酸碱平衡和沉淀平衡 配位平衡

酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡

实验目的

1.了解缓冲溶液的缓冲作用原理及配制。

2.掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。

3.了解配位平衡和沉淀反应、氧化还原反应、溶液的酸度的关系及平衡的移动。

实验原理

溶液中的离子平衡包括弱电解质的解离平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡及配合物的配位平衡等。

在弱电解质及其共轭酸（或共轭碱）的解离平衡或难溶电解质的沉淀溶解平衡体系中，加入具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度降低的同离子效应。

由弱酸(或弱碱)及其盐等共轭酸碱对所组成的溶液(例如HAc —NaAc ，NH 3—NH 4C1，H 2PO 4-—HPO 42-等)，其pH 值不会因加入少量酸、碱或少量水稀释而发生显著变化，具有这种性质的溶液称为缓冲溶液。

根据溶度积规则可以判断沉淀的生成或溶解。当体系中离子浓度的幂的乘积大

于溶度积常数，即Q>K sp 有沉淀生成；Q

Q ＝K sp 时，则为饱和溶液。

配合物的组成一般可分为内界和外界两个部分。中心离子和配位体组成配合物的内界(一般为配离子或分子)；配合物中除中心离子和配位体以外的部分为外界。当简单离子(或化合物)形成配离子(或配合物)后，其某些性质会发生改变，如颜色，溶解度，氧化还原性质等。例如Fe 3+能使I -氧化为I 2，但当形成配离子(如FeF 64-)后，却能把I 2还原为I -。

配离子在溶液中同时存在着配合过程和离解过程，即存在着配位平衡，如：

Ag + + 2NH 3[Ag(NH 3)2]+

2323]][[])([NH Ag NH Ag K ++

=稳 K 稳称为稳定常数，不同的配离子具有不同的稳定常数，对于同种类型的配离子，K 稳值愈大，表示配离子愈稳定。

实验内容

1. 同离子效应和缓冲溶液

（1）同离子效应：在试管中加入0.1mol ·dm -3HAc2cm 3，再加入甲基橙指示剂1~2滴，摇匀，观察溶液的颜色，然后分盛两支试管，在其中一支试管中加入少量NH 4Ac(固)，摇动试管以促进溶解，观察溶液颜色的变化。

（2）缓冲溶液：在试管中加入0.1mol ·dm-3HAc 和0.1mol ·dm-3NaAc 各3cm3，配制成HAc~NaAc 缓冲溶液。加入百里酚蓝指示剂[1]数滴，混合后观察溶液的颜色。然后，把溶液分装在四支试管中(使体积大致相同)，在其中三支试管中分加入0.1mol ·dm-3HCl 、0.1mol ·dm-3NaOH 和H2O 各5滴，观察溶液颜色是否变化(与原配制的缓冲溶液的颜色比较)。再在已加入HCl 、NaOH 的试管中，分别继续加入过量的0.1 mol ·dm-3HCl 、NaOH ，

观察溶液的颜色变化。根据实验现象对缓中溶液的缓冲能力做出结论。

2、沉淀的生成、溶解和转化、均相沉淀法

(1)在两支试管中各加入0.1mol ·dm -3Pb(NO 3)25滴，然后向其中一支试管加入1mol ·dm -3KCl5滴，另一支试管加入0.01 mol ·dm -3KCl5滴，观察有无白色沉淀生成(不

产生沉淀的留作下一实验使用)。

(2)在上面实验未产生沉淀的试管中加入0.01mol·dm-3KI，观察现象。对以上实验现象进行解释，并写出离子反应方程式。

(3)设计一组实验，制备Mg(OH)2并证明它能溶于非氧化性稀酸和铵盐(进行解释)。

(4)用下列试剂，设计一组实验验证沉淀转化的规律。K2CrO4(0.1mol·dm-3)、AgNO3(0.1mol·dm-3)、NaCl(0.1mol·dm-3)、Na2S(0.1mol·dm-3)

（5）ZnCl2+ NaOH(0.1) = Zn(OH)2

ZnCl2 + (NH2)2CO(s) +H2O = Zn(OH)2+ [水浴加热]

3、配离子的生成和组成

取一支试管，加入0.1mol?dm-3CuSO4溶液1cm3，逐滴加入6mol?dm-3NH3?H2O，边加边振荡，开始时先生成浅蓝色Cu2(OH)2SO4沉淀，继续加入氨水，试管中的沉淀又溶解而生成深蓝色的Cu(NH3)42+溶液。写出反应方程式。

在试管中再多加一些氨水[2]，将此溶液分成三份，一份加入0.1mol?dm-3BaCl2，一份加入0.1mol?dm-3NaOH溶液，观察沉淀情况，另一份加少许无水乙醇，可看到蓝色硫酸四氨合铜的晶体。

取三支试管，加入少量0.1mol?dm-3CuSO4溶液，一份加入0.1mol?dm-3BaCl2，一份加入0.1mol?dm-3NaOH溶液，观察沉淀情况，另一份加少许无水乙醇，观察现象，写出反应式。

根据上面实验结果，说明此配合物[Cu(NH3)4]SO4的内界和外界的组成。

4、配合平衡的移动

(1)在试管中加入少量0.1mol?dm-3CuSO4溶液，滴加6mol?dm-3氨水至生成的沉淀刚好溶解为止。观察溶液颜色。然后将此溶液加水稀释，观察沉淀又复生成，解释以上现象。

