第八章酸碱平衡与酸碱滴定(1).ppt

1、第八章 酸碱平衡与酸碱滴定法 在水溶液中四大平衡： 酸碱平衡；沉淀平衡； 氧化还原平衡；配位平衡,这些平衡在日常生活中很常见，在化学和化工生产上有重要作用。,8.1 酸碱平衡的理论基础 8.1.1 阿伦尼乌斯电离理论 1887年，阿仑尼乌斯提出了酸碱电离理论： 凡是在水溶液中能够电离产生H+ 的物质叫作酸， 能电离产生OH- 的物质叫作碱。,酸：电离出来的阳离子全部是H的物质。 碱：电离出来的阴离子全部是OH的物质。 酸碱反应 酸 + 碱 = 盐 + 水 用电离常数表示酸碱的强弱：,一元酸： HAc = H+ + Ac- 酸碱的电离程度可以用电离度表示：,以醋酸电离为例说明电离度与电离常数的关

2、系： HAc H+ + Ac- 初始：Ca 0 0 平衡： Ca (1) Ca Ca 当很小时(5%),可以近似:,上式称为稀释定律，它表明了浓度、电离度和平衡常数三者之间的关系。 电离常数与电离度都可以反映弱电解质的电离程度，但是两者是不同的，电离常数是平衡常数，是温度的函数，不随弱电解质浓度的变化而变化；而电离度是转化率的一种形式，表示弱电解质在一定条件下的离解百分率，随弱电解质浓度的降低而增大。,多元酸： (1) H2A + H2O = H3O+ + HA- Ka1 (2) HA- + H2O = H3O+ + A2- Ka2,对一般的弱酸，Ka1 Ka2 ， 第二步离解较小，对c(H+

3、)的影响不大。,电离理论的局限性 只适用于水溶液，不适用于非水溶液，也不适用于无溶剂的体系。 不能解释NH3、NaAc的碱性。,阿伦尼乌斯生于瑞典，是近代化学史上的一位著名的化学家， 又是一位物理学家和天文学家 。 在19世纪上半叶，已经有人提出了电解质在溶液中产生离子的 观点，但在较长时期内，科学界普遍赞同法拉第的观点，认为溶 液中“离子是在电流的作用下产生的”。阿累尼乌斯在研究电解质 溶液的导电性时发现，浓度影响着许多稀溶液的导电性。阿累尼 乌斯对这一发现非常感兴趣 ，请教导师后开始实验，整理数据， 此间他又发现了一些更有趣的事实。例如，气态的氨是根本不 导电的，但氨的水溶液却能导电，而且

4、溶液越稀导电性越好。,大量的实验事实表明，氢卤酸溶液也有类似的情况。 多少个不眠之夜过去了，阿累尼乌斯紧紧地抓住稀溶液 的导电问题不放。 他的独到之处就是，把电导率这一电学属性，始终 同溶液的化学性质联系起来，力图以化学观点来说明 溶液的电学性质。,实验仅仅是研究工作的开始，更重要的是对实验结果的 思考。阿累尼乌斯已经完成了足够的实验，他离开实验 室，离开了那些电极、烧杯等设备，开始探索实验数据 背后的规律。 在实验中，阿累尼乌斯发现，很稀的溶液通电后的反 应与浓溶液相比，规律要简单得多。以前的化学家也发 现了在浓溶液中加入水之后，电流就比较容易通过，甚 至已经发现加水的多少与电流的增加有一定

5、的关系。然 而他们却很少去想一想，电流和溶液浓度之间的关系。,通过实验和计算，阿累尼乌斯发现，电解质溶液的浓 度对导电性有明显的影响。“浓溶液和稀溶液之间的差 别是什么?”阿累尼乌斯反复思考着这个很简单的问题。 “浓溶液加了水就变成稀溶液了，可水在这里起了很大 的作用。”顺着这个思路住下想：“纯净的水不导电，纯 净的固体食盐也不导电，把食盐溶解到水里，盐水就 导电了。水在这里起了什么作用?”,他想起英国科学家法拉第1834年提出的一个观点：“只 有在通电的条件下，电解质才会分解为带电的离子。” “是不是食盐溶 解在水里就电离成为氯离子和钠离子了呢?” 这是一个非常大胆的设想。因为法拉弟认为：“

