第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题
酸碱平衡和酸碱滴定法(自测题)_129002864
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法自测题一. 填空题1.在氨溶液中，加入NH4Cl则氨的解离度α，溶液的pH ，这一作用称为。
2.对于分析浓度为0.10 mol/L的一元弱酸HA，当K1为1.0⨯10-5时，[A-] = 。
3.酸碱质子理论认为：H2O既是酸又是碱，其共轭酸是，其共轭碱是。
4.对于某一共轭酸碱对HA-A-，在水溶液中，其K a与K b的关系是。
5.在水溶液中，H2PO4-是两性物质，计算其氢离子浓度的最简式是。
6.NaCN水溶液被稀释4倍，溶液中[OH-] ，pH。
7.已知水溶液中CH3CH2CH2COONa的K b = 7.69⨯10-10，它的共轭酸是，相应的K a值为。
8.某弱酸型指示剂HIn的K HIn = 1.0⨯10-6，HIn呈红色，In-为黄色。
将其加入三种不同的溶液中，颜色分别是红色、橙色、黄色。
这三种溶液的pH范围分别应是、和。
9.向含有NH3和NH4Cl的溶液中，加入少量NaOH溶液后，溶液的pH ；含[NH4+] = [NH3] = 0.5 mol/L的溶液与[NH4+] = 0.9 mol/L，[NH3] = 0.1 mol/L的溶液相比，其缓冲能力。
10.已知HCN的pK a = 9.37，HAc的pK a = 4.75，HNO2的pK a = 3.37，它们对应的相同浓度的钠盐水溶液的pH顺序是。
11.根据酸碱质子理论，[Fe(H2O)5OH]2+的共轭酸是，共轭碱是。
12.pH3.1~4.4是甲基橙的，向pH在此区间内的溶液加入甲基橙指示剂，溶液呈现的颜色从本质上说是指示剂的。
13.弱电解质的解离度α值随其在溶液中的浓度增大而。
对于可以用最简式表示溶液中[H+]的HA型弱电解质，α与c的关系是。
14.若Na2CO3水溶液的碱性比同浓度的Na2S溶液的碱性弱，则H2S的应比H2CO3的更小。
15.要配制总浓度为0.2 mol/L的NH3-NH4+缓冲溶液，应向每升浓度为的氨水中，加入mol固体NH4Cl，才能得到缓冲容量大的缓冲溶液。
(完整word版)酸碱平衡与酸碱滴定
酸碱平衡与酸碱滴定一．单项选择题1．-42PO H 的共扼碱是A 、H 3PO 4B 、-24HPOC 、-34POD 、OH -E 、H 2O2．按质子理论，Na 2HPO 4是A 、中性物质B 、酸性物质C 、碱性物质D 、两性物质E 、以上都不是3．在1mol/L NH 3 • H 2O 溶液中，欲使［OH 一]增大，可采取的方法是A 、加水B 、加NH 4ClC 、加NaOHD 、加0。
1mol/L HClE 、加乙醇 4．共轭酸碱对的K a 和K b 的关系是A 、K a = K bB 、K a K b =1C 、K a /K b =K wD 、K a K b =K wE 、K a /K b =1 5．某弱酸HA 的K a = 1×10-4，则其1mol/L 水溶液的pH 是A 、8。
0B 、2. 0C 、 3。
0D 、4. 0E 、1. 0 6．NH 4+的Ka = 10—9。
26,则0。
1mol/L NH 3 • H 2O 水溶液的pH 是A 、9.26B 、 11. 13C 、4。
47D 、2.87E 、2。
87 7．已知0.lmol/L 一元弱酸HR 溶液的pH= 5.0，则0. 1mol/L NaR 溶液的pH 是A 、 9.0B 、10。
0C 、11. 0D 、12.0E 、8。
0 8．用纯水将下列溶液稀释10倍时，其中pH 变化最小的是A 、0。
1mol/L HCl 溶液B 、0. 1mol/L NH 3 • H 2O 溶液C 、0。
lmol/LHAc 溶液D 、0。
1mol/L HAc 溶液+0。
1mol/L NaAc 溶液E 、0。
1mol/L NaAc 溶液 9．欲配制pH=9的缓冲溶液，应选用的缓冲对是A 、 NH 3 • H 2O(K b = 1×10—5） B 、HAc （K a = 1×10-5） C 、HCOOH(K a = 1×10-4） D 、 HNO 2（K a = 5×10—4） E 、HClO(K a = 3×10-8) 10．下列物质中，不可以作为缓冲溶液的是A 、氨水一氯化铵溶液B 、醋酸一醋酸钠溶液C 、碳酸钠一碳酸氢钠D 、醋酸一氯化钠E 、碳酸—碳酸氢钠11．某酸碱指示剂的K HIn = 1×10-5,则从理论上推算，其pH 变色范围是A 、 4～5B 、 4~6C 、 5～7D 、5～6E 、3～5 12．酸碱滴定达到化学计量点时，溶液呈A 、中性B 、酸性C 、碱性D 、取决于产物的酸碱性E 、以上都不是13．NaOH 标准溶液滴定HAc 至化学计量点时的[H +］浓度计算式是A 、C K aB 、a w K C K C 、CK K wa D 、C K K w a E 、ba a C CK 14．用0. 1mol/L HCl 溶液滴定同浓度的NaOH 溶液，滴定的突跃范围pH 是A 、6。
《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 。
分析化学要点精编(武汉大学 第四版) 第2章_酸碱滴定法(1)
第2章 酸碱平衡和酸碱滴定法§2.1 概 述一、酸碱平衡的研究手段1、代数法2、图解法3、计算机方法二、浓度、活度与活度系数1、浓度：总浓度，包括自由移动的离子和受其它离子影响的不能自由移动的离子的浓度，用c 表示。
2、活度： 在化学反应中起作用的有效浓度称为离子的活度，用a 表示3、浓度与活度的关系为： c a i γ=i γ称为离子i 的活度系数，表示实际溶液与理想溶液之间偏差大小，在溶液很稀的情况下： c a i ==，1γ中性分子不带电荷，其活度系数等于1，溶剂的活度规定为1。
