第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
第四章 酸碱滴定法
[H 2 PO 4 ] δ= 2 c K a1[H + ]2 = + 3 + 2 + [H ] + K a1[H ] + K a1 K a 2[H ]+ K a1 K a 2 K a 3
−
[HPO 2− ] 4 δ= 1 c K a1 K a 2[H + ] = + 3 [H ] + K a1[H + ]2 + K a1 K a 2[H + ]+ K a1 K a 2 K a 3
[PO ] δ = 0 c K a1 K a 2 K a 3 = + 3 + 2 + [H ] + K a1[H ] + K a1 K a 2[H ]+ K a1 K a 2 K a 3
2− 4
δ +δ +δ +δ = 1 3 2 1 0
pKa
1
pKa2
pKa3
磷酸溶液中各种存在形式的分布系数与溶液pH pH的关系曲线 图4-3 磷酸溶液中各种存在形式的分布系数与溶液pH的关系曲线
根据质子理论，酸碱中和、酸碱离解、 根据质子理论，酸碱中和、酸碱离解、 盐的水解过程都是质子转移过程。 盐的水解过程都是质子转移过程。 HC1 + NH3 HOAc + H2O NH3 + H2O OAc― + H2O NH4＋ + H2O NH4＋+ C1― H3O+ + OAc― OH― + NH4＋ OH―+ HOAc H3O+ + NH3 中和 离解 离解 水解 水解
(4)pH >> pKa3, 0 >>δPO43-为主要的存在形式 δ 1,
hx04_03 第四章 酸碱滴定法 酸碱理论,质子条件 给排水分析化学课件
14
H2CO3的x-pH图 1x
HH22CCOO33
HHCCOO33-
0.5
COO3322--
0 0
H2CO3的 优势区域图
24 H2CO3
6 8 10 12 1p4H
6.38
10.25
pKa1 HCO3 -pKa2 CO32pKa = 3.87
15
酒石酸(H2A)的x-pH图
x
1.0
H2A
HA- A2-
18
4.3 酸碱溶液的H+浓度计算
代数法（解析法） 作图法 数值方法（计算机法）
19
代数法思路
物料平衡
*质子条件
电荷平衡
化学平衡关系
[H+]的精确表达
近似处理 近似式
进一步近似处理 最简式
20
物料平衡(Material Balance Equilibrium,MBE):
各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度.
9
不同pH下的x(HA) 与x(A-)
pH
x(HA)
x(A-)
pKa - 2.0
0.99
0.01
*pKa - 1.3
0.95
0.05
pKa - 1.0
0.91
0.09
**pKa
0.50
0.50
pKa + 1.0
0.09
0.91
*pKa + 1.3
0.05
0.95
pKa + 2.0
0.01
0.99
以x1, x0 对pH 作图, 即可得形态分布图.
电荷平衡(Charge Balance Equilibriua,CBE):
酸碱滴定
9
4.2.2
酸碱的相对强弱
1.水的离子积常数 作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递 H2O +H2O H3O+ + OH 反应平衡常数称为水的质子自递常数。以 K W 表示
KW c( H3O ) / c c(OH ) / c
c(OH )
K b ( K b ) 2 4K b cb
（4－11）
2
最简式为：
c(OH ) cb K b
（4－12）
2013-8-1
无机及分析化学 第四章
24
例4-6 计算0.10mol.L-1 NaAc溶液的 pH值。 解：Ac- 是
K a=1.8×10-5可得 HAc的共轭碱。由 HAc的
c( H )
K a ( K a ) 2 4K a ca
2
（4－8）
2
这是计算一元弱酸水溶液酸度的近似式。
2013-8-1
无机及分析化学 第四章
21
当 ca Ka 20KW ，且 ca / Ka 500 时，可认为 c（H+）
与 ca 相比可忽略，由（4-7）式可得最简式 ：
无机及分析化学 第四章
13
磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：
PO4 + H2O HPO42- + H2O H2PO4
-+ 3-
OH-
+ HPO4
2-
K
b1
2 c ( OH ) c ( HPO4 ) 3 c ( PO4 )
2.3 10
高教分析化学第四章酸碱滴定-1
H3PO4为分布曲线的讨论: 为分布曲线的讨论 讨论:
( pKa1=2.12;pKa2=7.20;pKa3=12.36) ; ; )
(1)三个 a相差较大, )三个pK 相差较大, 现象不明显; 共存 现象不明显; (2)pH=4.7时, ) 时 δ2 =0.994 δ3 =δ1 = 0.003 (3)pH=9.8时, ) 时 δ1=0.994 δ0 =δ2 = 0.003
2,用途:根据质子条件,可得到溶液中浓 , 根据质子条件, 度与有关组分浓度的关系式,即计算公式. 度与有关组分浓度的关系式,即计算公式. 3,方法:根据参考水平来写质子平衡方程. ,方法:根据参考水平来写质子平衡方程. 参考水平:选择一些酸碱组分做参考, 参考水平:选择一些酸碱组分做参考,以他 们作为水准来考虑质子的得失. 们作为水准来考虑质子的得失.通常是原始 的酸碱组分, 的酸碱组分,大量存在并与质子转移直接有 关的酸碱组分. 关的酸碱组分. 如原始酸碱组分本身及溶剂水等. 如原始酸碱组分本身及溶剂水等.