(2)在试管中按上面试验制取含Cu(NH3)42+配合物的溶液。接着逐滴加入2mol?dm-3H2SO4，观察现象，解释之。

5、配合物的生成对物质性质的影响

（1）酸性的影响

硼酸+甘油

（2）溶解度的影响

Cu2+溶液滴加NaOH溶液，现象，再滴加过量的NaOH，观察现象，解释现象。

（3）氧化还原性的改变

在试管中加入少量0.1mol?dm-3FeCl3溶液，加2滴0.1mol?dm-3KI溶液，然后加入5~6滴CCl4振荡后观察CCl4层的颜色，写出反应式。

以K3[Fe(CN)6]溶液代替FeCl3溶液，做同样的试验，观察现象，比较二者有何不同，并解释之。

酸碱平衡与沉淀平衡

酸碱平衡与沉淀平衡 一、选择题 （）1. 下列等体积混合的溶液中，具有缓冲作用的是 (A) HCl(1mol·dm－3 ) + NaAc(2mol·dm－3 ) (B) NaOH(1mol·dm－3 ) + NH3 (1mol·dm－3 ) (C) HCl(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) (D) NaOH(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) （）2. 已知: K sp AgCl = 1.8×10－10 ，K sp Ag2CrO4 = 2.0×10－12 。在含Cl－和CrO42－浓度均为0.3 mol·dm－3 的溶液中，加AgNO3应是 (A) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开 (B) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开 (C) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开 (D) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开 （）3. 下列离子中，碱性最强的是 (A) NH4＋(B) CN－(C) Ac－(D) NO2－ （）4. 20 cm3 0.10 mol·dm－3 HCl 和20 cm3 0.20 mol·dm－3 NH3.H2O混合，其pH 为(NH3: K b= 1.76×10－5 ) (A) 11.25 (B) 9.25 (C) 4.75 (D) 4.25 （）5. 欲配制pH=6.50的缓冲溶液，用下列何种酸最好 (A) (CH3)2AsO2H (K a=6.40×10-7) (B) ClCH2COOH (K a=1.40×10-3) (C) CH3COOH (K a=1.76×10--5) (D) HCOOH (K a=1.77×10--4) （）6. 配制SbCl3水溶液的正确方法应该是 （A）先把SbCl3固体加入水中，再加热溶解；（B）先把SbCl3加入水中，再加HCl溶解； （C）先在水中加入适量的HCl，再加入SbCl3固体搅拌，溶解； （D）先在水中加入足量HNO3，再加入SbCl3固体溶解。 （）7. 已知K b(NH3)=1.8×10－5，则其共轭酸的K a值为 （A）1.8×10－9(B) 1.8×10－10(C) 5.6×10－5(D) 5.6×10－10 （）8. Ag2CrO4的K sp= 9.0×10－12 ，其饱和溶液中Ag＋浓度为 (A) 1.3×10－4 mol·dm－3 (B) 2.6×10－4 mol·dm－3 (C) 2.1×10－4 mol·dm－3 (D) 4.2×10－4 mol·dm－3 （）9. 溶液的酸度是指 （A）酸溶液的浓度（B）酸溶液中酸根离子的浓度 （C）溶液中氢离子的浓度（D）弱酸溶液中未离解的酸浓度 （）10. 0.4 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度是0.1 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度的 （A）1倍(B) 2倍(C) 3倍(D) 4倍 （）11. Mg(OH)2在下列四种情况下，其溶解度最大的是 (A) 在纯水中(B) 在0.1 mol·dm－3的NH3·H2O溶液中 (C) 在0.1 mol·dm－3的HAc溶液中(D) 在0.1 mol·dm－3的MgCl2溶液中

第2章酸碱平衡和酸碱滴定法

第2章 酸碱平衡和酸碱滴定法 教学目的：化学平衡是滴定分析法的理论基础，掌握化学平衡及相关计算；了解缓冲作用的原理相关计算；掌握酸碱滴定分析法的基本原理及应用。 教学重点：反应平衡常数，分布系数，质子平衡条件及[H +]的近似计算，缓冲溶液的有关计算，会配制缓冲溶液，滴定误差、滴定突跃、滴定可行性判据，一元弱酸、混合酸体系的滴定。 教学难点：平衡常数的计算，[H +]的近似计算，缓冲容量的推导，林邦误差公式的推导和应用；对于不同体系[D]eq 计算的公式不同，关键是写出化学计量点产物的质子条件。 2.1 概述 2.1.1酸碱平衡研究的内容 1. 由投料组分的浓度和平衡常数求算各形式的浓度、活度或pH 值 2. 由pH 值和相关的平衡常数求算各形式的分布分数 3. 由某些形式的浓度和投料组分的浓度测算相关的平衡常数 4. 缓冲溶液的理论及应用 5. 酸碱指示剂、滴定曲线和终点误差 2.1.2酸碱平衡的研究手段 1.代数法: 代数法是最常用的，是教科书中主要介绍的方法。它的理论性强，适用广泛是其它各种方法的基础。但代数法比较繁琐、冗长，计算过程复杂，有时甚至无求解，再者，它的直观性差，不易用来讨论离子酸碱的全貌，这是它在教学中不利的一面。在酸碱平衡中应用最为广泛。例如，pH 值的计算，分布分数（或副反应系数）的计算，缓冲问题，滴定曲线，常数测定，离子强度计算等都主要使用代数法 2.图解法 图解法是应大力提倡和推广的方法，数和形的结合历来是数理科学领会复杂概念 和解决深奥问题的常规手段。 3.计算机方法 计算机可以把我们从烦琐的计算中解放出来，并且它特别适合把公式转换为图形，有利于数和形的结合。随着计算机的普及和提高，这一方法肯定会成为分析化学各种计算的主要方法。不过，由于条件的限制，本教材还是以代数法和图解法作为主要内容。 2.1.3 离子的活度与平衡浓度 活度：电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为活度，即有效浓度。 i i a c γ= i γ—离子i 的活度系数 c —平衡浓度 浓度极稀的强电解质溶液： i γ中性分子的活度系数 i γ=1 离子的活度系数与离子强度： 强电解质在溶液中电离为阴阳离子。阴阳离子间有库仑引力，因此中心离子为异性离子所包围，使中心离子的反应能力减弱。减弱的程度用i γ来衡量，它与溶液中离子的总浓度和离子的价态有关。 离子强度：21 2i i i I c Z = ∑ 其中，,i i c Z 分别为溶液中第I 种离子的浓度和电荷数。 活度系数与离子强度的关系：

