分析化学经典课件酸碱滴定法PPT
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第十一章 酸碱滴定分析法PPT精品文档50页
酸碱反应的实质是质子传递。当反应达到平衡时，以某 种或几种物质为零水标准，得到质子后的产物所获得的质子 的总物质的量，与失质子后的产物所失去的质子的总物质 的量相等，这一原则叫做质子条件，相关数学表达式称 质子条件式，PBE.
零水准
溶液中大量存在，并且参与质子传递的物质 如水分子，HA等
例：一元弱酸HA水溶液中的PBE
第十一章 酸碱滴定分析法
11.1 滴定分析法概论
11.1.1 滴定分析过程中的一些基本概念
➢ 滴定： －－－用一种已知准确浓度
的标准溶液滴定被测物质的 含量的方法
➢ 化学计量点－：－－滴定反应正好按化学方
程式的计量关系进行到理论终点
➢ 滴定终点： －－－滴定过程中，由指示
剂颜色变化而确定的终点。
OH-
-H+
[ H ] [ H 2 O 4 C ] 2 [ C 2 O 4 2 ] [ O ]H
对于多元酸，要注意平衡物种前的系数
11.4 各种酸碱平衡体系中氢离子浓度的计算
11.4.1 强酸(强碱)溶液
强酸HB, 浓度为c
HB + H2O H2O + H2O
H3O++ BH3O+ + OH-
基准物质
名称
化学式
干燥条件
无水碳酸钠 硼砂
邻苯二甲酸氢钾 二水合草酸
Na2CO3 Na2B4O7·10H2O
KHC8H4O4 H2C2O4·2H2O
270 ~ 300℃ 置于盛有NaCl,蔗糖饱和
溶液的密闭器皿
110 ~ 120℃ 室温空气干燥
标定 对象
酸 酸 碱 碱
氯化钠
NaCl
500 ~ 600℃
零水准
溶液中大量存在，并且参与质子传递的物质 如水分子，HA等
例：一元弱酸HA水溶液中的PBE
第十一章 酸碱滴定分析法
11.1 滴定分析法概论
11.1.1 滴定分析过程中的一些基本概念
➢ 滴定： －－－用一种已知准确浓度
的标准溶液滴定被测物质的 含量的方法
➢ 化学计量点－：－－滴定反应正好按化学方
程式的计量关系进行到理论终点
➢ 滴定终点： －－－滴定过程中，由指示
剂颜色变化而确定的终点。
OH-
-H+
[ H ] [ H 2 O 4 C ] 2 [ C 2 O 4 2 ] [ O ]H
对于多元酸，要注意平衡物种前的系数
11.4 各种酸碱平衡体系中氢离子浓度的计算
11.4.1 强酸(强碱)溶液
强酸HB, 浓度为c
HB + H2O H2O + H2O
H3O++ BH3O+ + OH-
基准物质
名称
化学式
干燥条件
无水碳酸钠 硼砂
邻苯二甲酸氢钾 二水合草酸
Na2CO3 Na2B4O7·10H2O
KHC8H4O4 H2C2O4·2H2O
270 ~ 300℃ 置于盛有NaCl,蔗糖饱和
溶液的密闭器皿
110 ~ 120℃ 室温空气干燥
标定 对象
酸 酸 碱 碱
氯化钠
NaCl
500 ~ 600℃
分析化学经典课件酸碱滴定法PPT
1）双色指示剂：甲基橙
Kin
H
In
HIn
变色点pH取决于酸、碱式体浓度的比值，与CHIn无关
2）单色指示剂：酚酞
Kin [In ] a [H ] [HIn] C a
变色点pH取决于C ；C↑ 则pH↓，变色点酸移
✓ 例：50~100ml溶液中加入酚酞 2~3滴，pH=9变色 15~20滴，pH=8变色
➢ 形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数 Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3
Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 KW 1.0 1014
例：计算HS-的pKb值
解： HS- + H2O
H2S + OH-
pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－7.02 = 6.98
2．温度的影响
T → Kin → 变色范围 ！注意：如加热，须冷却后滴定
3．溶剂的影响
电解质→离子强度→Kin → 变色范围
4．滴定次序
无色→有色，浅色→有色 ✓ 例： 酸滴定碱 → 选甲基橙
碱滴定酸 → 酚酞
➢ 组成
1．指示剂+惰性染料 例：甲基橙+靛蓝（紫色→绿色） 2．两种指示剂混合而成 例：溴甲酚绿+甲基红（酒红色→绿色）
1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择 4．弱酸被准确滴定的判别式
1．滴定过程中pH值的变化 （1）滴定开始之前
[H ] Ca K a 1.810 5 0.1000 1.34 10 3 mol / L pH 2.88
（2）滴定开始至化学计量点之前
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关 系
Ka Kb Kw
Ka Kb Ks
《分析化学》课件——3 酸碱滴定法
30
