4.酸碱滴定解析
分析化学(第二版)第四章酸碱滴定法
分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、缓冲溶液作用原理
二、缓冲溶液的pH计算
配制缓冲溶液时，可以查阅有关手册按配方配制，也可 通过相关计算后进行配制
三、缓冲容量和缓冲范围
1.缓冲容量 2.缓冲范围
四、缓冲溶液的选择和配制
1.缓冲溶液的选择原则
① 缓冲溶液对分析过程没有干扰 ② 缓冲溶液的ｐＨ应在所要求控制的酸度范围内 ③ 缓冲溶液应有足够的缓冲容量 2.缓冲溶液的配制
（1）一般缓冲溶液
（2）标准缓冲溶液
四、缓冲溶液的选择和配制
四、缓冲溶液的选择和配制
第三节 酸碱指示剂
1 2 3
分析方法的分类 分析化学的步骤 分析方法的分类
4
分析化学的步骤
一、指示剂的作用原理
一、指示剂的作用原理
Байду номын сангаас
一、指示剂的作用原理
二、指示剂的变色范围
1.指示剂的颜色变化与溶液pＨ的关系
4
计算示例
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
1.配制
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质邻苯二甲酸氢钾标定
一、NaOH标准滴定溶液的配制和标定
（2）用基准物草酸标定
二、HCL标准溶液的配制和标定
1.配制
二、HCL标准溶液的配制和标定
2.标定 （1）用基准物质无水碳酸钠标定
三、滴定方式和应用
② 甲醛法
四、计算示例
Thank you
第四章 酸碱滴定法
第四章 酸碱滴定法
1 概述
2 缓冲溶液
3 酸碱指示剂 4 酸碱滴定曲线及指示剂的选择
酸碱滴定的滴定曲线解析
酸碱滴定的滴定曲线解析酸碱滴定是化学实验中常见的一种分析方法，用以确定溶液中酸碱的浓度。
在酸碱滴定实验中，滴定曲线是一个十分重要的参数，通过对滴定曲线的解析，我们可以更好地理解滴定过程，获得更准确的分析结果。
本文将对酸碱滴定的滴定曲线进行详细解析。
1. 滴定曲线的定义和特征在酸碱滴定实验中，我们将一定浓度的酸或碱溶液滴加到待测溶液中，直至达到等量点，即溶液的酸碱物质完全中和。
我们可以通过记录滴定过程中溶液的pH值，绘制出滴定曲线。
滴定曲线通常呈现出S形状，分为以下几个阶段：(1) 初始平台阶段：在滴定开始时，待测溶液的pH值处于初始平台阶段，此时已滴加的酸碱溶液对溶液的酸碱性并没有明显改变。
(2) 斜坡阶段：随着滴定酸碱溶液的不断滴加，待测溶液的pH值逐渐发生变化。
在斜坡阶段，溶液的pH值会迅速发生变化。
(3) 等量点阶段：滴定过程中存在一个等量点，即酸碱滴定溶液的化学计量反应达到平衡，酸和碱的摩尔比为1:1。
等量点阶段的pH值最为明显，达到最大或最小值。
(4) 下降曲线阶段：在等量点之后，滴加酸碱溶液会使溶液的pH值迅速下降，直至达到最终的中和点。
2. 滴定曲线的解析和应用(1) 初始平台阶段的解析：在初始平台阶段，滴定溶液的pH值处于一个相对稳定的水平。
根据初始平台的位置，我们可以初步判断待测溶液是酸性还是碱性。
若初始平台位于较低的pH值处，说明待测溶液是酸性的；若初始平台位于较高的pH值处，说明待测溶液是碱性的。
(2) 斜坡阶段的解析：斜坡阶段的斜率反映了滴定速度，斜率较大则说明在滴加少量的滴定液后溶液酸碱性立即发生变化，反之则说明酸碱中和的速率较慢。
(3) 等量点阶段的解析：等量点对应着滴定溶液的化学计量反应达到平衡状态，该点处的pH值最为明显。
