1.酸堿反應(yīng)知識(shí)點(diǎn)講解內(nèi)容影響酸堿平衡的因素酸堿理論1.酸堿理論酸堿理論電離理論酸：能電離出H+的物質(zhì)堿：電離出OH-的物質(zhì)電子理論酸：凡能接受電子的物質(zhì)堿：凡能給出電子的物質(zhì)質(zhì)子理論酸：凡能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)堿：凡能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì)酸堿電離理論電解質(zhì)定義：在水溶液或熔融狀態(tài)下能夠完全電離的電解質(zhì)（包括：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分鹽）在水溶液部分電離的電解質(zhì)。（包括：弱酸、弱堿、水和少部分鹽）強(qiáng)電解質(zhì)：弱電解質(zhì)：對(duì)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的定義弱酸電離平衡弱酸在水溶液中的電離平衡：HA?H++A-根據(jù)化學(xué)平衡原理，弱電解質(zhì)HA的電離平衡常數(shù)Ki為：弱電解質(zhì)電離平衡：弱電解質(zhì)在水中是部分解離，其已電離的弱電解質(zhì)組分離子和未電離的弱電解質(zhì)分子之間的平衡。

水的電離平衡水是一種很弱的電解質(zhì)，其能發(fā)生電離，電離方程式為：K?w=[H+].[OH-]，K?w為水的離子積常數(shù)，常溫下在純水、稀酸性或堿性溶液中K?w=1×10-1410-7mol/L

10-7mol/L根據(jù)弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)可知，水的電離常數(shù)為：酸堿質(zhì)子理論酸——溶液中凡能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)堿——溶液中凡能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì)酸?質(zhì)子+堿共軛酸堿對(duì)：因得失一個(gè)質(zhì)子而發(fā)生共軛關(guān)系的一對(duì)酸堿。酸堿可以是陰陽(yáng)離子，也可以是中性分子HCO3-一類(lèi)既可以得到也可以失去H+，為兩性物質(zhì)。共軛堿酸共軛酸堿對(duì)HAc

?

H++Ac-堿的解離：

酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)——質(zhì)子的轉(zhuǎn)移（或得失）酸的解離：

水的自遞：

H+H+H+中和反應(yīng)：

中和反應(yīng)：

強(qiáng)酸堿溶液pH計(jì)算求算0.01mol/L的HCl溶液的pH？解：HCl是強(qiáng)酸，在水溶液中完全電離HCl=

H+

+Cl-

，[H+

]=[HCl]=0.01mol/LpH=-lg[H+

]=-lg0.01=2濃度為cmol/L的強(qiáng)酸在水中完全離解

HA=H++A-

，[H+]=[A-]=cmol/L，

pH=-lg[H+]=-lgc濃度為cmol/L的強(qiáng)堿在水中完全離解水溶液中[OH-]=cmol/L，pOH=-lg[OH-]=-lgc,pH=14-pOH因多元強(qiáng)酸所采用的基本單元不同，其[H+]與酸的濃度的關(guān)系也有所不同。注意：一元弱酸堿溶液pH的計(jì)算當(dāng)一元弱酸HAc濃度為cmol/L，求該弱酸水溶液的pH?弱酸在水溶液中不完全解離，其解離方程式為：HAc?

H++Ac-H2O?H++OH-則平衡時(shí)，弱酸溶液中存在如下等量關(guān)系：

[H+]=[Ac-],[HAc]=c–[H+]=c–[Ac-]同時(shí)，該弱酸的濃度也不太稀，即c/Ka≥500，表明弱酸只有很小一部分電離，即c>>c(H+)，則電離的弱酸濃度可以忽略，平衡時(shí)弱酸溶液中[HAc]存在下例等量關(guān)系：[HAc]=c－[H+]=

c－

[Ac-]≈c

此時(shí)，該一元弱堿溶液的解離平衡常數(shù)可表示為：Ac-

+

H2O?HAc+OH-

H2O?H++OH-此時(shí)，該一元弱酸溶液的解離平衡常數(shù)可表示為：

平衡時(shí)

