3酸碱溶液H 的计算方法
第三章 酸碱滴定法3
1强酸（碱）：2一元弱酸(碱): HA (A -)多元弱酸(碱): H n A (A n -)3.两性物质: HA -4.共轭酸碱(缓冲溶液）: HA+A -+2HCl HCl 1[H ](()4)2W C C K =++上次课重点回顾一、酸碱溶液[H +]计算：+HCl[H ]C =二、酸碱指示剂：理论变色点：pH=pKa HIN 理论变色范围：pH=pKa HIN ±13. 5 酸碱滴定基本原理a----掌握滴定曲线滴定曲线：酸碱滴定过程中溶液pH值随滴定剂用量变化的曲线。
(1)判断滴定突跃大小；突跃范围：滴定剂加入99.9％------滴定剂过量0.1％时溶液中pH值的变化范围。
(2)选择指示剂指示剂的选用原则：指示剂的变色范围处于或部分处于pH 值突跃范围内，理论变色点越接近化学计量点越好(3)确定滴定终点与化学计量点之差；一、滴定曲线与指示剂的选择 一元酸碱滴定曲线1、强酸滴定强碱或强碱滴定强酸2、强碱滴定弱酸3、强酸滴定弱碱4、强碱滴定混合酸或强酸滴定混合碱多元酸碱滴定曲线3.5.1 强酸碱滴定滴定前:[H +] = c (HCl) = 0.1000 mol·L-1sp 前（不足0.1%）:(H )(H )(OH )(OH )(OH H ))[](H c c V V V V -++++--⋅⋅-=+sp:7.00w [H ][OH ]10K +--===sp 后(过量0.1%）:(H )(H )[O (OH )(OH )(OH )H ](H )c V V c V V ++-+----⋅=+⋅2OH H H O-++=+-11[H ][OH ]t WK K ==⋅滴定常数：例：0.1000 mol·L -1NaOH滴定20.00 mL0.1000 mol·L -1HCl0.1000mol·L -1NaOH 滴定20.00mL 0.1000mol·L -1HClNaOH mLT %剩余HCl mL 过量NaOHpH[H +]计算0.00020.00 1.00滴定前: [H +] = c (HCl)18.0090.0 2.00 2.28sp 前:[H +] =19.8099.00.20 3.3019.9899.90.024.30sp: [H +] = [OH -]= 10-7.0020.00100.00.000.007.0020.02100.10.029.7020.20101.00.2010.70sp 后: [OH -] =22.00110.0 2.0011.6840.00200.020.0012.52(H )(H )(OH )(OH )(H )(OH )c V c V V V ++--+-⋅-⋅+(OH )(OH )(H )(H )(H )(OH )c V c V V V --+++-⋅-⋅+突跃计算见教材85页0.10 mol·L-1HCl↓0.10 mol·L-1NaOHPP 8.0 MR 5.07.04.39.72468101214050100150200强酸碱滴定曲线0.10 mol·L-1NaOH↓0.10 mol·L-1HClPP 9.0MR 6.2MO 4.4*9.08.0PP*6.2*4.4MRMO5.04.0sp-0.1%突跃sp+0.1%3.1pH（3)选择指示剂一元强酸碱滴定曲线（1）滴定曲线(2)判断滴定突跃大小突跃范围：滴定剂加入99.9％---滴定剂过量0.1％的pH 变化范围：指示剂的选用原则：指示剂的变色范围处于或部分处于pH 值突跃范围内，理论变色点越接近化学计量点越好7.04.39.72468101214050100150200*9.08.0PP *6.2*4.4MR MO 5.04.0sp-0.1%突跃sp+0.1%3.1T /%pH浓度对强碱滴定强酸的滴定曲线突跃范围的影响NaOH ↓HCl7.05.38.74.39.710.73.302468101214050100150200T/ %p H0.01mol·L -11mol·L -10.1mol·L -1PP9.03.16.24.45.04.0MRMO 浓度增大10倍,突跃增加2个pH 单位.