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”。
(12)通常将化学计量点 (100%被滴定 )之前 %被滴定 )和之后 %被滴定 )的区间内 pH 值的变化范围称为滴定突跃范围。
4.指出 H3PO4溶液中所有酸与其共轭碱组分,并指出哪些组分既可作为酸又可作为碱。
【答】在 H3PO4溶液中,存在 H3PO4、H2PO4-、 HPO42-、 PO43-组分,其中可作为酸 (括号内为其共轭碱 )的有 H3PO4(H2PO4- )、H2PO4- (HPO42- )、HPO42- (PO43- ),既可作为酸又可作为碱的有 H2PO4-、HPO42
-。
5.在下列情况下,溶液的 pH 值是否发生变化若发生变化,是增大还是减小
(1)醋酸溶液中加入醋酸钠; (2) 氨水溶液中加入硫酸铵
(3)盐酸溶液中加入氯化钾; (4) 氢碘酸溶液中加入氯化钾。
【答】 (1) 变大; (2) 变小; (3) 不变; (4) 不变。
-1-1-1-1-1-1
6. 有三种缓冲溶液,其组成是:(1) L·HAc + L·NaAc;(2) L· HAc + L ·NaAc;(3) L· HAc + L ·NaAc。这三种缓冲溶液的缓冲能力(缓冲容量 )有什么不同加入稍多的酸或碱时,哪种溶液的pH 值发生较大的变化哪种溶液仍具有较好的缓冲作用
【答】缓冲溶液的缓冲能力大小与酸碱的浓度有关,当酸碱的浓度越大,且酸碱的浓度越接近,
缓冲溶液的缓冲能力就越大。因此, (1) 的缓冲溶液缓冲能力大,(2)和 (3)的缓冲能力相同,缓冲能力小。
向 (2) 和 (3)的缓冲溶液中加入稍多的酸或碱时,溶液的pH 值发生较大的变化,而(1)的溶液仍具有较好的缓冲作用。
7. 配制 pH 为 3 左右的缓冲溶液,应选下列何种酸及其共轭碱(括号内为
Θ
a 值)。pK
HAc;甲酸;一氯乙酸;二氯乙酸;苯酚
【答】选择一氯乙酸。
8.适用于滴定分析的化学反应必须具备的条件是什么
【答】 (1) 反应必须定量地完成。化学反应按一定的反应方程式进行,即反应具有确定的化学计量
关系,并且进行得相当完全(通常要求达到%以上 ),不存在副反应。
(2)反应必须迅速地完成。整个滴定过程一定要在很短的时间内完成,如果反应速度比较慢,可以
用加热或加入催化剂等措施来加快反应速度。
(3)可用指示剂或仪器分析法确定反应的化学计量点。
9.什么是酸碱指示剂酸碱指示剂的选择原则是什么
【答】酸碱指示剂一般都是弱的有机酸或有机碱,在不同的酸度条件下具有不同的结构和颜色。
由于酸碱指示剂在不同的酸度条件下具有不同的结构及颜色,因而当溶液酸度改变时,酸碱指示剂从
一种结构变为另一种结构,从而使溶液的颜色发生相应的改变。
根据计量点附近的pH 突跃范围,就可以选择适当的指示剂了。只要变色范围全部处于或部分处于
pH 突跃的范围内的指示剂,应该都能正确指示滴定终点。
10.为什么一般都用强酸 (碱 )溶液作酸 (碱 )标准溶液为什么酸 (碱 )标准溶液的浓度不宜太浓或太稀酸碱
直接滴定的条件是什么
【答】用强酸或强碱作滴定剂时,滴定反应的平衡常数相当大,反应进行的十分完全。但酸(碱 ) 标准溶液的浓度太浓时,滴定终点时过量的体积一定,因而误差增大;若太稀,滴定突跃范围窄,终
点时指示剂变色不明显,滴定的体积也会增大,致使误差增大。故酸
(碱 )标准溶液的浓度均不宜太浓或
太稀。
Θ
-
Θ
-
8
)时,就可以使 pH 突跃超过单位,这时人眼就可以辨别出指 一般来说,当 c ·K a 10 8(或 c ·K b 10 示剂颜色的改变,滴定就可以直接进行了。
- -
1
NaOH 溶液滴定,试问: 11.现有 H 2SO 4 和 (NH 4)2SO 4 的混合溶液,浓度均为 ·L 1,欲用 ·L
(1) 能否准确滴定其中的 H 2SO 4 为什么采用什么指示剂
(2) 如何用酸碱滴定法测定混合溶液中(NH 4 )2 SO 4 的含量指示剂又是什么
【答】 (1) 能。 H 2 4 Θ a2
- Θ -
Θ
-
-
4
的 K = × l0 2, NH 4+的 K a
10。因为 c ·K a2
24
2= 3×l0
SO =× 10
(H SO )= ×× l0
> l0
- 8
Θ
2
Θ a
+
4
H 2
4
,且 K a2
4
4
,所以能完全准确滴定其中的
(H SO )/K (NH )>>10
SO ,可以采用甲基橙或酚酞作指示
剂。
(2) 可以用蒸馏法,即向混合溶液中加入过量的浓碱溶液,加热使
NH 3 逸出,并用过量的标准
HCl
溶液,然后用标准 NaOH 溶液滴定过量的
HCl ,用酚酞作指示剂。
计算式:
w(( NH 4 )
{[ HCl ] V (HCl )
[ NaOH ] V ( NaOH )} 10 3
M ((NH 4)2 SO 4 )
2 SO 4)
2
m (样
) 100
也可用过量的 H 3BO 3 溶液吸收, NH 3 + H 3BO 3= NH 4 H 2 BO 3 生成的 NH 4H 2BO 3 可用 HCl 标准溶液来滴定:
NH 4H 2BO 3 + HCl = NH 4Cl + H 3 BO 3
在计量点时, 溶液中有 NH 4Cl 和 H 3BO 3,pH ≈5,可选用甲基红或甲基红-溴甲酚绿混合指示剂指示剂终
点。
计算式:
w(( NH ) SO ) [ HCl ] V (HCl ) 10 3
M ((NH 4 )2 SO 4) 100
4
2
4
2m
( 样 )
12. 一试液可能是 NaOH 、NaHCO 3、Na 2CO 3 或它们的固体混合物的溶液。用标准溶液,以酚酞为指 示剂可滴定至终点。问在下列情况下, 继以甲基橙作指示剂滴定至终点,
还需加入多少毫升
HCl 溶液第
三种情况试液的组成如何