6、只有电流 才能产生离子。”可是现在食盐溶解在水里就能产生离子，与法拉第的观点不一样。,不要小看法拉第观点，虽然1867年他已经去世了，但是 他对物理上的一些观点在当时还是金科玉律。 另外，还有一个问题要想清楚，氯是一种有毒的黄绿色气体，盐水里有氯，并没有哪个人因为喝了盐水而中毒，看来氯离子和氯原子在性质上是有区别的。因为离子带电，原子不带电。那时候，人们还不清楚原子的构造，也不清楚分子的结构。阿累尼乌斯能有这样的想象能力已经是很不简单的了。,他认为，当溶液稀释时，由于水的作用，它的导电性 增加，为什么呢？他指出：“要解释电解质水溶液在稀释 时导电性的增强，必须假定电解质在溶液中具有两种不 同的

7、形态，非活性的分子形态，活性的离子形态。 实际上，稀释时电解质的部分分子就分解为离子，这是 活性的形态；而另一部分则不变，这是非活性的形态”。 “当溶液稀释时，活性形态的数量增加，所以溶液导 电性增强”。伟大的发现！阿累尼乌斯的这些想法，终 于突破了法拉第的传统观念，提出了电解质自动电离 的新观点。,1901年，开始首届评选诺贝尔奖的时候，阿累尼乌斯是物理奖的11个候选人之一，可惜落选了。1902年他又被提名诺贝尔化学奖，他也没有被选上。 1903年，评奖委员会很多人都推举阿累尼乌斯，但是，对于他应获得物理奖还是化学奖发生分歧。诺贝尔化学奖委员会提出给他一半物理奖，一半化学奖，这一方案过于奇特

8、，被否定了。又提出他获奖问题延期至第二年，也被否决。电离学说在物理学和化学两个学科都具有很重要的作用，人们一时很难确定他应该获得哪一个奖项。最后，阿累尼乌斯获得了1903年诺贝尔化学奖。,8.1.2 酸碱质子理论,也称质子酸碱理论，1923年丹麦J.N.布朗斯台德和英国T.M.劳里同时提出。 酸碱的定义 酸：能给出质子(H+)的物质。 例如,强酸,弱酸,NH4+,HCO3-,H2O,Fe(H2O)63+ 碱：能接受质子(H+)的物质。 例如,强碱,弱碱,NH3,Ac-,H2O,CO32-等,酸碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子,HAc=H+Ac- 上式中的HAc是酸，它给出质子后，剩余的

9、Ac-对于 质子具有一定的亲和力，能接受质子，因而是一种碱。 这种因质子得失而互相转变的每一对酸碱，称为 共轭酸碱。,两性物质：既能给出质子(H+)，又能接受质子(H+) 的物质。 例如，HCO3，H2O 酸碱的强弱：通过给出或接受质子的难易来体现。 优点 适合于水溶液、非水溶液和无溶剂体系。 酸碱定义的范围较宽，没有了盐的概念。,共轭酸 = H+ + 共轭碱 HAc = H+ + Ac- H3PO4 = H+ + H2PO4- H2PO4- = H+ + HPO42- HPO42- = H+ + PO43-,质子酸碱的共轭关系,共轭酸和其共轭碱存在着相互依存的关系。 共轭酸的酸性越强,其共轭

10、碱的碱性越弱； 共轭碱的碱性越强,其共轭酸的酸性越弱。 例如，HCl,HAc,HCN的酸性依次减弱, Cl-,Ac-,CN-的碱性依次增强。,HCl + H2O = H3O+ + Cl HAc + H2O = H3O+ + Ac NH3 + H2O = NH4+ + OH H2O + H2O = H3O+ + OH- HCO3- + HCO3- = H2CO3 + CO32- Ac + H2O = HAc + OH H2O + NH3 = NH4+ + OH- HAc + OH- = H2O + Ac-,酸碱反应,离解反应(电离反应),质子自递反应：水分子之间存在着质子的传递作用,水解反应,中

11、和反应,酸碱反应的自发方向： 强酸1强碱2弱碱1弱酸2,由于质子的半径极小，电荷密度极高，它不可能在水溶液中 独立存在（或者说只能瞬间存在）。因此当一种酸给出质子 时，溶液中必定有一种碱来接受质子。 如HAc在水溶液中离解时，溶剂水就是接受质子的碱。 同样，碱在水溶液中接受质子的过程，也必须有溶剂水参加。 如 NH3+H+ = NH4+ H2O= H+OH- - NH3+ H2O= NH4+OH- 同样也是两个共轭酸碱对相互作用而达平衡。只是在 这个平衡中溶剂水是起了酸的作用。,8.1.3 路易斯酸碱理论 （电子理论）,吉尔伯特路易斯 (GilbertNewtonLewis18751946年)

