电离平衡与溶液的酸碱性课件

第六章电离平衡与溶液的酸碱性第一节酸碱质子理论第二节弱电解质的电离平衡第四节缓冲溶液第五节酸碱滴定法制作人：张宝成第三节溶液的酸碱性和pH第六章电离平衡与溶液的酸碱性第一节酸碱质子理论第二节第一节酸碱质子理论第一节酸碱质子理论最初：酸是具有酸味的物质，使蓝色石蕊变红；碱是抵消酸性的物质，使红色石蕊变蓝。18世纪后期：氧元素是酸的必要成分。19世纪初叶，戴维：氢元素是酸的必要成分。1884年，阿累尼乌斯：提出了酸碱电离理论。

1923年，布朗斯台特和劳瑞提出了酸碱质子理论。1923年，路易斯提出了酸碱电子理论。人们对酸碱的认识历程第六章第一节最初：酸是具有酸味的物质，使蓝色石蕊变红；碱是抵消酸性的物酸：指在水中电离出的阳离子全部为H+，且不是离子型化合物H2SO4＝HSO4-

+H+碱：指在水中电离出的阴离子全部为OH-，且为离子型化合物NaOH=Na++OH-

瑞典化学家阿累尼乌斯

酸碱电离理论第六章第一节酸：指在水中电离出的阳离子全部为H+，且不是离子型化合物中和反应的实质是H++OH-＝H2O电离理论的局限性：*仅局限在水溶液中；*对非水溶剂体系乃至无溶剂体系无能为力；*仅限于某些只含氢原子或氢氧根的物质。无法解释NaCO3，Na3PO4

呈碱性；NH4Cl显酸性的事实；酸碱电离理论第六章第一节中和反应的实质是H++OH-＝劳瑞丹麦的布朗斯台特（JohannesBronsted）和英国的劳瑞（ThomasLowry）在1923年分别提出酸碱质子理论。布朗斯台特一、酸碱质子理论的基本概念第六章第一节劳瑞丹麦的布朗斯台特（JohannesBron凡是能给出质子的分子或离子称为酸，例HCl、HAc、NH4+、H2O、H3O+、H2PO4-、HPO42-等都是酸。它们是质子的给予体。（一）酸碱的定义凡是能接收质子的分子或离子称为碱。例Cl-、NH3、OH-、Ac-、HPO42-等都是碱。碱是质子的接收体。第六章第一节凡是能给出质子的分子或离子称为酸，（一）酸碱的定义通式：酸H++碱酸和碱不是孤立的，酸给出质子后所余下的部分就是碱，碱接受质子后即成为酸。HClH++Cl-HAcH++Ac-H2CO3H++HCO3-H++CO32-HCO3-H++NH3NH4+（一）酸碱的定义第六章第一节通式：酸H++碱酸和碱不是孤立的，酸给出质酸碱存在着对应的相互依存的关系，化学组成上仅相差一个质子，因得失质子而相互转化的一对酸碱叫共轭酸碱对。如：NH4+与NH3HAc与Ac-只相差一个质子的酸与碱叫做共轭酸碱对。

共轭酸碱的关系：有酸才有碱，有碱才有酸，酸中有碱，碱可变酸。知酸便知碱，知碱便知酸。共轭酸碱：（一）酸碱的定义第六章第一节酸碱存在着对应的相互依存的关系，化学组成上仅相差由质子酸碱的概念可明确以下几点结论：

(1)在一个共轭酸碱对中，酸越强，其共轭碱越弱，反之亦然。(2)酸和碱可以是分子，也可以是离子。扩大了酸碱物质的范围。NH4+NH3+H+

阳离子酸HAcAc-+H+

分子酸H2PO4-HPO42-+H+

阴离子酸共轭酸

共轭碱（一）酸碱的定义第六章第一节由质子酸碱的概念可明确以下几点结论：NH4+二、酸碱反应酸碱反应：是指H+（质子）由质子给予体向质子接受体的转移过程。酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。这种质子传递反应，只是质子从一种物质转移到另一种物质中去。因此，酸碱反应可在水溶液中进行也可在非水溶剂中或气相中进行。HCl+NH3H+酸1

碱2酸2碱1NH4++Cl-第六章第一节二、酸碱反应酸碱反应：是指H+（质子）由质子给予体向1.电离作用HCl＋H2O=H3O++Cl-

强酸全部电离酸1碱2

酸2

碱1

根据酸碱质子理论，电离作用就是酸、碱与水的质子传递反应。酸1碱2

酸2

碱1H2O＋NH3

NH4＋＋OH-弱碱部分电离HAc＋H2OH3O＋＋Ac－弱酸部分电离酸1碱2

酸2

碱1第六章第一节H+H+H+1.电离作用HCl＋H2O=H3O++2.水解反应在电离理论中，盐的水解过程是盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-离子结合生成弱电解质，从而使溶液的酸碱性发生改变的反应。H2O＋Ac－

HAc＋OH－

酸1碱2

酸2

碱1NH4+

＋H2OH3O＋＋NH3

酸1碱2

酸2

碱1第六章第一节H+H+2.水解反应在电离理论中，盐的水解过程是盐电离出3.中和反应质子理论认为，在电离理论中的酸碱中和反应，其实质也是质子的传递过程。H3O+＋OH-

