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
【分析化学】第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法习题及解答
C (CH2ClCOO-)
精品课件
（3）0.10mol•L-1 CH2ClCOOH ;
已知：Ka (CH2ClCOOH) =1.4×10 -3 c Ka =0.10 ×1.4×10 -3 ≥ 10 -8 所以能直接准确滴定
化学计量点时为 CH2ClCOOKb
解：c Kb ≥ 20 Kw C (CH2ClCOO-)
（1）0.10mol•L-1 NaF ;
已知：Ka (HF) =3.53×10 -4 Kb ×Ka = Kw Kb = = = 2.83×10-11 cKb = 0.10×2.83×10-11 ≤ 10 -8 所以不能直接准确滴定
精品课件
（2）0.10mol•L-1 HCN ;
已知：Ka (HCN) =4.93×10 -10
缓冲溶液: pH = pKa + lg
当: pH = pKa 溶液的缓冲能力最大 所以选择（1） 配置pH=3.0的缓冲溶液
精品课件
6-8 在100.0 mL 0.10mol•L-1HAc溶液中，加入 50.0mL 0.10mol•L-1 NaOH溶液，求此混合液的pH.
已知 Ka（CH3COOH）= 1.76×10-5
精品课件
6-5 计算下列溶液的pH (2) 0.10mol •L-1 CH2ClCOOH 已知 Ka（CH2ClCOOH）= 1.4×10-3 解：c Ka ≥ 20 Kw c /Ka ≥ 500 C（） pH= -logc(H+) = - log 1.18×10-2 = 1.93
精品课件
(3) 0.10mol •L-1 NH3•H2O 已知 Kb（NH3•H2O）= 1.77×10-5 解：c Kb ≥ 20 Kw c /Kb ≥ 500 C( pOH= -logc(OH-) = - log 1.33×10-3 = 2.88 pH= 14 – pOH =14 - 2.88 = 11.12
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
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法i ppt课件
=7.1×10-15，
求：S2-的
KΘ b1
和
K
Θ b2
。
解：
KaΘ1 (H2S)
KΘ b2
(S2
)
KΘ w
K
Θ b2
(S2
)
KΘw
K
Θ a1
(H
2S)
1.0 1014 1.3107
7.7 108
同理可得：
K
Θ b1
(S2
)
KΘw
K
Θ a2
(H
2S)
1.0 1014 7.11015
1.4
12
＋H+ ＋H+
零水准 Ac-
H2O
－H+
OH-
c(H+ )＋c(HAc) c1 c(OH- )
22
二、酸碱水溶液中酸度的计算
➢ 强酸（碱）水溶液： 强酸：HA 分析浓度：c
质子条件式： c(H+) = c(OH-) + c
精确式：c(H+
)＝
Kw c(H+
)
c
当c ≥ 10-6 mol·L-1或 c2(H+) ＞20 KΘw ： 最简式：c(H+ ) c
c(HA) c
c(HA) c(HA) c(A- )
1
1
Ka c(H+ )
c(H+ ) c(H+ ) Ka
A
c(A- ) c
c(A- ) c(HA) c(A- )
Ka c(H+ ) Ka
13
HA的型体分布图
HA
c(H+ ) c(H+ ) Ka
A
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
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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
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。
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件
常用等浓度的弱酸及其共轭碱配制。 HAc – NaAc : pKa= 4.74 (pH 3.8～5.7)
NH4Cl– NH3: pKb= 4.74 ( pH 8.5～10 )
2. 不干扰测定
如用EDTA滴定Pb2+时,不用 HAc- NaAc控制pH。
酚酞
9.1
甲基橙 3.4
甲基红 5.0
百里酚酞 10.0
变色范围 8.0－9.6（无－红） 3.1－4.4（红－黄） 4.4－6.2（红－黄） 9.4－10.6（无－蓝）
思考:为什么甲基橙的变色范围不是2.4 － 4.4 ? 人眼对红色比对黄色更敏感
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件
254
5.6.2 影响指示剂变色范围的因素
NaOH（忽略体积变化），欲使其pH值改变不大于
0.15个pH单位，则原缓冲溶液中NH3和NH4Cl的最低
浓度各为多少？（pKb=4.74）
解：（1）pH
pK
a
l
g [ NH 3 ] [ NH 4 Cl ]
( 14 4. 74) l g [ NH 3 ] 9. 49
[ NH 3 ] 1. 7
酸碱指示剂也能与滴定剂或被测物质作用，用 量过大会引起较大的误差。
2、离子强度
KHI n
a a H I n aHI n
a γ H I n γ HI n
[ I n ] .
