1、 第五章第五章 水溶液中的离子平衡水溶液中的离子平衡 1.酸碱质子理论酸碱质子理论 Arrhenius 酸碱理论酸碱理论 在水中电离出的阳离子全都是氢离子的物质称为酸。在水中电离出的阳离子全都是氢离子的物质称为酸。在水中电离出的阴离子全都是氢氧根离子的物质称在水中电离出的阴离子全都是氢氧根离子的物质称 为碱。为碱。.Brnsted-Lowry 酸碱理论酸碱理论 (酸碱质子理论酸碱质子理论)酸酸 HCl H+Cl-HAc H+Ac-NH4+H+NH3 碱碱 Ac-+H+HAc NH3 +H+NH4+酸酸 Fe(H2O)63+H+Fe(H2O)5(OH)2+.酸酸 H+碱碱 HAc H+Ac-NH
2、4+H+NH3 共轭关系共轭关系 成对相连、性质相反成对相连、性质相反 HAc /Ac-或或 NH4+/NH3 共轭酸碱对共轭酸碱对.酸碱两性物质：酸碱两性物质：(酸酸)HCO3-H+CO32-（碱）（碱）(碱碱)HCO3-+H+H2CO3 (酸酸)(酸酸)H2PO4-H+HPO42-（碱）（碱）(碱碱)H2PO4-+H+H3PO4 (酸酸).溶液中的质子传递反应：溶液中的质子传递反应：H3O+OH-=H2O +H2O 酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1 HAc +H2O =H3O+Ac-NH3 +H2O =NH4+OH-Ac-+H2O =HAc +OH-NH4+H2O =NH3 +H3O+Ac-
3、+H3O+=HAc +H2O NH4+OH-=NH3 +H2O 酸碱电离平衡酸碱电离平衡 中和反应中和反应盐的水解盐的水解中和反应中和反应.非水溶剂中的质子传递：非水溶剂中的质子传递：HI +CH3OH I-+CH3OH2+酸酸1 碱碱2 碱碱1 酸酸2 HBr +HAc Br-+H2Ac+酸酸1 碱碱2 碱碱1 酸酸2.HB(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+B-(aq)Ka=HBBOHCCC3 B-(aq)+H2O(l)HB(aq)+OH-(aq)Kb =Ka、Kb的大小表示了酸碱在水溶液中的相对强弱的大小表示了酸碱在水溶液中的相对强弱BOHHBCCC.HA +H2O H3O+A-Ka
4、=A-+H2O HA +OH-Kb=Ka Kb=H3O+OH-A-HA/HAA-=H3O+OH-=Kw 共轭酸越强、共轭碱越弱！共轭酸越强、共轭碱越弱！3HAAOHAHAOH.HX +H2O H3O+X-水的水的 “拉平效应拉平效应”非水溶剂的非水溶剂的 “区分效应区分效应”酸性的递减顺序：酸性的递减顺序：HClO4 HI HBr HCl HNO3 Lewis 酸碱电子理论：酸碱电子理论：能够接受电子对的物质是酸能够接受电子对的物质是酸 能够给出电子对的物质是碱能够给出电子对的物质是碱.2.水的自电离平衡水的自电离平衡 H2O +H2O H3O+OH-(NH3 +NH3 NH4+NH2-).纯
5、水中：纯水中：H3O+=OH-=1 x 10-7 mol/L Kw=H3O+OH-=1 x 10-14 pH=-logH3O+.强酸强酸 HX 水溶液水溶液 H3O+=CHX+x OH-=x H3O+=CHX+x =CHX +OH =CHX+H3O+2 CHXH3O+Kw=0 H3O+=OHK3w)C4KC(21HX2HXw.3.弱酸弱碱的电离平衡弱酸弱碱的电离平衡 1.一元弱酸弱碱的电离平衡一元弱酸弱碱的电离平衡 HA水溶液中存在的平衡：水溶液中存在的平衡：HA +H2O H3O+A-Ka=H3O+A-/HA H2O +H2O H3O+OH-Kw=H3O+OH-物料平衡：物料平衡：CHA=H