4、活度的计算（1）对于AB 型的电解质稀溶液11.0(-⋅<L mol I ），应用德拜-休克尔公式计算：溶液中的总的离子强度 ∑=ii i Z c I 221⎥⎥⎦⎤⎢⎢⎣⎡+=-Ia B IZ i i 021512.0lg γ （一般用于定性判断） iγ—ｉ离子的活度系数，Z i —ｉ离子的电荷， 25℃ B =0.00328， 0a —离子体积系数，约等于水化离子的有效半径（2）当离子强度较小（Ｉ＜0.010mol/L ）时，可以不考虑水化离子大小，按德拜一休克尔极限公式计算：I Z ii 25.0lg =-γ注意: I 受高价离子的影响大.例:离子强度I 增加,电对的 ++23Fe /Fe ' E ?三、酸碱反应1、酸碱的质子理论酸：给出质子的物质 +-+=H Ac HAc碱：接受质子的物质 酸 碱 2、共轭酸碱对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)Fe(CN)/(Fe(CN)4636'--E如 HAc-Ac -3、酸碱反应的实质酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间质子的转移 4、溶剂的质子自递作用OH OH O H w a a a K OH O H O H O H 23322-+⋅=+=+-+称为水的质子自递常数w K 5、酸碱的离解常数 -++=A H HAHAA H a a a a K -+⋅=A - +H 2O = HA + OH ---⋅=A OH HA b a a a K6、酸及其共轭碱离解常数的关系 一元酸 00.14=+b a pK pK二元酸 00.1421=+b a pK pK ，00.1412=+b a pK pK 三元酸 00.1431=+b a pK pK ，00.1422=+b a pK pK00.1413=+b a pK pK利用共轭酸碱对中酸或碱的离解常数就能求得对应共轭碱或共轭酸的离解常数 四、活度常数、浓度常数、混合常数 -++=AHHA1、活度常数： HAA H a a a K a -+=a K 称为活度常数，是热力学常数，仅随温度变化，见附录表22、浓度常数：-+-+-+=⨯==-+A H a A H HA HA A H ca K a a a HA A H K γγγγγ][]][[不仅随温度而变，还随离子强度而变 3、混合常数： -+=⋅=-Aa H M aK HA A a Kγ][][在实际工作中，常用电位法测定溶液的pH ，即 ()+-H a lg ，因此使用混合常数4、使用注意（1）在分析化学中处理一般酸碱平衡时，如果准确度要求不是太高（酸碱离解常数常有百分之几的误差），忽略活度与浓度的区别，用活度常数代替浓度常数作近似计算。
3 酸碱平衡与酸碱滴定法(题库)
3 酸碱平衡与酸碱滴定法一、单项选择题（A ）1、用基准无水碳酸钠标定0.100mol/L盐酸，宜选用（）作指示剂。
A、溴钾酚绿—甲基红B、酚酞C、百里酚蓝D、二甲酚橙( C )2、配制好的HCl需贮存于( )中。
A、棕色橡皮塞试剂瓶B、塑料瓶C、白色磨口塞试剂瓶D、白色橡皮塞试剂瓶（ B ）3、用c（HCl）=0.1 mol·L-1 HCl溶液滴定c（NH3）=0.1 mol·L-1氨水溶液化学计量点时溶液的pH值为A、等于7.0B、小于7.0C、等于8.0D、大于7.0（ A ）4、欲配制pH=5.0缓冲溶液应选用的一对物质是A、HAc(Ka=1.8×10-5)～NaAc B 、HAc～NH4AcC、NH3·H2O (Kb=1.8×10-5)～NH4ClD、KH2PO4-Na2HPO4( C )5、欲配制pH=10.0缓冲溶液应选用的一对物质是（）A、HAc(Ka=1.8×10-5)～NaAc B 、HAc～NH4AcC、NH3·H2O (Kb=1.8×10-5)～NH4ClD、KH2PO4-Na2HPO4( B )6、在酸碱滴定中，选择强酸强碱作为滴定剂的理由是（）A、强酸强碱可以直接配制标准溶液B、使滴定突跃尽量大C、加快滴定反应速率D、使滴定曲线较完美（ C ）7、用NaAc·3H2O晶体，2.0mol/LNaOH来配制pH为5.0的HAc-NaAc缓冲溶液1升，其正确的配制是（）A、将49克NaAc·3H2O放入少量水中溶解，再加入50ml 2.0mol/LHAc溶液，用水稀释1升B、将98克NaAc·3H2O放入少量水中溶解，再加入50ml 2.0mol/LHAc溶液，用水稀释1升C、将25克NaAc·3H2O放入少量水中溶解，再加入100ml 2.0mol/LHAc溶液，用水稀释1升D、将49克NaAc·3H2O放入少量水中溶解，再加入100ml 2.0mol/LHAc溶液，用水稀释1升( C )8、(1+5)H2SO4这种体积比浓度表示方法的含义是（）A、水和浓H2SO4的体积比为1：6B、水和浓H2SO4的体积比为1：5C、浓H2SO4和水的体积比为1：5D、浓H2SO4和水的体积比为1：6 （ C ）9、以NaOH滴定H3PO4(kA1=7.5×10-3，kA2=6.2×10-8，kA3=5.0×10-13)至生成Na2HPO4时，溶液的pH值应当是（）A 、7.7B 、8.7C 、9.8D 、10.7（ A ）10、用0.10mol/LHCl 滴定0.10mol/L Na 2CO 3至酚酞终点，这里Na 2CO 3的基本单元数是（ ）A 、 Na 2CO 3B 、2 Na 2CO 3C 、1/3 Na 2CO 3D 、1/2 Na 2CO 3( A )11、下列弱酸或弱碱（设浓度为0.1mol/L ）能用酸碱滴定法直接准确滴定的是 （ ）A 、氨水(Kb=1.8×10-5)B 、苯酚(Kb=1.1×10-10)C 、NH 4+D 、H 3BO 3(Ka=5.8×10-10) ( C )12、 用0.1mol/L HCl 滴定0.1mol/L NaOH 时的pH 突跃范围是9.7～4.3，用0.01mol/L HCl 滴定0.01mol/L NaOH 的突跃范围是（ ）A 、9.7～4.3B 、8.7～4.3C 、8.7～5.3D 、10.7～3.3( C ) 13、 某酸碱指示剂的KHIn=1.0×105，则从理论上推算其变色范围是（ ）A 、4～5B 、5～6C 、4～6D 、5～7( D )14、 用NaAc·3H 2O 晶体，2.0MHAc 来配制pH 