缓冲溶液
[H ]
Ka
c HA cA
取负对数，得：
最简式
pH
pKa
lg
cA cHA
可见，当cHA cA时，pH pKa
31
例6
计算 0.10 mol·L-1 NH4Cl 和 0.20 mol·L-1 NH3缓冲溶液的 pH？
解：Kb=1.8×10-5，Ka=5.6×10-10，浓度较大， 用最简式计算得：
24
例3
计算 0.10 mol·L-1 NH3 溶液的 pH？
解： Kb = 1.80×10-5，用最简式计算：
弱碱
[OH ] cKb 1.3 103 mol L1 pOH 2.89 pH 11.11
25
3. 多元酸（碱）溶液
二元酸 H2B 质子条件：
[H+] = [HB-] + 2[B2-] + [OH-]
PBE不含原始物质，质子转移多个时存在系数
17
例1
HAc NaCN
[H+] = [Ac-] + [OH-] [H+] + [HCN] = [OH-]]
H2O作零 水准
Na2S
[H+] + [HS-] + 2[H2S] = [OH-]
NaHCO3 [H+] + [H2CO3] = [CO32-] + [OH-]
NaH2PO4 [H+] + [H3PO4] = [HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-]
(NH4)2HPO4 [H+]+[H2PO4-]+2[H3PO4]=[NH3]+[PO43-]+[OH-]
缓冲溶液
[H ]
Ka
c HA cA
取负对数，得：
最简式
pH
pKa
lg
cA cHA
可见，当cHA cA时，pH pKa
31
例6
计算 0.10 mol·L-1 NH4Cl 和 0.20 mol·L-1 NH3缓冲溶液的 pH？
解：Kb=1.8×10-5，Ka=5.6×10-10，浓度较大， 用最简式计算得：
24
例3
计算 0.10 mol·L-1 NH3 溶液的 pH？
解： Kb = 1.80×10-5，用最简式计算：
弱碱
[OH ] cKb 1.3 103 mol L1 pOH 2.89 pH 11.11
25
3. 多元酸（碱）溶液
二元酸 H2B 质子条件：
[H+] = [HB-] + 2[B2-] + [OH-]
PBE不含原始物质，质子转移多个时存在系数
17
例1
HAc NaCN
[H+] = [Ac-] + [OH-] [H+] + [HCN] = [OH-]]
H2O作零 水准
Na2S
[H+] + [HS-] + 2[H2S] = [OH-]
NaHCO3 [H+] + [H2CO3] = [CO32-] + [OH-]
NaH2PO4 [H+] + [H3PO4] = [HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-]
(NH4)2HPO4 [H+]+[H2PO4-]+2[H3PO4]=[NH3]+[PO43-]+[OH-]
《分析化学》-图文课件-第四章
将 代入PBE式并整理得
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 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。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 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。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
酸碱滴定法优秀课件
（一）分析浓度和平衡浓度： 分析浓度：溶液体系达平衡后，各组型体的平衡浓度之和。
即溶液中溶质的总浓度。 平衡浓度：溶液体系达平衡后，某一型体的浓度 酸 度：溶液中H+的平衡浓度。
分清两个概念：酸度和酸的浓度 酸度：H+, pH计可测得酸度。 酸的浓度：可被碱中和的酸的总浓度。
0.1 mol/L HCl 与0.1 mol/L HAc 具有不同酸度，相同的 浓度 。
Ka : 热力学常数 (只与 t 有关)
K
C
a
: 浓度常数 (与 t, I 有关)
K
M a
: 混合常数
(与 t, I 有关)
本章弱酸碱的平衡浓度之间的关系用 Ka 近似处理
三、酸碱的强度、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
➢ Ka↑，给质子能力↑强，酸的强度↑ Kb↑，得质子能力↑强，碱的强度↑
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系:
C
a
及混合常数
K
M
a
反应：HAc = H+ + Ac-
a(H)a(Ac) Ka a(HAc) ,
pKa4.76
Kac[H[H +]A [Acc]-]a(Ha()HaA(cA)c)(H()HA(cA)c)
(H
Ka
) (Ac
)
