第六章酸碱平衡与酸碱滴定
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-)。
第6章 酸碱平衡
H+ +
OH-
K K c( H ) c(OH )
θ a θ b θ Kw
例如：已知 K
θ b
θ (HAc)=1.76×10-5 a
14
1.0 10 10 K ( Ac ) 5.68 10 5 1.76 10
θ Ka
在共轭酸碱对中：
K
θ a
酸性 酸性
二. 酸碱反应
H+
酸(1) + 碱(2) 中和 HCl + NH3 离解 HAc + H2O H2O + Ac水解 酸碱反应的实质： ═ 碱(1)+ 酸(2) ═ Cl- + NH4+ ═ Ac- + H3O+ ═ OH- + HAc
两个共轭酸碱对之间的质子传递的结果 强酸(强碱)→弱酸(弱碱) 酸碱反应的方向：
率,与溶液的浓度有关 达式与溶液的浓度无关
假设 ：HAc的总浓度为c，电离度为
HAc 平衡浓度 c-c
H Ac c c
2 c( H )c( Ac ) c 2 2 c θ Ka c(1 ) 1 c( HAc )
当< 5%时
K =c 2
θ a
K /c
三.水的质子自递反应 autoprotolysis
H2O + H2O H2O
θ w
θ w
H3O+ + OHH+ + OH-
[c(OH- )/cθ] K = [c(H+)/cθ]·
K 水的离子积常数(自递常数)
298K时,
K = 10-14
课后习题解析-第六章酸碱平衡与酸碱滴定法
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法6-1根据下列反应，标出共轭酸碱对。
（1） H 2O + H 2O == H 3O + + OH -（2） HAc + H 2O == H 3O + + Ac -（3） H 3PO 4 + OH - == H 2PO 4- + H 2O（4） CN - + H 2O == HCN + OH -共轭酸碱对为：(1)H 3O +—H 2OH 2O—OH - (2)HAc—Ac -H 3O +—H 2O (3)H 3PO 4—H 2PO 4-H 2O—OH - (4)HCN—CN -H 2O—OH -6-2 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 -；NH 4+，NH 3；HF ，F -；H 3PO 4，H 2PO 4-；H 2S ，HS -。
共轭酸为：HAc 、NH 4+、HF 、H 3PO 4、H 2S共轭碱为：Ac - 、NH 3、 F -、H 2PO 4-、HS-共轭酸强弱顺序为：H 3PO 4、HF 、HAc 、H 2S 、NH 4+共轭碱强弱顺序为：NH 3、HS -、Ac -、F -、H 2PO 4-6-3已知下列各弱酸的pK a θ和弱碱的pK b θ值，求它们的共轭碱和共轭酸的pK b θ和pK a θ。
(1) pK b θ = 4.69(2) pK b θ = 4.75 (3) pK b θ = 10.25 (4) pK a θ = 4.666-4 计算0.10mol • L -1甲酸(HCOOH)溶液的pH 及其离解度。
解：c /K a θ>500134a L mol 102.41077.11.0)H (---+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝2.38 %2.4%10010.0102.4%100)H (3=⨯⨯=⨯=α-+c c6-5 计算下列溶液的pH 。
(1) 0.05 mol • L -1 HCl (2) 0.10 mol • L -1 CH 2ClCOOH (3) 0.10 mol • L -1 NH 3• H 2O(4) 0.10 mol • L -1 CH 3COOH (5) 0.10 mol • L -1CH 2ClCOOH (6) 0.50 mol • L -1Na 2CO 3(7) 0.10 mol • L -1 NH 4Ac (8) 0.20 mol • L -1 Na 2HPO 4（1）解：c (H +) = 0.050 mol.L -1pH ＝1.30 （2）解：K a θ = 1.4×10-3 c /K a θ＝0.1/1.4×10-3<500123a L mol 1018.1104.11.0)H (---θ+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝1.93（3）解：K b θ = 1.77×10-5c /K b θ＝0.1/1.77×10-5>500135b L mol 1033.11077.11.0)OH (---θ-⋅⨯=⨯⨯==cK c pOH ＝2.88 pH ＝11.12（4）解：K a θ = 1.76×10-5c /K a θ＝0.1/1.76×10-5>500135a L mol 1033.11076.11.0)H (---θ+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝2.88（5）解： 