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3-3 化学分析(酸碱平衡3)

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分析化学习题(第3章)

分析化学习题(第3章)

习题 1（酸碱平衡）1.从手册中查出下列各酸的酸度常数p K a，计算各酸的K a与相应共轭碱的K b值。

(1)H3PO4；(2)H2C2O4； (3)苯甲酸；(4)NH4+；(5)（参考答案）答：pK a=4.622. （1）计算pH=5.0，的分布系数（或摩尔分数）δ3，δ2，δ1，δ0。

（2）假定各种形体总浓度是0.050 mol/L，问此时，，，的浓度各是多少？（参考答案）答：查表得：p K a1=2.16，p K a2=7.21，p K a3=12.32当pH=5.0时，有：3.某溶液含有HAc，NaAc和，浓度分别为0.80，0.29，, 计算此溶液中的平衡浓度。

（参考答案）答：4.三个烧杯中分别盛有100mL0.30mol/L HAc，欲分别调节值至4.50，5.00及5.50，问应分别加入2.0mol/L 的NaOH溶液多少mL？（参考答案）答：已知,K a=1.75×10-5。

在pH=4.50时：达到终态平衡状态时，NaAc的物质的量与NaOH的物质的量相等：同理，pH=5.50时：同理，pH=5.00时：5.已知的p K a=9.25，计算I=0.10时的p K a M和p K a c。

（参考答案）答：当I=0.10时：或可查表：p K a c = 9.29p K a M = 9.376.写出下列物质水溶液的质子条件：，，，，（参考答案）答：:：：：7.计算下列各溶液的PH值：（1）0.10 mol·L-1(氯乙酸) ；p K a=2.86（2）0.10 mol·L-1六次甲基四胺；p K b=8.87（3）0.010 mol·L-1氨基乙酸；（4）氨基乙酸溶液等电点（即两种离子的浓度相等时）；（5）0.10 mol·L-1；（6）0.010 mol·L-1；（参考答案）答：(6)8.计算下列溶液的pH值。

(1) 50mL 0.10 mol·L-1的; （参考答案）答：(2) 50mL0.10 mol·L-1的和25mL0.10 mol·L-1的NaOH; （参考答案）答：反应后构成：(3) 50mL0.10 mol·L-1的和50mL0.10 mol·L-1的NaOH; （参考答案）答：反应后构成：(4) 50mL0.10 mol·L-1的和75mL0.10 mol·L-1的NaOH; （参考答案）答：反应后构成：9.配制pH为2.00和10.00的氨基乙酸缓冲溶液各100mL，其缓冲物质总浓度为0.10 mol·L-1，问需分别称取氨基乙酸（)多少克？加0.1 mol·L-1HCl和1.0 mol·L-1NaOH各多少mL？（参考答案）答：pH = 2.00习题 2（络合平衡）1.已知铜氨络合物各级不稳定常数为：, ,,（1）计算各级稳定常数和各积累常数（2）若铜氨络合物水溶液中的浓度为的10倍，问溶液中是多少？（3）若铜氨络合物中, (忽略 ,的副反应），计算与各级铜氨络合物的浓度。