K a M a （ H [H ） A [ c A ]c ] a (H a ()H a A (c A )c )((H A A c c ))(K A a c )
KaKb Kw
pKa + pKb = pKw = 14
多元酸碱的离解反应
H3A
K a1
K b3
H2A-
Ka 2 K b2
Ka
即溶液中溶质的总浓度。 平衡浓度：溶液体系达平衡后，某一型体的浓度 酸 度：溶液中H+的平衡浓度。
分清两个概念：酸度和酸的浓度 酸度：H+, pH计可测得酸度。 酸的浓度：可被碱中和的酸的总浓度。
0.1 mol/L HCl 与0.1 mol/L HAc 具有不同酸度，相同的 浓度 。
Ka : 热力学常数 (只与 t 有关)
K
C
a
: 浓度常数 (与 t, I 有关)
K
M a
: 混合常数
(与 t, I 有关)
本章弱酸碱的平衡浓度之间的关系用 Ka 近似处理
三、酸碱的强度、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
➢ Ka↑，给质子能力↑强，酸的强度↑ Kb↑，得质子能力↑强，碱的强度↑
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系:
C
a
及混合常数
K
M
a
反应：HAc = H+ + Ac-
a(H)a(Ac) Ka a(HAc) ,
pKa4.76
Kac[H[H +]A [Acc]-]a(Ha()HaA(cA)c)(H()HA(cA)c)
(H
Ka
) (Ac
)
K a M a （ H [H ） A [ c A ]c ] a (H a ()H a A (c A )c )((H A A c c ))(K A a c )
KaKb Kw
pKa + pKb = pKw = 14
多元酸碱的离解反应
H3A
K a1
K b3
H2A-
Ka 2 K b2
Ka
酸碱滴定分析PPT演示课件
H2O(酸1) +H2O(碱2) H3O+(酸2) +OH-(碱1) 仅在溶剂分子之间发生的 质子传递作用,称为溶剂的 质子自递作用 KW= [H+] [OH-] =10-14(25°C)
6
例如: NH3在水中的平衡 NH3(碱1)+H+ NH4+(酸1) H2O(酸2) H++OH-(碱2)
三种酸的强度顺序是：HCl ＞HAc＞ NH4+
11
以下各类型的质子转移，均可看作是酸碱反应
酸的离解：如 HAc+H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1
碱的离解：如NH3+H2O OH-+NH4+
碱1 酸2 碱2 酸1
酸碱中和：如 HCl+NH3 NH4++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
盐的水解：如 NaAc+H2O NaOH+HAc
18
当两种颜色的浓度之比是10倍或10倍以上 时，我们肉眼只能看到浓度较大的那种颜色。
若
In HIn
≥10时，pH=pKHIn＋1 ，显In-颜色
若
In HIn
≤1/10时， pH=pKHIn-1 ，显HIn颜色
指示剂的变色范围为：
pH=pKHIn±1
19
3 影响指示剂变色范围的因素
指示剂用量: 宜少不宜多，对单色指示剂影响较大
Ka
H A c HAc
其共轭碱Ac- 的离解
Ac- +H2O＝ HAc+OH-
K
b
HAc OH
Ac
6
例如: NH3在水中的平衡 NH3(碱1)+H+ NH4+(酸1) H2O(酸2) H++OH-(碱2)
三种酸的强度顺序是：HCl ＞HAc＞ NH4+
11
以下各类型的质子转移，均可看作是酸碱反应
酸的离解：如 HAc+H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1
碱的离解：如NH3+H2O OH-+NH4+
碱1 酸2 碱2 酸1
酸碱中和：如 HCl+NH3 NH4++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
盐的水解：如 NaAc+H2O NaOH+HAc
18
当两种颜色的浓度之比是10倍或10倍以上 时，我们肉眼只能看到浓度较大的那种颜色。
若
In HIn
≥10时，pH=pKHIn＋1 ，显In-颜色
若
In HIn
≤1/10时， pH=pKHIn-1 ，显HIn颜色
指示剂的变色范围为：
pH=pKHIn±1
19
3 影响指示剂变色范围的因素
指示剂用量: 宜少不宜多，对单色指示剂影响较大
Ka
H A c HAc
其共轭碱Ac- 的离解
Ac- +H2O＝ HAc+OH-
K
b
HAc OH
Ac
分析化学酸碱滴定法幻灯片PPT
K3a2.21013
由Ka值可知，酸的强度H3PO4>>H2PO4->>HPO42-。酸的Ka愈大，
其共轭碱的Kb则愈小，故磷酸各级共轭碱的强度顺序为：
PO43- >> HPO42- >> H2PO4-
P43 O H 2 O H4 P 2 O OH
K1bK Ka3w4.5102
