第二章 酸碱平衡和酸碱滴定法
酸碱平衡和酸碱滴定法(自测题)_129002864
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法自测题一. 填空题1.在氨溶液中，加入NH4Cl则氨的解离度α，溶液的pH ，这一作用称为。
2.对于分析浓度为0.10 mol/L的一元弱酸HA，当K1为1.0⨯10-5时，[A-] = 。
3.酸碱质子理论认为：H2O既是酸又是碱，其共轭酸是，其共轭碱是。
4.对于某一共轭酸碱对HA-A-，在水溶液中，其K a与K b的关系是。
5.在水溶液中，H2PO4-是两性物质，计算其氢离子浓度的最简式是。
6.NaCN水溶液被稀释4倍，溶液中[OH-] ，pH。
7.已知水溶液中CH3CH2CH2COONa的K b = 7.69⨯10-10，它的共轭酸是，相应的K a值为。
8.某弱酸型指示剂HIn的K HIn = 1.0⨯10-6，HIn呈红色，In-为黄色。
将其加入三种不同的溶液中，颜色分别是红色、橙色、黄色。
这三种溶液的pH范围分别应是、和。
9.向含有NH3和NH4Cl的溶液中，加入少量NaOH溶液后，溶液的pH ；含[NH4+] = [NH3] = 0.5 mol/L的溶液与[NH4+] = 0.9 mol/L，[NH3] = 0.1 mol/L的溶液相比，其缓冲能力。
10.已知HCN的pK a = 9.37，HAc的pK a = 4.75，HNO2的pK a = 3.37，它们对应的相同浓度的钠盐水溶液的pH顺序是。
11.根据酸碱质子理论，[Fe(H2O)5OH]2+的共轭酸是，共轭碱是。
12.pH3.1~4.4是甲基橙的，向pH在此区间内的溶液加入甲基橙指示剂，溶液呈现的颜色从本质上说是指示剂的。
13.弱电解质的解离度α值随其在溶液中的浓度增大而。
对于可以用最简式表示溶液中[H+]的HA型弱电解质，α与c的关系是。
14.若Na2CO3水溶液的碱性比同浓度的Na2S溶液的碱性弱，则H2S的应比H2CO3的更小。
15.要配制总浓度为0.2 mol/L的NH3-NH4+缓冲溶液，应向每升浓度为的氨水中，加入mol固体NH4Cl，才能得到缓冲容量大的缓冲溶液。
第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt
第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt㈢多元弱酸(碱)溶液pH的计算由于Ka1>>Ka2，忽略第⼆步电离，按⼀元弱酸处理例19：计算0.10mol·L-1H3PO4溶液的pH值，已知H3PO4的pKa1=2.12.pH=1.62解：cKa1>>20Kw，c/Ka＜500，⽤近似式。
=2.4×10-2mol·L-1例20：计算0.10mol·L-1的Na2CO3溶液的pH值。
已知pKb1=3.75pH=11.63解：cKb1>20Kw,c/Kb1>500，⽤最简式。
=4.2×10-3mol·L-1㈣两性物质溶液pH的计算既可给出质⼦，显酸性；⼜可接受质⼦，显碱性。
NaHCO3、K2HPO4、NaH2PO4、NH4Ac、(NH4)2CO3及邻苯⼆甲酸氢钾等的⽔溶液。
NaHA质⼦条件：[H2A]+[H+]=[A2-]+[OH-]将平衡常数Ka1、Ka2及Kw代⼊上式，得：1、酸式盐(2)若允许有5%误差，cKa2≥20Kw时，可略去Kw项,得：(3)如果c≥20Ka1，则分母中的Ka1可略去，可得：最简式讨论:精确计算式(1)若HA－得、失质⼦能⼒都较弱，则[HA－]≈c；近似计算式例21：计算0.10mol·L-1的NaHCO3溶液的pH值。
已知Ka1=4.2×10-7,Ka2=5.6×10-11pH=8.31解：cKa2>20Kw,c>>20Ka1,⽤最简式。
例22：计算0.010mol·L-1的Na2HPO4溶液的pH值。
已知Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.4×10-13解：c>20Ka2,cKa3<20Kw,略去分母中的Ka2。
=3.0×10-10mol·L-1pH=9.52例23：计算0.050mol·L-1的NaH2PO4溶液的pH值。
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法习题解: a NaAc为一元弱碱, 其K b=K w/K HAc=5.6×10-103.计算pH为8.0和12.0时0.10mol·L-1 KCN的溶液中CN-1的浓度4.含有C Hcl=0.10mol·L-1，C NaHSO4=2.0×10-4mol·L-1和C HAc=2.0×10-6mol·L-1的混合溶液。