12、 美国化学家。,1923年提出酸碱电子理论,1912年，路易斯到加利福尼亚大学伯克利分校任教，一干就是33年。他担任该校理学院院长兼化学系主任，一直干到70岁才退休。 路易斯十分重视基础教育，他要求化学系的所有教师都要参加普通化学课程的教学和建设，要求低年级学生必须打好基础，为此他选派一流的教师给低年级学生上课。 路易斯认为这就好像建造万丈高楼必须打好坚实的地基一样，学生只有在低年级时打下扎实的底子，包括实验基本功，才能学好高年级和研究生课程。,酸碱电子理论： 酸能接受电子对的物质，可称为路易斯酸， 也称“电子对接受体”。 碱能给出电子对的物质是路易斯碱，也称“电 子对给予体”。 如：Cu2+

13、4(:NH3)Cu(NH3)42+ 常见的路易斯酸碱： 碱- :NH3 ，H2O：, :OH , :Cl 酸-BF3 ,FeCl3, AlBr3 酸碱反应: 酸 + 碱 = 酸碱加合物 例如: H+:OH = H2O FeBr3 +:Br =FeBr4 Ag+2:NH3=Ag(NH3)2+,路易斯酸碱作用的实质是形成配位键的过程，即酸的价 电子层中的空轨道接受碱的孤对电子 ，形成具有配位键 的酸碱配合物。酸碱反应通式： A + :B A:B 路易斯酸 路易斯碱 酸碱配合物 酸碱的电子理论从原子结构的角度考虑酸碱的反应 实质，将酸碱的概念扩大了很多，在无机化学领域， 特别是配位化学方面有很好的应

14、用。 但是，该理论没有定量判别酸碱强弱的依据，在溶剂 反应体系，特别是水溶液体系中的应用有一定的困难。,8.1.4 水溶液中的酸碱反应及其平衡常数,1.水的质子自递反应,Kw与温度有关，为方便计算，在室温时取近似值。 Kw=1.010-14 pKw =-logKw = 14,水的离解平衡质子自递 H2O+H2O = H3O+ +OH- 平衡常数Kw质子自递常数,共轭酸碱对的Ka与Kb的关系,例 共轭酸碱对HAc-Ac-同时存在下述平衡 (1)HAc + H2O = H3O+ + Ac- (2)Ac + H2O = HAc + OH 平衡常数分别为：,Ka(HAc).Kb(Ac-) = KW ,

15、离子酸碱的离解常数换算,对于多元酸碱，注意 与 的对应关系： 例如磷酸：手写。,8.2 溶 液中酸碱组分的分布酸(碱)的浓度总浓度用c表示 如在HAc溶液中，c=c(HAc)+c(Ac-)溶液酸(碱)度用pH(pOH)表示。,8.2.1 一元酸,分布系数溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数,用表示。 例如，在 HAc溶液中存在HAc，Ac- HAc的总浓度 c=c(HAc)+c(Ac-),(HAc)+(Ac-)=1,因为,HAc溶液,HAc 分布系数与溶液pH关系曲线的讨论：,pH 0，以HAc为主； pH = pKa时； 0 = 1= 0.5 ，c(HAc)=c(Ac-)； pH pK

16、a时； 1 0，以Ac-为主 。,8.3 酸碱溶液PH值计算,一、质子条件式 二、一元弱酸弱碱水溶液酸度的计算 三、多元弱酸弱碱水溶液酸度的计算,8.3.1质子条件式,1.质子条件(PBE) 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递。在酸碱反应达到平衡时，碱所得到质子的量(mol)与酸失去质子的量(mol)必相等。用质子得失的平衡关系来计算溶液的酸碱度是比较全面和精确的。,PBE（质子平衡、或质子条件式）式的列出 (1)在酸碱平衡体系中选取质子参考水平（零水准）， 通常选取的是原始的酸碱组分，在很多情况下也就是 溶液中大量存在的并与质子转移直接有关的酸碱组分； (2)从质子参考水平出发，将