一元弱酸溶液中H+濃度最簡(jiǎn)計(jì)算公式在一元弱堿溶液中存在如下解離平衡：若一元弱堿水溶液中，其允許相對(duì)誤差為5%，cKb≥10Kw，c/Kb≥500

時(shí)，表明弱堿只有很小一部分電離，即c>>[OH-]。

平衡時(shí)

一元弱堿溶液中OH-濃度最簡(jiǎn)計(jì)算公式多元弱酸(堿)溶液pH計(jì)算一級(jí)解離方程式：H2A?H++HA-則其解離平衡常數(shù)為：Ka1=[H+

][HA-]/[H2A]二級(jí)解離方程式：

HA-?H+

+A2-則其解離平衡常數(shù)為：

Ka2=[H+

][A2-]/[HA-]若Ka1/Ka2＞102，則溶液中的H+主要來(lái)自于H2A的一級(jí)解離，二級(jí)解離產(chǎn)生的H+可忽略不計(jì)，多元弱酸可按一元酸的解離處理。

當(dāng)允許相對(duì)誤差為5%，且cKa1≥10Kw，c/Ka1≥500時(shí)，多元弱酸（堿）在溶液中分步離解多元弱酸溶液中H+濃度，可用一元弱酸溶液中H+濃度最簡(jiǎn)計(jì)算公式計(jì)算：

在多元弱堿中，若Kb1/Kb2＞102，則溶液中的OH-主要來(lái)自于多元弱堿的一級(jí)離解，二級(jí)解離產(chǎn)生的OH-忽略不計(jì)，多元弱堿可按一元弱堿的解離處理。當(dāng)允許相對(duì)誤差為5%，且cKb1≥10Kw，c/Kb1≥500時(shí)，多元弱堿溶液中OH-濃度，可用一元弱堿溶液中OH-濃度最簡(jiǎn)計(jì)算公式計(jì)算：

兩性物質(zhì)的溶液的pH計(jì)算兩性物質(zhì)有(NaHCO3、Na2HPO4、NaH2PO4和鄰苯二甲酸氫鉀)，其酸堿解離平衡比較復(fù)雜，其溶液中的[H+]計(jì)算，按照簡(jiǎn)化公式處理。多元酸被中和了一個(gè)H+后形成的兩性物質(zhì)(如HA-，H2A-等），若cKa2≥10Kw且c/Ka1

≥10，其水溶液中c(H+)的最簡(jiǎn)計(jì)算公式為：

pH=1/2(pK?a1+pK?a2)多元酸被中和了兩個(gè)H+后形成兩性物質(zhì)(如HA2-等)，若cKa3≥10Kw且c/Ka2≥10,其水溶液中[H+]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式為：

pH=1/2(pK?a2+pK?a3)多元酸被中和了兩個(gè)H+后形成兩性物質(zhì)(如HA2-等)，若cKa3≥10Kw且c/Ka2≥10,其水溶液中[H+]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式為：

pH=1/2(pK?a2+pK?a3)2.影響酸堿平衡的因素同離子效應(yīng)NaAc是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離，使溶液中Ac-的量大大增加，使平衡向左移動(dòng)，降低HAc的電離度，最終又達(dá)到新的平衡。HAc?H++Ac-

NaAc→Na++Ac-增大溶液中[Ac-]同離子效應(yīng)：在弱的酸或者堿溶液平衡體系中，加入含有同種離子易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使弱酸堿解離平衡向著降低弱酸或弱堿解離方向移動(dòng)的作用。利用同離子效應(yīng)，判斷在氨水中加入NH4Cl的平衡如何移動(dòng)NH3.H2O?NH4++OH-

