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分析化学第11讲酸碱平衡和酸碱滴定法2

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第三章 酸碱平衡和酸碱滴定2-PPT课件

第三章 酸碱平衡和酸碱滴定2-PPT课件


[H ] K c a 1 a
1 pH (p K p c a a) 1 2
最简式
3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算
二元酸简化计算的条件讨论： 二元酸可否作为一元酸处理，主要决定于两级离解常数的差别 的大小。对溶液pH的计算，一般误差可允许不<5%，只要酸 的浓度不是太小，对pK > 1.5的二元酸，可作一元酸处理。 例：计算0.10 mol/L Na2CO3溶液的pH。已知：Ka1 = 4.2 10-7, Ka2 = 5.6 10-11。
3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算
弱酸弱碱盐：以NH4Ac为例进行讨论。
[H] ] [ HAc] [OH ] [NH ] PBE： [H 3
K ( K K [ HB ]) a w a 1 2 K [ HB ] a 1
[H ]
NH HAc 4 K ( K K [NH ]) a w a 4 HAc K [ HAc ] a
2 PBE： [H ] [OH ] [ HA ] 2 [A ]
K [ H A ] 2 K K [ H A ] K a 2 a 2 w 1 2 a 1 [H ] 2 [H ] [H ] [H ]

2 K K [ H A ] a 2 2 a 1 [H ] K K [ H A ] w a 2 1 [H ]
14.0
pH
1 pH (p K p K ) a a 1 2 2
最简式
例：0.10 mol/L NaHCO3, pKa1 = 6.38, pKa2 = 10.25。 解： pK 较大
K c 20 K , - a w 2 HB
c 20 K HB a 1
第5章酸碱平衡与酸碱滴定法(2)精品PPT课件

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解离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时又与溶液 的浓度、温度等因素有关。
大学基础化学
4
2、解离常数和稀释定律
(1)一元弱酸溶液的解离平衡
HAc ⇌ H+ + Ac－
KaΘ(cH（ /ccΘ H ） （ A /cccA Θ ） c /cΘ)
简写为：
Ka
cH
c A
c
cHAc
Ka的大小反映弱酸解离程度的强弱，Ka越小，酸性越 弱，反之亦然。
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
内容提要
本章应用化学平衡的原理，以酸碱质子理论讨论酸碱 平衡及其影响因素，酸碱平衡中有关组分的浓度计算， 缓冲溶液的性质和应用，酸碱滴定法的基本原理和有 关应用等。
大学基础化学
1
学习要求
1.了解弱电解质解离常数及解离度的意义和影响因素， 熟悉酸碱质子理论； 2.能用化学平衡移动原理分析弱酸、弱碱在水溶液中 的解离平衡，及同离子效应对解离平衡的影响； 3.掌握弱酸、弱碱溶液中有关离子浓度的计算； 4.熟悉缓冲作用原理及有关计算； 5.理解酸碱滴定曲线、掌握其准确滴定的判据，并能 选出适宜的指示剂； 6.熟悉常用酸碱标准溶液的配制与标定方法，了解酸 碱滴定的有关应用。
大学基础化学
10
二、酸碱反应的实质
是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应
H+
HCl + NH3 酸1 碱2
NH4+ + Cl酸2 碱1
解离作用：
H+
↓
HCl + H2O
H3O+ + Cl
H+
↓ H2O + NH3
大学基础化学
NH4+ +OH
第二章 酸碱平衡与酸碱滴定法