6、A+A-电荷平衡：电荷平衡：H3O+=A-+OH-A-=H3O+-OH-A-=H3O+HA=CHA-A-HA=CHA-H3O+OHK3wOHK3w.Ka=H3O+A-/HA Ka=H3O+(H3O+)/CHA-H3O+简化：简化：1.忽略水自电离产生的氢离子忽略水自电离产生的氢离子 Ka=H3O+H3O+/CHA-H3O+H3O+2 +Ka H3O+KaCHA=0 H3O+=-Ka+(Ka2+4KaCHA)1/2 CHA/Ka 400OHK3wOHK3w.例题例题 298 K时，时，HAc Ka=1.8 x 10-5,计算计算 0.1 mol/L HAc溶液中的溶液中的 H3O+、Ac-、HA
7、c 和和 OH-。解：解：CHA/Ka =0.1/1.8 x 10-5 400 H3O+=(KaCHAc)1/2 =(0.1 x 1.8 x 10-5)1/2 =1.34 x 10-3 mol/L Ac-=H3O+=1.34 x 10-3 mol/L HAc=CHAc-H3O+CHAc=0.1 mol/L OH-=Kw/H3O+=1 x 10-14/1.34 x 10-3 =7.46 x 10-12 mol/L .例题例题 298 K时时 HNO2 Ka=4.6 x 10-4,计算计算 0.05 mol/L HNO2溶液的溶液的 pH?解：解：CHA/Ka =0.05/4.6 x 10-4 =
8、109 400 OH-=(KbCb)1/2=(5.56 x 10-10 x 0.1)1/2 =7.46 x 10-6 mol/L pOH=-log 7.46 x 10-6=5.13 pH=14-5.13 =8.87.(a)一元弱酸及其共轭碱的混合溶液一元弱酸及其共轭碱的混合溶液例题例题 0.1 mol/L HAc 溶液中加入一定量的固体溶液中加入一定量的固体 NaAc,使使 NaAc 的浓度也为的浓度也为 0.1 mol/L。计算溶液中各。计算溶液中各 离子的平衡浓度？离子的平衡浓度？解解 HAc +H2O H3O+Ac-0.1 x x 0.1+x Ka=(0.1+x)x/(0.1 x)H3O
9、+=Ka =1.8 x 10-5 mol/L HAc Ac-0.1 mol/L.当弱酸与共轭碱的浓度都不太低的情况下当弱酸与共轭碱的浓度都不太低的情况下:H3O+=Ka CHA/CA-pH=pKa +log CA-/CHA 或者：或者：OH-=Kb CA-/CHA pOH=pKb +log CHA/CA-这种溶液具有特殊性质！这种溶液具有特殊性质！.(b)HA(弱酸弱酸)和和 HX(强酸强酸)的混合溶液的混合溶液 例题例题 0.1 mol/L HAc中加入一定量中加入一定量 HCl,使其浓度达使其浓度达 到到 0.1 mol/L,计算溶液中各离子的平衡浓度？计算溶液中各离子的平衡浓度？解解:H
10、Ac +H2O H3O+Ac-0.1 x CHX+x x Ka=(CHX+x)x/(0.1 x)=1.8 x 10-5 x=1.8 x 10-5 mol/L H3O+=CHX+x =CHX =0.1 mol/L Ac-=x=1.8 x 10-5 mol/L HAc=0.1 mol/L 当当 CHX 较小、较小、Ka较大时不适用较大时不适用!.例题例题 计算计算 0.1 mol/L H2SO4 溶液的溶液的 H3O+、HSO4-和和 SO42-?已知已知 HSO4-的的 Ka=1.2 x 10-2 解：解：H2SO4 +H2O H3O+HSO4-(完全电离完全电离)HSO4-+H2O H3O+S