酸碱平衡常数介绍课件

酸碱平衡常数介绍课件
演讲人
目录
01. 酸碱平衡常数的概念 02. 酸碱平衡常数的应用 03. 酸碱平衡常数的实验方法 04. 酸碱平衡常数的拓展
1
酸碱平衡常数的 概念
酸碱平衡常数的定义
01 酸碱平衡常数（Ka）：表示酸碱反应的平 衡常数，用于衡量酸碱反应的平衡程度。
02 Ka值越大，表示酸碱反应越完全，酸碱平 衡越稳定。
酸碱平衡常数与化 学平衡常数之间存 在定量关系
酸碱平衡常数可以 帮助我们理解化学 反应的机理和规律
3
酸碱平衡常数的 实验方法
● 实验原理：利用酸碱中和反应，通过测量溶液pH变化来确定酸碱平衡常数 ● 实验步骤： ● 准备溶液：配制一定浓度的酸碱溶液 ● 滴定：将酸碱溶液滴入待测溶液中，直至pH达到预定值 ● 测量：使用pH计测量溶液pH，记录数据 ● 计算：根据pH变化和酸碱浓度，计算酸碱平衡常数 ● 注意事项： ● 滴定速度：控制滴定速度，避免过快或过慢 ● 搅拌：滴定过程中，持续搅拌待测溶液，使反应充分进行 ● 温度：保持实验温度恒定，避免温度变化影响实验结果
酸碱平衡常数的测定
酸碱滴定法：通 过滴定酸碱溶液， 测量pH值，计 算平衡常数
电位滴定法：通 过测量溶液的电 位，计算平衡常 数
热力学方法：通 过测量溶液的热 力学性质，计算 平衡常数
光谱法：通过测 量溶液的光谱， 计算平衡常数
色谱法：通过测 量溶液的色谱， 计算平衡常数
质谱法：通过测 量溶液的质谱， 计算平衡常数
酸碱平衡反应的预测
01
酸碱平衡常数可以预测酸碱反应的方向和程度
02
酸碱平衡常数可以帮助确定反应的pH值
03
酸碱平衡常数可以预测反应的速率和活化能
04
酸碱平衡常数可以预测反应的平衡常数和转化率