为5.0的HAC-NaAc 缓冲溶液1升，其正确的配制是（mol g M O H NaAC /1.13623 ·，Ka=1.8×10-5） A 、将49克NaAc·3H 2O 放入少量水中溶解，再加入50ml2.0mol/LHAc 溶液，用水稀释１升B 、将98克NaAc·3H 2O 放少量水中溶解，再加入50ml 2.0mol/lHAc 溶液，用水稀释至1升C 、将25克NaAc·3H 2O 放少量水中溶解，再加入100ml 2.0mol/LHAc 溶液，用水稀释至1升D 、将49克NaAc·3H 2O 放少量水中溶解，再加入100ml 2.0mol/LHAc 溶液，用水稀释至1升 （ A ）15、 NaOH 滴定H 3PO 4以酚酞为指示剂，终点时生成 （ ）（H 3PO 4：Ka 1=6.9×10-3， Ka 2=6.2×10-8，Ka 3=4.8×10-13 ）A 、 NaH 2PO 4B 、 Na 2HPO 4C 、 Na 3PO 4D 、 NaH 2PO 4 + Na 2HPO 4 （ A ）16、用NaOH 溶液滴定下列（ ）多元酸时，会出现两个pH 突跃。
酸碱平衡和酸碱滴定法
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。
山东大学分析化学(第四版)习题及答案02酸碱平衡和酸碱滴定法
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法1．计算下列各溶液的pHa. 0.20 mol.L-1H3PO4，b. 0.100mol.L-1H3BO3c. 0.100mol.L-1H2SO4d. 0.100mol.L-1三乙醇胺e. 510-8 mol.L-1 HCla.解：已知H3PO4的K a1＝10，K a2=，K a3=10-12.36∵ pKa2-pKa1>1.6 ∴按一元弱酸处理= 0.2×10-2.12 > 20K w / < 500用近似式[H+]=== -0.0038+= 0.035pH = 1.45b.解：已知H3BO3的K a=5.8( pK a=9.24)∵K a>20 Kw /K a > 500同最简式[H+]===10-5.12pH = 5.12c.解法1：已知H2SO4 K a2= 10-2 将H2SO4看作H+＋HSO4- (强酸和一元弱酸)质子条件：[H+]=C a+[SO42-]+[OH-] 忽略[OH-][H+]=a+a[H+]2-(c-K a2)[H+])-2cK a2=0[H+]=+=pH = 0.96解法2. 设第二级解离出的H+为xHSO42- ⇌ H+ + SO42-0.1-x 0.1+x xK a2===10-20.1x+x2=-0.01x+10-3 x2+0.11x-10-3=0解得：x==-0.055+=0.0085 [H+]=0.1+0.0085= 0.1085pH = 0.96d解. 已知三乙醇胺的K b=5.8-7，pK b=6.24 (分子式(HOCH2CH2)3N )∵cK b=0.1>20K W，c/K b>500pOH=3.62 pH=14 - 3.62=10.38e解：由于HCl浓度较小，不能忽略水的离解根据质子条件[H+]==+==2.5pH = 6.892. 计算下列各溶液的pHa. 0.0500 mol/L NaAcb. 0.0500 mol/L NH4NO3c. 0.100 mol/L NH4CNd. 0.0500 mol/L K2HPO4e. 0.0500mol/L氨基乙酸f. 0.100 mol/L Na2Sg. 0.10 mol/L H2O2溶液h. 0.0100 mol/L CH3CH2NH和0.050 mol/L NH4Cl 的混合溶液i. 含有 mol/L的混合溶液（=5.0, =9.0）a解：已知HAc的=10-4.74 则Ac－的=10-9.26∵c=0.05c/ >500∴pOH=5.28pH=8.72b解：已知NH3的=10-4.74 ,则NH4＋的为=10-14/10-4.74=10-9.26∵c=0.05 c/>500pH=5.28c解：已知NH的=10-9.26 ，HCN的=10-9.21根据质子条件：[H+]+[HCN]=[OH-]+[NH3]则：[H+]+cKa’=0.1>20Kw c=0.1>>KaH+]=d解:已知H3PO4K a1=10-2.12K a2=10-7.20K a3=10-12.36 [H+]=c K a3=0.05c= 0.05 > 20 K w[H+]==2.010-10pH=9.70e解：氨基乙酸盐=4.510-3=2.510-10两性物质[H+]=c K a2=0.05 2.510-10 > 20K w c = 0.05 <20 K a1[H+]==pH=5.99注：同最简公式[H+]=pH=5.97f解：已知H2S的K a1=1.310-7 ，K a2=7.110-15则S2－的K b1=Kw/Ka2=1.41 K b2=7.6910-8pK b2-pK b1 >1.6 按一元碱计算c K b1>20Kw，c/K b1 < 500 [OH-]===9.410-2pOH= 1.03pH=12.97g解：已知H2O2的K a=1.810-12cK a=0.01 1.810-12 <20 K w，c/K a=0.01/1.810-13 >500 [H+] ==1.6710-7pH=6.78h解：CH3CH2NH2K b=5.610-4，CH3CH2NH=1.7810-11 NH3的K b=1.810-5，NH的=5.610-10[H+]==5.3810-6pH = 5.27i解：c K HA> 20 Kw[H+]=pH=3.003.计算pH为8.0和12.0时0.10mol L-1 KCN溶液中CN-的浓度解：已知HCN K a=6.210-10∵pH=8.0 =pH=12.0 =∴pH=8.0 []=c=5.8510-20.1=5.8510-3 mol L-1pH=12.0 []=c=10.1=0.1 mol L-14. 含有=0.10 ， =2.010-4 mol L-1，=2.010-6 mol L-1的混合溶液。
酸碱反应练习题
