基础无机化学 Basic Inorganic Chemistry

淮南联合大学化工系—基础无机化学

淮南联合大学化工系

基础无机化学Basic Inorganic Chemistry


教学情境四

酸碱与酸碱平衡4.1 强电解质和弱电解质的概念

4.2 酸碱理论

4.3 溶液酸度的计算

4.4 溶液酸度的控制与测试

4.5 酸碱滴定


4.1 强电解质和弱电解质的概念强电解质弱电解质

定义在水溶液中能完全电离，导电能力强。

在水溶液中能部分电离，导电能力弱。

存在正负离子（水含离子状态）主要以分子状态

导电性强弱

电离过程不可逆可逆

主要包括强酸强碱大部分盐类弱酸、弱碱、水

强、弱电解质之间并没有严格的界限，只是相对划分。


4.2 酸碱理论

石蕊 → 氧元素 (1746 年，发现硫酸； 1766 年发现硝酸 ) → 氢元素 (1811 年戴维发现盐酸 ) →Arrhenius 电离理论 (1887 年 ) →Fraklin 溶剂论 (1905 年 ) →Bronstad-Lowrry 质子论 (1923 年 ) →Lewis 电子论 (1923 年 ) →Usanovich 正负论 →Pearson 软硬酸碱理论 (1963 年 )


1. 阿仑尼乌斯的电离理论

Svante August Arrhenius 　　瑞典化学家

定义：水溶液中，凡电离出来的阳离子全是 H+ 的化合物叫酸，凡电离出来的阴离子全是 OH- 的化合物叫碱。

酸指在水中电离出的阳离子全部为 H+

H2SO4 = HSO4- + H+ 碱指在水中电离出的阴离子全部为 OH-

NaOH = Na+ + OH- 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O


优点及局限性优点：① 酸碱的电离理论从物质的化学组成上揭露了酸碱的本质，

明确指出 H+ 是酸的特征， OH- 是碱的特征。② 简单，且应用化学平衡原理找到了定量标度。

局限性： ① 只适合于水溶液中，无法说明物质在非水溶液（液氨、乙

醇、苯、丙酮）等中的酸碱问题；② 把碱仅局限于氢氧化物，无法说明氨水显碱性及盐的酸碱

性； NH4OH ？？③ 对气相酸碱反应无法解释。 NH3+HCl=NH4Cl


2. 路易斯酸碱电子理论

定义 : 路易斯酸是指能作为电子对接受体的

原子、分子或离子 ; 路易斯碱则指能作为电子对给予体的

原子、分子或离子；酸碱反应是电子对接受体与电子对给

予体之间形成配位共价键的反应。

路易斯 (Lewis G N, 1875-1946)

美国物理化学家，曾获英国皇家学会戴维奖章、瑞典科学院阿仑尼乌斯奖章、美国吉布斯奖章等


ClH

H

N

H

H NH HCl 3

••

••

F

F

B

F

F BF3 　 + 　 F －

••

2

3

3

3

3 NH

NH

Cu

NH

NH

Cu2+ + 4 NH3


优缺点优点：以电子对的给出和接受来定义酸碱，体现了物质的本

质属性，理论更为全面且广泛。适用范围包括所有化学反应，所有化合物都是酸碱反应产物。

缺点：太过泛，无定量。


3. 酸碱质子理论

1) 酸碱的定义　酸：凡能给出质子的物质都是酸。　碱：凡能接受质子的物质都是碱。　酸和碱可以是分子或离子。如 HCl 、 NH4

+ 、 HSO4- 是酸； Cl- 、

NH3 、 HSO4- 是碱。

质子理论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。

如 HCO3- 、 CO3

2- 。

(Brfnsted J N, 1879-1947) 丹麦物理化学家 . 因其酸、碱质子理论而著名于世.


酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现。

酸 H+ + 碱

HCl H+ + Cl-

共轭关系

共轭酸共轭碱

2) 酸碱共轭关系


HAc 的共轭碱是 Ac- ， Ac- 的共轭酸 HAc ， HAc 和Ac- 为一对共轭酸碱，称为共轭酸碱对。

两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。

等。

如：

HS,OH,HCO,)OFe(OH)(H ,HSO

2

32

524

HAc H+ + Ac-

共轭酸共轭碱

酸中有碱，碱中有酸，知酸便知碱，知碱亦知酸。

酸中有碱，碱中有酸，知酸便知碱，知碱亦知酸。


　　从共轭酸碱对可以看出：　①酸和碱可以是分子也可以是离子；　②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个

共轭酸碱对中却是酸，如 HSO4- 等；是酸是碱取决

于参与的具体反应 .　③质子理论中没有盐的概念。


酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子传递。

3) 酸碱反应


酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱；反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行。

4 ）酸碱强弱

OHNHCOHHAc

POHSOHHClO

2432

43424

酸性：

OHNHHCOAc

POH HSO ClO

33

4244碱性：

可以通过两对共轭酸碱之间质子传递了解反应的偏向，常用其在水溶液中的离解平衡常数 Ka 或 Kb 表示。


　　① 酸碱解离反应是质子传递反应。

根据质子理论，许多反应都可以归结为酸碱质子传递反应。

② 水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。

③ 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。

④ 非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应。例如 NH4Cl 的生成：


优缺点优点： ① 较简单，适合于任何状态（包括气相反应）、任何

溶剂（包括不电离的溶剂）或无溶剂中，范围广，适用性强。

② 解决了定量问题。缺点：但仅对含氢化合物和质子传递，无法解释无氢化合物

的酸碱性。如： F-+BF3=BF4

-


5 ）同离子效应平衡移动方向

NaAc(aq) Na+(aq) + Ac-(aq)

HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)

同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质的电离平衡向左移动，从而使弱电解质的电离度降低的现象。

① 用同离子效应来控制溶液的 pH值；② 通过调节 pH值来控制共轭酸碱对的浓度 .


4.3 溶液酸度的计算

1. 水的离子积：纯水有微弱的导电能力 H2O + H2O H3O++OH- （ H2O H++OH- ）　　实验测得 295K时 1升纯水仅有 10-7mol 水分子电离，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L

　　由平衡原理得：　 Kw=[H+][OH-]=10-14

　　 Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。　　 Kw的意义为：一定温度时，水溶液中 [H+]和 [OH-]之积

为一常数。　　水的电离是吸热反应，当温度升高时 Kw增大。常温时一般可认为 Kw=1.0×10-14


2. 溶液的酸度

任何物质的水溶液，不论是酸性、中性，还是碱性，都含有 H ＋及 OH －，只不过是它们的相对浓度不同而异， KW反映了其关系，因此可用［ H ＋］来表示溶液的酸碱性：

水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。酸度是溶液酸、碱性的定量标度。溶液酸度的大小，决定于酸或碱的浓度及其电离度。当［ H ＋］较小时，用浓度表示不方便。


3. 溶液的 pH

在 1909 年索仑森（ sorewsen.s.p.L ）提出了 pH值的概念，定义为：

溶液中氢离浓度的负对数叫做 pH值

即： pH＝－ lg[H+]

pOH= -lg[OH-]

pH+ pOH =pKw=14.00


① 使用范围 1～ 14 。 ∵如果［ H ＋］＝ 1mol·L-1 pH＝ 0

［ H ＋］＝ 10 － 15mol·L-1 pH＝ 15 ［ OH －］＝ 1mol·L-1

一是使用不方便 ;二是［ H ＋］浓度大时 , 其酸度表示方法要改变 .

