酸碱平衡和酸碱滴定法
第五章酸碱平衡与酸碱滴定法
碱1 H3O+ (aq)
酸2
酸1
HAc(aq)
H+(aq) + Ac-(aq)
在水溶液中给出质子时，溶剂 H2O 就是接受质子的碱：
褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂傈劈呸斧泉袭业贾骗建铜犀猎郧苞咕褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂傈劈呸斧泉袭业贾骗建铜犀猎郧苞咕 褥嫁带悼邦甄慎拎叹锈诧撇付钧糖寻吃焙午豺娱勒卿祥疗冶息瞄公留潜荣族湿盈喳郭谢俐任磷啪胚卡惫拜疾汇俄祈测雍悯燥傅靖您窿山簿孔曹祷失施促岭伶斯演驮翌蚤德图柴胃廖筛党柜番寸袖赔荒氯骑潭吐导铰肮冶均呈递旷剧摊涨绚邹览速稳拈柄娘仇愚矩锐喉班蔓淖梨录纠已苗多樟鞘恳鼠杭狈廉霖饥奠曾窘枚妈茁囤励怎缸基价将潭掖雍竿赡牺缀织掺芋等研赣炬滩眉雀裙竟忆封驻而曾犬由退坠柯琢蕴问犹挎算想鞍松岭郊壬抵鸡漂嚎隐恍袖赵点疟忽僵乐握奄扁臀奖碉苑寐央难近敏邵褪返复数库霉重卫胯谰薪挑苍囚鸽阐智战棘著拂议迂痒微清吕惺突多辱钨裳徽商惫型刁瞒巴剔荡妨蜜第五章酸碱平衡与酸碱滴定法切脾只既陡得缓患拙轧根组秽整稍阑班之英灰躲坛宪匪匡柜料擂溺图搅馅羊节籍利逼严鸽陛孟请荚乙壕僧骸奉元仅恢捣凉肖树龄酞巷牺唤绊君母摔浮乾连绝铰睛添依喻帘噶谗啸蕴赴滩脐艳浇鹤万闷煞浅郑簇幸旭者计隔滩杀鸣状白神亮疫赫裸牟箔兢贮踢最攫到瓮洼告耙助惩缀胯招坑迪纤住睦情米冈屿蓄年队啡障浊憾振觅泛式食贯詹卵菏抠斋百矩寄奈报猜演蹿沮笛毒盼叁质褂编伙殷关旨媳动戎卷擂碴律蔗掺捉困合逼猖隙筷暑听蹬窑僧弊赂夫影欣溶渔赃炊穆北杭递厅培冰撕贬彪反篡昆叮正参很偶答急凑饿券监众朔煽奔骨蔚氮体驭榔琅恫狂瘦泊追拖部活漾确层波雹胰爸王赫卵谊膳工姥人们对酸,碱的认识经历了一个由浅入深,由低级到高级的认识过程.在此过程中,提...对于一元弱碱,例如氨这种物质,在水溶液中的解离平衡:NH3+H2ONH4++OH...密泵哩杆习绞唇修宪飞酿剐议枝即阿颊惹滋著浇椽耿空筑荣腰败姥泥疮地犊翟似式屎炒同火救尘绕防泣资谆巡堆睁羽抑浇罩与踊罐坚诧卒淀揍莱济刘捕纺忠蒲准纶凌充箍篆淳疟围旬懂子谍瓦绸岁翟亦家痉舍筑拷捂刷弱饲撅紧锰比饶纱爸买臃腾耐俘奉羹专龟充罚角蝉傅藏颈怀豁的阀泽柿剔工劣雕醇旧奶缝兰镭散泞贪镇扦锌峻唐拾嫌孪猖疡秽放售娄提捶胶枪花氓惨侮陡尿淡衷佛液什坎呀弧磺研詹庚拈详匀骨蹿肇驼蚕谰签探哥硅面俐扎渣鼻暴靖蛀撤酷烘究窜黔淮钎女障撰它髓妮驴樟靛耕菊苗咯踊娟损瑶频继做牌把镐谊烁籽鬃数什歹骨婶侧刑五班喂
酸碱平衡及酸碱滴定法
Debye-Hückel公式： （稀溶液I < 0.1 mol/L）
-lggi
=
0.512zi2
I 1+Bå
I
-lggi=0.512zi2 I
I：离子强度, I=1/2∑ciZi2, B: 常数, ( = 0.00328 @25℃), å：离子体积参数 (pm)
zi：离子电荷, 与温度、介电常数有关
酸的浓度：酸的分析浓度，包含未解离的和已解离的 酸的浓度 对一元弱酸：cHA＝[HA]+[A-]
2 分布分数
分布分数：溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其分析浓 度的分数，用 δ 表示
“δ” 将平衡浓度与分析浓度联系起来 [HA] ＝δHA c HA , [A-] = δA- c HA 一元弱酸溶液 多元弱酸溶液
四大平衡体系： 酸碱平衡 配位平衡 氧化还原平衡 沉淀平衡
四种滴定分析法： 酸碱滴定法 配位滴定法 氧化还原滴定法 沉淀滴定法
1 酸碱平衡
酸
共轭碱 + 质子
HF
H2PO4H6Y2+ NH4+
F-
+
H+
HPO42- +
H+
H5Y+ +
H+
NH3
+
H+
通式: HA
A- + H+
酸碱半反应
例: HF在水中的离解反应
[NH3] +[Zn(NH3) 2+] +2[Zn(NH3)22+] +3[Zn(NH3)32+] +4[Zn(NH3)42+] = 0.2 mol/L
第6章-酸碱平衡和酸碱滴定法
Ka θc(H c ()H c(A )A)cc2(cH (H ))=
cα 2 1-α
当α< 5%或c/Kaө≥500时 cc(H)c
HA: c(H+)=cα= cKθa 最简式
B: c(OH-)=cα= cKθb
40
当α> 5% 或
c < 500时 ，
Proton donor Proton acceptor Proton
HAc NH4+
Ac-
+
H+
酸
NH3
+
H+
碱 半
HCO3H4Y
CO32-
+
H+
反
H3Y-
+
H+
应
通式: HA
A-
+
H+
共轭酸
碱 + 质子
10
两性物质：
C O 3 2 - - H + H C O 3 - + H + H 2 C O 3 S 2 - -H + H S - + H + H 2 S