H2O＋H2OH＋酸1碱2

酸2

碱1酸1碱2

酸2

碱1HAc＋NH3NH4+＋Ac-H＋第六章第一节3.中和反应质子理论认为，在电离理论中的酸碱中和反三、酸碱强度(一)酸碱的强度酸碱在溶剂中给出质子或接受质子的能力大小，与本身性质及溶剂性质有关。例如：HAc在水中是弱酸，而在乙二胺中就表现出较强的酸性，因为乙二胺比水接受质子的能力更强。NH3在水中为弱碱，在冰醋酸中就表现出强碱性。因此要比较各种酸碱的强度，必须要相同的溶剂。水是最常用的溶剂，一般以水做溶剂来比较各种酸碱释放和接受质子的能力。第六章第一节三、酸碱强度(一)酸碱的强度酸碱在溶剂中给出质(二)溶剂在酸碱平衡中的作用酸、碱的强度与溶剂的性质有关，如前所述，在讨论酸碱的相对强度时必须固定溶剂，溶剂作为基准物质，其本身亦是一种质子酸或质子碱，起到了质子酸或质子碱的作用，在酸碱的平衡中参与了质子平衡，即溶剂起了给予质子或接受质子的作用。因而，对于同一酸或碱，在不同的溶剂中所表现出来的酸碱性是不一样的。第六章第一节(二)溶剂在酸碱平衡中的作用酸、碱的强度与溶剂的对于HClO4，H2SO4，HCl，HNO3，H2O与它们相比，碱性较强很容易使酸（放）给出质子，所以它们都是强酸。水将强酸给质子的能力拉平了，水称为强酸的拉平溶剂。1.拉平效应第六章第一节对于HClO4，H2SO4，HCl，HNO3，H2O与它如何能将HClO4、H2SO4、HCl、HNO3酸区分开来，显然应该选择比水碱性弱的溶剂，如HAc，即可分辨出哪种给出质子的能力最强了。HAc称为强酸的区分试剂。2.区分效应

第六章第一节如何能将HClO4、H2SO4、HCl、HNO3酸节小结1、酸碱质子理论的基本概念2、酸碱反应3、酸碱强度第六章第一节节小结1、酸碱质子理论的基本概念2、酸碱反应3、酸碱强度第六节小结难点：1、酸碱质子理论2、拉平效应与区分效应第六章第一节节小结难点：1、酸碱质子理论2、拉平效应与区分效应第六章第思考题第六章第一节1、根据酸碱质子理论的观点，质子酸和质子碱反应的实质是什么？答：酸碱质子理论认为：物质的酸性和碱性要通过给出质子或接受质子来体现，酸碱的关系不再是孤立的，而是统一在对质子的共轭关系上。质子酸和质子碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子传递的反应，酸碱反应是酸碱之间的质子传递反应。

思考题第六章第一节1、根据酸碱质子理论的观点，质子酸思考题第六章第一节2、写出下列各酸的共轭碱：NH4＋、H2S、HSO4―、H2PO4―、H2CO3、Zn(H2O)62+；以及下列各碱的共轭酸：S2―、PO43―、NH3、CN―、Cl―、Zn(H2O)5(OH)]+。

答：共轭碱：NH3、HS―、SO42―、HPO42―、HCO3―、[Zn(H2O)5(OH)]+；共轭酸：HS―、HPO42―、NH4＋、HCN、HCl、[Zn(H2O)6]2+。

思考题第六章第一节2、写出下列各酸的共轭碱：NH4＋思考题第六章第一节3、在水溶液中HAc是一种弱酸，为什么在液氨溶液中是一种强酸？

答：酸碱质子理论认为：物质的酸性和碱性大小不仅和本身有关，还和溶剂接受质子的能力有很大的关系。因为液氨接受质子的能力比水接受质子的能力强，促进了HAc给出质子，因而HAc在液氨中就显示出较强的酸性。

章页思考题第六章第一节3、在水溶液中HAc是一种弱酸，为第二节弱电解质的电离平衡第二节弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质（一）电解质电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。因此，电解质不一定能导电，而只有在溶于水或熔融状态电离出自由移动的离子后才能导电。电解质按照电离程度的不同，可将分为强电解质和弱电解质。第六章第二节一、强电解质和弱电解质（一）电解质电解质是指在水(二)电离度弱电解质在水溶液中的电离程度是不同的。弱电解质的电离程度大小可以用电离度(α)来表示。电离度是弱电解质达到电离平衡时，已电离的电解质分子数占电解质分子总数的百分比。第六章第二节(二)电离度弱电解质在水溶液中的电离程度是不同(三)离子氛和表观电离度针对强电解质溶液，德拜和休格尔在1923年提出强电解质理论。其要点：①强电解质在水中是完全电离的；②离子之间相互作用，使离子的行动并不自由。离子在溶液中的运动受到周围离子氛的牵制。第六章第二节(三)离子氛和表观电离度针对强电解质溶液，德拜阳离子周围有阴离子氛，阴离子周围有阳离子氛，并非完全自由，如下图所示。由于“离子氛”的存在，离子间产生互相牵制作用，实验测得的离解度称为表观电离度，表观电离度通常都小于100%，如KCl为86%。离子氛示意图(三)离子氛和表观电离度第六章第二节阳离子周围有阴离子氛，阴离子周围有阳离子氛，并非完全自由，如（四）活度和活度系数在强电解质溶液中，由于离子的相互影响，使真正发挥作用的离子浓度比强电解质完全电离时应达到的离子浓度要小。1907年美国化学家路易斯(Lewis)把强电解质溶液中实际上能起作用的离子浓度称为有效浓度，又称活度。活度通常用a表示，活度与溶液浓度c的关系为：ai

＝γiciγ称为该离子的活度系数，它反映了电解质溶液中离子相互牵制作用的大小。通常情况下γi＜1，离子的活度小于实际浓度。溶液越浓，离子间的牵制作用越大，γ越小，反之亦然。第六章第二节（四）活度和活度系数在强电解质溶液中，由于离子的相互影响(五)离子强度在电解质溶液中，离子的活度系数不仅与本身的浓度和电荷有关，还受到其他离子的浓度和电荷的影响。为了定量地说明这些影响，引入离子强度的概念。溶液中各离子浓度与离子电荷平方乘积的总和的二分之一称为该溶液的离子强度。可用下式表示：式中I为离子强度，c是i离子的浓度，Z是i离子的电荷数。第六章第二节(五)离子强度在电解质溶液中，离子的活度系数不仅与本身的浓度二、弱电解质的电离平衡(一)一元弱酸、弱碱的电离平衡强电解质在水溶液中是全部电离的，不存在电离平衡。弱电解质在溶液中只能部分电离，在未电离的弱电解质分子与已电离生成的离子之间存在着电离平衡。从酸碱质子理论来看，弱电解质的电离过程实质上是弱电解质分子与溶剂水分子间的质子传递过程。第六章第二节二、弱电解质的电离平衡(一)一元弱酸、弱碱的电离平衡以HA代表一元弱酸，在水溶液中HA与水的质子传递平衡，可用下式表示：根据化学平衡原理，其平衡常数可表示为弱电解质的电离平衡常数简称为电离常数。通常，弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。平衡时各组分的浓度用以mol·L-1为单位的物质的量浓度表示。HA＋H2O