⏹当: K a ·C ≥20K w(10-12.7)近似式：最简式：HAa [H ]K C +=2a a HA a 1[H ](-K +K +4C K )2+= C / Ka < 500⏹当: K a ·C < 20K w (10-12.7C / Ka ≥ 500C / Ka ≥ 500C / Ka < 500近似式：HA a w[H ]K C K +=+精确式：HA ++w a+a[H ][H ]K [H ]C K K ⋅=++一元弱酸(碱)的[H+]的计算⏹当: K a1 ·C ≥20K w2K a2 /[H +]＜0.05近似式：+a1a1a11[H ]2K K C K =+2（-+4）⏹当: K a1 ·C ≥20K w 2K a2 /[H +]< 0.05 C /K a ＞50011+a 2a [H ][H A]K K C==最简式：3、多元弱酸(碱)溶液的pH 计算见P72,例3.6+121a a a [H ]K K C K C⋅=+近似式2:又: K a 2 ·C > 20K w ,C< 20K a 1：w +121a a a ()[H ]K K C K K C⋅+=+近似式1:又: K a 2 ·C > 20K w ,C> 20K a 1：12+a a [H ]K K =⋅⏹若两性物质自身的酸式和碱式解离产物可以忽略⏹则[HA-]≈C (HA) ≈C最简式:4、两性物(HA -)溶液[H +]的计算见P73,例3.7常用标准缓冲溶液(用于pH 计校准)缓冲溶液pH (25o C)邻苯二甲酸氢钾( 0.050 mol·kg -1 )4.0080.025 mol·kg-1KH 2PO 4+0.025 mol·kg -1Na 2HPO 4 6.865硼砂( 0.010 mol·kg -1 )9.1805、缓冲溶液pH 値:][][lg共轭酸共轭碱+=a pK pH 共轭酸共轭酸共轭碱共轭碱V C V C pK pH a lg+=计算近似值NaOH 滴定HAc (浓度不同)pH1mol·L -10.1mol·L -10.01mol·L -1642810129.238.738.23HAcHCl10.709.708.707.76突跃范围0 50 100 150T%4.76NaOH 及HAc浓度均增大10倍，突跃增加1个pH 单位a---浓度对突跃范围的影响：2、强酸滴定弱碱(NH 3)的滴定曲线0.10mol·L -1HCl NH 30.10mol·L -1p K b = 4.750 50100 150 200 T/%NaOH NH 312108642pH9.0 6.255.284.30突跃 3.14.46.2MR(5.0)MO(4.0)－－－－8.0 PP突跃处于弱酸性,选甲基红或甲基橙作指示剂0 100 200 300 400 (T %)pH sp 1= 4.7pH sp 2= 9.7pH±0.5%±0.5%10.09.45.04.4H 3A+H 2A -H 2A -+HA 2-HA 2-+A 3-A 3-+NaOHsp 3sp 2sp 1NaOH 滴定0.1mol·L -1H 3PO 4二、多元酸H 2CO 3的滴定H 2CO 3H ++HCO 3-Ka 1=4.2×10-7HCO 3-H ++CO 2-3Ka 2=5.6×10-111.滴定可行性的判断可分级滴定，有一个突跃。
酸碱溶液[H]的计算方法
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+)
[ H A ] c [ H ] + [ O H ] a [ H ] = - K = K a a + [ A ] c + [ H ] [ O H ] b
+
23
+
-
酸性,略去
[OH-]
:
ca -[H ] [H ]= Ka + cb +[H ]
+
+
碱性,略去[H+]:
ca +[O H] [H ]= K a cb -[O H]
得最简式: [H ] K ac a
+
8
例3.8 计算0.20mol· L-1 Cl2CHCOOH 的pH. （pKa=1.26） (p74) 解: Kac=10-1.26×0.20=10-1.96>>20Kw Ka/c=10-1.26/0.20=10-0.56>2.5×10-3 故应用近似式: [H+]=
[H+] =
K
a
K
w
cb
or [OH-]=
K b cb
12
3. 多元酸溶液的pH计算 以二元酸(H2A)为例. 质子条件: [H+] = [HA-] + 2[A2-] + [OH-]
K [ H A ] 2 K K [ H A ] a 2 a a 2 1 1 2 [ H ] 2 [ H ] [ H ]
+
精确式
2 K
2 K a 2 [ H]= K [ HA ] ( 1 + ) a 2 + 1 [ H]
+