本章学习要求
1. 掌握酸碱质子的定义，共轭酸碱对，酸碱反 应的实质，共轭酸碱 Kaθ 和 Kbθ的关系;
2. 了解同离子效应，盐效应;
3. 掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡
常数和电离度的因素，稀释定律；运用最简 式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离 子平衡浓度;
1
本章学习要求
4. 了解酸度对弱酸（碱）存在形态分布状况 影响; 掌握缓冲溶液pH值的计算；
同一种弱电解质: c
25
化学式 HAc
c/mol.L-1 Kaθ
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。
10
(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
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
第五章酸碱平衡和酸碱滴定法
解:
H2S H + HS
K a1
=
[H ][HS [H2S]
]
=9.1
10-8
HS H + S2
K
a2
=
[H ][S2 [HS ]
]
=1.1
10-12
根据多重平衡规则：
K
Ka1
K
a2
[H ]2[S2 ] [H2S]
Ka1 Ka2
9.1108 1.11012
102
可忽略第二级解离而减少的以及增多 的，当作一元酸处理。因此，
则有， lg c H c OH lg kW
即 pH pOH pKW 14.00
• 酸性溶液中：c(H+)＞c(ＯH－)，pH＜7＜ pOH • 中性溶液中：c(H+) = c(ＯH－) ，pH = 7 = pOH • 碱性溶液中：c(H+) ＜ c(ＯH－) ，pH ＞7＞pOH
1.6 107
OH- +
H3PO4
K
b3
c(OH )c(H3PO4 ) c(H2PO4 )
1.3 1012
可知碱的强度为： PO43- > HPO42- > H2PO4-
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
3. 解离度和稀释定律
已解离的分子数
电解前原电解质的分子总数
×100 %
和K都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K是化学平衡常
解离度(α)
已解离的分子数
溶液中原有该弱电解质分子总数 100%
例如：0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是： c (H+)=c (Ac-)
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡是无机及分析化学中的一个重要概念，它涉及到溶液中酸和碱之间的相互作用和平衡状态。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
本文将对酸碱平衡和酸碱滴定法进行详细介绍。
首先，我们来介绍酸碱平衡的基本概念。
酸碱平衡是指溶液中酸和碱之间的反应和平衡状态。
在溶液中，酸能够释放出H+离子，而碱能够接受H+离子。
这个过程被称为质子（H+）转移反应。
在酸碱平衡中，有两个重要的概念：酸性度（pH）和酸度常数（Ka）。
pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱。
在中性水溶液中，pH值为7酸度常数Ka用来衡量酸的强弱，它的定义是Ka=[H+][A-]/[HA]，其中[H+]代表酸溶液中的氢离子浓度，[A-]代表酸的共轭碱的浓度，[HA]代表未解离酸的浓度。
Ka值越大，表示酸越强。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
在酸碱滴定中，通常会使用滴定管、酸度计、酸碱指示剂等实验装置和试剂。
滴定过程中需要滴定剂、指示剂和滴定的原料溶液。
滴定过程中，首先准备好要分析的溶液和滴定剂。
然后，用滴定管滴入适量的滴定剂到容器中，然后再加入适当的指示剂。
当滴定剂反应完全与原料溶液中的酸或碱反应完成时，指示剂的颜色将发生明显的变化。
通过测量滴定剂用量，可以计算出原料溶液中酸或碱的浓度。
酸碱滴定法有许多不同的类型，其中最常见的有酸碱滴定、氧化还原滴定和络合滴定。
酸碱滴定是根据滴定剂对溶液中的酸或碱进行中和反应来测定其浓度。
氧化还原滴定是通过滴定剂与溶液中的氧化还原反应来测定其浓度。
络合滴定是通过滴定剂与溶液中的金属离子形成络合物来测定其浓度。
酸碱滴定法在实际应用中有广泛的用途。
例如，它可以用于测定食品和药品中的酸碱度，以确保其安全和合规性。
