3酸碱理论与解离平衡
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第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
2 [ H O ][ Ac ] 0 . 1 0 . 1 0 . 1 Ka 3 0.1 2 [HAc] 0.1 0.1 1
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
第三章 酸 碱 理 论和水的解离平衡和溶液的pH
二、溶液的pH
在水溶液中同时存在H+和OH-，它们 的含量不同，溶液的酸碱性也不同。 pH：定义为氢离子活度的负对数值。
pH lgaH
在稀溶液中，浓度和活度的数值十分接 近，可用浓度的数值代替活度。 pH = -lg[H+]
21
由于 [H+]· [OH-]＝ Kw 对 [H+]· [OH-]＝ Kw 两边取负对数得： （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kw
中性物质，如金属离子Na+，Ca+等。
(3) 在酸碱质子理论中，排除了盐的概念。
(4) 酸碱质子理论体现了酸和碱这对矛盾相互转化
和相互依存的关系，并且扩大了酸碱物质的范围。
5
（二）酸碱反应的本质
酸碱半反应式 : 酸 H+ + 碱
例如HAc在水溶液中的存在两个酸碱半反应：
酸碱半反应1
酸碱半反应2
+
－ 4 － 4
12
将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子
（在这里是水化质子H3O+）水平的效应 称为拉平效应(leveling effect)。
具有拉平效应的溶剂称为拉平性溶剂。
13
区分效应：酸碱强度被溶剂区分开来的 作用。
在冰醋酸中，酸的强度顺序：
14
HClO4＞HBr＞HCl＞H2SO4＞HNO3 区分溶剂 ：可把酸碱强度区分开来的溶剂。
§3.4 水的解离平衡和溶液的pH
Dissociation equilibrium of Water
and pH of Solution
17
§3.4 水的解离平衡和溶液的PH
一、水的解离平衡 H2O＋H2O 质子自递反应
完整版第6章酸碱理论与解离平衡习题及全解答
第 6 章酸碱理论与解离平衡习题及全解答1. 根据酸碱质子理论，判断下列物质那些是酸，那些是碱，哪些是两性物质，哪些是共轭酸碱对？——3+ 2- + ———HCN,H3AsO4,NH3,HS—,HCOO—,[Fe(H 2O)6] 3+，CO32-，NH4+，CN—，H2O，H2PO4—，ClO4—，HCO—, NH-NH2 (联氨)，[Zn(H2O)6]2+,PH3,H2S,C2Q2—,HF,HSQ— H2SQ答：酸：HCN, H3AsO4, [Fe(H 2O)6] 3+, NH 4+, H 2O, [Zn(H 2O)6]2+, H 2S, HF, H 2SO3, HS —, H 2PO4 —, HCO3—, HSO3—，H2O2 ———2——————碱：NH, CO3 ,CN ,ClO4 ,NHb-NH2, PH 3, C 2O4 , HCQQ , HS , H 2PQ , HCQ3 , HSQ3 ,H2O两性：HS , H 2PO4 , HCO3 , HSO3 ，H2O 共轭酸碱对：NH3-NH4+, HCO3 CO32 , HSO3H2SO3, HS H2S,HCN-CN2. 在酸碱质子理论中为什么说没有盐的概念？下列各物质是质子酸还是质子碱？指出它们的共轭物质。
3+ + 2Ac ,CCl 4,[Al(H 2O)6]3+,[Al(H 2O)4(OH)2]+,HC2O4 ,HPO42答：在酸碱质子理论中，盐也可以看作是离子酸或离子碱，故没有盐的概念。
2 3+ 23 2+酸：HC2O4 ,HPO42，[Al(H 2O)6]3+, ( 共轭碱：C2O42,PO43，[Al(H2O)5(OH)] 2+)+ 2+碱：Ac ,CCl 4,SO2,[Al(H 2O)4(OH)2] +, (共轭酸：HAc,[Al(H 20) 5(OH)] 2+)3. 根据酸碱质子理论：酸越强，其共轭碱就越 ________ ；碱越强，其共轭酸就越________ 。
第三章 酸碱解离平衡
概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
酸碱解离平衡1问三种酸碱理论的要点及优缺点答酸碱
第8章酸碱解离平衡1、问三种酸碱理论的要点及优缺点。
答：（1）酸碱电离理论：酸：在水溶液中电离出的阳离子全部为H+的化合物称为酸。
碱：在水溶液中电离出的阴离子全部为OH-的化合物。
优点：对酸碱的认识上升到理论阶段；可以计算酸碱的pH值。