a.计算此混合溶液的pH。
b.加入等体积0.10mol·L-1 NaOH溶液，计算溶液的pHpH= 4.005.将0.12mol·L-1 HCL和0.10mol·L-1氯乙酸钠（ClCH2COONa）溶液等体积混合，计算pH。
6.欲使100 ml 0.10 mol·L-1HCl溶液的pH从1.00增加至4.44，需加入固体NaAc多少克（忽略溶液体积的变化）？7.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为0.25 mol·L-1。
于此100ml缓冲溶液中加入200mgNaOH（忽略溶液体积的变化），所得溶液的pH为5.60。
问原来所配制的缓冲溶液的pH为多少？（设HB的Ka=5.0×10-6）8.欲配制pH为 3.0和 4.0的HCOOH-HCOONa缓冲溶液，应分别往200ml 0.20 mol·L-1HCOOH溶液中加入多少毫升1.0 mol·L-1 NaOH溶液。
解x=25.7ml9.某人称取CCl3COOH 16.34g和NaOH 2.0g，溶解于1L水中，欲以此液配制pH=0.64的缓冲溶液。
问：a. 实际所配制缓冲溶液的pH为多少？ b. 要配制pH=0.64的缓冲溶液，需加入多少毫升1.0 mol·L-1强酸溶液。
10. 配制氨基乙酸总浓度为0.10 mol·L-1的缓冲溶液（pH=2.0）100ml需氨基乙酸多少克？还需加多少摩强酸？x =7.9ml11.25.0ml 0.40 mol·L-1 H3PO4 与30.0ml 0.50 mol·L-1Na3PO4溶液混合，然后稀释至100.0，计算此缓冲溶液的pH和缓冲指数。
第二章酸碱滴定法
第⼆章酸碱滴定法、01414第⼆章酸碱滴定法§2-1 酸碱质⼦理论.酸碱质⼦理论如何处理酸碱平衡及有关计算;.酸碱滴定过程中pＨ的变化及指⽰剂的选择.终点误差计算及酸碱滴定法的应⽤1、酸碱的定义1923年，丹麦Bronsted和英国Lowry提出酸:凡是能给出质⼦[H+]的物质;碱:凡是能接受质⼦的物质;酸碱反应的实质:酸碱之间的质⼦转移作⽤;酸碱可为两性物质,中性物质,阴阳离⼦;如H2PO4－、H2O、SO42－例如：HCl、H、NH4+、H2SO3、Al（H2O）6＋等都能给出质⼦，都是酸；⽽HO-、Ac-、NH3、HSO3－、CO32-等都能接受质⼦，都是碱：共轭酸碱对:酸碱之间仅相差⼀个质⼦,如:NH4+-NH3, HCl-Cl－等.⽆盐的概念和盐的⽔解,它是⽔与离⼦酸碱的质⼦转移反应2、共轭酸碱对中Ka和Kb的关系? Ka和Kb 均为弱酸弱碱的离解常数Ka×Kb =Kw =1×10-14pKa+pKb =14.00所以知道弱酸或弱碱的K值即可求其共轭碱酸的K值.对于多元酸碱: Kb1 = Kw / Kan,Kb2 = Kw/ Kan-1 ,Kbn= Kw/ Ka1.习题：1、H2PO4-的共轭碱是( )A H3PO4；B HPO42-；C PO43-；D OH-；2、NH3的共轭酸是：( )A NH2-；B NH2OH；C N2H4；D NH4+；3、溶剂的质⼦⾃递反应上⾯讨论可知，H20作为⼀种溶剂，即可作酸⼜可作碱，⽽且H20本⾝有质⼦传递作⽤，如：上述反应，有1moLH2O分⼦结出了1moL质⼦形成OH，另外1moL H2O 分⼦接受了1moL质⼦形成H3O＋，即H2O分⼦之间发⽣了质⼦(H＋)的传递作⽤，称H2O的质⼦⾃递作⽤。
其平衡常数Kw＝αH2O.αOH-称⼒⽔的质⼦⾃递常数．⽤K S表⽰。
Kw＝1.0×10-14(25?C)4、溶剂的拉平效应和区分效应1）溶剂的拉平效应将不同强度的酸被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平的效应称为溶剂的拉平效应HCl Cl-H2S O4? +H2O= H3O+ ?HSO4-Ka>>1HNO3 (⽔合质⼦)NO3–上述⼏种酸均被溶剂拉平到溶剂化质⼦⽔平，也就是说HCl、H2SO4、HNO3这⼏种酸在⽔中⽆多⼤差别，进⼀步说明凡是⽐H3O+更强的酸，在⽔溶液中都被拉平到H3O+⽔平，H3O+是⽔溶液中最强的酸。
山东大学分析化学(第四版)习题及答案02酸碱平衡和酸碱滴定法
