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第七章酸碱平衡和酸碱滴定酸碱平衡一、内容提要（一）. 本章重点本章的内容包括酸碱理论、酸碱溶液的pH的计算以及缓冲溶液等，重点是酸碱质子理论、酸碱溶液的pH的计算以及缓冲溶液的特点、性质及pH值的计算。
1. 酸碱理论（1）阿仑尼乌斯的酸碱电离理论理论要点：电解质在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的化合物是酸，电离出来的阴离子全部是OH-的化合物是碱。
H+是酸的特征，OH-是碱的特征。
酸碱反应的实质是H+和OH-作用生成H2O的反应。
阿仑尼乌斯的酸碱电离理论只适用于水溶液。
a. 电离度：是电解质在溶液中达到平衡时电离的百分率，以α表示。
α=已电离的浓度[]电离前的浓度×100%(71)电离度的大小除了和电解质的本性、溶液的浓度有关外，还与温度和溶剂等因素有关。
b. 稀释定律：在一定温度下，某一弱酸的电离度与其浓度的平方根成反比。
α=K α[]c(72)该定律给出了电离度、电离常数和弱酸浓度之间的相互关系。
(2) 质子理论a. 理论要点：凡是能给出质子的物质都是酸，凡是能接受质子的物质都是碱，既能给出质子又能接受质子的物质是两性物质。
酸碱反应的实质是质子传递的反应。
质子理论不仅适用于水溶液，而且适用于非水体系。
b. 酸碱的共轭关系：某酸给出质子以后就变成其对应的碱，某碱得到质子就变成其对应的酸，这种酸碱互相联系、互相转化的关系就称为酸碱共轭关系。
共因子酸（HA）质子(H+)+共轭碱（A-)共轭酸及其共轭碱共称共轭酸碱对。
c. 酸碱反应的实质：酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间得失质子的反应。
发生酸碱反应总是一个共轭酸碱对中的共轭酸失去质子，另外一个共轭酸碱对中的共轭碱得到质子。
反应的结果是失去质子的共轭酸转变为其相应的共轭碱，而另一个共轭酸碱对中的共轭碱得到质子转变成其共轭酸。
从质子理论上看，电离理论中的电离、中和和水解反应均可以归为酸碱反应。
（3）酸碱的电离平衡a 一元酸碱的电离平衡：一元共轭酸碱对HA和A-，共轭质子酸的电离反应HA+H2OH3O++A-K (HA)=\[c(H3O+)/c \]·\[c(A-/c \][]\[c(HA)/c \]=K a对于共轭质子碱A-的电离反应A-+H2OHA+OH-K （A-)=\[c(HA)/c \]·\[c(OH-)/c \][]\[c(A-)/c \]=K b共轭质子酸与共轭质子碱的电离平衡常数之间的关系为K a·K b=K w(73)b 多元酸碱的电离平衡：以通式HnA表示多元酸，多元弱酸电离平衡及电离平衡常数如下：HnA+H2OHn-1A-+H3O+K a1Hn-1A-+H2OHn-2A2-+H3O+K a2……H1A(n-1)+H2OAn-+H3O+K an以通式An-表示多元碱，多元弱碱电离平衡及电离平衡常数如下：An-+H2OH1A(n-1)+OH-K b1H1A(n-1)+H2OH2A(n-2)-+OH-K b2…………Hn-1A-+H2OHnA+OH-K bn多元弱酸共轭酸碱对之间电离平衡常数之间的关系为K a1×K bn=K w(74)K a2×K b(n-1)=K w(75)K an×K b1=K w(76)2. 酸碱溶液pH值的计算(1) 质子条件和物料平衡质子条件：在酸碱平衡中，酸失去的质子总数等于碱得到的质子总数。
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。
第七章酸碱平衡与酸碱滴定学习要求：1．熟悉弱电解质的特点，弱电解质的离解平衡，离解度及其影响因素，离解平衡常数，离解度和离解平衡常数之间的关系—稀释定律。
掌握酸碱平衡理论及溶液pH值的计算；2．掌握缓冲溶液的含义;掌握缓冲溶液酸碱度的计算，了解缓冲溶液的选择和配制。
3．了解酸碱指示剂的作用原理，掌握其理论变色点和变色范围，掌握指示剂的选择。
4．掌握各类酸碱滴定曲线的特点、化学计量点pH的计算及指示剂的选择；掌握影响pH 突跃范围大小的因素；5．掌握各类酸碱准确滴定、分步滴定及指示剂的选择依据，了解酸碱滴定法的应用，掌握酸碱滴定结果的计算。
前面已介绍了化学平衡的一般规律，本章主要讨论水溶液中的酸碱平衡。
酸碱平衡在生物体中也同样存在，生物体液需要维持一定的pH范围，pH的改变将会影响生物体内细胞的活性。
因此酸碱平衡及其有关反应与生物化学反应有密切关系。
与气相中的反应相比，溶液的反应活化能较低，热效应较小，因此反应速率快，而且其平衡常数受温度、压力的影响较小，一般可以只考虑浓度1对平衡的影响。
酸碱滴定法是酸碱反应为基础的滴定分析方法。
它不仅能用于水溶液体系，也可用于非水溶液体系，因此酸碱滴定法是滴定分析中最重要的和应用最广泛的方法之一。
在酸碱滴定中，溶液的pH如何随滴定剂的加入而发生变化，如何选择合适指示剂使其变色点与化学计量点接近，如何将酸碱滴定法用于实际测定中等，都是必须掌握的内容。
本章将学习酸碱平衡和酸碱滴定法的基本原理和应用实例。
第一节电解质溶液一、电解质的分类电解质是一类重要的化合物。
凡是在水溶液或熔融状态下能解离出离子而导电的化合物叫做电解质，如NaCl。
1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hückel）提出强电解质理论，电解质可分为强电解质和弱电解质两大类。
强电解质在水溶液中是能完全解离成离子的化合物，如离子型化合物：NaCl、=1，因此处理问题通常可进近似地1在本章讨论中的所涉及的溶液都是较稀的溶液，活度系数i用浓度代替活动度。