NH4Cl→NH4++Cl-鹽效應(yīng)討論在弱酸(HAc)溶液中加入NaCl后，溶液的平衡如何移動(dòng)降低H+和Ac-的碰撞幾率

NaCl與HAc組成無(wú)關(guān)，但加入NaCl后增大離子強(qiáng)度，離子間相互作用增強(qiáng)，降低了溶液中H+和Ac-的碰撞幾率，使結(jié)合成HAc分子的機(jī)會(huì)下降，平衡向右移動(dòng)，有利HAc的解離。HAc?H++Ac-

NaCl→Na++Cl-鹽效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)使弱電解質(zhì)解離度增大的現(xiàn)象。同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)是兩種完全相反的作用。在發(fā)生同離子效應(yīng)的同時(shí)，必然伴有鹽效應(yīng)的發(fā)生。只是同離子效應(yīng)影響比鹽效應(yīng)強(qiáng)得多，在一般計(jì)算中可以忽略鹽效應(yīng)。知識(shí)點(diǎn)講解內(nèi)容影響酸堿平衡的因素酸堿理論2.酸堿滴定指示劑知識(shí)點(diǎn)講解內(nèi)容酸堿指示劑緩沖溶液緩沖溶液緩沖溶液的概念酸堿緩沖溶液：是一種在一定的程度和范圍內(nèi)對(duì)溶液酸度起到穩(wěn)定作用的溶液，含有弱酸及其共軛堿或弱堿及其共軛酸的溶液體系能夠抵抗外加少量酸、堿或加水稀釋?zhuān)旧韕H基本保持不變的溶液。一般緩沖溶液緩沖溶液分類(lèi)標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液緩沖溶液的組成一般緩沖溶液(用于控制[H+])標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液(校正儀器)弱酸＋共軛堿弱堿+共軛酸高濃度的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿鄰苯二鉀酸氫鉀HAc－Ac-NH3－NH4+鹽酸、硫酸緩沖容量和緩沖范圍緩沖溶液的緩沖作用是有限度的，在下列情況下，緩沖能力將消失：（1）加入的強(qiáng)堿(強(qiáng)酸)濃度接近于緩沖溶液中弱酸(共軛堿)的濃度；（2）緩沖溶液過(guò)度稀釋。使1L緩沖溶液的pH增加1個(gè)單位時(shí)所需強(qiáng)堿的量或使1L緩沖溶液減小1個(gè)pH單位時(shí)所需強(qiáng)酸的量。β越大，緩沖能力越大。緩沖容量(β)：分析緩沖容量與緩沖組份濃度有怎么樣的關(guān)系？緩沖溶液的具有緩沖作用的有效pH范圍又是多少？緩沖容量與緩沖組份濃度的關(guān)系:（2）c(總濃度)一定時(shí)，cHA與cA-越接近,β越大。（1）當(dāng)cHA/cA-一定時(shí)，c(總濃度)越大,β越大。當(dāng)cHA/cA-=1時(shí)，pH=pKa，即cHA=cA-=0.5c時(shí)，β值最大。緩沖溶液的緩沖范圍：緩沖溶液具有緩沖作用的有效pH范圍。pH=pKa±1緩沖容緩沖溶液pH值的計(jì)算HAc?H++Ac-NaAc=Na++Ac-

平衡時(shí)，[Ac-]=cs+[H+]；[HAc]=ca－[H+]以HAc-NaAc組成的酸式緩沖體系為例，設(shè)NaAc的濃度為cs，HAc的濃度為ca，溶液中存在下列反應(yīng)：平衡時(shí)電離平衡常數(shù)：

NaAc為強(qiáng)電解質(zhì)，受Ac-同離子效應(yīng)的影響，使HAc的電離受到抑制，電離出的H+的濃度很小，因此，可近似認(rèn)為：[Ac-]≈cs[HAc]≈ca

