第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法§7-1 弱电解质的电离平衡教学目的及要求：1. 掌握电离度和电离常数的计算2. 掌握水的电离和溶液的pH值教学重点：水的电离和溶液的pH值教学难点：水的电离和溶液的pH值一、电离度和电离常数1. 电离度已电离的电解质分子数溶液中原有电解质的分子总数X100%注：电离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时又与溶液的浓度、温度等因素有关2. 电离常数和稀释定律定义：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各种离子浓度的 乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数KJ(1)HAc的电离平衡HAcW H+ + Ac—c • cK 二 Ac—acHAc注：K与其它化学平衡常数一样，其数值大小与酸的浓度无关，仅取决于酸的本性和体系a的温度⑵NH3・H2O的电离平衡NH3・H2O是弱碱，电离方程式为：NH3・H2O W NH4+ + OH—K = ―OH^bcNH3・H2O(3)稀释定律a q i.c在一定温度下，弱电解质的电离度a与电离常数的平方根成正比，与溶液浓度的平方根 成反比，即浓度越稀，电离度越大这个关系称为稀释定律。
例已知在298.15K时，O.lOmoLL-1的NH3^H2O的电离度为1.33%,求NH3^H2O的电离常数二、水的电离和溶液的pH值H2O H＋ + OH－在一定温度下，当达到电离平衡时，水中H+的浓度与OH-的浓度的乘积是一个常数， 即c - c = K Kw为水的离子积常数，简称水的离子积H + OH - w w注：常温时，无论是中性、酸性还是碱性的水溶液里，H+浓度和OH-浓度的乘积都等于1.0 X 10—14cH+〉cOH-或cH+>1.0 x 10—7 moLL-1溶液呈酸性c=c= 1.0 x 10—7 moLL—1溶液呈中性H+OH-cV c或cV1.0 X 10—7 mol・L-1溶液呈碱性H+OH-H+pH =—lgcH+pKw = pH + pOH = 14.00§7-2 酸碱质子理论教学目的及要求：1. 掌握酸碱的定义和共轭酸碱对2. 理解酸碱反应的实质3. 掌握共轭酸碱对中Ka与Kb的关系教学重点：1.酸碱的定义和共轭酸碱对2.共轭酸碱对中Ka与Kb的关系教学难点：共轭酸碱对中Ka与Kb的关系一、酸碱的定义和共轭酸碱对酸：凡能给出质子（H+）的物质（分子或离子）。
碱：凡能接受质子（H+）的物质（分子或离子）酸w 碱+ H+这种对应关系称为共轭酸碱对，右边的碱是左边的酸的共轭碱，左边的酸又是右边碱的 共轭酸注：（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子；（2）有的物质在某个共轭酸碱对中是碱，而在另一共轭酸碱对中却是酸，如HCO3-等；3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中的盐，在质子理论中都变成了离子酸和离子碱，如nh4ci中的nh4+是酸，C卜是碱二、酸碱反应的实质HCl + NH^— NH4+ + Cl酸1 碱2 酸2 碱1三、共轭酸碱对中£与£的关系Ka1 Ka2 Ka3一般地： H3Aw H2A－ w HA2－ w A3－Kb3Kb2Kb1有：KaiXKb3 = KJKb2 = KJKbi = Kw可见，知道K就可以计算出其共轭碱的Kb；知道K就可以算出其共轭酸的Ka例 已知 NH3・H2O 的 Kb= 1.76 x 10-5，求 NH4+的 K3 2 b 4 a§7-3酸碱溶液pH值的计算教学目的及要求：1. 掌握一元弱酸（弱碱）pH值计算2. 掌握多元弱酸（弱碱）pH值计算3. 掌握两性物质pH值计算教学重点：水的电离和溶液的pH值计算。
教学难点：水的电离和溶液的pH值计算一、一元弱酸（弱碱）设有一种一元弱酸HA溶液，总浓度为c mol・L-1,则HA H+ + A-起始浓度（m oLLt）平衡浓度（m ol・L-i）c00c - cH+cH+cA-cHAc因为c = c ，所以H + A -c2K = H—a c - cH+经整理得：c 2 + K • c — c・K = 0H+ a H+ a-K +2 + 4c - Kc = a a a近似式）H+ 2c = c. KH+=” " a （最简式）同理可得，一元弱碱溶液OH-浓度的计算公式当c/KbV400或a>5%时，用近似公式—K + ：K2 + 4c - KC = b b b OH — 2当c/Kb2400或aW5%时，用最简式bc =（c・ KOH — ' b例 求O.OlOmoLL-iHAc溶液的pH值二、多元酸（碱）对多元酸，如果K} K 2,溶液中的H+主要来自第一级电离，近似计算c时，可把1 a2它当一元弱酸来处理对二元酸，其酸根阴离子的浓度在数值上近似地等于Ka2多元碱亦可类似处理例 在室温和1O1.3kPa下，H2S饱和溶液的浓度约为O.lOmoLL-i（H2S）,试计算H2S饱和溶液中H+、HS-和S2-的浓度。
