第5章 酸碱平衡和酸碱滴定法

第5章酸碱平衡和酸碱滴定法

1．写出下列溶液的质子条件式。

a．c1 mol·L-l NH3 + c2 mol·L-l NH4Cl；

c．c1 mol·L-l)H3PO4 + c2 mol·L-l HCOOH；

解：

a. 对于共轭体系，由于构成了缓冲溶液，所以可以将其视为由强酸（HCl和弱碱（NH3）反应而来，所以参考水准选为HCl, NH3和H2O

质子条件式为：[ H+ ] + [NH4+] = [Cl-] + [OH-]

或[ H+ ] + [NH4+] = c2 + [OH-]

c. 直接取参考水平：H3PO4 , HCOOH , H2O

质子条件式：[H+] = [H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-] + [HCOO-]+[OH-]

3．计算下列各溶液的pH。

a．0.050 mol·L-l NaAc；

c．0.10 mol·L-l NH4CN；

e．0.050 mol·L-l氨基乙酸；

g．0.010 mol·L-l H2O2液；

i．0.060 mol·L-l HCI和0.050 mol·L-l氯乙酸钠(ClCH2COONa)混合溶液。

解：

a.对于醋酸而言，K b =K w / K a = 5.6 ? 10-10

应为cK b = 5.6 ? 10-10? 5 ?10-2 = 2.8 ? 10-11> 10K w

c/K b> 100

故使用最简式；

[OH-] = = 5.29? 10-6

pH = 14 – pOH = 8.72

c. NH4+K a’ = 5.6 ? 10-10

HCN K a = 6.2. ? 10-10

cK a’ > 10K w c > 10 K a

由近似公式可以得到：

[H+] = ? 10-10

pH = 10 – 0.77 = 9.23

e. 氨基乙酸一端羧基显酸性，一端氨基显碱性，K a1 = 4.5? 10-3 , K a2 = 2.5 ? 10-10

c/K a2> 100 且c > 10 K a1

所以[H+] = ? 10-6

pH = 6-0.03 = 5.97

g. 对于双氧水而言，K a = 1.8 ? 10-12

cK a < 10K w c/K a> 100

所以可以计算氢离子浓度

[H+] = = 1.67 ? 10-7

pH = 7 – 0.22 = 6.78

i. 由于ClCH2COONa + HCl = ClCH2COOH + NaCl

所以原溶液可以看成0.050mol/L的ClCH2COOH和0.010mo/LHCl的混合溶液设有x mol/L的ClCH2COOH 发生离解，则

ClCH 2COOH ClCH 2COO - + H +

0.05-x x 0.01+x

所以有(0.01)0.05x x

x +- = K a = 1.4 ? 10-3

解得x = 4.4 ? 10-3mol/L

那么[H +] = 0.0144mol/L pH = -log [H +] = 1.84

5．某混合溶液含有0.10 mol·L -l HCl 、2.0×10-4 mol·L -l NaHSO 4和2.0×10-6 mol·L -l HAc 。

a ．计算此混合溶液的pH 。

b ．加入等体积0.10 mol·L -l NaOH 溶液后，溶液的pH 。

解：a. HSO 4- K a2=1.0×10-2 HAc K a =1.8×10-5

均为弱酸，且浓度远低于HCl 的浓度，所以此体系中的HSO 4-和HAc 在计算pH 值时刻忽略。故

pH=1.00。

b.加入等体积0.1mol/LNaOH 溶液，HCl 被中和，体系变为HSO 4-和HAc 的混酸体系，

H +??=?? 忽略K W 及K HA [HA]，

[H + ]2=4HSO K -（C HSO4--[H + ]）

解得[H + ]=9.90×10-5 故pH=4.00

7．已知Cr 3+的一级水解反应常数为10-3.8，若只考虑一级水解，则0.010 mol·L -l Cr(ClO 4)3 的pH 为多少? 此时溶液中Cr(OH)2+的分布分数是多大?

解：1）

3.82 5.8a K 10101010W c K ---?=?= 1.8a 10100

K c =

<

31.18210H +

-????? mol/L 故pH=2.93

2）2 3.8a 3.8 2.93()

a K 100.121010K Cr OH H δ+---+===+??+??

9．今用某弱酸HB 及其盐配制缓冲溶液，其中HB 的浓度为0.25 mol·L -l 。于100mL 该缓冲溶液中加入200 mg NaOH(忽略溶液体积的变化)，所得溶液的pH 为5.60。问原来所配制的缓冲溶液的pH 为多少? (已知

HB 的6a 5.010K -=?)

解：2000.0540100NaOH C ==?（mol/L ）

已知p K a =5.30，pH=5.60 设原缓冲溶液中盐的浓度为x mol/L ，故

0.055.60 5.30lg

0.25x

x +=+- 得x=0.35

则原缓冲溶液pH= 0.355.30lg

5.440.25+=

11．配制氨基乙酸总浓度为0.10 mol·L -l 的缓冲溶液(pH =2.0)100mL ，需氨基乙酸多少克?还需加多少毫升1 mol·L -l 酸或碱，所得溶液的缓冲容量为多大?

