第四章 酸碱理论 电离平衡(答案)
第四章 酸碱理论 电离平衡
1. 根据质子理论指出下列物种哪些是酸？哪些是碱？哪些是两性物质？
H 2S ，HCl ，-42PO H ，NH 3，-23CO ，-2NO ，-
24SO ，OH －，OAC －
答：酸 H 2S ，HCl
碱 -23CO ，-2NO ，-24SO ，OH －，OAC －
两性物质 -42PO H ，NH 3
2．指出下列各种酸的共轭碱：
＋362)O F e (H
，H 2O ，+
O H 3，32CO H ，-3HCO ，3NH ，+4NH 答：＋
36
2)O Fe(H 共轭碱 ＋252]O H )()O F e [(H H 2O OH － +O H 3 H 2O
32CO H -
3H C O -3H C O -23CO
3NH -2NH +4NH 3NH
3．指出下列各种碱的共轭酸：
+](O H )O)Al(H [242，H 2O ，OH －，-24SO ，H -4SO ，-
HS ，NH 3，-2NH ，-34PO ，
-
24HPO
答： +]
(O H )O)Al(H [242 共轭酸 +252](O H )O)Al(H [ H 2O +O H 3 OH － H 2O
-24SO H -4SO
H -4SO H 2SO 4
-HS H 2S NH 3 +4NH
-2NH NH 3
-
34PO -24H P O
-24H P O －
42PO H
4．指出下列反应中的两组共轭酸碱对：
①-
++?+F NH NH HF 43
②O H (OH)]O)[Al(H OH ]O)[Al(H 2252362+?++-+ ③-++?+4242HSO CN H SO H HCN 答： ① HF 共轭碱 F - +4NH NH 3
② H 2O
OH －
+362]O)[Al(H +
252(O H )
]O)[Al(H ③ +CN H 2 H C N H 2SO 4 H -4SO
5．判断下列物质中哪些是路易斯酸？哪些是路易斯碱？
①HAc ，②-2NO ，③2HNO ，④-2NH ，⑤2Br ，⑥+
2NO ，⑦4SiCl ，⑧3BF ，
⑨3AlCl
答：路易斯酸 ⑤2Br ，⑥+2NO ，⑦4SiCl ，⑧3BF ，⑨3AlCl
路易斯碱 ①HAc ，②-2NO ，③2HNO ，④-2NH ，
6．计算游5.0mol 30％浓氨水（比重0.89）和45.0ml 水混合配制的稀氨水溶液的OH －离子浓度和电离度α 解：
%34.057
.11027.53
=?=
-α
7．若把上题中的稀氨水再冲稀至原来体积的1000倍，求此溶液的[OH -]和α 解
%94.900157
.01056.14
=?=-α
8．于100ml 0.10mol/L 氨水中溶解1.07克固体NH 4Cl ，（忽视体积变化），问溶液的[OH -]发生多大的变化？ 解：
17.295.812.11pH ＝＝-?∴
9．50.0ml 0.10mol/L HAc 和25ml 0.10mol/L NaOH 混合，问此溶液中[H +]多大？
解：
组成一缓冲溶液 M 1075.1]H [5-+?==NaAc
HAc
a
C C K
10．计算下列溶液中的pH 值：
①0.010mol/L H 2SO 4（要考虑第二步电离平衡） ②0.010mol/L H 3PO 4 ③0.010mol/L Ba(OH)2
④4.0克NaOH 溶于水，配成1升溶液 ⑤mol/L 100.25-? HCl
解：(1) pH=1.84 (2) pH ＝2.24 (3) pH ＝12.30
(4) pOH=1.00 pH=13.00 (5) pH ＝4.70
11．写出下列盐类水解的离子方程式及pH 值（设均浓度为0.10mol/L ） ①Cl NH 4， ②23)Mg(NO ，③342)(SO Fe ]20.2pKa )([Fe 3=+aq ，④32CO K ， ⑤43PO Na ，⑥CN NH 4 解：(1)pH=5.15
(2) pH ＝7
(3)
pH=2.07 (4) pH=14-pOH=9.33 (5) pH=14-pOH=12.18
(6) 101028.5][-+?=?=
Kb
Ka
Kw H
12．计算下列溶液的pH 值和Ac －离子浓度
①0.10mol/L HAc 加等体积的0.20mol/L NaAC ②0.10mol/L HAc 加等体积的0.20mol/L HCl
解 (1) NaAc
HAc
a C C pK pH lg
-=θ
＝5.09 -++?Ac H HAc
0.05-x x 0.01+x
[Ac]－＝[H +]+0.01=0.01M (2) -++?Ac H HAc
0.05-x 0.10+x x
05.01076.105.0)1.0(6x
x x x x ?=
?=-+- [Ac]－＝x ＝6108.8-? [H]+＝0.10M pH ＝1.00
13．求0.10mol/L HNO 2溶液中：
①[H +]，②[-2NO ]，③[2HNO ] （已知Ka ＝4.6×10-4
）
解： 022.0][][===-+NO H x M 078.0010.0][2=-=x HNO M
14．300ml 0.20mol/L 的HAc 稀释到多大体积才能使其电离度增大1倍？ 解：
V`=4V=1200ml
（400`>Ka C 所以稀释后也可以使用近似公计算）
15．25℃时0.0050mol/L HAc 溶液的α＝5.86%，0.20mol/L 的HAc 溶液的α＝0.94%，分别计算它们的[H +]及Ka ，计算结果说明什么问题？ 解：
精确计算 ]
[][2+
+-=H c H Ka ＝1.825
10-? 近似计算 K=2αC =1.72510-?
0.20mol/L 的HAc
精确计算 ]
[][2+
+-=H c H Ka ＝1.775
10-?
近似就算 Ka=2αC =1.77510-?