注意

② 写法 pH ;

③ 测量：广泛试纸、精密试纸、酸度计 ;


4. 溶液的酸碱性

[H+] = [OH] = 1.0×107 mol· L1

溶液呈中性， pH=7 [H+] >[OH] , [H+] > 1.0×107 mol· L1

溶液呈酸性， pH<7 [H+]<[OH] , [H+] < 1.0×107 mol· L1

溶液呈碱性， pH>7


强酸、强碱在水中几乎全部离解 ,在一般情况下 ,酸度的计算比较简单。

例：求 0.1mol/LHCl 、 Ba(OH)2 中离子浓度

1 ）强酸（碱）溶液 pH 值的计算


说明：1. 如强酸或强碱溶液浓度小于 10-6mol/L时，求算溶

液的酸度还必须考虑水的质子传递作用所提供的 H+ 或OH －。

2.H2SO4 在水中的“完全电离”仅指其一级电离生成H+ 和 HSO4

- 而已，而 HSO4- 的电离则并不完全，属于中

强酸的范畴。3.上述的“完全电离”只对稀溶液才是合理的近似，

对于浓溶液，情况就完全不同了。


2) 弱酸弱碱的离解平衡

1. 弱酸弱碱的离解常数定义 HA＋ H2O H3O ＋＋ A －达到平衡时 Ka＝

Ka即为弱酸的电离平衡常数。简称酸常数

［ H3O＋］［ A －

］［ HA ］

电离分子化

［ NH4＋］［ OH －

］［ NH3 ］

同样，一元弱碱 NH3· H2O 、 H2O 的电离

NH3＋ H2O NH≒ 4＋＋ OH － Kb＝

［ H ＋］［ B －

］［ HB ］

按照酸碱质子论，某弱酸 HB 的共轭碱是 B －

HB H≒ ＋＋ B － Ka＝

［ HB ］［ OH －

］［ B －］B － +H2O ≒HB+OH － Kb＝

［ H ＋］［ B －

］［ HB ］［ HB ］［ OH －

］［ B －］KaKb ＝＝ [ H+][OH － ]=KW =1×10 － 14


①. 质子论的酸碱常数 Ka 也可称为酸的质子传递常数或酸的解离常数，它是水溶液中酸强度的量度。该式表明，共轭酸碱对Ka 、 Kb 互成反比，知道了 Ka即可求出 Kb 。且酸愈强 Ka 越大、Kb就越小，或者说酸的酸性越强，其共轭碱愈弱。②.Ka 、 Kb 是化学平衡常数的一种形式，也通用 Ki 表示。它们符合 K 的一切意义。③.利用 Ki 数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势， K值越大，电离程度越大。通常认为： Ka 10﹥ -2 为强酸、 Ka＝ 10-2～ 10 － 7 为弱酸、 Ka <10 － 7极弱酸； Kb 10﹥ -2 为强碱、 Kb＝ 10-2～ 10 － 7 为弱碱， Kb <10 － 7极弱碱。

Ki 的意义及使用时注意事项


④. 电离常数随温度而改变。但由于电离过程热效应较小（吸热），温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，∴室温范围内可忽略T对 Ki 的影响。

⑤. 电解质稀溶液中，离子浓度较小，离子之间的相互作用忽略不计，∴ K 不随溶液的浓度变化而变化，例如 298K时，不同溶度 HAc 溶液的 Ka 都为 1.7×10 － 5 。

⑥. Pka 、 PKb即酸碱的电离指数，即平衡常数的负对数值意义：

Pka 的正值越大，对应的酸越弱。


2. 电离度%100%100

0

eq0

c

ccα

初始浓度已解离的浓度

, %5 500

1

][

]][[

a

2

时时，当

的关系：与电离度

Kc

c

cc

cc

HA

AHK

K

a

a

HA(aq) H +(aq) + A － (aq) 初始浓度 c 　 0 0平衡浓度 c– c 　 c c

11][

θa

a2

c

KKc

cHc

，

，，

稀释定律：在一定温度下 ( Ka 为定值 )，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。


3. 一元弱酸（碱）溶液 pH 值的计算对于弱酸 , 弱碱的水溶液 ,人们最关心的是其酸度、碱度 ,即［ H ＋］或［ OH －］ , 我们可以根据 Ki 计算其水溶液中［ H ＋］［ OH －］。