根据等量点的位置，我们可以确定待测溶液的浓度。
(4) 终点和终点误差的解析：终点是指滴定溶液中指示剂的颜色发生明显变化的点，一般与等量点相近。
若终点比等量点稍微滴加多一点酸碱溶液，会导致误差的产生，因此需要掌握适当的滴定体积，以减小误差。
分析化学-四酸碱滴定法
pKa1+pKb2=pKw
pKb2 = pKw- pKa1=14-7.24=6.76
14
2020/7/7
3. 多元酸碱的离解反应
H3A
Ka
Ka
Ka
1
2
3
Kb3 H2A-
Kb2
HA2-
Kb1
A3-
Kbi
Kw Ka ni1
15
– pKb1 = 14.00 pKa3
C6H5NH2
H2C2O4 C6H5COOH C6H5NH3+ H3BO3
17
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4. 酸碱中和反应(滴定反应) :
Kt—滴定反应常数
H+ + OH-
H2O
Kt
1 Kw
1014.00
H+ + A-
HA
1 Kt Ka
OH- + HA
H2O + A-
1 Kt Kb
18
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NH3 + H2O NH4++OH共轭
7
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二、酸碱反应平衡常数与酸碱强度
1 酸碱强度的表示方法（以水溶液为例）
酸的强度：取决于将质子给于水分子的能力， 通常可用酸在水中的酸反应平衡常数(离解常 数ka)来衡量，ka越大，酸性（酸的强度）越 大，有时也用pka来表示，pka越小，酸性 （酸的强度）越大。
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
酸
NH4+ NH3 +
H+
HCO3- CO32- +
H+
化学反应中的酸碱滴定反应
化学反应中的酸碱滴定反应酸碱滴定反应是化学实验中常用的一种定量分析方法，用于确定溶液中酸或碱的浓度。
滴定反应通过滴加一定浓度的酸或碱溶液至待测溶液中，根据反应的化学方程式和滴定终点的指示剂颜色变化来确定待测溶液的酸碱浓度。
一、酸碱滴定反应的原理酸碱滴定反应基于酸和碱中的氢离子和氢氧根离子之间的化学反应。
在滴定中，酸溶液与碱溶液反应时，氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）结合生成水（H2O）。
反应的化学方程式可以表示为：酸 + 碱→ 盐 + 水滴定终点是指在反应中所加入酸或碱的化学计量上已经完全和待测溶液中的酸或碱反应完成。
通常在滴定终点使用指示剂来指示，指示剂能够根据溶液的 pH 值变化而改变颜色。
滴定终点的颜色变化是滴定反应结果的依据。
二、滴定实验的步骤1. 准备滴定仪器和试剂：使用干净的滴定管、滴定瓶等仪器，准确称取适量的酸或碱试剂，加入到滴定瓶中。
2. 添加指示剂：根据滴定反应的性质选择合适的指示剂，添加到待测溶液或试管中。
3. 开始滴定：通过滴定管滴加已知浓度的酸或碱溶液，注意每次滴定的滴量要尽量相同。
4. 摇晃容器：每一滴溶液滴入后，反复轻轻摇晃容器并观察指示剂颜色的变化。
5. 到达滴定终点：当指示剂颜色发生明显的变化时，停止加入滴液，记录滴定消耗的酸溶液或碱溶液的体积。
6. 再次滴定：如果初次滴定的滴量接近于理论的滴定终点时，可以进行第二次的滴定，以提高准确性。