H4 P H O 20H 2P4 O OH K2bK Ka2w1.6107
分析化学酸碱滴定法幻灯片PPT
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第四章 酸碱滴定法
➢ 什么是酸碱滴定法？ ➢ 利用酸碱反应进行滴定的一种分析方法，又叫中
和滴定法。 ➢ 酸碱滴定法的应用: ➢ 测定酸、碱、酸式盐、碱式盐、酸碱度等等。
酸碱反应的特点：
➢ 一般非常快速，能够满足滴定分析的要求； ➢ 酸碱反应的完全程度同酸碱的强度以及浓度等因素
定的。如用理论计算，必须校正离子强度的影响。常用标 准溶液来校正仪器。
四、 酸碱溶液的酸碱度的计算
(一)强酸(强碱)溶液
强酸(强碱)在溶液中全部离解，一般情况下的计算比 较简单。
例如,浓度为 c HCl 的盐酸溶液有以下离解:
HClH Cl
H2OH OH
体系中，得质子产物为H+，失质子产物为Cl-和OH-。
H 2P4 O H 2O H 3P4O OH
K3bK K1aw1.31012
• 对n元酸来说Ka与Kb的关系.
• Ka1·Kbn= Ka2 ·Kb(n-1) = Ka3 ·Kb(n-2) = Kw
• 如 H3PO4, Ka1 ·Kb3 = Ka2 ·Kb2=Ka3 ·Kb1＝Kw
《酸碱滴定法教学》课件
滴定管的洗涤
使用蒸馏水、洗液等洗涤剂进行清 洗，确保滴定管内壁干净无残留。
滴定管的准备
检查滴定管是否漏水，并使用所装 溶液润洗2-3次。
指示剂的选择与使用
指示剂的种类
根据酸碱反应的滴定终点 选择合适的指示剂。
指示剂的配制
按照指示剂说明书配制适 当浓度的指示剂溶液。
指示剂的使用
在滴定过程中适时加入指 示剂，观察颜色变化判断 滴定终点。
04
酸碱滴定法的实验操作
实验目的与要求
01
02
03
04
掌握酸碱滴定法的基本原理和 操作方法。
学会使用滴定管、移液管等实 验仪器。
了解酸碱指示剂的作用和使用 方法。
培养实验操作技能和数据处理 能力。
实验原理与步骤
酸碱滴定法是一种常用的化学分析方法，通过滴加酸或碱标准溶液，利用酸碱指示 剂的变色反应来指示滴定终点。
行的程度和条件。
化学物质分离与提纯
03
在化学分析中，酸碱滴定法可以用于分离和提纯某些化学物质
，如通过酸碱反应分离和提纯某些金属离子。
在环境监测中的应用
测定水体PH值
酸碱滴定法可以用于测定水体的PH值，了解水体 的酸碱性质和污染程度。
气体分析
在环境监测中，酸碱滴定法可以用于分析气体中 的酸性或碱性物质，如二氧化碳、硫化氢等。
通过实验结果的分析和讨论， 加深对酸碱滴定法原理和操作 方法的理解，提应用
在化学分析中的应用
确定物质的含量
01
酸碱滴定法可以用于确定物质中的某些离子或官能团的含量，
如硫酸、氢氧化钠、碳酸钠等。
化学反应平衡研究
02
通过酸碱滴定法可以研究化学反应平衡常数，了解化学反应进
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pH pOH 14
2．非水溶液中
SH + SH
SH2+ + S-
溶剂合质子 溶剂阴离子
Ks SH2 S
2021/3/15
8
➢ 小结
发生在溶剂间的质子转移→溶剂的质子自递
反应
该反应的平衡常数Ks → 溶剂的质子自递常数
H发2生O在既水能分接子受间质的子质又子能转给移出→质子水→的质两子性自物递质
✓ 醋酸在水中的离解:
半反应1
HAc（酸1）
半反应2
H+ + H2O（碱2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
Ac- （碱1） + H+
H3O+（酸2） H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
✓ 氨在水中的离解:
半反应1 NH3（碱1）+ H+
半反应2
H2O（酸2）
NH4+（酸1） OH-（碱2）+ H+
➢ 电离理论 酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质
➢ 电子理论 酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
酸——凡能给出质子的物质
➢ 质子理论
碱——凡能接受质子的物质
2021/3/15
1
酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质
例子
特点:
1）具有共轭性
如：HA
反应
2021/3/15
9
（一） 一元酸碱的强度
HA + H2O
H3O+ + A-
酸度常数 （酸的解离常数）
Ka
H3O A
HA
A-+ H2O
OH- + HA
碱度常数 （碱的解离常数）
OH HA Kb A
2021/3/15
10
➢ Ka↑,给质子能力↑强,酸的强度↑ Kb↑,得质子能力↑强,碱的强度↑
HAc + NH3
NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
2021/3/15
6
小结 !!