局限性：①只适用于水溶液体系，无法说明非水溶液中的酸碱问题；②酸碱仅限于中性化合物。
③碱仅指氢氧化物, 不能解释Na2CO3、Na3PO4等物质的碱性。
（2）酸碱质子理论：酸: 凡能给出质子（H+）的物质都是酸。
碱: 凡能接受质子（H+）的物质都是碱。
优点：扩大了酸碱范围，提出离子酸和离子碱；可以使酸碱pH值的计算更简单。
局限性：酸只限于质子酸，而把非质子酸如BF3等排斥在外.（3）酸碱电子理论路易斯酸: 凡是能接受电子对的物质都是酸, 因此又称为“电子对接受体”。
路易斯碱: 凡能给出电子对的物质都是碱，因此又称为“电子对给予体”优点：以电子对的给出和接受来定义酸和碱，使酸碱范围进一步扩大.，比电离理论和质子理论更全面、更广泛，是化学反应理论上的一个重大突破。
局限性：适用们面太广，酸碱的特征不明显；酸碱电子理论不能进行定量计算。
2、问同离子效应和盐效应的区别与联系。
答：1)同离子效应的产生是在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质；盐效应的产生是在弱电解质溶液中加入不含相同组成的强电解质。
2)同离子效应解离度大大降低, 影响很大; 而盐效应解离度稍稍增大, 影响较小;3)同离子效应和盐效应同时存在时, 不考虑盐效应。
4)要能计算同离子效应对解离度的影响；而盐效应不要求计算，只要求会讨论。
3、问怎样选择和配制缓冲溶液？答：1）选择合适的缓冲对。
尽可能选PKaΘ与所需pH值接近的缓冲对。
2）. 再调节缓冲比(C碱/C酸), 使缓冲溶液的pH达到所需pH值。
3）注意实用性。
所选缓冲系物质应稳定、无毒，不能与溶液中的物质发生反应。
第四章 解离平衡
4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。
③缓冲原理：
第03章酸碱解离平衡和缓冲溶液
HNO3＋H2O HNO3＋HOAc HNO3＋H2SO4
H3O+＋NO3H2OAc+＋NO3H2NO3+＋HSO4-
3、共轭酸碱对的Kaθ与Kbθ的关系
HA
H＋＋A－
K
θ a
[H ][A－]
HA
A－＋H2O
HA＋OH－
水的离 子积常
K
θ b
[HA][OH ] [A ]
[HA][OH [A ]
离子氛
+++
+
+
+ ++
+
离子对
离子氛与“离子对”示意图
结论 强电解质的离解是完全的，只是由于离子氛 和“离子对”的存在，才造成了强电解质不完 全解离的假象（实测离解度小于100%）。
实测解离度不是真正的解离度，称为表观 解离度
一些强电解质的表观解离度（298K，0.10mol·L-1）
强电解质 KCl ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH 表观解离度/% 86 40 92 92 61 91
碱1
HCl＋NH3
酸1 碱2
NH4+＋Cl－
酸
碱1
反应方向：由较强的酸和较强的碱作用，向 着生成较弱的酸和较弱的碱方向进行。
HCl＋NH3
酸1 碱2 强强
NH4+ ＋ Cl－
酸2 碱1 弱弱
5、拉平效应和区分效应 拉平效应：不同强度的酸(碱)被溶剂调整到 同一酸(碱)强度水平的作用。
HCl＋H2O===H3O+＋Cl－ HBr＋H2O===H3O+＋Br－ H2SO4＋H2O===H3O+＋HSO4－ HNO3＋H2O===H3O+＋NO3－ HClO4＋H2O===H3O+＋ClO4－
张祖德《无机化学》修订版辅导用书-章节题库-第3章 酸碱理论与电离平衡【圣才出品】
Ka 与 pH 值接近、浓度较大、浓度差相差不大的一对共轭酸碱对。
2．0.40mol/L 丙酸溶液的 pH 是（Ka＝1.3×10－5）（ ）。 A．0.40
B．2.64
C．5.28
D．4.88
【答案】B
【解析】丙酸为弱酸，0.4mol/L 的丙酸溶液中的氢离子浓度为
[H ]
K
θ a
c0
1.3105 0.40 mol/L 5.2 106 mol/L
，用 NH3·H2O 和 NH4C1 配制
pH＝9.00 的缓冲溶液时，
＝（ ）。
A．5.6
B．0.56
C．1.8
D．3.6
【答案】B
【解析】
pOH
pKb
(B)
lg
[
[B] BH
]
，
pOH
pH
14
，通过计算得
[B] [BH
]
＝0.56。
6．在 50mL 0.10mol·L－1 HAc 溶液中加入 1.36g NaAc·3H2O 晶体，假设溶液体积
【答案】C
【解析】pH＝5.00 的强酸中[H＋]＝10－5mol/L，pH＝13.00 的强碱溶液中[OH－]
＝10－1＝0.1mol/L，则等体积混合后，发生酸碱中和后，[OH－]
0.1 105
＝
0.049995 ，混合后溶液的 pH＝14－lg[OH－]
2
＝14－lg0.049995＝12.70。