第二章 酸碱平衡与酸碱滴定法

• 酸的解离：酸与溶剂之间的质子转移反应，即酸给 出质子转变为其共轭碱，而溶剂接受质子转变为其 共轭酸。 • 碱的解离：碱与溶剂之间的质子转移反应，即碱接 受质子转变为其共轭酸，而溶剂给出质子转变为其 共轭碱。
酸、碱的解离常数在温度一定时为常 数，值越大表示该酸或碱强度越大。
14
（１）一元弱酸弱碱的解离 HAc+H2O H3O+ +Ac [c(H 3O ) / c ][c(Ac ) / c ] K c(HAc) / cθ Ka越大, 酸的酸性越强。
30
由上式，以δ对pH作图： (1) δ0 + δ1 = 1 (2) pH = pKa⊖ 时； δ0 = δ1 = 0.5 (3) pH < pKa⊖ 时； HAc(δ1)为主 (4) pH > pKa⊖ 时； Ac (δ0)为主
31
31
例: 计算pH4.00时HAc的δHAc、δAc解: 已知HAc的Ka=1.75×10-5 pH = 4.00时 c[H+] δHAc = = 0.85 c[H+] + Ka δ Ac =
4
一、酸碱质子的概念 酸：凡是能给出质子(H+ )的物质(分子或离子) (acid) HCl、NH4+、HPO42-、H2CO3、[Fe(H2O)6]3+ 碱：凡是能接受质子( H+ )的物质(分子或离子) (base) Cl-、NH3、PO43-、HCO3- 、 Fe(OH)(H2O)5]2+
6
-
Ka
c[H+] + Ka
= 0.15
32
(2)多元弱酸(碱)水溶液中各型体的分布
以草酸（ H2C2O4）为例： 存在形式：H2C2O4 、 HC2O4-、 C2O42(δ 2) ；(δ 1) ；(δ 0) 总浓度 c0 = c(H2C2O4)+c(HC2O4- )+c(C2O42-) δ 2 = c(H2C2O4) / c0 =1/{1+c(HC2O4-)/c(H2C2O4)+c(C2O42-)/c(H2C2O4) } = 1 / { 1+Ka1⊖/ c (H+) + Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ / c (H+)2 } = c(H+)2 /{c(H+)2+ c(H+)Ka1 ⊖ +Ka1⊖ Ka2 ⊖ } δ 1 = c(H+)Ka1 ⊖ /{c(H+) 2+ c(H+) Ka1 ⊖ +Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ } δ0 = Ka1 ⊖ Ka2 ⊖ /{c(H+) 2+ c(H+) Ka1 ⊖ +Ka1 ⊖ Ka2 ⊖}
05第五章酸碱平衡与酸碱滴定法(2)精品PPT课件

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轭酸碱对中是酸；
③ 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离 子碱
3. 溶剂的质子自递反应 H2O 及能给出质子，又能接受质子，这种质子的
转移作用在水分子之间也能发生： H2O + H2O⇌ H3O+ + OH-
质子自递反应——溶剂分子间发生的质子传递作用。
此反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（Kwө ）
们在水中的离解常数 Ka 或 Kb 的大小来衡量。
HAc + H2O ⇌ H3O+ + AcNH3 + H2O ⇌ OH- + NH4+
Ka
[H3O][Ac] [HA]c
Kb
[OH][NH4] [NH3]
第二节 弱电解质的解离平衡和弱电解质溶液
一、一元弱酸弱碱的解离平衡
根据酸碱质子理论，在水溶液中，酸、碱的解离实际 上就是它们与溶剂水分子间的酸碱反应。酸的解离即酸给出 质子转变为其共轭碱，而水接受质子转变为其共轭酸 （H3O+）；碱的解离即碱接受质子转变为其共轭酸，而水给 出质子转变为其共轭碱（OH-）。酸、碱的解离程度可以用
298K，纯水中的 [H3O+] = [OH] = 1.0 107 mol·dm3
Kwө =[H3O+] ·[OH] = 1.0 1014 Kwө又叫做水的离子积常数
例1．0.1mol ·dm3 HCl溶液中， [H+] = 0.1mol ·dm3
pH = lg(0.1mol ·dm3/1mol ·dm3) = 1.0 pOH = 14.0 1.0 = 13.0
4. 酸碱强度
酸碱强度取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质
酸和碱的强弱是指酸给出质子的能力和碱接受质子的 能力的强弱。 溶液中酸和碱的强弱不仅决定于酸碱本身给 出质子和接受质子能力的大小，还与溶剂的能力有关。最常 用的溶剂是水，在水溶液中，酸碱的强度取决于酸将质子给 予水分子或碱从水分子中夺取质子的能力的大小，通常用它
酸碱滴定法(2)