答：计算结果说明，弱酸的浓度越稀，电离度越大，用近似计算越不准确
16．计算室温下CO 2饱和水溶液（假定浓度为0.040mol/L ）中[H +]，[－3HCO ]，
][CO 23-及溶液的pH 值。（K 1＝4.3×10-7，K 2=5.6×10-11）
解：
][][3-+=H C O H =410
31.1-?M pH=3.88
17．计算下列各组水溶液的pH 值？哪些可以作为缓冲溶液，为什么？ ①0.10mol/L HAc 加等体积的0.10mol/L NaOH ②0.10mol/L HAc 加等体积的0.20mol/L NaOH ③0.20mol/L HAc 加等体积的0.10mol/L NaOH ④40ml 0.10mol/L HCl ＋50ml 0.10mol/L NaOH ⑤50ml 0.10mol/L HCl ＋50ml 0.20mol/L NaAc ⑥50ml 0.10mol/L NaOH ＋50ml 0.20mol/L NH 4Cl
⑦30ml 0.50mol/L H 3PO 4与25ml 0.30mol/L 的NaOH 混合 ⑧30ml 0.50mol/L H 3PO 4与50ml 0.50mol/L 的NaOH 混合 ⑨30ml 0.50mol/L H 3PO 4与40ml 1.0mol/L 的NaOH 混合
答：(1) 瞬间混合0=HAc C ，0=NaOH C ，M C NaAc 05.02
10
.0==
M K K K a w
b 10107.5-?==
--+?+OH HAc O H Ac 2 400>Kb C [OH -]=Kb C ?
pH=8.72
不适合做缓冲溶液，酸碱会直接反应
(2) 瞬间混合 0=HAc C ，M 050.02
10
.0C NaOH ==，
M 05.02
10
.020.0C NaAc =-=
--+?+OH HAc O H Ac 2
0.05-x x 0.05+x 10107.505.0)05.0(-?=-+x x x =
05
.005
.0?x x=10107.5-? [OH -]=0.05+x=0.05M pH=12.70
不适合做缓冲溶液，NaOH 和NaAc 不能构成缓冲对
(3) 混合瞬间M C HAc 05.021.02.0=-=
0=NaOH C M C N a A c
05.02
1
.0== 可以构成缓冲溶液
75.4lg
=-=NaAc
HAc
a C C pK pH θ
(4) 混合反应后：M 2NaOH 101.190
1
.0401.050C -?=?-?=
NaOH 是强电解质 pOH ＝1.95 pH ＝12.05 不适合做缓冲溶液
(5) 混合瞬间0M C HCl =，M 05.02
1
.02.0C Cl NH 4=-=
M 05.02
1
.0C HAc ==
可以构成缓冲溶液 75.4lg =-=NaAc
HAc
a
C C pK pH θ
(6) 混合瞬间 0M C NaOH =，M 05.02
1
.02.0C Cl NH 4=-= M C O H NH 05.02
1
.023==
? 可以构成缓冲溶液 75.4lg =-=盐
碱
C C pK pOH b
θ
pH ＝9.25
(7) 混合瞬间：M 27.025305.030]PO [H 43=+?= M 137.025
303
.025][NaOH =+?=
O H PO NaH PO H NaOH 24243+?+
0.137 0.137 0.137
M 137.027.0]PO [H 43-= ＝0.133M
]PO [NaH 42=0.137M
可以构成缓冲溶液 pH ＝=-]
PO [NaH ]
PO [H lg 4243a1
θ
pK 2.15
(8) 混合瞬间：M 188.050305.030]PO [H 43=+?=
M 313.050
305
..050][NaOH =+?=
O H PO NaH PO H NaOH 24243+?+ 反应前 0.313 0.188 反应后 0.125 0 0.188 O H H P O Na PO NaH NaOH 24242+?+ 反应前 0.125 0.188
反应后 0 0.063 0.125 M 063.0]PO [NaH 42= ]H P O [N a 42=0.125M 42H P O Na 和42PO NaH 可以构成缓冲溶液
pH ]
HPO [Na ]
PO [NaH lg
4242a2=-=θpK 7.51
(9) 混合瞬间：0.214M 40305.030]PO [H 43=+?=
0.571M
40
301
40][NaOH =+?= O H PO NaH PO H NaOH 24243+?+
反应前 0.571 0.214
反应后 0.357 0 0.214 O H H P O Na PO NaH NaOH 24242+?+ 反应前 0.357 0.214
反应后 0.143 0 0.214
O H PO Na HPO Na NaOH 24342+?+ 反应前 0.143 0.214
反应后 0 0.071 0.143
]H P O [N a 42=0.071M [Na 3PO 4]=0.143M 42H P O Na 和Na 3PO 4可以构成缓冲溶液
pH ]
PO [Na ]
HPO [Na lg
4342a3=-=θpK 12.62
18．配制pH ＝9.5的缓冲溶液，应在1升1.0mol/L 氨溶液中加入多少克固体NH 4Cl ？（忽略体积变化） 解： g w 09.30 =∴
19．求1.0mol/L H 2C 2O 4溶液中的pH 值及]O [C -242
（21100.6K -?=a ，5a 100.6K 2-?=） 解：
5
-24
21000.6]O C [-?= [H +]=0.22M pH=0.7
20．求0.010mol/L NaHS 的水解度及pH ？（81100.9K -?=a ，12a 100.1K 2-?=） 解
pOH=4.48 pH=14-pOH=9.52
C
Kb
=
α=0.0332%
21．将11.4克O 10H CO Na 232?晶体溶于200ml 水中，计算溶液的pH 值。 解：
pH ＝11.78
22．要配制pH 为5.00的缓冲溶液，需称取多少克O 3H NaAc 2?固体溶于300ml 0.50mol/L HAc 中？ 解：
g w 72.63=∴
23．欲配制pH ＝3的缓冲溶液，现有下列物质选用，哪种适合？ ① HCOOH Ka ＝1.8×10-4 ② HAc Ka ＝1.75×10-5
③ NH 3·H 2O Kb ＝1.77×10-5 答：①
24．计算饱和硫化氢水溶液（0.10mol/L ）中]H [+，][2-S 。如果溶液的pH ＝2.00，此时H 2S 溶液中的][2-S 为多少？计算结果说明了什么？ 解： 查表 K 1=8107.5-? 152102.1-?=K
(1) M K 1522102.1][S --?== (2) ][S 2-=6.84M 2010-?
计算结果说明溶液中加入H ＋，抑制了H 2S 的电离
25．某一元弱酸与36.12ml 0.100mol/L 的NaOH 溶液混合，（两者摩尔数相等），此时再加入18.06mol 0.100mol/L HCl 测得溶液的pH 值为4.92，计算该弱酸的电离常数。
解：
∴Ka ＝1.2510-?
26．试判断下列化学反应的方向，用质子论说明其原因：
① --
-+?+Ac HCO CO HAc 323
② -
-+?+24342-S PO H PO H HS ③ -
-+?+OH HSO SO O H 4
242－
＋
④-
H
H2
O
O
H
+
?