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法1．计算下列各溶液的pHa. 0.20 mol.L-1H3PO4，b. 0.100mol.L-1H3BO3c. 0.100mol.L-1H2SO4d. 0.100mol.L-1三乙醇胺e. 510-8 mol.L-1 HCla.解：已知H3PO4的K a1＝10，K a2=，K a3=10-12.36∵ pKa2-pKa1>1.6 ∴按一元弱酸处理= 0.2×10-2.12 > 20K w / < 500用近似式[H+]=== -0.0038+= 0.035pH = 1.45b.解：已知H3BO3的K a=5.8( pK a=9.24)∵K a>20 Kw /K a > 500同最简式[H+]===10-5.12pH = 5.12c.解法1：已知H2SO4 K a2= 10-2 将H2SO4看作H+＋HSO4- (强酸和一元弱酸)质子条件：[H+]=C a+[SO42-]+[OH-] 忽略[OH-][H+]=a+a[H+]2-(c-K a2)[H+])-2cK a2=0[H+]=+=pH = 0.96解法2. 设第二级解离出的H+为xHSO42- ⇌ H+ + SO42-0.1-x 0.1+x xK a2===10-20.1x+x2=-0.01x+10-3 x2+0.11x-10-3=0解得：x==-0.055+=0.0085 [H+]=0.1+0.0085= 0.1085pH = 0.96d解. 已知三乙醇胺的K b=5.8-7，pK b=6.24 (分子式(HOCH2CH2)3N )∵cK b=0.1>20K W，c/K b>500pOH=3.62 pH=14 - 3.62=10.38e解：由于HCl浓度较小，不能忽略水的离解根据质子条件[H+]==+==2.5pH = 6.892. 计算下列各溶液的pHa. 0.0500 mol/L NaAcb. 0.0500 mol/L NH4NO3c. 0.100 mol/L NH4CNd. 0.0500 mol/L K2HPO4e. 0.0500mol/L氨基乙酸f. 0.100 mol/L Na2Sg. 0.10 mol/L H2O2溶液h. 0.0100 mol/L CH3CH2NH和0.050 mol/L NH4Cl 的混合溶液i. 含有 mol/L的混合溶液（=5.0, =9.0）a解：已知HAc的=10-4.74 则Ac－的=10-9.26∵c=0.05c/ >500∴pOH=5.28pH=8.72b解：已知NH3的=10-4.74 ,则NH4＋的为=10-14/10-4.74=10-9.26∵c=0.05 c/>500pH=5.28c解：已知NH的=10-9.26 ，HCN的=10-9.21根据质子条件：[H+]+[HCN]=[OH-]+[NH3]则：[H+]+cKa’=0.1>20Kw c=0.1>>KaH+]=d解:已知H3PO4K a1=10-2.12K a2=10-7.20K a3=10-12.36 [H+]=c K a3=0.05c= 0.05 > 20 K w[H+]==2.010-10pH=9.70e解：氨基乙酸盐=4.510-3=2.510-10两性物质[H+]=c K a2=0.05 2.510-10 > 20K w c = 0.05 <20 K a1[H+]==pH=5.99注：同最简公式[H+]=pH=5.97f解：已知H2S的K a1=1.310-7 ，K a2=7.110-15则S2－的K b1=Kw/Ka2=1.41 K b2=7.6910-8pK b2-pK b1 >1.6 按一元碱计算c K b1>20Kw，c/K b1 < 500 [OH-]===9.410-2pOH= 1.03pH=12.97g解：已知H2O2的K a=1.810-12cK a=0.01 1.810-12 <20 K w，c/K a=0.01/1.810-13 >500 [H+] ==1.6710-7pH=6.78h解：CH3CH2NH2K b=5.610-4，CH3CH2NH=1.7810-11 NH3的K b=1.810-5，NH的=5.610-10[H+]==5.3810-6pH = 5.27i解：c K HA> 20 Kw[H+]=pH=3.003.计算pH为8.0和12.0时0.10mol L-1 KCN溶液中CN-的浓度解：已知HCN K a=6.210-10∵pH=8.0 =pH=12.0 =∴pH=8.0 []=c=5.8510-20.1=5.8510-3 mol L-1pH=12.0 []=c=10.1=0.1 mol L-14. 含有=0.10 ， =2.010-4 mol L-1，=2.010-6 mol L-1的混合溶液。
酸碱滴定
路易斯酸碱电子理论： 碱——能给出电子的物质 酸——能接受电子的物质