3,酸在水中溶解 ,
由于质子半径极小,电荷密度极高, 由于质子半径极小,电荷密度极高,它不可能在水溶 液中独立存在. 液中独立存在. HAC H++AcH2O+H+ H3O+ + HAc+H2O H3O++Ac+
酸1 碱2 酸2 碱1
4,碱在水中溶解 ,
NH3+H2O
碱1 酸
OH-+NH4
碱2 酸1
第四章 酸碱滴定 分析法
以酸碱反应为基 础的滴定方法
1,酸碱平衡的理论 , 基础 2,酸碱存在形式与 , 分布曲线 3,酸碱溶液 的计 ,酸碱溶液pH的计 算 4,酸碱滴定终点的 , 确定方法
第4章 酸碱滴定法
三种酸强弱顺序：HCl>HAC>H2S 在共轭酸碱对中，如果酸愈易给出质子，酸性愈弱，则其共轭碱对质子的亲和 力就愈弱，就愈不容易接受质子碱性就愈弱。 其共轭碱强弱顺序：Cl-1<AC-<HS2．Ka 和 Kb 之间关系： 共轭酸碱相互依存关系 [H + ][A − ] Ka= ， [HA] 例： NH 3 + H 2 O Kb= Ka 和 Kb 之间关系 Ka·Kb=Kw NH + 4 + H 2O Ka= NH 3 + H 3 O +
−
δ1 =
[HC 2 O 4 ] [HC 2 O 4 ] = 2c [H 2 C 2 O 4 ] + [HC 2 O 4 ] + [C 2 O 4 ] K a1 [ H + ] = + 2 [ H ] + K a1 [ H + ] + K a1 K a 2
[C O ] [C 2 O 4 ] δ2 = 2 4 = 2c [H 2 C 2 O 4 ] + [HC 2 O 4 ] + [C 2 O 4 ] = K a1 K a 2 [ H ] + K a1 [ H + ] + K a1 K a 2
注意：Ka 和 Kb 之间的对应关系
§4-2 不同 pH 值溶液中酸碱存在形式的分布情况--分布曲线
引言：上次课上我们对酸碱平衡的基础理论进行简要的讨论，从这节课开始我 们介绍酸碱滴定法的有关理论和应用。这堂课我们学习分布曲线，学习它可帮 助我们深入理解酸碱滴定的过程、滴定误差以及分布滴定的可能性，而且对于 了解络合滴定与沉淀反应条件也是有用的。 任意的离解反应： HB + H 2 O 达平衡时 aq 中存在 [H3O+] H 3O + + B− [HB] [B-]
昆工11无机及分析-第04章 酸碱-带答案
第4 章 酸碱平衡与酸碱滴定（1）一、是非题：1、严格说，中性溶液是指 pH = 7的溶液。
（ × ）2、在纯水中加入一些酸，则溶液中[H +]·[OH -]的乘积增大。
（ × ） 3、在水溶液中电离度大的物质，其溶解度亦大。
（ × ） 4、等物质的量的酸与等物质的量的碱反应后，其溶液呈中性。
（ × ） 5、弱酸溶液越稀，其电离度越大，因而酸度也越大。
（ × ） 6、当 [H +] > [OH -] 时，溶液呈酸性。
（ √ ） 7、H 3BO 3是一元酸，不是三元酸。
（ √ ）二、选择题：1、H 2PO 4- 的共轭碱是 B 。
A 、H 3PO 4B 、HPO 42-C 、PO 43-D 、OH -E 、H +2、根据质子理论，下列物质中何者具有两性 A 、C 、E ？ A 、HCO 3 ֿ B 、CO 3 2ֿ C 、HPO 42-D 、NO 3-E 、HS -3、下列阴离子在水溶液中的碱度何者最强？ BA 、CN -（10H CN 102.6K -θ⨯=） B 、S 2-（15H S 101.7K -θ⨯=-、7S H 103.1K 2-θ⨯=）C 、F ֿ（4HF 105.3K -θ⨯=） D 、CH 3COO ֿ（5H A c108.1K -θ⨯=） E 、Cl -4、在1mol ·L -1的HAc 溶液中，要使H +浓度增大，可采用 D 、EA 、加水B 、加NaAcC 、加NaOHD 、加稀HClE 、加稀H 2SO 4 5、某弱酸HA 的K a θ= 5101-⨯，则0.1 mol ·L -1 HA 溶液的 pH 是 CA 、1B 、2C 、3D 、3.5E 、5 6、某弱碱的K b θ= 5101-⨯，其0.1 mol ·L -1 的水溶液的 pH 是 BA 、12B 、11C 、6D 、5.5E 、3 7、 指出属于酸碱共轭对的是 A 、B 、DA 、HCO 3-和CO 32-B 、H 2S 和HS -C 、NH 4+ 和NH 2-D 、HCl 和Cl -E 、H 3O + 和 OH -8、某25℃时的水溶液其pH = 4.5，则此溶液中OH- 浓度为E mol·L-1A、10 -4.5B、104.5C、10-11.5D、4.5×10-2.5E、10-9.5三、填空题：1、一元弱酸其共轭酸碱对的K aθ和K bθ的关系是K aθ•K bθ= K Wθ。
