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。
运动与健康ppt课件第六章运动与水盐代谢及酸碱平衡
二、水的摄入、排出和动态平衡
三、运动对水平衡的影响 （一）运动时的热调节
在激烈的体育运动中，运动员体能消 耗成倍增加，同时产生大量体热。 一般运动： 排汗1~1.5升/小时； 热环境运动：排汗1.5~2.5升/小时,甚至更高。
产汗量的计算公式：P115表6-7
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
（二）运动员脱水类型 1、主动型脱水 2、被动型脱水
（三）脱水对运动能力的影响
P116表6-8
脱水与恢复补水拖的时间越长，对 运动能力的影响越明显，严重脱水时要 花几天时间才能建立体液平衡，所以在 失水的应激之前或即刻就应该补水。
要点： ☞一般人，不要等到口渴才补水； ☞训练中应考虑耐缺水训练； ☞训练和比赛后应尽早补水。
（四）运动员补液与运动饮料 运动员失液特点：
►出汗丢失水分的同时丢失盐分； ►运动造成体内其它营养物质的缺乏； ►液体吸收等问题， 运动员补液 ►不宜一次大量补充纯水； ►一般补充含一定溶质的运动饮料。
1、运动饮料的选择 运动饮料成分：水为主，其次是能
源物质、电解质、维生素及一些微量元 素等。根据不同需要调制含量和配比。
理想饮料应具备条件： ☞促进饮用； ☞迅速恢复和维持体液平衡； ☞提供能量。 因此，饮料必须味佳，易吸收。
（1）食用营养平衡的膳食和在赛前24 小时期间饮用足够的液体，以促进运动 或赛前的体液平衡；
（2）运动前2小时，饮用500毫升液体， 确保体内水平衡，并给于足够的时间让机 体排出多余的水分；
（3）运动中，应尽早地、有规律地、 间隙性地饮用足够的液体，以补回由汗液 丢失的水分（等于体重丢失量），或者饮 用自己能够承受的最大量。但应遵循少量 多次的原则，以免引起胃肠不适；
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？
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
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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)
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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。
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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 )
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
第六章 酸碱平衡紊乱 PPT课件
15
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
10
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。
24
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)
10
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）
15
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。
17
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。
0601-02酸碱质子理论与酸碱平衡
酸 HCl NH4+ H2SO4 HSO4－ H2PO4－
质子 + 碱 H+ + C1－ H+ + NH3 H+ + HSO4－ H+ + SO42－ H+ + HPO42－
共轭酸碱：
酸给出H+后成为碱，碱接受 H+后成为酸，互 为共轭关系；共轭酸碱之间只差一个H+。
特点： 1）具有共轭性
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定
1
本章学习要求
①弄清各种概念；
②学会正确应用[H+]计算公式；
理解和掌握酸碱滴定原理，并能运用所
学知识解决实际问题。
6.1 酸碱制粒理论
6.2 弱酸弱碱的解离平衡 6.3 缓冲溶液
6.4 酸碱滴定法
3
6.1
酸碱质子理论
酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质 酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
解： NH 4 + - NH 3 为共轭酸碱对，故 pK b = 14.00 - pK a = 14.00 - 9.24 = 4.76
例2：计算HS-的pKb值。
解： HS -为两性物质，K b 是它作为碱的离解常数，即 HS- + H 2 O H 2S + OH 其共轭酸是H 2S。HS -的K b即S2-的K b2 ,可由H 2S的K a1求得。 又附表 H 2S的pK a1 ,为7.05，故 pK b2 = 14.00 - pK a1 = 14.00 - 7.05 = 6.95
c 是活度， 是活度系数，c是浓度 和c单位均可采用mol / L
影响电离度（解离平衡）的因素：
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？
返回
（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
25
（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)
12
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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1 本章目录 总目录
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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、选择题
1 •在相同溫度下，和1%的尿素［
C °(NH 2)2］水溶液具有相同渗透压的葡萄糖©出2。
6)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T f =°.56K 。
已知K f "86K mol kg 。
则在体温37 C 时的渗透压是
3•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
4•根据质子理论，下列水溶液中碱性最弱的是哪一个
的比应为
酸碱混合物不能配制 PH = 9的缓冲溶液
&某酸溶液的pH 为9，其氢离子浓度为
9. 将NaAc 溶液加热之后，溶液的 PH 值将
第六章
酸碱平衡
A 、1776 kPa
B 、388 kPa
C 、776 kPa
D 、194 kPa
Al(OH 2)6 广
I.Cr(OH 2)6 匸
PO ：
NO 3 ClO 4
D 、S 。
2-
5 •弱酸弱碱盐实际上是包含一种酸 A 1
和一种碱B 2的化合物,
它的水解常数应该等于
a1 b2
K w
；
K b2
K a1 K - K
a1 b2
6•醋酸的 K a ： =「8 10-5
，欲配制
PH = 5的醋酸与醋酸钠组成的缓冲溶液，其 m 酸/ m
碱 A 、5: 9 18: 10
1: 18 D 、 1: 36
7 已知 K b(NH 3)=〔少1。
,K 0(HCN)
b(NH 3)
=4.9 10
10
K a(HAc) = 1.8
10
，下列哪一对共轭
HAc - NaAc
B 、
NH 4Cl - NH 3
(A)、(B)都不行
HCN-NaCN
-10 A 、1.0 10
-9
B 、 1.0 X 0
C 、1.0
氷0-8
-7
D 、 1.0 氷0
A 、增大
B 、减小
C 、不变
D 、基本不变
10. NH 3的共轭酸
2—
— +
A 、NH
B 、NH 2
C 、NH 4
D 、HCl
11. 欲配制pH=4.50的缓冲溶液，选用下列哪种
K °a 值的酸的
缓冲对最适宜 A 、6.4 X 0-
B 、1.4 X 0「
3
12. 在0.1mol L —
1的氨水中加入固体 A 、增大
B 、减小
二、计算题和问答题
1. 已知0.01 mo1 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 mo1 dm 3 HAc 的电离度。
2.