41114a2w b11078.11061.5100.1---θθθ⨯=⨯⨯==K K Kc /K b1θ＝0.20/1.78×10-4>500134b1L mol 1097.51078.12.0)OH (---θ-⋅⨯=⨯⨯==cK c pOH ＝2.22 pH ＝11.78（6）解：191172a 1a L mol 1091.41061.51030.4)H (----θθ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K cpH ＝8.31 （7）解：17510a 4a L mol 100.11076.11064.5)HAc ()NH ()H (----θ+θ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K c pH ＝7.00（8）解：1101383a 2a L mol 102.1102.21023.6)H (----θθ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K cpH=9.926-6 计算室温下饱和CO 2水溶液（即0.04 mol • L -1 HCl ）中c (H +), c (HCO 3-), c (CO 32-)。
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
酸碱质子理论与酸碱平衡PPT课件
NH3 ．H2O
. OH - + NH4+
NH4Cl
Cl- + NH4+
E.同离子效应
定义：
在弱电解质溶液中，当加入一种与弱电 解质具有相同离子的强电解质时，使弱 电解质的电离度降低的现象。
几点说明：
1．使电离平衡向左移动； 2．结果总是α↓； 3．Ki不变；
（一） 弱酸、弱碱的解离平衡
反应的平衡常数Ks →溶剂的质子自递常数； H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质； 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应
（一）水的质子自递常数
H2O + H2O
H3O+ + OH－
k [H 3O ][OH ] /[ H 2O]2
k[H2O]2 [H3O ][OH ] kW
pH<7：酸性； pH=7：中性; pH>7: 碱性； pOH=-lg[OH-]， pH+pOH=14（25 ℃）
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
一、强电解质与弱电解质 强电解质：
在水溶液中能全部电离成阴、阳离子 的电解质称为强电解质。
(如NaCl = Na+ + Cl—)
强电解质包含：
强酸——如硫酸、盐酸、硝酸、高氯酸， 强碱——氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡 绝大多数盐。
共轭碱
+
Ac-
+
NH3 CO32-
H5Y+
+
+
H+
+
酸
质子 + 碱
HCl
H+ + C1－
NH4+
H+ + NH3
酸碱平衡和酸碱滴定分析
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定分析（一）选择题1. 欲配制pH=10.0的缓冲溶液，可以 考虑选用的缓冲对是（ ）。
A.HAc —NaAcB.HCOOH — HCOONaC.H 3PO 4 —NaH 2PO 4D.NH 4Cl —NH 32.NH 3的共轭酸为 （ ）A.HClB.NH 2-C.NH 4+D.NH 4OH3.0.21-∙L mol HAc 与0.21-∙L mol NaAc 溶液等体积混合后，其pH=4.8,如将此溶液再与等体积水混合，稀释液的pH 值为（ ）A.2.4B.4.8C.7.0D.9.64.在实验室欲配制澄清的BiCl 3溶液，应在稀释前先加足够量的（ ）。
A.NaOHB.HClC.NaClD.Bi5.H 2S 的饱和水溶液中，各物浓度关系正确的是（ ）A.[][]+-≈H S 22B.[][]+-≈H HS C.[][][]-++≈HS H S H 2 D.[][]-≈22S S H 6.向醋酸（HAc)溶液中加一些NaAc 会使（ ）。
A.HAc 的K a 减少B.HAc 的电离度减少C.HAc 的Ka 减小，[H +]减小 D 溶液的pH 减小7需要配制pH=3.6的缓冲溶液，应该选用的缓冲对是（ ）A.HCOOH —HCOONa （HCOOH a,K ＝1.8×104-） B. HAc —NaAc (HAc a,K =1.8×105-) C.NaHCO 3—Na 2CO 3 (32CO H a,K =5.6×1011-) D.以上三种缓冲对都可选用8.用HAc(a K =4.75)和NaAc 配制pH=3.75的缓冲溶液，其缓冲比[]HAc /[]NaAc 是（ ）。