解： HAc 水溶液中，同时存在两个平衡：

H2O H≒ ＋＋ OH － HAc H≒ ＋＋ Ac －

H ＋有两个来源，当酸电离出的 H ＋远远大于水电离出的 H ＋时，可忽略水的电离。

例： 298K时， HAc 的 Ka 为 1.76×10 － 5 ，计算： 0.1mol·L-1HAc 溶液的［ H ＋］和 a ；


HAc ＝ H ＋＋ Ac －设设 HH33OO++ 的平衡浓度为的平衡浓度为 xx

平衡浓度 0.1 － X X X Ka =1.76×10 － 5

若 a≤5％即 c/a≥500 C 酸≈［酸］即 :0.10 - X≈0.10

上式即可计算：

Ka = [H3O+] [Ac–] / [HAc]

= x2 / (0.10-x) x2 / 0.10 = 1.76 × 10–5

x = [H3O+] = (0.10 × 1.76 × 10–5 )0.5

= 1.3× 10–3 (mol/dm3 )

由此得出：一元弱酸 [H+]的最简式求法。cK]OH[ a3

但当酸的浓度很小时，就不能近似，应按一元二次方程式的求


一元弱碱

B-+H2O HB + OH- ][

][HB][OH

B

Kb

同样：

cKOH

Kc

b

][

%5 500 b

时：时，当

弱酸、弱碱的浓度增大，解离度减小，但并不意味着溶液中的 [H+]、 [OH-] 减小。（为什么？）


例 5

例 6


3) 多元弱酸、弱碱溶液 pH 值的计算

多元弱酸： HnB n>1 多元弱酸的电离是分级进行的。例：

][

]][[

21 SH

HSHKa

H2S H+ + HS-

HS- H+ + S2- ][

]][[ 2

2

HS

SHKa

总电离平衡： H2S 2H+ + S2-

][

][][

2

22

21SH

SHKKK aa

此式只表明平衡时 [H+][S2-][H2S] 三种浓度的关系，而不说明实际的电离过程。

一级电离

二级电离


问题：

在上述 H2S 的电离平衡表达式中， Ka1 和 Ka2 中的 [H+] 相同吗？

Ka1 和 Ka2 的相对大小怎样？为什么？


多元弱酸溶液中 [H+] 的计算：

对于多元弱酸于通常： 321 aaa KKK

)(1][ 酸cKH a

溶液中的 [H+] 主要来自于弱酸的第一步电离，因此可以按一元弱酸进行近似处理，当 c( 酸 )/Ka1≥500 时：


多元弱碱：本质为多元弱酸盐的水解多元弱碱在水中解离也是分步进行的。

a,3a,2a,143 POH KKK 对于

b,3b,2b,134 PO KKK 对于

多元弱碱溶液中 [OH-]的计算可以进行类似处理。

当 c( 碱 )/Kb1≥500时：

)(1][ 碱cKOH b 例 8


盐效应平衡移动方向

NaCl Cl-(aq) + Na+(aq)

HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)

盐效应：在弱电解质溶液中，加入没有共同离子的易溶强电解质而使弱电解质的电离度增大的作用。同离子效应的程度远大于盐效应 .通常不考虑盐效应影响，但在难溶电解质的沉淀溶解平衡时不能忽略盐效应的影响。


1. 缓冲溶液

实验：加入 1滴 (0.05ml) 1mol·L-1 HCl

加入 1滴 (0.05ml) 1mol·L-1 NaOH

pH = 3 pH = 11

50mLHAc—NaAc [c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1] pH = 4.74

50ml纯水 pH = 7

pH = 4.73 pH = 4.75

定义 :象这种能够抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本身 pH 值不发生显蓍变化的作用称缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。

4.4 溶液酸度的控制与测试


2. 缓冲溶液的组成：由弱酸及其共轭碱、弱碱及其共轭酸组成；

组成缓冲溶液的弱酸及其共轭碱、弱碱及其共轭酸称为缓冲对。

例： HAc-NaAc

NH3-NH4Cl

H2CO3-NaHCO3

NaHCO3 -Na2CO3


3. 缓冲作用原理：就是同离子效应 !!