等重量的葡萄糖及甘油分别溶于 100g 水中，所得溶液的凝固
点、沸点、渗透压是否相 同？为什么？ 3. 解释以下事实：
(1) 海水鱼不能生活在淡水中。
(2) 医院给病人输液时，要仔细调节输液的浓度。
(3 )用盐腌制菜干时，会出水。
(4)真空铸造冶炼金属时，
砂眼"会较常压下少。
4. 下列哪种溶液具有缓冲作用？
(1) 含适量 NaHCO 3 和 Na z CO 3的溶液？
-1
-1
(2) 1L 水中加入 0.01 mo1 L HAc 和 0.01 mo1 L 的 NaAc 。
-1
-1
(3) 1L0.1 mo1 L HAc 中加入 1 滴 0.01mo1 L 的 NaAc 。
5.
在氨水中分别加入下列物质，对氨水的电离常数、电解度及
pH 值有何影响。
(1) NH 4CI (2) NaCI (3) H 20 (4) NaOH
6. 某一元弱酸HA 的浓度为0.010mol dm -3，在常温下测得其pH 为4.0。
求该一元弱酸的解 离常数和解离度。
7. 已知0.010mol dm -3H 2SO 4溶液的pH=1.84，求HSO 4-的解离常数。
-5 -
C 、1.8 氷0
D 、6.23 10
NH 4CI ，则氨水的电离度 C 、不变
D 、基本不变
液等体积混合，求混合溶液的 pH 值。
3
&已知0.10mol dm - HCN 溶液的解离度 0.0063%，求溶液的pH 和HCN 的解离常数。
9.将 0.20mol dm -3HCOOH (匚=1.8 杓
3
+
10•将含有5.00gHCI 的水溶液和6.72gNaCN 混合，再加水稀释到 0.25dm 。
求溶液中H , CN -, HCN 的浓度。
已知 X ( HCN )=6.2 XI0-10。
11. 欲由H 2C 2O 4和NaOH 两溶液配制 pH=4.19的缓冲溶液，问需 0.100mol dm -3H 2C 2O 4溶 液与 0.100mol dm -3NaOH 溶液的体积比。
(H 2C 2O 4K =5.9 X 0-2, V =6.4 X10-5)
3
3
3
12. 要配制 450cm pH=4.70 的缓冲溶液，求需 0.10mol dm HAc 和 0.10mol dm NaOH 溶液 的体积。
( HAc ) =1.8 XI0-5〕
13. 在血液中H 2CO 3— NaHCO 3缓冲对的作用之一是从细胞组织中迅速除去由运动产生的乳 酸(简记为HL )。
(1 )求 HL+HCO 3-_ H 2CO 3+L -的平衡常数 j/。
(2) 若血液中[H 2CO3F1.4 W -3mol dm -3, [HCO 3-]=2.7 W -2mol •m -3,求血液的 pH 值。
(3) 若向1.0dm 3血液中加入5.0 >10-3molHL 后，pH 为多大？ ;HL : M=1.4 >0-4) 14. 计算下列溶液的 pH 。
3
3
(1) 0.20mol dm - NH 3 H 2O 和 0.20mol dm - HCl 等体积混合； (2) 0.20mol dm -3H 2SO 4 和 0.40mol dm -3Na 2SO 4 等体积混合； (3) 0.20mol dm -3H 3PO 4 和 0.20mol dm -3Na 3PO 4 等体积混合； (4) 0.10mol dm -3 的 KHC 2O 4溶液。
15 .在 20cm 3 0.30mol dm -3NaHCO 3 溶液中加入 0.20mol dm -3Na 2CO 3 溶液后，溶液的
=4.2 >0-7，笛=5.6 >0-11;) 16. 欲配制pH=5.0的缓冲溶液，需称取多
少克
NaAc 3H2O 固体溶解在 300mL0.5mol/L 的
Hac 的溶液中？
17. 某一元弱酸HA 的浓度为0.010mol dm -3，在常温下测得其pH 为4.0。
求该一元弱酸的 解离常数和解离度。
18. 已知 0.010mol dm -3H 2SO 4溶液的 pH=1.84，求 HSO 4-的解离常数。
19. 已知0.10mol dm -3HCN 溶液的解离度 0.0063%，求溶液的pH 和HCN 的解离常数。
-4
）溶液和 0.40 mol dm -3HOCN （乙a =3.3 为0-4）溶
(已知 H 2CO 3： 盂=4.2 >0-7，监=5.6 >0-11
求加入Na 2CO 3的体积。
(已知H 2CO 3:盒如
20. 将0.20mol dm-3HCOOH (心=1.8 >0
-4)溶液和0.40 mol dm-3HOCN (灵H =3.3 >0-4)溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。
21. 将含有5.00gHCl的水溶液和6.72gNaCN混合，再加水稀释到0.25dm3。
求溶液中H+, CN-,
HCN 的浓度。
已知 M ( HCN ) =6.2 >0-10。
22. 欲由H2C2O4和NaOH两溶液配制pH=4.19的缓冲溶液，问需0.100mol dm-3H2C2O4溶
液等体积混合，求混合溶液的pH值。
(H2C2O4 监=5.9 X0-2,K =6.4 X10-5)
3
液与O.IOOmol dm-NaOH溶液的体积比。
3 3 3
23. 要配制450cm pH=4.70 的缓冲溶液，求需O.IOmol dm-HAc 和O.IOmol dm-NaOH 溶液的体积。
〔M ( HAc ) =1.8 X10-5〕。