第五章酸碱平衡

1、第五章第五章 酸碱平衡酸碱平衡一、一、 酸碱质子理论酸碱质子理论二二 、弱酸、弱碱的电离平衡、弱酸、弱碱的电离平衡三、三、 酸碱溶液酸碱溶液pHpH的计算的计算四、四、 同离子效应和缓冲溶液同离子效应和缓冲溶液1【知识目标知识目标】熟悉酸碱质子理论熟悉酸碱质子理论掌握水的离子积、溶液掌握水的离子积、溶液pHpH值的计算值的计算熟悉弱电解质的离解平衡、离解度及影响因素熟悉弱电解质的离解平衡、离解度及影响因素掌握缓冲溶液的概念，缓冲溶液掌握缓冲溶液的概念，缓冲溶液pHpH值的计算值的计算2电解质溶液电解质溶液强电解质和弱电解质强电解质和弱电解质强电解质强电解质：在水溶液中能在水溶液中能全部全部离解

2、成离子的电解质。如离解成离子的电解质。如离子化合离子化合物及能完全解离的强极性化合物，例如：强酸、强碱、大多数盐物及能完全解离的强极性化合物，例如：强酸、强碱、大多数盐根据导电能力的强弱：根据导电能力的强弱：弱电解质弱电解质：在水溶液中只有一在水溶液中只有一部分部分离解的电解质。如离解的电解质。如在水溶液中仅在水溶液中仅部分离解的极性化合物和少量共价键盐，例如：弱酸、弱碱、部分部分离解的极性化合物和少量共价键盐，例如：弱酸、弱碱、部分盐盐在水溶液中或在熔融状态下，能够在水溶液中或在熔融状态下，能够导电导电的化合物叫做的化合物叫做电解质电解质。而在溶解或熔融状态下，而在溶解或熔融状态下，不不能够

3、能够导电导电的化合物叫做的化合物叫做非电解质非电解质。第一节第一节 酸碱质子理论酸碱质子理论4v酸碱的定义酸碱的定义：人们通过对酸碱的性质组成、结构：人们通过对酸碱的性质组成、结构关系的研究，提出了一系列的酸碱理论，如关系的研究，提出了一系列的酸碱理论，如阿伦阿伦尼乌斯电离理论尼乌斯电离理论、布朗斯特和劳瑞质子理论布朗斯特和劳瑞质子理论、路、路易斯的电子理论等。易斯的电子理论等。酸碱理论酸碱理论电离理论（电离理论（1887年年Arrhenius）质子理论质子理论(1923年年Bronsted )定义定义酸碱电离理论，酸碱电离理论，18871887年提出。年提出。酸：电离出来的阳离子全部是酸：电

4、离出来的阳离子全部是H的物质。的物质。碱：电离出来的阴离子全部是碱：电离出来的阴离子全部是OH的物质。的物质。酸碱反应酸碱反应 酸酸 + 碱碱 = 盐盐 + 水水局限性局限性只适用于水溶液，不适用于非水溶液，也不适用只适用于水溶液，不适用于非水溶液，也不适用于无溶剂的体系。于无溶剂的体系。不能解释不能解释NH3、NaAc的碱性。的碱性。阿仑尼乌斯酸碱理论阿仑尼乌斯酸碱理论5也称质子酸碱理论，也称质子酸碱理论，19231923年提出。年提出。酸碱的定义酸碱的定义酸：能给出质子酸：能给出质子(H+)的物质。的物质。 例如例如,强酸强酸,弱酸弱酸,NH4+,HCO3-碱：能接受质子碱：能接受质子(H

5、+)的物质。的物质。 例如例如,强碱强碱,弱碱弱碱,NH3,Ac-,H2O,CO32-两性物质两性物质：既能给出质子：既能给出质子(H+)，又能接受质子，又能接受质子(H+)的物质。例如，的物质。例如，HCO3，H2O酸碱的强弱：酸碱的强弱：通过给出或接受质子的难易来体现。通过给出或接受质子的难易来体现。优点优点适合于水溶液、非水溶液和无溶剂体系。适合于水溶液、非水溶液和无溶剂体系。酸碱定义的范围较宽，没有了盐的概念。酸碱定义的范围较宽，没有了盐的概念。布朗斯特酸碱理论布朗斯特酸碱理论6酸 碱H质子酸碱的共轭关系质子酸碱的共轭关系 酸碱反应酸碱反应 酸酸 共轭碱共轭碱 + + 质子质子 HAc

