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第四节-酸碱溶液中氢离子浓度的计算幻灯片

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第四章 酸碱滴定法

第四章 酸碱滴定法

Ka1
HA
-
A
2-
+ H
+
Ka2
质子条件：[H+]=[HA-]+2[A2-]+[OH-]
7
计算[H+]的精确式：
K [ H A ] 2 K [ HA ] Kw a1 2 a2 [H ] [H ] [H ] [H ]
[H ] [H 2 A]K a1 (1

2K a 2 [H ]
11
计算[H+]的近似式和最简式
（1）Ka2与Kb2均较小，可忽略HA-的离解和水解
[HA ] C

[H ]

K a1 ( K a2 C K w ) K a1 C
（2）CKa2≥20Kw，可忽略水的离解
[H ]

K a1 K a2 C K a1 C
12
（3）CKa2≥20Kw ，且C≥20Ka1 ，
32
1.0 mol/L NaOH→1.0 mol/L HCl,⊿pH=3.3～10.7 选择甲基橙，甲基红，酚酞 0.1mol/Ll NaOH→0.1 mol/L HCl,⊿pH=4.3～9.7 选择甲基红，酚酞，甲基 橙（差） 0.01mol/L NaOH→0.01 mol/L HCl ,⊿pH=5.3～8.7 甲基橙（3.1~4.4）**3.45 选择甲基红，酚酞（差） 甲基红（4.4~6.2）**5.1 酚酞（8.0~10.0）**9.1
Kt=Ka/Kw Kt=Kb/Kw
B + H+
HB+
（一）强碱滴定弱酸 （二）强酸滴定弱碱
35
（一）强碱滴定弱酸
NaOH（0.1000mol/L）→HAc（0.1000mol/L , 20.00ml） OH- + HAc HAc的 pKa=4.76 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

《分析化学》-图文课件-第四章

《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：

酸碱溶液中氢离子ph的计算公式

酸碱溶液中氢离子ph的计算公式

多元弱酸（将二元弱1 酸近似视为一元弱酸） 的计算公式
PH=lg CKa1
使用条件：CK a1>20K w
3
CK a1 >40K a2
C K a1>400
谢谢观看，学习。再见
三、一元强酸的PH计算公式
一元强酸溶液中的浓度的计算以浓度为c的 HCl溶液为例进行讨论。
当酸的解离反应和水的质子自递反应处于
平衡时, HCl H +Cl H 2O H OH
H Cl OH c Kw / H
H 2 c H K w 0
一元弱酸PH值计算公式例题
五、一元弱碱PH值计算公式
一元弱碱PH值计算公式例题
六、多元弱碱的PH计算
多元弱碱（将二元弱碱近似视为一元弱碱） 的计算公式
PH=14-lg CK b1 使用条件：CK b1>20 K w
C K b1
>400
CK b1 >40 K b2
七、多元弱酸的PH计算
近似式（2）： PH 14 cKb K w
使用条件： cKb 20KW c / Kb 400
c / Kb 400
最简式： PH 14 cKb
使用条件：cKb 20Kw c / Kb 400
二、一元强碱的PH计算公式
一元强碱PH的计算 已知碱的浓度 在溶液中 有
Kw=[]=-lgKw=--lg[H]-lg[OH]=14.00 令pKw=--lgKw pKw=PH+POH=14.00 POH=-lg[OH] PH=14-POH
H
c
c2 4Kw
2
pH lg c 10-6 mo只要强酸的浓度 不是很低，c>= 10-6 mol / L 就可以忽略水的解离，质子条件简化为则