7. 计算结果：根据滴定实验中滴定溶液消耗的体积和浓度，可以计算出待测溶液中酸或碱的浓度。
三、滴定反应的应用酸碱滴定反应广泛应用于许多领域，如环境监测、药学、食品和饮料行业等。
以下是几个常见的应用实例：1. 酸雨检测：滴定法可以用于测定雨水或水体中的酸度，判断是否存在酸雨现象。
2. 药物分析：滴定法可以用于药物中酸碱度的测定，从而确保药物的有效性和安全性。
3. 食品饮料分析：滴定法可以用于测定食品和饮料中的酸度和碱度，以调整产品的口感和pH值。
分析化学课件 第四章 酸碱滴定法
[OH-]=(0.1000×0.02)/(20.00+20.02)
= 5.0×10-5 mol·L-1 pOH=4.30, pH=14-4.30= 9.70
2020年11月7日星期六3时
37分22秒
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讨论:强碱滴定强酸的滴定曲线
1）滴定前加入18mL,溶液pH变化仅 为:2.28-1=1.28；而化学计量点前 后共0.04 mL(约1滴),溶液pH 变化 为:9.70-4.30=5.40 (突跃)。
碱式色
2020年11月7日星期六3时 37分22秒
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→甲基橙（methyl orange，MO)-双色
pH≤ 3.1,酸式色，红色； pH 4.4, 碱式色，黄色； pH 3.1-4.4，两种形式共存，为混合色，橙色。
2020年11月7日星期六3时 37分22秒
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若±0.1%误差范围内突跃范围为 4.30~9.70
酚酞（8.0 ~ 10.0）：半滴溶液， 无色变粉红。
甲基红（4.4 ~6.2）：半滴溶液， 红变橙；
甲基橙（3.1 ~ 4.4）：半滴溶液， 橙变黄；
3）选择指示剂的原则：
1.变色范围全部或部分在突跃范围内的指示剂指示
终点，即可保证终点误差在允许的范围。
02.00.102000 1050..130 ~9.87.070
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5）影响强酸强碱滴定突跃范围大小的因素
酸碱的浓度：浓度变为原1/10，则计量点前后H+、OH-的浓度均 为原来的1/10，所以突跃范围约减小2个pH单位。 故：酸碱滴定中，滴定剂和被测物溶液的浓度不低于~ 0.1mol/L
高中化学重要知识点解析酸碱滴定与指示剂选择
高中化学重要知识点解析酸碱滴定与指示剂选择一、酸碱滴定与指示剂的概念在化学实验中，酸碱滴定是一种常用的分析方法，用于确定溶液中酸碱浓度的方法。
它通过滴定管滴加一种称为滴定液的溶液，直到溶液的酸碱中和完全。
滴定液通常是一种已知浓度且反应性质已知的酸、碱或氧化还原剂。
指示剂是酸碱滴定中的另一个重要组成部分，它的作用是指示滴定终点的变化，即从酸碱指示剂颜色的变化来确定滴定的终点。
二、酸碱滴定中常用的指示剂1. 酚酞：酚酞是一种常用的酸碱指示剂，它在酸性溶液中呈现无色，在碱性溶液中呈现深红色。
由于酚酞的颜色变化比较明显，所以它在一些滴定实验中应用广泛。
2. 甲基橙：甲基橙是一种广泛应用于酸碱滴定的指示剂。
它在酸性溶液中呈现红色，在碱性溶液中呈现橙色。
甲基橙的变色范围较大，适用于不同酸碱反应的滴定。