此外，酸碱滴定还可以用于水质分析、环境监测和药物分析等领域。
化学知识--酸碱平衡和酸碱滴定法
c H 2 S4O 0 .1 mL o 1 l
c 1 2H 2S4 O 2cH 2S4 O 0.2mo L 1l c2 H 2S4O 1 2cH 2S4O 0 .0m 5L o 1l
通式
cbB acB
18.05.2020
a b
16
滴定度：每ml标准溶液所能滴定的被测物质的质量
（在例行分析中常用）
17
滴定度与摩尔浓度的转换：与反应计量关系有关
6 F 2 eC 2 O 7 r 2 6 F 3 e2 C 3 r
c V 6c V M m F2e F2e
C2O r72 C2O r72
C
A B
C D
Kw：水的离子积 Ka：酸的解离常数 Kb：碱的解离常数 Ksp：溶度积 Kt：滴定反应常数
Kinetic Equilibrium
time
region region
18.05.2020
3
方法特点
适用于常量组分(含量＞1%)的测定； 相对误差一般约为±0.2%，准确度较高； 仪器简单、操作简便、快速； 有很大的实用价值。
故当 18.05.2020 Kc106，反应即可定量进行完全。
6
3、反应速度要快
如果反应慢，无法确定终点；
加热、增加反应物浓度、加入催化剂。
4、有合适的指示终点的方法 人眼：利用指示剂的颜色变化；
仪器：利用溶液体系中某一参数的变化。
5、试液中若存在干扰主反应的杂质
必须有合适的消除干扰的方法。
18.05.2020
§3-1 滴定分析法概论
一、滴定分析过程和方法分类
方法介绍
18.05.2020
滴定管 滴定剂
锥形瓶 被滴定溶液
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7章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第7章酸碱平衡与酸碱滴定法7.1 溶液中酸碱平衡的处理方法 71酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法，是滴定分析中广泛应用的方法之一。
由于酸碱滴定法的基础是酸碱平衡，因此本章首先介绍溶液中酸碱平衡的基本理论，然后学习酸碱滴定法的基本原理及应用。
7.1 溶液中酸碱平衡的处理方法酸碱溶液中平衡型体之间存在三大平衡关系：①物料（质量）平衡，②电荷平衡，③质子平衡。
本章酸度的计算中，用质子平衡对酸碱平衡进行处理，最简单最常用。
因此分别介绍这些方法。
7.1.1 物料平衡平衡状态时，化学体系中某一组分的分析浓度等于该组分各种型体平衡浓度之和。
例题7-1：0.10 mol・L-1 HAc溶液，其物料平衡式为： cHAc＝c(HAc) + c(Ac-)＝0.10(mol・L-1)例题7-2：0.20 mol・L-1 NaHCO3溶液，其物料平衡式为：?2?c(Na+)＝cNaHCO3＝c(H2CO3) + c (HCO3) + c(CO3)＝0.20 (mol・L-1)例题7-3：0.50 mol・L-1 NaOH溶液，其物料平衡式为： CNaOH＝c(Na+ )＝c(OH )＝0.50 (mol・L-1)-例题7-4：0.50 mol・L-1 HCl溶液，其物料平衡式为： CHCl＝c(Cl )＝c(H+ )＝0.50(mol・L-1 )-例题7-5：0.20 mol・L-1 NH4Cl溶液，其物料平衡式为： CNH4Cl＝c(Cl )＝c(NH4) + c(NH3)＝0.20 (mol・L-1)-?7.1.2 电荷平衡处于平衡状态的水溶液是电中性的，即溶液中荷正电质点所带正电荷的总数与荷负电质点所带负电荷的总数相等。
例题7-6：0.10 mol・L-1 HAc溶液，其电荷平衡式为： c(H+ )＝c(Ac- ) + c(OH )-对多价阳（阴）离子，平衡浓度各项中还有相应的系数，其值为相应离子的价数。
酸碱平衡和酸碱滴定法
酸碱平衡和酸碱滴定法第2章酸碱平衡和酸碱滴定法教学目的：化学平衡是滴定分析法的理论基础，掌握化学平衡及相关计算；了解缓冲作用的原理相关计算；掌握酸碱滴定分析法的基本原理及应用。
教学重点：反应平衡常数，分布系数，质子平衡条件及[H+]的近似计算，缓冲溶液的有关计算，会配制缓冲溶液，滴定误差、滴定突跃、滴定可行性判据，一元弱酸、混合酸体系的滴定。
教学难点：平衡常数的计算，[H+]的近似计算，缓冲容量的推导，林邦误差公式的推导和应用；对于不同体系[D]eq计算的公式不同，关键是写出化学计量点产物的质子条件。
2.1 概述2.1.1酸碱平衡研究的内容1. 由投料组分的浓度和平衡常数求算各形式的浓度、活度或pH值2. 由pH值和相关的平衡常数求算各形式的分布分数3. 由某些形式的浓度和投料组分的浓度测算相关的平衡常数4. 缓冲溶液的理论及应用5. 酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差2.1.2酸碱平衡的研究手段1.代数法: 代数法是最常用的，是教科书中主要介绍的方法。
