc溶液和0.20 mol·dm-3NaAc溶液等体积混合，其pH = 4.8，若将此混合溶液再与等体积的水混合，则稀释液的pH值是………………………………（）(A) 2.4(B)9.6(C)7.0(D) 4.857.配制pH = 9.2的缓冲溶液时，应选用的缓冲对是……………………………………（）(A)HAc-NaAc (K a= 1.8 10-5)(B)NaH2PO4-Na2HPO4 (K a2= 6.3 10-8)(C)NH 3-NH4Cl (K b = 1.8 10-5)(D)NaHCO3-Na2CO3 (K a2 = 5.6 10-11)58.0.20 mol·dm-3HAc和0.20 mol·dm-3NaAc溶液等体积混合，溶液pH为(p K HAc=4.75)………………………………………………………………………………（）(A) 2.95(B) 4.75(C) 4.67(D)9.4359.HX的电离常数K a= 6 10-7，在0.6 mol·dm-3 HX和0.9 mol·dm-3的盐NaX溶液中，其[H+] 近似为……………………………………………………………………………（）(A) 2 10-4mol·dm-3(B) 4 10-8mol·dm-3(C) 4 10-7mol·dm-3(D)9 10-7mol·dm-360.将0.10 mol·dm-3Hac与0.10 mol·dm-3NaOH等体积混合，其Ph值为(K a(Hac) = 1.7610-5)………………………………………………………………………（）(A) 5.27(B)8.73(C) 6.73(D)10.4961.已知0.01 mol·dm-3的弱酸HA溶液有1 %的电离，它的电离常数约为…………（）(A)10-2(B)10-6(C)10-4(D)10-562.为测定某一元弱酸的电离常数，将待测弱酸溶于水得50 cm3溶液，把此溶液分成两等份。