分析化学—酸碱滴定法-课件
假设溶液中存在 i 种正离子和 j 种负离子，则
i种正离子的电荷浓度= j 种负离子的电荷浓度。
式中，某种离子的电荷浓度在数值上用该离子 的平衡浓度与其电荷数确实定值之积来表示。电 解质溶液的这种电中性规章被称为电荷平衡，其 数学表达式称为电荷平衡式〔CBE〕。对于水溶 液中的电荷平衡，还应当包括水本身离解产生的 H＋和OH－。
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是容量滴定分析 法中最重要的方法之一，也是其它 三种滴定分析的根底。酸碱滴定法 是以质子传递反响为根底的滴定分 析方法。这种方法的特征是：滴定 过程中溶液的酸度呈现规律性变化。 因此本章要解决的主要问题是：酸、
§4-1 酸碱质子理论
一、根本概念
依据Br nsted酸碱质子理论，酸是 能给出质子的物质，碱是能够承受质子 的物质。
δHA c δAc0.50HA A c c
有了分布系数及分析浓度即可求得溶液中酸 碱各型体的平衡浓度。
例：pH=5.00，求0.100mol/L的HAc溶液中
HAc Ac 和
。
解：pH=5.00, [H+]=1.00×10-5 Ka=1.8×10-5
δHA c H H Ka1.0 11 05 . 0 11 05 .8 1 050.36
δ A cc A H A cH c A A A c c cH K K aa
δHA δcAcK H a H KaK aH1
由上式我们可以看出： 值是H+浓度的函
数，而与其分析浓度无关。
以 值为纵坐标,pH值为横坐标,做分布
曲线图，可得 δpH曲线,见p94,图5-1。从图 中可以看出：
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法
酸的活度常数、浓度常数与混合常数
H A Ka ，酸的活度常数 HA
[ H ][ A ] K [ HA]
c a
K
M a
H [A ]
[HA]
H A HA HA H A
H A HA HA A
1 HA
[HA] [HA] [H ] c [HA] [A ] [H ] K a
Ka [A ] [A ] 0 A ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱc [HA] [A - ] [H ] K a
2016/12/30
0 1 1
28
2016/12/30
2016/12/30
4.1.2 酸碱反应的平衡常数（Equilibrium constant） 酸碱反应的进行程度用相应的平衡常数大小来衡量。 （1）一元弱酸HA和弱碱A-的解离反应
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10
（2）水的自递反应
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11
（3）多元酸碱的解离反应
pK a1 pK b3 pK w pK a 2 pK b 2 pK w pK a 3 pK b1 pK w
18
例 在下列各组酸碱组分中，属于共轭酸碱对的是（ (A) H2Ac+-HAc (C) HNO3-NO2 (B) NH2-NH2 (D) H2SO4 –SO42-
）
2002年福州大学研究生入学试题（硕士） 选择题(8)
例 在1mol/L HAc溶液中，欲使H+浓度增大，可采取下列何种方法？ （ (A) 加水 ） (B) 加NaAc (C) 加0.1 mol/LNH3H2O
考研化学酸碱滴定(1)
2. 分布曲线的识图（P49）
(1) pH = pKa 时； δ0 = δ1= 0.5
(2) pH < pKa 时； HOAc（δ1）为主
(3) pH > pKa 时； OAc- （δ0）为主
HOAc
OAc-
8
三、二元酸的分布曲线（识图）