+OH
O
2
2
答：①反应方向：正反应方向。因为HAc的酸性大于-
HCO
3
②反应方向：逆反应方向。因为PO
H34的酸性大于HS－
③反应方向：逆反应方向。因为－
HSO的酸性大于H2O
4
④反应方向：逆反应方向。因为＋
H2的酸性大于H2O
O
弱电解质的电离度和电离平衡常数
龙文教育个性化辅导授课案 教师： 师广丽 学生： 时间： 年 月 日 段 弱电解质的电离度和电离平衡常数 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总数（包括电离的没有电离的）的分数。 CH 3COOH CH 3COO -+ H + α=n （Ac -）n （HAc 原）α= n （H +）n （HAc 原） 表示方法: 一、电离度 α= C （Ac -） C （HAc 原）X 100% % 100?= 分子数 溶液中原来电解质的总已电离的电解质分子数αα= C （H +-） C （HAc 原）X 100% 一、有关电离度的计算. 练习：1.某一弱酸HA,达到平衡时,溶液中的弱酸分子数与离子总数之比为9.5:1,求此一元弱酸的电离度. 2.在一定温度下，在100ml 某一元弱酸的溶液中，含有该弱酸的分子数为5.42×1020 个，并测得该溶液的 C(H +)=1×10－3 mol/L 。在该平衡体系中，这种一元弱酸的电离度约为 A. 9% B. 10% C. 3% D. 0.1% 3. 25℃，0.1mol/L 的HAc 溶液中，每10000个HAc 分子里有132个分子电离成离子。求该醋酸的电离度
3、电离度的测定方法(见教材76页) CH3COOH CH3COO -+ H+ 纯HAc溶液中，忽略水解离所产生的H+，达到平衡时： 测得已知浓度的HAc的pH ，由pH =－lg c(H＋)， 计算出c(H+)，即可算出α。 5、影响电离度大小的因素 (1)内因—电解质的本性,电解质越弱,电离度越小 (2)外因 ①浓度：浓度越稀，电离生成的离子相互间碰撞合成分子的机会越少，其电离度就越大； ②温度：温度越高, 越大 注意：用电离度比较弱电解质的相对强弱时必须在同温同浓度条件下 练习4：在0.2mol/L 的醋酸溶液中, 当CH3COOH H++ CH3COO－已达平衡时，若要使醋酸的电离度减小，溶液中的c(H+)增大，应加入 A. CH3COONa B. NH3·H2O C. HCl D. H2O 4. 电离度的应用：比较弱电解质酸性或碱性的强弱。 练习5：已知在25℃，0.1mol/L的下列弱电解质的电离度分别为： HF HCOOH NH3·H2O HAc HCN α 8.0% 4.24% 1.33% 1.32% 0.01% 则它们的酸性强弱顺序是:
酸碱平衡
01.H2AsO4-的共轭碱是 a H3AsO4 b HAsO42- c AsO43- d H2AsO3- 02.在混合溶液中,某弱酸HX与其盐NaX的浓度相同,已知反应X-+H2-的平衡常数为1.0×10-10,则此溶液的pH值为 a 2 b 4 c 5 d 10 03.在0.10mol·dm-3的甲酸溶液中，加入等体积的0.10mol·dm-3的盐酸溶液，则 a HCOO-的浓度减小 b HCOOH的Ka减小 c 溶液pH值增大 d 甲酸电离度不变 04.H3PO4溶液中加入一定量NaOH后，溶液的pH=10.00,则该溶液中下列物种浓度最大的是 a H3PO4 b H2PO4- c HPO42- d PO43- 05.某二元弱酸H2A的K aθ(1)=6×10-8，K aθ(2)=8×10-14，若其浓度为 0.05mol·dm-3,则[A2-]为 a 6×10-8mol·dm-3 b 8×10-14mol·dm-3 c 3× 10-8mol·dm-3 d 4×10-14mol·dm-3 06.0.4mol·dm-3HAc溶液中H+浓度是0.1mol·dm-3HAc溶液中H+浓度的 a 1倍 b 2倍 c 3倍 d 4倍 07.不是共轭酸碱对的一组物质是 a NH3,NH2- b NaOH,Na+ c HS-,S2- d H2O,OH_ 08.下列物质中，既是质子酸，又是质子碱的是 a H2O b NH4+ c S2- d PO43- 09.已知K bθ(NH3)=1.8×10-5，则其共轭酸的K aθ值为 a 1.8×10-9 b 1.8×10-10 c 5.6×10-10 d 5.6×10-5 10 NH4+的共轭碱为 a NH3 b NH2— c NH4+ d NH2OH 11.按照酸碱质子理论，[Cr(OH2)5OH]2+的共轭酸是 a [Cr(OH2)6]3+ b [Cr(OH2)4(OH)2]+ c [Cr(OH2)3(OH)3] d [Cr(OH)4]- 12.根据反应：NH2-+ H2O→NH3+OH-判断，这四种物质中，碱性较强的是 a OH- b NH3 c NH2- d H2O 13.按照质子理论，下列各物种中哪一个没有共轭碱 a H3SO4+ b H2SO4 c HSO4- d SO42- 14.已知HAc的K aθ=1.8×10-5,则0.18mol·dm-3NaAc水溶液的pH值为 a 9 b 8 c 5 d 10
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。
第四章 酸碱平衡
第4章酸碱平衡 （Acid -Bases equilibrium ） 4.1 酸碱平衡的理论基础4.2 弱酸弱碱的分布曲线4.3 酸碱溶液pH 值的计算4.4 酸碱平衡的移动4.5 酸碱缓冲溶液 4.1.1 酸碱电离理论4.1 酸碱平衡的理论基础 4.1.2 酸碱质子理论概述 4.1.3 酸碱离解常数及酸碱的强度 4.1.1 酸碱电离理论 酸: 在水中电离出的阳离子全部是H +离子的物质；碱: 在水中电离出的阴离子全部是OH －离子的物质。1884年，瑞典化学家阿伦尼乌斯（S . Arrhenius ）2. 将酸碱限制在水溶液中，不能适用于非水体系。 理论缺陷: 1. 难以解释为什么有些物质虽然不能完全电离出H ＋和OH ￣，却具有明显的酸碱性。(NH 3) 4.1 酸碱平衡的理论基础 1. 酸碱的基本概念 酸 H ++ 碱 HA H ++ A - 任何能接受质子的物质 酸：任何能给出质子（H +）的物质碱：4.1.2 酸碱质子理论概述