酸碱平衡的概念与测定方法

酸碱平衡的概念与测定方法

酸碱平衡的概念与测定方法酸碱平衡是化学领域中一个重要的概念，涉及到溶液的酸碱性质以及pH值的测定方法。

本篇文章将详细介绍酸碱平衡的概念以及常用的测定方法，以帮助读者更好地理解和应用于实际生活中。

一、酸碱平衡的概念酸碱平衡是指溶液中酸性物质和碱性物质相互作用形成的一种化学平衡状态。

在酸碱平衡中，氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度是关键因素。

酸性溶液中，H+离子的浓度较高；而碱性溶液中，OH-离子的浓度较高。

当H+和OH-的浓度相等时，溶液呈中性。

判断溶液酸碱性的常用指标是pH值。

pH值定义为负十对数的对数H+离子浓度。

当溶液的pH值在0到7之间，说明溶液为酸性；pH值为7，说明溶液为中性；pH值在7到14之间，说明溶液为碱性。

二、测定酸碱平衡的方法1. pH试纸法pH试纸法是一种简单易行的测定酸碱平衡的方法。

它利用酸碱指示剂对溶液的酸碱性进行识别。

将pH试纸浸入待测溶液中，试纸上的指示剂会根据溶液的酸碱性反应而改变颜色。

通过对照试纸上的色标，可以确定溶液的pH值范围。

2. pH计测定法pH计是一种精确测定溶液pH值的电子仪器。

它通过电极测量溶液中H+离子的浓度，从而准确地确定溶液的酸碱性。

使用pH计测定溶液的pH值时，需要将电极插入溶液中，待读数稳定后，即可得到溶液的准确pH值。

3. 滴定法滴定法是一种常见的测定溶液中酸碱性的方法。

它通过一种弱酸和强碱（或强酸和弱碱）的反应进行演化。

首先在待测溶液中加入指示剂，然后用滴定管将标准化的强碱（或强酸）溶液（称为滴定液）滴入溶液中，直到颜色发生变化。

根据滴加的滴定液的体积，可以确定溶液中酸碱物质的含量。

4. 氢离子电极法氢离子电极法是一种直接测定溶液中H+离子浓度的方法。

它利用氢离子电极和参比电极的电位差来测量溶液的pH值。

这种方法通常用于实验室和科研领域，具有更高的准确性和精度。

总结：酸碱平衡是溶液中酸性物质和碱性物质之间相互反应形成的化学平衡状态。

化学分析酸碱平衡

化学分析酸碱平衡

x = ∑ xi
n
∑ S =
(xi − x)2
n −1
x控制图：以组成尽量与样品相似的标准物质作为质控样 品，用同一标准方法在一段时期内每天测定一次，至少 得到20个测定结果，求出这20个结果的平均值 和标准偏 差 ，并计算上、下控制限和上、下警戒限。
水中铜分析数据的x控制图 3 2.7.4 质量控制与质量评定
24
4
2013/9/16
3.2.2.3 溶液中酸碱组分的分布 — 分布系数
¡ 分布系数
溶液中某种形体的平衡浓度与溶质的分析浓度之比值，
用 δ 表示。 以H3PO4为例： cH3PO4 = [H3PO4 ] + [H2PO4- ] + [HPO42- ] + [PO43- ]
δ H 3 PO4
= [H3PO4 ] cH3PO4
¡ 标准偏差分析
d 标准偏差（S）：系统误差和偶然误差两方面构成，而Sr则 由偶然误差构成，因为对类似样品测定时，同一实验室的结
果相减（D），可以消除系统误差。
x1 + y1 = T1
x1 − y1 = D1
∑
S=
Ti
2
−
(∑ Ti
n
)
2
x2 + y2 = T2
x2 − y2 = D2
2(n −1)
™ 活度（a）
指溶液中微粒（分子、离子和原子）的有效浓度。 由于电解质溶液中带电粒子间的相互作用，使微粒的 活动受到牵制，可认为有效浓度降低。
™ 活度系数（γ ）
用来衡量实际溶液与理想溶液之间偏差的程度。
a =γc
其中，c 为溶液中粒子的浓度，用mol/L表示。
稀溶液（I<0.1 m）时，可通过Deby-Hückel 公式