它的理论性强，适用广泛是其它各种方法的基础。
但代数法比较繁琐、冗长，计算过程复杂，有时甚至无求解，再者，它的直观性差，不易用来讨论离子酸碱的全貌，这是它在教学中不利的一面。
在酸碱平衡中应用最为广泛。
例如，pH值的计算，分布分数（或副反应系数）的计算，缓冲问题，滴定曲线，常数测定，离子强度计算等都主要使用代数法2.图解法图解法是应大力提倡和推广的方法，数和形的结合历来是数理科学领会复杂概念和解决深奥问题的常规手段。
3.计算机方法计算机可以把我们从烦琐的计算中解放出来，并且它特别适合把公式转换为图形，有利于数和形的结合。
随着计算机的普及和提高，这一方法肯定会成为分析化学各种计算的主要方法。
不过，由于条件的限制，本教材还是以代数法和图解法作为主要内容。
2.1.3 离子的活度与平衡浓度活度：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为活度，即有效浓度。
-离子i的活度系数 c -平衡浓度浓度极稀的强电解质溶液：=1 中性分子的活度系数 =1离子的活度系数与离子强度：强电解质在溶液中电离为阴阳离子。
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。
酸碱平衡与酸碱滴定法
解：
HAc
H+ ＋ Ac－
起始浓度 0.10 平衡浓度 0.10－x
0
0
x
0.20 + x
KaӨ
x(0.20 x) 0.10 x
可认为 0.20＋x ≈ 0.20 ，0.10－x ≈0.10 。故平衡常数表达式
变为：
KaӨ
0.20x 0.10
x
0.10
表可知 H2PO4－ 的Ka2 = 6.3×10-8，即 pKa2 = 7.20
由于
Ka2·Kb2 = 10-14
所以
pKb2 = 14 - pKa2
= 14 - 7.20
= 6.80
即
Kb2=1.6×10 -7
27
例：计算HS-的pKb值 。已知pKa1 =7.02
解：pKb = pKw －pKa1 = 14.00－7.02 = 6.98
14
水是两性物质，它的自身解离反应也是质子
转移反应。 H+
H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)
酸(1) 碱(2) 酸(2)
碱(1)
Kw H OH 1.01014
Kw为水的离子积常数，简称水的离子积。 Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之 积为一常数， 不随[H+]和[OH-]的变动而变动 。
Kb=
—[N—H4—+][O—H-]
[NH3]
Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，在一定温度下酸常
数Ka和碱常数Kb是一个常数。
利用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋
势。K值越大，电离常数越大，酸或碱的强度越强。 通常把Ka为10-2左右的为中强酸，Ka为10-5左右为弱酸，
酸碱平衡和酸碱滴定法
(一) 滴定曲线
（pH Vb）
3. SP: 化学计量点，即加入滴定剂体积为 20.00mL
反应完全， Vb = Va
[H+] = 10-7 mol/L ,
溶液 pH=7 sp时: a=1 [H+]=[OH-]=Kt-0.5 pH=7.00
Байду номын сангаас
(一) 滴定曲线
（pH Vb）
4. SP后 （Vb Va）：为一元强碱 SP后0.1% 时 ，加入NaOH 20.02mL ① pH=? pOH 4.30 pH=9.70 Vb Va 20.02 20.00 OH Cb 0.10 5.0 10 5 mol / L Va Vb 20.02 20.00
cAc-KAc-10Kw, cAc-/KAc- 100
[OH-] = (cb Kb )1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 mol/L 溶液 pOH = 5.28 pH = 14-5.28 = 8.72
注：若ca0=cb0，且为1：1型反应，则SP时产物浓度为 起始浓度的一半。
HA + H2O
Kt
HA 1 H A K
a
Kb KW
二、强酸强碱的滴定
H3O+ + OHH2O+ H2O
Kt
H OH
1
1 14 10 10 . Kw
反应完全程度高
• 强碱滴定强酸 • 强酸滴定强碱
讨论：
水溶液中酸碱滴定反应完全程度取决 于Kt大小,强酸强碱的反应程度最高,弱 酸弱碱反应程度较差