17、溶液中其他组分与之比较， 哪个得失质子、得失质子多少？ （3）根据得失质子总数相等的原则，列出质子条件； （4）涉及多级离解的物质时，与零水准比较，质子转移 数在2或2以上的，它们的浓度项之前必须乘以相应的 系数，以保持得失质子的平衡。,例如，对于Na2CO3的水溶液，可选择CO32-和H2O作为参考 水平，由于存在下列反应： CO32-+H2O=HCO3-+OH- CO32-+2H2O=H2CO3+2OH- H2O=H+OH- 将各种形式与参考水平相比较，可知OH-为失质子产物，而 HCO3-、H2CO3和第三个反应式中的H+为得质子产物，应注 意H2CO3是CO32-得到两个质子的产物，

18、因此Na2CO3的水溶 液的质子条件式为： H+HCO3-+2H2CO3=OH-,例如 列出HCl（选HCl和H2O作为参考水平）,HAc（ HAc和H2O作为参考水平） 解 HCl溶液中存在HCl、H2O、H+、Cl-、OH- PBE式为 c(H+)=c(Cl-)+c(OH) HAc溶液中存在 HAc、H2O、H+、Ac-、OH- PBE式为 c(H+)=c(Ac-)+c(OH) 可以肯定，质子等衡式中，不应该出现零水准物质和与质子得 失无关的物质。 用于酸碱度的精确计算,8.3.2一元弱酸弱碱水溶液酸度的计算,HA水溶液的PBE式为： c(H+)=c(A-)+c(OH-),从水的离子积得:

19、,从HA的离解平衡常数式得:,精确计算公式,在实际工作中一般不作精确计算。,HA水溶液的PBE式可写为： c(H+)/c =c(A-)/c +c(OH-) c(A-)/c 则,近似计算公式,近似计算公式的使用条件： Ka ca 20 Kw，即忽略水的离解。 在实际应用中此条件一般都成立。,近似处理一：忽略水的离解,近似处理二：忽略水的离解且弱酸的离解度较小时,最简式的使用条件： Ka ca20 Kw，即忽略水的离解； ca/Ka500，即弱酸的离解度较小。,最简式,例 计算0. 1mol.L-1 HAc溶液的c(H+)。 解 因为 ca/Ka = 0.1/1.810-5 500，所以,当有外加

20、酸碱时,需要老老实实列平衡式!,例 计算0.01mol.L-1二氯乙酸（HA）溶液的pH值。 已知此酸的Ka =3.3210-2。 解 若直接用最简式计算：,这是因为ca/Ka=0.30.5，不能用最简式计算（可以忽略水的离解）。,？,解一元二次方程得 c(H+)/c =0.0080 pH=2.09,近似计算公式,最简式,一元弱碱NH3,Kb cb20 Kw，即忽略水的离解； cb/Kb500，即弱酸的离解度较小。,Kb cb20 Kw，即忽略水的离解,例如一元弱碱的酸度计算 求0.1mol/l甲酸钠溶液PH值及甲酸、甲酸根的平衡浓度.Ka=1.810-4 Jie :列NaA反应方程式 A+H

21、2OHA+OH 开始: 0.1 0 0 平衡: 0.1-X X X 列平衡式:手写,平衡常数? (求Kb) （是否可以用最简式？） P257-258例1-4,8.3.3多元弱酸弱碱水溶液酸度的计算,多元弱酸的分步离解同时达到平衡： (1) H2A+H2O=H3O+HA- Ka1 (2) HA-+H2O=H3O+A2- Ka2 对一般的弱酸，Ka1 Ka2 ，第二步离解较小，对c(H+)的影响不大。 在计算溶液的c(H+)时，可忽略第二步离解，即按一元弱酸计算。,对多元弱酸碱,最简式,cb/Kb1500,ca/Ka1500,例 计算298K时0.10mol.L-1H2S溶液的c(H+)。,解 K

22、a1 = 9.1*10-8 Ka2 = 1.1*10-12 因为Ka1 Ka2 ，只考虑一级离解： H2S = H+ + HS- 又因为ca/Ka1500，所以按最简式计算：,pH=4.12,8.4 缓冲溶液,一、同离子效应 二、缓冲溶液 1. 缓冲溶液的组成及原理 2. 缓冲溶液pH的计算 3. 缓冲溶液的配制,8.4.1 同离子效应,弱电解质的电离平衡和其它化学平衡一样，当外 界条件不变时，电离平衡保持不变，而当外界条件发 生改变时，电离平衡就会发生移动。 在HAc水溶液中，加入少量NaAc固体，平衡向左移动，HAc的离解度降低。 HAc + H2O = H3O+ + Ac-,例 计算0.