(1) 试液中所含 NaOH 与 Na 2 CO 3、 物质的量比为 3∶ 1;
(2) 原固体试样中所含 NaHCO 3 和 NaOH 的物质量比为 2∶ 1;
(3) 加入甲基橙后滴半滴 HCl 溶液,试液即变为橙色。【答】 (1) 还需加入 HCl 为; ÷4= (2) 还需加入 HCl 为: ×2=
(3) 由 NaOH 组成。
13. 是非判断
(1). 由于乙酸的解离平衡常数
K a Θ
[ H ] [ Ac ]
,所以只要改变乙酸的起始浓度即
c(HAc), K Θ
a 必随
[ HAc ]
之改变。
(2) 在浓度均为 ·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。
(3) 弱碱溶液越稀,其解离度越大,因而酸度也越大。
(4) 在一定温度时,稀释溶液,解离常数不变而解离度增大。
(5)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。
Θ
(6)Na2 CO3溶液中, H2CO3的浓度近似等于 K a2。
(7) 可用公式pH pK Θ
lg
[ 碱 ] pH值不
变。
a
计算缓冲溶液
pH值,这说明将缓冲溶液无论怎样稀释,其
[ 酸 ]
(8)在共轭酸碱系统中,酸、碱的浓度越大,则其缓冲能力越强。
(9)根据酸碱质子理论,水溶液中的解离反应、水解反应和中和反应都是质子传递反应。
(10)滴定分析法是将标准溶液滴加到被测物中,根据标准溶液的浓度和所消耗的体积计算被测物含量的测定方法。
(11) 强碱滴定弱酸时,滴定突越范围大小受酸碱浓度和弱酸的
Θ
pK a控制。
(12)滴定剂体积随溶液 pH 变化的曲线称为滴定曲线。
Θ-
(13) 硼酸的 K a=× 1010,不能用标准碱溶液直接滴定。
(14)无论何种酸或碱,只要其浓度足够大,都可被强碱或强酸溶液定量滴定。
(12) (15) 甲醛与铵盐反应生成的酸可用NaOH 溶液滴定,其物质的量关系为n(NaOH)∶ n(酸 )=1∶ 3。【答】 (1) 错; (2) 对; (3) 对; (4) 对; (5) 错; (6) 错; (7) 错; (8) 对; (9) 对; (10) 对; (11) 对;对; (13) 对; (14) 错; (15) 错。
习题
1.选择题
(1)将 2.500g纯一元弱酸 HA[M(HA) = 50.0g·mol-1] 溶于水并稀释至,该溶液的 pH值为,弱酸 HA的离
解常数 K Θa为.. . ( ) -6 -7 -5 -6
(A) × 10 (B) × 10 (C) × 10 (D) × 10
( 2 ) 已知·L-1 某弱酸HA有 1%解离,它的解离常数为..( ) -6 -5 -4 -3
(A)1 ×10 (B)1 ×10 (C)1 ×10 (D)1 ×10
( 3 ) 对于弱电解质,下列说法中正确的是....( )
(A)弱电解质的解离常数只与温度有关而与浓度无关
(B)溶液的浓度越大,达平衡时解离出的离子浓度越高,它的解离度越大
(C)两种弱酸,解离常数越小的,达平衡时其pH值越大酸性越弱
(D)一元弱电解质的任何系统均可利用稀释定律计算其解离度
(4) ·L -1 H A c溶液中添加溶质,使溶液浓度变为·L -1,则... ( )
(A) 解离常数增大(B) 解离度减小
(C) 解离常数减小(D) 解离度增大
(5)
Θ--
溶液的 pH 值为......( ) 某弱酸 HA 的K a =1×10 5 ,则其·L 1
(A) (B) (C) (D)
(6) 将 pH =与 pH =的两种溶液以等体积混合后,溶液的pH 值为...( )
(A) (B) (C) (D)
Θ
-
Θ
-
8
pH
-
-
(7)
5 K
mol ·L 1H
H 2A K a1 × 10
a2 × 10
2AHA
( m o l ·L -
1 ).. . (
)
(A)
(B)
(C)
(D)
- 4
× 10
(8) -
Θ
-
Θ
-
-
·L 1HClH 2SH 2S K a 1 × 107 K a 2 × 1013S
2
( m o l ·L -
1 ). ... . (
)
-20
(B)
-21 (C)
-
20
(D) -
21
(A) × 10
× 10
× 10
× 10
(9) pH 9
....(
)
Θ
-
4
Θ
-
5
2
×10
3 2 b
(A) HNO (K
)
(B) NH ·H O(K × 10 )
Θ
-
5
Θ
-
4
(C) HAc(K a
)
(D) HCOOH(K a
× 10
×10 )
(10)
.. ....(
)
(A)pH (B)
(C)
(D)
(11) NaAc
- 1
-
1
Θ -5
)
1 mol ·L
mol ·L
HAc( K a × 10 )HAc.. ........(
(A) >%
(B) %
(C) %
(D) -3
× 10%
(12)
K Θ
a K
Θ
)
b ... .. ... ..(
Θ
Θ
(B) K ΘΘ
Θ
ΘΘ
Θ
ΘΘ Θ
(A) K a K b
a ×K
b K w
(C) K a / K b K w
(D) K b / K a K w (13)
.... ....(
)
(A) NH 4+ OH -
(B) H 2O OH
-
(C) NH 4 +
NH 3
(D) H 2O NH 3
(14) (
-
NaOH
..(
)
mol ·L 1
)
Θ
b × - 5
(B)
Θ
- 6
(A) (NH 4)2SO 4(NH 3 K 10 )
(K a2 × 10 )
(15)
Θ
-
(C)
(K a × 1010
)
·L -
1HCl ·L -
1NaOH p H
Θ
-
(D) NH 4Cl(NH 3 K b × 105
)
pH ·L -
1
NaOH
.