11、O42-平衡时：平衡时：0.1 x 0.1+x x Ka=(0.1+x)x/(0.1 x)=1.2 x 10-2 X2 +(0.1+1.2 x 10-2)x 1.2 x 10-2 x 0.1=0 SO42-=x =0.0098 mol/L H3O+=0.1+x =0.1098 mol/L HSO4-=0.1-x =0.0902 mol/L.(c)弱碱和强碱共存的溶液弱碱和强碱共存的溶液例题例题 0.1 mol/L NH3水中加入一定量水中加入一定量 NaOH,使其浓度使其浓度 达到达到 0.1 mol/L,计算溶液中各离子的平衡浓度？计算溶液中各离子的平衡浓度？NH3+H2O OH-+NH4+
12、0.1 x C强碱+x x Kb=(C强碱+x)x/(0.1 x)=1.8 x 10-5 x=NH4+=1.8 x 10-5 mol/L OH-=C强碱=0.1 mol/L.在一个在一个HA A-的体系中，存在平衡都是：的体系中，存在平衡都是：HA +H2O H3O+A-H2O +H2O H3O+OH-P 328 表表 12-5 .在一个在一个HA A-的体系中，电离平衡时的体系中，电离平衡时:Ka/H3O+=A-/HA fHA=HA/(A-+HA)=fA-=A-/(A-+HA)=H OH OKa33KaH OKa3.2.多元弱酸弱碱的电离平衡多元弱酸弱碱的电离平衡 H2A +H2O H3O+
13、HA-Ka1=H3O+HA-/H2A HA-+H2O H3O+A2-Ka2=H3O+A2-/HA-H2O +H2O H3O+OH-Kw=H3O+OH-物料平衡：物料平衡：CH2A=H2A+HA-+A2-电荷平衡：电荷平衡：H3O+=HA-+2A2-+OH-.HA-=Ka1H2A/H3O+A2-=Ka2HA-/H3O+OH-=A2-=Ka2 Ka1H2A/H3O+2 H3O+=HA-+2A2-+OH-=(Ka1H2A/H3O+)+2(Ka1Ka2 H2A/H3O+2)+第一步给出的质子第一步给出的质子 第二步给出的质子第二步给出的质子 水给出的质子水给出的质子 简化后：简化后：H3O+=(Ka1
14、 H2A/H3O+)H3O+2=Ka1H2A OHK3wOHK3w.因为：因为：Ka1 Ka2 CH2A=H2A+HA-+A2-H2A=CH2A-HA-H3O+=HA-+2A2-+OH-HA-=H3O+简化处理简化处理:H3O+H3O+/(CH2A-H3O+)=Ka1 H3O+=-Ka1+(Ka12+4Ka1CH2A)1/2 或或(400 CH2A /Ka1)：H3O+=(Ka1CH2A)1/2.例题例题:计算计算 0.1 mol/L 的的 H2C2O4溶液中各离子的浓度溶液中各离子的浓度?已知已知:Ka1=5.9 x 10-2 Ka2=6.4 x 10-5 解解:Ka1 Ka2 CH2A/K
15、a1 Kb2 OH-=-9.1x 10-3+(9.1x 10-3)2+4 x 9.1x 10-3 x 0.11/2 =0.026 mol/L HS-=OH-=0.026 mol/L S2-=0.1 0.026 =0.074 mol/L H2S =Kb2 HS-/OH-=Kb2=1.7 x 10-7 mol/L.3.酸式盐的电离平衡（酸碱两性物种）酸式盐的电离平衡（酸碱两性物种）HA-+H2O H3O+A2-Ka=Ka2 HA-+H2O H2A +OH-Kb=Kw/Ka1 Ka2 Kw/Ka1 Ka1 Ka2 Kw 酸性酸性 Ka2 Kw/Ka1 Ka1 Ka2 Kw 碱性碱性 H3O+近似为：
16、近似为：H3O+=(Ka1 Ka2)1/2 H2CO3 的的 Ka1=4.30 x 10-7、Ka2=5.61 x 10-11 NaHCO3水溶液水溶液:H3O+=(Ka1 Ka2)1/2 =(4.30 x 10-7 x 5.61 x 10-11)=4.91 X 10-9 mol/L .例如：例如：H2PO4-水溶液：水溶液：H3O+=(Ka1 Ka2)1/2 H3O+=(7.52 x 10-3 x 6.23 x 10-8)1/2=2.16 x 10-5 mol/L HPO42-水溶液：水溶液：H3O+=(Ka2 Ka3)1/2 H3O+=(6.23 x 10-8 x 2.2 x 10-13)