解：设酸以HA 表示，p K a1=2.35 p K a2=9.60

1)需HA 质量m=0.10×100×75.0×310-＝0.75（g ）

2）因为氨基乙酸及质子化氨基乙酸构成缓冲溶液，设pH=2时，质子化氨基乙酸浓度为xmol/L ，则

1lg HA a HA c H pH pK c H -++??+??=+??-??

即0.12.00 2.35lg x H x H ++??-+??

=-??-??，解得x=0.079

生成0.079mol/L 的质子化氨基乙酸，需加酸为0.079×100=7.9ml

13．计算下列标准缓冲溶液的pH(考虑离子强度的影响)，并与标准值相比较。

a ．饱和酒石酸氢钾(0.034 0 mol·L -l )；

c ．0.010 0 mol·L -l 硼砂。

解：a. p K a1=3.04，p K a2＝4.37

I= 1(10.03410.034)0.034

2?+?=（mol/L ），

查表得，900H a +=，400HB a -=，2500B a -=

故lg 0.51210.06H γ+=?=-，得0.871H γ+=

同理可得0.84HB γ-=，20.51B γ-=

又a2K 20W c K ?> a120K c >

最简式H +??==??

42.7610H H a H γ+++-??==

==???

pH=3.56

c. c=0.0100 mol/L ，p K a1=4，p K a2=9 1(0.020010.02001)0.022I =

?+?=

24723323522B O H O H BO H BO --+→+

查表23400H BO a -=

23lg 0.5121H BO γ-=? 故230.869H BO γ-=

3323H BO H H BO +-+ K=5.8×10-10

23231010105.810 5.810 6.67100.020.869H H BO H BO a c γ+

-----??===???

故pH=9.18

16. 解： 已知10.1mol L -?一元弱酸HB 的 3.0pH =，问其等浓度的共轭碱NaB 的pH 为多少？（已知：

10a w K c K >，且/100a c K >）

解：据题意：

[]H += 325(10)/10a K c --== 9

10w b a K K K -== 10a w K c K > /100a c K >

5

10OH --=== 14.0 5.09.0pH =-=

19. 用10.1mol L -?NaOH 滴定10.1mol L -?HAc 至8.00pH =。计算终点误差。

解：SP 时 10.05NaOH c mol L -=? 10

5.610w b a K K K -==?

20b w K c K > 500b c K >

6

[] 5.2910OH --=?

1460.728.72sp pH =-+=

8.008.720.72

ep sp pH pH pH ?=-=-=-

0.720.72

%100TE -=

1000.0505=?=-

22. 用10.100mol L -?NaOH 滴定10.100mol L -?羟胺盐酸盐（3NH OH Cl +-?）和1.10m o l L -?4N HC l 的

混合溶液。问.a 化学计量点时溶液的pH 为多少？.b 在化学计量点有百分之几的4NH Cl 参加了反应？

解：(1) 已知3NH OH Cl +

-? 61.110w a K K K -=

=? SP 时，产物为2NH OH 和4NH +

[]H +=

0500/0.050

82.510(/)

m o l L -=? 7.61

pH = (2) SP 时，

8[] 2.510/H mol L +-=? 3410338105.610[]0.0500 1.110(/)2.510 5.610NH NH NH c mol L δ+----?=?=?=??+?

∴参加反应的4NH Cl 百分数为： 3

1.110100%

2.2%0.0500-??=

25.称取钢样1.000g ，溶解后，将其中的磷沉淀为磷钼酸铵。用20.00mL 10.1000mol L -?NaOH 溶解沉淀，

过量的NaOH 用3HNO 返滴定至酚酞刚好褪色，耗去10.2000mol L

-?3HNO 7.50mL 。计算钢中P 和25P O 的质量分数。

解：P

424()NH HPO 712MoO 24NaOH 2512P O 过量

330.27.510 1.510()NaOH mol --=??=? 用于滴定磷钼酸铵的

3340.12010 1.510 5.010()NaOH mol ---=??-?=? 含Ｐ物质的量为：455.010 2.110()

24mol --?=?

52.11031%1000.0651P -??=?= 525 2.110142%1000.1512P O -??=?=?

28. 标定甲醇钠溶液时，称取苯甲酸0.4680g ，消耗甲醇钠溶液25.50mL ，求甲醇钠的浓度。

解：3CH ONa 65C H COOH ，令其浓度为c

30.46800.1500(/)25.5010122c mol L -==??