]HAc[

]Ac][H[aK

HAc—NaAc 溶液：

大量极少量大量抗酸抗碱

)(Ac H HAc )(

]Ac[

]HAc[][H a

K

加入少量强酸时，溶液中存在的大量的 Ac– 与外加

的少量的 H+结合成 HAc ，当达到新平衡时 [HAc] 略有增

加， [Ac–] 略有减少，变化不大，因此溶液的 [H+]或

pH值基本不变。]Ac[

]HAc[


● 加入少量强碱时，溶液中大量的 HAc 与外的少量的 O

H －生成 Ac– 和 H2O ，当达到新平衡时 c(Ac–) 略有增加，

c(HAc) 略有减少，　　　变化不大，因此溶液的 c(H+)

或 pH值基本不变。]Ac[

]HAc[

注意：

缓冲溶液的缓冲能力是有限的，当加入大量强酸、强碱，或过度稀释时，会导致溶液中大量的 Ac– 和 HAc减少，使缓冲溶液失去缓冲作用。


4. 缓冲溶液 pH 值的计算

由于同离子效应的存在，通常用初始浓度 c(HA) ， c(A-)代替 [HA] ， [A-] 。

]A[

]HA[]H[ a

K 两边取负对数，则

(aq)A (aq)OH O(l)H HA(aq) 32

平衡浓度

例： HAc － NaAc ， H2CO3—NaHCO3

]A[

]HA[lg)HA(ppH a K


)10 ( lg ppH 4a

b(

aa

Kc

cK

盐）

弱碱和其共轭酸 ( 弱碱盐 ) 组成的缓冲溶液：

)a(

bb

)a(

bb lgppOH, )OH(

盐盐 c

cK

c

cKc

）体系（如：盐

4343

4b

)a(

bb )10 ( lgp14pH

NHNHClNHNH

Kc

cK


1. 缓冲作用是有一定限度的，大量的酸碱或稀释是会使溶液的缓冲能力明显下降，甚至会失去缓冲作用。

2. 缓冲能力取决于共轭酸碱对的比例大小，以及共轭酸碱对的浓度，同时 pH尽量接近 pKa.

结论 :

3. 缓冲能力与 C 酸 /C 盐或 C 碱 /C 盐比值的关系：

C 酸 /C 盐或 C 碱 /C 盐＝ 1时缓冲作用最大；

4. 缓冲溶液的有效范围：从计算，实际都可求出，当 C 酸 /C

盐在 10 ～ 0.1内有较好的缓冲能力，即缓冲溶液的有效范围在 pH＝Pka±1 酸， pOH＝Pkb±1 碱


5. 缓冲溶液的选择和配制原则：

① 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+ 或 OH– 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应；

② pKa 或 14-pKb尽可能接近所需溶液的 pH值；

③ 若 pKa 或 14-pKb 与所需 pH 不相等，依所需 pH调

整。或

)BH(

)B(

)A(

)HA( c

c

c

c


常用缓冲溶液（计算值）常用缓冲溶液（计算值）

缓冲溶液缓冲溶液共轭酸碱对 pKa 缓冲范围

HCOHCO22H/NaOHH/NaOH HCO2H-HCO2– 3.75 2.75-4.75

CHCH33COCO22H -H -CHCH33COCO22NaNa

HAc - Ac – 4.75 3.75-5.75

NaHNaH22POPO44--NaNa22HPOHPO44

H2PO4 – HPO4

2– 7.21 6.21-8.21

NHNH33·H·H22O -O -NHNH44ClCl

NH4+ - NH3 9.25 8.25-10.25

NaHCONaHCO3 3 --NaNa22COCO33

HCO3– - CO3

2– 10.25 9.25-11.25

NaNa22HPOHPO4 4 -NaOH-NaOH HPO4 2–

- PO43– 12.66 11.66-13.66


缓冲溶液的应用：

许多化学反应要在一定 pH范围内进行；

人体血液必须维持 pH 在 7.4左右。


酸碱指示剂

HIn 表示石蕊 HIn H+ + In

红蓝 Ki

θ = ([H+] [In])/[HIn]

