酸碱平衡与酸碱滴定法
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
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、酸碱反应的实质：质子的转移
H+
酸+ 碱
如： H+
共轭碱 + 共轭酸
HCl(g) + NH3(g)
Cl- + NH4
请你排一排它们的酸碱性大小？
三、酸碱的强弱：本身性质、溶剂
H+（部分）
HAc + H2O H+（全部）
HAc + NH3
Ac- + H3O 醋酸为弱酸 Ac- + NH4 醋酸为强酸
溶液分为酸性、中性和碱性溶液。298.15K时： 当[H+]=[OH-] = 1×10–7 mol/L时，溶液显中性； 当[H+]>[OH-]，[H+]>1×10–7 mol/L，溶液显酸性； 当[H+]<[OH-]，[H+]<1×10–7 mol/L，溶液显碱性。 谁比较多，就显什么性 1×10–3 mol/L 1×10–9 mol/L
注意： 1.在计算多元酸碱解离常数时，应注意各级Ka和 Kb的关系。 2.由上述关系式看出：物质的酸性越强(Ka越大)， 其共轭碱的碱性就越弱(Kb越小)
四、同离子效应和盐效应
酸碱平衡
同离子效应 HAc
HCl
H+ + AcH+ + Cl-
NH3·H2O
NH
4
+ OH-
NH4Cl
NH
4
+ Cl-
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论 第二节 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 第四节 酸碱滴定法 第五节 非水溶液的酸碱滴定
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论 2、水的离子积及其应用
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
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：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。
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
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)
分析化学第10讲酸碱平衡和酸碱滴定法
➢ 多元酸及多元碱在水中分级解离，溶液中存在着多 个共轭酸碱对。其每个共轭酸碱对的Ka和Kb之间也 存在类似上述的关系。例如H3PO4有三个共轭酸碱 对：
H3PO4-H2PO4-、H2PO4--HPO42-、HPO42--PO43-, 有
H3PO4 Ka1 H++ H2PO4-
Kb3
H2PO-4 Ka2 H++ HPO24-
5.1 酸酸碱质子理论，酸是能给出质
子的物质，碱是能够接受质子的物质。
① 酸：HNO3、HAc、H2O、H3O+（水合氢离子/水 合质子）、NH4+、HPO42- 等 而给出质子后剩余部分即为碱。
例如，
HAc H Ac
酸 质子 碱
NH
4
H
NH
3
酸 质子 碱
酸 质子 ＋ 碱
HB
H+
B-
共轭酸碱对
⑤ 酸碱反应 酸碱反应的实质是质子转移。酸（HB）要转化为共
轭碱（B-），所给出的质子必须转移到另一种能接受质 子的物质上，在溶液中实际上没有自由的氢离子，只可 能在一个共轭酸碱对的酸和另一个共轭酸碱对的碱之间 有质子的转移。因此，酸碱反应是共轭酸碱对共同作用 的结果。
第五章 酸碱平衡和酸碱滴定法 （一）
理化检验教研室 李元成
教学重点
（1）酸碱平衡理论 （2）各类酸碱溶液的pH值计算方法 （3）各类酸碱滴定曲线和指示剂的选择
➢ 酸碱理论
➢电离理论 ➢电子理论 ➢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 酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质
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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Chap3 酸碱平衡和酸碱滴定法§3～4酸碱缓冲溶液
教案首页
内容：
导入：坐汽车，在汽车突然加速、减速时，会产生惯性，为防止惯性，要系安全带，安全带起的是缓冲作用，由此，我们想缓冲溶液的意义，应是具有缓冲作用的溶液，那么，安全带是用来缓冲惯性，缓冲溶液则是用来缓冲pH值的。
我们知道，一般的溶液，酸性的，碱性的，或两性的，向其中加入少量的酸或碱后，PH 值就会减小或增大，而往缓冲液中加入少量酸或碱，溶液的PH 值不会发生显著变化。
一、概念
1、缓冲溶液(buffer solution)：能减缓因外加强酸或强碱以及稀释而引起的pH急剧变化的溶液。
解释：p H 值不因加入少量酸或少量碱以及稍加稀释而发生显著变化。
通常有以下三种情况：
(1) 向溶液中加入少量的强酸或强碱；
(2) 溶液中的化学反应产生少量的酸或碱；
(3) 溶液稍加稀释。
2、缓冲溶液的组成：
(1) 共轭酸碱对(如:浓度较大的弱酸及其共轭碱，HAc-Ac－；浓度较大的弱碱及其共轭
酸，NH3－NH4＋)；
(2) 强酸（pH<2）强碱溶液（pH>12）；
(3) 两性物质。
3、分类（按用途）：
(1) 一般酸碱缓冲溶液（用于控制溶液的pH值）；
(2) 标准缓冲溶液（校正pH计用）。
二、缓冲溶液的作用原理
1、以HAc-NaAc为例，说明其作用原理
HAc-NaAc缓冲溶液中，存在下列平衡：
(1) NaAc⇌Na++Ac-，(2) HAc⇌H++Ac-
加入少量酸，则引入的H++Ac-⇌HAc；
加入少量碱，则引入的OH-+H+⇌H20，可见pH值基本不变。
2、以NH3-NH4Cl为例，说明其作用原理
NH 3-NH 4Cl 缓冲溶液中，存在下列平衡：
(1) NH 3+ H 20⇌NH 4++OH - ，(2) NH 4Cl ⇌NH 4++ Cl -
加入少量酸，则H ++OH -⇌H 20；
加入少量碱，则OH -+NH 4+⇌ NH 3·H 20，可见pH 值基本不变。
三、 缓冲溶液pH 值的计算
以HA-A -为例，计算c HA mol ·L -1HA+c A-mol ·L -1A -缓冲体系的pH 值：
物料平衡：①[Na +]=c A-
②[HA]+[A -]=c HA +c A-
电荷平衡：③[Na +]+[H +]=[A -]+[OH -]
①代入③得，c A-+[H +]=[A -]+[OH -]，即：
④[A -]=c A-+[H +]-[OH -]
将④代入②得，[HA]=c HA +c A--[A -]=c HA -[H +]+[OH -]
得，
得，
作为控制酸度的缓冲溶液，因为缓冲剂本身的浓度大，对计算结果也不要求准确，可用近似的方法计算：
eg1.求0.10mol ·L -1HAc 和0.20mol ·L -1Ac -缓冲溶液的pH 值。
[提示] 直接用公式： +-[H ][A ]
[HA]+Ka=
[H ]=Ka -[HA][A ]⇒又:c -A Ka+lg c HA 近似式: pH=p +c -[H ]
c -++++HA HA
pH<6,[OH ]0,[H ]=Ka ,c [H ],c [H ],[H ]=Ka HA -+c A c +[H ]--A A -c +[OH ]c ++--+HA HA pH>8,[H ]0,[H ]=Ka c [OH ],c [OH ],[H ]=Ka HA --c A c -[OH ]--A A
≈>>>>≈>>>>当时当时当时当时+-c -[H ]+[OH ]+
HA [H ]=Ka +-c +[H ]-[OH ]-A 精确式:。