.
. . (
-
1
mol ·L HCl
)
(A)
(B) ~
(C) ~
(D) ~
-
1
-
1
Θ
a
-
(16)mol ·L NaOH
mol ·L HAc(pK
pHmol ·L
Θ
-
)
1
NaOHpK a
mol ·L 1pH.(
(A) ~ (B) ~ (C) ~
(D) ~
(17)
( )
(A)1 (B)
2
(C)3
(D)4
(18)
Θ
-
5
pH
K a (HIn) × 10
.....(
)
(A)4 5
(B) 5~6
(C) 4~6
(D) 5~7
(19)
NaOH Na 2CO 3HCl HCl V 1mL
H ClV 2 m L V 1V 2 .. ....(
)
(A)V V 2
(B) V 2V
(C) 2V V
2
(D)V V
2
(E)V V
2
1
1
2
1
1
1
(20) 混合酸 HA 和 HB
Θ
-
8 (A) c(HA) K ·a (HA) ≥ 10; Θ
- 8
(B) c(HA) K ·a (HA) ≥ 10;
能直接分步测定的条件是
.........()
Θ
-
8
Θ
Θ
4
c(HB)·K a (HB) ≥ 10; c(HA)·K a (HA)/ c(HB) K · a (HB) ≥ 10
Θ - 8 Θ
Θ
4
c(HB)·K a (HB) ≥ 10; K a (HA)/ K
a (HB) ≥ 10
Θ
Θ
Θ
Θ
4
8; c(HB)·K
8 ;K
a (HA)/ K
(C) c(HA) K ·a (HA) ≥ 10
a (HB) ≥ 10
a (HB) ≥ 10
Θ
Θ
Θ
Θ
-
4
5;c(HB)·K
5; K
(HB)/ K
(D) c(HA) K ·a (HA) ≥ 10 a (HB) ≥ 10 a (HA) ≥ 10
【答案】 (1) C ; (2) A ; (3) A ;(4) B ; (5) C ; (6) B ; (7) D ;(8) C ;(9) B ; (10) BC ; (11) D ;(12) B ; (13)
D ; (14) B ; (15) D ; (16) B ; (17) B ; (18) C ; (19) D ; (20) B
2. 填空
(1) 根据酸碱质子理论,酸是
;碱是 。 (提供质子的物质;接受质
子的物质 )
(2) 酸和碱不是孤立存在的,当酸给出质子后成为________;碱接受质子后成为酸。这种关系称为
________。 (碱;酸碱共轭对 )
(3) 酸碱反应的实质是
。 (质子转移反应 )
(4) 若将氨水溶液稀释,则解离度 ,溶液的 pH 值将
。 (填增大或减小 )
(增大;减
小 )
(5) 能抵抗外加的少量 、
或
,而保持溶液
基本不变的溶液称为缓冲溶液。
(酸、
碱、稀释, pH 值 )
(6) 缓冲溶液是由浓度较大的 和
组成的。 (共轭酸;共轭碱 )
(7) 同一缓冲系的缓冲溶液,当 相同时,缓冲比为
的缓冲容量最大。
(酸碱; 1) (8) 盐效应使弱电解质的解离度
,同离子效应使弱电解质的解离度
。一般说来,
后一种效应
。 (增大;减小;占主导作用 )
(9) 滴定分析中,借助指示剂颜色突变即停止滴定,称为 ,指示剂变色点和理论上的化学计
量点之间存在的差异而引起的误差称为
。 (滴定终点;滴定误差 )
(10) 分析法有不同的滴定方式,除了 这种基本方式外,还有
﹑
﹑ ______
等,以扩大滴定分析法的应用范围。
(直接滴定法;间接滴定法、返滴定法、置换滴定法
)
(11) 用强酸直接滴定弱碱时,要求弱碱的
c ·K Θ
b
;强碱滴定弱酸时,应使弱酸
的 Θ
-
8
Θ
-
8 。(c ·K b 10 >; c ·K a 10 )
(12) 酸碱指示剂变色的 pH 是由
决定,选择指示剂的原则是使指示剂
处
于滴定的
内,指示剂的
越接近理论终点 pH 值,结果越
。(指示剂的 pK Θ
a ,
变色范围全部或部分;突跃范围; pK
Θ
a ;准确 )
(13) 有一碱液可能是 NaOH 或 Na 2CO 3 或 NaHCO 3,或它们的混合溶液。 今用标准 HCl 溶液滴定, 若
以酚酞为指示剂,耗去
V 1mL HCl 溶液。用以甲基橙作指示剂,继续用
HCl 溶液滴定,耗去 V 2mL HCl 溶
液。试由 V 1 与 V 2 的关系判断碱液的组成:
① 当 V 1= V 2 时,组成是 ; ② 当 V 2= 2V 1 时,组成是
; ③ 当 V 2>2V 1 时,组成
是
; ④ 当 V 1
21
时,组成是
1
2
时,组成是
。
;⑤ 当 V =0,V >0 ( ① Na CO ;② Na HCO 和 Na CO 等摩尔; ③ n(NaHCO )> n(Na CO );④ n(Na CO )> n(NaHCO ); 2 3 3 2 3 3 2 3 2 3 3 ⑤ NaHCO 3) - - Θ 个 (14) 用 HCl 溶液滴定 ·L 1 NH 3 和 mol ·L 1 甲胺 (pK b =的混合溶液时,在滴定曲线上会有 突跃范围,应选用的指示剂是 。 (1;酚酞 ) 3. 指出: (1) 各种酸的共轭碱: H 2 O 、 H 3PO 4、 HCO 3- 、 NH 4+、 H 2C 2 O 4、 H 2PO 4 - ; (2) 各种碱的共轭 酸: H 2 O 、 HPO 42- 、 HC 2O 4- 、 CO 32- 、 H 2 PO 4- 。 