≤0.05, 可略. 若 [H ] + 近似式 [ H]= K HA a[ 2 ]
溶液中酸碱的浓度和 pH 值的计算
滴定剂的消耗：滴定剂的消耗量应根据滴定反应的性质和待测溶液的浓度进行计算。
滴定误差的定义：滴定过程中产生的误差
滴定误差的计算：根据滴定过程中产生的误差进行计算
滴定误差的来源：仪器误差、操作误差、试剂误差等
酸碱浓度和pH值的测量
酸碱指示剂法：简单易行，但精度较低
pH试纸法：操作简便，但易受温度影响
酸碱浓度的测量方法：可以使用pH计或酸碱指示剂来测量溶液的酸碱浓度
酸碱浓度的影响因素：温度、压力、溶液的组成等
溶液的pH值
pH值是衡量溶液酸碱性的指标
pH值在化学实验和工业生产中有重要应用
pH值与氢离子浓度有关，氢离子浓度越大，pH值越小，反之亦然
pH值范围在0-14之间，7为中性，小于7为酸性，大于7为碱性
定义：酸碱反应的平衡常数等于酸浓度乘以碱浓度的乘积
酸碱平衡常数：表示酸碱反应的平衡程度
酸碱平衡常数的定义：表示酸碱反应达到平衡时，酸和碱的浓度的比值
平衡常数的应用：预测酸碱反应的进行程度，判断溶液的酸碱性，指导酸碱滴定实验
平衡常数的影响因素：温度、酸碱的浓度、酸碱的性质
平衡常数的计算公式：Ka = [H+][A-]/[HA]
滴定操作：通过滴定剂的加入，逐步中和溶液中的酸或碱，直至达到终点，从而计算出溶液中酸碱的浓度和pH值
滴定剂的添加：滴定剂应缓慢添加，避免过量添加导致反应过于剧烈。
滴定剂的选择：根据待测溶液的性质和滴定反应的性质选择合适的滴定剂。
滴定剂的浓度：滴定剂的浓度应根据待测溶液的浓度和滴定反应的性质进行调整。
碱性溶液：pH值大于7
pH值范围：0-14
酸性溶液：pH值小于7
中性溶液：pH值等于7
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
酸碱中的氢离子浓度的计算
酸碱中的氢离子浓度的计算酸碱溶液的酸碱性质主要由其中的氢离子（H+）浓度来决定。
在化学中，我们需要通过计算来确定酸碱溶液中的氢离子浓度。
本文将介绍两种常用的方法：pH值计算和酸碱溶液的离子积计算。
一、pH值计算pH值是用来表示酸碱溶液酸碱性强弱的指标，其数值范围为0到14。
pH值越小，表示酸性越强；pH值越大，表示碱性越强；pH值为7，表示中性。
计算酸溶液的氢离子浓度（[H+])的公式为：[H+] = 10^(-pH) mol/L计算碱溶液的氢离子浓度则需要先计算出pOH值，然后再通过公式转换为[H+]。
pOH值计算公式为：pOH = 14 - pH碱溶液的氢离子浓度计算公式为：[H+] = 10^(-pOH) mol/L以酸溶液为例，假设某酸溶液的pH值为2，则可以使用上述公式计算氢离子浓度：[H+] = 10^(-2) = 0.01 mol/L二、酸碱溶液的离子积计算酸碱溶液的离子积（Ka或Kw）表示酸性或碱性的强弱程度。
离子积越大，表示酸碱性越强。
对于酸解离常数(Ka)：Ka = ([H+][A-])/[HA]其中，[H+]为酸溶液中的氢离子浓度，[A-]为酸溶液中的反应物的浓度，[HA]为酸溶液中的未解离反应物的浓度。
对于水的离子积（Kw）：Kw = [H+][OH-]其中，[H+]为溶液中的氢离子浓度，[OH-]为溶液中的氢氧根离子浓度。
对于中性溶液，[H+]和[OH-]的浓度相等，因此Kw表示水的离子积。
以酸解离常数计算为例，假设某酸解离常数为1x10^(-5)，酸溶液中反应物浓度为0.05 mol/L，未解离反应物浓度为0.1 mol/L，可以使用上述公式计算氢离子浓度：Ka = ([H+][A-])/[HA]1x10^(-5) = [H+]*0.05 / 0.1[H+] = 2x10^(-6) mol/L总结：本文介绍了两种计算酸碱中氢离子浓度的方法：pH值计算和酸碱溶液的离子积计算。
溶液pH计算方法
溶液pH计算方法溶液的pH值是指溶液中氢离子浓度的负对数值，pH值的大小能够反映出溶液的酸碱性。
溶液pH值的计算方法主要有三种：根据[H+]浓度计算pH值、根据[H3O+]浓度计算pH 值和根据酸碱度计算pH值。
本文将分别介绍这三种方法的具体计算步骤和实际应用。
一、根据[H+]浓度计算pH值：在化学中，溶液的pH值通常是通过测定溶液中氢离子的浓度来计算的。
具体的计算公式为：pH = -log[H+]。
其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度，log代表以10为底的对数运算，-log[H+]即为负对数运算。