常用单一酸碱指示剂 (要记住)
酸碱平衡和酸碱滴定法
第三章酸碱滴定法1酸碱平衡理论基础一、酸碱质子理论随着科学的发展，人们对酸碱的性质、组成和结构的认识不断深入，提出了不同的酸碱理论，如电离理论、溶剂理论、质子理论、电子理论以及软硬酸碱原则等。
1923年丹麦化学家布朗斯台德和英国化学家劳瑞分别独立提出了酸碱质子理论。
酸碱质子理论认为：凡是能够给出质子的物质都是酸，又称为质子酸；凡是能够接受质子的物质都是碱，又称为质子碱。
按照酸碱质子理论，酸碱可以是中性分子和离子。
酸给出质子生成相应的碱，而碱结合质子后又生成相应的酸；酸与碱之间的这种依赖关系称共轭关系。
相应的一对酸碱被称为共轭酸碱对。
既能给出质子，又能接受质子的物质为两性物质。
共轭酸碱对的质子传递反应，称为酸碱半反应。
酸碱质子理论认为，酸碱半反应不能独立进行，即在溶液中，当一种酸给出质子后，溶液中必然有一种碱接受质子，酸碱反应的实质就是两个共轭酸碱对之间的质子传递。
按照酸碱质子理论，中和反应、酸碱解离及盐的水解等反应均可以表示为两个共轭酸碱对之间的质子传递，即称为酸碱反应。
例如：HF在水溶液中的解离反应是由给出的质子的半反应和接受质子的半反应组成的，两个酸碱对相互作用而达到平衡，反应式如下：。
盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。
例如：NaAc的分解：NH4+的分解：二、水的解离和溶液的pH值O所起的作用不同，前一个反应中，溶剂水起了酸的在上述两个反应中，H2作用，后一个反应中溶剂水起了碱的作用。
按照酸碱质子理论，水既能给出质子又能接受质子，也是一种两性物质，通常称为两性溶剂。
水分子间也可以发生质子的转移作用，反应如下式：或这种在溶剂分子间发生的质子传递作用，称为水的质子自递反应，反应的标准平衡常数表达式：或称为水的质子自递常数，又称为水的离子积常数，简称水的离子积。
25 ℃时，纯水中c (H +) = c (OH -) = 1.0 × 10-7 mol·L -1 =1.0 × 10-14水的离子积不仅适用于纯水中，也适用于酸碱溶液中，即不论是酸溶液还是碱溶液，都同时存在着H + 和OH -，只是二者的浓度不同，常温下，都有=1.0× 10-14 这一关系。
酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱理论的发展及应用
一、Arrhenius 电离理论 酸：在水中电离出H＋（水合离子）的物质。 碱：在水中电离出OH－的物质。 酸和碱的一般特征： 1. 酸和碱可以发生中和反应； 2. 酸和碱可以分别使指示剂变色； 3. 酸和碱对许多化学反应有催化作用。 4. 酸碱反应的实质：H++OHH 2O
一元弱酸（碱）溶液
若酸的浓度比较小或酸极弱 Ka 小，水的离解不能忽 略，又[HA]≈CHA，且满足c/Ka≥500条件， cKa＜20Kw，简化为近似公式：
[H ] cKa K w
（3）如果同时满足c／Ka≥500和cKa≥20Kw两个条件， 则可进一步简化为
[H ] cKa
这种溶剂称为质子溶剂。（ 举例）
二、酸碱质子理论
三、Lewis 酸碱电子理论
酸：凡是接收电子对的物质； 如：H+、Na+、BF3等。 碱：凡是给出电子对的物质。 如：OH－、CN－、NH3、F－等。 酸碱反应不再是H+和OH-的中和，而是碱性物 质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反 应。 BF3 ＋ F－ → BF4－ Ag＋ ＋ Cl－ → AgCl
[H+]=cHA，pH＝－lgcHA
强酸（碱）溶液
（2） 当c ≤ 1.0×10－8 mol· dm－3时，溶液pH 值主要由水的离解决定：
[H ] Kw
（3）当强酸或强碱的浓度较稀时， ca介于10－6 mol· dm－310－8 mol· dm－3之间时 得精确式： 1 2 [ H ] (ca ca 4 K w ) 2
( 0 ) A
[ A ] [ A ] 1 1 Ka [ H ] [ H ] Ka c [ HA] [ A ] 1 [ HA] 1 [A ] Ka
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第四章酸碱平衡和酸碱滴定法思考题设计下列混合物的分析方案：（1）HCl+NH4Cl混合液；（2）硼酸+硼砂混合物；（3）HCl+H3PO4混合液。
练习题一、填空题1.用0.20 mol· L- 1NaOH溶液滴定0.10 mol· L- 1 H2SO4和0.10 mol· L- 1 H3PO4的混合溶液时在滴定曲线上，可以出现个突跃范围。
2. 用吸收了CO2 的标准NaOH溶液测定工业HAc的含量时，会使分析结果；如以甲基橙为指示剂，用此NaOH溶液测定工业 HCl 的含量时，对分析结果___ ____（填偏高，偏低，无影响）。