酸碱平衡和酸碱滴定法

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

酸碱平衡和酸碱滴定法(自测题)_129002864

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法 自测题 一. 填空题 1.在氨溶液中，加入NH4Cl则氨的解离度α，溶液的pH ，这一 作用称为。 2.对于分析浓度为0.10 mol/L的一元弱酸HA，当K1为1.0?10-5时，[A-] = 。 3.酸碱质子理论认为：H2O既是酸又是碱，其共轭酸是，其共轭碱是。 4.对于某一共轭酸碱对HA-A-，在水溶液中，其K a与K b的关系是。 5.在水溶液中，H2PO4-是两性物质，计算其氢离子浓度的最简式是。 6.NaCN水溶液被稀释4倍，溶液中[OH-] ，pH。 7.已知水溶液中CH3CH2CH2COONa的K b = 7.69?10-10，它的共轭酸是，相 应的K a值为。 8.某弱酸型指示剂HIn的K HIn = 1.0?10-6，HIn呈红色，In-为黄色。将其加入三种不同的 溶液中，颜色分别是红色、橙色、黄色。这三种溶液的pH范围分别应是、和。 9.向含有NH3和NH4Cl的溶液中，加入少量NaOH溶液后，溶液的pH ；含 [NH4+] = [NH3] = 0.5 mol/L的溶液与[NH4+] = 0.9 mol/L，[NH3] = 0.1 mol/L的溶液相比，其缓冲能力。 10.已知HCN的pK a = 9.37，HAc的pK a = 4.75，HNO2的pK a = 3.37，它们对应的相同浓 度的钠盐水溶液的pH顺序是。 11.根据酸碱质子理论，[Fe(H2O)5OH]2+的共轭酸是，共轭碱 是。 12.pH3.1~4.4是甲基橙的，向pH在此区间内的溶液加入甲基橙指示剂， 溶液呈现的颜色从本质上说是指示剂的。 13.弱电解质的解离度α值随其在溶液中的浓度增大而。对于可以用最简式表示溶 液中[H+]的HA型弱电解质，α与c的关系是。 14.若Na2CO3水溶液的碱性比同浓度的Na2S溶液的碱性弱，则H2S的应比 H2CO3的更小。 15.要配制总浓度为0.2 mol/L的NH3-NH4+缓冲溶液，应向每升浓度为的 氨水中，加入mol固体NH4Cl，才能得到缓冲容量大的缓冲溶液。 16.根据酸碱质子理论，氨在水中的解离，实际上是NH3和H2O之间发生的反 应，反应式为。

第2章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。 i i a c γ= i γ—离子i 的活度系数 c —平衡浓度 浓度极稀的强电解质溶液： i γ中性分子的活度系数 i γ=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。阴阳离子间有库仑引力，因此中心离子为异性离子所包围，使中心离子的反应能力减弱。减弱的程度用i γ来衡量，它与溶液中离子的总浓度和离子的价态有关。 离子强度：21 2i i i I c Z = ∑ 其中，,i i c Z 分别为溶液中第I 种离子的浓度和电荷数。 活度系数与离子强度的关系：

酸碱平衡与酸碱滴定法

北京大学定量分析化学简明教程习题 第三章 酸碱平衡与酸碱滴定法 1．从手册中差出下列各酸的酸度常数pK a ，计算各酸的Ka 与相应共轭碱的K b 值。 H 3PO 4，H 2CO 4，苯甲酸，NH 4+， 解：H 3PO 4：pK a1=2.16 pK a2=7.21 pK a3=12.32 H 2CO 4：pK a1=1.25 pKa 2=4.29 苯甲酸：pK a1=4.21 NH 4+： pK a1= NH 3： pK b =4.75 H 3PO 4： pK b1=pK w -pK a3=14-12.32=1.68 K b1=1.0?10-1.68=2.1?10-2 PK b2=14-7.21=6.79 K b2=1.6?10-7 pK b3=14-2.16=11.84 K b3=1.4?10-12 H 2C 2O 4：pkb1=14.0-4.29=9.71 Kb1=1.9?10-10 pK b2=14.0-1.25=12.75 K b2=1.8?10-13 苯甲酸： pK b =14.0-4.21=9.79 K b =1.6?10-10 NH 4+： pK a =14.0-4.75=9.25 K a =5.6?10-10 2．(1) 计算pH=5.0，H 3PO 4分布系数(或摩尔分数)δ3,δ2,δ1,δ 0 。 (2) 假定H 3PO 4各种形体总浓度是0.050 mol/L ，问此时H 3PO 4 ，H 2PO 4- ， HPO 42- ，PO 43-的浓度各为多少？ 解： 查表得： pKa 1=2.16 , pKa 2=7.21 , pKa 3=12.32 (1) 3 21212133 ][][][][4 3Ka Ka Ka H Ka Ka H Ka H H PO H +++= ++++δ

酸碱平衡和酸碱滴定法

第四章酸碱平衡和酸碱滴定法 思考题设计下列混合物的分析方案： （1）HCl+NH4Cl混合液； （2）硼酸+硼砂混合物； （3）HCl+H3PO4混合液。 练习题 一、填空题 1.用0.20 mol· L- 1NaOH溶液滴定0.10 mol· L- 1 H2SO4和0.10 mol· L- 1 H3PO4的混合溶液时在滴定曲线上，可以出现个突跃范围。 2. 用吸收了CO2 的标准NaOH溶液测定工业HAc的含量时，会使分析结果；如以甲基 橙为指示剂，用此NaOH溶液测定工业 HCl 的含量时，对分析结果___ ____（填偏高， 偏低，无影响）。 3.已知柠檬酸的p K a1-p K a3 分别为3.13， 4.76，6.40。则p K b2= ； p K b3= 。 4. 列出下溶液的质子平衡方程； 浓度为c（mol· L- 1）（NH4）2 CO3 浓度为c（mol· L- 1）NH4H2PO4 —— 5. 温度一定时，当离子强度增大，则HAc的浓度常数K a c , 活度常K a a 。 6. 用0.100 mol· L- 1HCl滴定同浓度NaOH的pH突跃范围为 9.7 - 4.3。若HCl和NaOH的浓度均减小10倍, 则pH突跃范围是。 7. 对缓冲溶液，影响缓冲容量（β）大小的主要因素是和 . 8. 用双指示剂法（酚酞、甲基橙）测定混合碱样时，设酚酞变色时消耗HCl的体积为V1,甲基橙 变色时，消耗HCl的体积为V2，则： （ｌ）V1>0, V2=0时，为。 （２）V1=0, V2>0时，为。 （３）V1= V2=0时，为。 （４）V1> V2>0时，为。 （５）V2> V1>0时，为。 二、选择题