6、 HAc AcAc- - + H+ H+ + NH NH4 4+ + NH NH3 3 + H+ H+ + HCO HCO3 3- - CO CO3 32- 2- + H+ H+ + H H2 2POPO4 4- - HPOHPO4 42-2- + H+ H+ + 通式通式: HA : HA A A + + H H+ + 共轭酸共轭酸 碱碱 + 质子质子 酸酸碱碱半半反反应应7共轭酸和其共轭碱存在着相互依存的关系，称为共轭酸和其共轭碱存在着相互依存的关系，称为共轭酸碱对共轭酸碱对。共轭酸的酸性越共轭酸的酸性越强强,其共轭碱的碱性越其共轭碱的碱性越弱弱；共轭碱的碱性越共轭碱的碱性越强强,其共轭酸

7、的酸性越其共轭酸的酸性越弱弱。例如，例如，HCl,HAc,HCN的酸性依次减弱的酸性依次减弱, 请问请问ClCl- -,Ac,Ac- -,CN,CN- -的碱性如何比较？的碱性如何比较？8（依次增强依次增强） 例例: : HAc HAc在水中的离解反应在水中的离解反应 半反应半反应1:1: HAc HAc Ac Ac- - + H + H+ + 半反应半反应2: 2: HH+ + + H+ H2 2O O H H3 3O O+ + 总反应总反应: HAc + H: HAc + H2 2O O Ac Ac- - + H+ H3 3O O+ + 简写为简写为: HAc : HAc AcAc- -

8、+ H+ H+ + 酸碱反应的实质酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递是两对共轭酸碱对之间的质子传递酸碱反应的实质酸碱反应的实质1212ABBA+H 在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，电在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称度之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数电离常数(K)(K)。弱酸的电离常数用弱酸的电离常数用K Ka a表示，弱碱的电离常数用表示，弱碱的电离常数用K Kb b表示。表示。 现以乙酸现以乙

9、酸HAcHAc和氨和氨NHNH3 3H H2 2O O为例，分别讨论弱酸、弱碱在为例，分别讨论弱酸、弱碱在水溶液中的电离平衡常数。水溶液中的电离平衡常数。一、弱酸、弱碱的电离平衡常数：一、弱酸、弱碱的电离平衡常数：第二节第二节 弱酸、弱碱的电离平衡弱酸、弱碱的电离平衡（1 1）HAcHAc的电离平衡的电离平衡标准平衡常数表达式为：标准平衡常数表达式为： K Ka a称为弱酸的离平衡常数。在一定温称为弱酸的离平衡常数。在一定温度下，其值为一定值。度下，其值为一定值。 K Ka a的大小表示酸在水的大小表示酸在水溶液中释放质子能力的大小，溶液中释放质子能力的大小，K Ka a值越大酸性值越大酸性越

10、强，反之亦然。越强，反之亦然。（2 2）NHNH3 3H H2 2O O的电离平衡的电离平衡 K Kb b称为弱碱的解离平衡常数。在一定温度称为弱碱的解离平衡常数。在一定温度下，其值为一定值。下，其值为一定值。 K Kb b值的大小同样可以表示值的大小同样可以表示碱在水溶液中接受质子能力的大小，碱在水溶液中接受质子能力的大小，K Kb b值越大，值越大，碱性越强。碱性越强。二、水的离子积二、水的离子积水的离解水的离解: : H+ + OH H2O 从纯水的导电从纯水的导电实验实验测得测得298.15K298.15K，纯水中的，纯水中的 H+ = OH = 1.0 107 mol L-1 KW

11、=H+OH KW称为水的称为水的离子积常数离子积常数一定温度下，其与浓度、压力无关，一定温度下，其与浓度、压力无关，25时，时，KW=1.010-1415HB + H2O H3O+ + B两式相加B + H2O OH - + HB K1 = Ka (HB) K2 = Kb (B-) H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH(aq)H+Kw= K1 K2= Ka (HB) Kb (B-)=1.010-14 16共轭酸碱共轭酸碱 Ka、Kb的定量关系的定量关系三、溶液的酸碱性和溶液的酸碱性和pHpH值值lgHpHlgOHpOH14 pOHpHpH值的概念：值的概念：氢离子浓度的负对数叫