1. 溶液中的存在形式（3） 草酸 1.23, 4.19
δ的定义 、 Ka1 、 Ka2
14
ห้องสมุดไป่ตู้
二、酸碱溶液pH计算式
[H ] [OAc ] [OH ]
• 一元弱酸溶液pH的计算 HA
PBE:
[H ] [ A ] [OH ]
[
A
]
K
a
[HA] [H ]
[OH
]
[
KW H
]
[H ] Ka[HA] KW
精确式
又
[HA] c HA
[H ]3 Ka[H ]2 (cKa KW )[ H ] Ka KW 0
9
四、三元酸的分布曲线（识图）
1. 溶液中的存在形式（4） 磷酸 2.12, 7.20, 12.36
δ的定义 、 Ka1 、 Ka2 、 Ka3
2. 分布曲线的识图（P51） （1）三个pKa相差较大，
共存 现象不明显；
0 1 2 3 1
（2）pH=4.7时，δ2 =0.994 δ3 =δ1 = 0.003
HOAc H2O H3O OAc NH3 H2O NH4 OH
• 酸碱的中和反应
• 盐的水解（NaOAc、NH4Cl)
OAc H2O HOAc OH NH4 H2O NH3 H3O
• 水的质子自递反应
H 2O H 2O H3O OH
酸碱质子理论
三、酸碱的相对强弱
1. 水的解离平衡（质子自递）
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq)
或 H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq)
KW
c(H3O+ ) c
c(OH ) c
或
KW c(H3O+ ) c(OH )
KW — 水的离子积常数，简称水的离子积
《无机及分析化学》电子教案
无机及分析化学
中国矿业大学化工学院
周长春
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法
学习要点： 1、掌握酸碱质子理论； 2、酸碱平衡中的有关计算，一元酸碱、缓冲
溶液pH计算 3、不同酸度中酸碱的型体分布； 4、酸碱指示剂变色范围、理论变色点； 5、一元酸碱的滴定、了解多元酸碱的滴定 6、酸碱标准溶液配制与标定，
零水准：水溶液中大量存在并参与了质子转移 反应的物质，通常被作为参照物来考虑质子的 得失，这个水准称为零水准。
HAc的水溶液，通常选定HAc和H2O作为零水准
1、质子条件式
HAc的水溶液
HAc+H2O
H3O++Ac－
H2O+H2O H3O++OH－
HAc水溶液的质子表达式为： c(H3O+)=c(Ac-)+c(OH-)
α
已解离的浓度 初始浓度
100%
c0
ceq c0
100%
按照电离理论，NH3 、Na２CO３都不是碱， 但两者的水溶液都呈碱性，而且 Na２CO３俗 称纯碱。 NH4Cl也不是酸，但水溶液呈酸性 。
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二、酸碱质子理论
1. 酸碱的概念
第四章 酸碱滴定法
∴ pH = 5.13
(3) 1. 0×10 – 5 mol· -1 NH4Cl ( Kb (NH3) = 1. 8×10 – 5 ) L
解：
K w 1.0 1014 Ka 5.6 1010 Kb 1.8 105
Kb(NaAc) = 1.0 10– 14 / 1. 8 10–5 = 5.6 10–10
2、已知 H3PO4 的Ka1 =7.6 10 – 3 ， Ka2= 6.3 10 – 8， Ka3 = 4.4 10 – 13。 计算Na3PO4 的Kb1 Kb2 Kb3
解、 PO4 3 – + H2O H PO4 2 – + OHHPO4 2 – + H2O H2PO4 – + OHH2PO4 –- + H2O H3 PO4 + OH∵ Ka1 Kb3 = K w
（三）共轭酸碱对中Ka与Kb 的关系 1﹑一元弱酸弱碱的K
HA +H2O A –- + H3O+ A – + H2O HA + OH-
Ka = Kb =
ceq( H3O+ ) ceq( A– )
ceq( HA ) ceq( HA) ceq( OH– )
ceq( A– )
对于共轭酸碱对：HA --- A – KaKb = ceq(H3O+ ) ceq(OH-) = Kw pKa+ pKb = pKw= 14.00