3. 酸性紫：酸性紫是一种常用的指示剂，它在弱酸性溶液中呈现红色，在中性和碱性溶液中呈现蓝色。
酸性紫的变色范围适中，适合于许多酸碱滴定实验。
4. 金黄色木酚：金黄色木酚是一种在酸性溶液中呈现黄色，在碱性溶液中呈现红色的指示剂。
它的变色范围较窄，通常应用于酸性滴定。
5. 溴酚蓝：溴酚蓝是一种广泛应用于酸碱滴定的指示剂，它在酸性溶液中呈现黄色，在碱性溶液中呈现蓝色。
溴酚蓝的变色范围较大，适用于不同酸碱反应的滴定。
三、指示剂选择的原则1. 指示剂的颜色变化与滴定终点一致：选择的指示剂应在滴定终点附近发生明显的颜色变化，以确保准确判断滴定反应的终点。
2. 指示剂的变化范围与滴定液的pH范围匹配：指示剂的变色范围应该与滴定反应涉及的pH范围相匹配，以避免颜色变化范围过大或过小而导致误判。
3. 指示剂应具有明显的颜色变化：为了方便观察和判断滴定终点，选择那些颜色变化明显的指示剂。
4. 指示剂的使用量应适量：过少的指示剂可能导致颜色变化不明显，过多的指示剂可能干扰滴定的结果。
因此，应根据具体实验情况选择适量的指示剂使用。
四、酸碱滴定实验注意事项1. 实验前应仔细准备滴定仪器和试剂，确保实验环境干净整洁。
酸碱比较滴定的原理
酸碱比较滴定的原理酸碱滴定是一种定量分析方法，通过加入已知浓度的酸或碱溶液滴定到待测溶液中，利用酸碱反应的化学计量关系，确定待测溶液中酸碱的浓度。
酸碱滴定的原理基于酸碱中和反应的化学方程式、酸碱滴定量和滴定剂的性质。
酸碱中和反应的化学方程式是酸碱滴定的基础。
一般情况下，酸和碱反应生成盐和水。
酸碱滴定反应的一般化学方程式如下：酸+碱→盐+水在酸碱滴定中，滴定剂是非常重要的。
滴定剂应该具备一些特殊的特性，如滴定剂的浓度应该能够精确的测定，反应应该是快速、完全的，还应该具有明显的颜色改变指示剂等等。
根据滴定剂的性质，酸碱滴定分为酸基滴定和碱基滴定两种。
酸基滴定是使用酸性滴定剂进行滴定的方法，滴定过程中，酸液中的酸性滴定剂与碱溶液中的碱发生中和反应。
酸基滴定时，常用的滴定剂是强碱，如氢氧化钠（NaOH）。
滴定时，滴定剂溶液中的OH-与待测溶液中的酸反应生成水，这个反应称为酸碱指示器。
碱基滴定是使用碱性滴定剂进行滴定的方法。
滴定过程中，滴定剂中的碱性滴定剂与酸性溶液中的酸发生中和反应。
碱基滴定时，常用的滴定剂是强酸溶液，如盐酸（HCl）。
滴定剂溶液中的H+与待测溶液中的碱反应生成水，这个反应称为酸碱指示剂。
酸碱滴定的过程包括以下几个步骤：1.准备滴定剂：根据反应方程式和知道溶液的浓度，选择相应的滴定剂，并按要求准备稀释的溶液。
2.准备样品：将待测溶液准备好，并记录其初始体积。
3.滴定过程：将待测溶液倒入滴定烧杯中，加入一滴指示剂（指示剂会根据反应过程的性质在特定的pH范围内改变颜色）。
开始以一滴滴定剂的方式滴入，同时搅拌，当指示剂颜色发生显著改变时，进入下一步。
4.终点判断：根据酸碱指示剂颜色变化判断滴定终点，即酸和碱完全中和的点。
常用的指示剂有苯酚蓝、溴甲酚绿等。
当滴定剂中的酸性指示剂所呈现的颜色发生变化时，表示滴定到了终点。
5.记录滴定量：记录滴定剂的体积。
通过使用酸碱反应的化学计量关系，可以计算出待测溶液中酸碱的浓度。
分析化学 第 4 章 酸碱滴定法
pH
p
KΟ a,2
时，
(HC 2O4
)
(C
O2
24
)
例如草酸三种型体的δ与 pH 的关系图为:
可见,当
pH
＜p
K
Ο a,1
时,
主要存
在型体
是
H
2C2O4
p
K aΟ,1＜pH
＜p
KΟ a,2
时,
主要存在型体是
HC2O4