当 c (HIn) c (In)时，溶液呈红色，是酸性当 c (HIn) c (In)时，溶液呈蓝色，是碱性 [HIn] [H+] =Ki

θ ───

[In]在 [HIn] /[In] 10 或 [HIn] /[In] 0.1时，

指示剂变色范围是 [H+] 在 0.1 10 之间。

→←


4.5 酸碱滴定法

4.5.1 酸碱滴定曲线1. 强碱滴定强酸或强酸滴定强碱

滴定前

滴定开始至化学计量点前

15 Lmol100.500.2098.19

02.01000.0]H[

1Lmol1000.0]H[

30.4pH

mL98.19VNaOH

以 0.1000mol/LNaOH 溶液滴定 20.00mL 同浓度的 HCl

00.1pH


化学计量点

化学计量点后

15 Lmol100.502.2000.20

02.01000.0)OH(c

17 Lmol100.1]H[

mL02.20VNaOH

70.9pH30.4pOH

滴定突跃：化学计量点　　　前后范围内 pH 的急剧变化范围就称为滴定突跃

%1.0

00.7pH sp


加入 NaOH 溶液的体积（ mL)

剩余 HCl 溶液的体积 (mL)

过量 NaOH 溶液的体积 (mL)

pH

0.00 20.00 1.00

18.00 2.00 2.28

19.80 0.20 3.30

19.98 0.02 4.30

20.00 0.00 7.00

20.02 0.02 9.70

20.20 0.20 10.70

22.00 2.00 11.68

40.00 20.00 12.52

用 c(NaOH)=0.1000mol/LNaOH 溶液滴定 20.00ml同浓度 HCl溶液

突跃范围


用 c(NaOH) = 0.1000 mol/LNaOH 溶液滴定 20.00mL 同浓度 HCl 溶液的滴定曲线

4.3—9.7


用不同浓度的 NaOH 溶液滴定不同浓度 HCl溶液的滴定曲线

8.0—10.0 无—红

3.1—4.4红—黄

4.4—6.2 红—黄

4.3—9.7

5.3—8.7

3.3—10.7


指示剂的选择：(1) 只要指示剂的变化范围处于或部分处于突跃范围内都可以使用(2) 在滴定体系中颜色变化易于判断

影响滴定突跃的因素：(1) 浓度越大，突跃范围越大 ;