《酸碱溶液氢离子浓度的计算》-公开课件

《酸碱溶液氢离子浓度的计算》-公开课件

(一) 多元弱酸溶液pH的计算
以二元弱酸（H2A）为例。该溶液的PBE为： [H+]=[OH-]+[HA-]+2[A2-]
（1）由于溶液为酸性，所以[OH-]可忽略不计， [H+] ≈ [HA-]+2[A2-]
再由有关的平衡关系得：
（2）通常二元酸Ka1>>Ka2，即 即第二步电离可忽略，二元酸可按一元酸近似处理
- Kw=0
(1) 精确式
当HCl溶液的浓度c≥10-6mol·L，水的解离可忽略，可
近似求解。 [H+]＝[OH-]+[Cl-]≈[Cl-]=c
pH=-lgc
（2）最简式
例1
求0.050 mol.L-1和1.0×10-7mol.L-1 HCl溶液的pH。
解：因c1=0.050 mol.L-1 >10-6 mol.L-1
， 因为[HA-] ≈ [H+], 所以[H2A]= ca- [HA-] = ca-[H+],于是上式可以写为：
与一元弱酸相似。 1.当 caKa1 >20KW，ca/Ka1 <400时
近似式
2.当 caKa1 >20Kw，ca/Ka1 >400时，可以忽略第 一级离解对H2A浓度的影响，此时[H2A]=ca
第三节
酸碱溶液中氢离子浓度的计算
一、一元强酸(碱)溶 液H+浓度的计算
(一) 一元强酸溶液H+浓度的计算
现以c(mol.L-1)HCl溶液为例讨论 在HCl溶液中存在以下离解作用：
HCl=H++C1-
H2O⇌H++OH-
该溶液体系的PBE式为：

溶液中酸碱的浓度和 pH 值的计算

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

酸碱溶液氢离子浓度的计算

酸碱溶液氢离子浓度的计算
c + c 2 + 4 KW [OH ] = 2
精确式
二,二元强酸溶液pH的计算 二元强酸溶液 的计算
下面讨论H 溶液酸度的计算, 下面讨论 2SO4溶液酸度的计算, 溶液中存在如下离解平衡: 在H2SO4溶液中存在如下离解平衡: H2SO4 = H++ HSO4Ka1=>> >>1 >> HSO4- H++SO42Ka2=1.2×10-2 × 由硫酸的解离常数可知, 由硫酸的解离常数可知 , 其第一级解离 很完全,第二级解离不甚完全, 很完全 , 第二级解离不甚完全 , 因此其酸度 的计算不能简单地按一元强酸来处理. 的计算不能简单地按一元强酸来处理.
Kw Kw + + K a (c [ H ] + ) = [ H ]([ H ] ) + + [H ] [H ]3; K W
+
(7)
(7)式为计算一元弱酸溶液 pH的近似式 式为计算一元弱酸溶液 的
例1
计算0.10 mol.L-1 HF溶液的 溶液的pH, 计算 溶液的 已知K 已知 a=7.2×10-4 ×
K a 1 [ H 2 A] 2Ka2 [H ] = (1 + ) + + [H ] [H ]
+
K a 1 (ca [ H + ]) + [H ] = + [H ] [ H ] + K a 1 [ H ] K a 1ca = 0
+ 2 +
[ H + ]2 + K a 1 [ H + ] K a 1ca = 0 求解 : [ H + ] = K a 1 + K a21 + 4ca K a 1 2

高中化学：PH的计算PPT课件


约为74
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、c(H+)或c(OH－)相差（改变）10倍，PH 相差（改变）一个单位。
2、强酸（碱）溶液每稀释10倍，PH增大 （减小）一个单位。
3、酸（碱）溶液无限稀释时，PH均约等 于7（均要考虑水的电离）。
4、酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
➢pH值计算４—— 强碱与强碱混合
例题：在25℃时，pH值等于9和pH值等于11的两种氢氧 化钠溶液等体积混合pH值等于多少？
解：[OH—]=（ 1 × 10—5+1×10—3）/(1+1) [H+]=10-14/[OH-] pH=-lg10-14/(10-3/2) =-lg2+11 =10.7
08关.02.20键21 ：抓住氢氧根离- 子离子进行计算！ 7
例题：在25℃时，pH值等于12的强碱溶液稀释到原来的 100倍，pH 等于多少？
解： 稀释前：[OH-] =
=1 ×10-2mol/L
稀释后： [OH-] =
=1 ×10-4mol/L
[H+] =
=
=1 ×10-10mol/L
pH=-lg[H+] =10
关08.02键.2021：抓住氢氧根离子- 离子进行计算！ 3
∴c(H1
∴PH = 9 － lg5.05 = 8.3
解二：c(H+)1= 10－8 ∴ c(OH－)1= 10－6
c(H+)2= 10－10 ∴ c(OH－)1= 10－4
∴c(OH－)混= (10－6 + 10－4)/2 = 5.05×10－5
pH=-lg10-13=13

