第5章 酸碱滴定法
第5章酸碱滴定法（5.1-5.3）【课题】酸碱滴定法【教学目的】引导学生学习溶液中酸碱反应与平衡，酸碱组成的平衡浓度与分布系数δ以及相关酸碱滴定方面内容。
让学生对酸碱滴定法有充分的了解，学习酸碱平衡理论。
让学生具备用酸碱质子理论处理有关平衡问题的能力。
以代数法为主，解决酸碱平衡体系中有关的计算问题通过计算和分析滴定曲线来阐述有关酸碱滴定条件，指示剂选择和滴定误差【课型】属新授课【课时】3课时【教学重点】酸碱理论基础（包括酸碱定义，酸碱反应实质，酸碱强度）酸碱理论计算（酸碱溶液pH计算）【教学难点】溶液中氢离子浓度的计算【教学过程】第一课时主要内容：溶液中的酸碱反应与平衡引入：关于酸碱滴定法酸碱滴定法（acid-base titrimetry）是基于酸碱反应的滴定分析方法，也叫中和滴定法（neutralization titrimetry ）。
该方法简便，快速，是广泛应用的分析方法之一。
酸碱滴定法在工、农业生产和医药卫生等方面都有非常重要的意义。
1. 什么是酸？什么是碱？（由此引入酸碱质子理论,15min）人们对预算见得认识经历了很长的历史。
最初把有酸味，能是蓝色石蕊变红的物质叫酸，有涩味，使石蕊变蓝，能中和酸的酸性的物质叫碱。
1887年瑞典科学家阿伦尼乌斯提出了它的酸碱电离理论：凡是在水溶液中电离产生的全部的阳离子都是H 的物质叫酸；电离产生的全部阴离子都是O Hˉ的物质叫碱，酸碱反应的实质是H 和OHˉ结合生成水的反应。
但是这个理论有它的缺陷，例如它无法解释碳酸钠，磷酸钠水溶液的碱性。
为弥补阿伦尼乌斯酸碱理论的不足，丹麦化学家布伦斯惕和英国化学家劳里与1923年分别提出酸碱质子理论。
要点如下：ⅰ.酸碱的定义：凡是能给出质子的物质都是酸，凡是能接受质子的都是碱。
HCl,NH4+,HSO4ˉ等都是酸，因为它们能给出质子；CNˉ，NH3，HSO4ˉ都是碱，因为它们都能接受质子。
可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。
若某物质技能给出质子又能接受质子，可称为酸碱两性物质。
ⅱ.酸碱共轭关系：酸==碱+质子（酸越强，其共轭碱就越弱，反之亦然）质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为他的供隔间，质子见得到质子转化为它的共轭碱。
这种关系称为酸碱共轭关系例：H2CO3和HCO3ˉ是一对共轭酸碱。
酸越强，其共轭碱就越弱，反之亦然（为什么？鼓励学生思考，后面课时详细讲解）ⅲ.酸碱反应（简单提及，后面课时将详细讲解）布伦斯惕酸碱的酸碱反应是两队共轭酸碱之间的传递质子反应。
通式为：酸1+碱2==碱1+酸22.离子的活度和活度系数（掌握）（15min）离子活度（ai）——i离子在化学反应中表现出来的有效浓度离子浓度（ci）——i离子的浓度离子的活度系数（ri）——比例系数（activity coefficient）实质反映实际溶液与理想溶液之间的偏差大小关系：a i=r i c i对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子之间的距离变得相当大，以致他们相互间的作用力小至可忽略不计，此式可视为理想溶液，a i=ci即：溶液无限稀时: r=1中性分子: r=1溶剂活度: a =1对于高浓度电解质溶液中离子的活度系数，由于情况比较复杂，还没有较好的计算方法。
但对于稀溶液（<0.1mol/L）中离子的活度系数可以采用德拜-休克尔公式计算，即：第二课时1．回顾上一节课内容（3min）2.给出关于德拜-休克尔公式应用的例题，讲解(15min)例一.计算0.10 mol/L HCl 溶液中氢离子的活度练习：.计算0.050 mol/LAlCl3中铝离子和氯离子的活度。
3.溶液中的酸碱反应与平衡常数（20min）Ka，Kb为平衡常数根据布朗斯提的质子酸碱理论,下述几种反应类型均为溶液中的酸碱反应。
