1、第四章 酸碱平衡,1、酸碱质子理论,2、酸、碱的解离常数,3、酸碱平衡的有关计算,5、 缓冲溶液,4、影响酸碱平衡的因素：同离子效应,1、酸碱质子理论,酸碱定义：凡是能给出质子（H）的分子或离子都是酸, 称为质子酸(布朗斯特酸)；凡是能与质子（H）结合的分子或离子都是碱，称为质子碱(布朗斯特碱)。,酸碱强弱不仅取决于酸碱本身释放质子和接受质子的能力，同时也取决于溶剂接受和释放质子的能力。,3酸碱平衡的有关计算,（1） 稀释定律,（2）当c/K500时，弱酸（弱碱）溶液中 的H3O+近似计算：,（3）计算多元弱酸总的H3O+和多元弱碱总的OH-时，通常只考虑第一步解离即可。,4影响酸碱平衡的因素
2、：同离子效应,在弱电解质(如弱酸或弱碱)溶液中加入含有相同离子的强电解质时，会抑制弱电解质的离解作用，从而降低弱电解质的电离度的现象，称同离子效应。,1）定义：能够抵抗外加少量强酸、强碱或稀释，其自身pH值不发生显著变化的溶液。,5. 缓冲溶液,4）缓冲溶液的选择,2）组成：弱酸和共轭碱 弱碱和共轭酸,3）缓冲溶液pH值计算,选择 缓冲对,由pH,计算缓冲对浓度比,2、写出下列酸的共轭碱,解： 它们的共轭碱为：,解： 已知NH3.H2O= 0.1 mol.L-1, pH=11.2, 即 H3O+ = 6.3110-12 mol.L-1 OH- = 1.5810-3 mol.L-1,开始/ mo
3、l.L-1 0.1 0 0 变化/ mol.L-1 -x +x +x 平衡/ mol.L-1 0.1-x x x,NH3.H2O + H2O =NH4+ + OH-,8、已知某温度下0.1 mol.L-1 NH3.H2O溶液的pH=11.2, 求氨水的碱常数 。,解： (1),开始 0.1 0 0 平衡 0.1-x +x +x,NH3.H2O + H2O =NH4+ + OH-,11、今有1.0L氨水，问（1）氨水中的 ， （2）加入5.35g NH4Cl后，溶液的 ， （3）加入NH4Cl前后氨水的电离度为多少？,（2）,开始 0.1 5.35/53.49 =0.10 平衡 0.1-x 0.
4、10+x x,NH3.H2O + H2O =NH4+ + OH-,加入NH4Cl前氨水的电离度:,加入NH4Cl后氨水的电离度:,（3）,19、(2),开始 200.2/40 200.1/40 0 0 平衡,19、(4) HAc + NaOH = NaAc + H2O 开始 200.2/40 200.1/40,平衡 0.1-0.05 0 0.05 =0.05,26、为使血液的酸度维持在pH=7.4，血浆中的一个重要缓冲对是H2CO3/HCO3-，其 ，计算：（1） H2CO3/HCO3-的比值， （2）血浆中H2CO3浓度为0.025 mol.L-1, 则HCO3-,第五章 酸碱滴定,滴定曲线
5、,指示终点方法,滴定方式,规律、特征、计算、条件,指示剂,一、滴定曲线,滴定剂的浓度越大，pH突跃越明显 酸（碱）的 越大，pH突跃越明显,0,2,4,6,8,10,12,0,10,20,30,40,50,60,NaOH加入量,pH,4.68,9.76,AH3PO4 BH2C2O4 CH2SO4,多元酸滴定条件:,二、酸碱指示剂 1、酸碱指示剂的作用原理 酸碱指示剂是有机弱酸及弱碱，它们的酸式结构和碱式结构的颜色不同。 2、指示剂的变色范围 HIn = H+ + In- 酸色 碱色,变色范围：,3、 指示剂的选择,一般原则： 指示剂的变色范围全部或部分处于pH突跃范围内,5、用0.1000HC
6、l滴定20.00ml0.1氨水，pH突跃范围？计量点的pH？选用的指示剂？,解： 查表：,突跃范围：当加入滴定剂19.98 ml 时:,解: 用Na2CO3标定HCl时的反应为: Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl NaHCO3 + HCl = H2CO3 + NaCl 总反应: Na2CO3 + 2HCl = H2CO3 + 2NaCl 反应中,10、标定HCl溶液时，以甲基橙为指示剂，用Na2CO3作基准物。称取Na2CO30.6817g，用去HCl溶液26.50mL，求HCl溶液的浓度。,16、称取混合碱试样0.8719g，加酚酞为指示剂，用0.3000molL-1
7、的标准盐酸溶液滴定至变色，消耗盐酸溶液28.60mL，再加甲基橙为指示剂，滴定至变色，消耗盐酸溶液24.10mL，求试样中各组分的含量。,解：混合碱中可能存在NaOH和Na2CO3 或Na2CO3 和 NaHCO3。分析流程如下：,第六章 沉淀平衡,1掌握溶度积的含义及表达式,= Am+n Bn-m,2溶度积与溶解度的关系：,结论： 同类型，由 比较溶解度大小。 不同类型，不能由 比较溶解度大小， 计算s后，由s大小判断。,3. 溶度积规则 反应,1、若Q 生成沉淀 2、若Q = 反应达到平衡 3、若Q 不出现沉淀或沉淀溶解,溶度积规则的应用： 判别沉淀的生成 沉淀的溶解 沉淀的转化 沉淀的次
8、序,解: FeCO3 CaF2,7、 FeCO3 和CaF2溶度积分别为3.1310-11和3.4510-11计算每种物质的溶解度。,（1）欲配制pH=3的缓冲溶液，选用哪一缓冲对？ （2）缓冲对的浓度比为多少？ （3）若有一含有Mn2+=0.10 mol. L-1的溶液10mL，在其中加入10mL 上述溶液，计算有无Mn(OH)2沉淀。,解: (1) 可选 HCOOHHCOO- 缓冲对.,故无沉淀产生。,13、某温度下，在0.1 mol. L-1的ZnCl2溶液中通入H2S气体至饱和，问: （1）是否有ZnS沉淀出现？ （2）若加入HCl，则溶液中H+应控制在什么范围内才不会产生沉淀？ （3）沉淀完全时，溶液中的H+应控制在多少？,解:, 有ZnS沉淀产生.,13、某温度下，在0.1 mol. L-1的ZnCl2溶液中通入H2S气体至饱和，问: （1）是否有ZnS沉淀出现？,（1）解：在H2S饱和溶液中， H2S=0.1mol. L-1,(2) 不产生沉淀 即,（3）沉淀完全则要求溶液中,15、要使0.05molFeS溶于0.5LHCl中，估算所需HCl的最低浓度。,所以需要的盐酸最低浓度为 0.23 mol. L-1.,x = 0.23 mol. L-1,