➢ 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
2021/3/15
7
1．水溶液中
H2O + H2O
H3O+ + OH –
水的离子积 Ks Kw H OH 1.0 1014
质子 + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+
返回
HA + H2O HA + SH
H3O+ + ASH2+ + A-
例: HAc + H2O 例: HClO4 + HAc
H3O+ + Ac水合质子
H2Ac+ + ClO4醋酸合质子
2021/3/15
4
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
Ka1 Ka2 Ka3 Kb1 Kb2 Kb3
➢ 形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数 Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3
Ka1 Kb3 Ka2 Kb2 Ka3 Kb1 KW 1.01014
2021/3/15
13
例:计算HS-的pKb值
解： HS- + H2O
H2S + OH-
近似式
当 Ca Ka 500（忽略酸的离解）且 Ca Ka 20KW
H Ca Ka
最简式***
2021/3/15
19
（2）一元弱碱（Cb）
OH Kb Kb2 4Cb Kb 2ຫໍສະໝຸດ 近似式OH Cb Kb
最简式***
2021/3/15
20
2．多元弱酸碱
（1）多元弱酸:设二元酸分析浓度为Ca
NH3（碱1） + H2O （酸2）
OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
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共轭酸碱对
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✓ NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解)
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
共轭酸碱对
✓ NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）
Ac- + H2O
OH- + HAc
共轭酸碱对
✓ 醋酸与氨在水溶液中的中和反应
➢ 共轭酸碱对HA和A- 有如下关 系
Ka Kb Kw
Ka Kb Ks
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（二）多元酸碱的强度
H3PO4 Ka1
H2PO4Ka2
HPO42Ka3
H2PO4 - + H+ Kb3
HPO42- + H+ Kb2
PO43- + H+ Kb1
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➢ 多元酸碱在水中逐级离解,强度逐级递减
H Ca Ka1
（2）多元弱碱:设二元弱碱分析浓度为Cb
OH CbKb1
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NaHA
H Ka1Ka2
Na H2PO4 Na2HPO4
H
H
K a1K a2 Ka2 Ka3
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HA （浓度Ca）+ NaA（浓度Cb）
H
Ca Cb
Ka
pH
pKa
lg
Cb Ca
或
pH
pKa
lg Ca Cb
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➢ 强酸强碱溶液的pH值
[H ] Ca
[OH ] Cb
➢ 弱酸弱碱溶液的pH值
H CaKa
pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－7.02 = 6.98
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强酸强碱溶液pH值的计算
弱酸弱碱溶液pH值的计算 两性物质溶液（C ） 缓冲溶液pH值的计算
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1．强酸（Ca ）
HA
H+ +A-
H2O
H + + OH -
[H ] [A ] [OH ] Ca [OH ]
[H ] Ca Kw [H ] 精确式
当Ca ＞ 10-6 mol/L,忽略水的解离
[H ] Ca 近似式***
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2．强碱（Cb ）
B + H+
BH +
H2O
H + + OH –
[H ] [BH ] [OH ] [OH ] Cb KW [OH ]
精确式
[OH ] Cb
近似式***
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1．一元弱酸碱溶液
（1）一元弱酸（Ca ）
H
A
OH
Ca
1
KW H
H
Ca
Ka H Ka
KW H
精确式
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当 Ca Ka 20KW （忽略水的离解）
H
Ca
Ka H Ka
H Ka Ka 2 4Ca Ka 2
A－ + H+
2）具有相对性
如： HCO3-既为酸，也为碱 （两性）
3）具有广泛性
如：H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱
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举例
酸 HAC H2CO3 HCO3NH4+ H6Y2+ NH3OH+ (CH2)6N4H+
碱 AcHCO3CO32-
NH3 H5Y+
NH2OH
(CH2)6N4