例：用合适的方程式来说明下列物质既是酸又是碱 H 2O ，3HCO -：NH 3 + H 2O OH －+ NH 4 ＋ 解：H 2O ： HAc + H 2O H 3O ++ Ac － H 2O 是碱；H 2O 是酸；3 HCO - OH -+ H 2O H 2CO 3 + 3HCO -是碱；3HCO -23CO -+ H 2O + H 3O + 3HCO -是酸。 3HCO - A 2-+ H 2O HA －+ OH -HA -+ H 2O H 2A + OH - K θa1 2) 多元酸碱的离解平衡K θ a2 K θ b1 K θb2 K a1θ·K b2θ＝K a2θ·K b1θ＝[H 3O +][OH –]＝K w θ 共轭酸碱对离解常数之间的关系 H 2A + H 2O H 3O ++ HA -HA - + H 2O H 3 O + + A 2- 共轭碱的离解 2. 酸碱的强度 酸碱的强弱－给出质子或接受质子的能力 K θa K θb 与的大小是衡量酸碱强弱的指标 共 轭酸碱对的酸碱性 424 3423+4 2HClO H SO H PO HAc H CO NH H O 酸 性 变强 -4-4 2-24--3 3- ClO HSO H PO Ac HCO NH OH 碱性变强 变 大 K a θ 变大 K b θ
实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - α αθ -?==-+1][]][[2 c HAc Ac H K a 式中[ H +]、[ Ac -]、[HAc]分别是H +、 Ac -、HAc 的平衡浓度；c 为醋酸的起始浓度；θ a K 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]， 根据电离度c H ][+=α，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数θ a K 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL ），烧杯（50mL ），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86，pH=4.00），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol·L -1）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。 2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL ，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（ 2c ，10 c ，20 c ）的值（四位有效数字）。
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
酸碱平衡与沉淀平衡
酸碱平衡与沉淀平衡 一、选择题 （）1. 下列等体积混合的溶液中，具有缓冲作用的是 (A) HCl(1mol·dm－3 ) + NaAc(2mol·dm－3 ) (B) NaOH(1mol·dm－3 ) + NH3 (1mol·dm－3 ) (C) HCl(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) (D) NaOH(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) （）2. 已知: K sp AgCl = 1.8×10－10 ，K sp Ag2CrO4 = 2.0×10－12 。在含Cl－和CrO42－浓度均为0.3 mol·dm－3 的溶液中，加AgNO3应是 (A) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开 (B) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开 (C) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开 (D) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开 （）3. 下列离子中，碱性最强的是 (A) NH4＋(B) CN－(C) Ac－(D) NO2－ （）4. 20 cm3 0.10 mol·dm－3 HCl 和20 cm3 0.20 mol·dm－3 NH3.H2O混合，其pH 为(NH3: K b= 1.76×10－5 ) (A) 11.25 (B) 9.25 (C) 4.75 (D) 4.25 （）5. 欲配制pH=6.50的缓冲溶液，用下列何种酸最好 (A) (CH3)2AsO2H (K a=6.40×10-7) (B) ClCH2COOH (K a=1.40×10-3) (C) CH3COOH (K a=1.76×10--5) (D) HCOOH (K a=1.77×10--4) （）6. 配制SbCl3水溶液的正确方法应该是 （A）先把SbCl3固体加入水中，再加热溶解；（B）先把SbCl3加入水中，再加HCl溶解； （C）先在水中加入适量的HCl，再加入SbCl3固体搅拌，溶解； （D）先在水中加入足量HNO3，再加入SbCl3固体溶解。 （）7. 已知K b(NH3)=1.8×10－5，则其共轭酸的K a值为 （A）1.8×10－9(B) 1.8×10－10(C) 5.6×10－5(D) 5.6×10－10 （）8. Ag2CrO4的K sp= 9.0×10－12 ，其饱和溶液中Ag＋浓度为 (A) 1.3×10－4 mol·dm－3 (B) 2.6×10－4 mol·dm－3 (C) 2.1×10－4 mol·dm－3 (D) 4.2×10－4 mol·dm－3 （）9. 溶液的酸度是指 （A）酸溶液的浓度（B）酸溶液中酸根离子的浓度 （C）溶液中氢离子的浓度（D）弱酸溶液中未离解的酸浓度 （）10. 0.4 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度是0.1 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度的 （A）1倍(B) 2倍(C) 3倍(D) 4倍 （）11. Mg(OH)2在下列四种情况下，其溶解度最大的是 (A) 在纯水中(B) 在0.1 mol·dm－3的NH3·H2O溶液中 (C) 在0.1 mol·dm－3的HAc溶液中(D) 在0.1 mol·dm－3的MgCl2溶液中
6 酸碱平衡和沉淀平衡题目