23、1mol.L-1 HAc和0.1mol.L-1 NaAc混合溶液的c(H+)和HAc的离解度。 解 平衡为 HAc + H2O=H3O+ + Ac- 起始浓度/1mol.L-1 0.1 0 0.1 平衡浓度/1mol.L-1 0.1-x0.1 x 0.1+x0.1,c(H+) =1.810-5mol.L-1 =0.018% （0.1mol.L-1 的HAc溶液电离度为1.33%）,这种在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强 电解质，使弱电解质电离度降低的现象，称为同离子效应， 同离子效应强烈地影响了弱电解质的电离平衡。 一般的水溶液的PH常易受外来的少量酸、碱的影响。但是外 来少量酸

24、、碱对上述HAc-NaAc混合溶液的PH影响却很小。,8.4.2 缓冲溶液1. 缓冲溶液的组成及原理,许多化学反应要在一定的PH条件下进行。如离子的分离， 通过控制PH达到一种离子沉淀一种不沉淀（下一章沉淀平衡）； 如润版液的PH需要在5左右 如何控制反应的PH，是保证反应正常进行的一个重要条件。 利用酸碱反应中的同离子效应的原理，研究出一种能抵抗少 量强酸、强碱和水的稀释而保持PH基本不变的溶液即缓冲溶液。,缓冲溶液能抵抗少量外来酸碱和抵抗稀释，维持体系pH值基本不变的溶液。 一些缓冲溶液 : HAc-NaAc; NH3-NH4Cl; H2CO3-NaHCO3; H3PO4-NaH2PO4;

25、 NaH2PO4-Na2HPO4 ; Na2HPO4-Na3PO4 缓冲溶液是由共轭酸(大量的)与共轭碱(大量的)所组成的体系，称为缓冲体系。 组成原说法：弱酸（弱碱）+相应盐；多元酸的相邻两级盐。,缓冲原理,溶液中存在平衡 HAc = Ac- + H+ 其中HAc和Ac-的浓度均较大。 加入少量强碱后达到平衡， HAc的浓度有所减少，Ac-的浓度有所增大，但均改变不大，因此溶液的pH值改变不大。 加入少量强酸后达到平衡， HAc的浓度有所增加，Ac-的浓度有所减少，但改变也不大，因此溶液的pH值改变不大。 加水冲稀后，共轭酸碱的浓度同时减少，根据有同离子效应的计算，体系的pH值改变不大。,以

26、HAc-NaAc缓冲溶液为例说明。,弱酸+相应共轭碱缓冲体系：,Ca x Cb,加入碱y：,Ca-y X Cb+ y （极限情况）,加入酸y：,2. 缓冲溶液pH的计算,HAc-NaAc缓冲溶液 HAc +H2O = H3O+ + Ac- 起始浓度 ca 0 cb 平衡浓度 ca-x ca cb+x cb x,NH3 + H2O = NH4+ + OH- 起始浓度 cb ca 0 平衡浓度 cb-x cb ca+x ca x,NH3-NH4Cl缓冲溶液,从缓冲溶液的计算公式可以得到，稀释对溶液的pH影响不大。 但稀释过度，溶液的pH值会发生变化。例如， NH3 + H2O = NH4+ + O

27、H- 起始浓度 cb ca 0 稀释后浓度 cb-x ca+x x,如果稀释后浓度与X比较，X不能忽略，则X改变。比如多倍稀释后，溶液PH接近7.,与缓冲比(ca/cb)有关： 当缓冲比ca/cb=1时缓冲能力最大； 当缓冲比ca/cb=1/1010/1时，缓冲能力较大； 当缓冲比ca/cb超出1/1010/1时，缓冲能力较小。 与缓冲溶液浓度有关，浓度越大，缓冲能力越大。 将pH=pKa 1称为缓冲范围。,缓冲溶液的缓冲能力,缓冲能力影响因素：CA、Cb越大，缓冲能 力越大； CA/Cb越接近1，缓冲能力越强，CACb 的比值超出0.110的范围时(即相差10倍时)， 体系失去缓冲能力。(产

28、品示例:酒精润版液) 缓冲范围：PH=Pka1 缓冲范围示例： 醋酸/醋酸钠Pka=4.75(3.755.75) 氯化铵/氨水Pkb=3.75(14-3.75=9.25) 甲酸/甲酸钠Pka=3.75(2.754.75） NaH2PO4/ Na2HPO4 Pka2=7.2（6.28.2）,3. 缓冲溶液的配制,分类 用作控制溶液的pH值； 作为标准缓冲溶液，用作酸度计的参比溶液。,一些已被国际上规定作为测量溶液pH值时的标准参照物,缓冲溶液的选择和配制原则,（1）对分析过程没有干扰; （2）尽量选择pKa pH的缓冲体系; （3）缓冲体系的浓度要足够大(0.11mol.l-1)。 （4）计算出