欧姆定律计算题（基础版）并联电路：1、如图所示，电灯电阻为30Ω，当S闭合,S1断开时，电流表的示数为0.2A；当S1、S2都闭合时，电流表的示数为0.3A。
求R的阻值是多少？2．如图105所示，电源电压为36伏特，灯泡L1电阻为10欧姆，闭合电键后，通过L2灯泡的电流强度是0.9安培，求干路中的电流强度和电路的总电阻。
3．如图106所示，已知电阻R1=6欧姆，通过R2的电流强度I2=0.5安培，通过R1和R2的电流强度之比为I1：I2=2：3求R2的阻值和总电压U。
4．如图107所示电路，当电键K闭合后，安培计的读数为2安培，伏特计的读数为6伏特，如果R1=3R2，求电阻R1、R2的值。
＝20Ω，电路总电阻为12Ω，电流表示数为0.3A，请计算：5、如图15所示电路中，R1（1）电阻R2的阻值；（2）电源电压；6、在图10所示的电路中，电源电压保持不变，电阻R1 的阻值为20欧。
闭合电键S,电流表 A1的示数为0.3安，电流表A2的示数为 0.2 安。
求：(1) 电源电压 U。
(2) 电阻R2的阻值。
7．在图113所示的电路中，电阻R1的阻值是5欧姆，干路中的电流强度I是0.5安培，电阻R2两端的电压是2伏特。
求：(1)通过R1的电流强度；(2)通过R2的电流强度；(3)R2的电阻值。
串联电路：1、电阻R1=10Ω，R2=5Ω，将两电阻串联在电路中。
（1）电源电压为3V，电路中的电流是多少？电阻R1两端的电压是多少？电阻R2两端的电压是多少？（2）电路中的电流是0.3A，电阻R1两端的电压是多少？电阻R2两端的电压是多少？电源电压是多少？2、如图所示的电路中，R1=5Ω，电阻R2两端的电压为3V，电源电压为4V，求电路中的电流和电阻R2的阻值。
3、如图所示的电路中，电源电压为10V，闭合开关后，电流表、电压表的示数分别为0.5A和6V。
求：（1）通过R1的电流是多少？(2)小明同学在求R2的阻值时，解题过程如下：根据欧姆定律：R2 =U／I=6 V／0.5A=12Ω请你指出小明同学在解题过程中存在的错误，并写出正确的解题过程。
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。
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题解: a NaAc为一元弱碱, 其K b=K w/K HAc=5.6×10-103.计算pH为8.0和12.0时0.10mol·L-1 KCN的溶液中CN-1的浓度4.含有C Hcl=0.10mol·L-1，C NaHSO4=2.0×10-4mol·L-1和C HAc=2.0×10-6mol·L-1的混合溶液。
a.计算此混合溶液的pH。
b.加入等体积0.10mol·L-1 NaOH溶液，计算溶液的pHpH= 4.005.将0.12mol·L-1 HCL和0.10mol·L-1氯乙酸钠（ClCH2COONa）溶液等体积混合，计算pH。
6.欲使100 ml 0.10 mol·L-1HCl溶液的pH从1.00增加至4.44，需加入固体NaAc多少克（忽略溶液体积的变化）？7.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为0.25 mol·L-1。
于此100ml缓冲溶液中加入200mgNaOH（忽略溶液体积的变化），所得溶液的pH为5.60。
问原来所配制的缓冲溶液的pH为多少？（设HB的Ka=5.0×10-6）8.欲配制pH为 3.0和 4.0的HCOOH-HCOONa缓冲溶液，应分别往200ml 0.20 mol·L-1HCOOH溶液中加入多少毫升1.0 mol·L-1 NaOH溶液。
解x=25.7ml9.某人称取CCl3COOH 16.34g和NaOH 2.0g，溶解于1L水中，欲以此液配制pH=0.64的缓冲溶液。
问：a. 实际所配制缓冲溶液的pH为多少？ b. 要配制pH=0.64的缓冲溶液，需加入多少毫升1.0 mol·L-1强酸溶液。
10. 配制氨基乙酸总浓度为0.10 mol·L-1的缓冲溶液（pH=2.0）100ml需氨基乙酸多少克？还需加多少摩强酸？x =7.9ml11.25.0ml 0.40 mol·L-1 H3PO4 与30.0ml 0.50 mol·L-1Na3PO4溶液混合，然后稀释至100.0，计算此缓冲溶液的pH和缓冲指数。
酸碱反应练习题
酸碱平衡和酸碱滴定法习题一 选择题1．将2.500g 纯一元弱酸HA 溶于水并稀释至500.0mL.已知该溶液的pH 值为3.15，计算弱酸HA 的离解常数K a θ。
[M(HA)=50.0g ·mol -1] （D ）A. 4.0×10-6B. 5.0×10-7 C 7.0×10-5 D. 5.0×10-62． C 6H 5NH 3+(aq)⇔ C 6H 5NH 2(aq) + H +，C 6H 5NH 3+的起始浓度为c ，解离度为α，则C 6H 5NH 3+的a K θ值是（A ）A.21c αα- B.()21c αα- C.21c αα+ D.()21c αα+3． 已知0.01 mol ·L -1某弱酸HA 有1％解离，它的解离常数为（A ） A.1×10-6 B.1×10-5 C.1×10-4 D.1×10-3 4．对于弱电解质，下列说法中正确的是（A ） A.弱电解质的解离常数只与温度有关而与浓度无关B.溶液的浓度越大，达平衡时解离出的离子浓度越高，它的解离度越大C.两弱酸，解离常数越小的，达平衡时其pH 值越大酸性越弱D.一元弱电解质的任何系统均可利用稀释定律计算其解离度 5. 下列化合物中，同浓度在水溶液，pH 值最高的是（C ） A.NaCl B.NaHCO 3 C.Na 2CO 3 D.NH 4Cl6. 要使0.5升0.6 mol ·L -1HF 溶液中的HF 的解离度增加到原先的3倍，应将原溶液稀释到多少升？（D ） A. 2 B. 3 C. 3 D. 4.57. 300mL 0.2mol ·L -1CH 3COOH 溶液，稀释到多大体积时，其解离度α增大一倍。