【答】 (1) 对应的共轭碱为: OH - 、 H - 、CO 2- 、 NH - 、HPO 2- 2PO 4 3 3、 HC 2O 4 4 (2) 对应的共轭酸为: + 3 + 24-、H 2 2 4 3- 、H 3 4 H(或HO)、HPO CO 、HCO PO - 1 Θ =× - 2 - 、SO 42- 、H 3 + 的浓度。 4 a2 4 4. 计算 mol ·L KHSO(K 10 )溶液中, HSO O Θ -2 【解】已知 K a 2 2 4 (H SO) =× 10 Θ Θ Θ = <500 因为 c ×K a =× >>20K , c/ K w a 所以 [H 3O ] K a Θ ( K a Θ )2 4cK a Θ 0.012 0 .012 2 4 0.10 0.012 0.029mol / L 2 2 [SO 4 2 - + = - 1 - - 1 ]= [H 3O ] mol ·L [HSO 4 ]=-= mol ·L 5. 计算下列各种溶液的 pH 值: (1) - 4 - 1 NH 3 (2) - 1 NH 3 (3) - 1 (NH 4)2SO 4 × 10mol ·L mol ·L mol ·L (4) -4 - 1 NaCN (5) -1 NaAc (6) -1 Na 2S × 10mol ·L mol ·L mol ·L 【解】 (1) - 4 - 1 NH 3 ×10 mol ·L Θ - 4 - 5 Θ Θ - 4 - 5 因为 c ·K b =× 10 ×× 10>20K w , c/K b = × 10 / × 10 <500 [OH ] K b Θ (K b Θ )2 4cK b Θ 2 1.8 10 5 (1.8 10 5)2 4 1.0 10 4 1.8 10 5 3.4 10 5 mol L 1 2 pOH = pH = 14-= (2) - mol ·L 1 NH 3 Θ - 5 θ Θ -5 因为 c ·K , c/ K b =×× 10>>20K w = × 10 >500 b [ OH ] c K b Θ 0.2 1.8 10 5 1. 90 10 3 mol L 1 pH = Θ + - 14 - 5 - 10 (3) K a (NH 4 )=× 10 / × 10 =×10 Θ - 10 Θ Θ - 10 c ·K a = ×× 10>>20K w , c/ K a = × 10 >500 [H 3O ] c Θ 0.4 5.56 10 10 1.49 10 5 mol L 1 pH = K a (4) - 4 - 1 NaCN × 10mol ·L Θ - - - - K b (CN )= × 1014 / × 1010)= × 105 Θ - 4 - 5 Θ Θ -4 - 5 b w , c/ K b c ·K = × 10 ×× 10>>20K =×10 / × 10 )<500 [OH ] K b Θ (K b Θ ) 2 4cK b Θ 2 2.03 10 5 (2.03 10 5)2 4 1.0 10 4 2.03 10 5 3.6 10 5 mol L 1 2 pOH = pH = 14-= - 1 NaAc (5) mol ·L Θ - - - - Θ - 因为 K b (Ac )=× 1014/ × 105= ×10 10 ,且 c/ K b (Ac ) > 500 [OH ] K b Θ c5 .68 10 10 0.10 7.54 10 6 mol L 1 - 1 2 (6) mol ·L Na S pH = Θ - - - Θ - - - - Θ b 1(S 2 - 因为 K b1 (S 2 )= × 1014/ × 1013= >> K b 2(S 2 )= × 1014/ × 107= ×108 , c/ K )<500 [ OH ] K b Θ ( K b Θ ) 2 4cK b Θ 0.079 (0.079) 2 4 0.10 0.079 0.058mol L 1 2 2 pH = 6. 计算室温条件下,饱和 - 1 + - 2 CO 2 水溶液 (即 mol ·L 的 H 2CO 3 溶液 )中的 [H ]、[HCO 3 ]、[H 2CO 3] 和 [CO 3 - ]。 【解】因为: Θ - Θ - K a1(H 2CO 3)=× 10 7 >> K a2 (H 2CO 3)=× 10 11 所以 [H + ] 主要源于第一步电离, [H + ]≈ - ] 3 [HCO Θ - 7 - 8 Θ Θ -7 Θ Θ -7 cK a 1 = ×10 w a1 w a 1 = ××10 > 20K c ·K = ×× 10) >> 20K , c/K = × 10) >> 500 Θ - - - [H +] = (cK a )1/2=×× 10-7)1/2=× 10 1 ≈ [HCO 3 4 mol ·L ] 2 3 + - 1 [H CO ]=- [H ]≈ mol ·L Θ Θ + 2 32 - - K a1 ·K a 2 ]/ [HCO 3 =[H ] ·[CO ] × 10- 7×× 10- 11=× 10- 4)2 ·[CO 32 -]/ , [CO 32- ] =× 10- 11 mol ·L - 1 7. 某一元弱酸与 - 1 NaOH 完全中和后,再加入 - pH 值为。计 mol ·L mol ·L 1HCl 溶液,测得溶液的 算该弱酸的解离常数。 