A.1B.5C.100D.109已知.NH 3 的b pK =4.75，若将浓度均为0.11L mol -∙的NH 3水和NH 4Cl 水溶液等体积混合，其混合液的pH 值为（ ）A.9.25B.4.75C.8.75D.10.2510.已知一缓冲溶液的缓冲比[]HA /[]NaA =21，弱酸HA 的a K =1×106-，则缓冲溶液的pH 值为（ ）。
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
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。
第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题测验答案
第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题测验答案第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题6-1 根据下列反应，标出共轭酸碱对(1) H2O + H 2O = H 3。
+ + OH-(2) HAc + H 2O = H3O+ + Ac-(3) H 3PO4 + OH- = H2PO4- + H2O(4) CN- + H2O = HCN + OH -解：共轭酸碱对为H3O+—H2O H2O—OH-HAc —Ac-H3O+—H2OH3PO4—H2PO4-H2O—OH-HCN —CN-H2O —OH-HAc，Ac-；NH3；HF,习题6-2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:F-；H3PO4, H2PO4 ；H2S, HS-解：共轭酸为：HAc、NH 4、HF、H3PO4、H2S共轭碱为：Ac-、NH3、F-、H2PO4、HS-共轭酸强弱顺序为：H3PO4、HF、HAc、H2S、NH 4共轭碱强弱顺序为：NH3、HS-、Ac-、F-、H2PO4习题6-3已知下列各弱酸的pK；和弱碱pK b e的值，求它们的共轭碱和共轭酸的pK b e和PK；(1) HCN pK =9.31 (2)NH4+pK；=9.25A A(3)HCOOH pK ；=3.75 (4)苯胺pK ；= 9.34解：(1) PK：= =4.69(2) pK；= =4.75(3) PK：= =10.25(4) PK a =4.66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/K；e>500c(H ) cK；e0.10 1.77 10 4 4.2 10 3(mol L 1)pH = 2.38c(H )/c (4.2 10 3)/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 (2) 0.10 mol .L-1 CH2CICOOH⑷ 0.10 mol.L-1 CH3COOH(5) 0.20 mol L-1W2CO3 (7) 0.10 mol L-1 NH4A C (6) 0.50 mol .L-1 NaHCO 3 (8) 0.20 mol L-1 Na2HPO4解：(1) C(H+) = 0.050 mol L-1pH = 1.30⑵K a9= 1.4 W-3C(H+) =1.2 1Q-2 mol L-1pH = 1.92⑶C(OH-) = 1.3 10-3 mol.LpOH =2.89 pH=11.11⑷C(H+) = 1.3 1W3 mol.L-1pH = 2.899K b1= 1.78 W-4C(OH-) = 6.0 1W3 mol.L-pOH =2.22 pH =11.78(6)C(H+) = 4.9 1W9 mol.L-1pH = 8.31(7)pH=7.00(8)C(H+)=**************pH = 9.92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(HCO 3 ),C(C O3-)A解: H2CO3 = H + + HCO 3 K a1= 4.30 10-7C(H+) =1.31 10-3 (mol.L-1)C( HCO 3) ~ C(H+) =1.31 10^ (mol.L-1)HCO 3= H+ +CO 3" K a；=5.61 氷0-11C(CO I")?K a；= 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)HA C-A C-(3) NH 4 -NH3问哪组较为合适？解: (1) HCOOH -HCOO- (pK；= 3.75)较为合适习题6-8往100.0mL0.10mol L-1H A C溶液中加入50.0mL0.10mol L-1NaOH溶液，求此混合液的pH。
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
酸碱平衡与滴定
[H ]
K W [ H ][ Ac ] [H ] K a ( HAc )
4
K a ( HAc ) ([ NH 4 ]K a ( NH ) K W )
[ Ac ] K a ( HAc )
讨论处理
1. 如果KNH +、KAc-都较小,可认为[NH4+]≈[Ac-]≈c.