K a θ＝1.8×10-5（B ）A. 600mLB. 1200mLC. 1800mLD. 2400mL8. 某弱酸HA 的K a θ＝1×10-5，则其0.1 mol ·L -1溶液的pH 值为（C ）A. 1.0B. 2.0C. 3.0D.3.59. 将pH ＝13.0的强碱溶液与pH ＝1.0的强酸溶液等体积混合后，溶液的pH 值为（C ） A. 12.0 B. 10.0 C. 7.0 D. 6.510. 0.10 mol ·L -1HCl 和1.0×10-3 mol ·L -1HAc （K aθ＝1.8×10-5）等体积混合，溶液的pH 值为（B ） A. 1.20 B. 1.30 C. 1.00 D. 1.4011. 称取一元弱酸HA1.04g ，准确配制成100mL ，则得溶液pH ＝2.64，计算该一元弱酸pK a θ的近似值 (M HA =50.0g ·mol –1) （C ）A. 2.10B. 6.20C. 4.20D. 3.40 12. 用纯水把下列溶液稀释10倍时，其中pH 值变化最大的是（A ） A.0.1 mol ·L -1HCl B. 1 mol ·L -1NH 3·H 2OC. 1 mol ·L -1HAcD.1 mol ·L -1HAc+1 mol ·L -1NaAc13. 称取二氯乙酸（CHC 2COOH ）10.44g ，溶于适量水中，加入固体NaOH 2.0g ，并用水稀释至1.0升，计算该溶液的pH 值。
第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法
第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法1．计算下列各溶液的pHa. 0.20mol/L H 3PO 4， Ka 1＝10-2.12 Ka 2=10-7.20 Ka 3=10-12.36pKa 2-pKa 1>1.6 按一元酸处理cKa1=0.2×10-2.12＞20Kw c/Kw<500用近似式 [H +]=c K K K a a a 121122++-=()12.2212.212.2102.0210210---⨯++-=-0.0038+00152.00000144.0+=0.035pH=1.45b. 0.10 mol/L H 3BO 3 K a1=5.8×10-10 ( pK a1=9.24)cK a1 >20 Kw c/K a1 >500同前公式 [H+]=1a cK =24.91010.0-⨯=10-5.12c. 0.10 mol/L H 2SO 4 K a2=10-2解法1： 将H 2SO 4看作H +=HSO 4－ (强酸＋一元酸)[H +]=C a +[SO 42-]+[OH -] 不忽略[H +]2-(c-K a2)[H +])-2cK a2=0 [H +]=C a +C a 22][a a K H K ++ [H +]=2a a K C -=11.0063.0045.01.01024)01.01.0(2)01.010.0(22=+=⨯⨯+--- pH=0.96解法2. HSO 4⇔ H ++ SO 42-0.1-x 0.1+x xK a2=][]][[424--+HSO SO H =x x x -∙+1.0)1.0(=10-2 0.1x+x 2=-0.01x+10-3 x 2+0.11x-10-3=0 x=3210411.0211.0-++-=-0.055+001.0003025.0+=0.0085 [H +]=0.1+0.0085=01108 pH=0.96d. 0.10mol/L 三乙醇胺 （pK b =6.24 K b =5.810⨯-7）cK b =0.124.610-⨯>20K W c/K W >500 pOH=3.6262.3624.10101.0][---=⨯==∴b cK OHpH=14-3.62=10.38e. 5⨯10-8 mol/L HCL (HCL 浓度较小，不能忽略水的离解)解：原子条件 [H +]=C HCL +[OH -]=C HCL +][+H K W 0][][2=--∴++W H CL K H C Hw HCL HCL K C C H ++=+42][2= 14168104105.22105---+⨯+⨯ =2.57781028.11003.110---⨯=⨯+⨯pH=6.892.计算下列各溶液的pHa. 0.050 mol/L NaAc HAc Ka=10-4.74 Ac=10-9.26cKb=0.05Kw 201026.9>⨯- c/Kb=500pOH=5.28 pH=8.72b. 0.050 mol/L NH 3NO 3NH +-K a ’=K w /K b =10-14/10-4.74=10-9.26 c/Ka ’>500626.9'1024.51005.0][--+⨯=⨯==∴a cK HpH=5.28c. 0.10 mol/L NH 4CNNH +4 Ka ’=10-9.26 HCN Ka=10-9.21 (6.2)1010-⨯[H +]+[HCN]=[OH -]+[NH 3] [H+]+][][][]][['4+++-++=H K H K NH K CN H W a a Kac Kw cKa Ka H ++=∴+)'(][ cKa ’=0.126.910-⨯>20Kw c=0.1>>Ka[∴H +]=24.921.926.9101010'---=⨯=KaKa24.9=∴pHd. 0.050 mol/L K 2HPO 4 K a1=10-2.12 K a2=10-7.20 K a3=10-12.36[H+]=232)(a w a a K c K cK K ++ cK a3=0.05w K 201036.12<⨯- c= 0.05 > 20 K w[H +]=05.0)101005.0(10)(1436.1220.732---+⨯=+c K cK K w a a =2.0⨯10-10pH=9.70e. 0.050 mol/L 氨基乙酸 氨基乙酸盐 Ka1=4.5⨯10-3 （10-2.35）Ka2=2.5⨯10-10 (10-9.60)[H +]=121)(a w a a K c K cK K ++ cK a2=0.05⨯2.5⨯10-10 > 20K w c=0.05 <20 K