【解】设该一元弱为 HA ,经 NaOH 和 HCl 处理后溶液的体积为 V mL 依题意,经 NaOH 和 HCl 处理后: NaA 与 HCl 反应生成弱酸的浓度为: - [HA] = ×V mol ·L 1 - - 反应后剩余 NaA 浓度: [A ]=- ×V= ×V mol ·L 1 该体系为由 HA 和 NaA 组成的缓冲溶液, [HA] = [A - - ] = ×V mol ·L 1 Θ - 根据: pH = pK a - lg[HA]/[A ] 得: Θ Θ - 5 pH = pK a =, K a = × 10 8. 在 100mL - 1 氨水中,加入 13.2g (NH 4 2 4 固体并稀释至 1.0L 。求所得溶液的 pH 值。 mol ·L ) SO 【解】 [NH 3 - 1 + ] - 1 ]= 100 × 1000= mol ·L , [NH 4 = 2× 132= mol ·L - Θ ·[NH ]/[NH + - 5 - 5 - 1 pH = [OH ]= K b 4 ]=× 10 ×=× 10 mol ·L 3 9. - 1 的缓冲溶液 500mL 。需称取固体 - 1 HAc 溶液多 配制 pH =、 [HAc]= ·L NaAc ·3H 2O 多少克量取 ·L 少毫升 【解】 (1) 设需固体 NaAc ·3H 2 - 1 O 为 x 克: [NaAc] = 2x/136 mol ·L Θ = -lg - 5 × x = 30.85g pH = pK a + lg[NaAc]/[HAc] × 10) + lg2x/(136 (2) M 1V 1= M 2V 2 × 500= V 2= 10. 计算下列溶液的 pH 值: - 1 HCl 和 - 1 (1)mol ·L mol ·L NaOH 溶液混合; (2) - 1 HCl 和 - 1 NH 3 溶液混合; mol ·L mol ·L (3) mL - 1 HAc 和 mL - 1 NaOH 溶液混合; mol ·L mol ·L (4) mL - 1 HCl 和 mL - 1 NaAc 溶液混合 mol ·L mol ·L 【解】 (1) [H +]= (20 - pH = ×-20×/40= mol ·L 1 + -1 (2) [NH 4 ]= 20× 40= mol ·L Θ - - - K a (NH 4+)= × 1014 / × 105= ×10 10 Θ =× -10 c/ K a 10 >500 [H ] cK Θ a 0.05 5.56 10 10 5.3 10 6 mol L 1 pH = - 1, [NaAc] = 20×40= mol ·L -1 (3) [HAc] = (20 ×-20×/40= mol ·L + Θ a - 5 - 5 - 1 pH = [H ]=K ·[HAc]/[NaAc] = × 10 ×= × 10 mol ·L - 1 - 1 (4) [HAc] = 20× 40= mol ·L , [NaAc] =20×40= mol ·L + Θ - 5 -5 -1 pH = [H ]=K a ·[HAc]/[NaAc] = × 10 ×= × 10 mol ·L 11. 写出 (NH 4)2CO 3、 NH 4HCO 3、 Na 2C 2 O 4、 NaHCO 3 、H 3AsO 4、 NaNH 4HPO 4、NH 4H 2PO 4 和 NH 4CN 水溶液的质子平衡式 (PBE)。 【解】 (NH 4)2CO 3: [H +] + 2[H 2CO 3] + [HCO 3 - - ] ]= [NH 3]+ [ OH + - 2 - NH 4HCO 3: [H ] + [H 2CO 3] = [NH 3] + [OH ] + [CO 3 ] 2 2 4 2 4 - 2 2 4 + - Na C O :[HC O ] + 2[H CO ]+[H ]=[OH ] + - 2- NaHCO : [H ] + [H CO ] = [OH ]+[CO ] 3 2 3 3 H AsO : [H + ]= [OH - - 2 - ] + 3[AsO 3 - ]+[H AsO ] +2[HAsO 4 4 ] 3 4 2 4 NaNH + ]+[H PO - ]+2[H - ]+[PO 3- HPO :[H 3 PO ]=[OH ] + [NH 4 ] 4 4 2 4 4 3 4 2 4 + 3 4 - 3 42 - 43 - ] NH HPO :[H ]+[H PO ]= [OH ]+[NH ]+[HPO ] + 2[PO + - ] NH CN : [HCN] + [H ] = [NH ] + [OH 4 3 12. - )、 δ(NH 4+)、[NH 3]和 [NH 4+ ]。 试计算 pH =时, mol ·L 1 氨水溶液的 δ(NH 3 【解】 NH 3 2 NH 4+ - + H O + OH pH =时, + - 10 [H ]=×10 (NH 3) [NH 3] [NH 3] K Θw [NH 3] [ NH 4 ] [NH 3] K b Θ [ NH 3 ][ H ] K w Θ K b Θ [ H ] K Θw 1.00 10 1.00 10 14 1.8 10 14 5 1.00 10 10 0.849 K b Θ [NH 3 ][ H ] (NH 4 ) [NH 4 ] K w Θ K b Θ [H ] Θ Θ Θ [ H ] [NH 3] [NH 4 ] [ NH 3 ] K b [ NH 3 ][ H ] K w K b Θ K w 1.8 10 5 1.00 10 10 0.151 1.00 10 14 1.8 10 5 1.00 10 10 当氨水浓度为 mol ·L -1 : 3 3 - 1 , [NH 4+ 4 + - 1 [NH ]= c ·δ (NH)= ×= mol ·L ]= c ·δ (NH )= mol ·L Θ Θ - 和 A 2 - 的分布系数 δ 和 δ。