一、pH值(氢离子浓度)
天然水的pH值大多数在4～10之间，特殊情 况可达到0.9～12之间。 海水的pH最稳定， 一般在8～8.5之间。内陆水体的pH变化辐度 就大得多，沼泽水由于含多量古敏酸，有时还 有硫酸或其他强酸的存在，可使pH降到3～4 以下，有些盐碱性湖，由于含有大量碳酸钠， pH可达9～11。但是一般淡水水体由于二氧 化碳平衡体系的缓冲作用，pH多在6～9之间 变化，有时由于浮游植物的强烈光合作用， pH在午后一段时间可达9～10以上。
cK b1 c[ H ] 同时 [ HS ] ( ) [ H ] K a 2 [OH ] K b1
此时有
2cK a c[ H ] [H ] Ka2 [H ] Ka [ H ] K a 2 K a K a2 0
[H ]
2
K a K 8K a K a 2
内陆水体按pH值的分类
1中碱性水体 pH在6～10之间变化，由 于二氧化碳平衡系统的缓冲作用，一般 pH6～9。大多数湖泊、水库、河川均属 此类； 2酸性水体 pH<5，系沼泽之类； 3碱性水体 pH > 9，一些盐碱性湖泊 属此类，如青海湖、达里湖等。
pH值的测定
酸碱指示剂：借助颜色变化来指示溶液的pH值。 HIn ⇌ H++InpH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸后晾 干而成。 pH计
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
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，
无机及分析化学期末总结第6章 酸碱平衡与酸碱滴定
第6章 酸碱平衡与酸碱滴定6.1 酸碱质子理论一、选择题1．从质子理论来看，下列物质中既是酸又是碱的是 （ ）A ．NH 4+B ．Ac-C ．CO 32-D ．H 2O2.根据质子理论，下列物质全部可看作碱的是（ ）A.HAc 、H 3PO 4、H 2OB.Ac -、PO 43-、OH -C.HAc 、H 2PO 4-、OH -D.Ac -、PO 43-、NH 4+3. 已知:θa pK (HF)＝3.18，θa pK (HCN)＝9.21，θa pK (HCOOH)＝3.74。
三种碱性物质F -、CN -、HCOO -的水溶液，浓度相同,它们碱性强弱的顺序是( )。
A.F ->CN ->HCOO - ->HCOO ->F - ->F ->HCOO -D.HCOO ->F ->CN -4.在纯水中加入一些酸，则溶液中（ ）A.溶液pH 增大B.c(H +)·c(OH -)的乘积减小C. c(H +)·c(OH -)的乘积不变D. c(H +)·c(OH -)的乘积增大5. 严格地说，中性溶液是指( )A. c(H +)=c(OH -)的溶液B.pOH=7.0的溶液C.pH+pOH=14.0的溶液D.pH=7.0的溶液 参考答案：1D 2B 3B 4C 5A二、判断题1.在一定温度下，改变溶液的pH 值，水的离子积不变。
（ ）2..强酸的共轭碱一般很弱。
（ ）3.纯水中θw K =c （H+).c （OH -)=10-14(25℃),加入强酸后因H +离子浓度大大增加，故θw K 也大大增加 （ ）4.乙酸(HAc)的解离平衡常数)()()(HAc c Ac c H c K a -+=θ，Ac -的解离平衡常数可以表示为θw K /a K θ。
( )5.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。
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。
第六章 酸碱滴定法(1)
2 3
（3）c mol/L Na2SO4
c 1 2 [ Na ];
Na 2SO 4 2 Na SO 4
2
c [ SO4 ]
2
(4) c mol/L Na2SO3
c 1 2 [ Na ];
NH 4 H 2 CO 3 HCO 3