通过这个公式，我们可以很方便地计算出溶液的pH值。
如果一个溶液中氢离子浓度为1×10^-3mol/L，那么它的pH值就可以通过计算-pH = -log(1×10^-3) = 3来得到。
这样就可以得知这个溶液的pH值为3。
在一些情况下，我们需要根据溶液中的H3O+浓度来计算pH值。
H3O+是水合离子的一种，它与溶液中的氢离子浓度之间存在着特定的关系：[H+] = [H3O+]。
根据H3O+浓度计算pH值的公式为：pH = -log[H3O+]。
在一些情况下，我们已知溶液的酸碱度，需要通过酸碱度来计算pH值。
酸碱度通常用pOH值来表示，它与pH值之间存在着特定的关系：pH + pOH = 14。
如果已知溶液的pOH 值，就可以通过计算pH = 14 - pOH来得到溶液的pH值。
通过以上三种方法，我们可以很方便地计算出溶液的pH值。
在实际应用中，根据具体情况选择合适的计算方法，可以更准确地得到溶液的pH值。
值得注意的是，这三种计算方法都是基于理想条件下的，并不一定适用于所有溶液。
在具体实验或生产过程中，还需要结合实际情况进行分析和计算。
溶液的pH值是溶液酸碱性质的重要指标，通过合适的计算方法，可以准确地得到溶液的pH值。
这对于化学实验、工业生产以及环境保护等方面都具有重要的意义。
希望本文所介绍的方法能够对读者有所帮助，同时也希望读者在实际应用中能够根据具体情况选择合适的计算方法，确保计算结果的准确性和可靠性。
溶液的酸碱度和pH值的计算
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度 1. 强酸（碱）溶液pH（pOH）值的计算
常见的强酸大多为一元酸，以HCl为例，计算HCl溶液的pH。 溶液中的H+来源于HCl和H2O的解离：
溶液的酸碱度和pH值的计算
通常当溶液中酸的浓度ca≥10-6 mol·L-1时，水解离产生的H+ 可忽略不计，即［H+］≈［Cl-］=cHCl，
（4-6）
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-3】
计算0.10 mol·L-1HCOOH溶液的pH值。 解：已知HCOOH的Ka=1.8×10-4，满足c/Ka≥105， cKa≥10Kw，根 据式（4-5）得
溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-4】
计算 0.10 mol·L-1NaAc溶液的pH值，已知HAc的Ka=1.8×10-5。 解：Ac-是HAc的共轭碱，根据式（4-2）可得Ac-的Kb为
由于c/Kb≥105，cKb≥10Kw，则可根据式（4-6）得 所以
溶液的酸碱度和pH值的计算
3. 多元弱酸（碱）溶液pH值的计算
多元弱酸（碱）是分步解离的，一般多元弱酸的各 级解离常数Ka1> Ka2>…> Kan，若Ka1/ Ka2＞101.6，可认 为溶液中H+主要由弱酸的第一级解离产生，其他各级解 离忽略不计，按一元弱酸处理。多元弱碱的处理方式同 多元弱酸。
分析化学
分析化学
溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
高中化学知识点详解溶液pH值计算
高中化学知识点详解溶液pH值计算一、引言在化学中，溶液pH值是一个重要的概念。
pH值是对溶液酸碱性的度量，它的值可以告诉我们溶液中的氢离子浓度。
因此，了解如何计算溶液的pH值对于理解溶液的化学性质以及相关实验具有重要意义。
本文将详细介绍溶液pH值的计算方法。
二、pH值的定义和意义pH值是对溶液酸碱性的度量，它用于描述溶液中氢离子（H+）的浓度。
pH值的定义如下：pH = -log[H+]其中，[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
pH值的范围通常为0-14，pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱；pH值为7表示中性溶液。
三、溶液pH值计算方法1. 强酸和强碱溶液的pH值计算强酸和强碱溶液的pH值可以直接由其浓度得出。
当溶液为强酸时，[H+]的浓度等于酸的浓度，因此可以直接取负对数得到pH值。
同样，当溶液为强碱时，[H+]的浓度等于0，因此pH值为14减去碱的浓度的负对数。