aH γ I n [ I n ]
[ HI n] [ HI n]
理论变色点：[ I n ] 1 [ HI n]
pH l ga H pK HI n l gγ I n
[ NH 4 Cl ]
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。
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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
18
（2）纯碱中Na2CO3和NaHCO3的测定
NaHCO
3
C HCl (V2 V1 ) 10 3 M NaHCO 3 m试样
Na 2 CO3
Na CO
2 3
C HCl 2V1 10 3 M 1
7
两性物质水溶液
通常只要求作最简计算
A.对于浓度为C的酸式盐NaHA,其计算公式有: （1）当
CK a2 20KW ; C 20Ka1
CH
K a1 K a2
K a1 K a2 C K a1 C
（2）当
CK a2 20KW , C 20Ka1 CK a2 20KW , C 20Ka1
且：CKa1≥20KW ； C/Ka1≥500
所以：CH K a1 Ca 1.07107 0.1 1.03104 (mol L1 )
K a2
C H C S 2 CHS
因为：CH CHS , 所以CS 2 Ka2 1.3103
在共扼酸碱对中，Ka和Kb存在如下关系：
对于一元弱酸 : 对于二元酸： KW = Ka Kb（如HAc、NH3· H2O） KW = Ka1Kb2 = Ka2Kb1 (如H2S)
对于三元酸 ： KW = Ka1Kb3 = Ka2Kb2 = Ka3Kb1（H3PO4)
1
二、酸碱平衡
1、质子平衡方程式（PBE）
混合碱组成 Na2CO3 NaHCO3 NaOH NaOH＋Na2CO3 Na2CO3 ＋ NaHCO3
（1）烧碱中NaOH和Na2CO3的测定
NaOH
CHCl (V1 V2 ) 103 M NaOH m试样
2 Na 2CO3
Na CO
2 3
C HCl 2V2 10 3 M 1 m试样
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法
内 一、酸碱质子理论 容 提 要
以下酸碱解离平 衡常数及表达式 均采用简化书写
凡能给出质子(H+)的物质是酸；凡能接受质子(H+)的物质是碱。 酸给出质子后转变成其对应的共轭碱，碱接受质子后转变成其对应的共轭酸。 酸和碱依质子相互转变的关系称为共轭关系。例如：HAc-Ac-，NH4+-NH3 酸碱反应的实质是质子的转移。
浓度越小，α越大, α与浓度有关。 解离常数Ka(或Kb)值与浓度无关。
HA C0 C0 (1-α) K a = C0· α2 1－ α
H+ 0 C0· α
+
A0 C0 · α
当α＜5%时，1－α ≈ 1
C0 不是很小， α不是很大时
弱酸
弱碱
Ka C0
Kb C0
稀释定律
4
3、酸碱溶液pH的计算
17
混合碱的滴定（双指示剂法）
NaOH V1 NaCl V2=0 NaCl NaHCO3 V1=0 NaHCO3 V2 CO2+H2O Na2CO3 V1 标液HCl NaHCO3 酚酞终点 V2 CO2+H2O 甲基橙终点
V1、V2大小 V1＝V2≠0 V1＝0,V2≠0 V1 ≠ 0,V2＝0 V1 ＞V2＞0 V2 ＞V1 ＞0
一元弱酸（碱）水溶液
一元弱酸溶液CH+的计算公式 条 件 公 式 名 称
CKa≥20KW C/Ka≥500 CKa≥20KW C/Ka＜500 CKa＜20KW C/Ka≥500
CH
CK a
最简式
CH
K a K a 2 4CK a 2
近似式
CH CK a K w
CK a (或CKb ) 10
8
K a (或Kb ) 107
注意：弱酸或弱碱不能作为标准溶液，因此弱酸和弱碱不能相互滴定。
16