酸碱平衡和酸碱滴定法(自测题)_129002864

第二章酸碱平衡和酸碱滴定法 自测题 一. 填空题 1.在氨溶液中，加入NH4Cl则氨的解离度α，溶液的pH ，这一 作用称为。 2.对于分析浓度为0.10 mol/L的一元弱酸HA，当K1为1.0?10-5时，[A-] = 。 3.酸碱质子理论认为：H2O既是酸又是碱，其共轭酸是，其共轭碱是。 4.对于某一共轭酸碱对HA-A-，在水溶液中，其K a与K b的关系是。 5.在水溶液中，H2PO4-是两性物质，计算其氢离子浓度的最简式是。 6.NaCN水溶液被稀释4倍，溶液中[OH-] ，pH。 7.已知水溶液中CH3CH2CH2COONa的K b = 7.69?10-10，它的共轭酸是，相 应的K a值为。 8.某弱酸型指示剂HIn的K HIn = 1.0?10-6，HIn呈红色，In-为黄色。将其加入三种不同的 溶液中，颜色分别是红色、橙色、黄色。这三种溶液的pH范围分别应是、和。 9.向含有NH3和NH4Cl的溶液中，加入少量NaOH溶液后，溶液的pH ；含 [NH4+] = [NH3] = 0.5 mol/L的溶液与[NH4+] = 0.9 mol/L，[NH3] = 0.1 mol/L的溶液相比，其缓冲能力。 10.已知HCN的pK a = 9.37，HAc的pK a = 4.75，HNO2的pK a = 3.37，它们对应的相同浓 度的钠盐水溶液的pH顺序是。 11.根据酸碱质子理论，[Fe(H2O)5OH]2+的共轭酸是，共轭碱 是。 12.pH3.1~4.4是甲基橙的，向pH在此区间内的溶液加入甲基橙指示剂， 溶液呈现的颜色从本质上说是指示剂的。 13.弱电解质的解离度α值随其在溶液中的浓度增大而。对于可以用最简式表示溶 液中[H+]的HA型弱电解质，α与c的关系是。 14.若Na2CO3水溶液的碱性比同浓度的Na2S溶液的碱性弱，则H2S的应比 H2CO3的更小。 15.要配制总浓度为0.2 mol/L的NH3-NH4+缓冲溶液，应向每升浓度为的 氨水中，加入mol固体NH4Cl，才能得到缓冲容量大的缓冲溶液。 16.根据酸碱质子理论，氨在水中的解离，实际上是NH3和H2O之间发生的反 应，反应式为。

酸碱平衡和酸碱滴定法

Chap3 酸碱平衡和酸碱滴定法§3～4酸碱缓冲溶液 教案首页

内容： 导入：坐汽车，在汽车突然加速、减速时，会产生惯性，为防止惯性，要系安全带，安全带起的是缓冲作用，由此，我们想缓冲溶液的意义，应是具有缓冲作用的溶液，那么，安全带是用来缓冲惯性，缓冲溶液则是用来缓冲pH值的。我们知道，一般的溶液，酸性的，碱性的，或两性的，向其中加入少量的酸或碱后，PH 值就会减小或增大，而往缓冲液中加入少量酸或碱，溶液的PH 值不会发生显著变化。 一、概念 1、缓冲溶液(buffer solution)：能减缓因外加强酸或强碱以及稀释而引起的pH急剧变化的溶液。 解释：p H 值不因加入少量酸或少量碱以及稍加稀释而发生显著变化。 通常有以下三种情况： (1) 向溶液中加入少量的强酸或强碱； (2) 溶液中的化学反应产生少量的酸或碱； (3) 溶液稍加稀释。 2、缓冲溶液的组成： (1) 共轭酸碱对(如:浓度较大的弱酸及其共轭碱，HAc-Ac－；浓度较大的弱碱及其共轭 酸，NH3－NH4＋)； (2) 强酸（pH<2）强碱溶液（pH>12）； (3) 两性物质。 3、分类（按用途）： (1) 一般酸碱缓冲溶液（用于控制溶液的pH值）； (2) 标准缓冲溶液（校正pH计用）。 二、缓冲溶液的作用原理 1、以HAc-NaAc为例，说明其作用原理 HAc-NaAc缓冲溶液中，存在下列平衡： (1) NaAc?Na++Ac-，(2) HAc?H++Ac- 加入少量酸，则引入的H++Ac-?HAc； 加入少量碱，则引入的OH-+H+?H20，可见pH值基本不变。 2、以NH3-NH4Cl为例，说明其作用原理