12、做氢离子浓度的负对数叫做pH值值 pOH值的概念：值的概念：氢氧根离子浓度的负对数叫氢氧根离子浓度的负对数叫pOH值。值。溶液的酸碱性和溶液的酸碱性和pH值的关系为：值的关系为： 常温：常温： pH 7 溶液呈酸性溶液呈酸性 pH = 7 溶液呈中性溶液呈中性 pH 7 溶液呈碱性溶液呈碱性 H+大于大于1mol/L时，直接用时，直接用H+表示溶液的酸碱性，此表示溶液的酸碱性，此时若仍用时若仍用pH值表示为负值，使用不方便。值表示为负值，使用不方便。17v电离度：离解平衡时，弱电解质离解的百分率电离度：离解平衡时，弱电解质离解的百分率(转化转化率率)，与浓度有关。，与浓度有关。%100 弱弱电

13、电解解质质的的起起始始浓浓度度已已离离解解的的弱弱电电解解质质浓浓度度 v离解平衡常数：离解平衡时的化学平衡常数，与浓离解平衡常数：离解平衡时的化学平衡常数，与浓度无关。度无关。 v电离度的大小可以相对地表示电解质的强弱。电离度的大小可以相对地表示电解质的强弱。第三节第三节 酸碱溶液酸碱溶液pH的计算的计算离解平衡常数离解平衡常数 H+ + Ac HAc 称为酸的离解平衡常数，碱的离解平衡常数称为酸的离解平衡常数，碱的离解平衡常数 NH4 + OH NH3H2O HAcAcHKaaKbK234OHNHOHNHKb离解度和离解常数的关系？离解度和离解常数的关系？ HAc H+ + Ac- 起始浓

14、度：起始浓度： c 0 0 平衡浓度：平衡浓度： c c c c 1)(22ccccHAcAcHKa当当很小时，很小时，1 1 ，推出，推出Ka = c 2 或或 cKa cKHpHcKcKccHHaaalglg的浓度为：溶液中（条件：条件：c/Ka500）一、一元弱酸溶液一、一元弱酸溶液pHpH的计算的计算cKa 补充补充：稀释定律稀释定律（1 1）电离度与弱电解质的本性有关。）电离度与弱电解质的本性有关。（2 2）电离度与浓度的平方根成反比，溶液越稀，离解）电离度与浓度的平方根成反比，溶液越稀，离解度越大。度越大。（3 3）电离度与温度有关。）电离度与温度有关。练习：练习：计算一定温度下计

15、算一定温度下0.010mol/L HAc0.010mol/L HAc溶液的溶液的pHpH值。值。（已知该温度下（已知该温度下Ka=1.76 Ka=1.76 1010-5-5) )22解：因解：因 ，故可用最简式计算：，故可用最简式计算： 5005681076. 1010. 05aKc即：溶液的即：溶液的pHpH值为值为3.383.38。)/(102 . 41076. 1010. 045)(LmolcKcaH38. 3)102 . 4lg(lg4HpH例例 298K时，时，HAc的离解常数为的离解常数为1.7610-5。计算。计算0.10mol/L HAc溶液中的溶液中的H+浓度、浓度、pH值和

16、离解度。值和离解度。 解：解：HAc H+ + Ac 因为因为 ，所以所以 LmolH/1033. 110. 01076. 135500aKc88. 21033. 1lglg3HpH%33. 110. 01033. 1%1003cH cKHa 第一级电离：第一级电离： H2S H+ + HS-第二级电离：第二级电离： HS- H+ + S2-弱多元酸在水溶液中的电离是分步进行的。弱多元酸在水溶液中的电离是分步进行的。2.2.多元弱酸的离解多元弱酸的离解 72a103 . 11SHHSHK1522a101 . 7HSSHK 多元弱酸的离解常数是逐级减小的，其多元弱酸的离解常数是逐级减小的，其H

17、H+ +主要主要来源于第一步解离。第一步电离出的来源于第一步解离。第一步电离出的H H+ +会强烈的抑会强烈的抑制第二步的电离，使制第二步的电离，使K Ka1a1KKa1a1，因此，多元弱酸的，因此，多元弱酸的酸性主要由第一步电离所决定。计算多元酸的酸性主要由第一步电离所决定。计算多元酸的H H+ +的的浓度时，可忽略二级电离，与计算一元弱酸浓度时，可忽略二级电离，与计算一元弱酸H H+ +的浓的浓度方法相同，即：度方法相同，即：cKHpHcKHaa11lglg（条件：条件：c/Ka1500）26例室温时，碳酸饱和溶液的物质的量例室温时，碳酸饱和溶液的物质的量的浓度约为的浓度约为0.04mol