酸碱滴定法(2)

b. 滴定过程中，溶液总体积不断增加， 计算时应注意。
25
• 滴定突跃：化学计量点前后 0.1%范围内，溶液pH 值的突变。
• 滴定突跃范围：突跃所在的pH范围。 4.3 ~ 9.7
• 指示剂的选择：指示剂的变色范围全部或部分在滴 定突跃范围内。(pHs与pKIn相近）
酚 酞、甲基红、甲基橙 • 滴定突跃与HCl的浓度有关。
例如：
酸式色 中间色 碱式色
甲基红 溴甲酚绿 红色 ＋ 黄色 橙色 ＋ 绿色 黄色 ＋ 蓝色
混合后 暗红色 灰色 绿色
14
四、酸碱滴定法的基本原理
15
滴定曲线
pH
选择指示剂 判断酸或碱能否被准确滴定
动画
VT
16
1. 强酸（碱）的滴定
强碱滴定强酸滴定曲线的计算过程
例：0.1000 mol/L NaOH 溶液滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl溶液
sp后:
22
cb 23
滴加体积：0—19.98 mL； pH=4.30-1.00=3.30 滴加体积：19.98 —20.02 mL；pH=9.70-4.30= 5.40
24
强碱滴定强酸滴定曲线的讨论：
a. 指示剂变色点（滴定终点）与 化学计量点并不一定相同，但 相差不超过±0.02mL，相对误 差不超过±0.1%。符合滴定分 析要求。
设HCl的浓度为ca(0.1000 mol/L)，体积为Va(20.00 mL)；NaOH的浓度为cb(0.1000 mol/L)，滴定时 加入的体积为Vb mL
17
(1) 滴定前(Before titration)
加入滴定剂(NaOH)体积为 0.00 ml时，溶液的组成为 HCl（ 0.1000 mol/L ，20.00 ml ），此时（Vb=0） ，溶液pH取决于HCl的浓度Ca，即
酸碱平衡和酸碱滴定法

酸碱平衡和酸碱滴定法


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材料科学与化学工程学院
– 缓冲溶液的组成： 弱酸及其共轭碱 弱碱及其共轭酸
• 一般是由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成，如 HAc-Ac-, NH4+-NH3等，抗外加酸碱、抗稀释； 两性物质也是。
• 高浓度的强酸或强碱溶液（pH<2或pH>12）也 具有一定的缓冲能力，抗外加酸碱但不抗稀释。
简写
材料科学与化学工程学院
H A c
A c -+ H +Kaθ

c(H)c(Ac) c(HAc)
碱离解常数的定义
A c - + H 2 O H A c + O H -Kb c(HcA (A )c(cO) H)
Notice
反应Ac-+H+=HAc的平衡常数K=1/Ka K≠Kb！
2019/11/13
水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数Kaθ 或Kbθ 衡量。
酸离解常数的定义 H A c + H 2 OA c - + H 3 O +
Kθ a[c(H 3Oc()cH /θ]cA [(cθA c))cc//θ]
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缓冲溶液pH的计算
• 弱酸HA及其共轭碱A-组成的缓冲溶液
– MBE：[HA]+[A-]=cHA + cA-，[Na+]= cA– CBE：[H+] + [Na+] = [OH-] + [A-]
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx

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(1) 先选参考水平(大量存在,参与质子转移的物质)。参考 水平 在质子条件平衡式中不会出现。
(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
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
无机及分析化学11酸碱滴定

