作者：2016级会计学 何家琦
作者简介：2016-2017学年以海洋科学类专业第三转入工商管理大类，专业积点第一
本章学习要求：
1. 掌握酸碱质子理论（定义，共轭酸碱对，酸碱反应的实质，共轭酸碱Kaθ和与Kbθ的关系）;了解同离子效应，盐效应;
2. 掌握弱酸弱碱电离平衡及影响电离平衡常数和电离度的因素，缓冲溶液，运用最简式计算水溶液的pH值及有关离子平衡浓度;
3. 了解酸碱指示剂的变色原理、指示剂的变色点、变色范围；理解酸碱滴定原理，滴定曲线的概念，影响滴定突跃的因素，掌握化学计量点pH值及突跃范围的计算，指示剂的选择，掌握直接准确滴定一元酸（碱）的判据其应用；
4.了解酸碱滴定法的应用及计算，了解CO2对酸碱滴定的影响，掌握酸碱标准溶液的配制及标定，掌握混合碱分析及铵盐中含氮量的测定。
l 酸碱质子理论
1. 定义：凡能给出质子的分子或离子称为酸；凡能接受质子的分子或离子称为碱
2. 注意：酸碱可以是阴离子、阳离子或中性分子
3. 
共轭酸碱对：满足酸碱共轭关系的一对酸和碱称为共轭酸碱对，酸越强它的共轭碱就越弱，酸越弱，它的共轭碱就越强。
4. 两性物质：同一物质在一个反应中它是酸，但在另一个反应中又是碱，这种在一定条件下可以失去质子，而在另一种条件下又可以接受质子的物质称为(酸碱)两性物质。
例如：
5. 注意：在酸碱质子理论中没有“盐”的概念
6. 实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应，即由强酸、强碱生成弱酸、弱碱的过程。
l 水的质子自递反应
1. 水的离子积常数： 一定温度下 ，水溶液中H+和OH-浓度乘积是一个常数
2. H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH- 简写为： H2O ⇌ H+ + OH-
3. 水的离子积常数与温度的关系：水的解离是吸热反应，温度升高，离子积常数也升高
l 溶液的酸碱性
1. c(H+)= c(OH-)=1´10-7mol×L-1 溶液显中性
c(H+)>1´10-7mol×L-1， c(H+)> c(OH-) 溶液显酸性
c(H+)<1´10-7mol×L-1， c(H+)< c(OH-) 溶液显碱性
2. 影响因素：酸碱本身授受质子的能力;溶剂受授质子的能力
3. 酸离解常数的定义：水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数Kaθ 或Kbθ 衡量。
4. 注意：K的值与温度有关，与浓度无关。
5. 通常把 Kay=10-2～10-7的酸称为弱酸，把 Kay< 10-7的酸称为极弱酸；同理，弱碱也可以按 Kby的大小进行分类。
6. 共轭酸碱对的Kay与Kby之间的关系：
因此：在一共轭酸碱对中，酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其共轭碱就越强。
l 酸碱平衡的移动
1. 浓度对酸碱平衡的影响：稀释定律
弱电解质溶液的解离度与其浓度的平方根成反比，与其解离常数的平方根成正比。（温度一定的条件下，浓度越稀，其解离度越大）
2. 思考题：溶液越稀，解离度越大，平衡右移，电离出来的H+越多，因而溶液酸性越强，pH越低。该说法对吗？为什么？
不对，因为同时浓度在降低
3. 例：将300mL0.20mol×L-1 HAc溶液稀释到什么体积才能使解离度增加一倍？
l 同离子效应和盐效应
1. 同离子效应：在弱电解质溶液中加入一种含有相同离子的强电解质，使电离平衡向左移动，解离度α降低
2. 盐效应：在弱电解质溶液中加入一种含有不同离子的强电解质，是电离平衡向右移动，解离度α升高
3. 同离子效应存在的同时，也存在盐效应，但盐效应很弱，一般计算中可忽略。
4. 例题：在氨水溶液中分别加入HCl、NH4Cl、NaCl、NaOH、H2O对氨水电离平衡有何影响？α, pH有何变化？
l 酸碱平衡中有关浓度的计算
1. 稀溶液中，用pH值表示酸碱性：pH = - log c(H+) pH+pOH=14
2. 酸碱溶液pH值的计算 ：
a) 强酸（碱）：完全电离(浓度极低时需考虑水的电离)
b) 一元弱酸（碱）：cKө≥20Kwө 时，忽略水的电离;当α< 4.4% 或 c/Kө ≥500
c) 多元弱酸（碱）：多元弱酸 Ka1ө ＞＞Ka2ө ＞＞Ka3ө ，c(H+) 主要决定于第一步电离， c(H+)计算同于一元弱酸:
在二元弱酸中，Ka1ө ＞＞Ka2ө , 忽略第二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2 。
l 酸碱缓冲溶液
1. 生活中的实例：人体血液NaHCO3-H2CO3，人体胃液NaCl、KCl、HCl，牙釉质主要成分为纳米羟基磷灰石Ca10(OH)2(PO4)6，在口腔中存在解离平衡Ca2+、OH-、(PO4)3-。糖酵解产生H+，F-可取代OH-
2. 25mL0.1mol×L-1 HAc和25mL0.1mol×L-1NaAc的混合溶液为什么具有缓冲能力呢？
3. 缓冲溶液的组成：弱酸及其共轭碱，弱碱及其共轭酸
4. 缓冲溶液pH的计算：
5. 例题：有50mL含有0.10mol×L-1 HAc和0.10mol×L-1 NaAc的缓冲溶液，求：1.该缓冲溶液的pH；
2.加入1.0 mol×L-1的HCl 0.1mL后，溶液的pH。
6. 弱酸的选择：缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱）的pKaө （pKbө ）
7. 缓冲容量β：单位体积缓冲容量的PH改变极小值所需的酸或碱的“物质的量”
8. 例 今有三种酸(CH3)2AsO2H、ClCH2COOH、CH3COOH，它们的Ka 分别为6.4´10-7、1.4´10-5、1.76´10-5，试问：
①欲配制pH=6.50的缓冲溶液，采用哪种酸最好？
②需要多少克这种酸和多少克NaOH以配制1.00L缓冲溶液，其中酸和它的对应盐的总浓度等于1.00mol×L-1 ？
9. 用相同浓度的弱酸及其共轭碱溶液，按不同体积比例混合配制
例题：将25mL 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25mL 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH，pH为多少?