（1）溶剂分子之间的质子转移反应也叫质子自递反应，如：H2O==H +O Hˉ,Kw= [H ][O Hˉ]C2H5OH+ C2H5OH == C2H5OH +C2H5Oˉ,Ks= [C2H5OH] [C2H5Oˉ]其平衡常数称为溶剂分子的自递常数。
（2）酸碱溶质与溶剂分子间的反应也叫酸碱的解离举例其平衡常数则称为溶质的解离常数（3）酸碱中和反应它们一般是酸碱解离反应的逆反应，通常也是酸碱中和所用到的反应举例Kt叫做酸碱反应常数（4）水解反应典型的弱酸弱碱的水解反应与上述的酸碱解离反应相同，举例酸碱反应的实质：酸1+碱2==碱1+酸2这个反应有可以视为由两个半反应构成的。
以NH3的离解反应为例说明.半反应一半反应二半反应一+半反应二得：显然，Ka= Kw/ Kb.可见，由碱的解离常数可计算出其共轭酸的解离常数，反之亦然。
由于质子酸碱的解离常数大小反映其酸碱的强弱，由此式可知酸越强，其共轭碱就越弱，同样，碱越强，其共轭酸越弱。
例题，求柠檬酸氢二钠（Na2HCit）的解离常数Kb物料平衡---在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度与各有关形式平衡浓度之和相等4. 溶液中的相关平衡电荷平衡---同一溶液中央里所带正电荷的量等于阴离子所带电荷（三大平衡）质子平衡--- 得质子物质所得质子与失质子物质失去质子的量相等例.写出（NH4）2HPO4水溶液的质子条件*注意，基于三大平衡，找出参考水准21212-2-222A H ]H []H []H []A []HA []A H []A H []A H [2+++++=++==a a a K K K c δ第三课时1. 酸碱组分的平衡浓度与分布系数理清概念：分布系数——溶液中某酸碱组分的平衡浓度占总浓度的分数称为分布系数，以δ表示意义：分布稀疏的大小能定量说明溶液中的各种酸碱组分的分布情况，可用于计算有关组分的平衡浓度一元酸溶液 分布分数的处理（以HAc 为例）δ1，δ0为HAc 和Ac ˉ的分布系数*这种情况可以推广到其他一元酸对于多元酸溶液和碱的分布分数也可根据同样方法处理，可向学生一一展示 对于二元弱酸，各组分分布系数：N 元弱酸，各组分分布系数：碱的处理方法也类似，在此不一一介绍。
2. 溶液中氢离子浓度的计算1HA-[HA][HA][H ][HA][A ][H ]ac K δδ++====++0A -[A ][A ][HA][A ][H ]a aK c K δδ--+====++110=+δδ21211-HA]H []H []H []HA [+++++==a a a a K K K K c δ212121-2A ]H []H []A [++++==a a a a a K K K K K c δan a a i n ai a n a a n a nnK K K K K K K K ⋅⋅⋅⋅⋅⋅+⋅⋅⋅+++==-+-+-+++21122111n AH ]H []H []H []H []H [nδδana a i n ai a n a a n a nin ai a K K K K K K K K K K ⋅⋅⋅⋅⋅⋅+⋅⋅⋅+++⋅⋅⋅=-+-+-++-+211221111i-n ]H []H []H []H []H [δana a i n ai a n a a n a n ana a K K K K K K K K K K K ⋅⋅⋅⋅⋅⋅+⋅⋅⋅+++⋅⋅⋅==-+-+-++21122111210A ]H []H []H []H [δδw a a K c K Ka c 10,100/≥≥若100 / ≥ Ka c 若 100/≥b K c 若w b b b K c K K c 10,100/≥≥若● 强酸或强碱溶液例.计算2.0×10ˉ7 mol/L HCl 溶液的pH解：由于HCl 浓度很稀，因此能忽略水解离释放出的氢离子。