无机及分析化学11酸碱滴定

2020/10/28
=N—NH—
红色(醌式)
17
—SO3-
酚酞的变色原理
O
O-
2 O H-
O H-
2 H+
C
H+
COO-
无色(内酯式)
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粉色(醌式)
红色(羟酸盐式)
18
2 酸碱指示剂的变色点和变色范围
变色点
HIn + H2O H3O+ + In-
K
θ a
(HIn)
c(H+ ) c(Inc(HIn)
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滴定过程溶液pH的计算
滴定前：用一元弱酸最简式计算。
c(H+ ) Kaθca 1.76 105 0.1 1.33103(mol L-1) pH 2.89
计量点前差半滴： VNaOH＝19.98mL， 溶液中剩余HAc： 0.1*0.02mmol
生成Ac-： 0.1*19.98mmol
6
1.滴定分析法的类型
酸碱滴定法
强酸强碱的滴定
沉淀滴定法
H+ + OH- ＝ H2O 银量法
Ag+ + X- ＝ AgX
配位滴定法
EDTA法
M + Y ＝ MY
氧化还原滴定法
高锰酸钾法
MnO4-+5Fe2++8H+ ＝ Mn2++5Fe3++4H2O
2020/10/28
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2. 滴定分析法对滴定反应的要求
2020/10/28
2
11.1.1 滴定分析法的基本原理
基本原理
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法

无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法

无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡是无机及分析化学中的一个重要概念，它涉及到溶液中酸和碱之间的相互作用和平衡状态。

酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。

本文将对酸碱平衡和酸碱滴定法进行详细介绍。

首先，我们来介绍酸碱平衡的基本概念。

酸碱平衡是指溶液中酸和碱之间的反应和平衡状态。

在溶液中，酸能够释放出H+离子，而碱能够接受H+离子。

这个过程被称为质子（H+）转移反应。

在酸碱平衡中，有两个重要的概念：酸性度（pH）和酸度常数（Ka）。

pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。

pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱。

在中性水溶液中，pH值为7酸度常数Ka用来衡量酸的强弱，它的定义是Ka=[H+][A-]/[HA]，其中[H+]代表酸溶液中的氢离子浓度，[A-]代表酸的共轭碱的浓度，[HA]代表未解离酸的浓度。