酸碱反应的氢离子浓度

酸碱反应的氢离子浓度酸碱反应是化学中一种十分常见的反应类型，它涉及到氢离子浓度的变化。

在本文中，将介绍酸碱反应的概念、氢离子浓度的计算方法，以及一些酸碱反应的应用领域。

一、概念介绍在化学中，酸和碱是两种互补的概念。

酸是指能够释放出氢离子（H+）的化合物，而碱则是能够接受氢离子的物质。

当酸和碱混合时，会发生酸碱中和反应，产生水和盐。

酸碱反应中，氢离子（H+）起到了重要的作用。

通常情况下，氢离子浓度（[H+]）用于表示酸碱的强弱程度。

浓度越高，酸性越强，碱性越弱；浓度越低，酸性越弱，碱性越强。

二、氢离子浓度的计算方法在酸碱反应中，可以通过酸碱溶液的pH值来推算氢离子浓度。

pH值是用于表示溶液酸碱性强弱的指标，其定义为负对数（以10为底）的酸碱离子浓度。

具体计算公式如下：pH = -log[H+]其中，[H+]表示氢离子的浓度，以摩尔/升（mol/L）为单位。

举个例子，如果某个溶液的pH值为2，那么其氢离子浓度为10^-2 mol/L，即0.01 mol/L。

三、酸碱反应的应用领域酸碱反应在日常生活和工业生产中有着广泛的应用。

以下是几个常见的酸碱反应应用领域：1. 中和反应：酸碱中和反应是一种最基础的应用。

例如，当我们感到胃酸过多或者食物中有过多的酸性物质时，可以通过食用抗酸药或含有碱性成分的药物来达到中和的目的。

2. 化妆品领域：在化妆品的制备过程中，酸碱反应被广泛应用。

例如，某些化妆品需要调整pH值来适应人体皮肤酸碱度，以达到更好的效果。

3. 废水处理：废水处理过程中，酸碱反应可以被用来改变废水的酸碱性质，以便于进行后续的处理和净化。

4. 农业领域：在农业中，酸碱反应可以被用来调节土壤的酸碱度，以适应不同作物的生长需求。

总结：酸碱反应中的氢离子浓度是衡量酸碱性强弱的重要指标。

通过pH 值可以推算溶液中氢离子的浓度，从而判断酸碱的性质。

酸碱反应在生活和工业中都有广泛的应用，具有重要的意义。

本文介绍了酸碱反应的概念，氢离子浓度的计算方法，以及酸碱反应的一些应用领域。

第四章第一节酸碱溶液中氢离子浓度的计算


ca [ H ] Ka cb

最简式
cb 或pH pK a lg ca
可见，当ca cb时，pH pKa
28
例 计算0.10mol·L-1NH4Cl和0.20mol·L-1NH3缓冲溶液 的pH？ 解：Kb=1.8×10-5，Ka=K w/Kb=5.6×10-10，计算得： pH=pKa+lg0.20/0.10=9.56
7
11
2Ka2 ca ca Ka1 20K w， 0.05，且 500 Ka1 ca Ka1
[ H ] ca K a1 1.3 104 mol L1 pH 3.89
18
例 计算0.10mol / LNa2C2O4溶液的pH。
1.0 10 1.0 1014 10 10 解：Na2C2O4的K b1 1.5 10 K 1.5 10 b2 6.5 105 5.9 102
19
20
四、两性物质溶液的氢离子浓度计算
（一）酸式盐（如NaHA） 质子条件：[H+] + [H2A] = [A2－] + [OH－]
[H ]

K a1 ( K a2 c K w ) K a1 c
（近似式）
若K a2 c 20 K w，可忽略水的解离即K w可忽略，得
[H ]
酸碱平衡与平衡常数
HA + H2O = H3O+ + A A- +H2O = HA +OH Ka · Kb = Kw Ka = [H +][A -] / [HA] Kb =[HA][OH -] / [A -]
9
计算[H+]的近似式和最简式