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 —NaAc B.HCOOH — HCOONa C.H 3PO 4 —NaH 2PO 4 D.NH 4Cl —NH 3 2.NH 3的共轭酸为 （ ） A.HCl B.NH 2- C.NH 4+ D.NH 4OH 3.0.21-?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.2.4 B.4.8 C.7.0 D.9.6 4.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.NaOH B.HCl C.NaCl D.Bi 5.H 2S 的饱和水溶液中，各物浓度关系正确的是（ ） A.[][]+-≈H S 22 B.[][]+ -≈H HS C.[][][]-++≈HS H S H 2 D.[][]- ≈22 S 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 ＝1.8×10 4-） B. HAc —NaAc (HAc a,K =1.8×10 5-) C.NaHCO 3—Na 2CO 3 (32CO H a,K =5.6×10 11-) 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.1 B.5 C.100 D.10 9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.9.25 B.4.75 C.8.75 D.10.25 10.已知一缓冲溶液的缓冲比[]HA /[]NaA =2 1，弱酸HA 的a K =1×106-，则缓冲溶液的pH 值为（ ）。 A.5.7 B.6.5 C.7.3 D.6.3 11.已知O H NH 23?的b K =1.8×105-，则浓度为0.11L mol -?的O H NH 23?的[-OH ]

酸碱平衡与酸碱滴定法教案

第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法 7-5 酸碱滴定曲线和指示剂的选择 教学要求： 1、掌握强酸（碱）、一元弱酸（碱）被滴定时化学计量点与pH 突跃范围的计算； 2、了解酸碱滴定曲线的绘制 ； 3、掌握影响滴定突跃大小(长短)的因素 ； 4、能根据pH 突跃范围正确的选择指示剂； 5、掌握一元弱酸（碱）直接准确滴定的条件； 6、掌握多元酸（碱）分步滴定的可行性条件，会计算多元酸（碱）各化学计量点的pH 值。 教学内容： 一、重要概念： 酸碱滴定曲线：以滴定过程中滴定剂用量或中和反应分数为横坐标，以溶液PH 为纵坐 标，绘出的一条溶液pH 随滴定剂的加入量而变化的曲线 pH 突跃范围：化学计量点前后±0.1%相对误差范围内，溶液pH 值的变化范围。 二、对几种典型的酸碱滴定类型的研究 1、强酸（碱）滴定 ①举例： 以分析浓度为0.1000 mol.L -1 NaOH 溶液滴定20 mL 0.1000 mol.L -1 HCl 溶液 设滴定过程中加入NaOH 的体积为V mL ： a.V = 0：[H +] = C HCl = 0.1000 mol.L -1 b.V < V 0： ()()()()()() =H C l C H C l V H C l C N a O H V N a O H H C V HCl V NaOH + -??=??+余 c. V = V 0： d. V > V 0：()()()() ()() =NaOH C NaOH V NaOH C HCl V HCl OH C V HCl V NaOH - -??=??+过量 ②pH 跃迁范围的计算 当V = 19.98 mL 时，误差为 -0.1%： pH = 4.3 00 .7][==+pH K H W

酸碱平衡和酸碱滴定法

第5章酸碱平衡和酸碱滴定法 1．写出下列溶液的质子条件式。 a．c1mol·L-l NH3 + c2mol·L-l NH4Cl； c．c1mol·L-l)H3PO4 + c2mol·L-l HCOOH； 解： a. 对于共轭体系，由于构成了缓冲溶液，所以可以将其视为由强酸（HCl和弱 碱（NH 3）反应而来，所以参考水准选为HCl, NH 3 和H 2 O 质子条件式为：[ H+ ] + [NH 4 +] = [Cl-] + [OH-] 或[ H+ ] + [NH 4+] = c 2 + [OH-] c. 直接取参考水平：H 3PO 4 , HCOOH , H 2 O 质子条件式：[H+] = [H 2PO 4 -] + 2[HPO 4 2-] + 3[PO 4 3-] + [HCOO-]+[OH-] 3．计算下列各溶液的pH。 a．0.050 mol·L-l NaAc； c．0.10 mol·L-l NH 4 CN； e．0.050 mol·L-l氨基乙酸； g．0.010 mol·L-l H 2O 2 液； i．0.060 mol·L-l HCI和0.050 mol·L-l氯乙酸钠(ClCH 2 COONa)混合溶液。解： a.对于醋酸而言，K b =K w / K a = 5.6 10-10