酸碱和沉淀 一、判断题 1、在0.10 mol·L-1的HAc溶液中HAc的解离常数为1.76×10-5，所以在0.20 mol·L-1的HAc溶液中，HAc的解离常数为2×1.76×10-5。（） 2、弱电解质溶液的浓度越稀，解离度越大，而解离常数却不变。（） 3、在相同浓度的两种一元酸溶液中，它们的H3O+离子浓度是相同的。（） 4、解离度和解离常数都可以用来比较弱电解质的相对强弱程度，因此α和K a o（或K b o）同样都不受浓度影响。（） 5、将氨的水溶液稀释一倍，溶液中［HO－］就减少到原来的二分之一。（） 6、弱酸浓度越稀，α值越大，故pH值越低。（） 7、在H2S溶液中H3O+浓度是S2－离子浓度的两倍。（） 8、多元酸的逐级解离常数值总是K1o＞K2o＞K3o。（） 9、已知HAc的p K a o＝4.75，柠檬酸的p K a＝4.77，则同浓度醋酸的酸性强于柠檬酸。（） 10、强酸的共轭碱一定很弱。（） 11、强酸溶液中不存在OH－离子。（） 12、对酚酞不显颜色的溶液一定是酸性溶液。（） 13、酸性缓冲溶液（HAc－NaAc）可以抵抗少量外来的酸对pH的影响，而不能抵抗少量外来碱的影响。（） 14、将氨水和盐酸混合，不论两者比例如何，一定不可能组成缓冲溶液。（） 15、在Na2CO3溶液里通入CO2气，便可得到一种缓冲溶液。（） 16、pH值相等的缓冲溶液，未必具有相同的缓冲能力。（） 17、Na2CO3与NaHCO3可以构成缓冲剂起缓冲作用，单独NaHCO3不起缓冲作用。（） 18、缓冲溶液的缓冲能力是有限的，缓冲比相同的缓冲溶液浓度越大，缓冲能力越强，溶液浓度越小，缓冲能力越弱。（） 19、AgCl在水中溶解度很小，所以它的离子浓度也很小，说明AgCl是弱电解质。（） 20、严格说，一定温度下，难溶电解质的K sp o是溶液中它的离子活度幂的乘积。（） 21、严格说，一定温度下，难溶电解质的K sp o是溶液中它的离子浓度幂的乘积。（） 22、对于难溶电解质，它的离子积和溶度积物理意义相同。（） 23、难溶电解质溶液中，离子积是任意状态下各离子浓度幂的乘积。（） 24、所谓沉淀完全，就是用沉淀剂将溶液中某一离子的浓度降至实用要求达到微不足道的成度。（） 25、根据同离子效应，沉淀剂加得越多，沉淀越完全。（） 26、两难溶电解质，K sp o小的哪一种，它的溶解度一定小。（） 27、K sp o,AgCl＞K sp o,AgI，所以AgI的溶解度小于AgCl的溶解度。（） 28、K sp o,AgCl＞K sp o,Ag2CrO4，但AgCl的溶解度小于Ag2CrO4的溶解度。（） 29、在25℃时PbI2(s)的溶解度是1.51×10-3 mol·L-1，K sp o是1.38×10-8。（） 30、难溶电解质AB2的溶解度用s mol·L-1表示，其K sp o＝s3。（） 31、已知难溶电解质AB的K sp o＝a2，它在纯水中的溶解度是a1/2 mol·L-1。（） 32、往难溶电解质的饱和溶液中，加入含有共同离子的另一种强电解质，可使难溶电解质的溶解度降低。（） 33、BaSO4在BaCl2溶液中溶解度比纯水中的溶解度大。（） 34、将足够的Cl－加入0.10 mol·L-1 Pb2+溶液中，使Cl－的浓度为0.010 mol·L-1（K sp o (PbCl2)＝1.6×10-5）就生成沉淀。（） 35、溶液中难溶电解质的离子积大于它的溶度积时，就应产生沉淀。（） 36、溶液中有关物质的离子积小于其溶度积时，该物质就会溶解。（） 37、混合离子中，能形成溶度积小的沉淀者一定先沉淀。（）
PH值的计算,电离平衡常数
第九节：PH值的计算 一：讲义 1、水的离子积 1．定义 H2O H++OH--Q，K W=c(H+)·c(OH-) 2．性质 （1）在稀溶液中，K W只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 （2）在其它条件一定的情况下，温度升高，K W增大，反之则减小。 常温下水的离子积常数为K W=1×10－14 要带单位。(高考要求) 2．pH＝－lg[H＋]，pOH＝－lg[OH－]，常温下，pH＋pOH＝14（为什么要强调温度？） 3．pH值的适用范围是溶液的[H＋]小于或等于1mol/L。（为什么？） 4．[H＋]是电解质已电离出的H＋离子的物质的量浓度。 5．25℃时 类别条件近似计算 强酸与强酸pH值相差2或2以上,pH A＜pH B(等体积混合) pH A＋0.3（为什么？） 强酸与强酸(一元) 不等体积混合[H＋]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2强碱与强碱pH值相差2或2以上，pH A＜pH B(等体积混合) pH B－0.3 强碱与强碱不等体积混合[OH－]混＝(C1V1＋C2V2)/V1＋V2 强酸与强碱(常温下) pH酸＋pH碱＝14(等体积混合) pH＝7 pH酸＋pH碱＞14(等体积混合) pH碱－0.3 pH酸＋pH碱＜14(等体积混合) pH酸＋0.3 6．不同体积不同pH值溶液混合，若二者为强酸，则求出混合溶液的[H＋]，求pH值；若二者为强碱，则必须求出混合后溶液的[OH－]值再化为pH值。（为什么？解释）。若一强酸与一强碱,则求出H＋离子或OH－离子后,求得[H＋]化为pH值或求[OH－]再化为pH值。 二、例题解析 [例1]稀释下列溶液时，pH值怎样变化？ (1)10mLpH＝4的盐酸，稀释10倍到100mL时，pH＝？ (2)pH＝6的稀盐酸稀释至1000倍，pH＝？ 小结：强酸每稀释10倍，pH值增大1，强碱每稀释10倍，pH值减小1。 (2)当强酸、强碱溶液的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10－7mol/L)时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。所以pH＝6的稀盐酸，稀释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10－7)/1000＝1.009×10－7pH＝6.99 由此可知溶液接近中性而不会是pH＝9。 [例2]求强酸间混合或强碱间混合溶后液的pH值。 (1)pH＝12，pH＝10的强酸溶液按等体积混合后溶液的pH值。 (2)pH＝5和pH＝3的强酸溶液接等体积混合后溶液的pH值。 [例3]求强酸强碱间的不完全中和的pH值。
第四章 酸碱滴定法习题