A-＋H3O＋可简写为：

HA

A-

＋H＋(一)一元弱酸、弱碱的电离平衡第六章第二节以HA代表一元弱酸，在水溶液中HA与水的质子传递平衡，(二)电离常数与电离度的关系电离常数与电离度(α)都能反映弱电解质的电离程度，它们之间有区别又有联系。电离常数表示的是解离平衡，与电解质的浓度无关。电离度表示的是弱电解质在一定条件下的解离程度。因此，电离常数能更好地反映弱电解质的特征，应用范围比电离度更广。第六章第二节(二)电离常数与电离度的关系电离常数与电离度(α)电离常数与电离度之间的关系可利用HAc的电离平衡来说明。

开始浓度c

00平衡浓度c-cα

cα

cα当α很小时，1-α≈1Ka＝

∴

Ka＝cα2或

α＝

H＋＋Ac-HAc(二)电离常数与电离度的关系第六章第二节电离常数与电离度之间的关系可利用HAc的电离平衡来说明。(三)共轭酸碱对Ka与Kb的关系共轭酸碱对的Ka与Kb的关系，可以根据酸碱质子理论推导出来。某酸HA在水中的质子传递反应平衡式为：Ka＝其共轭碱A-在水中的质子传递反应平衡式为：HA＋H2OA-＋H3O＋

HA＋OH―A-＋H2O第六章第二节(三)共轭酸碱对Ka与Kb的关系共轭酸碱对的Ka将平衡常数相乘令pK=-lgK，则有pKa

＋pKb

＝pKw

＝14上式表明，共轭酸碱对的Ka与Kb成反比，知道酸的电离常数Ka就可计算出共轭碱的Kb，反之亦然。另外也说明，酸愈弱，其共轭碱愈强；碱愈弱，其共轭酸愈强。(三)共轭酸碱对Ka与Kb的关系第六章第二节将平衡常数相乘令pK=-lgK，则有pKa＋pKb＝[例]

已知25℃时，HAc的Ka＝1.75×10-5，计算Ac-的Kb，及pKb。解：Ac-是HAc的共轭碱根据公式Ka×Kb

＝KwpKb

＝-lgKb＝lg5.71×10-10＝9.24(三)共轭酸碱对Ka与Kb的关系第六章第二节[例]已知25℃时，HAc的Ka＝1.75×1[例]

已知25℃时，NH3的Kb

＝1.76×10-5，求NH4＋的Ka。解：NH4＋是NH3的共轭酸根据公式Ka×Kb

＝Kw(三)共轭酸碱对Ka与Kb的关系第六章第二节[例]已知25℃时，NH3的Kb＝1.7对于多元弱酸(或多元弱碱)在水中的质子传递反应是分步进行的，情况复杂些。例如H2CO3是二元弱酸，其质子传递分两步进行，每一步都有相应的质子传递平衡及平衡常数。第一步：H2CO3＋H2O

HCO3-

＋H3O＋

Ka1＝4.30×10-7第二步：HCO3-＋H2O

CO32-＋H3O＋

Ka2

＝5.61×10-11(三)共轭酸碱对Ka与Kb的关系第六章第二节对于多元弱酸(或多元弱碱)在水中的质子传递反应由于CO32-是HCO3-的共轭碱，所以：是二元弱碱，其质子传递分两步进行。其他多元弱酸、弱碱Ka与Kb的关系类似于H2CO3与CO32-的Ka与Kb的关系。第一步：CO32-＋H2O

HCO3-＋OH-第二步：HCO3-

＋H2O

H2CO3＋

OH-(三)共轭酸碱对Ka与Kb的关系第六章第二节由于CO32-是HCO3-的共轭碱，所以：是二元弱碱，其质子三、同离子效应在弱电解质溶液里，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度降低的现象称为同离子效应。例如，在HAc溶液中加入NaAc，将使HAc的电离度降低。因为HAc在溶液中存在下列电离平衡：当加入强电解质NaAc后，NaAc全部电离为Na＋和Ac-溶液中Ac-浓度大大增加，根据平衡移动原理，使HAc的质子传递平衡向左移动，从而降低了HAc的电离度。NaAc=Na＋＋Ac-HAcH＋＋Ac-第六章第二节三、同离子效应在弱电解质溶液里，加入与弱电解质具同理，在NH3·H2O溶液中加入强电解质NH4Cl时，由于NH4Cl完全电离，溶液中NH4＋浓度大大增加，促使NH3·H2O电离平衡向左移动，从而降低了NH3·H2O的电离度。NH3·H2ONH4＋＋OH―

NH4Cl=NH4＋＋Cl―三、同离子效应第六章第二节同理，在NH3·H2O溶液中加入强电解质NH4C原因使平衡发生了移动。注意

*强电解质不一定是盐，弱酸中加强酸，弱碱中加强碱也发生同离子效应。

*加弱电解质也对平衡有影响，但很小，通常不考虑，所以必须是强电解质。三、同离子效应第六章第二节原因三、同离子效应第六章第二节四、盐效应在弱电解质的溶液中加入不含相同离子的强电解质使弱电解质的电离度略微增大的效应称为盐效应。如在HAc溶液中加入少量NaCl，产生的盐效应会使得HAc电离度有所增大。第六章第二节四、盐效应在弱电解质的溶液中加入不含相同离子的强电解原因因为强电解质解离出众多正负离子，使溶液中离子间的相互牵制作用增强，离子结合为分子的机会减少，降低了分子化速度，强电解质对弱电解质具有促进解离的作用。注意同离子效应和盐效应共存时，通常只考虑同离子效应，而忽略盐效应。四、盐效应第六章第二节原因四、盐效应第六章第二节节小结1、强电解质和弱电解质2、弱电解质的电离平衡3、同离子效应第六章第二节4、盐效应节小结1、强电解质和弱电解质2、弱电解质的电离平衡3、同离子节小结难点：1、弱酸、弱碱的电离平衡