溶液的质子条件为 [H + ]=[C l ˉ]+[O H ˉ],即[H +]-[C l ˉ] [O H ˉ]-1.0×10ˉ14 =0[H + ]2-2.0×10ˉ7 [H + ]-1.0×10ˉ14 =0解方程得[H + ]=2.4×10ˉ7 mol/L ，pH=6.62值得指出的是酸度与酸的浓度在概念上是不相同的对于以下溶液中有关氢浓度计算通过PPt 演示推导过程 ● 弱酸或弱碱溶液（一元，多元）总结：对于一元弱酸，精确式 若Ka ∙ca/Kw ≥10，则，则对于一元弱碱，精确式 在满足以下条件情况下，可用最简式计算若Kb ∙cb/Kw ≥10，【作业】思考：二元弱酸，混合溶液，两性物质溶液氢（氢氧根）离子浓度的计算P163，习题1，2；P164,15【板书】酸碱理论基础法酸碱滴定原理酸碱理论计算【教具】PPT 展示配合板书+[H ]=w a a K c K H +=+][+[H ]=Wa K HA K H +=+][][Wb K A K OH +=--][][)][([][---=OH c K OH b b wb b Kc K OH +=-][bb c K OH =-][。
第5章 酸碱滴定法
当离子强度(I=1/2∑ciZi2)较小时， -lgγi=0.5Zi2 I 1/2 ci↑ I↑ γi↓ Zi↑ I↑ γi↓ Zi↑γi↓ I相同，对高价离子的影响要大得多。 中价分子的活度系数近似等于1。
二、酸碱质子理论
酸(acid)：给予质子(proton) 碱(base) ：接受质子 某酸丢掉一个质子，成为该酸的共轭碱； 某碱得到一个质子，成为该碱的共轭酸。
(2)弱酸弱碱盐(考研)
5.4 对数图解法(了解)
5.5 酸碱缓冲溶液(重点)
缓冲溶液(buffer solution)的种类 (1) 弱酸及其共轭碱，例如 HAc-Ac- ， NH4+-NH3 等。不仅具有抗外加强酸、 强碱的作用，还有抗稀释的作用。 (2) 强酸(pH＜2)、强碱(pH＞12)溶液。 具有抗外加强酸、强碱的作用，但不 具有抗稀释的作用。
HIn 甲色
+ H +In
乙 色
Ka=[H+][In-]/[HIn] [In-]/[HIn]=Ka/[H+] 比值[In-]/[HIn]是[H+]的函数。一般 说来，如果 [In-]/[HIn]≥10 ，看到的 是乙色；[In-]/[HIn]≤0.1，看到的是 甲色。
常用的酸碱指示剂： (1)甲基橙(MO) methyl orange (2)甲基红(MR) methyl red (3) 酚酞(PP) phenolphthalein (4) 百里酚酞 (THPP) thymolphthalein
指示剂 变色范 围 pH
颜色 酸 色 红 碱 色 黄
浓度
甲基橙 3.1~4.4 (MO) 8~10 酚酞 (PP)
无
0.05%水 溶液 红 0.1%(90 %乙醇溶 液)
第5章 酸碱滴定法总结
V a V V a V
Kw
b b
C0
1 a 1 a
C0
(2)pH突跃范围
pC
sp
sp点：
sp
[H ]
3 ~ 11 pC
sp点后： + 0.1%： pH 14 ( pC
[ OH
sp
3)
]
Vb Va Vb Va
C0
a 1 a 1
C0
2
2
2
cK a
2
[ H ] Ka
2
2
[ H ] ( Ka c)[ H ] 2cK a 0
2
（2）一元弱酸、弱碱 一元弱酸
Ca K a 10 K w , 且
Ca K a 10 K w , 且
Ca Ka Ca
100
100
H
K a K a 4Ca K a 2
10
pH
10
1
pH
ep
( Kt ) 2 cHX
Et 10
pH
ep
2、OH--→HA
10
ep
pH 1
Et
( Kt cHA ) 2
pH
3、OH--→H3A
Et
10
10
1
(
Ka Ka
1
Et
10
pH
10 Ka
2
pH 1
)2
2(
)2
2
Ka
3
思考题 1.