酸碱滴定法 一、选择题 1. 按照酸碱质子理论，下列水溶液中碱性最弱的离子是：（） A. Ac- B. H2BO3- C. C2O42- D. ClO4- 2. 根据酸碱质子理论来区分酸碱：（）是酸，（）是碱 A. NH4+ B. H2N-R-NH2 C. SO42- D. HPO4- E. CH3COOH F. NH3 3. 在下列何种溶剂中，HCOOH，HAc，HCl，HNO3的强度基本相同（） A. 乙二胺 B. 水 C. 苯 D. 氯仿 4. 用0.1000 mol/LHCl滴定同浓度的NH3溶液至化学计量点时的质子平衡方程式是（） A. [H+]=[NH3]+[OH-] B. [H+]+[NH4+]=[OH-] C. [H+]=[Cl-]+[OH-] D. [H+]+[NH4+]=[Cl-]+[OH-] 5. 某三元酸H3A的pK a1=3.96，pK a2= 6.00，pK a3=10.02，则0.1 mol/L H3A的 pH是（） A. 1.00 B. 2.48 C. 3.96 D. 4.98 6. 以下0.1 mol/L 溶液稀释10倍时，pH值改变最小的是（） A. NH4Ac B. NaAc C. HAc D. HCl 7. H3PO4的pK a1~pK a3分别为2.12，7.20，12.4。当H3PO4的pH值为7.30时，溶液中主要存在 形式为（） A. H2PO4- + HPO42- B. HPO42- C. H2PO4- D. HPO42- + PO43- 8. 已知0.10 mol/L一元弱碱B-溶液的pH值为8.0，则0.10 mol/L共轭酸HB溶液的pH值为（） A.2.0 B. 2.5 C. 3.0 D. 4.0 9. 已知K a,HAc=1.75×10-5，将0.25 mol/L HAc溶液与等体积NaAc溶液混合，若混合溶液的 pH=4.05，则NaAc溶液的浓度应为（） A. 2.56 B. 0.098 C. 1.28 D. 0.049 10. 下列溶液中，pH值最小的是（） A. 0.2 mol/L氨水中加入等体积的0.2 mol/L HCl B. 0.2 mol/L氨水中加入等体积的蒸馏水 C. 0.2 mol/L氨水中加入等体积的0.2 mol/L H2SO4 D. 0.2 mol/L氨水中加入等体积的0.2 mol/L NH4Cl 11. 含有c HA = c HB = 0.10 mol/L的混合溶液（pK HA=5.0，pK HB=9.0）的pH值应为（） A. 1.00 B. 3.00 C. 5.00 D. 7.00 12. 现有同体积的四种溶液 （1）0.01 mol/L NH4Cl – 0.01 mol/L NH3 （2）0.1 mol/L NH4Cl – 0.1 mol/L NH3 （3）0.01 mol/L HAc – 0.01 mol/L NaAc （4）0.1 mol/L HAc – 0.1 mol/L NH3 分别加入0.05 mL 1 mol/L HAc，引起pH值变化最大的是（） A. （2） B. （4） C. （1）和（3） D. （2）和（4） 13. 配置pH=9.0的缓冲溶液，缓冲体系最好选择（） A. 一氯乙酸（pK a = 2.86）- 共轭碱 B. 氨水（pK b = 4.74）- 共轭酸 C. 六亚甲基四胺（pK b = 8.85）- 共轭酸 D. 醋酸（pK a = 4.74）- 共轭碱 14. 将H2SO4?2H2O基准物长期保存在放有硅胶的干燥器中，用它标定NaOH溶液的浓度时， 结果是（） A. 偏高 B. 偏低 C. 无影响 D. 不能确定
常见弱电解质电离平衡常数表
弱电解质的解离常数 (近似浓度～·L-1,温度298K) 名称化学式解离常数，K p K 醋酸HAc×1O-5 碳酸H2CO3K1=×lO－7 K2=×1O－11 草酸H2C2O4K1=×lO-2 K2=×lO-5 亚硝酸HNO2×1O－4 磷酸H3PO4K1=×lO-3 K2=×1O－8 K3=×lO－13 (291K) 亚硫酸H2SO3 K1=×lO-2 (291K) K2=×lO-7 硫酸H2SO4K2=×lO－2 硫化氢H2S K1=×lO－8 (291K) K2=×1O-12 氢氰酸HCN×1O－1O 铬酸H2CrO4K1=×lO-1 K2=×1O-7 *硼酸H3BO3×1O-1O 氢氟酸HF×1O-4 过氧化氢H2O2×1O-12 次氯酸HClO×1O－5 (291K) 次溴酸HBrO×1O-9 次碘酸HIO×1O-11 碘酸HIO3×1O－1 砷酸H3AsO4 K1=×lO-3 (291K) K2＝×lO－7 K3=×1O－12 亚砷酸HAsO26×1O-1O 铵离子NH4+×1O-1O
氨水NH3·H2O×1O－5 联胺N2H4×1O－7 羟氨NH2OH×1O-9 氢氧化铅Pb(OH)2×1O－4 氢氧化锂LiOH×1O-1 氢氧化铍Be(OH)2×1O－6 BeOH+×1O－9 氢氧化铝A1(OH)3×1O-9 Al(OH)2+×1O-1O 氢氧化锌Zn(OH)2×1O-7 氢氧化镉Cd(OH)2×1O－11 *乙二胺H2NC2H4NH2K1=×lO－5 K2=×lO-8 *六亚甲基四 胺 (CH2)6N4×1O-9 *尿素CO(NH2)2×1O－14 *质子化六亚 甲基四胺 (CH2)6N4H+×1O-6甲酸HCOOH ×1O-4 (293K)氯乙酸ClCH2COOH×1O-3 氨基乙酸NH2CH2COOH×1O-1O *邻苯二甲酸C6H4(COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-6 柠檬酸(HOOCCH2)2C(OH)COOH K1=×1O-4 K2=×1O-5 (293K) K3=×1O-7 -酒石酸(CH(OH)COOH)2K1=×1O-3 K2=×1O-5 *8-羟基喹 啉C9H6NOH K1=8×lO-6 K2=1×1O-9 苯酚C6H5OH ×1O-1O (293K) *对氨基苯磺 酸H2NC6H4SO3H K l=×lO-l K2=×1O-4 *乙二胺四乙酸(EDTA) (CH2COOH)2NH+CH2CH2NH+(CH2COOH)2K5=×1O-7 K6=×1O-11
醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验三 醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1.测定醋酸的电离度和电离平衡常数。 2.学会正确地使用pH 计。 3.练习和巩固容量瓶、移液管、滴定管等仪器的基本操作。 二、实验原理 醋酸CH 3COOH(简写为HAc)是一元弱酸，在溶液中存在下列电离平衡： 2HAc(aq)+H O(l) +-3H O (aq)+Ac (aq) 忽略水的电离，其电离常数： 首先，一元弱酸的浓度是已知的，其次在一定温度下，通过测定弱酸的pH 值，由pH = -lg[H 3O +], 可计算出其中的[H 3O +]。对于一元弱酸，当c /K a ≥500时，存在下列关系式： +3[H O ]c α≈ +23a [H O ]K c = 由此可计算出醋酸在不同浓度时的解离度（α）和醋酸的电离平衡常数（a K ）。 或者也可由2a K c α=计算出弱酸的解离常数（a K ）。 三、仪器和试药 仪器：移液管、吸量管、容量瓶、碱式滴定管、锥形瓶、烧杯、量筒、pHS-3C 型酸度 计。 试药：冰醋酸（或醋酸）、NaOH 标准溶液(0.1mol·L -1)、标准缓冲溶液（pH = 6.86, 4.00） 酚酞溶液（1%）。 四、实验内容 1.配置250mL 浓度为0.1mol·L -1的醋酸溶液 用量筒量取4mL 36%（约6.2 mol·L -1）的醋酸溶液置于烧杯中，加入250mL 蒸馏水稀释，混匀即得250mL 浓度约为0.1mol·L -1的醋酸溶液，将其储存于试剂瓶中备用。 2.醋酸溶液的标定 用移液管准确移取25.00mL 醋酸溶液（V 1）于锥型瓶中，加入1滴酚酞指示剂，用标准NaOH 溶液（c 2）滴定，边滴边摇，待溶液呈浅红色，且半分钟内不褪色即为终点。由滴定管读出所消耗的NaOH 溶液的体积V 2，根据公式c 1V 1 = c 2V 2计算出醋酸溶液的浓度c 1。平行做三份，计算出醋酸溶液浓度的平均值。 3.pH 值的测定 分别用吸量管或移液管准确量取2.50、5.00、10.00、25.00mL 上述醋酸溶液于四个50mL 的容量瓶中，用蒸馏水定容，得到一系列不同浓度的醋酸溶液。将四溶液及0.1mol·L -1原溶液按浓度由低到高的顺序，分别用pH 计测定它们的pH 值。 +-+2 33a [H O ][Ac ][H O ][HAc][HAc]K =≈
酸碱平衡习题
酸碱平衡练习题 一.是非题 1.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。 2.缓冲溶液的缓冲能力一般认为在pH=Pka ⊕±1范围内。 3.稀释可以使醋酸的电离度增大，因而可使其酸性增强. 4.溶液的酸度越高，其pH 值就越大。 5.在共轭酸碱体系中，酸、碱的浓度越大，则其缓冲能力越强。 6.溶液的酸度越高，其pH 值就越小。 7.根据酸碱质子理论，强酸反应后变成弱酸。 8.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。 9.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。 10.0.2mol.L -1HAc 和0.1mol.L -1NaOH 等体积混合，可以组成缓冲溶液。 11.缓冲溶液中，当总浓度一定时，则c(A -)/c(HA)比值越大，缓冲能力也就越大。 12.某些盐类的水溶液常呈现酸碱性,可以用来代替酸碱使用。 13.由质子理论对酸碱的定义可知， NaHCO 3只是一种碱。 14.0.2mol.L -1NaHCO 3和0.1mol.L -1NaOH 等体积混合，可以组成缓冲溶液。 二.选择题 1.某弱酸HA 的K a θ＝1×10-5，则其0.1 mol·L -1溶液的pH 值为 A. 1.0 B. 2.0 C. 3.0 D.3.5 2.有下列水溶液：(1)0.01 mol ·L -1CH 3COOH ；(2)0.01 mol ·L -1CH 3COOH 溶液和等体积0.01 mol ·L -1HCl 溶液混合；(3)0.01 mol ·L -1CH 3COOH 溶液和等体积0.01 mol ·L -1NaOH 溶液混合； (4)0.01 mol ·L -1CH 3COOH 溶液和等体积0.01mol ·L -1NaAc 溶液混合。则它们的pH 值由大到小的正确次序是 A.(1)>(2)>(3)>(4) B.(1)>(3)>(2)>(4) C.(4)>(3)>(2)>(1) D.(3)>(4)>(1)>(2) 3.下列离子中只能作碱的是（ ）。
酸碱平衡和沉淀平衡,配位平衡和氧化还原与电化学
酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡【参阅实验化学（上）的实验十三】用化学平衡的原理讨论实验中的现象。注意实验现象如何记录。 实验内容现象反应及其解释酸碱1、同离子效应： 0.1mol·dm-3HAc2cm3中加入甲基橙指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管 中。 一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液由红色变橙色溶液保持红色 2、缓冲溶液及其性质（用pH试纸测定pH值） 在试管中加入0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3NaAc各5cm3，配制成 HAc~NaAc缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂数滴，把溶液平均分装在三支试管 中 ①一支加入0.1mol·dm-3HCl 5滴 ②一支加入0.1mol·dm-3NaOH 5滴 一支加入H2O 5滴 再向上面的试管中， ①试管中0.1 mol·dm-3HCl大量过量 ②试管中0.1 mol·dm-3NaOH大量过量 3、缓冲溶液的缓冲作用及缓冲容量的测定 (1)两个100ml小烧杯中各取40ml水，测定溶液的pH，分别向其中个滴 加1d 0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，测定pH （2）配制pH=7的缓冲溶液，并测定缓冲容量 缓冲容量：改变一个单位pH所需要的酸或碱的量（mol）（需要配制总浓度 不同的缓冲溶液） 自己查阅资料，什么叫缓冲容量？
【两人一组】（一排四人数据共享） A、选Na2HPO4——NaH2PO4体系，总浓度0.1mol/l（各组分浓度0.05mol/l）、0.5 mol/l（各组分浓度0.25mol/l），体积100ml。 B、分别取40ml溶液放在两个小烧杯中，用pH计测定pH值，记录数据，向烧杯 中分别滴加0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，使其pH变化1个单位 记录使用的体积，最后计算缓冲容量（mol/ml）【用小量筒减量法测定体积】 沉淀 4、沉淀的生成、溶解： 平衡 2mL1mol·dm-3MgCl2中加入2ml1 mol·dm-3NaOH（用氨水也可以）将沉 淀分盛在两个试管中， 一支中加入1mol·dm-3HCl 1ml 一支中加入1mol·dm-3NH4Cl 1ml 5、沉淀转化 2dK2CrO4溶液，滴加AgNO3溶液试管中滴加NaCl溶液 分步沉淀： 2dK2CrO4溶液和2dNaCl溶液混合，滴加AgNO3溶液 查阅资料，什么叫均相沉淀？ 6、直接沉淀和均相沉淀 Zn2+ + NaOH = Zn(OH)2 Zn2+ + 尿素（s）= Zn(OH)2 (水浴加热)（时间很长，提前做上）