18、/L0.04mol/L，求此溶液中，求此溶液中H H、HCOHCO3 3和和COCO3 32 2离子的浓度。（已知离子的浓度。（已知K Ka1a14.34.310107 7，K Ka2a25.65.610101111）解：由于解：由于H H2 2COCO3 3的的K Ka1a1KKa2a2，可忽略二级离解，当一元，可忽略二级离解，当一元酸处理。酸处理。 H2CO3H-HCO3 则则HCOHCO3 3H Hxmol/Lxmol/L c/K c/Ka1a1500500，可以用近似值计算，可以用近似值计算 mol/L mol/L471103 . 104. 0103 . 4cKHaHCOHCO3 3的

19、二级离解为：的二级离解为：HCOHCO3 3H HCOCO3 32 211323106 . 52HCOCOHKaH H2 2COCO3 3的的1aK 2aK， HCOHCO3 3H H1123106 . 52aKCO解得解得： H HHCOHCO3 31.31.310104 4mol/Lmol/LCOCO3 32 25.65.610101111mol/Lmol/L27 H2S H+ + HS-解：解： 因为有因为有Ka1Ka2,可忽略二级电离可忽略二级电离28 例例 计算计算25时，时， 0.100 molL-1 H2S溶液中溶液中 H+, OH-, S2-的浓度及的浓度及pH值值。(Ka1=

20、1.32 10-7, Ka2=7.1 10-15)c/Ka1500，可以用近似值计算，可以用近似值计算 mol/L 4711015. 1100. 01032. 1cKHa94. 31015. 1lgpH 4二级解离：二级解离： HS H+ + S2111414wLmol1070. 81015. 1100 . 1)H( )OH(cKc计算计算25时，时， 0.100 molL-1 H2S溶液中溶液中 H+, OH-, S2-的浓度及的浓度及pH值。值。(Ka1=1.32 10-7, Ka2=7.1 10-15)152152101 . 7101 . 72SKHSSHa 在在25时有：时有：KW =

21、H+OH=1.010-14结论：结论：1、多元弱酸的多元弱酸的 ，求，求HH时，可时，可把多元弱酸当作一元来处理。当把多元弱酸当作一元来处理。当c/Kc/Ka a1 1 500500，可，可以根据公式以根据公式HH ，作近似计算。，作近似计算。2、二元弱酸溶液中，酸根的浓度近似等于，二元弱酸溶液中，酸根的浓度近似等于，与酸的原始浓度无关。与酸的原始浓度无关。 1aK2aK3aK酸cKa12aK30cKb 对于一元弱碱，同样有：对于一元弱碱，同样有：B + H2O HB+ + OH-pOHpHcKOHpOHcKKcbbb14lglgOH500/有：当三、一元弱碱溶液三、一元弱碱溶液pHpH的计算

22、的计算可利用最简公式计算：可利用最简公式计算：解：解：C Cb b= 0.010 molL= 0.010 molL-1-1 ， K Kb b (NH (NH3 3)=1.79)=1.791010-5-5通过计算，有通过计算，有c cb b /K /Kb b 500500计算计算 0.010 molL 0.010 molL-1-1 NH NH3 3 溶液的溶液的 pH pH，已知，已知2525时时 K Kb(NH3)b(NH3)=1.79=1.791010-5-5。4wpHppOH14.00lg4.2 1010.62K-bOH bc K540.010 1.8 104.2 10molL-1( )一

23、、同离子效应一、同离子效应 在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质具有在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质具有相同相同离子离子的的强电解质强电解质时，将引起离解平衡向左移动，导致时，将引起离解平衡向左移动，导致弱酸或弱碱离解度降低，这种现象称为弱酸或弱碱离解度降低，这种现象称为同离子效应同离子效应。 HAc HAcNaAc Na Ac 同离子效应使弱电解质的离解度减小，但弱电同离子效应使弱电解质的离解度减小，但弱电解质的离解平衡常数不变，实际上是吕解质的离解平衡常数不变，实际上是吕 查德里原查德里原理在电离平衡的应用。理在电离平衡的应用。第四节第四节 同离子效应和缓冲溶液同离子效应和缓冲溶液解解