Ka值越大，表示酸越强。

酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。

在酸碱滴定中，通常会使用滴定管、酸度计、酸碱指示剂等实验装置和试剂。

滴定过程中需要滴定剂、指示剂和滴定的原料溶液。

滴定过程中，首先准备好要分析的溶液和滴定剂。

然后，用滴定管滴入适量的滴定剂到容器中，然后再加入适当的指示剂。

当滴定剂反应完全与原料溶液中的酸或碱反应完成时，指示剂的颜色将发生明显的变化。

通过测量滴定剂用量，可以计算出原料溶液中酸或碱的浓度。

酸碱滴定法有许多不同的类型，其中最常见的有酸碱滴定、氧化还原滴定和络合滴定。

酸碱滴定是根据滴定剂对溶液中的酸或碱进行中和反应来测定其浓度。

氧化还原滴定是通过滴定剂与溶液中的氧化还原反应来测定其浓度。

络合滴定是通过滴定剂与溶液中的金属离子形成络合物来测定其浓度。

酸碱滴定法在实际应用中有广泛的用途。

例如，它可以用于测定食品和药品中的酸碱度，以确保其安全和合规性。

此外，酸碱滴定还可以用于水质分析、环境监测和药物分析等领域。

酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件

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1.所需控制的缓冲溶液pH值在缓冲范围之内 (pH=pka±1) pH≈pKa
常用等浓度的弱酸及其共轭碱配制。 HAc – NaAc : pKa= 4.74 (pH 3.8～5.7)
NH4Cl– NH3: pKb= 4.74 ( pH 8.5～10 )
2. 不干扰测定
如用EDTA滴定Pb2+时,不用 HAc- NaAc控制pH。
酚酞
9.1
甲基橙 3.4
甲基红 5.0
百里酚酞 10.0
变色范围 8.0－9.6（无－红） 3.1－4.4（红－黄） 4.4－6.2（红－黄） 9.4－10.6（无－蓝）
思考:为什么甲基橙的变色范围不是2.4 － 4.4 ? 人眼对红色比对黄色更敏感
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件
254
5.6.2 影响指示剂变色范围的因素
NaOH（忽略体积变化），欲使其pH值改变不大于
0.15个pH单位，则原缓冲溶液中NH3和NH4Cl的最低
浓度各为多少？（pKb=4.74）
解：（1）pH
pK
a
l
g [ NH 3 ] [ NH 4 Cl ]
( 14 4. 74) l g [ NH 3 ] 9. 49
[ NH 3 ] 1. 7
酸碱指示剂也能与滴定剂或被测物质作用，用 量过大会引起较大的误差。
2、离子强度
KHI n
a a H I n aHI n
a γ H I n γ HI n
[ I n ] .
aH γ I n [ I n ]
[ HI n] [ HI n]
理论变色点：[ I n ] 1 [ HI n]
pH l ga H pK HI n l gγ I n
[ NH 4 Cl ]
分析化学 酸碱平衡及酸碱滴定法(2)

分析化学 酸碱平衡及酸碱滴定法(2)