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定
实验八醋酸电离度和电离平衡常数的测定 一、实验目的 1、测定醋酸电离度和电离平衡常数。 2、学习使用pH 计。 3、掌握容量瓶、移液管、滴定管基本操作。 二、实验原理 醋酸是弱电解质，在溶液中存在下列平衡： HAc H + + Ac - 2 [ H ][ Ac ] c K a[ HAc] 1 式中[ H +]、[ Ac-]、[HAc] 分别是H+、Ac-、HAc 的平衡浓度； c 为醋酸的起始浓度；K a 为醋酸的电离平衡常数。通过对已知浓度的醋酸的pH 值的测定，按pH=-lg[H +]换算成[H +]，根据电离度 [H ] c ，计算出电离度α，再代入上式即可求得电离平衡常数K a 。 三、仪器和药品 仪器：移液管（25mL ），吸量管（5mL ），容量瓶（50mL），烧杯（50mL），锥形瓶（250mL ），碱式滴定管，铁架，滴定管夹，吸气橡皮球，Delta320-S pH 计。 药品：HAc （约0.2mol ·L -1），标准缓冲溶液（pH=6.86 ，pH=4.00 ），酚酞指示剂，标准NaOH 溶液（约0.2mol L·-1 ）。 三、实验内容 1．醋酸溶液浓度的标定 用移液管吸取25mL 约0.2mol ·L -1 HAc 溶液三份，分别置于三个250mL 锥形瓶中，各加2～3 滴酚酞指示剂。分别用标准氢氧化钠溶液滴定至溶液呈现微红色，半分钟不褪色为 止，记下所用氢氧化钠溶液的体积。从而求得HAc 溶液的精确浓度（四位有效数字）。2．配制不同浓度的醋酸溶液 用移液管和吸量瓶分别取25mL，5mL ，2.5mL 已标定过浓度的HAc 溶液于三个50mL 容量瓶中，用蒸馏水稀释至刻度，摇匀，并求出各份稀释后的醋酸溶液精确浓度（c 2 ， c 10 ， c 20 ）的值（四位有效数字）。
第2章酸碱理论和非水溶液化学
第2章 酸碱理论和非水溶液化学第1节酸碱理论 第2节酸碱的相对强度 第3节软硬酸碱理论 第4节非水溶液化学
第1节酸碱理论 1.1 酸碱概念的发展 (1) 1884年, Arrhenius的酸碱理论(水溶液中) 酸：能在水溶液中电离出H+的物质。HCl、HF 碱：能在水溶液中电离出OH-的物质。NaOH、Ca(OH) 2 (2) 1923年, Bronsted/Lowry的酸碱理论（质子论） 凡能给出质子的分子或离子都是酸，凡能结合质子的分子或离子都是碱。质子论离开溶剂而从物质的组成来定义酸碱，不同于阿氏理论主要区别。 HCl、NH 4、H 2 PO 4 -Bronsted酸 NH 3、HPO 4 2-、CO 3 2-Bronsted碱 酸碱共轭关系：强酸的共轭碱为弱碱，强碱的共轭酸为弱酸。
（3）Lewis酸碱理论（电子理论） 凡是能给电子对的分子、离子、或原子团都叫碱，凡是能接受电子对的分子、离子、或原子团都叫酸。 酸碱酸碱加合物 H+ + [:OH]-→H:OH BF 3+ [:F]-→[F 3 B←F]-
Lewis酸碱理论的特点 范围广泛，又称广义酸碱理论； 与溶剂无关，也适于无溶剂反应; Lewis酸碱反应的实质是Lewis酸与Lewis碱之间通过配位键形成酸碱加合物的过程。（酸碱中和反应） 典型的反应： AlCl 3 + C 5 H 5 N →C 5 H 5 NAlCl 3 SnCl 4 + 2Cl-→SnCl62-
1.2 酸碱的溶剂理论 E. C. Franklin： 溶解在液氨中的铵盐， Cl和NaNH2分别呈酸性和碱性。 如: NH 4 总结： 当一种溶质溶解于某一溶剂中时，若电离出的阳离子与该溶剂本身电离出来的阳离子相同，则这种溶质是酸； 若电离出的阴离子与该溶剂本身电离出来的阴离子相同，则这种溶质是碱。
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（）
电离平衡常数的应用
电离平衡常数的应用 一、根据平衡常数判断弱酸或弱碱溶液酸碱性的相对强弱 已知几种酸的电离平衡常数如下表所示 几种酸的酸性强弱顺序为 二、比较酸对应盐溶液PH的大小 比较方法：酸越弱对应盐溶液的碱性越强，PH越大 根据电离平衡常数：HCN、H2CO3、HCO3—、CH3COOH的酸性强弱为：CH3COOH>H2CO3>HCN>HCO3— 物质的量浓度相同的NaCN、NaHCO3、Na2CO3、NaClO、NaF、HCOONa、CH3COONa、C6H5Na几种溶液PH大小顺序为 三、比较酸根结合H+的能力 规律:酸越弱,酸根离子结合H+的能力越强;碱越弱,弱碱阳离子结合OH—的能力超强 25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示： （1）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由强到弱的顺序为 （2）同浓度CH3COO-、HCO3-、CO32-、ClO-结合H+的能力由强到弱的顺序为 （3）物质的量浓度均为0.1mol·L-1 的下列四种物质的溶液： a．Na2CO3、b．NaClO、c．CH3COONa、d．NaHCO3，pH由大到小的顺序是
四、书写化学方程式 1、少量的CO2通入次氯酸钠溶液中 2、下表是几种弱电解质的电离平衡常数、难溶电解质的溶度积K sp(25 ℃) 回 答 下 列 问 题 ： (1)写出C6H5OH与Na3PO4反应的离子方程式：_____ _____。 (2)向苯酚钠溶液中通入少量CO2反应的离子方程式 3、25℃，两种酸的电离平衡常数如右表。 K a1K a2 H2SO3 1.3×10-2 6.3×10-8 H2CO3 4.2×10-7 5.6×10-11 H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为。 4、电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。 化学式电离平衡常数（25℃） NH 3 ·H 2 O K b =1.77×10 -5 HCN K a =4.93×10 -10 CH 3 COOH K a =1.76×10 -5 H 2 CO 3K a1 =4.30×10 -7 ,K a2 =5.61×10 -11