緩沖溶液的選擇與配制緩沖溶液的選擇對(duì)測(cè)量過(guò)程無(wú)干擾。①所需控制的pH應(yīng)在緩沖溶液的緩沖范圍內(nèi)。

②

緩沖溶液應(yīng)該有足夠大緩沖容量。

③

價(jià)廉、易得、不污染環(huán)境。④弱的有機(jī)酸堿酸堿指示劑酸堿指示劑的變色原理酸式體和堿式體顏色明顯不同→指示終點(diǎn)溶液pH變化→指示劑結(jié)構(gòu)改變→指示終點(diǎn)變化酸式體堿式體

或堿式體酸式體指示劑的特點(diǎn)常用酸堿指示劑的變色原理酸堿指示劑的變色范圍HInH++In-酸式體堿式體

討論：Kin一定，c(H+)決定比值大小，影響溶液顏色混合指示劑兩種不同變色范圍的pH指示劑pH=4.0pH5.6pH=4.2pH6.3黃

藍(lán)

紅

紫

紅

綠

溴甲酚綠＋甲基紫pH=55.2變色范圍變窄混合指示劑：利用顏色的互補(bǔ)作用使顏色變化敏銳，易觀察。pH指示劑＋惰性染料(顏色不隨pH變)混合指示劑：甲基紫+溴甲酚綠常用的酸堿指示劑常用酸堿指示劑在室溫下水溶液中的變色范圍指示劑酸式色堿式色pKHIn變色范圍酚酞無(wú)色紅色9.18.0～9.6百里酚酞無(wú)色藍(lán)色10.09.4～10.6甲基橙紅色黃色3.43.1～4.4百里酚藍(lán)（第一次變色）紅色黃色1.61.2～2.8百里酚藍(lán)（第二次變色）黃色藍(lán)色8.98.09～.6甲基紅紅色黃色5.24.4～6.2溴甲酚綠黃色藍(lán)色4.93.8～5.4溴酚藍(lán)黃色紫色4.13.1～4.6酚紅黃色紅色8.06.7～8.4常用混合酸堿指示劑指示劑溶液的組成配制比例變色點(diǎn)PH顏色備注酸色堿色1g/L的甲基黃酒精溶液1g/L次甲基藍(lán)酒精溶液1＋13.25藍(lán)色綠pH·3.4綠色pH·3.2藍(lán)紫色1g/L的甲基橙水溶液2.5g/L靛藍(lán)二磺酸水溶液1＋14.1紫藍(lán)綠1g/L的溴甲酚綠酒精溶液2g/L的甲基紅酒精溶液3＋15.1酒紅綠1g/L溴甲酚綠鈉鹽水溶液1g/L的氯酚紅鈉鹽水溶液1＋16.1黃綠藍(lán)紫PH·5.4藍(lán)綠色,5.8藍(lán)色,6.0藍(lán)帶紫,6.2藍(lán)紫1g/L的中性紅酒精溶液1g/L的次甲基藍(lán)酒精溶1＋17.0藍(lán)紫綠PH·7.0紫藍(lán)知識(shí)點(diǎn)講解內(nèi)容酸堿指示劑緩沖溶液3.酸堿滴定法知識(shí)點(diǎn)講解內(nèi)容酸堿滴定曲線(xiàn)酸堿滴定法的應(yīng)用1.酸堿滴定曲線(xiàn)強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸原來(lái)的HCl滴定開(kāi)始前(未滴定)滴定開(kāi)始至化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前剩余的HCl中和pH=7過(guò)量NaOHH++OH-?H2O原理強(qiáng)堿滴定強(qiáng)酸強(qiáng)酸滴定強(qiáng)堿探討溶液中[H+]的變化例如：用NaOH(0.1000mol/L)滴定HCl(0.1000mol/L,20.00mL)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)化學(xué)計(jì)量點(diǎn)后滴定過(guò)程中pH值的變化滴定開(kāi)始前：Vb=0時(shí)

SP前0.1%時(shí)：Vb

＜

Va，加入NaOH19.98mL

當(dāng)達(dá)到SP時(shí)：Vb=Va

SP后0.1%：Vb＞Va，加入NaOH20.02mL

NaOHmLT%剩余HClmL過(guò)量NaOHpH[H+]計(jì)算0.00020.001.00滴定前:[H+]=c(HCl)18.0090.02.002.28