多元酸的准确滴定条件（以二元酸为例） Ka1>10-8, C· Ka2≥10-8, Ka1 / Ka2 ≥104 (1) C· 可准确滴定的条件 可分步滴定的条件
当酸碱反应达到平衡时，酸给出质子的量应等于碱接受质子的量。 书写方法 （1）选择参考水准或零水准：通常是溶液中参与质子得失的原始的酸碱组分 （2）将零水准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）根据得失质子相等的原则配平 例1 写出H2C2O4水溶液的质子条件。 零水准：H2C2O4、H2O 零水准 得到质子后的产物
20
对称。
15
强酸（碱）滴定一元弱碱（酸）的特点 （1）滴定突跃范围小。 （2）强酸（碱）滴定弱碱（酸），等量点落在酸（碱）性区，选择酸（碱）性区变色
的指示剂。
（3）影响滴定突跃范围的因素：被滴定溶液的浓度（C)越大，滴定突跃范围越大；
被滴定溶液的强度(Ka或Kb)越大,滴定突跃范围越大。
（4）一元弱酸（碱）被准确滴定的条件是：
9
三、缓冲溶液
定义 能够抵抗少量外加酸、碱或稀释作用而本身的pH不发生显著变化的溶液。 （1）强酸或强碱: 如浓HCl或浓KOH 组成 （2）弱酸(或弱碱)及其对应盐;两性物质及其对应的次级盐 （3）两性物质:如NaH2PO4 如：HAc － NaAc、NH3· H2O－NH4Cl 、 NaH2PO4－Na2HPO4、NaHCO3－Na2CO3 以HAc-NaAc缓冲溶液为例：
12
缓冲溶液的配制 酸性缓冲系，选择pH ≈ pKa ① 选择合适的缓冲对 步 骤 ② 确定缓冲比 ③ 以1升为基础，计算出两组分的取量。 常用缓冲溶液各组分浓度一般在0.05～0.5 mol· L-1之间取值； 缓冲比在1:10～10:1之间取值。
碱性缓冲系，选择pH ≈ 14 - pKb
四、酸碱滴定法
11
缓冲容量和缓冲范围 缓冲容量是指1升缓冲溶液的PH改变1个单位所需外加酸、碱的物质的量。它是 缓冲能力大小的量度。 当缓冲系一定时，两组分的总浓度越大，缓冲能力越大。 判 断
当总浓度一定时，缓冲比趋向于1，缓冲容量最大。
加水稀释时，虽然缓冲比不变，但总浓度下降，所以缓冲能力下降。
酸性缓冲体系 pH = pka ± 1 缓冲范围指的是缓冲作用的有效PH范围。 碱性缓冲体系 pOH = pkb ± 1
2
m试样
C HCl V1 10 3 M Na 2CO3 m试样
注意事项： （1)不存在第三种混合体系：NaHCO3 + NaOH （2）这两种混合体系除主要成份外，均有其他不与酸作用的杂质，故两种 成份之和不为100%（除非特别说明），所以不能求其一，另一个用 100%來减！
19
习
1、酸碱指示剂
通常是一些有机酸或有机碱，且它们的酸式和其共轭碱式具有不同 定义 的颜色。当溶液的PH发生变化时，指示剂得到或失去质子，并在酸式和 碱式之间发生转化，从而引起颜色变化来指示溶液的酸碱性。
13
变色原理
结构变化→颜色变化
变色范围
pH pK HIn 1
理论变色点：
pH pK HIn
一、判断题
题
1、同一物质不可能既作酸有作碱。（ × ） 2、H+和OH-是一对共轭酸碱对。（ × ） 3、水的离子积在18℃时为6.4×10-15，25℃时为1.0×10-14，则18℃时水的PH大于25℃ 时水的PH。（ × ） 4、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。（ × ） 5、因为草酸是二元酸，所以滴定曲线上有两个滴定突跃。（ × ） （Ka1 = 5.62×10-2，Ka2 = 1.55×10-4） 6、相同浓度的HCl与HAc溶液，其pH相同。（ × ） 7、加水稀释时，因为缓冲比不变，所以缓冲溶液的pH不发生改变。（ √ ） 8、加水稀释时，虽然缓冲比不变，但总浓度变小，所以缓冲容量减小。（ √ ） 9、对H2CO3而言，PKa1+PKa2=PKw。（ × ）
CHAc C AC
因缓冲比不变，所以PH保持不变。
pH pK a lg