2、电离常数与电离度的关系第六章第二节节小结难点：1、弱酸、弱碱的电离平衡2、电离常数与电离度的思考题第六章第二节1、公式是否说明溶液浓度越稀，电离出的离子浓度越大？答：不是，该式说明：电离度与其浓度的平方根成反比，溶液浓度越稀，电离度越大，但电离出的离子浓度不一定大。思考题第六章第二节1、公式思考题第六章第二节2、在HAc分别加入少量的NaAc、HCl、NaOH，HAc的解离度各有什么变化？加水稀释后又何？

答：(1)加入NaAc，Ac-的同离子效应使HAc的解离度降低。

(2)加入HCl，H＋的同离子效应使HAc的解离度降低。

(3)加入NaOH，OH―与H＋反应使平衡向右移动，使HAc的解离度增大。

(4)加水稀释使HAc的解离度增大。思考题第六章第二节2、在HAc分别加入少量的NaAc思考题第六章第二节3、已知HCN的Ka＝5.0×10-10,则CN-的Kb为A.2.0×10-5

B.5.0×10-10

C.5.0×10-4D.5.0×10-24E.6.0×10-5

√思考题第六章第二节3、已知HCN的Ka＝5.0×10-10思考题第六章第二节章页4、将0.lmol.L-1HAc和0.1mol·L-1HCl溶液都冲稀一倍时，其[H＋]的变化是A.HAc溶液中[H＋]减半B.

均减半C.HCl溶液中[H＋]减半D.均无变化E.HCl溶液中［H＋］减半，HAc溶液中[H＋]不变√思考题第六章第二节章页4、将0.lmol.L-1H第三节溶液的酸碱性和pH第三节溶液的酸碱性和pH一、水的电离平衡水是重要的溶剂，实验证明纯水有微弱的导电性，说明它是一种极弱的电解质，纯水中存在着下列电离平衡。简写为：H2O=H＋

＋OH－H2O＋

H2OH3O＋

＋OH－H+第六章第三节一、水的电离平衡水是重要的溶剂，实验证明纯水

Kw的意义为：一定温度时，水溶液中H+和OH-浓度的乘积为一常数。水的电离是吸热反应，温度升高，Kw值增大。

Kw的大小与浓度、压力无关。由于水解离的量很少,解离前后浓度几乎不变,仍可看作常数。K

w称为水的离子积常数。一、水的电离平衡第六章第三节Kw的意义为：一定温度时，水溶液中H+和OH-浓度室温下（298.15K），纯水中[H+]和[OH-]相等，都是110-7，所以Kw值为110-14一、水的电离平衡第六章第三节室温下（298.15K），纯水中[H+]和[OH-]Kw反映了水溶液中[H+]和[OH-]间的相互关系酸性溶液：[H3O+]>10-7mol·L-1>[OH－]中性溶液：[H3O+]=10-7mol·L-1=[OH－]碱性溶液：[H3O+]<10-7mol·L-1<[OH－][H+][OH-]=Kw=1.0×10-14[OH-]=[H+]Kw二、溶液的酸碱性和pH第六章第三节Kw反映了水溶液中[H+]和[OH-]间的相互关系酸性溶对于一些[H+]很小的溶液，用[H+]表示溶液的酸碱性，很不方便。pH=-lg[H+]pH+pOH=14pOH值：溶液中[OH-]的负对数。Kw=[H3O+][OH-]=110-14pOH=-lg[OH-]pH值：溶液中[H+]的负对数。溶液酸碱度的表示法第六章第三节对于一些[H+]很小的溶液，用[H+]酸性溶液：[H3O+]>10-7mol/L>[OH－]，pH<7<pOH中性溶液：[H3O+]=10-7mol/L=[OH－]，pH=7=pOH碱性溶液：[H3O+]<10-7mol/L<[OH－]，pH>7>pOH二、溶液的酸碱性和pH第六章第三节酸性溶液：[H3O+]>10-7mol/L>[O[例]

0.1mol/LHCl溶液中，

CH+=0.1mol/L

pH=lg0.1=1.0

pOH=14.01.0=13.0[例]

0.1mol/LNaOH溶液中，

COH=0.1mol/L

pOH=lg0.1=1.0

pH=14.01.0=13.0二、溶液的酸碱性和pH第六章第三节[例]

0.1mol/LHCl溶液中，

CH+=0.1mol/L

pH=lg0.1=1.0

pOH=14.01.0=13.0[例]

0.1mol/LNaOH溶液中，

COH=0.1mol/L

pOH=lg0.1=1.0

pH=14.01.0=13.0[例]0.1mol/LHCl溶液中，[例]0.1mol(一)一元弱酸和一元弱碱溶液pH近似计算

一元弱酸，当c·

Ka≥20Kw，可忽略水电离。设一元弱酸HA溶液的总浓度为c，其质子传递平衡表达式为：HA+H2OH3O++A-平衡浓度为c-[H+][H+][A-]平衡常数为三、弱酸弱碱溶液pH的计算1.一元弱酸溶液pH近似计算第六章第三节(一)一元弱酸和一元弱碱溶液pH近似计算一元弱酸因为弱酸的电离度很小，c/Ka≥500时，[H+]<<c，则：c-[H+]≈c，前式可简化为：即：此公式是计算H+浓度最简公式，必须c

·

Ka≥20Kw且c/Ka≥5001.一元弱酸溶液pH近似计算第六章第三节因为弱酸的电离度很小，c/Ka≥500时，[条件解释：c·Ka≥20Kw，可以忽略水的解离c/Ka≥500要求Ka小，c大，说明弱酸必须够弱，否则电离出的[H+]就不能忽略，就不能使用c-[H+]≈c。而浓度太小，电离度增大，[H+]也不能忽略，也不能使用c-[H+]≈c。1.一元弱酸溶液pH近似计算第六章第三节条件解释：1.一元弱酸溶液pH近似计算第六章同理得出弱碱溶液中[OH-]的近似计算式：条件：类似弱酸，c·Kb