10. 缓冲溶液的选择：
a) 缓冲溶液不参与化学反应，对测量过程应没有干扰，无污染，价格便宜；
b) 缓冲系的pKaө尽量接近pH；pH = pKaө (或pOH=pKbө) 时缓冲能力最大；
c) 所需控制的pH应在缓冲溶液的缓冲范围内且有足够的缓冲容量； c(酸)/c(碱)=1/10~10/1 时，溶液具有有效缓冲能力；
d) 缓冲组分浓度控制一定范围：0.05mol·L–1 ～0.5mol·L-1
11. 在一定量弱酸 / 碱溶液中加入固体共轭碱 / 酸来配制
欲配制pH=9.0的缓冲溶液, 应在500mL 0.1mol .L-1 NH3.H2O溶液中加入多少克NH4Cl(s)?
12. 在过量弱酸/碱中加入一定量强碱/酸
将0.1mol·L–1NH3·H2O 50ml与30ml 0.1 mol·L–1HCl混合，能否形成缓冲液？其pH值为多少？pH=14-pOH【pKb-lg（2/3）】
l 酸碱指示剂
1. 指示剂的变色范围：
HIn+H2O ⇌ H3O++ In- 简写为HIn ⇌ H++ In-
KөHIn = CH＋.CIn- /CHIn
根据人眼辨色能力的限制 pKHIn-1£pH£pKHIn+1
2. 指示剂的变色的影响因素：用量；温度；溶剂
3. 混合指示剂:
目的：使变色范围变小，变色明显。
方法：两种指示剂混合；指示剂与惰性染料混合。
l 酸碱滴定的基本原理
1. 强碱滴定强酸或强酸滴定强碱
以0.1000molL1NaOH溶液滴定20.00mL同浓度的HCl溶液
2. 滴定突跃：通常把化学计量点前后滴定剂在±0.1%时溶液PH的急剧变化范围成为滴定突跃
3. 酸碱滴定曲线：以滴定剂的加入量为横坐标，溶液的pH值为纵坐标作图，就能得到酸碱滴定曲线
4. 突跃范围的确定：化学计量点的±1‰，即RE≤1‰
5. 浓度对突跃范围的影响：溶液越浓，突跃范围越大，指示剂的选择也就越方便。一般以0.1000mol/L为宜
6. 滴定曲线的作用：
(1) 确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积；
(2) 判断滴定突跃大小；
(3) 确定滴定终点与化学计量点之差；
(4) 选择指示剂；如何计算滴定曲线？
7. 指示剂的选择原则：
1) 理想的指示剂应恰好在化学计量点变色，而实际操作很难做到。
2) 通过计算可以找出突跃范围, 指示剂变色范围全部或部分落在滴定突跃的范围内。
3) 突跃范围大小与C浓度有关，浓度越大，突跃范围越大，但是过大的浓度会减少滴定剂的用量或浪费药品，一般以0.1000mol•L-1为宜。
l 混合碱的分析
1. 双指示剂法：利用两种指示剂在不同等量点的颜色变化，得到两个终点，然后根据两个终点消耗标准溶液的体积和酸的浓度，算出各成分的含量。
2. 烧碱中NaOH与Na2CO3含量的测定：
3. 纯碱中Na2CO3与NaHCO3含量的测定：
4. 例：某纯碱试样1.000g，溶于水后，以酚酞为指示剂，耗用0.2500mol×L-1HCl溶液20.40mL；再以甲基橙为指示剂，继续用0.2500mol×L-1HCl溶液滴定，共耗去48.86mL，求试样中各组分的质量分数。
解：分析：以酚酞为指示剂时，耗去HCl溶液V1=20.40mL，而用甲基橙为指示剂时，耗用同浓度HCl溶液V2 = 48.86 -20.40 = 28.46mL。V2>V1，可见试样为Na2CO3 + NaHCO3。