应为cK b = 5.6 ?10-10? 5 ?10-2 = 2.8 ?10-11> 10K w c/K b > 100 故使用最简式； [OH-= 5.29?10-6 pH = 14 – pOH = 8.72 c. NH 4+ K a ’ = 5.6 ?10-10 HCN K a = 6.2. ?10-10 cK a ’ > 10K w c > 10 K a 由近似公式可以得到： [H+= 5.89?10-10 pH = 10 – 0.77 = 9.23 e. 氨基乙酸一端羧基显酸性，一端氨基显碱性，K a1 = 4.5?10-3 , K a2 = 2.5 ?10-10 c/K a2> 100 且c > 10 K a1 所以[H+= 1.06 ?10-6 pH = 6-0.03 = 5.97 g. 对于双氧水而言，K a = 1.8 ?10-12 cK a < 10K w c/K a > 100 所以可以计算氢离子浓度

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思考题 1.根据酸碱质子理论，什么是酸什么是碱酸碱反应的实质是什么 【答】酸碱质子理论：凡能放出质子(氢离子 )的分子或离子都是酸，凡能与质子(氢离子 )结合的分子或离子都是碱。 酸碱反应的实质是质子转移反应。 2.根据酸碱电子理论，什么是酸什么是碱酸碱反应的实质是什么 【答】酸碱的电子理论：凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫做碱，也叫做路易斯碱； 凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫做酸，也叫做路易斯酸。 酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱配合物。 3.说明下列名词的意义： (1) 酸碱共轭对； (2) 两性物质； (3) 溶剂的质子自递反应； (4) 拉平效应和区分效应； (5) 酸的强度和酸度； (6) 稀释定律； (7) 分析浓度和平衡浓度； (8) 分布系数； (9) 质子平衡条件； (10) 同离子效应和盐效应； (11) 化学计量点和滴定终点； (12) 酸碱滴定突跃范围。 【答】 (1) 质子酸失去一个质子变为质子碱，质子碱得到一个质子转为酸。因一个质子的得失而相 互转变的每一对酸碱就称为共轭酸碱对 (2)有些酸碱物质，在不同的酸碱共轭酸碱对中，有时是质子酸，有时是质子碱，把这类物质称为 酸碱的两性物质。如： HPO42－、 H2PO4－、HS－、 H2O 等。 (3) 仅仅在溶剂分子之间发生的质子传递作用称为溶剂的质子自递反应，反应的平衡常数称为溶剂 的质子自递常数。 (4)拉平效应：在某溶剂中，不能区分酸性强弱的现象。区分效应：在某溶剂中，能区分酸性强弱 的现象。 (5) 酸的强度：表示给出质子的能力。酸度：表示溶液中 － ]浓度的大小。通常以 pH [H+] 浓度或 [OH 或 pOH 表示。 (6)弱电解质的解离度是随着浓度的减小而增大，这一规律就称为稀释定律。 (7)在酸 (或碱 )的解离反应式中，当共轭酸碱对处于平衡状态时，溶液中存在着多种酸碱组分，这 些组分的浓度称为平衡浓度，以[ ]表示；各组分平衡浓度之和称为分析浓度(或总浓度)，通常以c表示。溶液中某种酸碱组分的平衡浓度与其分析浓度 (或总浓度 )的比值称为该组分的分布系数，以δ (8) 表示。 (9) 酸碱反应中，酸给出质子的数目与碱接受质子的数目是相等的，这种质子转移的平衡关系称为 质子平衡式或质子条件式(以 PBE表示 )。 (10)在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，可使弱电解质的解离度降 低，这种现象就叫同离子效应。 盐效应：由于强电解质盐类的存在，引起弱电解质解离度增加的现象。 (11) 在酸碱滴定中，加入的滴定剂与被滴定物质按照化学计量关系完全反应时，所对应的pH 值称为化学计量点。化学计量点的判断往往需要借助指示剂颜色的变化，指示剂变色时停止滴定，停止滴 定时称为“滴定终点”。

第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法

第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法 1．计算下列各溶液的pH a. 0.20mol/L H 3PO 4， Ka 1＝10-2.12 Ka 2=10-7.20 Ka 3=10-12.36 pKa 2-pKa 1>1.6 按一元酸处理 cKa1=0.2×10-2.12＞20Kw c/Kw<500 用近似式 [H +]=c K K K a a a 12 11 22++-=() 12.22 12.212 .2102.02 10 2 10---?++- =-0.0038+00152.00000144.0+=0.035 pH=1.45 b. 0.10 mol/L H 3BO 3 K a1=5.8×10-10 ( pK a1=9.24) cK a1 >20 Kw c/K a1 >500 同前公式 [H+]=1a cK =24.91010.0-?=10-5.12 c. 0.10 mol/L H 2SO 4 K a2=10-2 解法1： 将H 2SO 4看作H +=HSO 4－ (强酸＋一元酸) [H +]=C a +[SO 42-]+[OH -] 不忽略 [H +]2-(c-K a2)[H +])-2cK a2=0 [H +]=C a +C a 2 2 ][a a K H K ++ [H + ]=2a a K C - =11.0063.0045.01.01024 )01.01.0(2)01.010.0(22 =+=??+--- pH=0.96 解法2. HSO 4? H ++ SO 42- 0.1-x 0.1+x x K a2=] []][[424- - +HSO SO H =x x x -?+1.0)1.0(=10-2 0.1x+x 2=-0.01x+10-3 x 2+0.11x-10-3=0 x=32104 11.0211.0-++-=-0.055+001.0003025.0+=0.0085 [H +]=0.1+0.0085=01108 pH=0.96 d. 0.10mol/L 三乙醇胺 （pK b =6.24 K b =5.810?-7） cK b =0.124 .610-?>20K W c/K W >500 pOH=3.62 62.3624.10101.0][---=?==∴b cK OH