ceq ( H+ ) + ceq ( H2CO3 ) = ceq ( NH3 ) + ceq ( CO3 2 - ) + ceq ( OH - ) (4) (NH4) 2CO3 零水准物质 —— NH4 + CO3 2 H2 O
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
无机及分析化学答案(第二版)第四章
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法4-1．将300mL0.20 mol ⋅L -1HAc 溶液稀释到什么体积才能使解离度增加一倍。
解：设稀释到体积为V ，稀释后 V c mL 300L mol 20.01⨯⋅=-由 αα-=12a c K 得： )21()2(30020.01 20.022αααα-⋅⨯⨯=-V因为K a =1.74⨯10-5 c a = 0.2 mol ⋅L -1 c a K a > 20K w c a /K a >500故由 1-2α =1-α 得 V =[300⨯4/1]mL =1200mL此时仍有 c a K a >20K w c a /K a >500 。
4-2．奶油腐败后的分解产物之一为丁酸(C 3H 7COOH)，有恶臭。
今有0.40L 含0.20 mol ⋅L -1丁酸的溶液， pH 为2.50, 求丁酸的K a 。
解：pH=2.50 c (H +) =10-2.5 mol ⋅L -1α =10-2.5/0.20 = 1.6⨯10-2 K a =52222102.5106.11)106.1(20.01---⨯=⨯-⨯⨯=-ααc4-3． What is the pH of a 0.025mol ⋅L -1 solution of ammonium acetate at 25℃? p K a of acetic acid at 25℃ is 4.76, p K a ofthe ammonium ion at 25℃ is 9.25, p K w is 14.00. 解： c (H +)=00.724.976.421101010---=⨯=a a K KpH= -log c (H +) = 7.004-4．已知下列各种弱酸的K a 值，求它们的共轭碱的K b 值，并比较各种碱的相对强弱。
(1)HCN K a =6.2×10-10； (2)HCOOH K a =1.8×10-4；(3)C 6H 5COOH(苯甲酸) K a =6.2×10-5； (4) C 6H 5OH (苯酚) K a =1.1×10-10；(5)HAsO 2 K a =6.0×10-10； (6) H 2C 2O 4 K a1=5.9⨯10-2；K a2=6.4⨯10-5；解： (1)HCN K a = 6.2⨯10-10 K b =K w /6.2⨯10-10 =1.6⨯10-5(2)HCOOH K a = 1.8⨯10-4 K b =K w /1.8⨯10-4 =5.6⨯10-11(3)C 6H 5COOH K a = 6.2⨯10-5 K b =K w /6.2⨯10-5 =1.61×10-10(4)C 6H 5OH K a =1.1⨯10-10 K b =K w /1.1⨯10-10 =9.1⨯10-5(5)HAsO 2 K a =6.0⨯10-10 K b =K w /6.0⨯10-10 =1.7⨯10-5(6)H 2C 2O 4 K a1=5.9⨯10-2 K b2=K w /5.9⨯10-2 =1.7⨯10-13K a2=6.4⨯10-5 K b1=K w /6.4⨯10-5 =1.5 ×10-10碱性强弱：C 6H 5O - > AsO 2- > CN - > C 6H 5COO ->C 2O 42- > HCOO - > HC 2O 4-4-5．用质子理论判断下列物质哪些是酸？并写出它的共轭碱。
第四章酸碱滴定法
1
1
K a1 [H ]
Ka1 • Ka2 [H ]2
H 2 H 2 Ka1 H
Ka1 Ka2
即： δ0 δH2C2O4
H 2C2O4 C
H 2 H 2 Ka1 H Ka1 Ka2
同理： δ1 δHC2O4
HC2O4 C