24、: (1) HAc: (1) HAc为一元弱酸，为一元弱酸，C C/ /K Ka a 5 50000 H+ = = = 1.3 10-3 molL-1 aacK100.01076.15%3 . 1%10010. 0103 . 13例例 计算计算(1)0.10(1)0.10 mol Lmol L-1 -1 HAcHAc的的HH+ + 和电离度；和电离度； (2)(2)在在1.00L1.00L该该HAcHAc溶液中加入溶液中加入0.10molNaAc0.10molNaAc后的后的HH+ + 和电离度和电离度 ( (忽略体积变化，忽略体积变化，HAcHAc的的K Ka a = 1.76= 1.761

25、010-5-5）平衡时，平衡时，有有 HAc = 0.10-H+ 0.10molL-1 Ac- = 0.10+ H+ 0.10molL-1又又 Ka = H+Ac-/HAc H+ = Ka HAc/Ac- = (1.76 10-5 0.10/0.10) = 1.76 10-5 （molL-1） = H+/c(HAc) = 1.76 10-5 / 0.10 100% = 0.018% HAc H+ + Ac-(2) (2) 由于同离子效应，由于同离子效应，HH+ + Ac Ac- - ，故，故 0.10-x x 0.10 + x由于同离子效应，由于同离子效应，HAcHAc溶液中溶液中H H+ +

26、浓度和电离度降低约浓度和电离度降低约7373倍。倍。1 1 、缓冲溶液的概念、缓冲溶液的概念实验事实：实验事实： 向纯水向纯水(pH=7.0)(pH=7.0)中加入少量酸或碱，中加入少量酸或碱，pHpH值会发生显著变化值会发生显著变化; ; 向向HAc-NaAcHAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱，混合液中加入少量酸或碱，溶液的溶液的pHpH值几乎不变。值几乎不变。36二、缓冲溶液二、缓冲溶液2、缓冲溶液的原理缓冲溶液的原理 HAc H+ + Ac 以以HAc-NaAcHAc-NaAc组成的缓冲溶液为例，说明缓组成的缓冲溶液为例，说明缓冲作用的原理冲作用的原理。溶液中的电离平衡为溶液中的电离

27、平衡为： 在在 HAc-NaAc HAc-NaAc 混合溶液中，混合溶液中，HAc HAc 和和 Ac- Ac- 的的浓度都较大，而浓度都较大，而 H H3 3O+ O+ 浓度却很小。浓度却很小。 向此缓冲溶液中向此缓冲溶液中加入少量强酸加入少量强酸时，强酸解时，强酸解离出的离出的 H H3 3O O+ + 与与 Ac Ac- - 结合生成结合生成HAcHAc和和H H2 2O O，使解，使解离平衡逆向移动，离平衡逆向移动，H H3 3O O+ + 浓度不会显著增大，浓度不会显著增大，溶液的溶液的pH pH 基本不变。共轭碱基本不变。共轭碱AcAc- - 起到抵抗少起到抵抗少量强酸的作用，称为

28、缓冲溶液的量强酸的作用，称为缓冲溶液的抗酸成分抗酸成分。溶液这种具有抵抗外来的溶液这种具有抵抗外来的少量强酸、强碱少量强酸、强碱或或适当稀释适当稀释而保持而保持pHpH几乎不变的作用称为几乎不变的作用称为缓冲作用，缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称为具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液缓冲溶液。通常所说的缓冲溶液一般是由足够浓度的共通常所说的缓冲溶液一般是由足够浓度的共轭酸碱对的两种物质组成的。轭酸碱对的两种物质组成的。组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种物质合称组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种物质合称为缓冲系或缓冲对。为缓冲系或缓冲对。 当溶液当溶液适当稀释时适当稀释时，H H3 3O O+ +和和AcAc-

29、 -离子浓度同离子浓度同时降低，同离子效应减弱，使时降低，同离子效应减弱，使HAcHAc解离度增大，解离度增大，HAcHAc进一步解离产生的进一步解离产生的H H+ +可使溶液的可使溶液的pHpH保持基保持基本不变。本不变。 向此缓冲溶液中向此缓冲溶液中加少量强碱时加少量强碱时，强碱解，强碱解离产生的离产生的OHOH- - 与溶液中的与溶液中的 H H3 3O O+ +结合生成结合生成H H2 2O O，HAc HAc 的解离平衡正向移动的解离平衡正向移动,H,H3 3O O+ + 浓度也不会显浓度也不会显著减小，著减小，pH pH 也基本不变。共轭酸也基本不变。共轭酸HAcHAc起到抵起到抵