計(jì)量點(diǎn)前:[H+]=剩余HCl濃度19.8099.00.203.3019.9899.90.024.30

計(jì)量點(diǎn):[H+]=[OH-]=10-7mol/L20.00100.00.000.007.0020.02100.10.029.7020.20101.00.2010.70計(jì)量點(diǎn)后:[OH-]=過(guò)量NaOH22.00110.02.0011.6840.00200.020.0012.52突躍用0.1000mol/L的NaOH滴定20.00mL0.1000mol/L的HCl過(guò)程中，體系pH隨滴入NaOH溶液體積的變化如下表所示：滴定曲線(xiàn)0.1000mol/L的NaOH溶液滴定0.1000mol/L的HCl過(guò)程中，體系pH隨滴入NaOH體積的變化作圖，可得到下列形狀的滴定曲線(xiàn)。滴入NaOH溶液體積/mL用NaOH溶液(0.1000mol/L)滴定HC1溶液(0.1000mol)的滴定曲線(xiàn)滴定突躍用途：利用滴定突躍指示終點(diǎn)，選擇指示劑。指示劑變色范圍全部或部分落在突躍范圍內(nèi)指示劑的變色點(diǎn)盡可能靠近化學(xué)計(jì)量點(diǎn)滴定突躍：化學(xué)計(jì)量點(diǎn)前后0.1%的變化引起pH值突然改變的現(xiàn)象。滴定突躍范圍：滴定突躍所在的范圍滴定范圍大小的影響因素：強(qiáng)酸強(qiáng)堿濃度c↑，?pH↑，可選指示劑↑多例：c↑10倍，?pH↑2個(gè)單位根據(jù)突躍大小,選擇指示劑的原則：討論不同濃度的NaOH溶液滴定不同濃度的HCl溶液，滴定曲線(xiàn)及滴定突躍的變化情況，指示劑的選擇會(huì)有哪些變化？7.05.38.74.39.710.73.302468101214050100150200(%)pH0.01mol·L-11mol·L-10.1mol·L-13.16.24.4酚酞9.1甲基紅5.1甲基橙3.48.010.00.01mol·L-10.1mol·L-11mol·L-1V(NaOH)10203040mL0.01mol/LNaOH→0.01mol/LHCl，?pH=5.3～8.7選擇甲基紅，酚酞(差)1.0mol/LNaOH→1.0

mol/LHCl，?pH=3.3～10.7選擇甲基橙，甲基紅，酚酞0.1mol/LNaOH→0.1mol/LHCl，?pH=4.3～9.7選擇甲基紅，酚酞，甲基橙(差)甲基橙(3.1～4.4)**3.4甲基紅(4.4～6.2)**5.1酚酞(8.0~10.0)**9.1滴定過(guò)程中pH值的變化Vb=0Vb

＜Va

：HAc+NaAcSP前0.1%時(shí)，已加入NaOH19.98mL例如：用NaOH(0.1000mol/L)滴定HAc(0.1000mol/L,20.00mL)強(qiáng)堿滴定弱酸Vb=Va

：HAc→NaAc存在：Ac-+H2O?HAc+OH-Vb

＞Va

：NaOH+NaAcSP后0.1%時(shí)，已加入NaOH20.02mL[HAc]=[OH-]滴定曲線(xiàn)的形狀HClHAc,pKa=4.76HAc,pKa=7甲基紅百里酚酞酚酞109.7甲基橙7.764.3HCl：4.3-9.7Hac：7.7-9.7Hac：9.7-10.0弱酸能夠被強(qiáng)堿準(zhǔn)確滴定的條件是：cKa≥10-8且c≥10-3mol/LKa<10-9時(shí)無(wú)法準(zhǔn)確滴定0.1mol/LNaOH→0.10mol/L