H 6 Ka1 H 5 Ka1 Ka2 H 4 Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 H Ka1 Ka2 Ka3 Ka4 Ka5 Ka6
第二节 酸碱溶液的pH计算
1. 一元酸(碱)溶液的氢离子浓度计算 2. 多元酸(碱)溶液的氢离子浓度计算 3. 两性物质溶液的氢离子浓度计算 4. 缓冲溶液的氢离子浓度计算
1)
[H ] [HB] [OH ]
[OH
]
Cb
Kw [OH
]
2)
[OH ] Cb Cb2 4Kw
2
(精确式)
3)
[OH - ] Cb
(近似式)
(二)弱酸(碱)溶液的氢离子浓度计算
1. 设一元弱酸(HA)浓度为Ca(mol/L),计算[H+]
HA
H+ +A-
H2O
H + + OH -
小结：
1．MBE、CBE、PBE反映的都是溶液平衡体系中各组分 平衡浓度之间的关系； 2．MBE反映的是总浓度与平衡浓度的关系，组分可以是 离子或中性分子，CBE反映的是体系中所有阴、阳离子平 衡浓度之间的关系，中性分子不包括在内。 3．PBE则反映的是得质子组分与失质子组分平衡浓度之 间的关系，它是处理酸碱平衡体系的基本关系式。
例如，C mol/L的HAc溶液。
参考水准
[H+] 得质子 H2O
第四章 酸碱滴定法
KHIn与温度有关；
如18℃时，甲基橙的变色范围为3.1～4.4，而 100℃时则为2.5～3.7。 滴定宜在室温下进行
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不同的溶剂中KHIn值不同； 例如甲基橙在水溶液中pKHIn＝3.4，而在甲 醇中pKHIn＝3.8。 溶剂中中性电解质的存在增加了溶液的离 子强度，使指示剂的表观离解常数改变， 将影响指示剂的变色范围。 同时某些盐类具有吸收不同波长光的性质， 也会改变指示剂颜色的深度和色调。 返回
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法（中和滴定法）： 以酸碱反应(水溶液中的质子转移反 应)为基础的定量分析法. (非水滴定单独讲解)
本章重点： （1）酸碱平衡理论 （2）各类酸碱溶液的pH值计算方法 （3）指示剂的选择和各类酸碱滴定曲线
第一节 水溶液中的酸碱平衡
一、酸碱的质子理论
凡能给出质子（H+）的物质是酸，能接收 质子的物质是碱。
子条件式中的［OH-］项可忽略，则有：
［H+］＝［A-］＝Ca
2．一元弱酸
［H+］＝［A-］＋［OH-］
K a [HA] K w [H ] [H ] [H ]
[H ]2 K a [HA] K w
C a [H ] [HA] Ca δ 0 [H ] K a
NaHCO3溶液 参考物质：HCO3-，H2O
H2CO3 H3O
+
+H +H
+ + HCO3
-H
+ + 2CO3 -
H2O
-H
OH
质子条件式： ［H2CO3］＋［H3O+］＝［CO32-］＋［OH-］
（二）一元酸碱溶液的pH计算
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第四章酸碱平衡和酸碱滴定一、是非题1.0.30mol·L-1HCl溶液中通入H2S至饱和，溶液中c(S2-)= K a2θ(H2S)mol·L-1.（）2.浓度相等的酸与碱反应后，其溶液呈中性。
（）3. 0.10mol·L-1的某一有机弱酸的钠盐溶液，其pH=10.0，该弱酸的解离度为0.10%。
（）4.纯水加热到100℃时，K wθ=5.8×10-13，所以溶液呈酸性。
（）5.（NH4）2CO3中含有氢，故水溶液呈酸性。
（）6. 硼酸的分子式为H3BO3，因此它是三元酸。
（）7. 将1L1mol.L－1氨水稀释至5L，则氨水的电离度增大，溶液中的OH－浓度随之增大。
（）8. 酸性水溶液中不含OH－，碱性水溶液中不含H＋。
（）9. 在一定温度下，改变溶液的pH，水的离子积也改变。
（）10. 将NH3·H2O和NaOH溶液的浓度各稀释为原来的1/2，则两种溶液中OH－浓度均减少为原来的1/2。
（）11. 弱电解质的浓度越小，解离度越大，溶液中离子浓度也越大。