2
＝ ＝ ＝
H H H
NH 3 HCO 3 CO 3
2
（1）
酸 碱 半 反 应
a.因一个质子的得失而互相转变的每一对酸和碱， 称为共轭酸碱对(如：HAc-Ac-)，彼此相差一个H+。 b.酸碱的定义是广义的，酸碱可以是中性分子，也 可以是阳离子、阴离子。 c.酸碱具有相对性。既可失去质子、又可得到质子 的物质，称为两性物质。如：HCO3-、HPO42-等。
NH4+-NH3 H2O-OH 4
总反应： NH
H 2 O NH
H+
OH
H2O为酸 可见：H2O是两性物质 又如HCl与NH3的反应：
HCl H 2 O H 3 O Cl NH
3
H 3O
NH
3
4
H 2O
4
HCl-ClNH4+-NH3
总反应： HCl NH
电：Na 、 H ;
电：CO3 、 HCO 3、 OH
2 3
2
[Na ] [H ] 2[CO
] [HCO
3
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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。
4．同离子效应和盐效应（1）定义同离子效应：加入了与弱电解质具有相同离子的强电解质，抑制了弱电解质的解离，使弱电解质的解离度减小的现象。
盐效应：在弱电解质溶液中加入不含共同离子的强电解质，使弱电解质的解离度增大的现象。
（2）影响弱电解质加入的物质对α的影响对pH的影响对K a或K b的影响弱酸盐(同离子) α↓pH↑K a不变强酸(同离子) α↓pH↓弱碱盐(同离子) α↓pH↓K b不变强碱(同离子) α↓pH↑弱酸盐(无同离子) α↑pH↓K a不变弱碱 盐(无同离子) α↑ pH↑K b 不变5．缓冲溶液 （1）定义能够抵抗外加少量酸或碱及稀释而自身pH 几乎不变的溶液。
（2）组成弱酸与其盐，弱碱与其盐，酸式盐与其次级盐。
是共轭酸碱对的关系。
（3）作用有抗酸成分和抗碱成分。
当外加酸后，共轭碱能起中和作用；外加碱后，共轭酸能起中和作用，使得溶液的pH 变化不大。
（4）计算对弱酸及其盐的缓冲溶液pH p lga c K c =+共轭碱弱酸对弱碱及其盐的缓冲溶液弱碱共轭酸c c K K a W lgp p pH +-=对酸式盐及其次级盐的缓冲溶液酸式盐次级盐c c K a lgp pH 1+=（5）选择缓冲对从计算角度看，就是要选择p K a 或p K b 与配制的pH 接近。
6、酸碱滴定法(acid - base titrations)是以质子转移反应为基础的滴定分析方法，包括水溶液和非水溶液中进行的酸碱滴定法两大类。
一般酸、碱以及能与酸、碱直接或间接发生质子转移反应的物质，几乎都可以用酸碱滴定法滴定，因此应用十分广泛。
（1）指示剂的变色原理：有机弱酸或有机弱碱，其共轭酸碱对具有不同的结构、呈现不同的颜色。
当溶液的pH 改变时，指示剂将得到或失去质子产生结构上的变化，从而引起颜色的变化。
如甲基橙在溶液中的平衡及相应的颜色变化如下：(酸式色)红色H+(CH 3)2NN N SO 3-+SO 3-NN (CH 3)2N黄色(碱式色)指示剂的变色范围：pH = p K HIn ±1 （2）酸碱滴定类型及指示剂的选择 几种典型的酸碱滴定曲线的形状如下：a 强碱滴定强酸；b 强碱滴定弱酸；c 强碱滴定多元酸应该学会每种滴定类型中各阶段的pH 值的计算公式。
常考到的知识点有强碱滴定弱酸时可以直接滴定的条件为cK a ≥10-8等知识点。
（3）非水溶液酸碱滴定采用种类丰富，性质多样的非水溶剂作为滴定介质，不仅可增大有机物的溶解度，还可改变物质的酸碱性，克服在水溶液中滴定存在的困难，从而扩大酸碱滴定的应用范围。
【例题分析】1.pH=3的酸溶液中的氢离子浓度是pH=6的酸溶液中氢离子浓度的( )倍 (2010年安徽中医学院专升本专业课考试试题）A ．1/2B ．2C ．1000D ．1/1000 解：根据pH=-lg[H +]，将pH 值代入求算。