酸 HCl HAc NH4+ H3PO4 H2PO4-
碱 十 质子 Cl- + H+ Ac- +H+ NH3 + H+ H2PO4- +H+ HPO42- +H+
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子； 酸碱概念具有相对性，如H2PO4- 。 共轭酸碱对：酸失去一个H+形成共轭碱；碱得到一 个H+形成共轭酸，HBB两性物质：即能得到H+又能失去H+的物质。 酸碱半反应：酸失去一个H+形成共轭碱或碱得到一 个H+形成共轭酸的反应。
二、 酸碱的强度
1、水的离解平衡与离子积常数 H2O +H2O H3O+ + OH-
该反应的平衡常数称为水的质子自递常数，也称
为水的离子积常数。以 Kw表示 可简单表示为：Kw = [H3O+][ OH-]=[H+][ OH-] 在25º C时Kw =1.010-14，pKw =14.00
2、弱酸弱碱的解离平衡及其强度
对于H2A-来说，主要有以下两个解离平衡存在： 酸式解离： H2A- + H2O H3O+ + HA2- Ka2＝6.3×10-8 碱式解离： H2A- + H2O OH- + H3A Kb3= 1.3×10-12
Ka > Kb ，说明在水溶液中H2A-释放质子的能力大于获得质
子的能力，因此溶液显酸性。
温度 18℃ 100℃ 甲基橙 3.1～4.4， 2.5～3.7 酚酞 8.2～9.8 8.0～9.2
♫
电解质的存在会改变溶液的离子强度，某 些盐类有吸收不同波长光的性质，影响了 指示剂颜色的深度和色调。
酸碱滴定法
• 计量点时，为H2CO3饱和溶液，pH为3.9，以甲基 橙作指示剂应滴至溶液呈橙色为终点，为使H2CO3 的饱和部分不断分解逸出，临近终点时应将溶液 剧烈摇动或加热。 • （2）硼砂（Na2B4O7· 2O），它易于制得纯品， 10H 吸湿性小，摩尔质量大，但由于含有结晶水，当 空气中相对湿度小于39%时，有明显的风化而失水 的现象，常保存在相对湿度为60%的恒温器（下置 饱和的蔗糖溶液）中。其标定反应为： • Na2B4O7+2HCl+5 H2O =2NaCl+4H3PO4 • 产物为H3PO4，其水溶液pH约为5.1，可用甲基 红作指示剂
NaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L, 20.00mL） 1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．滴定突跃 4．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择
1．滴定过程中pH值的变化
（1）Vb = 0 （滴定前）
[ H ] C a 0.1000mol / L
K HIn In HIn H
K HIn
H In K
HIn
a
讨论：KHIn一定，[H+]决定比值大小，影响溶液颜色
1）[In-] / [HIn] 10 或pH p KHIn +1 → 碱式色 2）[In-] / [HIn] 1/10 或 pH p KHIn－1 → 酸式色 3）1/10 [In-] / [HIn] 10 → 酸碱式体混合色 或 p KHIn－1 pH p KHIn +1
(H3C)2
+
－
N
NH
N H
SO3
红色（醌式）
OH H+
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
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碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
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HAc——H2O
H+ PBE：
2016/1/23
[H+] = [OH-] + [Ac-]
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NH3—H2O的PBE PBE： [H+] + [NH4+] = [OH-]
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20
2.多元弱酸、碱
H2CO3—H2O PBE：
[H+] =
[OH ] + [HCO3- ] + 2[CO32-]
质子条件与pH值的计算 CBE PBE
㈠ MBE (material balance equation) 在一个化学平衡体系中,某一给定物质的