a1[H +]=121a a a K c c K K +=6360.935.21002.1105.405.005.01010----⨯=⨯+⨯⨯ pH=5.99注：同前公式 [H +]=97.52110=a a K K pH=5.97f. 0.10 mol/L Na2SH 2S K a1=1.3⨯10-7 K a2=7.1⨯10-15K b1=Kw/Ka2=1.41 K b2=7.69⨯10-8pKb2-pKb1 >1.6 按一元cKb1 >20 Kw c/Kb1 < 500 [OH -]=c K K K b b b 121142++-=1.041.1441.1241.12⨯++- =9.4⨯10-2pOH= 1.03 pH=12.97g 0.10 mol/L H 2O 2 溶液K a =1.8⨯10-12cK a1=0.01⨯1.8⨯10-12 <20 K wc/K a2=0.01/1.8⨯10-13 >500[H +]=141210108.101.0--+⨯⨯=+w a K cK=1.67⨯10-7pH=6.78h. 0.050 mol/L CH 3CH 2NH +3 和 0.050 mol/L NH 4Cl 的混合溶液CH 3CH 2NH 2 K b =5.6⨯10-4 CH 3CH 2NH +3 Ka ’=1.78⨯10-11NH 3 Kb=1.8⨯10-5 NH +4 Ka ’=5.6⨯10-10 [H +]=1011'2'11106.51078.105.0--⨯+⨯⨯=+a a K c K c=5.38⨯10-6i. 含有 CHA=CHB=0.10 mol/L 的混合溶液 （pKHA=5.0 pKHB=9.0）cKHA > 20 Kw[H +]=3510101.0--=⨯==+HA HB HA cK cK cKpH=3.003. 计算pH 为8.0 和12.0时0.10mol/L KCN 溶液中CN -的浓度HCN Ka=6.2⨯10-10pH=8.0 δCN-=2108101085.5102.610102.6][----+⨯=⨯+⨯=+a a K H K pH=12.0 δCN-=1102.610102.6101210=⨯+⨯--- 所以，pH=8.0 [CN-]=δCN-⨯c=5.85⨯10-2⨯0.1=5.85⨯10-3 mol/LpH=12.0 [CN-]=δCN-⨯c=1⨯0.1=0.1 mol/L4. 含有C HCl =0.10 mol/L ，C NaHSO4=2.0⨯10-4 mol/L .t C HAC =2.0⨯10-6 mol/L的混合溶液。
酸碱平衡与酸碱滴定习题答案
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[H+]浓度或[OH－]浓度的大小。
通常以pH 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。
《酸碱平衡与酸碱滴定法》习题答案
注：教材附录中给出的NH3和CH3CH2NH2的解离常数是Kbθ，而不是Kaθ7-1 写出下列酸的共轭碱。
HNO3 H2Y2- H2O H3O+COOHCOOH CHCl2COOH H2PO4- HCO3-7-2 写出下列碱的共轭酸。
H2O NH3H2PO4- HPO42- CO32-HCO3- (CH2)6N4NH2Y4-7-3 已知下列各种弱酸的Ka θ值，求它们的共轭碱的Kbθ值，并将各碱按照碱性由强到弱的顺序进行排列。
① HCN Kaθ= 6.2×10-10② HCOOH Kaθ= 1.8×10 -4③ C6H5OH Kaθ= 1.1×10-10④ H3BO3Kaθ= 5.8×10-10⑤ HPO42- Ka1θ(H3PO4)= 7.6×10 -3， Ka2θ(H3PO4)= 6.3×10 -8， Ka3θ(H3PO4)=4.4×10 -13⑥ H2C2O4Ka1θ = 5.9×10-2， Ka2θ = 6.4×10-5，解：根据共轭酸碱对的关系式：K aθK bθ= K wθ可知：K bθ=K wθ/K aθ，因此，以上各酸的共轭碱Kbθ计算如下：(1) HCN的共轭碱为CN-,其K bθ= K wθ/K aθ=(1.00⨯10-14)/(6.2×10-10)=1.6×10-5(2)HCOOH的共轭碱为HCOO--,其K bθ= K wθ/K aθ=(1.00⨯10-14)/(1.8×10-4)=5.6×10-11(3)C6H5OH的共轭碱为C6H5O-,其K bθ= K wθ/K aθ=(1.00⨯10-14)/(1.1×10-10)=9.1×10-5(4)H3BO3的共轭碱为H4BO4-,其K bθ= K wθ/K aθ=(1.00⨯10-14)/( 5.8×10-10)=1.7×10-5(5)HPO42-的共轭碱为PO43-,其K bθ= K wθ/K a3θ=(1.00⨯10-14)/(4.4×10-13)=2.3×10-2(6)H 2C 2O 4的共轭碱为HC 2O 4-,其K b θ= K w θ/K a1θ=(1.00⨯10-14)/(5.9×10-2)=1.7×10-13根据以上计算结果，各酸的共轭碱从强到弱依次为： PO 43- 〉C 6H 5O - >H 2BO 3- >CN - >HCOO -- >HC 2O 4-7-4 0.010 mol ·L -1 HAc 溶液的电离度α为0.042，求HAc 的K a θ及该溶液的H + 浓度c ( H +)。
酸碱平衡和酸碱滴定法习题
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。
c(h?)c(ac?)?1-2由于乙酸的离解平衡常数ka?，所以只要发生改变乙酸的初始浓度即c(hac)，ka必c(hac)?随之改变。
1-3在浓度均为0.01moll-1的hcl，h2so4，naoh和nh4ac四种水溶液中，h+和oh-离子浓度的乘积均成正比。
1-4弱碱溶液越稀，其解离度越大，因而酸度也越大。
1-5将10ml0.1moll-1nh3h2o溶液吸收至100ml，则nh3h2o的离解度减小，oh-离子浓度也减小。