例 计算0.10mol・L-iNa2CO3溶液的pH值三、两性物质在溶液中既能失质子，又能得质子的物质如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4等（以往称酸 式盐）和NH4Ac（弱酸弱碱盐）都是两性物质一般使用最简式如NaHA、NaH2A，其最简式为：c 二JK • KH+ a1 a2如Na2HA，其最简式为：兀兀如NH4Ac，其最简式为：c = JK • K = _ K • w——H + a a a （HAc） Kb（NHs 叫§7-4 同离子效应与缓冲溶液教学目的及要求：1. 了解影响离解平衡的因素2•掌握缓冲溶液pH值计算教学重点：缓冲溶液pH值计算教学难点：缓冲溶液pH值计算一、影响电离平衡的因素－ 同离子效应1. 同离子效应 这种在弱电解质溶液中加入一种与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质后，使弱电 解质的电离度降低的现象称为同离子效应例 求O.lOmoLL-iHAc溶液的电离度？如果在此溶液中加入NaAc晶体，使NaAc的浓度 达到O.lOmoLL-1,溶液中HAc的电离度又是多少？例 在0.10mol・L-1HC1溶液中通入H2S至饱和，求溶液中S2-的浓度2.盐效应 这种在弱电解质溶液中加入不含相同离子的易溶强电解质，可稍增大弱电解质电离度的 现象，称为盐效应。
二、缓冲溶液能够抵抗外加少量酸、碱或适量稀释，而本身的pH值不发生明显改变，这种溶液叫缓 冲溶液缓冲溶液所具有的这种性质，叫缓冲性1. 缓冲溶液的缓冲原理 是因为在这种溶液中既含有足够量的能够对抗外加酸的成分即抗酸成分，又含有足够量 的对抗外加碱的成分即抗碱成分通常把抗酸成分和抗碱成分称为缓冲对缓冲溶液主要有以下三种类型1)弱酸及其共轭碱例如，HAc-NaAc缓冲溶液，H2CO3—NaHCO3缓冲溶液2) 弱碱及其共轭酸例如，NH3・H2O—NH4C1缓冲溶液3) 多元酸的两性物质组成的共轭酸碱对例如，NaH2PO4—Na2HPO4缓冲溶液以 HAc—NaAc 缓冲溶液为例来说明其缓冲原理HAc H＋ + Ac— (1)NaAc = Na+ + Ac- (2)如果向该缓冲溶液中加入少量的酸时：如果向该缓冲溶液中加入少量的碱时：当稍加稀释时：2•缓冲pH值缓冲溶液本身具有的pH值称为缓冲pH值以 HAc—NaAc 缓冲溶液为例pH = pK -lgCr (式中ca为弱酸的浓度，cb为共轭碱的浓度，ca/cb称为缓冲比) acb对弱碱及其共轭酸所组成的缓冲溶液同样可以导出：pH = pK - lgCr acb例 若在90mL的HAc-NaAc缓冲溶液中(HAc和NaAc的浓度皆为0.10mol・L-1),加入10mLO.OlOmoLL-1HC1后，求溶液的pH值，并比较加HC1前后溶液pH值的变化。
3•缓冲容量和缓冲范围缓冲容量是指使1升缓冲溶液的pH值改变1个单位时所需外加的酸或碱的物质的量注：缓冲容量的大小与缓冲溶液的总浓度及其缓冲比有关当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比(ca/cb或cb/ca)愈接近1,则缓冲容量愈大；等于l时，缓冲容量最大，缓冲能力最强缓冲范围：pH = pKa 土 14•缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制可按下列步骤进行： 首先，选择合适的缓冲对；其次，选择合适的浓度；第三是配制，（1）把两个缓冲组分都配成相同浓度的溶液，然后按一定的体积比混合；（2） 在一定量的弱酸（或弱碱）中加入一定量的强碱（或强酸），通过中和反应生成的其共轭碱（或共 轭酸）和剩余的弱酸（或弱碱）组成缓冲溶液；（3）在一定量的弱酸（或弱碱）溶液中加入对应的固 体共轭碱（或共轭酸）例 如何配制pH=5.00的缓冲溶液lOOOmL例 欲配制pH=9.00的缓冲溶液，应在500mL0.10mol・L~i的NH3・H2O溶液中加入固体NH4Cl 多少克？假设加入固体后溶液总体积不变§7-5 酸碱滴定法教学目的及要求：1. 掌握酸碱指示剂2. 掌握酸碱滴定法的基本原理3. 掌握酸碱滴定法的应用。
教学重点：1. 酸碱指示剂2. 酸碱滴定法的基本原理3. 酸碱滴定法的应用教学难点：1 ．酸碱滴定法的基本原理2． 酸碱滴定法的应用一、酸碱指示剂1.变色原理HIn H＋ + In－（酸式色） （碱式色）当溶液的 pH 值发生变化时，上述平衡发生移动，从而使指示剂的颜色发生改变2. 变色范围cpH = pK 一 lg-HIn cIn 一pH=pKHIn± 1称为酸碱指示剂的理论变色范围常用酸碱指示剂的变色范围：酚酞、甲基红、甲基橙3. 混合指示剂一类是在指示剂中加入一种不随pH变化而改变颜色的染料 另一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成二、酸碱滴定的基本原理（一）一元酸碱的滴定1.强酸与强碱的滴定（1）强酸与强碱的滴定曲线和滴定突跃以O.lOOOmoLL-1的NaOH标准溶液滴定20.00mL O.lOOOmoLL-1的HCl溶液为例滴定前：pH= 1.00o计量点前：（即99.9%的HCl被中和）时：c = 20.00 一19.98 x 0.1000 = 5.00 x 10一5 （mol - L-i），PH=4.30H + 20.00 +19.98计量点时：NaOH与HCl已完全中和，生成的NaCl不水解，溶液呈中性，pH=7.00。
计量点后：NaOH过量，所以溶液的pH值决定于过量的NaOH的浓度当加入 20.02mLNaOH 溶液（即过量 0.1%）时：c = 20.02 — 20.00 x0.1000 = 5.00X10-5(mol-L-i)，pOH=4・30, oh - 20.00 + 20.02・•・ pH= 14.00—4.30=9.70如。