酸碱溶液中氢离子浓度的计算


（一）配合物的基本概念
氢配酸盐的命名顺序同上，惟词尾用酸而不用氢酸，酸 字后面附上金属名称。如： H2[SiF6] 六氟合硅(Ⅳ)（氢）酸 Cu2[SiF6] 六氟合硅(Ⅳ)酸亚铜 K2[Co(SO4)2] 二硫酸根合钴(Ⅱ)酸钾 K2[Fe(CN)5(NO)] 五氰· 亚硝酰合铁(Ⅲ)酸钾 （2）配阳离子配合物的命名次序是： ①外界离子；②酸性原 子团；③中性原子团；④中心原子。如： [Pt(NH3)6]Cl4 四氯化六氨合铂(Ⅳ) [Co(NH3)5(H2O)]Cl3 三氯化一水· 五氨合钴(Ⅲ) （3）中性配合物的命名次序是： ①酸性原子团；②中性原子 团；③中心原子。如： [Pt(NH3)2]Cl2 二氯· 二氨合铂(Ⅱ) [Co(NH3)3(NO2)3] 三硝基· 三氨合钴(Ⅲ)
中心原子配位数与中心原子及配体的性质（电荷、半径、 电子层结构等）有关，同时还与形成配合物的外界条件有关， 增大配体的浓度，降低反应的温度，有利于形成高配位数的 配合物。
（一）配合物的基本概念