总浓度等于各有关形体的平衡浓度之和。
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0.10mol.L-1H3PO4的MBE
C H PO [ H 3 PO4 ] [ H 2 PO4 ] [ HPO42 ] [ PO43 ] 0.10mol / L
[H+] + [HF] = [OH-] + [Ac-]
5.强酸碱体系 CHCl—H2O PBE: [H+]=[OH-]+[Cl-] =[OH-]+CHCl CNaOH—H2O
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PBE: [H+]+CNaOH=[OH-]
23
2006年中科院考研题（2分）
0.10mol.L-1H2SO4质子条件 H2SO4 ＝H+ + HSO4Ka1 ＞＞1 HSO4实际: H＋ H+ + SO4 2HSO4H2O
[ H ] K a .c K W
（2） Ka c≥10Kw 可略Kw，引起的误差小于5％
[ H ] K a .c
（3） c/Ka＜100 Ka较大，考虑HA的电离，[HA]≠ c
[ H ] K a (C [H ])
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总结上述公式应用条件：
1.当c/Ka≥100 Ka.C≥10Kw
3 4
0.20mol.L-1NH3.H2O的MBE
C NH [ NH 3 ] [ NH 4 ] 0.20mol / L
3
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㈡ CBE (charge balance equation)
单位体积溶液中阳离子所带正电荷的量(mol),等于
阴离子所带负电荷的量。
CaCl2－H2O CBE： [H+] + 2[Ca2+ ] = [Cl – ] + [OH – ] CBE：
H [ A ]
[ HA]
8
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(三) 滴定反应常数(Kt) 反应进行完全的程度
1.强碱滴强酸： OH- + H+ ＝ H2O
1 1 14 Kt 1 . 0 10 [ H ][OH ] K w
2.强碱滴一元弱酸： OH- + HAc ＝ H2O + Ac-
2 3
H3PO4－H2O
[ H ] [OH ] [ H 2 PO4 ] 2[ HPO4 ] 3[ PO4 ]
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㈢
PBE
（proton balance equation）
得质子后产物所得质子的量(mol)等于 失………………失………… 1.一元弱酸、碱： AcHAc－H2O的PBE OH零水准
HAc
同理： Ac
Ka [ Ac ] C HAc [ H ] K a
（一元碱与其相似，不再讨论）上式看出什么
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说明：1.δ仅是[H+] 函数与C总无关 2. HAc Ac 0.5 则 pH=pKa
3.已知ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱH，可求出各种形体的[
NH4Ac NH3+-CH2-COO-
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2
(CH2)6N4
H+
(CH2)6N4.H+
N
N.H+
中科院考研题（2分）：下列物质中哪一个是酸
NaAc
(CH2)6N4
NH2CH2COO-
Fe(H2O)63+
Fe(H2O)63+
Fe(OH) (H2O)52+ + H+
所有的金属水合离子都是酸
∵ CNaOH ＜ 10-6 ， [H+]不能略
∴ [H+ ] + CNaOH = [OH-]
KW [ H ] 1.0 10 [H ]
7
pH = 7.20
等体积混合：
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30
（二） 一元弱酸(碱)溶液:
PBE:
HA—H2O为例
[H+] = [OH-] + [A-] KW Ka .[ HA] [H ] [H ] [H ]
NH2-－NH3
H2SO4－SO4-
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5