pH ＞p
KΟ a,2
时, 主要存在型体是
C2O42
同理可推出 3 元酸（有 4 中型体）的各δ：
第 4 章 酸碱滴定法 acid-base titration
4.1 水溶液中酸碱平衡的处理
即几种基本方程的写法。利用这些基本方 程可推导出计算溶液 pH 的各种公式。
一、物料平衡 MBE(即物料平衡方程的简称)
根据已有的知识：列方程应有合理的依据。 那么，列物料平衡方程的依据是什么呢？
依据 某组分的总浓度 c 等于该组分各型 体的平衡浓度 ce 之和。
二、电荷平衡 CBE
依据 平衡时溶液中正电荷总数等于负电
荷总数。
例如 Na2CO3 溶液
平衡时溶液中正离子有 Na+ 和
CBE 为
水解离出的 H+ , 负离子有CO32HCO3- 和水解离出的 OH- 。
ce(Na+) + ce(H+) = ce(OH-) + ce( HCO3-) + 2ce( CO32-)
≥
10
时,显 In- 色,此时pH
≥
p
K
a
1
ccrr,e,e((HInIn- ))≤0.1时显HIn色，此时pH≤pKa -1 ⊖
分析化学酸碱第四章酸碱滴定法
HAc
δ0 δ Ac
Ac
cHAc
δ1 δ 0 δ HAc δ Ac
Ac Ka HAc Ac Ka H H K a 1 Ka H K a H
由上式我们可以看出： 值是H＋浓度的函数，而与其 分析浓度无关。有了分布系数及分析浓度即可求得溶 液中酸碱各种存在形式的平衡浓度。
参考水准法
⑴选取基准态物质。基准态物质是与质子转换有关的酸碱组分， 通常以起始酸碱组分和溶剂分子作基准态物质。 ⑵ 根据溶液中酸碱平衡情况，以质子基准态物质为基准，将溶 液中其它组份与之比较，那些是得质子的，哪些是失质子的， 然后绘出得失质子图。 ⑶由得失质子示意图，写出质子平衡式。 例如：在HAc水溶液中，大量存在并参加质子转移的物质是 HAc和H2O（不要漏掉溶剂分子！）选择两者做为参考水准。 对于HAc来说，其失去一个质子的产物为Ac -；对H2O来说， 其即可以得质子而生成H3O＋，又可以失质子而生成OH-，画出 得失质子产物示意图：
OH 1 1 Ka NH H H Ka OH K 4 b 1 1 NH Ka 3
δ NH 4
NH H Kb NH NH H Ka O H Kb
分布系数δ 与pH之间的关系曲线δ -pH称为分布曲线。 p51,图4-1是HAc溶液的分布曲线。从图中可以看出： （1） HAc 随pH增高而减小，而 Ac随pH增高而增大。 （2）pH<<pKa时(pH≈pKa-2), HAc 1 ,溶液中存在的主要形 式为HAc。当 pH>>pKa时(pH≈pKa+2) , ,溶液中存 1 Ac 在的主要形式为Ac-。 （3）pH=pKa时(pH=4.74)，两曲线相交, 此时 HAc Ac
酸碱滴定法解析
杯中，溶解后定量转移到容量 瓶中，加入蒸馏水，定容， 摇匀。
间接法：
？
(1) 配制溶液(例：NaOH,HCl) 配制成近似所需浓度的溶液。
(2)标定 用基准物或另一种已知浓度的
标准溶液来滴定。
(3)确定浓度 由基准物质量
（体积、浓度）， 计算确定之。
五、标准溶液浓度表示法
1.物质的量浓度 单位体积溶液中所含溶质的物质的量。
滴定分析是将一种已知准确浓度的试 剂溶液（标准溶液），滴加到被测物质 的溶液中（或将被测物质溶液滴加到标 准溶液中），直到所滴加的试剂与被滴 定的物质按照化学计量关系定量反应为 止，然后根据标准溶液的浓度和用量， 计算被测物质的含量。