（4） 配离子的电荷
配离子的电荷等于中心原子电荷和配体总电荷的 代数和。例如：
[Co(NH3)2Cl4] –的配离子电荷数=(+3)+2×0+4×(–1)= –1
（一）配合物的基本概念
某些配位体具有相同的化学式，但由于配位原子不同， 而有不同的命名，使用时一定要严加注意。如： –NO2 （以N原子为配位原子） 硝基根 –ONO （以O原子为配位原子） 亚硝酸根
–SCN （以S原子为配位原子）
硫氰酸根
–NCS （以N原子为配位原子） 异硫氰酸根 一些常见的配合物，通常都用习惯上的简单叫法。如 [Cu(NH3)4] 2+称为铜氨配离子；[Ag(NH3)2] +为银氨配离子； K3[Fe(CN6)称为铁氰化钾（赤血盐）； K4[Fe(CN6)称为亚铁 氰化钾（黄血盐）；H2SiF6 称为氟硅酸；K2PtCl6称为氯铂 酸钾等。
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[H] Ka Ka2 4cKa 2
7.2104 (7.2104)2 40.107.2104
2 8.2103(mol.L1) pH 2.09
15
例 题2
计算：1.0×10-4 mol.L-1 NH4Cl 溶液的pH，
已知：NH3的Kb=1.8×10-5
16
解：
NH4+的Ka=Kw/Kb = 1.0×10-14 /(1.8×10-5 ) = 5.6×10-10
2
当HCl溶液的浓度c≥10-6mol·L-1，水的解离可忽略， 可近似求解。
[H+]＝[OH-]+[Cl-] ≈ [Cl-] = c
pH = -lgc
(2)
最简式 4
例题
求0.050 mol.L-1和1.0×10-7mol.L-1 HCl溶液的pH。
5
解：(1) 因c1=0.050 mol.L-1 >10-6 mol.L-1
(2)近似式(1)
[H ] Ka Ka2 4caKa 2
(3)近似式(2)
[H ] caKa KW
(4)最简式
[H ] caKa
(1) caKa< 20KW，ca/Ka < 500
(2) caKa > 20KW，ca/Ka < 500
(3) caKa < 20KW，ca/Ka > 500
Ka(ca[H ][K H W ])[H ](H [][K H W ])
[H ]3Ka[H ]2(KacaKW )H []KaKW0 (4)
(4)式为计算一元弱酸溶液 pH的精确式
此式为考虑水的离解时，计算一元弱酸HA的精确公式。 解这种方程较麻烦，在分析化学中为了计算的方便，根据酸碱 平衡的具体情况常对此公式作近似处理。
[H] cK aKW (7)
(7) 式为计算一元弱酸溶液 pH的近似式
13
例 题1
计算0.10 mol.L-1 HF溶液的pH,
已知Ka=7.2×10-4
14
解：因c Ka = 0.10×7.2×10-4 > 20KW, c/Ka = 0.1/(7.2×10-4) < 500， 故根据近似式计算:
第四节
酸碱溶液中H+浓度的计算(p184)
1
一、一元强酸(碱)溶液 中H+浓度的计算
2
(一) 强酸(碱)溶液的定义
1. 强酸：一般指解离常数大于10的酸。
HA = H+ + A-
[A-][H] Ka [HA] 10
2. 强碱：一般指解离常数大于10的碱。
B+H2O=HB++OH-
[HB][OH]
[H][A][OH][H[HA]K]a [K HW ] [H] [HA]Ka KW (1)
(1) 式为计算一元弱酸溶液 pH的精确式 但 [HA]未知。
9
由PBE: [A-]=[H+]-[OH-]=[H+] - KW/[H+] ………..(2) 由MBE：c =[HA]+[A-]
[HA]= c-[A-] = c-[H+] + KW/[H+] …………(3) 又∵ Ka·[HA] = [H+]·[A-] (2)(3)代入上式并整理得到一个含[H+]的一元三次方程式：
故采用最简式进行计算：
[H+]=0.050 mol.L-1
pH=1.30
(2) 当 c2= 1.0×10-7mol.L-1 <10-6 mol.L-1 ， 须用精确式进行计算：
[H ] c c2 4KW 2
1.0107 (1.0107 )2 41.01014
2 1.6107(mol.L1) pH 6.80
(4) caKa > 20KW，ca/Ka > 500
18
(二) 一元弱碱溶液pH的计算
PBE为：[HB+]+[H+]=[OH-] 同理：按一元弱酸类似的方法处理， 得一元弱减溶液pH的一系列计算公式。
Kb
[B]
10
3
(二) 一元强酸溶液中H+浓度的计算
现以c(mol.L-1)HCl溶液为例讨论 在HCl溶液中存在以下解离作用：
HCl = H+ + C1-
H2O
该溶液体系的PBE式为：
H+ + OH-
[H+]＝ [Cl-] +[OH-] ＝c +Kw/[H+]
[H+]2- c [H+] - Kw= 0 [H]c c24KW (1) 精确式
10
讨论1：
1.当Ka和c不是很小，即一元弱酸溶液的浓度不是 很稀时，在这种情况下，弱酸的解离是溶液中H+的主
要来源，水解离的影响较小。（Kw/[H+]≈0）。
即判据为：c Ka> 20KW，c/Ka < 500时
精பைடு நூலகம்
确
K a(c[H ][H K w ])[H ](H [][H K w ])
式
[H]2Ka[H]cKa 0 [H]Ka Ka24cKa (5)
由于cKa = 1.0×10-4 × 5.6×10-10 < 20KW, c/Ka = 1.0×10-4 /(5.6×10-10 ) > 500，
应按近似式(2)计算
[H] cKa KW 1.0104 5.610101.01014
2.6104mol .L1
pH=6.59
17
总结
(1)精确式
Ka(ca [H ] [KHW ]) [H ]([H ] [KHW ])
6
(三) 一元强碱溶液pH的计算
同样对于NaOH溶液也按上述方法处理。 即
c≥10-6mol·L-1 [OH-]≈c pOH＝ -lgc (2)最简式
c＜10-6mol·L-1 [OH ]c c24KW (1)精确式 2
7
二、一元弱酸(碱)溶液pH的计算
8
(一) 一元弱酸溶液pH的计算
设：一元弱酸HA的浓度为c，其PBE为：
[H] cKa (6)
(6) 式为计算一元弱酸溶液 pH的最简式
12
讨论3：
3. 当酸极弱且溶液极稀时，水的解离不能忽略。 (c Ka≈KW , c-([H+]+[OH-])≈c )
即判据为： c Ka< 20KW，c/Ka > 500时
[OH-]
K a(c[H ][K H W ])[H ](H [][K H W ])
2
(5) 式为计算一元弱酸溶液 pH的近似式
11
讨论2：
2. 当Ka和c不是很小,且c >>Ka时，不仅水的解离可以 忽略，而且弱酸的解离对其总浓度的影响可以忽略。 (Kw/[H+]≈0， c-[H+]≈ c)。
即判据为： c Ka> 20KW，c/Ka > 500时
K a(c[H ][H K w ])[H ](H [][H K w ])