第四章 酸碱平衡与酸碱滴定

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T 2.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＞NH4Cl B. NaF＞NaAc＞NaCN＞NaCl＞NH4Cl C. NaCN＞NaAc＞NaF＞NaCl＞NH4Cl D. NH4Cl＞NaCl＞NaF＞NaAc＞NaCN 4.下列哪些属于共轭酸碱对（） A.H2CO3和HCO3- B.H2S和S2- C.NH4+和NH3 D.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（）

3 酸碱平衡与酸碱滴定法(题库)

3 酸碱平衡与酸碱滴定法 一、单项选择题 （A ）1、用基准无水碳酸钠标定0.100mol/L盐酸，宜选用（）作指示剂。 A、溴钾酚绿—甲基红 B、酚酞 C、百里酚蓝 D、二甲酚橙 ( C )2、配制好的HCl需贮存于( )中。 A、棕色橡皮塞试剂瓶 B、塑料瓶 C、白色磨口塞试剂瓶 D、白色橡皮塞试剂瓶 （ B ）3、用c（HCl）=0.1 mol·L-1 HCl溶液滴定c（NH3）=0.1 mol·L-1氨水溶液化学计量点时溶液的pH值为 A、等于7.0 B、小于7.0 C、等于8.0 D、大于7.0 （ A ）4、欲配制pH=5.0缓冲溶液应选用的一对物质是 A、HAc(Ka=1.8×10-5)～NaAc B 、HAc～NH4Ac C、NH3·H2O (Kb=1.8×10-5)～NH4Cl D、KH2PO4-Na2HPO4 ( C )5、欲配制pH=10.0缓冲溶液应选用的一对物质是（） A、HAc(Ka=1.8×10-5)～NaAc B 、HAc～NH4Ac C、NH3·H2O (Kb=1.8×10-5)～NH4Cl D、KH2PO4-Na2HPO4 ( B )6、在酸碱滴定中，选择强酸强碱作为滴定剂的理由是（） A、强酸强碱可以直接配制标准溶液 B、使滴定突跃尽量大 C、加快滴定反应速率 D、使滴定曲线较完美 （ C ）7、用NaAc·3H2O晶体，2.0mol/LNaOH来配制pH为5.0的HAc-NaAc缓冲溶液1升，其正确的配制是（） A、将49克NaAc·3H2O放入少量水中溶解，再加入50ml 2.0mol/LHAc溶液，用水稀释1升 B、将98克NaAc·3H2O放入少量水中溶解，再加入50ml 2.0mol/LHAc溶液，用水稀释1升 C、将25克NaAc·3H2O放入少量水中溶解，再加入100ml 2.0mol/LHAc溶液，用水稀释1升 D、将49克NaAc·3H2O放入少量水中溶解，再加入100ml 2.0mol/LHAc溶液，用水稀释1升( C )8、(1+5)H2SO4这种体积比浓度表示方法的含义是（） A、水和浓H2SO4的体积比为1：6 B、水和浓H2SO4的体积比为1：5 C、浓H2SO4和水的体积比为1：5 D、浓H2SO4和水的体积比为1：6 （ C ）9、以NaOH滴定H3PO4(kA1=7.5×10-3，kA2=6.2×10-8，kA3=5.0×10-13)至生成Na2HPO4