3 13. 已知某酸 H 2A 的 pK a1=, pK a2=。计算 pH 为和时 H 2A 、 HA 1、 δ2 若酸的总浓度为 - 1 mol ·L ,求 pH =时的三种存在形式的平衡浓度。 Θ - Θ - 【解】 K a1= × 105, K a2= × 106 - pH =时, [H +]= × 105 (H 2A) 2 [ H ] 2 Θ Θ Θ [ H ] K a1[ H ] K a1 K a 2 (1.32 10 5)2 0.145 (1.32 10 5) 2 6.46 10 5 1.32 10 5 6.46 10 5 2.69 10 6 (HA ) K a1Θ [ H ] [ H 2 ] K a1Θ [H ] K Θ a1K a Θ 2 6.46 10 5 1.32 10 5 0.71 (1.32 10 5) 2 6.46 10 5 1.32 10 5 6.46 10 5 2.69 10 6 ΘΘ 2 K a 1 K a2 ( A ) [ H 2 ] K a1Θ[ H ] K a1Θ K Θa2 6.46 10 5 2.69 10 6 0.145 (1.32 10 5) 2 6.46 10 5 1.32 10 5 6.46 10 5 2.69 10 6 + - 5 pH =时, [H ] = × 10 [ H ] 2 (H 2A) [ H 2 ] K a1Θ [ H ] K a1Θ K a Θ 2 (1. 00 10 5) 2 0.109 (1.00 10 5) 2 6.46 10 5 1.00 10 5 6.46 10 5 2.69 10 6 (HA ) K a Θ1 [ H ] [H 2] K a1Θ [ H ] K a Θ1 K Θa2 6.46 10 5 1.00 10 5 0.702 (1.00 10 5) 2 6.46 10 5 1.00 10 5 6.46 10 5 2.69 10 6 ( A 2 ) K a Θ1 K a Θ2 Θ ΘΘ [ H 2 ] K a1 [ H ] K a1 K a 2 6.46 10 5 2.69 10 6 0.189 (1.00 10 5) 2 6.46 10 5 1.00 10 5 6.46 10 5 2.69 10 6 当酸的总浓度为 mol ·L - 1, pH =时: - 1, [H 2A] =c ·δ(H 2 A)= ×= mol ·L - - - - - - [HA ]= c ·δ(HA )= mol ·L 1,[A 2 ] = c ·δ(A 2 )= mol ·L 1 - NaOH 标准溶液滴定 - 1 丙酸溶液 Θ 14. 用 mol ·L 1 的 mol ·L (pK a =。计算加入下列各体积(mL)NaOH 溶液时的 pH 值: (1) (2) (3) (4) (5) 【解】已知丙酸的 Θ Θ - pK a =, K a = × 10 5 (1) V(NaOH)=时,溶液中是丙酸,其浓度为 - 1 mol ·L 溶液的 [H + + Θ - 5 - 3 - 1 ]= (K a 1/2= ×10 mol ·L ]为: [H ·c(丙酸 )) ×= × 10 pH = (2) V(NaOH)=时,溶液中存在着丙酸盐和未反应的丙酸,二者浓度相等,浓度为: - 1 mol ·L 溶液中的 pH 值可用缓冲溶液计算: Θ pH = pK a - lg[ 丙酸 ]/[ 丙酸盐 ]=- lg = (3) V(NaOH)=时,溶液中存在着大量的丙酸盐和少量的丙酸,其浓度为: [ 丙酸盐 ]= ×= mol ·L - 1 - 1 [ 丙酸 ]= mol ·L 溶液中的 pH 值可用缓冲溶液计算: Θ - 5 = pH = pK a -lg[ 丙酸 ]/[ 丙酸盐 ]=- lg × 10/ (4) V(NaOH)=时,为化学计量点。 丙酸全部中和为丙酸盐,其分析浓度为 - 1 c 0= mol ·L 。 由 K Θw + - - Θ b 0 1/2 和 K Θ b Θw Θ a 得: = [H ][OH ], [OH ]= (K ·c ) = K / K + Θ Θ 0 1/2 (K a ·K w [H ]= / c ) pH = (pK Θ Θ + lgc )/2= + - /2= a + pK w (5) V(NaOH)=时,丙酸已全部中和为丙酸盐,并有 的 NaOH 过量,此时溶液中的 pH 值取决于过 量的 NaOH : - - - pH = [OH ]= ×= × 104 mol ·L 1 - 1 的 NaOH 标准溶液滴定 Θ mol ·L -1 的弱酸 HA(pK a pH 值和滴定 15. 用 mol ·L =,计算化学计量点时 突跃范围。应选择何种指示剂最好 【解】已知弱酸的 pK Θ a = (1) 化学计量点时:弱酸 HA 全部中和为 A - ,其分析浓度为 c 0= mol ·L - 1。 Θ - ], - Θ Θ ΘΘ a 得: 由 K w =[H +][OH [OH ]= (K b ·c 0 )1/2 和 K b = K w / K Θ Θ [H +] = (K a ·K w /c 0) 1/2 Θ Θ - /2= pH = (pK a + pK w + lgc 0)/2= + (2) 当中和到 %时:溶液中存在着大量的 - A 和少量的 HA ,溶液中的 pH 值可用缓冲溶液计算: Θ - lgc a / c b =- lg × %/×=%) pH = pK a (3) 当中和到 %时: HA 已全部中和为 - ,并有 % 的 NaOH 过量,此时溶液中的 pH 值取决于过量 A 的 NaOH : - - - pH = [OH ] = × %/2= × 102 mol ·L 1 滴定突跃范围为 ~,应选用百里酚酞作指示剂。 