≥20Kw，c/Kb≥500。注意：常常是求pH，不要忘了将[OH-]换成[H+]。2.一元弱碱溶液pH近似计算第六章第三节同理得出弱碱溶液中[OH-]的近似计算式：条件：类似弱1、多元弱酸溶液pH近似计算多元弱酸：凡是能在水溶液中释放两个或更多个的质子的弱酸叫多元弱酸。例如H2CO3，H3PO4（1）质子转移是分步进行的。如氢硫酸在水溶液中的平衡：(二)多元弱酸或多元弱碱溶液pH近似计算H2S+H2OH3O++HS-Ka1=9.1×10-8HS-+H2OH3O++S2-Ka2=1.1×10-121、多元弱酸溶液pH近似计算多元弱酸：凡是能

(2)一般情况下，各级离解常数之间的关系为：Ka1>>Ka2>>

Ka3

…，溶液中的H3O+主要来自第一步反应；如果Ka1>>Ka2，计算[H3O+]时可只考虑第一步离解，即按一元弱酸的离解平衡处理。Ka1>>Ka2

，而且c·Ka1≥20Kw，c∕Ka1

≥500，因此[H3O+]只需按第一步解离平衡最简式计算。1、多元弱酸溶液pH近似计算第六章第三节(2)一般情况下，各级离解常数之间的关系为：Ka1>>H2CO3+H2OHCO3-+H3O+HCO3-+H2OCO32-+H3O+以H2CO3为例，其质子传递及平衡常为：1、多元弱酸溶液pH近似计算第六章第三节H2CO3+H2OHCO3-+H通常Ka1/Ka2>104，即第二步电离出的H+比第一步电离出的H+少得多，可忽略，水在酸中的电离减弱，即水电离的[H+]<10-7，也可忽略。水溶液中[H+]可近似为第一步电离的[H+]。得到：§其他离子是多少？[HCO3-]≈[H+][CO32-]≈Ka2§溶液中[H+]是多少？1、多元弱酸溶液pH近似计算第六章第三节通常Ka1/Ka2>104，即第二步电离出的H+比2、多元弱碱溶液pH近似计算一般规律是Kb1

>>Kb2>>Kb3

，而且c·Kb1≥20Kw，c∕Kb1

≥500，[OH-]即按一元弱碱的第一步离解平衡计算：第六章第三节2、多元弱碱溶液pH近似计算一般规律是Kb1>[例]

计算0.10mol/LNa2CO3溶液的pH已知Kb1

＝1.8×10-4，Kb2＝2.3×10-8显然Kb1>>Kb1又c/Kb1

＝555>500故可按最简式计算pOH=2.38pH=14－2.38=11.62CO32-+H2OHCO3-+OH-解：2、多元弱碱溶液pH近似计算第六章第三节[例]计算0.10mol/LNa2CO3溶液的pH已知(三)两性物质溶液pH近似计算一般情况：当cKa≥20Kw，c/Ka1>20时可看出，两性阴离子溶液的pH与浓度无关。第六章第三节(三)两性物质溶液pH近似计算一般情况：当cKa≥20Kw，

[例]

计算0.10mol/LNaH2PO4溶液的pH值。已知H3PO4的pKa1=2.16，pKa2=7.21，pKa3=12.32所以NaH2PO4溶液的pH＝4.68

解：因cKa2≥20Kw，且c≥20Ka1，可按最简公式计算(三)两性物质溶液pH近似计算第六章第三节[例]计算0.10mol/LNaH2PO节小结1、水的电离平衡2、溶液的酸碱性和pH3、弱酸弱碱溶液pH的计算第六章第三节节小结1、水的电离平衡2、溶液的酸碱性和pH3、弱酸弱碱溶液节小结难点：1、水的离子积常数2、弱酸弱碱溶液pH的计算第六章第三节节小结难点：1、水的离子积常数2、弱酸弱碱溶液pH的计算第六思考题第六章第三节1、水溶液的pH可以小于0或大于14吗？

答：可以，因为溶液的pH小于0或大于14时再用pH表示不方便，就用H＋或OH―浓度来表示。

思考题第六章第三节1、水溶液的pH可以小于0或大于1思考题第六章第三节2、0.10mol·L-1H3PO4溶液中[PO43-]近似等于A.Ka2·[H3PO4]

B.Ka2·Ka3/[H+]C.Ka2

D.(Ka2·Ka3)1/2

E.Ka2/[H3PO4]√思考题第六章第三节2、0.10mol·L-1H3PO4溶液思考题第六章第三节章页3、在0.4mol·L-1HAc溶液中H+浓度是0.1mol·L-1HAc溶液中H+浓度的A.1倍B.2倍C.3倍D.4倍E.5倍√思考题第六章第三节章页3、在0.4mol·L-1H第四节缓冲溶液第四节缓冲溶液若在HAc-NaAc溶液中加大量的酸或碱，溶液的pH就会发生明显的改变。HAc-NaAcHAc-NaAc蒸馏水蒸馏水50ml50ml50ml50ml加甲基红加1molHCl加酚酞加1molNaOH实验第六章第四节建议下图背景换淡一些若在HAc-NaAc溶液中加大量的酸或碱，溶液的p组成例：HAc-NaAc、NH3H2O-NH4Cl、NaH2PO4-Na2HPO4等都是缓冲溶液。缓冲溶液大多数是一对共轭酸碱对。一、缓冲溶液的概念和组成概念能抵抗外加少量酸或碱，而自身pH几乎不变的溶液叫缓冲溶液，其作用叫缓冲作用。第六章第四节组成一、缓冲溶液的概念和组成概念第六章第四节类型1、弱酸及其盐例：HAc-NaAc、H2CO3-NaHCO3、H3PO4－NaH2PO42、弱碱及其盐例：NH3H2O-NH4Cl3、多元弱酸的酸式盐及其次级盐例：NaHCO3-Na2CO3、NaH2PO4-Na2HPO4一、缓冲溶液的概念和组成第六章第四节类型一、缓冲溶液的概念和组成第六章第四节以HAc-NaAc缓冲系为例：NaAcNa++Ac-HAc+H2OH3O++Ac-