6 酸碱平衡和沉淀平衡题目

酸碱和沉淀 一、判断题 1、在0.10 mol·L-1的HAc溶液中HAc的解离常数为1.76×10-5，所以在0.20 mol·L-1的HAc溶液中，HAc的解离常数为2×1.76×10-5。（） 2、弱电解质溶液的浓度越稀，解离度越大，而解离常数却不变。（） 3、在相同浓度的两种一元酸溶液中，它们的H3O+离子浓度是相同的。（） 4、解离度和解离常数都可以用来比较弱电解质的相对强弱程度，因此α和K a o（或K b o）同样都不受浓度影响。（） 5、将氨的水溶液稀释一倍，溶液中［HO－］就减少到原来的二分之一。（） 6、弱酸浓度越稀，α值越大，故pH值越低。（） 7、在H2S溶液中H3O+浓度是S2－离子浓度的两倍。（） 8、多元酸的逐级解离常数值总是K1o＞K2o＞K3o。（） 9、已知HAc的p K a o＝4.75，柠檬酸的p K a＝4.77，则同浓度醋酸的酸性强于柠檬酸。（） 10、强酸的共轭碱一定很弱。（） 11、强酸溶液中不存在OH－离子。（） 12、对酚酞不显颜色的溶液一定是酸性溶液。（） 13、酸性缓冲溶液（HAc－NaAc）可以抵抗少量外来的酸对pH的影响，而不能抵抗少量外来碱的影响。（） 14、将氨水和盐酸混合，不论两者比例如何，一定不可能组成缓冲溶液。（） 15、在Na2CO3溶液里通入CO2气，便可得到一种缓冲溶液。（） 16、pH值相等的缓冲溶液，未必具有相同的缓冲能力。（） 17、Na2CO3与NaHCO3可以构成缓冲剂起缓冲作用，单独NaHCO3不起缓冲作用。（） 18、缓冲溶液的缓冲能力是有限的，缓冲比相同的缓冲溶液浓度越大，缓冲能力越强，溶液浓度越小，缓冲能力越弱。（） 19、AgCl在水中溶解度很小，所以它的离子浓度也很小，说明AgCl是弱电解质。（） 20、严格说，一定温度下，难溶电解质的K sp o是溶液中它的离子活度幂的乘积。（） 21、严格说，一定温度下，难溶电解质的K sp o是溶液中它的离子浓度幂的乘积。（） 22、对于难溶电解质，它的离子积和溶度积物理意义相同。（） 23、难溶电解质溶液中，离子积是任意状态下各离子浓度幂的乘积。（） 24、所谓沉淀完全，就是用沉淀剂将溶液中某一离子的浓度降至实用要求达到微不足道的成度。（） 25、根据同离子效应，沉淀剂加得越多，沉淀越完全。（） 26、两难溶电解质，K sp o小的哪一种，它的溶解度一定小。（） 27、K sp o,AgCl＞K sp o,AgI，所以AgI的溶解度小于AgCl的溶解度。（） 28、K sp o,AgCl＞K sp o,Ag2CrO4，但AgCl的溶解度小于Ag2CrO4的溶解度。（） 29、在25℃时PbI2(s)的溶解度是1.51×10-3 mol·L-1，K sp o是1.38×10-8。（） 30、难溶电解质AB2的溶解度用s mol·L-1表示，其K sp o＝s3。（） 31、已知难溶电解质AB的K sp o＝a2，它在纯水中的溶解度是a1/2 mol·L-1。（） 32、往难溶电解质的饱和溶液中，加入含有共同离子的另一种强电解质，可使难溶电解质的溶解度降低。（） 33、BaSO4在BaCl2溶液中溶解度比纯水中的溶解度大。（） 34、将足够的Cl－加入0.10 mol·L-1 Pb2+溶液中，使Cl－的浓度为0.010 mol·L-1（K sp o (PbCl2)＝1.6×10-5）就生成沉淀。（） 35、溶液中难溶电解质的离子积大于它的溶度积时，就应产生沉淀。（） 36、溶液中有关物质的离子积小于其溶度积时，该物质就会溶解。（） 37、混合离子中，能形成溶度积小的沉淀者一定先沉淀。（）

酸碱平衡和沉淀平衡,配位平衡和氧化还原与电化学

酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡【参阅实验化学（上）的实验十三】用化学平衡的原理讨论实验中的现象。注意实验现象如何记录。 实验内容现象反应及其解释酸碱1、同离子效应： 0.1mol·dm-3HAc2cm3中加入甲基橙指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管 中。 一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液由红色变橙色溶液保持红色 2、缓冲溶液及其性质（用pH试纸测定pH值） 在试管中加入0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3NaAc各5cm3，配制成 HAc~NaAc缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂数滴，把溶液平均分装在三支试管 中 ①一支加入0.1mol·dm-3HCl 5滴 ②一支加入0.1mol·dm-3NaOH 5滴 一支加入H2O 5滴 再向上面的试管中， ①试管中0.1 mol·dm-3HCl大量过量 ②试管中0.1 mol·dm-3NaOH大量过量 3、缓冲溶液的缓冲作用及缓冲容量的测定 (1)两个100ml小烧杯中各取40ml水，测定溶液的pH，分别向其中个滴 加1d 0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，测定pH （2）配制pH=7的缓冲溶液，并测定缓冲容量 缓冲容量：改变一个单位pH所需要的酸或碱的量（mol）（需要配制总浓度 不同的缓冲溶液） 自己查阅资料，什么叫缓冲容量？

【两人一组】（一排四人数据共享） A、选Na2HPO4——NaH2PO4体系，总浓度0.1mol/l（各组分浓度0.05mol/l）、0.5 mol/l（各组分浓度0.25mol/l），体积100ml。 B、分别取40ml溶液放在两个小烧杯中，用pH计测定pH值，记录数据，向烧杯 中分别滴加0.5mol/l HCl和0.5mol/l NaOH，使其pH变化1个单位 记录使用的体积，最后计算缓冲容量（mol/ml）【用小量筒减量法测定体积】 沉淀 4、沉淀的生成、溶解： 平衡 2mL1mol·dm-3MgCl2中加入2ml1 mol·dm-3NaOH（用氨水也可以）将沉 淀分盛在两个试管中， 一支中加入1mol·dm-3HCl 1ml 一支中加入1mol·dm-3NH4Cl 1ml 5、沉淀转化 2dK2CrO4溶液，滴加AgNO3溶液试管中滴加NaCl溶液 分步沉淀： 2dK2CrO4溶液和2dNaCl溶液混合，滴加AgNO3溶液 查阅资料，什么叫均相沉淀？ 6、直接沉淀和均相沉淀 Zn2+ + NaOH = Zn(OH)2 Zn2+ + 尿素（s）= Zn(OH)2 (水浴加热)（时间很长，提前做上）