16. 某一弱酸 HA 试样 1.250 g ,溶解后稀释至 mL ,可用 mL - mol ·L 1NaOH 滴定至计量点。 当加入 mL NaOH 时溶液的 pH =。 Θ (1) 求该弱酸的摩尔质量; (2) 计算弱酸的解离常数 K a ; (3) 计量点的 pH ;(4) 选择何种指示剂 【解】 (1) 由 M =×× - 3 得 - 1 10 M = 337.1g ·mol Θ - (2) 由 pH = pK a + lg[A ]/[HA] 得 0.09 8.24 Θ pH log 50 8.24 4.90 pK a 0.09 41.2 0.09 8.24 50 8.24 Θ - 5 - Θ - 10 HA 的 K a = × 10 , A 的 K b = × 10 (3) 反应达计量点时,全部生成 - - - 1 A 的浓度为: c(A )= × += mol ·L Θ- 10 ΘΘ - 10 因为 c·K b=××10 >20K w,c/ K b=× 10 >>500 [OH ] cK bΘ0.04066 7.7 10 10 5.60 10 6 mol L 1 pH= (4) 滴定突跃范围方法同题16,计算略。应选用酚酞作指示剂。 17. 2 3 -1 的 HCl 滴定至酚酞某试样含有 Na CO 和 NaOH。现称取该试样 0.5895g ,溶于水中,用 mol ·L 变色时,耗去 HCl ,加甲基橙后继续滴定,又耗去HCl 溶液。计算该试样中 Na2 3 和 NaOH 的分量分 CO 数。 【解】以酚酞作指示剂时,HCl 与 Na2 3 3 和 NaCl; CO 和 NaOH 反应生成 NaHCO 以甲基橙作指示剂时生成的NaHCO3 与 HCl 2 作用生成 CO 。 n(NaHCO3 )= n(Na2CO3)= n2(HCl)=× 1000=mol Na2CO3的质量分数:w(Na 2CO3)= n(Na 2CO3) × M(Na2CO3)/m( 试样 ) =×106/ = NaOH 的质量分数: w(NaOH)= (V1- V2 ) ×c(HCl) -3 × 10× M(NaOH)/m(试样 ) -3 =-×× 10 × 40/= 18.含有 Na2CO3和 NaHCO3的某混合物,取该混合物 1.000g,溶解后,以酚酞作指示剂,终点时消 -1的 HCl 溶液;再以甲基橙作指示剂,继续滴定至终点,共耗去HCl 溶液。计算混合物中 Na2 3 耗·L CO 和 NaHCO3的含量。 【解】以酚酞作指示剂时,HCl 与 Na2 3 3 CO 生成NaHCO ; n(Na CO )= n (HCl)=× 1000= mol 2 3 1 Na CO 的含量= n(Na CO ) × M(NaCO )/m( 试样 )=× 106/ = % 2 3 2 3 2 3 试样中含 NaHCO3 3 2 1 ) -3 : n(NaHCO )= (V -2V ×c(HCl) ×10 -3 =- 2××× 10= mol NaHCO 的含量= n(NaHCO ) × M(NaHCO)/m( 试样 )=× 84/ = % 3 3 3 19. 有一在空气中暴露过的氢氧化钾,经分析测知内含水%, K2 CO3 % 和 KOH %。在此样品 1.000g 中加入 - 1HCl 溶液,过量的酸再用-1KOH溶液回滴至中性。然后将此溶液蒸干,问可得残渣mol ·L mol ·L 多少克 【解】 1.000g 试样含 K2CO3: 0.0238g=; KOH: 0.900g= 0.0238g K2 CO3与 HCl 反应生成KCl: m1= 2M(KCl) × M(K2CO3) =2×× 138= 0.02570g 0.900g KOH 与 HCl 反应生成KCl: m1= M(KCl) × M(KOH) =×56= 1.200g 共消耗 HCl: 2×106 + 40= mol 剩余 HCl:×1000-=mol 用 KOH回滴 HCl 生成 KCl: m3=×= 1.7172 g 将此溶液蒸干,可得残渣(KCl): m1 + m2 + m3 = 2.9429 克 20. 粗氨盐 1.000g,加入过量 -1 24 中,过量的NaOH 溶液并加热,逸出的氨吸收于mL mol ·L H SO 酸用 mol ·L - 1NaOH 回滴,用去 mL 。计算试样中 NH 3 的质量分数。 【解】 2(V(H SO ) c( H 2 SO ) c( NaOH ) V ( NaOH ) ) M ( NH ) 2 4 4 2 3 NH 3% m (样 ) 2( 0.056 0.25 0.5 0. 00156) 17. 03 2 100% 46.36% 1.000 21. 用酸碱滴定法分析某试样中的氮 (M =14.01g ·mol 1)含量。称取 2.000g 试样,经化学处理,使- 试样中的氮定量转化为 NH 4+。再加入过量的 NaOH 溶液,使 - NH 4+转化为 NH 3,加热蒸馏,用 ·L 1HCl 标准溶液吸收分馏出的 NH 3 ,过量的 -1 NaOH 标准溶液回滴,消耗。求试样中氮的含量。 