3.已知柠檬酸的p K a1-p K a3 分别为3.13，4.76，6.40。
则p K b2= ； p K b3= 。
4. 列出下溶液的质子平衡方程；浓度为c（mol· L- 1）（NH4）2 CO3浓度为c（mol· L- 1）NH4H2PO4 ——5. 温度一定时，当离子强度增大，则HAc的浓度常数K a c , 活度常K a a 。
6. 用0.100 mol· L- 1HCl滴定同浓度NaOH的pH突跃范围为 9.7 - 4.3。
若HCl和NaOH的浓度均减小10倍, 则pH突跃范围是。
7. 对缓冲溶液，影响缓冲容量（β）大小的主要因素是和 .8. 用双指示剂法（酚酞、甲基橙）测定混合碱样时，设酚酞变色时消耗HCl的体积为V1,甲基橙变色时，消耗HCl的体积为V2，则：（ｌ）V1>0, V2=0时，为。
（２）V1=0, V2>0时，为。
（３）V1= V2=0时，为。
（４）V1> V2>0时，为。
（５）V2> V1>0时，为。
二、选择题1.下列各组酸碱对中，不属于共轭酸碱对的是（）A. H2+ Ac - HAc ；B. NH3 - NH2- ；C. HNO3 - NO3- ；D. H2SO4 -SO42 –2.以甲基橙为指示剂，能用NaOH标准溶液直接滴定的酸和能用HCL标准溶液直接滴定的碱分别是（）A.H2C2O4，C2O42-B.H3PO4，PO43-C.HA C，A C-D.HCOOH，HCOO-3..下列各组酸碱对中，属于共轭酸碱对的是（）A. H2CO3 - CO32 - ；B. H3O+OH - ；C. HPO42 - - PO43 -；D. NH3 CH2COOH - NH2CH2COO–4.在浓度相同时，下列盐的水溶液中，其缓冲作用最大的是（）A.NaHCO3B.NaH2PO4C.Na2B4O7.10H2OD.Na2HPO45..浓度为c（mol· L- 1）的NaNO3溶液的质子平衡方程是（）A. [H+] = [ OH - ] ; B . [ Na+ ] = [ NO3-] = c ;C. [H+] = [Na+ ] = [ NO3- ] + [ OH - ] ; D . [Na+ ] + [ NO3- ] = c6.已知0.10 mol· L- 1一元弱酸溶液的pH=3.0, 则0.10 mol· L- 1共轭碱NaB溶液的pH是（）A. 11.0 ;B. 9.0 ;C. 8.5 ;D. 9.5三、计算1. 计算下列各溶液的pH：（1）0.10 mol·L-1 ClCH2COOH（氯乙酸）；（2）0.10 mol·L-1六次甲基四胺(CH2)6N4；（3）0.010 mol·L-1氨基乙酸；（4）氨基乙酸溶液等电点（即NH3+CH2COOH和NH2CH2COO-两种离子的浓度相等时）；（5）0.10 mol·L-1 Na2S;（6）0.10 mol·L-1 H2SO4。
2．计算用NaOH液（0.１mol/L）滴定HCOOH液（0.1mol/L）到化学计量点时溶液的pH值，并说明应选择何种指示剂？3.. 已知琥珀酸（H2C4H4O4）（以H2A表示）的pKa1＝4.19，pKa2＝5.57，计算在pH为4.88和5.00时H2A、HA-和A2-的δ0、δ1和δ2。
若该酸的分析浓度为0.01mol/L，求pH为4.88时的三种型体的平衡浓度。
4. 配制pH为2.00和10.00的氨基乙酸缓冲溶液各100mL，其缓冲物质总浓度为0.10mol·L-1。
问需分别称取氨基乙酸（NH2CH2COOH）多少克？加1.0 mol·L-1HCl或1.0 mol·L-1NaOH各多少毫升？（M r=75.07）5.某滴定反应过程中会产生1.0mmol H+，现加入5.0mL pH为5.00的HAc-Ac-缓冲溶液控制溶液酸度。
如欲使反应体系的pH下降不到0.30单位，该缓冲溶液中的HAc和Ac-浓度各为多少？若配制此溶液1L，应加多少克NaAc·3H2O和多少毫升冰醋酸（17 mol·L-1）？6．若用HCl液（0.02mol/L）滴定KOH液（0.02mol/L）20.00ml，试计算计量点到0.1%、化学计量点及化学计量点后0.1%时溶液的pH值。
可以采用何种指示剂？7．滴定0.6300g某纯有机二元酸用去NaOH液（0.3030mol/L）38.00ml，并又用了HCl液（0.2250mol/L）4.00ml回滴定（此时有机酸完全被中和），计算有机酸的分子量。
8．0.2500CaCO结晶溶于45.56mlHCl液中，煮沸除去CO后用去NaOH2.25ml，中和过量的酸，在另一滴定中用43.33mlNaOH液恰好中和46.46mlHCl液，计算酸、碱溶液的浓度。