无机化学练习(2)酸碱平衡,答案

无机化学练习（二）酸碱平衡，沉淀溶解平衡（答案）学号姓名得分 一.判断题（每题1分，共15分） 1．强酸性水溶液中不含OH-，强碱性水溶液中不含H+。-------------------------------------------------------------（〤）2．将pH值等于5.0的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的pH值等于8.0----------------------------------------------（〤）3．使甲基橙显黄色的溶液一定是碱性的。------------------------------------------------------------------------------（〤）4．在一定温度下，改变溶液的pH值，水的离子积不变。---------------------------------------------------------（√）5．弱电解质的解离度随电解质浓度的降低而增大。-----------------------------------------------------------------（√）6．在0.001 mol?L-1的稀H3PO4溶液中,H+的浓度为0.003 mol?L-1。-------------------------------------------（〤）7．将HAc和HCl溶液各加水稀释一倍，则两种溶液中[H+]浓度均减小为原来的1/2。-----------------------（〤）8．在H3PO4溶液中，由于第一步解离出较多的H+，抑制了第二，第三步解离，使K o a2、K o a3较小。---（〤）9．AgCl水溶液导电性很弱，所以AgCl是弱电解质。--------------------------------------------------------------（〤）10．用水稀释含BaSO4固体的水溶液时，BaSO4的溶度积不变，浓度也不变。------------------------------（√）11．分别中和pH=3.0的HCl和HAc，所用NaOH的量是不同的。---------------------------------------------（√）12．在HAc溶液中加入HCl，由于同离子效应，HAc的解离度减小，使溶液的pH值增加。-------------（〤）13．将适量的NaHCO3和Na2CO3两种盐溶液混合后组成的溶液也具有缓冲作用。---------------------------（√）14．弱酸的酸性越弱，其共轭碱的碱性就越强。---------------- ----------------------------------------------------（√）15．两种难溶电解质，K○–sP较大者，其溶解度S也较大。-------------------------------------------------------------（〤）二．选择题（单选，每题1分，共20分） 1．pH=1的溶液是pH=4的溶液的[H+]的倍数是-----------------------------------------------------------------------（C ）A.3倍 B.4倍 C. 1000倍 D. 300倍 2．在Na2HPO4的水解常数K h为----------------------------------------------------------------------------------------（D ）A.K a2o.K w o B. K o w./ K o a1C.K o w/ K o a3 D. K o w/K o a2 3．决定HAc-NaAc缓冲体系pH值的主要因素是--------------------------------------------------------------------（B ）A.弱酸的浓度 B.弱酸的电离常数 C.弱酸及其盐的总浓度 D. 弱酸盐的浓度 4．将NaAc晶体加到1L0.1mol?L-1HAc溶液中，则-----------------------------------------------------------------（C ）A.K o HAc增大 B.K o HAC减小 C. pH值减小 D. pH值增大 5．缓冲溶液中加入少量的强酸、强碱时，溶液的pH值---------------------------------------------------------------（D）A.不会变化B少量增加 C.少量减小 D.基本不变 6．用电导实验测定强电解质的电离度总是达不到100%，原因是------------------------------------------------（B ）A.电解质本身不全部电离 B.正负离子互相吸引 C.电解质和溶剂作用 D.电解质不纯 7．下列盐的水溶液显中性的是--------------------------------------------------------------------------------------------（C ）A.FeCl3 B.Na2CO3 C.KNO3 D.NH4Cl 8．0.1mol.L-1下列溶液，pH值最大的是------------------------------------------------------------------------------（D ）A .H3PO4 B. H3PO4和NaH2PO4混合溶液 C. NaH2PO4和Na2HPO4混合溶液 D. Na2HPO4和Na3PO4混合溶液 9．在饱和的CaSO4溶液中,下列物质不存在的是----------------------------------------------------------------------（B ）A.Ca2+ B. H2SO4 C.HSO4- D. SO42- 10．Ca2(PO4)3的溶度积K SP o与溶解度S之间的关系为(不计水解)-------------------------------------------------（C ）A.K o SP=S2 B. K o SP =5S2 C.K o SP=108S5 D.K o SP=81S3 11．CaF2饱和溶液的浓度为2×10-4 mol?L-1，则K o SPCaF2为---------------------------------------------------------（C ）A.2.6×10-9 B. 4×10-8 C. 3.2×10-11 D.8×10-10 12．为了使NH3的离解度增大，应采用的方法中较显著的为------------------------------------------------------（B ）

酸碱平衡和酸碱滴定法

第四章酸碱平衡和酸碱滴定法 思考题设计下列混合物的分析方案： （1）HCl+NH4Cl混合液； （2）硼酸+硼砂混合物； （3）HCl+H3PO4混合液。 练习题 一、填空题 1.用0.20 mol· L- 1NaOH溶液滴定0.10 mol· L- 1 H2SO4和0.10 mol· L- 1 H3PO4的混合溶液时在滴定曲线上，可以出现个突跃范围。 2. 用吸收了CO2 的标准NaOH溶液测定工业HAc的含量时，会使分析结果；如以甲基 橙为指示剂，用此NaOH溶液测定工业 HCl 的含量时，对分析结果___ ____（填偏高， 偏低，无影响）。 3.已知柠檬酸的p K a1-p K a3 分别为3.13， 4.76，6.40。则p K b2= ； p K b3= 。 4. 列出下溶液的质子平衡方程； 浓度为c（mol· L- 1）（NH4）2 CO3 浓度为c（mol· L- 1）NH4H2PO4 —— 5. 温度一定时，当离子强度增大，则HAc的浓度常数K a c , 活度常K a a 。 6. 用0.100 mol· L- 1HCl滴定同浓度NaOH的pH突跃范围为 9.7 - 4.3。若HCl和NaOH的浓度均减小10倍, 则pH突跃范围是。 7. 对缓冲溶液，影响缓冲容量（β）大小的主要因素是和 . 8. 用双指示剂法（酚酞、甲基橙）测定混合碱样时，设酚酞变色时消耗HCl的体积为V1,甲基橙 变色时，消耗HCl的体积为V2，则： （ｌ）V1>0, V2=0时，为。 （２）V1=0, V2>0时，为。 （３）V1= V2=0时，为。 （４）V1> V2>0时，为。 （５）V2> V1>0时，为。 二、选择题