pH=3的酸溶液：3=-lg[H +]，lg[H +]=-3，[H +]1=1×10-3 pH=6的酸溶液：6=-lg[H +]，lg[H +]=-6，[H +]2=1×10-6 因此[H +]1/[H +]2=1000，答案为C2.求下列混合溶液的pH 值： (2011年安徽中医学院专升本专业课考试试题） （1）20mL0.10mol·L -1的HAc 溶液和10mL0.10mol·L -1NaOH 溶液混合。
（2）20mL0.10mol·L -1的HAc 溶液和20mL0.10mol·L -1NaOH 溶液混合。
（已知：HAc 的pKa=4.74)解：本题考察的是弱酸弱碱溶液pH 计算及缓冲溶液的知识，解题时首先应根据所给物质的量以及它们之间反应的方程式计算出混合溶液的组成是什么，然后才能正确的运用公式进行pH 值得计算。
反应的方程式如下： HAc + NaOH = NaAc + H 2O（1）该反应中n HAc =20×0.10 = 2 (mmol)，n NaOH =10×0.10 = 1 (mmol)，而反应是按照1：1进行，因此，HAc 过量，反应后体系中有HAc 和NaAc 两种成分，正好构成HAc-NaAc 缓冲溶液，应该使用缓冲溶液公式进行计算： p H p K a +l g=[共轭碱][共轭酸]生成的缓冲溶液中c HAc =(2-1)÷30，c NaAc =1÷30，所以，得到的是等浓度的缓冲溶液，缓冲溶液的pH pKa 4.75==(注：在计算中也可以将单位换算成为mol ，要注意换算过程中的数量级，换算单位不影响最后结果不建议采用）（2）该反应中n HAc =20×0.10 = 2 (mmol)，n NaOH = 20×0.10 =2 (mmol)，HAc 和NaOH 刚好完全反应，溶液组成为NaAc 溶液，为离子碱溶液，浓度为2÷40=0.05mol·L -1，其计算公式应使用：-[OH ]=两边取负对数则有：b 1pOH (pK -lgC)2=又已知水溶液中有：pH+pOH=14；共轭酸碱对的pK b +pK a =14，则上式可以写成：b a a 1111pH=14-pOH 14(pK -lgC)14(14-pK -lgC)7pK lgC 2222=-=-=++代入数值后可得溶液pH 为：a 1111pH 7pK lgC=7+ 4.75lg 0.058.722222=+++=3.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。
(2) 对第一计量点测定值不影响，第二计量点偏大。
4.酸碱滴定反应所选用指示剂变色范围为（执业药师考题）：A. pH = pKIn ±1B. pH = pKIn ±2C. pH = pKIn ±3D. pH = pKIn ±4E. pH = pKIn ±5 答：对于指示剂HIn 在溶液中存在下列平衡：平衡时，得：In —]HIn []In ][H [K =+，即 ]H []H I n []In [In —+=K因指示剂的HIn 和In —具有不同的颜色，它们两者的浓度比值]HIn []In [—就决定了溶液的颜色。
只有当这种比值有显著变动时，人眼才能看出溶液颜色的变化。
在一般情况下，当两种颜色的浓度之比在10倍或10倍以上时，人眼只能看到浓度较大的那种颜色，而另一种颜色就辨别不出来。
因此人眼只能在一定浓度范围内看到指示剂的颜色变化决定了指示剂变色范围为：[][]10HIn In 101HIn][]In [—==—或，即：pH=p K HIn ±1，因此本题答案为A 。
【知识拓展】在2010年版药典中，山梨酸的含量测定方法采用的是酸碱滴定法： 本品为(E ，E )-2，4-己二烯酸【含量测定】 取本品约0.25g ，精密称定，加中性乙醇（对酚酞指示液呈中性）25 ml 溶解后，加酚酞指示液数滴，用氢氧化钠滴定液(0.1mol/L)滴定。
每1ml 氢氧化钠滴定液(0.1mol/L)相当于11.21mg 的C 6H 8O 2。