其特点是：适用于常量分析
准确度高(误差<0.1%)
操作简便、快速、费用低
第三章 酸碱滴定法
第一节 滴定分析概述
一、概述 二、滴定分析法的分类 三、滴定分析对化学反应 的要求及滴定方式 四、基准物质和标准溶液 五、标准溶液浓度表示法 六、滴定分析中的计算
第一节 滴定分析概述
一、概述
(1)滴定分析法 (2)标准溶液 (3)化学计量点（等当点） (4)指示剂 (5)滴定终点 (6)终点误差 (7)滴定曲线
一、酸碱理论 电离理论：在水中，凡能电离出氢离子（质
子）的化合物叫做酸，凡能电离出氢氧根离 子的化合物叫做碱。
电子理论：凡能给出电子对的分子、离子
或原子团都叫做碱，凡能接受电子对的分子、 离子或原子团都叫做酸。
质子理论：凡能给出质子的分子或离子都
叫做酸，凡能与质子结合的分子或离子都叫 做碱。
质子理论
可降低 称量误差
(4)具有较大的摩尔质量。为什么？
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第四章 酸碱滴定法
§4-1 酸碱度的计算简介 §4-2 酸碱指示剂 §4-3 酸碱滴定原理 §4-4 酸碱滴定的终点误差
第四章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是以酸碱中和反应为基础的滴定分析方法，又称中和 法。
强酸强碱
H3O++OH－
2H2O
强酸弱碱
H3O+ + A－
HA－+ H2O
弱酸强碱 HA+OH－
失质子产物 Ac－、HO－ PBE为：
[H3O+]＝[Ac－] + [OH-]
例4-2 解
例4-3 解
写出 NH4Ac 溶液的质子条件。
得质子后产物
H 3O 、HAc
参考水准
NH 4、Ac 、H 2O
失质子后产物 NH 3、OH PBE ： 〔H 3O 〕〔HAc 〕＝〔NH 3〕〔OH〕
conjugate base proton
酸碱可以是中性 分子、阴离子或 阳离子。
H2CO3 - H+ ƒ HCO3- -H+ ƒ CO32-
两性物质
共轭酸碱对：HAc—Ac-
HAc H2O H3O Ac
K
θ a
[H ][Ac ] [HAc]
Ac H2O HAc OH
〔H〕〔HAc〕＝〔NH3〕〔OH〕
写出 Na2S 溶液的质子条件。
得质子后产物
H 、HS 、H 2S
参考水准
S2、H2O
失质子后产物
OH
PBE： 〔H〕〔HS-〕 2〔H2S〕＝〔O H〕
二、酸碱溶液中酸碱度的计算 1. 强酸强碱溶液酸碱度的计算
以HCl为例讨论强酸溶液的酸度计算，其PBE为：
HIn
H+ + In-
指示剂分子 HIn 与阴离子In- 两者颜色不同， HIn 与 In 的颜色分别为指示剂的酸式色和碱式色。 当溶液的 pH 值改 变时，离解平衡发生移动，指示剂的存在状态和结构发生变 化， 从而颜色随之改变。
Na2CO3、Na3PO4。
Kb1 Kb2 , 或 Kb1 Kb2 Kb3， 〔H〕＝ Ka1 c ; 〔OH〕＝ Kb1 c
4. 两性物质溶液酸度的计算
NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4 以及 NH4Ac 等都是两性物质。
NaHA型（NaHCO3，NaH2PO4） 〔H〕＝ Ka1 Ka2
例：写出 HAc 溶液的质子条件。
1. 选取参考水准（与质子转移 有关的酸碱组分）。 参考水准： 通常是起始酸碱组分和溶剂分子。
2. 以参考水准为起点，分别写 出得到质子后的产物 和 失去质子 后的产物。