酸碱平衡和酸碱滴定分析

第六章 酸碱平衡和酸碱滴定分析 （一）选择题 1. 欲配制pH=10.0的缓冲溶液，可以 考虑选用的缓冲对是（ ）。 A.HAc —NaAc B.HCOOH — HCOONa C.H 3PO 4—NaH 2PO 4 D.NH 4Cl —NH 3 2.NH 3的共轭酸为 （ ） A.HCl B.NH 2- C.NH 4+ D.NH 4OH 3.0.21-?L mol HAc 与0.21-?L mol NaAc 溶液等体积混合后，其pH= 4.8,如将 此溶液再与等体积水混合，稀释液的pH 值为（ ） A.2.4 B.4.8 C.7.0 D.9.6 4.在实验室欲配制澄清的BiCl 3溶液，应在稀释前先加足够量的（ ）。 A.NaOH B.HCl C.NaCl D.Bi 5.H 2S 的饱和水溶液中，各物浓度关系正确的是（ ） A.[][]+ -≈H S 22 B.[][]+-≈H HS C.[][][]-++≈HS H S H 2 D.[][]- ≈22S S H 6.向醋酸（HAc)溶液中加一些NaAc 会使（ ）。 A.HAc 的K a 减少 B.HAc 的电离度减少 C.HAc 的Ka 减小，[H +]减小 D 溶液的pH 减小 7需要配制pH=3.6的缓冲溶液，应该选用的缓冲对是（ ） A.HCOOH —HCOONa （HCOOH a,K ＝1.8×10 4-） B. HAc —NaAc (HAc a,K =1.8×105-) C.NaHCO 3—Na 2CO 3 (32CO H a,K =5.6×10 11 -) D.以上三种缓冲对都可选用 8.用HAc(a K =4.75)和NaAc 配制pH=3.75的缓冲溶液，其缓冲比[]HAc /[]NaAc 是（ ）。 A.1 B.5 C.100 D.10 9已知.NH 3 的b pK =4.75，若将浓度均为0.11L mol -?的NH 3水和NH 4Cl 水溶液等体积混合，其混合液的pH 值为（ ） A.9.25 B.4.75 C.8.75 D.10.25 10.已知一缓冲溶液的缓冲比[]HA /[]NaA =2 1，弱酸HA 的a K =1×106-，则缓冲溶液的pH 值为（ ）。 A.5.7 B.6.5 C.7.3 D.6.3 11.已知O H NH 23?的b K =1.8×105-，则浓度为0.11L mol -?的O H NH 23?的[-OH ]为

第三章 酸碱平衡与沉淀平衡

第三章酸碱平衡与沉淀平衡 1．上一章我们学习了化学平衡的基本概念和基本规律，其中大多数都是以气体反应作为例子，本章将介绍在水溶液中发生的酸碱平衡和沉淀平衡。 3．酸和碱在日常生活中随处可见，大家都很熟悉，醋里面有醋酸，水果中含有果酸，我们的胃中含有胃酸；苏打粉属于碱类，洗衣粉，肥皂也属于碱类。例子大家都会举，但是酸碱到底是如何定义，如何区分的，估计很多同学还搞不清。人们对酸碱的认识和研究经历了很长的时间，最早是把酸味，能使蓝色石蕊变红的物质就叫做酸；有涩味，使红色石蕊变蓝的物质就叫做碱。到了1923年，酸碱质子理论被两位科学家分别提出，该理论认为：能给出质子（H+）的分子或离子叫做酸；能与质子结合的分子或离子叫做碱。下面来具体介绍一下这个理论。 4．根据酸碱质子理论：凡是能给出质子（H+）的叫做酸；能与质子结合的叫做碱。首先来看这三种物质，氨根可以给出氢离子变成氨分子，因此属于质子酸；醋酸可以给出氢离子生成醋酸根，因此也属于质子酸；盐酸可以给出氢离子生成氯离子，还是属于质子酸。然后看这三种物质，氰酸根能与质子结合生成氢氰酸，因此属于质子碱；碳酸根可以与质子结合，生成碳酸氢根，属于质子碱。中间三种比较特殊，（板书：水分子可以结合质子生成水和氢离子h3o+，也可以给出质子生成氢氧根离子；磷酸二氢根离子可以结合质子生成磷酸，也可以给出质子生成磷酸一氢根；氨可以结合质子生成氨根离子，也可以给出质子生成酰胺根离子nh2-。）它们既可以给出质子，也可以结合质子，因此这三种物质就被称为两性物质。这类物质比较常见，比如多元酸的一氢根和二氢根离子都属于两性物质。从举例可以看出质子酸和质子碱可以是分子，也可以是正离子和负离子5．酸碱质子理论不仅给出了酸碱的定义，它还进一步的认为酸和碱并不是孤立的，它们可以联系起来：酸是质子给予体，酸给出质子以后剩余的就是碱；碱是质子接受体，碱接受质子以后就变成了酸。看这三个方程式，统一起来就可以得到这个关系式，酸碱之间的这种关系就叫做酸碱共轭关系。 6．根据酸碱共轭关系，我们可以这样说：酸失去质子后形成的碱叫做该酸的共轭碱，碱结合质子后形成的酸叫做该碱的共轭酸。举个例子：NH3 和NH4+