30、抗少量强碱的作用，称为缓冲溶液的抗少量强碱的作用，称为缓冲溶液的抗碱成抗碱成分分。 HAc H+ + Ac 结论结论：由于缓冲溶液中同时含有较大量：由于缓冲溶液中同时含有较大量的的抗碱成分抗碱成分和和抗酸成分抗酸成分，它们通过弱酸解离，它们通过弱酸解离平衡的移动以达到消耗外来的少量强酸、强平衡的移动以达到消耗外来的少量强酸、强碱，或对抗稍加稀释作用，使溶液能保持碱，或对抗稍加稀释作用，使溶液能保持pHpH值的相对稳定，这是缓冲溶液具有缓冲作用值的相对稳定，这是缓冲溶液具有缓冲作用的原因。但缓冲溶液的缓冲能力是有限的，的原因。但缓冲溶液的缓冲能力是有限的，不能加入过多的酸、碱和水。不能加入过多的

31、酸、碱和水。3 3、缓冲溶液的组成、缓冲溶液的组成 缓冲溶液具有缓冲作用是因为溶液中含缓冲溶液具有缓冲作用是因为溶液中含有两种成分，一种为与酸作用的有两种成分，一种为与酸作用的抗酸成分抗酸成分，一种为与碱作用的一种为与碱作用的抗碱成分抗碱成分。且两种成分含。且两种成分含有有相同离子相同离子，存在，存在化学平衡化学平衡。通常将这两种。通常将这两种成分称为成分称为缓冲对缓冲对或缓冲系，根据其组成的不或缓冲系，根据其组成的不同，可把缓冲溶液的组成分为下列同，可把缓冲溶液的组成分为下列三种情况三种情况： （1 1）弱酸及其盐）弱酸及其盐 弱酸（抗碱成分）弱酸（抗碱成分） 盐（抗酸成分）盐（抗酸成分）

32、HAc NaAc H2CO3 NaHCO3 H3PO4 NaH2PO4 （2 2）弱碱及其盐）弱碱及其盐 弱碱（抗酸成分）弱碱（抗酸成分） 盐（抗碱成分）盐（抗碱成分） NH3H2O NH4Cl CH3NH2 CH3NH3+Cl- （甲胺） （盐酸甲胺）（3 3）多元酸的酸式盐及其次一级盐）多元酸的酸式盐及其次一级盐 多元酸的酸式盐（抗碱成分）多元酸的酸式盐（抗碱成分） 次一级盐（抗酸成分）次一级盐（抗酸成分） NaHCO3 Na2CO3 NaHCO3 Na2CO3 NaH2PO4 Na2HPO44 4、缓冲溶液、缓冲溶液PHPH值的计算值的计算 式中式中HA表示共轭酸，表示共轭酸，A-表示共

33、轭碱，共轭表示共轭碱，共轭酸的电离常数为：酸的电离常数为：43等式两边各取负对数，则得等式两边各取负对数，则得HAAHaKAHAKaHAHApKalgpH或或同理对于弱碱同理对于弱碱 式中式中B表示共轭碱，表示共轭碱，HB+ 表示共轭酸，共轭表示共轭酸，共轭酸的电离常数为：酸的电离常数为：44等式两边各取负对数，则得等式两边各取负对数，则得:BOHHBbK HBBKObH_ HBBpKblgpOH或或 HBBpKblg14pH结论：结论：1. 1. 缓冲溶液的缓冲溶液的pHpH取决于弱酸的解离常数取决于弱酸的解离常数K Ka a，而，而K Ka a值又与值又与温度有关，所以温度对缓冲溶液温度有关，所以温度对缓冲溶液pHpH有影响。有影响。 2. 2. 同一缓冲系的缓冲溶液，同一缓冲系的缓冲溶液，p pK Ka a值一定，其值一定，其pHpH随缓冲比随缓冲比的改变而改变。当缓冲比等于的改变而改变。当缓冲比等于1 1时，缓冲溶液的时，缓冲溶液的pHpH值等值等于于p