（）二、选择题1.强碱滴定弱酸（K aθ=1.0×10-5）宜选用的指示剂为（）A.甲基橙B.酚酞C.甲基红D.铬黑T2.在酸碱滴定中，选择指示剂可不必考虑的因素是（）A. pH突跃范围B.指示剂的变色范围C.指示剂的颜色变化D.指示剂的分子结构3.已知：K aθ（HAc）=1.75×10-5, K aθ(HCN)=6.2×10-10, K aθ(HF)=6.6×10-4, K bθ（NH3·H2O）=1.8×10-5。
下列溶液的浓度均为0.1 mol·L-1，其溶液pH按由大到小的顺序排列正确的是（）A.NaAc＞NaCN＞NaF＞NaCl＞NH4ClB. NaF＞NaAc＞NaCN＞NaCl＞NH4ClC. NaCN＞NaAc＞NaF＞NaCl＞NH4ClD. NH4Cl＞NaCl＞NaF＞NaAc＞NaCN4.下列哪些属于共轭酸碱对（）A.H2CO3和HCO3-B.H2S和S2-C.NH4+和NH3D.H3O+和OH-5.已知体积为V1、浓度为0.2mol·L-1弱酸溶液，若使其解离度增加一倍，则溶液的体积V2应为（）A.2V1B.4V1C.3V1D.10V16.H3PO4的p K a1θ、p K a2θ和p K a3θ分别是2.12，7.21和12.32，在下列不同pH的溶液中，HPO42-分布分数最大的溶液是（）A.7.21B.10C.12.32D.147. 0.1 mol·L-1MOH溶液pH=10.0，则该碱的K bθ为（）A. 1.0×10-3B. 1.0×10-19C. 1.0×10-13D. 1.0×10-78.将50.0mL0.100mol·L-1（NH4）2SO4溶液，加入到50.0mL0.200mol·L-1NH3·H2O[K bθ（NH3·H2O）=1.8×10-5]溶液中，得到的缓冲溶液pH是（）A.8.70B.9.56C.9.26D.9.009.要配制pH=4.0的缓冲溶液，应选用（）A.NaH2PO4－Na2HPO4(p K a1θ=2.12, p K a2θ=7.20)B.HCOOH-HCOONa(p K aθ=3.74)C.HAc-NaAc(p K aθ=4.74)D.NaHCO3-Na2CO3(p K a1θ=6.38, p K a2θ=10.25)10.某一弱酸型指示剂，在pH＞4.5的溶液中呈纯碱色。
该指示剂的Kθ（HIn）约为（）A. 3.2×10-4B.3.2×10-5C.3.2×10-6D. 3.2×10-711.按照酸碱质子理论，下列物质中即可作为酸又可以作为碱的是（）。
A . PO43－B . S2－C . HCO3－D . 〔Al(H2O)6〕3+12.下列溶液中，pH最大的是（）。
A . 0.010mol·L－1Na2HPO4B . 0.010mol·L－1Na2CO3C . 0.010mol·L－1NaHCO3D . 0.010mol·L－1Na3PO413.将pH=4.00的强酸溶液与pH=12.00的强碱溶液等体积混合，则混合溶液的pH为（）。
A . 9.00B . 8.00C . 11.69D . 12.0014.对于反应HC2O4－(aq)+H2O(l) →H2C2O4(aq)+ OH－(aq)，其中的强酸和强碱是( )。
A . H2C2O4和OH－B . HC2O4－和H2C2O4C . HC2O4－和H2OD . H2C2O4和H2O15.根据酸碱电子理论，下列物质中不可作为Lewis碱的是( )。
A . H2OB . NH3C . Ni2＋D . CN－16.下列溶液中，pH最小的是（）。
A . 0.010mol·L－1HClB . 0.010mol·L－1H2SO4C . 0.010mol·L－1HAcD . 0.010mol·L－1H2C2O417.向1.0 L 0.10 mol·L－1HAc溶液中加入1.0 Ml 0.01 mol·L－1HCl溶液，下列叙述正确的是（）。
A . HAc解离度减小B . 溶液的pH值为3.02C . KΘa(HAc)减小D . 溶液的pH值为2.3018.下列溶液中，pH值约等于7.0的是（）。
A . HCOONaB . AlCl3C . NH4AcD . (NH4)2SO419.下列各种盐在水溶液中水解不生成沉淀的是（）。
A . SnCl2B . SbCl3C . Bi(NO3)3D . NaNO220.欲配制pH=9.00的缓冲溶液最好应选用（）。
A . NaHCO3－Na2CO3B . NaH2PO4－Na2HPO4C . HAc－NaAcD . NH3·H2O－NH4Cl三、填空题1.在弱酸溶液中加水，弱酸的解离度变，pH变；在NH4Cl溶液中，加入HAc，则此盐的水解度变，pH变。