3. 根据质子等衡原理，写出 PBE。PBE中不含参考水准物。
得质子产物
H3O+
参考水准 HAc、H2O
H2O+A－
凡能与酸碱直接或间接发生中和反应的物质，几乎均可采用此法 进行测定，故酸碱滴定法是滴定分析中的重要方法之一。
质子理论：凡能 给出 质子的物质是酸；凡能 接受 质子的物质是碱。 酸给出质子后剩余部分为碱； 碱接受质子后生成物为酸， 它们的关 系为：
共轭酸
conjugate acid
共轭碱 + H+
＝1.7 1010
pH ＝9.78
§4-2 酸碱指示剂
一、酸碱指示剂 的变色原理
酸碱滴定过程中, 滴定反应一般不发生任何外观的变化， 常需借助指示剂的颜色改变来判断滴定的终点。 在酸碱滴定 中，所加入的指示剂叫酸碱指示剂。
酸碱指示剂本身为弱的有机酸或弱的有机碱，以 HIn 为 弱酸型指示剂的通式，则其离解平衡为：
PBE： [H+] ＝ [A-]+ [OH-]。
H+ + OH-
〔A 〕＝
K〔a HA〕， 〔H〕
〔OH
〕＝ Kw 〔H〕
在常规分析中所用的一元弱酸弱碱溶液浓度c＞10－6 ，
故常用 最简式 来计算溶液中的酸碱度。
一元弱酸
〔H〕＝ Ka c
一元弱碱
〔OH〕＝ Kb c
至于精确式、比较精确式和近似式，不再讨论，只采用最简式。
〔H〕＝c ＋ c2＋4Kw 2
（4 1）
对于一元强碱 NaOH 溶液也可以用同样方法处理：
① 当 c＞10－6 时， [OH-]＝c 或 pOH＝－lgc
② 当 NaOH 溶液很稀，即 c≤10－6 时，则
〔OH〕＝c ＋ c 2＋4K w 2
2. 一元弱酸弱碱溶液酸碱度的计算
HA
H+ + A- ， H2O
例4-6 解
Na2HA型(如Na2HPO4 ) 〔H+〕＝ Ka2 gKa3
计算 0.010 mol·L－1 Na2HPO4 溶液的pH 值？
查表得知，HPO
2 4
的
K
a
＝
2
6 .3
108，K
a
＝
3
4 .4
1013
所以， 〔H〕＝ Ka2 Ka3 ＝ 6.3 108 4.4 1013
例4-5 解
计算 0.010 mol ·L-1 的甲酸溶液的 pH 值。 查表，甲酸的 Ka＝1.8×10-4
（1） 按最简式计算， 〔H〕＝ Kac ＝ 1.8 104 0.010 ＝1.3 103
3. 多元酸、碱溶液酸碱度的计算
H2CO3、H3PO4
Ka1 Ka2 , 或 Ka1 Ka2 Ka3
NH3 H2O NH4 OH
H2O H2O H3O OH
NH3 HAc NH4 OH
酸 1
碱 2
酸2
ห้องสมุดไป่ตู้
碱 1
§4-1 酸碱度的计算简介
一、质子条件
质子条件(质子等衡式)：在酸碱平衡中，酸失去质子的总数 等于碱得到质子的总数， 用 PBE 表示。
得质子产物
H+
参考水准 失质子产物
HCl、H2O OH－、Cl－
PBE：[H+]＝[OH-] + [Cl-] ＝[OH-] + c (HCl)
① c (HCl)为HCl 的相对浓度，当 c＞10－6 时，水的 离解可以忽略，上式中[OH-]项可忽略不计，
[H+]＝c 或 pH＝－lgc
② 当 c≤10－6 时，水的离解不可忽略，上式中[OH-]项 不能舍去，
Kb
[HAc][OH ] [Ac- ]
K
a
• Kb
K
w
H3 AKKba31 H2 A KKba22 HA2 KKab13 A3
K
a1
• Kb3
K a2
• Kb2
K
a3
• Kb1
酸碱反应
HAc H2O H3O Ac