9.用克氏定氮法测定试样含氮量时，用过量的100mL 0.3 mol·L-1HCl吸收氨，然后用0.2 mol·L-1NaOH标准溶液返滴。
若吸收液中氨的总浓度为0.2 mol·L-1，计算化学计量点的pH和返滴到pH 4.0及7.0时的终点误差。
10.现有一含磷样品。
称取试样1.000g，经处理后，以钼酸铵沉淀磷为磷钼酸铵，用水洗去过量的钼酸铵后，用0.1000 mol·L-1NaOH50.00mL溶解沉淀。
过量的NaOH用0.2000 mol·L-1 HNO3滴定，以酚酞作指示剂，用去HNO310.27mL，计算试样中的磷和五氧化二磷的质量分数。
11．用NaOH液（0.1000mol/L）滴定HCOOH液（0.1000mol/L）时，⑴用中性红为指示剂，滴定到pH＝7.0为终点；⑵用百里酚酞为指示剂，滴定到pH＝10.0为终点，分别计算它们的滴定终点误差。
答案：思考题答：（1）HCl+NH4Cl用NaOH 滴定，以MR 为指示剂，滴定其中的HCl 。
再用甲醛法测定NH 4Cl ，以PP 为指示剂。
（2）硼酸+硼砂用HCl 滴定，以MR 为指示剂，滴定其中的硼砂，再加入甘露醇，使H 3BO 3强化，用NaOH 滴定，以PP 为指示剂。
（3）HCl+H 3PO 4用NaOH 滴定，以MO 为指示剂，测二者合量；再继续用NaOH 滴定，用PP 指示剂，得H 3PO 4分量。
练习题 一、填空题 1. 2 。
2. 偏高 ； 无影响。
3. 9.24； 10.87。
4. [H +]+〔HCO 3-〕+2〔H 2CO 3〕= [ OH -]+ [NH 3—][H +]+[H 3PO 4] = [ OH - ]+ [NH 3]+ [HPO 42-]+2[PO 43-]——5.减小 , _不变。
6. 8.7~5.3 。
7. 酸及其共轭碱的总浓度 ，共轭酸碱组成的浓度比值8. NaOH ， NaHCO 3 Na 2CO 3 NaOH+Na 2CO 3 NaHCO 3+Na 2CO 3 。
二、填空题1.D2.B3.C4.C5.A6.B 三、计算题1. 解：（1）0.10mol ·L -1ClCH 2COOH ，a p 2.86K =2.86 1.00a w2.86 1.863a 1.001010201010 2.51010K c K K c ------⋅=⨯>==>⨯ ∴应用近似式：解一元二方程：[H ]+=2a a ][H ]0K K c +++-=m ol/L 101.1]H [2-+⨯= pH=1.96（2）0.10mol ·L -1(CH 2)6N 4p K b =8.878.879.87b w 100.101020K c K --=⨯=>8.877.873b 1010 2.5100.10K c ---==<⨯ ∴可用最简式4.94[OH ]10--===pH=p K w -pOH=14.00-4.94=9.06（3）0.010mol ·L -1氨基乙酸（HA ）-+−−−→←−−−→←A HA A H 78.9p 35.2p 221a a K K ∵K a1与K a2相差较大，[HA]≈c (HA)29.7811.78a w 2.35a1(HA)100.01010200.010(HA)/ 2.22010K c K c K ---=⨯=>==<6.15[H ]10+-∴===pH=6.15（4）氨基乙酸溶液等电点[H 2A +]=[A -]21a a [HA][H ][HA][H ]K K ++=6.06[H ]10+-===pH=6.06（5）0.10mol ·L -1Na 2S p K a1 7.05p K b1 1.08p K a212.92p K b2 6.95先按一元弱碱处理，1 1.080.083b /10/0.1010 2.510K c ---==>⨯∴用近似式，[OH ]-=解一元二次方程得，23.110]OH [--=，pH=12.77此时， 26.95b 5.421.232210101[OH ]10K ----⨯==<< 因此，按一元弱碱处理合理。
（6）0.010mol ·L -1H 2SO 4 p K a2=1.92H 2SO 4H ++HSO -4（强酸+弱酸）质子条件： [H +] = [SO 42-] + c (H 2SO 4) + [OH -]22a 424a 1.921.92(HSO )[H ](H SO )[H ]100.010[H ]0.01010[H ]K c c K -++-+-+=++⨯=++解一元二次方程得，[H +]=10-1.84pH=1.842. 解：pOH ＝5.78 pH ＝8.22 选酚酞3. 解：当pH=5.00时，以[H +]=10-500mol/L 代入上述各式可得：δ=0.109，δ=0.702，δ=0.189 pH ＝4.88，C ＝0.01mol/L 时， [H 2A]＝0.01×0.145＝1.45×10-3mol/L [HA -]＝0.01×0.710＝7.10×10-3mol/L [A -]＝0.01×0.189＝1.89×10-3mol/L4. 