三羟甲基丙烷 酸度

三羟甲基丙烷 酸度

三羟甲基丙烷酸度1.引言1.1 概述概述:三羟甲基丙烷是一种重要的有机化合物，广泛应用于化工、医药和食品等领域。

它是一种无色的结晶固体，具有较高的溶解度和稳定性。

三羟甲基丙烷具有独特的分子结构，其中的羟基（-OH）基团使其具有一定的酸性。

本文将重点探讨三羟甲基丙烷的酸度特性及其相关研究的意义。

为了更好地了解三羟甲基丙烷的酸度，我们将首先介绍该化合物的性质，包括其化学结构、物理性质和化学性质。

然后，我们将详细讨论三羟甲基丙烷的酸度以及影响其酸度的因素，如溶液浓度、温度等。

最后，我们将总结三羟甲基丙烷的酸度特点，并探讨其在化学工业和其他领域中的重要性。

通过阅读本文，读者将能够全面了解三羟甲基丙烷的酸度特性，并认识到其在不同领域中的重要应用价值。

此外，本文还将为相关领域的研究人员提供有用的参考信息，促进对三羟甲基丙烷酸度的深入研究。

1.2文章结构文章结构部分的内容可以按照以下方式编写：文章结构部分旨在介绍本篇文章的整体架构和组织方式。

本文分为引言、正文和结论三个部分。

引言部分将提供概述、文章结构和目的三个方面的内容。

首先，我们会对三羟甲基丙烷的酸度进行总体概述，简要介绍其相关性质。

然后，我们会详细阐述文章的结构，以便读者了解整篇文章的组织方式和各个部分的内容。

最后，我们会明确阐明本文的目的，即对三羟甲基丙烷的酸度进行深入研究，探讨其特点和研究意义。

接下来是正文部分，分为2.1和2.2两个小节。

2.1小节将详细介绍三羟甲基丙烷的性质，包括其化学结构、物理性质和化学性质等方面的内容。

2.2小节将主要探讨三羟甲基丙烷的酸度特点，包括其酸碱性质、酸解离常数等内容。

通过对三羟甲基丙烷酸度的深入研究，我们可以对该物质在化学反应中的作用和影响有更深刻的理解。

最后是结论部分，分为3.1和3.2两个小节。

3.1小节将对三羟甲基丙烷的酸度特点进行总结，重点概括其酸性强弱、酸离子释放能力等方面的结果。

3.2小节将探讨对三羟甲基丙烷酸度的研究意义，包括在工业生产和科学研究中的应用前景等方面的内容。

无机及分析化学第三章酸碱平衡

无机及分析化学第三章酸碱平衡

c(H )1. 310－ 3
pH2.89
c(H )1.313 01.312 01.3%
c0
0.1
28
Question
(2) 0.10 mol·L–1的HAc溶液中加入少量固体NaAc，使NaAc的浓度为0.10 mol·L–1
解:在HAc水溶液中加入NaAc固体，由于同离子效应， HAc的解离度更小
25
3.2.5 同离子效应和盐效应
向HAc溶液中加入少量固 体NaAc固体可以使甲基橙指示 剂由红色变成黄色，为什么？
向体系中加入NaAc固体后， Ac¯浓度增大， 平衡向逆反应方向移动，HAc解离度降低。
HAc H+ + AcNaAc →Na+ + Ac-
在弱酸或者弱碱中加入其共轭碱或者共轭 酸，从而使平衡向着降低弱酸或者弱碱解离度方 向移动的作用称为同离子效应。
27
Question
解：
例3-1 计算下列两溶液的pH值和HAc的解离度： (1) 0.10 mol·L–1的 HAc溶液；
（1） 在HAc水溶液中存在如下解离平衡
HA + H2O
H3O+ + A¯
Ka (HA c(cH c)() H c(A A － )c c 1).810 5 K a (H A c c((c H H )2 ) A c(H 0 c .1 ))21.815 0
c0
0 .1
29
3.3 弱酸（碱）溶液中的型体分布
3.3.1酸（碱）的分析浓度
酸（碱）的浓度（分析浓度）是指某溶液中所含某酸 （碱）的总的物质的量浓度，它等于溶液中酸（碱） 各种型体的浓度之和，通常以c0来表示。
溶液的酸（碱）度是指溶液中H+（OH－）的浓度，通常 以pH（pOH）来表示。

第三章酸碱平衡理论ppt课件


ceq(OH-) = ceq(H+)+ ceq(HCO3-) +2ceq(H2CO3)
+2H+
如二元弱碱碳酸钠水溶液:
得： H3PO4 H3O+（H+） 零水准： H2PO4- H2O 失： HPO42- PO43- OH- 质子条件式:
电荷平衡式 在平衡状态下，正电荷的总量应等于负电荷的总量，溶液总是呈电中性。 醋酸溶液 氢氧化钠溶液 碳酸钠溶液
质子条件式 在平衡状态下，酸失去质子的总数与碱得到质子的总数应相等。这种平衡的数量关系就是质子条件式。
确立零水准
建立质子条件式
化学反应等温式，标准吉布斯函数与标准平衡常数的关系。
最早的关于化学平衡的概念只是实验事实的总 结，因而得到的是实验平衡常数。以K表示，量纲 为 。在SI和国家标准中不存在K这样的物理量。
严格讲，对于实际溶液的反应，在 表达式中应使用活度 。若不涉及严密的理论处理，一般使用相对浓度 。
－H+
－2H+
－H+
+ H+
+ H+
两性物质溶液- NaH2PO4溶液:
HCl = H+ +Cl- H2O = H+ +OH-
质子条件式:
HCl水溶液:
NaOH = Na+ + OH- H2O = H+ +OH-
质子条件式:
ceq(OH-)= c(NaOH) + ceq(H+)
当 时， ， 为主要存在形式。 当 时， 为主要存在形式。 当 时， 为主要形式。
ceq(OH-)=ceq(H+) +ceq(HAc)