HAc(Ka不同)的滴定曲線(xiàn)滴定突躍突躍堿性Ka↑，酸性↑，?pH↑c(diǎn)↑，?pH↑2.酸堿滴定法的應(yīng)用酸堿溶液的配制與標(biāo)定（1）酸標(biāo)準(zhǔn)溶液采用什么方法配制？標(biāo)定的基準(zhǔn)物質(zhì)可以用哪些？

指示劑可以選用哪種？（2）堿標(biāo)準(zhǔn)溶液采用什么方法配制？標(biāo)定的基準(zhǔn)物質(zhì)可以用哪些？

指示劑可以選用哪種？酸標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定配制方法：間接法(HCl易揮發(fā)，H2SO4易吸濕)標(biāo)定方法基準(zhǔn)物：易吸濕，3000C干燥1小時(shí)，干燥器中冷卻1：2反應(yīng)---pH3.9無(wú)水碳酸鈉硼砂易風(fēng)化失水，濕度為60%密閉容器保存1：2反應(yīng)---pH5.1指示劑：甲基橙，甲基紅堿標(biāo)準(zhǔn)溶液的配制與標(biāo)定配制方法：濃堿法（NaOH易吸收水和CO2，KOH較貴）標(biāo)定方法基準(zhǔn)物：鄰苯二甲酸氫鉀純凈，易保存，質(zhì)量大

1：1反應(yīng)－－pH5.4草酸(乙二酸)穩(wěn)定1：2反應(yīng)－－pH1.25～pH4.29指示劑：酚酞應(yīng)用示例直接滴定法測(cè)定混合堿含量討論：直接滴定法測(cè)定混合堿含量應(yīng)滿(mǎn)足的條件？測(cè)定方法有哪些？滿(mǎn)足條件：cb?Kb＞10-8測(cè)定方法有：雙指示劑法和BaCl2法雙指示劑法NaOHHCl/酚酞

NaClHCl/甲基橙

-------Na2CO3V1NaHCO3

V2H2O+CO2過(guò)程：NaOH消耗HCl的體積為V1-V2Na2CO3消耗HCl的體積為2V2

解：V1>

0,V2=0Na2CO3NaOH

V2>0,V1=0NaHCO3V1>V2>0NaOH+Na2CO3V2>V1>0NaHCO3+Na2CO3V1=V2混堿NaOH酚酞

NaCl甲基橙

------NaHCO3V1NaHCO3

V2CO2Na2CO3NaHCO3CO2當(dāng)：混合物中有：知識(shí)點(diǎn)講解內(nèi)容酸堿滴定曲線(xiàn)酸堿滴定法的應(yīng)用4.工業(yè)硫酸中硫酸質(zhì)量分?jǐn)?shù)的測(cè)定一、實(shí)驗(yàn)?zāi)康囊弧?shí)驗(yàn)?zāi)康膶W(xué)習(xí)工業(yè)硫酸中硫酸質(zhì)量分?jǐn)?shù)的測(cè)定技能掌握工業(yè)硫酸中硫酸質(zhì)量分?jǐn)?shù)的測(cè)定方法二、實(shí)驗(yàn)原理二、實(shí)驗(yàn)原理1.酸堿滴定法：2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O化學(xué)計(jì)量點(diǎn)時(shí)溶液為中性2.指示劑：甲基紅—亞甲基藍(lán)混合指示劑3.工業(yè)硫酸中硫酸質(zhì)量分?jǐn)?shù)的計(jì)算公式如下：滴定終點(diǎn)溶液顏色由紫紅色突變?yōu)榛揖G色三、儀器和試劑三、儀器和試劑儀器：電子分析天平、移液管、聚四氟乙烯滴定管；錐形瓶、量筒、容量瓶。試劑：0.1000mol/LNaOH標(biāo)準(zhǔn)溶液；甲基紅—亞甲基藍(lán)混合指示劑；工業(yè)硫酸樣品（濃硫酸）等。三