二、分析浓度、酸的浓度、平衡浓度、酸度
称取6.0g冰HAc溶于1升水。 则CHAc= 0.1mol.L-1 称为分析浓度（酸的浓度） 平衡浓度：达到平衡各种形体的浓度。[HAc] [Ac-] 酸度：指[H+]的平衡浓度。pH = -lg[H+] ( 严格讲: 指H+的活度 pH lg H ）
整理： [H ]
K a[HA] K w （精确式）
HA
[HA] = C.δ
，代入上式
[H+]3 + Ka[H+]2 – (cKa + Kw) [H+]－ KaKw = 0
（计算麻烦，须近似处理）
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近似处理：
（1） pH计算中允许有5%误差;
c/Ka≥100 电离少 ，认为[HA] ≈ c
pH是否相同？其pH ? 等体积混合pH ?
解： pH不同
∵ CHCl ＜ 10-6
∴ [H+] = [OH-] + CHCl
KW 7 [H ] 1.0 10 [H ]
pH = 6.80
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29
1.0×10-7 mol/L NaOH
PBE： [H+] + CNaOH = [OH-]
） D. 1:4
B. 1:5
C. 1:6
2 4
[ H 2 PO4 ] 2 C . HPO [ HPO4 ]
C . H PO
2 4
[ H ]2 Ka1 [ H ]Ka1 Ka 2
10 7.80 1 7.20 10 4
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§2.3 一、MBE
2012年我院考研题（2分） (NH4)2HPO4－H2O的PBE [H+]+[H2PO4-]+ 2[H3PO4] = [OH-]+[PO43-]+[NH3]
[NH3]前没有2
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4.混合体系 HAc—H3BO3—H2O的PBE [H+] = [OH-] + [Ac-] + [H2BO3-] KF－HAc—H2O的PBE
实验室pH计测的是αH+
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三、酸碱反应的平衡常数
㈠ 质子自递常数
H2O + H2O = H3O+ + OHCH3CH2OH Ks=1.0×10-14
Ks= 1.0×10-19
㈡ 酸碱反应的解离常数 1.活度常数（表值） HA ＝H+ + A-
H A Ka HA
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1.0 H3PO4
δ
H3PO4分布系数图
H2PO4-
HPO42PO43-
0.0
0 pH
2
2.12
4
6
7.20
8
10
12
12.36
pKa1
H3PO4
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pKa2
H2PO4HPO42-
pKa3
PO4314
pH=7.80，溶液中哪种形体为主？
此时[H2PO4-]:[HPO42-]为（ A. 3:1
Ka2=1.0×10-2
HSO4-— H2O — 0.10mol.L-1[H+] SO4 2OH
-
PBE: [H+] = [OH- ]+ [SO4 2- ] + 0.10
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6.缓冲体系： HAc—NaAc—H2O PBE：[H+]+[HAc]=[OH-]+[Ac-]
? ×
注意：在PBE的书写中没有原始组分 设 HAc—NaAc—H2O C1 C2 看成(C1 + C2) HAc + C2(NaOH)— H2O ∴ PBE [H+] + C2(NaOH)= [OH-] + [Ac-]
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2.浓度常数
Ka [ H ][ A ] H . A HA Ka . [ HA] HA H . A H . A
c
说明:分析化学中所用物质浓度都较稀,
通常忽略I影响没有特殊说明认为 K ac K a ,
两者通用。 3. 混合常数 K aMix
H PO
3
4
[ H ]3 3 2 [ H ] [ H ] Ka1 [ H ]Ka1 Ka 2 Ka1 Ka 2 Ka 3