酸碱平衡与酸碱滴定习题答案

思考题 1. 根据酸碱质子理论，什么是酸？什么是碱？酸碱反应的实质是什么？ 【答】酸碱质子理论：凡能放出质子(氢离子)的分子或离子都是酸，凡能与质子(氢离子)结合的分子或离子都是碱。 酸碱反应的实质是质子转移反应。 2. 根据酸碱电子理论，什么是酸？什么是碱？酸碱反应的实质是什么？ 【答】酸碱的电子理论：凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫做碱，也叫做路易斯碱；凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫做酸，也叫做路易斯酸。 酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱配合物。 3. 说明下列名词的意义：(1) 酸碱共轭对；(2) 两性物质；(3) 溶剂的质子自递反应；(4) 拉平效应和区分效应；(5) 酸的强度和酸度；(6) 稀释定律；(7) 分析浓度和平衡浓度；(8) 分布系数；(9) 质子平衡条件；(10) 同离子效应和盐效应；(11) 化学计量点和滴定终点；(12) 酸碱滴定突跃范围。 【答】(1) 质子酸失去一个质子变为质子碱，质子碱得到一个质子转为酸。因一个质子的得失而相互转变的每一对酸碱就称为共轭酸碱对 (2) 有些酸碱物质，在不同的酸碱共轭酸碱对中，有时是质子酸，有时是质子碱，把这类物质称为酸碱的两性物质。如：HPO42－、H2PO4－、HS－、H2O等。 (3) 仅仅在溶剂分子之间发生的质子传递作用称为溶剂的质子自递反应，反应的平衡常数称为溶剂的质子自递常数。 (4) 拉平效应：在某溶剂中，不能区分酸性强弱的现象。区分效应：在某溶剂中，能区分酸性强弱的现象。 (5) 酸的强度：表示给出质子的能力。酸度：表示溶液中[H+]浓度或[OH－]浓度的大小。通常以pH 或pOH表示。 (6) 弱电解质的解离度是随着浓度的减小而增大，这一规律就称为稀释定律。 (7) 在酸(或碱)的解离反应式中，当共轭酸碱对处于平衡状态时，溶液中存在着多种酸碱组分，这些组分的浓度称为平衡浓度，以[ ]表示；各组分平衡浓度之和称为分析浓度(或总浓度)，通常以c表示。 (8) 溶液中某种酸碱组分的平衡浓度与其分析浓度(或总浓度)的比值称为该组分的分布系数，以δ表示。 (9) 酸碱反应中，酸给出质子的数目与碱接受质子的数目是相等的，这种质子转移的平衡关系称为质子平衡式或质子条件式(以PBE表示)。 (10) 在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，可使弱电解质的解离度降低，这种现象就叫同离子效应。 盐效应：由于强电解质盐类的存在，引起弱电解质解离度增加的现象。 (11) 在酸碱滴定中，加入的滴定剂与被滴定物质按照化学计量关系完全反应时，所对应的pH值称为化学计量点。化学计量点的判断往往需要借助指示剂颜色的变化，指示剂变色时停止滴定，停止滴定时称为“滴定终点”。

酸碱平衡与酸碱滴定

酸碱平衡与酸碱滴定 一．单项选择题 1．-42PO H 的共扼碱是 A 、H 3PO 4 B 、-24HPO C 、-34PO D 、OH - E 、H 2O 2．按质子理论，Na 2HPO 4是 A 、中性物质 B 、酸性物质 C 、碱性物质 D 、两性物质 E 、以上都不是 3．在1mol/L NH 3 ? H 2O 溶液中，欲使[OH 一]增大，可采取的方法是 A 、加水 B 、加NH 4Cl C 、加NaOH D 、加0. 1mol/L HCl E 、加乙醇 4．共轭酸碱对的K a 和K b 的关系是 A 、K a = K b B 、K a K b =1 C 、K a /K b =K w D 、K a K b =K w E 、K a /K b =1 5．某弱酸HA 的K a = 1×10-4，则其1mol/L 水溶液的pH 是 A 、8. 0 B 、2. 0 C 、 3. 0 D 、4. 0 E 、1. 0 6．NH 4+的Ka = 10-9.26，则0. 1mol/L NH 3 ? H 2O 水溶液的pH 是 A 、9.26 B 、 11. 13 C 、4.47 D 、2.87 E 、2.87 7．已知0.lmol/L 一元弱酸HR 溶液的pH= 5.0，则0. 1mol/L NaR 溶液的pH 是 A 、 9.0 B 、10.0 C 、11. 0 D 、12.0 E 、8.0 8．用纯水将下列溶液稀释10倍时，其中pH 变化最小的是 A 、0. 1mol/L HCl 溶液 B 、0. 1mol/L NH 3 ? H 2O 溶液 C 、0.lmol/LHAc 溶液 D 、0. 1mol/L HAc 溶液+0. 1mol/L NaAc 溶液 E 、0. 1mol/L NaAc 溶液 9．欲配制pH=9的缓冲溶液，应选用的缓冲对是 A 、 NH 3 ? H 2O(K b = 1×10-5) B 、HAc(K a = 1×10-5) C 、HCOOH(K a = 1×10-4) D 、 HNO 2(K a = 5×10-4) E 、HClO(K a = 3×10-8) 10．下列物质中，不可以作为缓冲溶液的是 A 、氨水一氯化铵溶液 B 、醋酸一醋酸钠溶液 C 、碳酸钠一碳酸氢钠 D 、醋酸一氯化钠 E 、碳酸—碳酸氢钠 11．某酸碱指示剂的K HIn = 1×10-5，则从理论上推算，其pH 变色范围是 A 、 4～5 B 、 4～6 C 、 5～7 D 、5～6 E 、3～5 12．酸碱滴定达到化学计量点时，溶液呈