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将氨水的浓度吸收一倍，溶液中oh-离子浓度就增大至原来的一半。
1-8弱酸浓度越大，离解度越大，因此溶液中h+离子浓度也就减小。
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。
1-10nahco3中含有氢，故其水溶液呈酸性。
1-11ph值小于7的溶液一定是酸。
1-12水的离子内积在18℃时为6.4×10-15，25℃时为1.00×10-14，即为在18℃时水的ph值大于25℃时的ph值。
1-13浓度为1.0×10-7moll-1的盐酸溶液的ph值=7.0。
1-14吸收10ml0.1moll-1hac溶液至100ml，则hac的离解度减小，均衡向hac离解方向移动，h+离子浓度减小。
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0.1moll-1h2c2o4溶液中，c(h+)=2c(c2o42-)。
1-17凡是多元弱酸，其酸根的浓度对数等同于其最后一级的离解常数。
1-18在多元弱酸中，由于第一级解离出来的h+对第二级解离有同离子效应，因此k?a1?ka2。
1-19na2co3溶液中，h2co3的浓度对数等同于k?a2。
1-20需用公式ph=pka??lgn?a?n?ha?排序缓冲溶液ph值，这表明将缓冲溶液无论怎样吸收，其ph值维持不变。
酸碱平衡与酸碱滴定法题库3-1-8
酸碱平衡与酸碱滴定法题库3-1-8问题：[问答题,简答题]计算题：已知：pKayΘ（HCOOH）=3.75，pKayΘ（HAc）=4.75，p（H3PO4）=2.12；欲配制pH＝3.5的缓冲溶液500mL，并使溶液中酸的浓度为0.20mol•L－1。
应选用哪种缓冲对？需称取多少固体钠盐？问题：[问答题,简答题]计算题：测定某工业烧碱中NaOH和Na2CO3的质量分数，称取试样2.546g，溶于水并定容于250mL容量瓶中，取出25.00mL，以甲基橙为指示剂，滴定到橙色时，用去HCl标准溶液24.86mL。
另取25.00mL溶液，加入过量BaCl2，以酚酞为指示剂，滴定到红色刚褪，用去HCl标准溶液23.74mL，又知中和0.4852g 硼砂（Na2B4O7•10H2O）需要此HCl标准溶液24.37mL。
计算该试样NaOH和Na2CO3的质量分数。
[M（Na2B4O7•10H2O）=381.4g•mol-1，Mr（NaOH）=40.00，M（Na2CO3）=106.0g•mol-1]问题：[问答题,简答题]计算题：称取1.250g纯一元弱酸HA，溶于适量水后稀释至50.00mL，然后用0.1000mol∙LNaOH溶液进行电位滴定，从滴定曲线查出滴定至化学计量点时NaOH溶液用量为37.10mL。
当滴入7.42mLNaOH溶液时，测得pH=4.30。
计算：（1）一元弱酸HA的摩尔质量；（2）HA的解离常数Ka；（3）滴定至化学计量点时溶液的pH。
(月子病 /)问题：[问答题,简答题]计算题：cKHC8H4O4=0.1mol•L-1的KHC8H4O4溶液能否用酸碱滴定法滴定？为什么？化学计量点的pH为多少？（终点产物的浓度为0.050mol•L-1）采用何指示剂？已知H2C8H4O4的=1.1×10-3=3.9×10-6问题：[单选]现场中若被盐酸侵蚀皮肤，应迅速（）。
A.A、用稀醋酸溶液冲洗B.B、自然凉干C.C、将侵触部分擦干D.D、用清水或苏打水冲洗问题：[单选]压裂施工中，当地层被压开裂缝后，在泵压稳定后，排量应（）。
2010级大学化学 酸碱平衡与酸碱滴定法(II)
δ HAc
[H ] 10 = θ θ = = 0.36 + −5 − 5.00 K a c + [ H ] 1.8 × 10 + 10
δ Ac − = 1 − δ HAc = 0.64
(2) pH=4.00 (3) pH=8.00
δHAc=0.85， δAc-=0.15 δ HAc=5.7×10-4， δ Ac-≈1
PBE的列出：
① 首先选择质子参考水准 (reference level) （零 水准 (zero level) ）： 一般选择溶液中大量存在的，与质子转移直接 有关的原始酸碱组分作质子参考水准。
② 将溶液中其它组分与质子参考水准比 较，找出得质子产物和失质子产物。 ③ 把所有得质子后产物的浓度的总和写 在等式一端，把所有失质子后产物的浓 度的总和写在等式另一端，配平相应系 数即得PBE。
三、影响电离平衡的因素
1. 同离子效应 在弱电解质的溶液中，加入与其具有 共同离子的强电解质使电离平衡左移，从 而降低了弱电解质的电离度。这种影响叫 做同离子效应。
例8-4：如果在0.10mol⋅dm-3的HAc溶液中加入 固体NaAc，使NaAc的浓度达0.20mol⋅dm-3 ， 求该HAc溶液中的[H+]和电离度α 。 解：设[H+] = x
[HC 2O ] δ1 = = θ θ θ θ θ 2 c [H + ]2 + [H + ]K a c + K K ( c ) a1 a2 1
4
[H ]K a1 c θ
+
θ
[C2O4 ] δ2 = = c
2-
K a1 K a2 (c )
+ 2 +
第2部分酸碱滴定法1
2.2 酸碱组分的平衡浓度和分布系数
9 一元弱酸弱碱的分布系数 9 二元弱酸弱碱的分布系数 9 多元弱酸弱碱的分布系数
28
分析浓度与平衡浓度
HAc ⇔ H + + Ac−
分析浓度：溶液体系达平衡后，各组型体的 平衡浓度之和，即总浓度。c, mol/L， 如cHAc＝[HAc]+[Ac-]
平衡浓度：溶液体系达平衡后，某一型体的
或或
ppKKaa++ppKKbb==1144..0000
12
酸碱(解离)平衡常数的表示方法和使用
HA ↔ H + + A−
(1)、活度常数：
若各组分均以活度表示，则活度常数 Ka 为
Ka
=
a a H + A− a HA
Ka是温度的函数
(2)、浓度常数：若各组分以浓度表示，则
K
c a
=
[H + ][ A− ] [ HA]
位等，则可用浓度表示结果。
6
2.1.2 溶液中的酸碱反应与平衡常数 1.酸碱的定义??