例如，浓度为0.1 mol/L的HCl溶液的pH值为-log(0.1) = 1。
2. 弱酸和弱碱溶液的pH值计算弱酸和弱碱溶液的pH值计算稍微复杂一些。
在这种情况下，我们需要考虑酸碱的离解程度和酸碱常数。
以弱酸溶液为例，计算pH值的一般步骤如下：（1）确定弱酸的酸碱常数Ka。
（2）假设弱酸在溶液中的离解程度为x。
（3）根据酸碱离解平衡式，写出离子的平衡方程式和数学表达式。
（4）解方程，计算x的值。
（5）根据x的值计算[H+]的浓度，然后取负对数得到pH值。
四、实例演示以下是一个具体的实例演示，以柠檬酸（C6H8O7）为例，计算其0.1 mol/L溶液的pH值。
首先，柠檬酸的酸碱常数Ka可由文献或相关实验数据获得。
假设其Ka为1.8x10^-4。
其次，假设柠檬酸的离解程度为x。
根据柠檬酸的酸碱离解平衡式：C6H8O7(aq) ⇌ H+(aq) + C6H7O7-(aq)根据离子的平衡表达式和酸碱常数的定义式，可得：x^2 / (0.1 - x) ≈ 1.8x10^-4解方程可得x的值为0.01。
酸碱溶液pH值的计算知识点解说(SX).
酸碱溶液pH 值的计算知识要点一、强酸（碱）溶液强酸强碱在溶液中完全离解，pH 的计算很简单。
在其浓度不是太低（Ca ≥10-6mol.L -1或Cb ≥10-6mol.L-1）时，可忽略水的解离。
所以Ca=[H +] C b =[OH -]。
二、一元弱酸（弱碱）溶液弱酸（弱碱）在水溶液中只有部分离解，它离解出的阴、阳离子和未解离的分子之间存在着平衡问题。
1、一元弱酸（1）近似公式：[H +]=242c K K K a a a ++- 条件：cKa ≥20Kw 时可忽略水的离解，并且C/Ka ＜500时不能忽略弱酸的离解对平衡浓度的影响。
（1）近似公式：[OH -]=242c K K K b b b ++- 条件：cK b ≥20K w 时可忽略水的离解，并且C/K b ＜500时不能忽略弱酸的离解对平衡浓度的影响。
三、多元弱酸（弱碱）溶液1、多元弱酸（1）近似公式：[]24H 1211c Ka Ka Ka ++-=+ 条件：当cK a1≥20K w ，且C/K a1＜500（2）最简公式：[]C Ka 1H =+ 条件：cK a1≥20K w ，C/K a1≥500 2、多元弱碱（1）近似公式：[]24OH 1211cK K K b b b ++-=- 条件：当cK b1≥20K w ，且C/K b1＜500（2）最简公式：[]C K b 1OH =- 条件：cK b1≥20K w ，C/K b1≥500 四、两性物质溶液最简公式：[]21H Ka Ka =+应用条件是水的离解可以忽略，CK a2＞20K w 两性物质的浓度不是很小c/K a1＞20。
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故应用近似式: [H+]=
Ka (ca -[H ] )
+
解一元二次方程: [H+]=10-1.09 则pH=1.09 如不考虑酸的离解(用最简式: pH=0.98)， 则Er>10％。
例:
计算1.0×10-4mol· L-1 HCN 的 pH (pKa=9.31)
解: cKa=10-9.31×1.0×10-4=10-13.31<20Kw c/Ka= 1.0×10-4/10-9.31 =105.31>400 故应用: [H+]=
最简式:
[H ]
质子条件: [H2A]+[H+]=[A2-]+[OH-]
(p104–107)
K a2 [HA ] K w 带入平衡 [H ][HA ] + [H ] + + 关系式: K a1 [H ] [H ]
+ -
-
精确表达式:
[H ] =
+
K a ( K a [HA ] + K w )
1 2
-
K a + [HA ]
+
cKa<20Kw, c/Ka>400 近似式 [H ] cKa K w
+ [H ] Kac cKa>20Kw, c/Ka>400 最简式
8
2.一元弱碱(A)[H+]的计算 (p100)
质子条件: [H+] + [HA] = [OH-]
K [H ][A] w 引入平衡关系: [H ] Ka [H ]
+
+
得精确表达式:
[H ] =
+
Kw 1 + [A]/K a
若: c / Ka > 20, “1”可以忽略 (水的碱性) 又: [A] = cb - [HA] =cb – ([OH-] - [H+]) ≈ cb – [OH-]