Am Bn
m
mA
a A aB a Am Bn
05酸碱滴定法-食品
pH pKa-2.0 pKa-1.3 pKa-1.0 *pKa pKa+1.0 pKa+1.3 pKa+ 2.0
HAc
0.99 0.95 0.91 0.50 0.09 0.05 0.01
Ac
0.01 0.05 0.09 0.50 0.91 0.95 0.99
15
HAc的-pH图
动画演示
HAc Ac
17
H2CO3的-pH图
H 2CO 3
HCO
3
CO
2 3
0.5
0 0 2 4 6 8 10 12 pH
6.38
10.25
pK a1
pK a2
pK a 3.87
动画演示
18
三元弱酸的分布系数
H3A H2A HA2 A3
3
H 3
H 2 Ka1
H 3 H Ka1 Ka2 Ka1 Ka2 Ka3
采用最简式
pH lg H lg Kac
lg 104.74 0.1 2.87
28
其它酸碱溶液pH的计算
两性物质
H Ka1 Ka2
强酸（碱） H cHCl
OH cNaOH
多元酸（碱）
H Ka1c
共轭酸碱体系
按一元酸处理
H
ca cb
Ka
pH
pKa
lg cb ca
共轭酸碱对的浓度 ca，cb↑
34
缓冲范围
当
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ1 10
cb ca
10
时，缓冲溶液有较好的缓冲效果。
此范围称为缓冲溶液的缓冲范围。
对于HA-A-体系：
pH
pKa
lg cb ca
第5章 酸碱滴定法
一. 物料平衡 在一个化学平衡体系中，某一给定物质的
总浓度，必然等于各有关型体平衡浓度之和，
这种等衡关系称为物料平衡，其数学表达式
称为物料平衡方程，用MBE表示。
（Material Balance Equation）
例1：写出cmol· -1下列溶液的MBE L
（1）HAc （2）Na2CO3 （3）NaNH4HPO4
(1)Cl-的浓度
（2）Al3+的电荷
结 论
当离子强度相同时，离子的价态越高， 则γ越小。
6
（2）德拜－休克尔极限公式
lg i 0.512Zi
2
I
通常运用该式对活度系数随离子强度的 改变进行定性描述
（3）戴维斯（Davies）经验公式
I lg i 0.50 Z i 0.30 I 1 I
I lg i 0.512 Z i 1 Ba I
2
Z i — i 离子所带电荷
B —常数，25℃时为0.00328 I —离子强度
a —离子体积系数
1 2 I ci Z iห้องสมุดไป่ตู้2
ci 、Zi — 溶液中i 种离子的浓度和电荷
4
例1: 计算0.10mol· -1HCl溶液中H+的活度 L （武大本P111例1）
27
4、CBE的书写步骤
（1）首先写出溶液中存在的所有平衡（特别注意： 不要漏掉水的解离作用）； （2）写出溶液中所有的阳离子和阴离子； （3）将离子的电荷浓度正确表示出来； （4）将阳离子和阴离子分列等式两边，写出CBE。 例2：写出c mol· -1下列溶液的CBE L （1）NaCl （2）BaCl2 （3）Na2CO3
大学分析化学第5章-1
Ac- + H2O
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
结论(conclusion)!
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
二、 酸碱反应的平衡常数
二、酸度对弱酸(碱)各形体分布的影响
• 分布分数(distribution fraction)： • 溶液中某酸或碱组分的平衡浓度占其总浓度 的分数, 以表示. c
i
c
• 分布曲线——不同pH值溶液中酸碱存在形式 的分布
作用：
（1）深入了解酸碱滴定过程； （2）判断多元酸碱分步滴定的可能性。 滴定是溶液pH与溶液中各物种的量、比例 不断变化的过程。
• 则 [H2C2O4] = 0c, [HC2O4-] = 1c, [C2O42-] = 2c •
2
0+1+ 2=1
多 元 酸 溶 液
[ H 2C2O4 ] [ H 2C2O4 ] 0 2 c [ H 2C2O4 ] [ HC2O4 ] [C2O4 ] 1 1 2 K a1 K a1 k a2 [ HC2O4 ] [C2O4 ] 1 2 1 [H ] [H ] [ H 2C2O4 ] [ H 2C2O4 ] [ H ]2 2 [ H ] K a1 [ H ] K a1 k a2