(2) 被滴定的酸或碱的强弱，酸或碱越强，突跃范围越大


NaOH 溶液滴定不同弱酸溶液的滴定曲线


2. 强碱滴定一元弱酸

以 0.1000mol/LNaOH 溶液滴定 20.00mL 同浓度的 HAc

滴定前

滴定开始至化学计量点前

135θa Lmol1032.11074.11000.0cK]H[

mL98.19VNaOH

88.2pH

AcHAc


15a Lmol1000.5

00.2098.19

02.01000.0)HAc(cc

12b Lmol1000.5

00.2098.19

98.191000.0)NaAc(cc

76.7100.5

100.5lg76.4

c

clgpKpH

2

5

b

aθa


化学计量点 θbspsp Kc]OH[

12sp Lmol1000.5

00.2000.20

00.201000.0c

24.976.400.14pK00.14pK θa

θb

1624.92θbspsp Lmol1036.5101000.5Kc]OH[

73.8pH27.5pOH sp


化学计量点后

15 Lmol100.502.2000.20

02.01000.0)OH(c

mL02.20VNaOH

70.9pH30.4pOH

突跃范围： 7.76---9.70


NaOH 溶液滴定不同弱酸溶液的滴定曲线


准确滴定的判据：

%2.0 8θa 10cK 要使终点误差

8θb 10cK

8θb 10cK 8θ

a 10cK

一元弱酸能否准确滴的判据


3. 多元酸、混酸及多元碱的滴定

第一、能否分步滴定或分别滴定；

第二、滴定曲线的计算较复杂，需由实验得到；

第三、滴定突跃相对较小，一般允许误差较大。


多元酸、混酸的滴定

8θan0 10Kc

4θ

1na

θ

na10

K

K

能否准确滴定

能否分步滴定

8θ

nb0 10Kc

4θ

1nb

θ

nb10

K

K

4θa

θa 10

)HB(K)HB(c

)HA(K)HA(c


4243 POHH POH

2442 HPOH POH

2.12pK θ

1a

34

24 POH HPO

7.20pK θ

2a

12.36pK θ

3a

8θ

3a08θ

3a08θ

1a0 10Kc,10Kc,10Kc

4θ

3a

θ

2a4θ

2a

θ

1a10

K

K,10

K

K

以 0.1000mol/LNaOH 溶液滴定 20.00mL 同浓度的 H3PO4


4.667.21)(2.122

1)pK(pK

2

1pH θ

2aθ

1a1sp

9.7612.32)(7.212

1)pK(pK

2

1pH θ

3aθ

2a2sp


NaOH 溶液滴定 H3PO4 溶液的滴定曲线


θ -3 θ -5a a例 0.10mol /L一氯乙酸(K =1.4×10 )和0.1mol /L乙酸(K =1.8×10 )

的混合酸能否准确分步滴定?并明原因

解：θ 3

4aθ 5a

c K (HA) 1.4 1010

c K (HB) 1.8 10

θ 80 ac K (HA) 10

θ 80 ac K (HB) 10

不能分步滴定，但可以一步同时准确滴定。


判断下列物质（水溶液）能否用酸、碱标液直接判断下列物质（水溶液）能否用酸、碱标液直接滴定？为什么（写出判别式）？采用什么指示剂？滴定？为什么（写出判别式）？采用什么指示剂？甲酸（已知）甲酸（已知）苯酚（已知）苯酚（已知）草酸（已知）草酸（已知）

1Lmol1.0

HCOOH4

a 108.1K

OHHC 5610

a 101.1K

422 OCH 5

2a

2

1a 104.6K,109.5K


多元碱的滴定

3.75pK θ

1b 7.62pK θ

2b 4θ

2bθ

1b 10/pKpK

8.3110.25)(6.372

1)pK(pK

2

1pH θ

2aθ

1a1sp

θa1sp cK)c(H 3.89pH

1sp

以 0.1000mol/L HCl 溶液滴定 20.00mL 同浓度的 Na2CO3

第一化学计量点

第二化学计量点


HCl溶液滴定 Na2CO3 溶液的滴定曲线


4.5.2 酸碱标准溶液的配制与标定酸碱滴定中最常用的标准溶液是：

0.10 mol/LHCl 、 NaOH 、 H2SO4 、 HNO3 溶液

0.10 mol/LHCl 标准溶液先粗配，再标定，基准物：无水碳酸钠和硼砂

0.10 mol/LHCl 标准溶液先粗配，再标定，基准物：草酸和邻苯二甲酸氢钾


Na2CO3 采用甲基橙 -靛蓝指示剂优点：价格便宜缺点：吸湿性强，摩尔质量小，称量误差大Na2B4O7.H2O 甲基红作指示剂优点：摩尔质量大缺点：易风化，保存在相对湿定为 60% 的恒湿器中


4.5.3 应用

　

2 3NaOH \ Na CO

2 3 3Na CO \ NaHCO

2 3Na CO

纯碱组成（双指示剂连续滴定法）


操作方法：取一定体积水样，先以酚酞为指示剂，用标准酸溶液滴定至酚酞由红色变为无色，消耗 V1(mL) 标准溶液，再以甲基橙为指示剂，用标准溶液滴定至甲基橙由黄色变为橙色时，消耗 V2(mL) 标准溶液。

OH HOH 2

－3

23 HCO HCO

323 COH HHCO －

第一计量点时

红色到无色V1(mL)

V2(mL)第二计量点时

黄色到橙色


V1=V2 　

2 3NaOH \ Na CO

2 3 3Na CO \ NaHCO

2 3Na CO

V1>V2

V1<V2


作业课后习题： 4 、 6 、 11 、 12 、 18 、 20


祝同学们学习一帆风顺！

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