29、缓冲对的浓度，配制，用酸度计测定并微调其pH。,(1) 混合溶液中HAc和NaAc的浓度均为 0.10 moldm-3，试计算该溶液的pH。 (2) 于体积为1dm3的该溶液中加入0.005 mol NaOH (假定体积不变)，溶液的pH是多少? (3) 于1 dm3纯水中加入0.005 mol NaOH(假定体积 不变)，溶液的pH是多少?,Question,Solution,（1）pHlg(1.810-5)lg(0.10/0.10) = 4.76,（2） pHlg(1.810-5)lg(0.095/0.105) = 4.80,（3）pH pOH = 14.00 + lg (0.005) =

30、 11.70,Question,欲使甲酸(HCOOH)与甲酸钠 (HCOONa)组成pH=3.80的缓冲溶液，c(HCOO-)与c(HCOOH)的比值应是多少？(甲酸的 = 1.7710-4),Solution,pH=3.80 ， c(H+)1.610-4moldm-3,HCOOH + H2O HCOO- + H3O+,Question,人体内的血液是怎样起到缓冲作用的?,Solution,肾和肺是支配 缓冲体系的两个重要器官。,人的血液呈微碱性, pH的正常值应在7.357.45之间。 血液的缓冲作用主要是靠 体系完成的。正常血浆中 和H2CO3的浓度分别约为0.024 moldm-3和0.

31、0012 moldm-3。,课堂练习： 1.是非题 1）碳酸钠和氢氧化钠的混合溶液具有缓冲能力（ ） 2）将适量的醋酸钠晶体加入醋酸溶液中，则醋酸的 电离常数值会增大（ ） 3）同离子效应可以使溶液的PH值增大，也可以使其 减小，但一定会使电解质的电离度降低（ ） 4）将氨水的浓度稀释一倍，溶液中的氢氧根离子浓度 就减少到原来的一半（ ） 5）常温时弱电解质的浓度越稀，电离度越大，而电离 常数却不变（ ）,2. 298K，某一元弱酸（HA）的0.01mol/l水溶液pH=4，求： 1）该弱酸的电离常数Ka及电离度值； 2）溶液稀释一倍后Ka及值。 3. 298K，已知HCN的Ka=5.810-

32、10；H3PO4 的Ka1=6.710-3，Ka2=6.210-8， Ka3=4.510-13，计算下列个溶液中的c(H+)。 1）0.01mol/lHCl; 2) 0.01mol/lHCN; 3) 0.01mol/lH3PO4。,4.在100ml0.10mol/l氨水中加入1.07gNH4Cl时（设体 积不变），溶液的pH值为多少？在此溶液中再加入 100ml水时，pH值有何变化？（Kb(氨水)=1.810-5） 5.计算下列混合溶液的pH值。 1）将PH=8和PH=10的NaOH溶液等体积混合； 2）将PH=2和PH=13的强电解质溶液等体积混合。 6.欲配制PH=9，氯化铵浓度为1mol

33、/l的缓冲溶液500 毫升： 1）计算需密度为0.932g/ml的含氨量为18.24%的浓氨 水多少毫升及固体氯化铵多少克？ （Kb(氨水)=1.810-5） 2）简述缓冲溶液的配制方法。,解题： 1. 1）-，2）-， 3）+， 4）-， 5）+ 2.根据溶液的pH值，就可知溶液中存在的H+浓度（10-4），有了H+浓度就可知平衡时 各物质浓度，将其数值分别代入平衡常数表达式中，就可求得平衡常数。 1） 解得： Ka=110-6 =（HA已解离的浓度/HA原始浓度）100%=1% 2）将容溶液稀释一倍后，弱酸浓度减半变为0.005mpl/l。由于温度没变，故Ka 不变。但此时弱酸的H离子浓度值不能认为也稀释一倍，要根据弱酸的电离常数 计算求得。设平衡H离子浓度为X HA = H + A 平衡 0.005-X X X 代入平衡常数表达式中： 由于Ka较小，可作近似计算：0.005-X0.005 解得：X=7.1 10-5 =（7.1 10-5/0.005）100%=1.42%,3.首先要分清上述三种溶液为哪