12．在氨水中，溶入氯化铵后，则（ ）。
A．氨水的解离（电离）常数减小
B．氨水的解离常数增大
C．溶液的温度
D．HAc 的解离度
【答案】B
【解析】缓冲溶液的 pH 可由 Henderson-Hasselbalch 方程计算：
2．0.40mol/L 丙酸溶液的 pH 是（Ka＝1.3×10－5）（ ）。 A．0.40
B．2.64
C．5.28
D．4.88
【答案】B
【解析】丙酸为弱酸，0.4mol/L 的丙酸溶液中的氢离子浓度为
[H ]
K
θ a
c0
1.3105 0.40 mol/L 5.2 106 mol/L
，用 NH3·H2O 和 NH4C1 配制
pH＝9.00 的缓冲溶液时，
＝（ ）。
A．5.6
B．0.56
C．1.8
D．3.6
【答案】B
【解析】
pOH
pKb
(B)
lg
[
[B] BH
]
，
pOH
pH
14
，通过计算得
[B] [BH
]
＝0.56。
6．在 50mL 0.10mol·L－1 HAc 溶液中加入 1.36g NaAc·3H2O 晶体，假设溶液体积
【答案】C
【解析】pH＝5.00 的强酸中[H＋]＝10－5mol/L，pH＝13.00 的强碱溶液中[OH－]
＝10－1＝0.1mol/L，则等体积混合后，发生酸碱中和后，[OH－]
0.1 105
＝
0.049995 ，混合后溶液的 pH＝14－lg[OH－]
2
＝14－lg0.049995＝12.70。
12．在氨水中，溶入氯化铵后，则（ ）。
A．氨水的解离（电离）常数减小
B．氨水的解离常数增大
C．溶液的温度
D．HAc 的解离度
【答案】B
【解析】缓冲溶液的 pH 可由 Henderson-Hasselbalch 方程计算：
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pH范围
3.76~5.76 5.35~7.35 1.16~3.16 8.25~10.25 6.2~8.2 11.3~13.3
无机化学
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缓冲原理（缓冲对） 第六章：酸碱理论与离解平衡
HA(aq) H2O(l) 噲垐 垎垐 H3O (aq) A(aq)
较大量
少量
较大量
c(H3O )
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6.3.2 缓冲溶液
第六章：酸碱理论与离解平衡
1900年，生物学家费恩巴赫（Fernbach)和
胡伯特（Hubert)
实验 （加入1滴）
0.05ml HCl 1mol·L-1
50ml 纯水 pH = 7 pH = 3
50mLHAc—NaAc
[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]
0
0.10
x 0.10 + x
问题：C/K判据是否适用，为什么？
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第六章：酸碱理论与离解平衡
x (0.10 x) 1.8105 0.10 x
0.10 ± x ≈ 0.10
x = 1.8×10-5 c(H+) = 1.8×10-5 mol·L-1
pH = 4.74，α = 0.018% 0.10 mol·L-1 HAc溶液：pH = 2.89，α = 1.3%
溶液中大量的A–与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新
平衡时，c(HA)略有增加，c(A–)略有减少，其浓度比 变 化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。
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6.3.3 缓冲溶液pH值的计第算六章：酸碱理论与离解平衡
⒈ 弱酸—弱酸盐：
例:HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3 HA(aq) H2O(l) 噲 垐 垎垐 H3O (aq) A (aq)
共同点：一对共轭酸碱
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6.3 缓冲溶液
第六章：酸碱理论与离解平衡
常见的某些缓冲系
缓冲系
pKaΘ(25℃)
HAc-NaAc
4.76
H2CO3-NaHCO3 H3PO4-NaH2PO4 NH4Cl-NH3 NaH2PO4- Na2HPO4 Na2HPO4-Na3PO4
6.35 2.16 9.25 7.21 12.32
6.3 缓冲溶液