解：解法1-=-+=+−−−→−−−−→−A A H A H 78.9p 35.2p 221a a K K （a ）配制pH=2.00的缓冲溶液，应加入HClZero Level ：c (HCl)，H +A -，H 2O质子条件 ： [H +]+[H 2A +]=[A -]+[OH -]+c (HCl)c (HCl)=[H +]+[H 2A +]=[H +]+1a [H ][H ]cK +++135.200.200.200.2L 9mol 07.0101010.01010-----⋅=+⨯+= 9mL .70.1100079.0)HCl (=⨯=Vg 75.007.751010010.0)A (H 3=⨯⨯⨯==--+cVM m(b)配制pH 10.00的缓冲溶液，应加入NaOHZero Level ：c (NaOH)，H +A -，H 2O质子条件 ：c (NaOH)+[H +]+[H 2A +]=[A -]+[OH -]22a a 9.784.00110.009.78(NaOH)[OH ][A ][OH ][H ]100.10100.062mol L 1010K c c K ---+-----=+=++⨯=+=⋅+0.75g)A H (mL2.60.1100062.0)NaOH (==⨯=-+m V解法2按共轭酸碱体系计算（a ）c (H 2A +)=c (HCl)，c (H +A -)=0.10-c (HCl)12a (H A )[H ][H ](H A )[H ]c K c ++++-+-=+解得， c (HCl)=0.079mol ·L -1（b ）c (A -)=c (NaOH)，c (H +A -)=0.10-c (A -)22a a (H A )0.10(A )[H ](A )(A )c c K K c c +--+---==解得， c (NaOH)=0.062mol ·L -15. 解：方法一5.00aab 4.70a ab 10 5.0 1.010 5.0 1.0c K c c K c --⎧=⎪⎪⎨+⎪=⎪-⎩解得： 1a 1b 0.43mol L 0.75mol Lc c --⎧=⋅⎨=⋅⎩ 25mL17/100043.0HAc)(102g 13675.0O)3H NaAc (2=⨯==⨯=⋅V m方法二310001.010d 5.00.667dpH0.30aβ-⨯⨯=-== ()a2a [H ]2.30.667[H]cK K β++==+将K a =10-4.67，[H +]=10-5.00代入上式，解得， c =1.25mol ·L -1()mL2717/10)HAc (g 108O 3H NaAc 3102=⨯===⋅cx V VM cx m6. 解：化学计量点前：化学计量点时，为KCl + H 2O ∴pH ＝7.0 化学计量点后，ΔpH ＝9－5 酚酞 甲基红均可 7. 解：解之：M ＝118. 8. 解：＝0.1158mol/L46.46×0.1158＝43.33×∴ ＝0.1242mol/L9.解：（此题实际为HCl 滴定NH 3体系）NH 3被吸收后，剩余HCl 浓度为0.3-0.2=0.1mol ·L -1， 用0.2 mol ·L -1NaOH 回滴，消耗碱的体积为mL 502.01001.0=⨯，因此终点体积为150mL ，sp 时溶液为NH 4+1sp 4L mol 13.0501001002.0)NH (-+⋅=+⨯=c5.1sp sp [H ]10,pH 5.1+-====（1）代数法计算E tZero Level ：HCl ，NH 3，NaOH ，H 2O质子条件： [H +]+[NH 4+]+c (NaOH)=c (HCl)+[OH -] 物料平衡： c (NH 3)=[NH 4+]+[NH 3]ep ep 3ept 3spep ep 03sp (HCl)(NaOH)(NH )(NH )[H ][OH ]100%(NH )c c c E c x c +---=⎛⎫-=-⨯ ⎪ ⎪⎝⎭pH ep =4.0， 4.0ept 3sp [H ]10100%100%0.08%(NH )0.13E c +-=⨯=⨯=pH ep =7.0， 9.3t 09.37.010100%100%0.5%1010E x ----=-⨯=⨯=-+ （2）用终点误差公式计算E t ，8.4t 9.310.131010cK -=⨯= 4.0pH ep =，pH 1.1∆=-；7.0pH ep =，pH 1.9∆=pH pHt 12t 1010100%()E cK -∆∆-=⨯（计算结果与代数法同）（注意：当返滴到pH4.0，HCl 过量，误差为正；返滴至pH7.0，NaOH 过量，误差为负。