化学平衡与酸碱平衡的滴定方法


通过酸碱滴定方法可以测定某些物质的纯度 ，如有机酸、有机碱等。
04
滴定实验技术与操
作
实验器材与试剂准备
容量瓶
用于准确配制一定体积的溶液 。
锥形瓶
用于盛放待测溶液和进行滴定 反应。
滴定管
用于准确量取和滴定溶液，有 酸式滴定管和碱式滴定管之分 。
移液管
用于准确移取一定体积的溶液 。
试剂
包括标准溶液、待测溶液、指 示剂等。
滴定曲线
03
描述滴定过程中溶液某些性质（如pH值、电位等）随滴定剂加
入量而变化的曲线。
化学平衡与滴定反应的关系
化学平衡是滴定反应的理论基础
滴定反应实质上是一种可逆反应，在一定条件下达到平衡状态。滴定过程中， 通过改变条件（如加入滴定剂）使平衡发生移动，从而确定被滴定物质的浓度 。
滴定反应可用于研究化学平衡
误差来源及影响因素
仪器误差
来源于滴定管、容量瓶等仪器的精度限制或 校准不当。
试剂误差
试剂纯度、浓度标定不准确或保存不当导致 的误差。
操作误差
由于操作者熟练度、视觉判断等因素引起素变化对滴定结 果的影响。
误差分析方法与技巧
01
对比分析法
通过对比不同实验条件下的滴定结 果，分析误差来源。
05
滴定方法在不同领
域的应用
工业生产中的应用
质量控制
滴定方法可用于测定原材料、中 间体和最终产品的纯度及杂质含
量，确保产品质量符合标准。
工艺优化
通过滴定分析，可以了解反应过程 中的物质浓度变化，从而优化生产 工艺，提高生产效率和产品质量。
废水处理
滴定方法可测定废水中的有害物质 含量，为废水处理提供数据支持， 实现环保排放。

无机化学简明教程第3章 酸碱平衡

3)、解释了盐类水溶液呈酸碱性的现象。 缺点： 1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须 是含有氢原子的物质； 2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。
无机化学
8
三、酸碱电子理论
1923年，美国物理化学家的路易斯G.N.Lewis提 出的酸碱电子理论。
酸：凡接受电子对的物质 碱：凡给出电子对的物质
酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配 位键而生成酸碱配合物。
3)、多元弱酸弱碱的分步解离
多元弱酸在水溶液中分步解离。
如： H2S HS-
H+ + HSH+ + S2-
无机化学
18
[c(H+)/c ][c(HS-)/c ] Ka(1)= =8.9×10-8 [c(H2S)/c ]
[c(H+)/c ][c(S2-)/c ] Ka(2)= =7.1×10-19 -)/c ] [c(HS
(2) 二元弱酸中，c(B2-) ≈ K2θ，而与弱酸的初始浓 度无关。 (3) 二元弱酸溶液中，c(H3O+)≠2 c(B2-)。
无机化学
22
二、水解平衡
1、强酸弱碱盐 (如：NH4Cl)
NH 4 Cl(s)

H2O(l)
NH 4 (aq) Cl (aq)


H 2 O (l) H 2 O (l)
c(S2-)= Ka(2)c = 7.1×10-19 mol· -1 L Ka(1) c/c = 8.9×10-8 = 0.094% 0.10
α≈
无机化学
21
结论：
(1) 多元弱酸的解离是分步进行的。
一般 K1 K2 K3 ，溶液中的 H+主要来自于弱酸 的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步 解离。

大学 无机化学 第三章 酸碱平衡



Ka = 1.3 10 5
HCl HAc = H 2 Ac Cl
Ka = 2.8 10 9
二、酸碱质子理论 4.酸碱的强弱 由此可见：为了定量地表示质子论中的各种酸碱的相对强弱， 我们必须用一两性物质作为基准物-- H2O HAc + H2O Ac+ H2 O Ac- + H3 O+
+ pOH =pKw= 14
=1.08%
影响电离度a的因素 内因 影响因素 外因 a. 溶剂的性质 b.温度 c. 浓度 电解质的结构
提示：今后提及电离度时，必须同时指出溶液的浓度。
二、强电解质溶液 根据现代结构理论，强电解质在溶液中完全电离，从理论上
来说，电离度应该是100%，但实验测得的结果却表明小于100%。
实验值
二、酸碱质子理论
1.将不同强度的酸碱均化到相同强度水平，这种效应称为拉平效应。
HClO4 H 2O H 3O ClO4