《酸碱平衡与酸碱滴定法》习题答案

注：教材附录中给出的NH 3和CH 3 CH 2 NH 2 的解离常数是K b θ，而不是K a θ 7-1 写出下列酸的共轭碱。 HNO 3 H 2 Y2- H 2 O H 3 O+ COOH COOH CHCl 2 COOH H 2 PO 4 - HCO 3 - 7-2 写出下列碱的共轭酸。 H 2O NH 3 H 2 PO 4 - HPO 4 2- CO 3 2- HCO 3- (CH 2 ) 6 N 4 NH2 Y4- 7-3 已知下列各种弱酸的K a θ值，求它们的共轭碱的K b θ值，并将各碱按照碱性 由强到弱的顺序进行排列。 ① HCN K a θ= 6.2×10-10 ② HCOOH K a θ= 1.8×10 -4 ③ C 6H 5 OH K a θ= 1.1×10-10 ④ H 3BO 3 K a θ= 5.8×10-10 ⑤ HPO 42- K a1 θ(H 3 PO 4 )= 7.6×10 -3， K a2 θ(H 3 PO 4 )= 6.3×10 -8， K a3 θ(H 3 PO 4 )= 4.4×10 -13 ⑥ H 2C 2 O 4 K a1 θ = 5.9×10-2， K a2 θ = 6.4×10-5， 解：根据共轭酸碱对的关系式：K aθK bθ= K wθ可知：K bθ=K wθ/K aθ，因此，以上各酸的共轭碱K b θ计算如下： (1) HCN的共轭碱为CN-,其K bθ= K wθ/K aθ=(1.00?10-14)/(6.2×10-10)=1.6×10-5 (2)HCOOH的共轭碱为HCOO--,其K bθ= K wθ/K aθ=(1.00?10-14)/(1.8×10-4)=5.6×10-11 (3)C6H5OH的共轭碱为C6H5O-,其K bθ= K wθ/K aθ=(1.00?10-14)/(1.1×10-10)=9.1×10-5 (4)H3BO3的共轭碱为H4BO4-,其K bθ= K wθ/K aθ=(1.00?10-14)/( 5.8×10-10)=1.7×10-5 (5)HPO42-的共轭碱为PO43-,其K bθ= K wθ/K a3θ=(1.00?10-14)/(4.4×10-13)=2.3×10-2

酸碱平衡与酸碱滴定

第六章酸碱平衡与酸碱滴定

第六章 酸碱平衡与酸碱滴定 第一节 酸碱质子理论 阿仑尼乌斯1887年提出了酸碱电离理论。 酸碱电离理论包括： 1．酸碱定义：在水溶液中，电离阳离子全都是H +的化合物叫作酸，电离阴离子全都是-OH 的化合物叫做碱。 2．酸碱反应：-++OH H H 2O 3．优缺点： 优点：揭露酸碱本质，用平衡原理进行定量标度，直到现在的普遍应用。 不足之处：①强调以水为溶剂 ②分子酸、分子碱 ③机械唯物论：酸就是酸，碱就是碱 ④把碱限制为氢氧化物，氨水表现碱性无法解释 一、酸碱的定义 酸碱质子理论(1923年布朗斯特，劳莱)提出： 1．酸碱定义：凡是能给出质子(H +)的分子或离子都是酸，凡是能接受质子的分子或离子都是碱 酸 碱 分子 H 2O -++OH H ++H NH 3+4NH HAc -++Ac H H 2O+H +H +3O 离子 NH 4+ H ++NH 3 +-+H OH O H 2 H 3O +H ++H 2O +-+H Ac HAc 酸碱是相互依存、转化，对立统一，不可分割的关系—共轭关系。 酸碱的共轭关系主要体现在： (1)酸碱通过质子相互转化，相互依存 酸→质子 + 碱 ：HCl →H ++Cl - 酸中有碱，碱可变酸， HCl 、Cl -(共轭酸碱对) (2)没有盐的概念，不局限于分子酸、分子碱。(有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，在另一个共轭酸碱对中却是酸)：H 2PO 4- (3)在一对共轭酸碱中，酸强碱弱 ，酸弱碱强 HCl>HAc (两个都是酸，HCl 更易给出质子)，Cl -

第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题答案

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) 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 - 解：共轭酸碱对为 H 3O +—H 2O H 2O —OH - HAc —Ac - H 3O +—H 2O H 3PO 4—H 2PO 4- H 2O —OH - HCN —CN - H 2O —OH - 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：HAc ，Ac -；NH 3；HF ，F -；H 3PO 4，-24H PO ；H 2S ，HS - 解：共轭酸为：HAc 、+4 NH 、HF 、H 3PO 4、H 2S 共轭碱为：Ac - 、NH 3、 F-、-24H PO 、HS - 共轭酸强弱顺序为：H 3PO 4、HF 、HAc 、H 2S 、+4NH 共轭碱强弱顺序为：NH 3、HS -、Ac -、F -、-24H PO 习题6-3 已知下列各弱酸的θa p K 和弱碱θb p K 的值，求它们的共轭碱和共轭酸的θb p K 和θa p K (1)HCN θa p K =9.31 (2)NH 4+ θa p K =9.25 (3)HCOOH θa p K =3.75 (4)苯胺 θa p K = 9.34 解：(1) θ b p K = 4.69 (2) θ b p K = 4.75 (3) θb p K = 10.25 (4) θa p K = 4.66 习题6-4 计算0.10 mo l ·L -1甲酸(HCOOH )溶液的pH 及其离解度。 解： c /θ a K >500 )L mol (102.41077.110.0)H (134θa ---+??=??==cK c pH = 2.38 %2.4%10010.0/)102.4(/)H (3=??==-+c c α 习题6-5 计算下列溶液的pH (1) 0.050 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