大量大量二、缓冲溶液作用原理第六章第四节以HAc-NaAc缓冲系为例：NaAcN加酸后，溶液中浓度较大的Ac-与所加酸中H+结合成HAc，而HAc的电离度很小，结果H+浓度没有明显增加，溶液的pH几乎不变。加碱后，溶液中浓度较大的HAc与所加碱中OH-结合成H2O，而H2O的电离度很小，结果OH-浓度没有明显增加，溶液的pH几乎不变。H++Ac-HAcHAc+OH-H2O+Ac-二、缓冲溶液作用原理第六章第四节加酸后，溶液中浓度较大的Ac-与所加酸中抗酸抗碱成分：缓冲溶液中较高浓度的物质中，能和碱反应的物质是抗碱成分。能和酸反应的物质是抗酸成分。如：HAc-NaAc中HAc是抗碱成分，Ac-是抗酸成分。即：缓冲溶液中共轭酸是抗碱成分，共轭碱是抗酸成分。稀释对缓冲溶液的影响:当缓冲溶液加水稀释时，体系中HAc和Ac-的浓度同时减小，HAc的电离平衡几乎不移动，H+浓度没有明显改变，溶液的pH同样几乎不变。二、缓冲溶液作用原理第六章第四节抗酸抗碱成分：即：缓冲溶液中共轭若向缓冲溶液中加大量的酸、碱或显著稀释时，溶液中足够浓度的共轭酸和共轭碱被耗尽，缓冲溶液就不再具有缓冲能力了，因此，缓冲溶液的缓冲能力是有限的。注意第六章第四节若向缓冲溶液中加大量的酸、碱或显著稀释时，溶液组成缓冲溶液的共轭酸碱对的电离平衡可表示为：HB+H2OH3O++B-大量大量两边取对数得：即：三、缓冲溶液的pH计算第六章第四节组成缓冲溶液的共轭酸碱对的电离平衡可表示为：HB+H如果Ka很小，弱酸和共轭碱的浓度又比较大时，则同离子效应的作用大，弱酸的离解度很小。(c为起始浓度或分析浓度)这时，[共轭碱]≈c共轭碱，[弱酸]≈c弱酸可得到上式为弱酸及其共轭碱组成缓冲溶液H+浓度最简计算公式。三、缓冲溶液的pH计算第六章第四节如果Ka很小，弱酸和共轭碱的浓度又比较大时，若缓冲溶液的体积以V表示，则：上公式可表示为：注意：n的单位统一，及其他物理量的单位统一。三、缓冲溶液的pH计算第六章第四节若缓冲溶液的体积以V表示，则：上公式可表示为：根据pH+pOH=pKwc共轭酸是缓冲溶液中盐的浓度。c弱碱是缓冲溶液中碱的浓度。同理，可以推导出弱碱及其共轭酸（如NH3与NH4+）组成的缓冲溶液中[OH-]的最简计算公式：三、缓冲溶液的pH计算第六章第四节根据pH+pOH=pKwc共轭酸是缓冲容量是指单位体积(1L或1ml)缓冲溶液的pH改变1个单位时，所需加入的一元强酸或一元强碱的物质的量。用符号β表示。β——缓冲容量，单位为mol/L·pH；Δn——加入的一元强酸或一元强碱的物质的量|ΔpH|——缓冲溶液pH改变的绝对值。V——缓冲溶液的体积，单位为L或ml。缓冲容量第六章第四节缓冲容量是指单位体积(1L或1ml)缓1、溶液总浓度当缓冲比c共轭酸/c共轭碱一定时,缓冲溶液的总浓度越大，缓冲容量β就越大。反之缓冲容量β就越小。2、共轭酸与共轭碱的浓度比当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比c共轭酸/c共轭碱越接近于1，缓冲容量β就越大。当缓冲比等于1时（即pH=pKa）时，缓冲容量β最大。

缓冲范围是缓冲比为1比10至10比1之间，即溶液在pKa-1到pKa+1之间时，溶液具有较大的缓冲能力。pH=pKa±1，称为缓冲范围。缓冲容量的影响因素第六章第四节1、溶液总浓度2、共轭酸与共轭1、选择合适的缓冲对。使其中的弱酸(弱碱)的pKa(pKb)尽可能与所配缓冲溶液的pH(pOH)相等或接近，以保证缓冲对在总浓度一定时，具有较大的缓冲能力。

如配制pH＝4.8的缓冲溶液可选择HAc-Ac-缓冲对，因HAc的pKa＝4.75；又如配制pH＝7的缓冲溶液可选择NaH2PO4-Na2HPO4缓冲对，因为H3PO4

的pK2＝7.21。四、缓冲溶液的配制第六章第四节1、选择合适的缓冲对。四、缓冲溶液的2、组成缓冲对的物质应稳定、无毒、不能与反应物和生成物发生化学反应。在选择药用缓冲对时，还要考虑是否与主药发生配伍禁忌等。

3.为使缓冲溶液具有较大的缓冲能力，除注意所配制的缓冲溶液要有一定的总浓度外，还应注意浓度过高会引起渗透浓度过大或试剂的浪费。一般情况下，缓冲溶液的总浓度范围在0.05～0.5mol·L-1

之间比较合适。四、缓冲溶液的配制第六章第四节2、组成缓冲对的物质应稳定、无毒、不4.如果pKa(pKb)与要配的缓冲溶pH不相等时，可按照所需pH，利用公式计算出弱酸(弱碱)及其共轭碱(共轭酸)的浓度比。5.按照计算，缓冲溶液配好后，再用pH酸度计对所配制缓冲溶液进行校正。四、缓冲溶液的配制第六章第四节4.如果pKa(pKb)与要配的缓冲溶解：(1)选缓冲对：HAc的pKa=4.75，接近5.0，所以选择HAc-NaAc缓冲对。a、求所需的浓度比[例]如何配制1000mlpH=5.0的缓冲溶液？(2)计算用量四、缓冲溶液的配制第六章第四节解：(1)选缓冲对：HAc的pKa=4.75，接b、求所需溶液的体积通常配制是具有中等缓冲能力的缓冲液，一般选浓度为0.1mol/L，缓冲比为1。设：配制前共轭碱的浓度为c1，缓冲溶液中：四、缓冲溶液的配制第六章第四节b、求所需溶液的体积通常配制是具有中等缓冲能设：配制前共轭酸的浓度为c2，缓冲溶液中：因为c1=c2=0.1，所以得：V共轭碱=1.78V酸四、缓冲溶液的配制第六章第四节设：配制前共轭酸的浓度为c2，缓冲溶液中：因为c因为总体积为1000ml，故：V共轭碱