+
展开得一元三次方程
[H+]3 + Ka[H+]2- (Kaca+Kw)[H+] - KaKw= 0
第5章_酸碱平衡及酸碱滴定法-1
[HAc] [HAc]Ka [HAc]+ [H+]
cHAc
Ka [Ac-] = -] [H+] + Ka [HAc]+[Ac
分布分数的一些特征
δHA
[H+] = [H+] + Ka
δA-
Ka = [H+] + Ka
δ 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关 对于给定弱酸， δ 仅与pH有关 δHA＋ δA -＝1
Kbi =
Kw Ka(n-i+1)
例题：从手册中查出下列各酸的酸度常数pKa，计算各
酸的Ka与相应共轭碱的Kb值。(1)H3PO4；(2)H2C2O4；
(3)苯甲酸；(4)NH4+；
（2）溶剂分子的质子自递反应 H2O + H2O H3O+ + OH(25°C)
Kw= aH + aOH - =1.0×10-14
[HA]＝ δHA c HA , [A-]= δA- c HA
一元弱酸溶液
多元弱酸溶液
分布分数－一元弱酸
HAc H++ Ac-
cHAc=[HAc]+[Ac-]
def [HAc] [HAc] δHAc== c = [HAc]+[Ac-] = HAc
[H+] = [H+] + Ka def [Ac-] δAc == =
配位平衡
氧化还原平衡 沉淀平衡
配位滴定法
氧化还原滴定法 沉淀滴定法
1 酸碱平衡
酸 共轭碱 + 质子
HF
H2PO4-
FHPO42-
+
酸碱滴定
通式: HA 酸
A
共轭碱
+
H+
质子
酸碱半反应 共轭酸碱对两物质间只相差一个质子！ 由上例可知： ①酸和碱可以是中性分子、阳离子、阴离子 ②一种物质既可以是酸，也可以是碱，
K bi
Kw K a ni 1
pKb1 = 14.00 – pKa3
pKb2 = 14.00 – pKa2
pKb3 = 14.00 – pKa1
多元酸碱对：水溶液中存在多个共轭酸碱 对时，彼此只差一个质子的一对共轭酸碱对， 才能有确定的标度14.00，才能有确定的关系 Ka· b=KW 。 以磷酸为例： K
c.如果这种影响是不可忽略的，如何进行校正。
3 活度与活度系数(activity coefficient)
如果 mi 代表离子Ｉ的浓度， i 代表活度，则 a 它们之间的关系为： 比例系数 gi 称为离子的活度系数
m ai = g i · i
•
gi 用来表示实际溶液和理想溶液之间的偏差大小.
mi 为溶液中溶质的质量摩尔浓度。mol· -1 Kg
之间构成共轭酸碱对；酸越强，共轭碱越弱；反
之酸越弱，共轭碱越强； ③ 任何酸碱反应都是质子转移过程，是两个共轭酸 碱对的共同作用。
任何一种酸碱平衡体系中，在质子传递时，
满足:碱接受质子总数=酸给出质子总数，称之为
质子条件； ④酸、碱的强度取决于给出质子或接受质子能力的 强弱，用电离平衡常数Ka或Kb衡量； ⑤水是两性物质，可发生质子自递反应， H2O + H2O H3O+ + OH(25°C)
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、酸碱反应的实质：质子的转移
H+
酸+ 碱
如： H+
共轭碱 + 共轭酸
HCl(g) + NH3(g)
Cl- + NH4
请你排一排它们的酸碱性大小？
三、酸碱的强弱：本身性质、溶剂
H+（部分）
HAc + H2O H+（全部）
HAc + NH3
Ac- + H3O 醋酸为弱酸 Ac- + NH4 醋酸为强酸
溶液分为酸性、中性和碱性溶液。298.15K时： 当[H+]=[OH-] = 1×10–7 mol/L时，溶液显中性； 当[H+]>[OH-]，[H+]>1×10–7 mol/L，溶液显酸性； 当[H+]<[OH-]，[H+]<1×10–7 mol/L，溶液显碱性。 谁比较多，就显什么性 1×10–3 mol/L 1×10–9 mol/L
注意： 1.在计算多元酸碱解离常数时，应注意各级Ka和 Kb的关系。 2.由上述关系式看出：物质的酸性越强(Ka越大)， 其共轭碱的碱性就越弱(Kb越小)