第六章：酸碱理论与离解平衡
6.3 缓冲溶液
6.3.1 同离子效应与盐效应 6.3.2 缓冲溶液及缓冲原理 6.3.3 缓冲溶液pH值的近似计算 6.3.4 缓冲容量和缓冲范围 6.3.5 缓冲溶液的配制
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6.3.1 同离子效应 第六章：酸碱理论与离解平衡
例：
第六章：酸碱理论与离解平衡
在 0.10 mol·L-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 mol·L-1，计算该溶 液的 pH值和 HAc的解离度。
解: HAc(aq)+H2O(l) 噲 垐 ?? H3O+ (aq)+Ac (aq)
c0/ (mol·L-1) 0.10 ceq / (mol·L-1) 0.10 – x
ceq/mol L1 cHA x
x
cA x
x (cA cHA x
x)
Ka1
6.7 103
因为 Ka1 较大，x不能忽略，必须解一元 二次方程，
此时，缓冲溶液 pH值公式中的 c(HA)，c(A)应是平衡
浓度，不能用初始浓度 代之。
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2. 弱碱 — 弱碱盐
第六章：酸碱理论与离解平衡
溶液中较大量的HA与外加的少量的OH－生成A–
和H2O，当达到新平衡时,c(A–)略有增加, c(HA)略 有减少，其浓度比变化不大，因此溶液的c(H3O+)或
pH值基本不变。
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加入少量强酸：
第六章：酸碱理论与离解平衡
H3O (aq) A (aq) 噲 垐 垎垐 HA(aq) H2O(l)
HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) +Ac–(aq)
平衡移动方向
NH4Ac(aq)
NH
4
(aq)
+
Ac–(aq)
同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其 含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离 度降低的现象。
• 思考题：产生同离子应的必要条件是什化工系
c(H3O )
K
a
(HA)[c(HA)] [c(A )]
pH
pK
a
(HA
)
lg
c(HA ) c(A )
平衡浓度
判据：C/K >500
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第六章：酸碱理论与离解平衡
例 2：H3PO 4 NaH 2PO 4
H3PO4 (aq) H2O(l) 噲垐 垎垐 H3O (aq) H2PO4 (aq)
Ka
(HA) •c(HA)
c(A )
分
pH
pKa
lg
c(酸) c(盐)
析
由于同离子效应的存在，通常用初始浓度
c0(HA) ,c0(A－)代替[c(HA)] ,c(A－) 。
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第六章：酸碱理论与离解平衡
加入少量强碱：
OH (aq) HA(aq) 噲 垐 垎垐 A (aq) H2O(l)
pH = 4.74
pH = 4.73
0.05ml NaOH 1mol·L-1
pH = 11
pH = 4.75
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缓冲溶液：
第六章：酸碱理论与离解平衡
定义：
具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液叫缓冲溶液。
特性：
能抵抗外来少量酸或碱，而保持溶液的pH值几乎不变。
组成：
1,弱酸及其盐; 2.弱碱及其盐; 3.酸式盐之间;
lg
c(BH c(B)
6.3 缓冲溶液
第六章：酸碱理论与离解平衡
在HAc中加入NaAc后，除了Ac - 离子对 HAc的解离平衡产生同离子效应外，Na+离子对 平衡也有一定的影响。
在弱电解质的溶液中加入其他强电解质时， 该弱电解质的电离度将会增大，这种影响称为 盐效应(salt effect)。
无机化学
湖南理工学院化学化工系
NH3 ·H2O — NH4Cl B(aq) H2O(l) 噲垐 垎垐 BH (aq) OH (aq)
K
b
(B)
c(BH ) • c(OH )
c(B)
c(OH )
K
b
(B)c(B)
c(BH )
pOH
pKb
(B)
lg
c(B) c(BH
)
pH
14
pK
b
(B)
lg
c(B) c(BH
)
pKa
(BH
)