而10~15滴PP， pH≈8变色
离子强度：影响pKHIn
温度
其他
4 混合指示剂 通过颜色互补，使变色范围变窄， 变色更敏锐 溴甲酚绿＋甲基红
5.0------------5.1-------------5.2 橙红 灰 绿 （黄＋红） （绿+橙红）（蓝＋黄）
用于Na2CO3标定HCl时指示终点
10 8 6 4 2 0 0 1 2
9.7
sp+0.1%
sp 7.0
4.3
突 跃
sp-0.1%
0.1000mol· L-1 HCl ↓ 0.1000mol· L-1 NaOH 突跃:9.7~4.3 PP 8.0 MR 5.0
滴定分数 a
浓度对滴定突跃的影响
pH
12
10.7
10
9.7 8.7 7.0
14 12 10 8 12.5 11.7 10.7 9.7
20.02mL
溶 液 的 pH
7 6 4 2 1 0 0 5 10 15 20 25
突跃范围
19.98mL
4.3 3.3 2.28
30
35
40
45
加入NaOH溶液的体积V(mL)
“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便
滴定突跃的作用：
滴定突跃是选择指示剂的依据—指示剂的变色范 围要全部或部分落在滴定突跃范围之内。
(1) 滴定前: 滴定分数a=0 [H+]=cHCl=0.1000mol· L-1 pH=1.00
(2) 滴定开始到sp前: [H+]=cHCl(剩余) 当加入NaOH19.98mL时，相对误差为 -0.1% 滴定分数a=0.999 [H+]=5.0×10-5 mol/L pH=4.30 (3) sp时: a=1 [H+]=[OH-] pH=7.00
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此时 [HA] cHA [HB] cHB 则得最简式： [H ] K c HA HA K HBcHB
五、两性物质溶液H+浓度的计算 • 两性物质是即能给出质子又能接受质子的物质。
属于这类物质的有多元酸的酸式盐（HCO3- 、 HC2O42-等）以及弱酸弱碱盐（如NH4Ac）等。 （一）多元弱酸的酸式盐
例：pH=7.2的磷酸盐溶液（H3PO4的pKa1～pKa3分别 为2.12, 7.20, 12.36）, 磷酸盐存在的主要形式？其浓 度比为多少？
解：pH=7.2时，H2PO4-和HPO42-的分布曲线相交于该 点，此时磷酸盐存在的主要形式为H2PO4-和HPO42组成的缓冲溶液。 由于pH= pKa2，则H2PO4-和HPO42-浓度比为 1 : 1。
解：先按最简式计算得：
[H ] cHCl 1.0 102 molL 1
然后计算出［Ac-］：
[Ac ]
Ka [H ] Ka
cHAc
1. 8 105 1.0102 1.8105
0.1
1.8104 molL1
20［Ac-］ 201.8 104 3.6 103 cHCl
故可采用最简式计算，得
b b1
b4
K b1
C2O42
OH
OH
_
K
b1
C2O
2 4
Cb/Kb1 > 500
C2O42
c
b
故可用最简式计算
[OH ] cbKb1 0.101.610 10 4.010 6mol/L
[HC2O4 ] [OH ] 4.010 6mol/L
[H2C2O4 ][OH [HC2O4 ]
Kw
H
［H+］2 –[H+]ca – Kw = 0
H ca ca2 4Kw 2
此式为计算一元强酸溶液［H＋］精确式
若 ca 1.0106mol/L时，由水而离解出来的 ［OH-］可以忽略不计，则
［H+］ ca pH=－lgca
此式为计算一元强酸溶液［H＋］近似式。
（二）一元强碱
一元强碱溶液H+浓度的计算可得到与强酸类似的计
]
K
b2
[H2C2O4] Kb2 1.710 13mol/L
[C2O42 ] cb [HC2O4 ] [H2C2O4] 0.10mol/L
四、 两种酸相混合后溶液酸度的计算
（一）强酸与弱酸相混合
若溶液中含有强酸HCl和弱酸HA，其浓度分别为 cHCl和cHA,其质子平衡式为： ［H+］=[Cl-]+[A-]+[OH-]
或[H+]=cHCl+[A-]+[OH-]
由于溶液为酸性，所以［OH－］可以忽略， 得：
［H＋］＝cHCl +[A-]= cHCl +
整理后得：
K acHA [H ] K a
[H ] (cHCl K a ) (cHCl K a )2 4K a (cHCl cHA ) 2
此式为计算上述混合酸溶液H+浓度的近似式。
忽略，弱酸的解离对其浓度的影响也可以忽略， 于是， ［HA］≈ ca
H caKa
此式为计算一元弱酸H+浓度的最简公式。
上述近似处理的条件，是根据对计算结果的准确性要
求而确定的。因而要求的准确性不同，相应的判断条 件也不同。
➢ 综上，归纳如下：
caKa 20Kw Ca/Ka ≥ 500 用最简式
若 cHCl>20 [A-] 则可得：
最简式 [H+] ≈ cHCl
为了判断溶液中cHCl与[A-]的大小,首先采用最简式计 算出H+的近似浓度，再据此[H+], 计算出[A-], 然后进 行比较：