17、1/2 =1.17 x 10-11 mol/L.简化公式的推导：简化公式的推导：得质子的反应：得质子的反应：HA-H2A H2O H3O+失质子的反应：失质子的反应：HA-A2-H2O OH-H2A +H3O+=A2-+OH-.H3O+=A2-+OH-H2A H3O+=(Ka2HA-/H3O+)+(Kw/H3O+)(H3O+HA-/Ka1)两边同乘以两边同乘以H3O+：H3O+2=Ka2HA-+Kw (H3O+2HA-/Ka1)H3O+2 +(H3O+2HA-/Ka1)=Ka2HA-+Kw H3O+2(1+HA-/Ka1)=Ka2HA-+Kw H3O+2(Ka1+HA-)/Ka1=Ka2HA-
18、+Kw H3O+2(Ka1+HA-)=Ka1(Ka2HA-+Kw).HAHA12w13Ka)Ka(KKaOH213KaKaOH H3O+2=Ka1(Kw+Ka2HA-)/(Ka1+HA-)CHA-HA-20Kw Ka2 CHA-20Ka1 10 显碱色显碱色 0.1 显酸色显酸色 Ka /H3O+=In-/HIn 指示剂显色指示剂显色 pH 范围：范围：pKa 1.0.常用指示剂的变色范围：常用指示剂的变色范围：甲基橙甲基橙 pKa=3.7 3.1 (红红)-4.4 (黄黄)甲基红甲基红 pKa=5.0 4.4 (红红)-6.2 (黄黄)酚酚 酞酞 pKa=9.1 8.0 (无无)-9.6 (
19、红红).计算计算 0.1 mol/L H2CO3 在在 pH=7.4 缓冲溶液中各离子的平缓冲溶液中各离子的平 衡浓度。已知衡浓度。已知 H2CO3 的的 Ka1=4.3 x 10-7 Ka2=5.61 x 10-11 解：解：pH=7.4 H3O+=3.9 x 10-8 mol/L物料平衡：物料平衡：CH2CO3 =H2CO3+HCO3-+CO32-=0.1 mol/L 0.1=(H3O+2CO32-/Ka1Ka2)+(H3O+CO32-/Ka2)+CO32-0.1=CO32-(H3O+2/Ka1Ka2)+(H3O+/Ka2)+1 CO32-=1.32 x 10-4 mol/L HCO3-=
20、0.0918 mol/L H2CO3=8.34 x 10-3 mol/L.b.由由 A-/HA比值调节比值调节 pH 已知已知 HAc 的的 Ka=1.8 x 10-5 CHAc=0.1 mol/L CNaAc=0.1 mol/L CHAc/CNaAc =0.110 时时:H3O+=Ka CHAc/CNaAc =1.8 x 10-5 mol/L pH=4.74 CHAc=0.2 mol/L CNaAc=0.1 mol/L H3O+=Ka CHAc/CNaAc=1.8 x 10-5 x 2/1=3.6 x 10-5 mol/L pH=4.44 .2.缓冲溶液缓冲溶液 在共轭弱酸弱碱对共存的水溶液
21、中加入少量强酸在共轭弱酸弱碱对共存的水溶液中加入少量强酸或强碱，其酸度不会发生显著变化。这种性质称为缓或强碱，其酸度不会发生显著变化。这种性质称为缓冲作用，相应的溶液就叫冲作用，相应的溶液就叫缓冲溶液缓冲溶液。5.0 ml 0.2 mol/L HAc 与与 9 ml 0.2 mol/L NaAc 混合混合 H3O+=Ka CHAc/CNaAc =1.8 x 10-5 x 5 x 0.2/9 x 0.2 =1.0 x 10-5 mol/L pH=5.0 .加入加入 0.1 ml 1.0 mol/L NaOH 后：后：H3O+=1.8 x 10-5 x(5 x 0.2-0.1 x 1.0)/(9