+V酸

=1000ml代入V共轭碱=1.78V酸，得：1.78V酸+V酸=1000V酸=359mlV共轭碱=641ml当取共轭碱和酸浓度相等进行配制，缓冲溶液中的浓度比，就是所取的体积比。四、缓冲溶液的配制第六章第四节因为总体积为1000ml，故：V共轭碱+V酸=100缓冲对pKa缓冲对pKaH3PO4-NaH2PO42.16NaH2PO4-Na2HPO47.21H2C8H4O4-KHC8H4O42.92NH3·H2O-NH4Cl9.25HAc-NaAc4.75NaHCO3-Na2CO310.25H2CO3-NaHCO36.35Na2HPO4-Na3PO412.67常见的缓冲对第六章第四节缓冲对pKa缓冲对pKaH3PO4-NaH2PO42.16N人体血液的pH维持是由于它是缓冲溶液。药剂生产、药物的稳定性也常通过缓冲体系来实现。人体血液中各缓冲体系

血浆：

H2CO3-NaHCO3、H-蛋白质-Na-蛋白质NaH2PO4-Na2HPO4

红细胞：

H2CO3-KHCO3、KH2PO4-K2HPO4H-血红蛋白质-K-血红蛋白质H-氧合血红蛋白质-K-氧合血红蛋白质五、缓冲溶液在医药学上的意义第六章第四节人体血液的pH维持是由于它是缓冲溶液。五、缓冲溶液在医药学上其中人体中主要的缓冲对是：H2CO3-HCO3-和H2PO4--HPO42-。质子传递平衡为H2CO3HCO3-+H+当体内酸性物质增加，平衡向左移动，形成更多的碳酸，碳酸不稳定，分解成二氧化碳和水排出体外。当体内碱性物质增加，平衡向右移动，形成更多的水排出体外。五、缓冲溶液在医药学上的意义第六章第四节其中人体中主要的缓冲对是：当体内节小结第六章第四节1、缓冲溶液的概念和组成2、缓冲作用原理3、缓冲溶液pH值的计算4、缓冲溶液的选择和配制5、缓冲溶液在医药学上的意义节小结第六章第四节1、缓冲溶液的概念和组成节小结难点：1、缓冲溶液pH值的计算2、缓冲溶液的选择和配制第六章第四节节小结难点：1、缓冲溶液pH值的计算2、缓冲溶液的选择和配制思考题第六章第四节1、影响缓冲溶液pH的因素有哪些？为什么说共轭酸的pKa是主要因素？

答：影响缓冲溶液pH的因素有温度、缓冲对、缓冲容量、浓度、pKa等。其中pKa是主要的，因为缓冲溶液的pH值在pKa+1到pKa-1范围内具有较大的缓冲能力，否则，缓冲溶液的缓冲能力太小，起不到缓冲作用。

思考题第六章第四节1、影响缓冲溶液pH的因素有哪思考题第六章第四节2、某缓冲溶液的共轭碱的

Kb＝l.0×10-6，从理论上推算该缓冲溶液的缓冲范围是A.6～8B.7～9C.5～7D.5～6E.5～14√思考题第六章第四节2、某缓冲溶液的共轭碱的Kb＝l.0×思考题第六章第四节章页3、向0.030mol·L-1HAc(pKa＝4.76)溶液中加人NaAc晶体，使NaAc的浓度为0.100mol·L-1，则溶液的pH接近于A.5.72B.5.28C.4.75D.4.23E.6.82√思考题第六章第四节章页3、向0.030mol·L-第五节酸碱滴定法第五节酸碱滴定法酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的滴定分析法。第六章第五节酸碱滴定法是以质子转移反应为基础的滴定分析法。第六章一、

酸碱指示剂（一）酸碱指示剂的作用原理酸碱指示剂一般是一种有机弱酸或有机弱碱。它的酸式及其对应的共轭碱式具有不同的颜色。当溶液的pH值改变时，酸式或碱式组分的分布分数发生变化，因而体现出颜色的变化。pKa=3.4橙红色黄色例如，溶液中甲基橙的酸式色与碱式色的平衡：第六章第五节一、酸碱指示剂（一）酸碱指示剂的作用原理pKa=3.4橙红（二）指示剂的变色范围及影响因素pH↗，HIn失去H+→In-↘，In-得到H+→HIn碱色酸色达到平衡时，平衡常数：1、指示剂的理论变色点碱色酸色HIn()H++In-()第六章第五节（二）指示剂的变色范围及影响因素pH↗，HIn失去H+→In如用HIn表示指示剂如果看到的是In-的颜色如果看到的是HIn的颜色有如果两者浓度相等，此时即指示剂的理论变色点。1、指示剂的理论变色点第六章第五节如用HIn表示指示剂如果看到的是In-的颜色如果看到的是HI所以，pH=pKa±1，是指示剂变色的pH范围。实际观察时，变色范围与理论计算范围有一定的差距。如甲基橙pKa=3.4，变色范围约为3.1—4.4。因为显现的是In-的颜色显现的是HIn的颜色1ppH

,a+³K即10][H[HIn]][Ina³=+-K1ppH

,1.0[HIn]][In

a-££-K即1、指示剂的理论变色点第六章第五节所以，pH=pKa±1，是指示剂变色的pH范围。实际指示剂的用量、温度、离子强度等因素对变色范围都有一定的影响。有时需要将滴定终点限制在很窄的pH范围内，这时可采用混合指示剂。1、指示剂的理论变色点第六章第五节指示剂的用量、温度、离子强度等因素对变色范围都有甲基橙（MO）甲基红（

MR）酚酞（PP）4.46.28.09.63.4pT5.2pT常用单一酸碱指示剂9.1pT3.14.41、指示剂的理论变色点第六章第五节甲基橙（MO）4.46.28.09.62.影响酸碱指示剂变色范围的因素(1)温度:温度影响pKa，影响变色间隔，