【习题】一、选择题 【A 型题】1．NH 3的共轭酸是A ．NH 2-B ．NH 4 +C ．NH 2 OHD ．N 2H 4 + 2．下列粒子中，不能作为共轭酸的是A ．H 2OB ．-42PO HC ．H 3PO 4D ．-34PO3．已知HCN 的K a =5.0×10-10，则CN -的K b 为A ．2.0×10-5B ．5.0×10-10C ．5.0×10-4D ．5.0×10-2 4．在下列所给各溶液中，pH 为13的是A ．0.1 mol ·L -1HClB ．0.1 mol ·L -1NaOHC ．0.1 mol ·L -1NH 3·H 2OD ．0.1 mol ·L -1H 2CO 3 5．下列说法正确的是A ．醋酸的浓度越大解离度越大，酸性就越强B ．醋酸的浓度越大解离度越小，酸性就越弱C ．弱酸的K a 越大，其共轭酸的K b 也越大D ．解离度α随着溶液的浓度改变而改变6．将0.1 mol ·L -1HAc 和0.1 mol ·L -1HCl 溶液分别稀释一倍时，其[H +]的变化是 A ．HAc 溶液中[H +]减半 B ．HCl 溶液中[H +]减半 C ．均减半 D ．HAc 溶液中[H +]减1/5 7．关于pH 相同的HAc 和HCl ，下列说法正确的是A ．两溶液的浓度相等B ．醋酸溶液的浓度大于盐酸C ．两种溶液和锌反应产生的H 2一样多D ．两溶液的电离度相同 8．今欲配制pH=5.0左右的缓冲溶液，应选择的下列缓冲对是A ．HAc-NaAcB ．NH 3-NH 4AcC ．HCOOH-HCOONaD ．NaH 2PO 4-Na 2HPO 4 9． 下列溶液中酸性最强的是A ．pH=5B ．pH=2C ．[H +]=0.1 mol ·L -1D ．[OH -]=0.1 mol ·L -110． 0.010 mol·L-1的一元弱碱（8100.1-⨯=θbK）溶液与等体积水混合后，溶液的pH值为A．6.1 B．8.85 C．9.0 D．10.511．HAc的电离常数为θaK，在HAc溶液中加入NaAc固体，将使A．θaK变大B．θaK变小C．pH值升高D．pH值降低12．强电解质溶液的表观电离度总是小于100%，原因是A．电解质本身不全部电离B．正负离子相互吸引C．电解质不纯D．电解质与溶剂有作用13．下列说法正确的是A．弱酸的θaK越大，则θapK越大B．θaK大的弱酸，其酸性越弱C．同一弱电解质的溶液，浓度小的，电离度大D．同一弱电解质的溶液，浓度大的，电离常数小14．pH=2.00与pH=13.00的两种溶液等体积混合后，溶液的pH值A．7.5 B．2.30 C．12.65 D．12.9515．在HAc溶液中加入NaCl，将发生何种现象A．溶液的pH值升高B．溶液的pH值下降C．同离子效应D．溶液的离子强度减小16．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HCl17、酸碱滴定法是属于A．重量分析B．电化学分析C．滴定分析D．光学分析18、能用NaOH滴定液直接滴定，并且有两个滴定实跃的酸为A、H2C2O4Ka1=6.5×10-2Ka2 =6.1×10-5B、邻苯二甲酸Ka1 =1.3×10-3Ka2 =3.9×10-6C、水杨酸Ka1=1.07×10-3Ka2 =4×10-14D、顺丁烯二酸Ka2=1.42×10-2Ka2 =8.57×10-719、下列容器需用待装溶液润洗的是A 、试剂瓶B 、锥型瓶C 、滴定管D 、玻璃棒 20、可用来标定HCL 滴定液的基准物是A 、无水Na 2CO 3B 、草酸C 、硼砂D 、邻苯二甲酸氢钾21、在用HCl 滴定液滴定NaOH 溶液时，五个学生记录的消耗HCl 体积如下，哪一个正确？A ．24.100mlB ．24.2mlC ．24.0mlD ．24.10ml 22、NaOH 滴定HAc 时，应选用下列哪种指示剂 A ．甲基橙 B ．甲基红 C ．酚酞 D ．百里酚蓝【B 型题】（配伍选择题）备选答案在前，试题在后，每组2题。