22、x 0.2+0.1 x1.0)=8.52 x 10-6 mol/L pH=5.07 pH=0.07 加入加入 0.1 ml 1.0 mol/L HCl 后：后：H3O+=1.8 x 10-5 x(5 x 0.2+0.1 x 1.0)/(9 x 0.2-0.1 x 1.0)=1.17 x 10-5 mol/L pH=4.93 pH=0.07.缓冲作用是同离子效应的结果缓冲作用是同离子效应的结果:溶液中大量的因为溶液中大量的因为A-同离子效应使大量同离子效应使大量 HA未电离未电离,于是于是:当外界加入当外界加入 H+时时:A-和和 H+结合结合 HA 当外界加入当外界加入 OH-时时:OH-和和
23、 H+结合结合 H2O HA再电离再电离 H+.关于缓冲溶液：关于缓冲溶液：由一共轭酸碱对组成的溶液都具有缓冲作用由一共轭酸碱对组成的溶液都具有缓冲作用 例如例如:NH4+/NH3 HAc/Ac-H3PO4/H2PO4-H2PO4-/HPO42-HCO3-/CO32-若若 C共轭酸共轭酸 /C共轭碱共轭碱 在在 0.1 10 之间之间、Ka 在在 10-3 10-11之间：之间：H3O+=Ka C共轭酸共轭酸/C共轭碱共轭碱 pH=pKa +log C共轭碱共轭碱/C共轭酸共轭酸.缓冲能力与缓冲剂浓度和缓冲能力与缓冲剂浓度和 C共轭酸共轭酸/C共轭碱共轭碱比值有关比值有关 a.缓冲剂浓度越大，
24、缓冲能力越强缓冲剂浓度越大，缓冲能力越强例：例：C共轭酸共轭酸 =C共轭碱共轭碱=1.0 mol/L，H3O+=Ka 1升中加入升中加入0.01 mol 碱后：碱后：H3O+=Ka(1.0 0.01)/(1.0+0.01)=0.98 Ka H3O+=(1-0.98)Ka=0.02 Ka H3O+=Ka(0.1 0.01)/(0.1+0.01)=0.818 Ka H3O+=(1-0.818)Ka =0.182 Ka.b.C共轭酸共轭酸/C共轭碱共轭碱 比值越接近于比值越接近于 1，缓冲能力越强，缓冲能力越强 共轭酸碱对的浓度比必须控制在共轭酸碱对的浓度比必须控制在 0.1到到 10的范围内，的范
25、围内，超出此范围，少量外来酸碱的加入，还会导致溶液超出此范围，少量外来酸碱的加入，还会导致溶液 pH值的显著变化。值的显著变化。有效有效 pH 范围：范围：pH=pKa 1.0 HAc:pKa=4.74 有效有效 pH 范围：范围：3.74 -5.74 HCOOH:pKa=3.74 有效有效 pH 范围：范围：2.74 -4.74 .为了设计一种人造血的缓冲体系，将血液的为了设计一种人造血的缓冲体系，将血液的pH维持在维持在 7.40，是采用，是采用 H2CO3-HCO3-还是采用还是采用 H2PO4-HPO42-作缓冲体系好？共轭酸碱对的浓度比应该是多少？作缓冲体系好？共轭酸碱对的浓度比应该
26、是多少？解解：H2CO3 的的 Ka=4.3 10-7，pKa=6.40 H2PO4-的的 Ka=6.23 10-8，pKa=7.20选用选用 H2PO4-HPO42-,二者的浓度比应为：二者的浓度比应为：CCH OKaH POHPO2442388398 10623 10064.5.酸碱中和反应酸碱中和反应 a.强酸强碱的中和反应：强酸强碱的中和反应：H3O+OH-H2O +H2O K=1/Kw 等摩尔等摩尔 H3O+和和 OH-反应后溶液反应后溶液 pH=7.0 这一点被称为这一点被称为 化学计量点化学计量点 不等量时溶液不等量时溶液 pH由过量的由过量的 H3O+或或 OH-决定决定.b.