近似式: [H ]
+
Ka K w [A]
cb [OH ]
Ka K w
Ka c + K w
=10-6.61
如不考虑水的离解, [H+]= K c =10-6.66 a Er=－11%
一元弱酸溶液酸度计算公式
使用条件
cKa<20Kw, c/Ka<400 精确式 cKa>20Kw, c/Ka<400 近似式
公式
[H + ] K a [HA]+ K w 2 K K a 4cKa [H ] a 2
+
)
若 可略。 40 K ≤0.05,也即 cK a 1 a 2 [H ] + 近似式 （忽略H2A的二级离解） [H ] = K [H A]
a1 2
2 K a2
以下与一元酸的计算方法相同。大部分多元酸均可按一 元酸处理，忽略第二步及以后各步的离解（p102例题）
二、两性物质（HA-）溶液 [H+]的计算
第三节 酸碱溶液中[H+]的计算
全面考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
物料平衡 电荷平衡 *质子平衡 化学平衡关系 [H+]的精确表达式 近似处理 近似式 进一步近似处理 最简式
酸碱溶液的几种类型
一、一元弱酸碱 HA 多元弱酸碱 H2A, H3A 判断条件, 确定用近似 二、两性物质 HA 式或最简式 类两性物质 A-+HB 三、混合酸碱: 强+弱、 弱+弱 先用最简式计算, 再看是否合理 四、共轭酸碱: HA+A-
展开则得一元三次方程, 难解!
精确式： [H + ] K a [HA] K w
若: cKa>20Kw(10-12.7), 忽略Kw(即忽略水的酸性)
[HA]=c-[A-]=c - ([H+]-[OH-])≈ c - [H+]
得近似式:
[H + ] K a (c [H + ])
2 K K 4cKa a a +]-cK =0, [H 解一元二次方程即可 ] -]/c= 展开: 解离度 [H+]2[A +K [H 。 K a a 2 c Ka -3 < 2.5 10 , 或c/Ka>400, 若:<0.05, 即 ca + 则c-[H ]≈c + 得最简式: [H ] K a c
1
-
[H + ] =
K a ( K a [HA - ] + K w )
1 2
K a + [HA - ]
1
若: Ka1>>Ka2, [HA-]≈c(HA) 则得 近似式:
[H ] =
+
Ka
1
( cK
a2
+ Kw )
1
c + Ka
若 cKa2 >20Kw, c >20Ka1,（因Ka1=Kw/Kb2，即cKb2>20Kw)
若 < 0.05, 即 cb / Kb > 400, 则 即[A]≈cb 最简式:
[H+]
Ka K w = cb
或 [OH-]=
K b cb
一元弱碱溶液酸度计算公式(p100)
使用条件
cKb>20Kw, c/Kb<400
公式
K K 2 4cK b 近似式 [OH-] b b 2
cKb<20Kw, c/Kb<400 精确式 [OH- ] K b [A]+ K w cKb<20Kw, c/Kb>400 近似式 [OH- ] cKb K w cKb>20Kw, c/Kb>400 最简式 [OH- ] cKb
a
精确式： [H ] K a [HA] K w
+
若cKa<20Kw, c/Ka>400，即酸极弱，且浓度 极小， [HA]≈c，得近似式：
[H ] cKa K w
+
5
例： 计算0.20 mol· L-1 Cl2CHCOOH 的pH。 （pKa=1.26） 解: Kac=10-1.26×0.20=10-1.96>>20Kw c/Ka=0.20/10-1.26=100.56<400
11
3. 多元弱酸溶液的pH计算 以二元弱酸(H2A)为例。 质子条件: [H+] = [HA-] + 2[A2-] + [OH-]
[H ]
+
K a1 [H 2 A] [H ]
[H ] =
+
2 K a1 K a2 [H 2 A] [H ]
2
精确式
Ka1 [H2 A](1+
2 K a2 [H ]
一、弱酸(碱)溶液 1.一元弱酸(HA)[H+]的计算 (p98-99)
质子条件式: [H+]=[A-]+[OH-] K a [HA] Kw + 代入平衡关系式 [H ] [H ] [H ]
精确表达式: [H+]=
+
K a [HA] + K w
c [H ] 若将: [HA] + 代入 [H ] Ka