四、同离子效应和盐效应
酸碱平衡
同离子效应 HAc
HCl
H+ + AcH+ + Cl-
NH3·H2O
NH
4
+ OH-
NH4Cl
NH
4
+ Cl-
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论 第二节 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 第四节 酸碱滴定法 第五节 非水溶液的酸碱滴定
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论 2、水的离子积及其应用
第5章酸碱滴定法
第5章酸碱滴定法第5章酸碱滴定法（5.1-5.3）【课题】酸碱滴定法【教学⽬的】引导学⽣学习溶液中酸碱反应与平衡，酸碱组成的平衡浓度与分布系数δ以及相关酸碱滴定⽅⾯内容。
让学⽣对酸碱滴定法有充分的了解，学习酸碱平衡理论。
让学⽣具备⽤酸碱质⼦理论处理有关平衡问题的能⼒。
以代数法为主，解决酸碱平衡体系中有关的计算问题通过计算和分析滴定曲线来阐述有关酸碱滴定条件，指⽰剂选择和滴定误差【课型】属新授课【课时】3课时【教学重点】酸碱理论基础（包括酸碱定义，酸碱反应实质，酸碱强度）酸碱理论计算（酸碱溶液pH计算）【教学难点】溶液中氢离⼦浓度的计算【教学过程】第⼀课时主要内容：溶液中的酸碱反应与平衡引⼊：关于酸碱滴定法酸碱滴定法（acid-base titrimetry）是基于酸碱反应的滴定分析⽅法，也叫中和滴定法（neutralization titrimetry ）。
该⽅法简便，快速，是⼴泛应⽤的分析⽅法之⼀。
酸碱滴定法在⼯、农业⽣产和医药卫⽣等⽅⾯都有⾮常重要的意义。
1. 什么是酸？什么是碱？（由此引⼊酸碱质⼦理论,15min）⼈们对预算见得认识经历了很长的历史。
最初把有酸味，能是蓝⾊⽯蕊变红的物质叫酸，有涩味，使⽯蕊变蓝，能中和酸的酸性的物质叫碱。
1887年瑞典科学家阿伦尼乌斯提出了它的酸碱电离理论：凡是在⽔溶液中电离产⽣的全部的阳离⼦都是H 的物质叫酸；电离产⽣的全部阴离⼦都是O H¯的物质叫碱，酸碱反应的实质是H 和OH¯结合⽣成⽔的反应。
但是这个理论有它的缺陷，例如它⽆法解释碳酸钠，磷酸钠⽔溶液的碱性。
为弥补阿伦尼乌斯酸碱理论的不⾜，丹麦化学家布伦斯惕和英国化学家劳⾥与1923年分别提出酸碱质⼦理论。
要点如下：ⅰ.酸碱的定义：凡是能给出质⼦的物质都是酸，凡是能接受质⼦的都是碱。
HCl,NH4+,HSO4¯等都是酸，因为它们能给出质⼦；CN¯，NH3，HSO4¯都是碱，因为它们都能接受质⼦。
第五章酸碱平衡和酸碱滴定法
解:
H2S H + HS
K a1
=
[H ][HS [H2S]
]
=9.1
10-8
HS H + S2
K
a2
=
[H ][S2 [HS ]
]
=1.1
10-12
根据多重平衡规则：
K
Ka1
K
a2
[H ]2[S2 ] [H2S]
Ka1 Ka2
9.1108 1.11012
102
可忽略第二级解离而减少的以及增多 的，当作一元酸处理。因此，
则有， lg c H c OH lg kW
即 pH pOH pKW 14.00
• 酸性溶液中：c(H+)＞c(ＯH－)，pH＜7＜ pOH • 中性溶液中：c(H+) = c(ＯH－) ，pH = 7 = pOH • 碱性溶液中：c(H+) ＜ c(ＯH－) ，pH ＞7＞pOH
1.6 107
OH- +
H3PO4
K
b3
c(OH )c(H3PO4 ) c(H2PO4 )
1.3 1012
可知碱的强度为： PO43- > HPO42- > H2PO4-
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
3. 解离度和稀释定律
已解离的分子数
电解前原电解质的分子总数
×100 %
和K都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K是化学平衡常
解离度(α)
已解离的分子数
溶液中原有该弱电解质分子总数 100%
例如：0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是： c (H+)=c (Ac-)