2. 0.30mol·L-1的H2A（p K a1θ=2, p K a2θ=4）溶液，以0.30mol·L-1的NaOH标准溶液滴定，将出现一个滴定突跃，化学计量点时产物为，这时溶液的pH为。
3.K a1θ（H2S）=1.32×10-7,K a2θ(H2S)=1.26×10-13,则0.10mol·L-1的Na2S溶液的c(OH-)= mol·L-1，pH= 。
4.已知K aθ（HAc）=1.75×10-5,用0.025 mol·L-1 HAc溶液和等体积0.050 mol·L-1 NaAc溶液配制的缓冲溶液，其pH= ，在该溶液中加入很少量HCl溶液，其pH将。
5.在相同体积相同浓度的HAc(aq)和HCl(aq)中，所含的氢离子浓度；若用相同浓度的NaOH溶液去完全中和这两种溶液时，所消耗的NaOH溶液的体积，恰好中和时两溶液的pH 。
6.在0.10mol·L－1HAc溶液中，浓度最大的物种是，浓度最小的物种是。
加入少量的NH4Ac(s)后，HAc的解离度将，溶液的pH将，H＋的浓度将，这种现象叫做。
7.在相同体积、相同浓度的HAc溶液和HCl溶液中，所含的c(H＋) ，若用同一浓度的NaOH溶液分别中和这两种酸溶液并达到化学计量点时，所消耗的NaOH溶液的体积，此时两溶液的pH ，其中pH较大的溶液是。
8.向0.10mol·L－1NaAc溶液中加入一滴酚酞试液，溶液呈色；当将溶液加热至沸腾时，溶液的颜色将，这是因为。
9.根据酸碱电子理论，K3〔Al(C2O4)3〕中的Lewis酸是，Lewis碱是；配合物中形成体的配位数为，配位原子为，命名为。
配合物Fe(CO)5形成体的配位数是，配位原子为，配离子电荷为，命名为。
[Ni(en)3]Cl2中的Lewis酸是，Lewis碱是；配合物中形成体的配位数为，配位原子为，命名为。
Na3[AlF6] 中的Lewis酸是，Lewis碱是；配合物中形成体的配位数为，配位原子为，命名为。
10.根据酸碱质子理论，CO32－是，其共轭是；H2PO4－是，它的共轭酸是，共轭碱是；在水中能够存在的最强碱是，最强酸是。
11.若将HAc溶液与等体积的NaAc溶液相混合，欲使混合溶液的pH为4.05，混合后酸和盐的浓度比近似为。
当将该溶液稀释两倍后，其pH 。
将该缓冲溶液中c(HAc)和c(NaAc)同时增大相同倍数时其缓冲能力。
（KΘHAc=1.8×10－5）四、计算题1.欲配制250mL的pH=5.0的缓冲溶液，问在125mL1.0 mol·L-1NaAc溶液中应加多少6.0 mol·L-1的HAc和多少水？2.有三种酸(CH3)2AsO2H,ClCH2COOH,CH3COOH，它们的标准解离常数分别是6.4×10-7, 1.4×10-5, 1.76×10-5。
试问（1）欲配制pH=6.50的缓冲溶液，用哪种酸最好？（2）配制1.00L 这种缓冲溶液（其中酸和它的对应盐的总浓度等于1.0 mol·L-1）需要多少克这种酸和多少克NaOH？3.0.1000 mol·L-1的NaOH标准溶液滴定20.00mL0.1000 mol·L-1的HAc溶液，当滴定至pH=7.00时，问溶液中没有被中和而遗留下来的HAc还有百分之几？当NaOH与HAc刚好完全中和（化学计量点）时的pH应是多少？（已知K aθ（HAc）=1.8×10-5）4. 配制pH=2.0氨基乙酸总浓度为0.1 mol·L-1缓冲溶液500mL，需称取氨基乙酸多少克？需加入多少毫升1.0 mol·L-1NaOH或HCl溶液？5.二元酸H2A，在pH=1.22时，δ（H2A）=δ（HA-）；pH=4.19时，δ（HA-）=δ（A2-）。
计算：（1）H2A的K a1θ和K a2θ。
（2）主要以HA-存在的pH范围（＞50%）。
（3）若用0.1000mol·L-1NaOH滴定0.1000 mol·L-1的H2A会有几个突跃？在什么情况下可以准确测定？化学计量点的pH为多少？选用何种指示剂？6.某一含有Na2CO3,NaHCO3及杂质的试样0.6021g，加水溶解，用0.2120 mol·L-1HCl溶液滴定至酚酞终点，用去20.50 mL；继续滴定至甲基橙终点，又用去24.08 mL。