27、弱酸强碱的中和反应：弱酸强碱的中和反应：HAc +OH-H2O +Ac-K=1/Kb NH4+OH-H2O +NH3 或：或：弱碱强酸的中和反应：弱碱强酸的中和反应：NH3 +H3O+H2O +NH4+K=1/Ka Ac-+H3O+H2O +HAc 等摩尔反应时溶液的等摩尔反应时溶液的 pH 7.0 !.例题：例题：1 升升 0.2 mol/L的的 HAc中加入中加入 0.1 mol NaOH 固体，混合后溶液中的固体，混合后溶液中的 pH为多少？为多少？解：解：HAc +OH-H2O +Ac-K=1/Kb 0.2-x 0.1-x x （行不通，（行不通，必须设小数为必须设小数为 x!)0.2
28、-0.1+x x 0.1-x 1/Kb=Ac-/HAcOH-1/Kb=(0.1-x)/(0.1+x)x OH-=Kb Ac-/HAc OH-=Kb H3O+=Ka pH=4.74.上述体系相当于一个缓冲体系上述体系相当于一个缓冲体系 (未被中和的弱酸与生成未被中和的弱酸与生成的弱酸盐的弱酸盐),因此因此:H3O+=Ka C共轭酸共轭酸/C共轭碱共轭碱 pH=pKa +log C共轭碱共轭碱/C共轭酸共轭酸 C共轭酸共轭酸 =未被中和的未被中和的 nHA/V C共轭碱共轭碱=被中和的被中和的 nHA/V 或者或者:OH-=Kb C共轭碱共轭碱/C共轭酸共轭酸 pOH=pKb +log C共轭酸共
29、轭酸/C共轭碱共轭碱.例如例如:40 ml 0.1 mol/L NH3水溶液中加入水溶液中加入 30 ml 0.1 mol/L HCl，溶液的，溶液的pH值为多少？值为多少？OH-=Kb C共轭碱共轭碱/C共轭酸共轭酸 =1.8 x 10-5 x(40 x 0.1-30 x 0.1)/(30 x 0.1)=6.0 x 10-6 mol/L pOH =5.778 pH=14-5.78=8.22.例如例如:1 升升 0.2 mol/L的的 HAc中加入中加入 0.2 mol/L NaOH 固体混合后溶液固体混合后溶液 pH为多少？为多少？解：解：(设小数为设小数为 x!)HAc +OH-H2O +
30、Ac-K=1/Kb x x 0.2 x (0.2 x)/x2=1/Kb x2/(0.2 x)=Kb x=(Kb 0.2)1/2 =1.9 x 10-3 mol/L OH-=x pOH=2.72 pH=11.28.c.多元酸的中和：多元酸的中和：H3A +OH-H2A-+OH-HA2-+OH-A3-H3A 与与 OH-等摩尔反应等摩尔反应 H2A-溶液溶液 H3A 与与 OH-不等摩尔反应不等摩尔反应 H3A/H2A-混合溶液混合溶液 H2A-与与 OH-等摩尔反应等摩尔反应 HA2-溶液溶液 H2A-与与 OH-不等摩尔反应不等摩尔反应 H2A-/HA2-混合溶液混合溶液 HA2-与与 OH-
31、等摩尔反应等摩尔反应 A3-溶液溶液 HA2-与与 OH-不等摩尔反应不等摩尔反应 HA2-/A3-混合溶液混合溶液.问题：问题：0.20 dm3 的的 NaOH溶液溶液(2.50 mol/L)、0.20 dm3 的的 H3PO4溶液溶液(0.50 mol/L)、0.20 dm3 的的 Na2HPO4溶液溶液(2.00 mol/L)混合。达平衡后，溶液的混合。达平衡后，溶液的 pH 为多少？为多少？此溶液能否用作缓冲溶液？此溶液能否用作缓冲溶液？已知已知 H3PO4 Ka1=7.52 x 10-3 Ka2=6.23 x 10-8 Ka3=2.2 x 10-13.0.2 x 2.50=0.5 m
32、ol (OH-)0.2 x 0.5=0.1 mol(H3PO4)0.1 mol(Na3PO4)(消耗消耗 0.3 mol NaOH)0.2 x 2.0=0.4 mol(Na2HPO4)0.2mol(Na3PO4)(消耗消耗 0.2 mol NaOH)(余余0.2 mol Na2HPO4)最后的体系：最后的体系：0.3 mol(Na3PO4)和和 0.2mol(Na2HPO4)pH=pKa3+log(0.3/0.2)=12.83 Ka3=2.2 x 10-13 .注意：注意：H2CO3 +Na2CO3 2NaHCO3 H3PO4 +Na2HPO4 2NaH2PO4 不等摩尔反应时形成缓冲溶液！不