HCl 用 ·L 【解】 w( N ) (50.00 0 .250 0 .1150 26.00) 14.01 100% 6.66% 2.000 1000 22. 欲测定奶粉中蛋白质的含量, 称取试样 1.000g 放入蒸馏瓶中, 加入 H 2SO 4 加热消化使蛋白质中 的 -NH 2 转化为 NH 4HSO 4,然后加入浓 NaOH 溶液,加热将蒸出的 NH 3 通入硼酸溶液中吸收, 以甲基红作 指示剂,用 - (已知奶粉中蛋白质的平均含氮量 mol ·L 1HCl 溶液滴定,消耗,计算奶粉中蛋白质的含量。 为 %) 【解】所涉及的反应: - NH 3↑ + H 2O 铵盐分解放出 NH 3: NH 4 + + OH 用过量的 H 3BO 3 溶液吸收: NH 3 + H 3BO 3= NH 4H 2BO 3 生成的 NH 4H 2BO 3 用 HCl 标准溶液来滴定: NH 4H 2BO 3 + HCl = NH 4Cl + H 3BO 3 由三个反应式知: n(N)= n(NH 3 )= n(HCl) - 3 所以, n(N)= n(HCl)= ×× 10= 奶粉中蛋白质的含量为: n(N ) M(N) 0.002368 14. 01 100% 21.1% w 15.7% 100% m (样 ) 1.000 15.7% 23. 称取基准物质 Na 2C 2O 4 0.8040g ,在一定温度下灼烧成 Na 2CO 3 后,用水溶解并稀释至。准确移 取溶液,用甲基橙为指示剂, 用 HCl 溶液滴定至终点, 消耗。计算 HCl 溶液的浓度。 (M(Na 2C 2O 4)=134.0g ·mol - 1) 【解】由题意知: Na 2C 2O 4 2Na 2 CO 3 4HCl 4n(Na 2C 2O 4)= n(HCl) -3 4×=×× [HCl] × 10 - 1 [HCl]= mol ·L 24. 食肉中蛋白质含量的测定,是将按下法测得 N 的质量分数乘以因数即得结果。称 2.000g 干肉 片试样用浓硫酸处理, 使氮完全转化为硫酸铵。 再用过量的 NaOH 处理,放出的 NH 3 吸收于 mL H 2SO 4 mL 相当于 0.01860g Na 2O)中。过量的酸需要用 mL NaOH mL 相当于 0.1266g 邻苯二甲酸氢钾 )反滴定。计 算肉片中蛋白质的质量分数。 (邻苯二甲酸氢钾 (KHP)摩尔质量为 204.22 g ·mol - 1) 【解】由浓度与滴定度关系: b [ A] M (B) 1 得 T B/ A (g mL ) a 1000 [ H 2 SO ] T Na 2 O / H 2SO 4 1000 0.01860 1000 0.3000mol L 1 4 M ( Na 2O) 62.00 [ NaOH ] T KHP / NaOH 1000 0.1266 1000 0.6199mol L 1 M (KHP) 204 .22 2(V(H 2SO 4 ) [H 2SO 4] V (NaOH ) [ NaOH ] ) 10- 3 14 .01 w(N ) 2 100% m(样 ) 2 (50.00 0.3000 28.80 0. 6199) 10 3 14. 01 2 100 % 8.509 % 2.000 肉片中蛋白质的质量分数= w (N) ×= %。 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 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 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: 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 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 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 ] 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 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 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 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 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 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 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 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 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酸碱平衡和酸碱滴定法
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第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法
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