HCl H 2O H 3O Cl
区分性试 剂
2.能区分酸、碱强弱的效应称为区分效应。
HClO4 HAc = H 2 Ac ClO4
-
一、酸碱电离理论 局 限 性： 1.仅限于水溶液,无法说明物质在非水溶液中的酸碱问题。 如:在液氨中,NH4+与NaNH2的反应。 NH4+ + NH22 NH3
非水滴定
2.把碱限制为氢氧化物,对Na2CO3、Na3PO4等本质上具有碱性
无法说明。
二、酸碱质子理论
1923年布朗斯特（J.N.Bronsted）提出了酸碱质子理论。 酸: 能给出质子的物质,即质子的给体。 如:HCl → H+ + Cl碱: 能与质子结合的物质,即质子的受体。
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Ka：溶液中酸的酸离解常数 Ka'：溶液中碱的共轭酸的酸离解常数 Ca：酸的分析浓度
Cb：碱的分析浓度
g 例题及注意事项见书 p78例题18-19。
20
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
¡ 3.2.3.4 其他酸（碱）溶液 1. 弱酸和强酸的混合溶液
f以弱酸HA（浓度为CHA）和HCl （浓度为CHCl） 的混合溶液为例，[H+]的近似计算公式为： [H+ ] =（CHCl − K a）+ （CHCl − K a）2 + 4K（a CHCl + CHA） 2
[C2
O
24
]+ຫໍສະໝຸດ [HO-][HC
2O
4
]
=
Ka1 [H2C2O4 ] [H+ ]
[C2O24- ]
=
Ka1 Ka2 [H2C2O4 ] [H+ ]2
[H+
]
=
KW [OH−
]
6
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
1
上述三式代入PBE中，得：
[H+ ] =
[H2A]⋅
K a1
(1 +
2 K a2 [H+ ]
或 pH < 2时使用
24
4
¡ HA —A- 型缓冲溶液 pH 值的计算
HA（浓度为CHA）和NaA（浓度为CA-）的水溶液
PBE： [A-] = CA- + [H+] - [OH-] （HA、H2O零水准）
或 [HA] = CHA - [H+] + [OH-] （A-、H2O零水准）
根据
[H+ ] =
∵[H+] > 2% Ca 应用近似式:
，[H+] [H+
> 2%Cb
]
=
Ka
CHA CA-
− [H + +[H+
] ]
解一元二次方程，[H+]=10-1.68 mol·L-1 ， pH=1.68
27
Ka1 (Ka2 [HA− ] + KW ) Ka1 + [HA− ]
f 因HA-的酸式离解和碱式离解的倾向都很小，所以溶液中
[HA-] ≈C，即：
[H+ ] =
Ka1 (Ka2 C + KW ) Ka1 + C
9
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
[H+ ] = Ka1 (Ka2 C + KW ) Ka1 + C
)
+
KW
（精确公式）
假定K a1[H2A] ≈C K a1> 20Kw，2 Ka<2 < [H+]，即 2 Ka2 / [H+] < 0.05，
且C/ K a1<400, 则：[H2A] ≈ C - [H+]
[H + ] = Ka1 (C − [H+ ])
（近似公式）
d 上述公式和一元酸的计算公式相同，说明可用一元酸的方
f若CHA / KHA > 400, CHB / KHB > 400，CHA·KHA 或 CHB·KHB 之一大于20 Kw，则Kw可忽略：
[H+ ] = CHA KHA + CHB KHB
f又若CHA·KHA与CHB·KHB 两项中的一项比另一项大20
倍以上，则可忽略其中较小的一项。
22
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
解：已知 Ka1 = 4.2 ×10-7 Ka2 = 5.6 ×10-11 CKa2 = 5.6 ×10−14 < 20KW C > 20Ka1
故: [H+ ] = Ka1 (CKa2 + KW ) = 5.3×10−（9 mol / L） C
pH = 8.28
13
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
例20、计算 0.0010 mol/L Na2HPO4溶液 的pH值。
f 若CHCl > 20[A-]，可得到最简式：
[H+ ] = CHCl
f 例题见书 p81 例21、22。
21
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
¡ 弱酸混合溶液（ HA+HB)