33、等摩尔反应时形成缓冲溶液！.d.酸碱滴定酸碱滴定 -定量分析中最常用的一种定量分析方法定量分析中最常用的一种定量分析方法 C1 V1 =C2 V2(i)强碱滴定强酸强碱滴定强酸 用用 0.1000 mol/L NaOH 滴定滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl.滴定前：滴定前：H3O+=0.1 mol/L pH=1.00 加入加入 18.00 ml NaOH 后后:H3O+=0.1000 x(20.00-18.00)/(20.00+18.00)=5.26 x 10-3 mol/L pH=2.28 加入加入 19.80 ml NaOH 后后:pH=3.30 加入加入 19.9
34、6 ml NaOH:pH=4.00 加入加入 19.98 ml NaOH:pH=4.31 加入加入 20.00 ml NaOH:(化学计量点化学计量点)pH=7.00.加入加入 20.02 ml NaOH 后后:OH-=0.1000 x(20.02-20.00)/(20.02+20.00)=5.0 x 10-5 mol/L pOH=4.30 pH=14-pOH=9.70 加入加入 22.00 ml NaOH 后后:OH-=0.1000 x(22.00-20.00)/(22.00+20.00)=5.26 x 10-3 mol/L pOH=2.30 pH=14-pOH=11.70.强碱滴定强酸水溶
35、液的强碱滴定强酸水溶液的浓度浓度-pH 图图.pH 值突变范围值突变范围:4.30 -9.70 常用指示剂的变色范围：常用指示剂的变色范围：甲基橙甲基橙 3.1 (红红)-4.4 (黄黄)甲基红甲基红 4.4 (红红)-6.2 (黄黄)酚酚 酞酞 8.0 (无无)-9.6 (红红).(ii)强碱滴定弱酸强碱滴定弱酸 用用 0.1000 mol/L NaOH 滴定滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HAc 滴定前：滴定前：H3O+=(Ka CHAc)1/2 =(1.8 x 10-5 x 0.1)1/2 =1.34 x 10-3 mol/L pH=2.87 加入加入 18 ml Na
36、OH:H3O+=Ka C共轭酸共轭酸/C共轭碱共轭碱 =Ka(2 x 0.1/18 x 0.1)=2 x 10-6 mol/L pH=5.70.加入加入 19.50 ml NaOH:H3O+=4.64 x 10-7 pH=6.33 加入加入 20 ml NaOH:(化学计量点）化学计量点）OH-=(Kw/Ka x 0.05)1/2=5.27 x 10-6 mol/L pH=8.72 加入加入 20.05 ml NaOH:OH-=0.05 x 0.1/(20+20.05)=1.25 x 10-4mol/L pH=10.10 加入加入 20.20 ml NaOH:OH-=5.0 x 10-4 mo
37、l/L pH=10.70.pH 值突变范围值突变范围:7.74 -9.70 合适指示剂合适指示剂:酚酞酚酞 8.0 (无无)-9.6 (红红).用滴定法测量弱酸的用滴定法测量弱酸的 KaH3O+=Ka C共轭酸共轭酸/C共轭碱共轭碱 C共轭酸共轭酸=COH-V终终-COH-V C共轭碱共轭碱 =COH-V H3O+=Ka(CV终终-CV)/CV =Ka(V终终-V)/VV终终=20 ml V终终/2 =10 ml pH=pKa =4.74.问题：问题：将一未知一元弱酸溶于未知量的水中，并用一未知将一未知一元弱酸溶于未知量的水中，并用一未知浓度的强碱去滴定。已知当用去浓度的强碱去滴定。已知当用去 3.05 ml 强碱时，溶液强碱时，溶液pH=4.00；当用去；当用去 12.91 ml 强碱时，溶液强碱时，溶液 pH=5.00。问该弱酸的问该弱酸的 Ka为多少？为多少？.解：解：H3O+=Ka C(V终终-V)/CV =Ka(V终终-V)/V 1 x 10-4=Ka(V终终 3.05)/3.05 1 x 10-5=Ka(V终终 12.91)/12.91 Ka=1.78 x 10-5 V终终=20.16 ml.