如果cHCl>20[A-]，则可采用最简式计算； 如果cHCl<20[A-]，则应采用近似式计算。
例：计算1.0102molL1HCl 和 0.1molL1HAc 溶液混合后溶液的pH。
［H+］＝［A-］＋［B-］＋［OH-］ 由于溶液为酸性，［OH-］可以忽略， ［H+］＝［A-］＋［B-］
根据平衡关系得： [H ] K HA [HA] K HB [HB]
H
[H ]
[H ] KHA[HA] KHB[HB]
如果两种酸都弱（Ka 104 ），可忽略其离解 对其浓度的的影响
• 如果忽略H2A的第二级水解，若使计算结果的相 对误差不大于5％，则需满足关系式
c K 40K
a a1
a2
则上式可进一步简化为：
H
HA
Ka1H2 A
H
H H2AKa1
➢ 此时二元酸可以按一元弱酸处理。至于是用近似 式还是用最简式计算，还应根据ca/Ka是大于500还 是小于500来决定。
例：计算0.040mol/L 的H2CO3溶液的H+浓度。 解：ca=0.040mol/L Ka1=4.2×10-7
Ka2=5.6×10-11 caKa1>20Kw 可忽略水的离解。
而 caK a1
40 K a2
可忽略二级离解，按一元弱酸处理。
又因ca/Ka1>500 故采用一元弱酸最简式计算：
H K c 4.210 70.040 1.310 4mol/L a1 a
这是一元弱酸计算[H+]的精确式；
➢ 上式展开后是一个含[H+]的一元三次方程，为了 计算方便，根据具体情况，对上式作出如下近似 处理:
① 当Ka和ca均不太小，即酸不是很弱，溶液浓度不是 很稀时，弱酸的离解是H+的主要来源，对水的离解可 略去。当[A-] ≥ 20[OH-]时，质子平衡式可简化为：
算公式
精确式： [OH ] cb
cb2 2
4K w
(cb
106 mol/L)
近似式： [OH ] cb (cb 106mol/L)
二、一元弱酸（碱）溶液H+浓度的计算 （一）一元弱酸
对于离解常数为Ka，浓度为ca的一元弱酸HA，其 质子平衡式为：
[H ] [A ] [OH ] [HA]K a K w [H ] H H HAKa KW
pH=3.89
例2： 某三元弱酸的离解常数为pKa1=3.96, pKa2=6.00, pKa3=10.02, 则0.1mol/ L的此三元弱 酸（H3A）溶液的pH为多少？0.1mol/ L的Na3A 溶液的pH为多少？
解：
caKa1>20Kw
c K 40K
a a1
a2
ca/Ka1>500
所以此三元弱酸可以用一元弱酸最简式计算
H K c 10- 3.960.1 3.310 3mol/L a1 a
pH=2.48
同样Na3A可以用一元弱碱最简式计算
OH
K c b1 b
1014 1010.02
0.1
3.210
3mol/L
pOH=2.49 pH=11.51
✓ 对于多元无机酸，其各级解离常数相差较大，且 是逐级减小的，而且第一级解离产生的H＋抑制后 几级的解离，因而第一级解离常常是溶液中H＋的 主要来源。
教学重点
（1）酸碱平衡理论 （2）各类酸碱溶液的pH值计算方法 （3）各类酸碱滴定曲线和指示剂的选择
5.3 酸碱溶液中氢离子浓度的计算
一、一元强酸（碱）溶液中H+浓度的计算
（一）一元强酸
以ca mol/L HCl为例讨论。该溶液的质子平衡式
为：
[H+]
=
[OH-]
+
[Cl-]=[OH-]+ca=ca+
H
ca K a
caKa 20Kw
Ca/Ka
<
500用近似式
H
Ka
K 2 4K c
a
aa
2
caKa 20Kw Ca/Ka ≥ 500用近似式
H
c K K
aa
w
caKa 20Kw Ca/Ka < 500用精确式 H HAKa Kw
例：计算1.0×10-4mol/L的H3BO3溶液的H+浓度
✓ 对于Ka值相差不大且浓度较低的多元弱酸，在计 算H+浓度时第二级解离不能忽略，采用逐步逼近 法（迭代法）求解。
(二) 多元弱碱 多元弱碱溶液可仿照多元弱酸溶液的方法处理。
二元弱碱忽略第二级水解的条件为：
c K 40K
b b1
b2
例: 计算0.10mol/L的Na2C2O4溶液中OH-及各型 体的浓度。
Kb1=1.6×10-10 Kb2=1.7×10-13
解：Na2C2O4溶液的PBE为：
H HC O 2 H C O OH
24
22 4
由于 c K 20K 可以忽略水的离解。
b b1
w
HC O 2 H C O OH
24
22 4
又由于 c K 40K ，碱的第二级离解可不考虑
[H ]
整理后得 [H ] K a1 (Ka2 [HA ] K w )
K a1 [HA ]
（1）
式(1)是计算多元弱酸的酸式盐［H＋］精确式。
➢ 当Ka2和Kb2较小时, 即HA-的酸式离解和碱式离解 的倾向都很小, 因此溶液中HA-消耗甚小
例：计算0.1mol/LNH4Cl溶液的H+浓度。
解：已知ca＝0.1mol/L, Ka=5.6×10-10
caK a 20Kw Ca/Ka > 500
可用最简式计算
[H ] caKa 0.1 5.6 10 10 7.5 10 6mol/L
pH=5.12
（二）一元弱碱 仿照一元弱酸酸度的计算方法导出各相应的计算式：