f以弱酸HA （浓度为CHA，离解常数为KHA）和 HB （浓度为CHB，离解常数为KHB ）的混合溶液为例。
[H + ] = K HA [HA] + KHB[HB] + K W
+ [OH- ] −[OH- ]
¡ 若 CHA 或CA- 远远大于[OH－] 或 [H+] 时，得最简式：
[H+ ]
=
Ka
CHA CA-
26
3.2.4 缓冲溶液
例22、
(a) 计算0.040 mol·L-1 HAc – 0.06 mol·L-1 NaAc溶液的[H+]浓度。
先按最简式:
[H+ ] =
3.2 酸碱平衡理论
1
3.2.2.4 物料平衡、电荷平衡、质子平衡
¡ 物料平衡（MBE）---质量守恒 在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度（即
分析浓度），等于各有关组分平衡浓度之和。
¡ 电荷平衡（CBE）--电荷守恒 根据电中性原则，单位体积溶液中阳离子所带正电荷
的量（moL）应等于阴离子所带负电荷的量（moL）。 ¡ 质子条件（PBE）---H+守恒
¡ 一元强酸（碱）
以HCl （分析浓度为C ）为例，
PBE： [H+ ] = C + [OH- ]
[H+
]
=
C
+
KW [H+ ]
([H+ ] = C + C2 + 4KW 2 )
d 当C > 10-6 mol/L时，水的离解忽略，[H+] = C。
d 当C < 10-6
mol/L时，不能忽略水离解，[H+
氨基乙酸（甘氨酸）
双极离子
NH2CH2COOH
-H+
-H+
NH3+CH2COOH +NH3CH2COO- NH2CH2COO-
+H+
+H+
pKa1=2.35
pKa2=9.78
H2A+
H+A-
A-
氨基乙酸
氨基乙酸
氨基乙酸
阳离子
双极离子
阴离子
等电点时：[H2A+] = [A-]
15
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
例20、计算 0.0010 mol/L Na2HPO4溶液 的pH值。
（已知 Ka2 = 6.2 ×10-8
Ka3 = 4.8 ×10-13 ）
11
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
例18、计算 0.050 mol/L NaHCO3溶液 的pH值。
解：已知 Ka1 = 4.2 ×10-7 Ka2 = 5.6 ×10-11 CK a2 = 2.8 ×10−12 > 20KW C > 20Ka1
Ka
CHA CA-
=
0.040 ×10−4.76 0.060
= 10−4.94 (mol ⋅ L−1)
∵Ca>>[H+]，Cb>>[H+] ∴结果合理 pH=4.94
(b) 计算0.080 mol·L-1二氯乙酸 – 0.12 mol·L-1二氯乙酸钠溶液的 [H+]浓度。
先用最简式: [H+ ] = 0.080 ×10−1.26 = 10−1.44 = 0.037(mol ⋅ L−1) 0.12
等电点沉淀与分离 pH=pI 溶解度最小
大部或全部沉淀下来
pH<pI或 pH>pI 仍留在溶液中
蛋白质的分离
沉淀出来的蛋白质可保持天然构象，能再溶解于水 并具有生物活性。
17
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
例21、计算 0.025 mol/L 氨基乙酸溶液 的pH值（已知 Ka1 = 4.5×10-3，Ka2 = 1.7 ×10-10 ）。
酸碱溶液中[H+]的计算
全面考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
物料平衡 电荷平衡 *质子条件 化学平衡关系
[H+]的精确表达式 近似处理
近似式 进一步近似处理
最简式
23
3.2.4 缓冲溶液
¡ 酸碱缓冲溶液的种类
™ 弱酸与其共轭碱或弱碱与其共轭酸的混合溶液： 如HAc-NaAc、NH3-NH4Cl
™ 同一多元酸的不同酸式盐溶液：如H2PO4-- HPO42™ 高浓度的强酸或强碱溶液：通常要求pH > 12
[H+ ] = K K a1 a2
最简式
10
3.2.3 酸碱溶液酸度的计算
例18、计算 0.050 mol/L NaHCO3溶液 的pH值。 （已知 K a1 = 4.2 ×10-7 Ka2 = 5.6 ×10-11 ）
例19、计算 0.0010 mol/L NaHCO3溶液 的pH值。 （已知 Ka1 = 4.2 ×10-7 Ka2 = 5.6 ×10-11 ）
解：已知 Ka2 = 6.2 ×10-8 Ka3 = 4.8 ×10-13
CK a3
=
4.8 × 10−16
<
1 20
KW
C > 20Ka2
故: [H+ ] =
Ka2 KW = 7.9 ×10−1（0 mol / L） C
pH = 9.10