下面哪些物质是酸( 1，3
)
哪些是碱( 2，4，6
)
两性物质( 5，7 )
(1)H2 SO4，(2)NaOH，(3)NH4Cl，
(4) NaAc, (5) H 2O，(6) Na2CO3
(7)NH4 Ac
7
2.1.2 溶液中的酸碱反应与平衡常数 1.酸碱的定义
②AB型电解质(如AlCl3)稀溶液
(c＜0.1mol·L-1)：
用德拜 - 休克尔（Debye-Hückel）公式计算
−
lg γ
i
=
⎡
0.512
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第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题
解: a NaAc为一元弱碱, 其K b=K w/K HAc=5.6×10-10
3.计算pH为8.0和12.0时0.10mol·L-1 KCN的溶液中CN-1的浓度
4.含有C Hcl=0.10mol·L-1，C NaHSO4=2.0×10-4mol·L-1和C HAc=2.0×10-6mol·L-1的混合溶液。
a.计算此混合溶液的pH。
b.加入等体积0.10mol·L-1 NaOH溶液，计算溶液的pH
pH= 4.00
5.将0.12mol·L-1 HCL和0.10mol·L-1氯乙酸钠（ClCH2COONa）溶液等体积混合，计算pH。
6.欲使100 ml 0.10 mol·L-1HCl溶液的pH从1.00增加至4.44，需加入固体NaAc多少克（忽略溶液体积的变化）？
7.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为0.25 mol·L-1。
于此100ml缓冲溶液中加入200mgNaOH（忽略溶液体积的变化），所得溶液的pH为5.60。
问原来所配制的缓冲溶液的pH为多少？（设HB的Ka=5.0×10-6）
8.欲配制pH为 3.0和 4.0的HCOOH-HCOONa缓冲溶液，应分别往200ml 0.20 mol·L-1HCOOH溶液中加入多少毫升1.0 mol·L-1 NaOH溶液。
解x=25.7ml
9.某人称取CCl3COOH 16.34g和NaOH 2.0g，溶解于1L水中，欲以此液配制pH=0.64的缓冲溶液。
问：a. 实际所配制缓冲溶液的pH为多少？ b. 要配制pH=0.64的缓冲溶液，需加入多少毫升1.0 mol·L-1强酸溶液。
10. 配制氨基乙酸总浓度为0.10 mol·L-1的缓冲溶液（pH=2.0）
100ml需氨基乙酸多少克？还需加多少摩强酸？
x =7.9ml
11.25.0ml 0.40 mol·L-1 H3PO4 与30.0ml 0.50 mol·L-1Na3PO4溶液混合，然后稀释至100.0，计算此缓冲溶液的pH和缓冲指数。
若准确移取上述混合溶液25.0ml，需加入多少毫升1.00 mol·L-1NaOH 溶液后，才能使混合溶液的pH等于9.00。
12. 20 g六亚甲基四胺，加浓HCl（按12mol·L-1计）4.0ml，稀释至100ml，溶液的pH是多少？此溶液是否是缓冲溶液？
13. 计算下列标准缓冲溶液的pH（考虑离子强度的影响），并与标准值比较：
a. 饱和酒石酸氢钾（0.034 mol·L-1）；
b. 0.0500 mol·L-1邻苯二甲酸氢钾；
c. 0.0100 mol·L-1硼砂。
14. 用0.200 mol·L-1Ba(OH)2滴定0.1000 mol·L-1HAc至化学计量点时，溶液的pH等于多少？
pOH=5.18 pH=8.82
15. 某试样含有Na2CO3和NaHCO3，称取0.3010g，用酚酞作指示剂，滴定时用去0.1060 mol·L-1 HCl 20.10ml，继用甲基橙作指示剂，共用去HCl 47.70ml。
计算试样中Na2CO3和NaHCO3质量分数。
16. 二元弱酸H2B，已知pH=1.92时，δH2B=δHB-；pH=6.22时，δHB-=δB2-。
计算：
a. H2B的Ka1和Ka2；
b. 主要以HB-形式存在时的pH为多少？
c. 若用0.100 mol·L-1NaOH 溶液滴定0.100 mol·L-1 H2B，滴定至第一和第二化学计量点时，溶液的pH各为多少？各选用何种指示剂？
17. 已知0.1 mol·L-1一元弱酸的HB的pH=3.0，问其等浓度的共轭碱NaB的pH为多少？（已知：Ka c>20 Kw且c/Ka>500）
18. 将H2C2O4加入到0.10 mol·L-1Na2CO3溶液中，使其浓度为0.020 mol·L-1，求该溶液的pH？(H2C2O4:pKa1=1.20,pKa2=4.20;H2CO3：pKa1=6.40；pKa2=10.20)
19. 称取Na 2CO 3和NaHCO 3的混合试样0.685g ，溶于适量的时水中。
以甲基橙为指示剂，用0.200 mol ·L -1HCl 溶液滴定至终点时，消耗50.0ml 。
如改用酚酞为指示剂，用上述HCl 溶液滴定至终点时，需消耗多少毫升？
20. 称取纯一元弱酸HB 0.8150 g ，溶于适量的水中，以酚酞为指示剂，用0.1100 mol ·L -1 NaOH 溶液滴定至终点时，消耗24.60ml 。
在滴定过程中，当加入NaOH 溶液11.00ml 时，溶液的pH=4.80。
计算该弱酸HB 的pKa 值。
加入NaOH 溶液11.00ml 后,生成的n(B -)=0.1100×11.00=1.21mmol
剩余的 n(HB -)=0.1100×(24.60－11.00)=1.496mmol
1.21
4.80lg
1.496
a pK =+ 1.214.80lg 1.496a pK =+ p K a =4.89
21.
用0.10 mol ·L -1 NaOH 滴定0.10 mol ·L -1HAc 至pH=8.00，计算终点误差。
解法2：△pH ＝8.00－8.72＝
-0.72
0.720.720.05%pH pH
t E ∆-∆-=
=
=-
22.
用0.10 mol ·L -1 HCl 滴定0.10 mol ·L -1 NH 3 溶液至pH=4.0，计算终点误差。
解法2：
△pH= 4.0－5.28=－
1.28
1.28 1.280.2%pH pH
t E -∆∆-=
=
=
23.用0.10 mol·L-1 NaOH滴定0.10 mol·L-1 H3PO4至第一化学计量点，若终点pH较
化学计量点pH高0.5 单位。
计算终点误差。
24.用0.100 mol·L-1 NaOH 滴定0.100 mol·L-1羟胺盐酸盐（NH3+OH·Cl-）和0.100
mol·L-1NH4Cl的混合溶液。
问：a. 化学计量点时溶液的pH为多少？b. 在化学计量点有百分之几的NH4Cl参与了反应？
解: a当滴定化学计量点时, 溶液为一元弱酸NH4Cl和一元弱碱NH2OH的混合溶液, [H+]计算可按弱酸弱碱混溶液NH4-NH2OH处理,精确式为:
25.称取一元弱酸HA试样1.000g，溶于60.0ml水中，用0.2500 mol·L-1NaOH 溶液滴定.已知中和HA至50%时，溶液的pH=5.00；当滴定至化学计量点时，pH=9.00。
计算试样中HA的质量分数为多少？（假设HA的摩尔质量为82.00g·mol-）
26. 称取钢材1.000g，溶解后，将其中的磷沉淀为磷钼酸铵。
用0.1000 mol·L-1NaOH 20.00ml 溶解沉淀，过量的NaOH用0.2000 mol·L-1HNO37.50ml 滴定至酚酞刚好褪色。
计算钢中的P和P2O5的质量分数。
27. 在纯水中，甲基橙的理论变色点pH=3.4，今向溶液中加入NaCl溶液，使其浓度达到0.10 mol·L-1。
问甲基橙的理论变色点pH又为多少？
28.标定甲醇钠溶液时，称取苯甲酸0.4680g，消耗甲醇钠溶液25.50ml，求甲醇钠的浓度。