酸碱平衡沉淀平衡练习题

酸碱平衡沉淀平衡练习题 7.1根据酸碱质子理论，写出下列分子或离子的共轭酸的化学式： SO-24；S2-；HPO-24；HSO-4；NH3 答：SO-2 4S2-HPO-2 4 HSO- 4 NH3 共轭酸HSO- 4HS- H2PO- 4 H2SO4 NH+ 4 7.2 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式： NH+4；H2S；H2SO4；H2PO-4；HSO-4 NH+ 4H2S H2SO4H2PO- 4 HSO- 4 答：共轭碱NH3HS- HSO- 4HPO-2 4 SO-2 4 7.3 根据质子理论，下列分子或离子哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？ HS-；CO-23；H2PO-4；NH3；H2S；HAc;OH-；H2O；NO-2。 答：酸：H2S HAc 碱：CO-2 3NH3OH-NO- 2 （水溶液中） 既是酸又是碱:HS-、H2PO- 4 、H2O 在液氨中：2NH3（l）NH- 2+NH+ 4 NH3既是酸，又是碱。 7.7 计算下列溶液的[H+]和[OH-]： （1）25.00g NaOH溶解于400 mL水中； （2）50.0 mL 0.500 mol·L-1 HCl稀释至175mL; （3）30ml 2.5mol·L-1 KOH稀释至120 mL; （4）4.5×10-4mol·L-1 Ba(OH)2 解：（1）[OH-]= 25.00÷40.00÷0.400 = 1.56mol·l-1 [H+] = 1.00×10-14÷1.56 = 0.647×10-14 = 6.47×10-15(mol·l-1) （2）0.500×50.0 = 175x，x=[H+]= 0.143(mol·l-1) [OH-]= 1.00×10-14÷0.143 = 6.99×10-14(mol·l-1) （3）2.5×30= 120x，[OH-]= 0.625(mol·l-1) [H+] = 1.0×10-14÷[OH-] = 1.6×10-14(mol·l-1) （4）[OH-]= 4.5×10-4×2 = 9.0×10-4 mol·l-1 [OH-]=1.0×10-14/9.0×10-4 = 1.1×10-11 mol·l-1 7.10 计算下列溶液的pH值

酸碱平衡和酸碱滴定法

第5章酸碱平衡和酸碱滴定法 1．写出下列溶液的质子条件式。 a．c1mol·L-l NH3 + c2mol·L-l NH4Cl； c．c1mol·L-l)H3PO4 + c2mol·L-l HCOOH； 解： a. 对于共轭体系，由于构成了缓冲溶液，所以可以将其视为由强酸（HCl和弱 碱（NH 3）反应而来，所以参考水准选为HCl, NH 3 和H 2 O 质子条件式为：[ H+ ] + [NH 4 +] = [Cl-] + [OH-] 或[ H+ ] + [NH 4+] = c 2 + [OH-] c. 直接取参考水平：H 3PO 4 , HCOOH , H 2 O 质子条件式：[H+] = [H 2PO 4 -] + 2[HPO 4 2-] + 3[PO 4 3-] + [HCOO-]+[OH-] 3．计算下列各溶液的pH。 a．0.050 mol·L-l NaAc； c．0.10 mol·L-l NH 4 CN； e．0.050 mol·L-l氨基乙酸； g．0.010 mol·L-l H 2O 2 液； i．0.060 mol·L-l HCI和0.050 mol·L-l氯乙酸钠(ClCH 2 COONa)混合溶液。解： a.对于醋酸而言，K b =K w / K a = 5.6 10-10

应为cK b = 5.6 ?10-10? 5 ?10-2 = 2.8 ?10-11> 10K w c/K b > 100 故使用最简式； [OH-= 5.29?10-6 pH = 14 – pOH = 8.72 c. NH 4+ K a ’ = 5.6 ?10-10 HCN K a = 6.2. ?10-10 cK a ’ > 10K w c > 10 K a 由近似公式可以得到： [H+= 5.89?10-10 pH = 10 – 0.77 = 9.23 e. 氨基乙酸一端羧基显酸性，一端氨基显碱性，K a1 = 4.5?10-3 , K a2 = 2.5 ?10-10 c/K a2> 100 且c > 10 K a1 所以[H+= 1.06 ?10-6 pH = 6-0.03 = 5.97 g. 对于双氧水而言，K a = 1.8 ?10-12 cK a < 10K w c/K a > 100 所以可以计算氢离子浓度

酸碱平衡和沉淀平衡 配位平衡

酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡 实验目的 1.了解缓冲溶液的缓冲作用原理及配制。 2.掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。 3.了解配位平衡和沉淀反应、氧化还原反应、溶液的酸度的关系及平衡的移动。 实验原理 溶液中的离子平衡包括弱电解质的解离平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡及配合物的配位平衡等。 在弱电解质及其共轭酸（或共轭碱）的解离平衡或难溶电解质的沉淀溶解平衡体系中，加入具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度降低的同离子效应。 由弱酸(或弱碱)及其盐等共轭酸碱对所组成的溶液(例如HAc —NaAc ，NH 3—NH 4C1，H 2PO 4-—HPO 42-等)，其pH 值不会因加入少量酸、碱或少量水稀释而发生显著变化，具有这种性质的溶液称为缓冲溶液。 根据溶度积规则可以判断沉淀的生成或溶解。当体系中离子浓度的幂的乘积大 于溶度积常数，即Q>K sp 有沉淀生成；Q

酸碱平衡与酸碱滴定法教案

第七章 酸碱平衡与酸碱滴定法 7-5 酸碱滴定曲线和指示剂的选择 教学要求： 1、掌握强酸（碱）、一元弱酸（碱）被滴定时化学计量点与pH 突跃范围的计算； 2、了解酸碱滴定曲线的绘制 ； 3、掌握影响滴定突跃大小(长短)的因素 ； 4、能根据pH 突跃范围正确的选择指示剂； 5、掌握一元弱酸（碱）直接准确滴定的条件； 6、掌握多元酸（碱）分步滴定的可行性条件，会计算多元酸（碱）各化学计量点的pH 值。 教学内容： 一、重要概念： 酸碱滴定曲线：以滴定过程中滴定剂用量或中和反应分数为横坐标，以溶液PH 为纵坐 标，绘出的一条溶液pH 随滴定剂的加入量而变化的曲线 pH 突跃范围：化学计量点前后±0.1%相对误差范围内，溶液pH 值的变化范围。 二、对几种典型的酸碱滴定类型的研究 1、强酸（碱）滴定 ①举例： 以分析浓度为0.1000 mol.L -1 NaOH 溶液滴定20 mL 0.1000 mol.L -1 HCl 溶液 设滴定过程中加入NaOH 的体积为V mL ： a.V = 0：[H +] = C HCl = 0.1000 mol.L -1 b.V < V 0： ()()()()()() =H C l C H C l V H C l C N a O H V N a O H H C V HCl V NaOH + -??=??+余 c. V = V 0： d. V > V 0：()()()() ()() =NaOH C NaOH V NaOH C HCl V HCl OH C V HCl V NaOH - -??=??+过量 ②pH 跃迁范围的计算 当V = 19.98 mL 时，误差为 -0.1%： pH = 4.3 00 .7][==+pH K H W

酸碱平衡和沉淀平衡例题(3)

例3-1:写出下列酸的共轭碱的化学式： NH 4+、H 2S 、H 2SO 4、H 2PO 4-、HSO 4- 解：NH 3, HS -, HSO 4-, HPO 4-, SO 42- 例3-2:写出下列碱的共轭酸的化学式： SO 42-、S 2-、H 2PO 4-、HSO 4-、NH 3 解：HSO 4-, HS -, H 3PO 4, H 2SO 4, NH 4+ 例3-3:根据质子理论判断下列各分子或离子在水溶液中哪些是酸？哪些是碱？哪些是两性物质? HS -、CO 32-、H 2PO 4-、NH 3、H 2S 、HAc 、OH -、H 2O 、NO 2- 解：酸：H 2S, HAc 碱：CO 32-, NH 3, OH -, NO 2- 两性物质：HS -, H 2PO 4-, H 2O 例3-4:判断下列酸碱反应进行的方向： HAc +CO 3 2- 3 -+Ac - (1) (2)H 3O + + OH - H 2O + H 2O (3)SO 4 2- + H 2O 4 -+OH - (4) HCN + S 2- HS - + CN - 解：(1)K a (HAc)> K a (HCO 3-) 反应正向进行 (2) K a (H 3O +)> K a (H 2O) 反应正向进行 (3) K a (H 2O)< K a (HSO 4-) 反应逆向进行 (4) K a (HCN)> K a (HS -) 反应正向进行 例3-5．已知HCOOH 在298K 时,K a =1.77×10-4 ，求其共轭碱的K b 是多少？ 解： K b =K w /K a =10-14/(1.77×10-4)= 5.65×10-11 例3-6.将0.4mol ·L -1丙酸(HPr)溶液125ml 加水稀释至400ml ；求稀释后溶液的pH 值(HPr 的K a =1.38×10-5)。 解：稀释后丙酸浓度为0.4×125/400=0.125(mol ·L -1) c /K a >500 [H +]= c K a ?= 3 5 10 3.1125.010 38.1--?=??(mol ·L -1)

第四章 酸碱平衡与酸碱滴定

第四章酸碱平衡和酸碱滴定 一、是非题 1.0.30mol·L-1HCl溶液中通入H2S至饱和，溶液中c(S2-)= K a2θ(H2S)mol·L-1.（） 2.浓度相等的酸与碱反应后，其溶液呈中性。（） 3. 0.10mol·L-1的某一有机弱酸的钠盐溶液，其pH=10.0，该弱酸的解离度为0.10%。（） 4.纯水加热到100℃时，K wθ= 5.8×10-13，所以溶液呈酸性。（） 5.（NH4）2CO3中含有氢，故水溶液呈酸性。（） 6. 硼酸的分子式为H3BO3，因此它是三元酸。（） 7. 将1L1mol.L－1氨水稀释至5L，则氨水的电离度增大，溶液中的OH－浓度随之增大。（） 8. 酸性水溶液中不含OH－，碱性水溶液中不含H＋。（） 9. 在一定温度下，改变溶液的pH，水的离子积也改变。（） 10. 将NH3·H2O和NaOH溶液的浓度各稀释为原来的1/2，则两种溶液中OH－浓度均减少为原来的1/2。（） 11. 弱电解质的浓度越小，解离度越大，溶液中离子浓度也越大。（） 二、选择题 1.强碱滴定弱酸（K aθ=1.0×10-5）宜选用的指示剂为（） A.甲基橙 B.酚酞 C.甲基红 D.铬黑T 2.在酸碱滴定中，选择指示剂可不必考虑的因素是（） A. pH突跃范围 B.指示剂的变色范围 C.指示剂的颜色变化 D.指示剂的分子结构 3.已知：K aθ（HAc）=1.75×10-5, K aθ(HCN)=6.2×10-10, K aθ(HF)=6.6×10-4, K bθ（NH3·H2O）=1.8×10-5。下列溶液的浓度均为0.1 mol·L-1，其溶液pH按由大到小的顺序排列正确的是（） A.NaAc＞NaCN＞NaF＞NaCl＞NH4Cl B. NaF＞NaAc＞NaCN＞NaCl＞NH4Cl C. NaCN＞NaAc＞NaF＞NaCl＞NH4Cl D. NH4Cl＞NaCl＞NaF＞NaAc＞NaCN 4.下列哪些属于共轭酸碱对（） A.H2CO3和HCO3- B.H2S和S2- C.NH4+和NH3 D.H3O+和OH- 5.已知体积为V1、浓度为0.2mol·L-1弱酸溶液，若使其解离度增加一倍，则溶液的体积V2应为（）