一般应室温滴定。(2)溶剂：溶剂不同，HIn的pKa不同，而pKa与变色范围密切相关。在水里，pKw=14;在乙醇里，pKs=19.1。酚红在水pKa=8,在醇pKa=13.55。(3)指示剂用量:宜少不宜多,看清颜色即可。(4)滴定程序：由于肉眼对不同颜色的敏感度不同，滴定时应根据滴定程序选择指示剂。第六章第五节2.影响酸碱指示剂变色范围的因素(1)温度:温度影响pK（三）混合指示剂在酸碱滴定中，(有时如弱酸、碱滴定）需将滴定终点限制在很窄的范围内，需要采用变色范围窄，色调变化鲜明指示剂—混合指示剂。第六章第五节（三）混合指示剂在酸碱滴定中，(有时如弱酸、碱滴定）需1.pH指示剂＋惰性染料：惰性染料的颜色不随pH变。利用颜色的互补作用来提高变色的敏锐度。如甲基橙和靛蓝。pH

1

2

3

4

5

6

7红黄橙3.14.4蓝蓝蓝3.14.4紫绿灰3.14.4甲基橙靛蓝甲基橙+靛蓝（三）混合指示剂第六章第五节1.pH指示剂＋惰性染料：惰性染料的颜色不随

2.同时使用两种指示剂，利用彼此颜色之间的互补作用，使变色更加敏锐。如溴甲酚绿和甲基红。变色更加敏锐，范围更窄（三）混合指示剂第六章第五节2.同时使用两种指示剂，利用彼此颜色之间的互补作用滴定过程中，溶液的pH随着滴定剂的加入不断变化，如何选择适当的指示剂判断终点，并使终点充分接近化学计量点，对取得准确的定量分析结果是十分重要的。酸碱滴定误差一般控制在0.1%以内。下面讨论几种不同的滴定体系，以了解滴定过程pH的变化规律。二、

酸碱滴定类型及指示剂的选择第六章第五节滴定过程中，溶液的pH随着滴定剂的加入不断变化，如何（一）强酸(强碱)的滴定

NaOH0.1000mol.L-1

HCl0.1000mol.L-120.00ml1、滴定过程pH值以0.1000mol/L的NaOH滴定20.00mL浓度为0.1000mol/L的HCl溶液。计算滴定过程中pH的变化。第六章第五节（一）强酸(强碱)的滴定NaOHHCl1、滴定过程p(1)滴定前：VNaOH=0，溶液的酸度取决于HCl的浓度。［H+］=0.1000，pH=1.00(2)滴定开始至化学计量点之前，VHCl>VNaOH，溶液的酸度为：1、滴定过程pH值第六章第五节(1)滴定前：VNaOH=0，溶液的酸度取决于HCl的浓度。(3)化学计量点时：VHCl=VNaOH，溶液为中性。pH=7.00(4)化学计量点之后，加入NaOH已过量，溶液的酸度取决于过量的NaOH浓度。用上述方法可逐一计算滴定过程中溶液的pH值。以加入NaOH的体积为横坐标，pH值为纵坐标，就得到滴定曲线。1、滴定过程pH值第六章第五节(3)化学计量点时：VHCl=VNaOH，溶液为中性0.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.1000mol·L-1HClNaOHmLT%剩余HClmL过量NaOHpH[H+]计算0.00020.01.00滴定前:[H+]=c(HCl)18.0090.02.002.28sp前:[H+]=19.8099.00.203.0019.9899.90.024.30

sp:[H+]=[OH-]=10-7.0020.00100.00.000.007.0020.02100.10.029.7020.20101.00.2010.70sp后:[OH-]=22.00110.02.0011.6840.00200.020.0012.52突跃1、滴定过程pH值第六章第五节0.1000mol·L-1NaOH滴定20.00mL0.2、滴定曲线0.1000mol/L的NaOH滴定20.00mL0.1000mol/L的HCl溶液。第六章第五节2、滴定曲线0.1000mol/L的NaOH滴定20.00m根据计算结果绘制曲线19.984.3020.007.002.7020.029.701.002.70-0.1%0.00+0.1%5.40pHVNaOH(ml)2、滴定曲线第六章第五节根据计算结果绘制曲线19.984.3020.007.002.3、滴定突跃化学计量点前后，滴定不足0.1%至滴定过量0.1%(即滴定至99.9%到100.1%的范围内)，溶液pH值的变化，称为滴定突跃；pH值的变化的范围，称为滴定突跃范围。滴定突跃的pH范围是选择判断终点的依据。滴定突跃10203040V/ml50100150200%24681012酚酞甲基红甲基橙化学计量点NaOH加入量pH第六章第五节3、滴定突跃化学计量点前后，滴定不足0.1%至滴定过量0.14、滴定终点的判断(指示剂的选择)选择指示剂的依据：指示剂变色范围应全部或部分处于滴定突跃范围内。且其变色点越接近计量点越好。甲基橙：3.1-4.4橙-黄甲基红：4.4-6.2红-黄酚酞：8.0-9.6无-红滴定突跃10203040V/ml50100150200%24681012酚酞甲基红甲基橙化学计量点NaOH加入量pH第六章第五节4、滴定终点的判断(指示剂的选择)选择指示剂的依据：指示剂变若以0.1000mol/L的HCl滴定0.1000mol/L的NaOH，情况如何？滴定突跃10203040V/ml50100150200%24681012酚酞甲基红甲基橙化学计量点NaOH加入量pH

其滴定曲线与相同条件的强碱滴定强酸的曲线严格对称。思考题第六章第五节若以0.1000mol/L的HCl滴定0.1000mol/5、浓度对滴定突跃的影响012pH1210864210.79.78.77.05.34.33.30.01mol·L-1

0.1mol·L-11mol·L-1浓度增大10倍，突跃增加2个pH单位。5.3~8.74.3~9.73.3~10.7滴定突跃的大小溶液的浓度有关，右图表示了不同浓度时的滴定曲线。酸碱浓度越大，滴定时pH值突跃范围也越大。第六章第五节5、浓度对滴定突跃的影响05、浓度对滴定突跃的影响浓度太小（小于10-4mol/L）无明显的滴定突跃，指示剂无法选择。浓度太大，在计量点附近少加或多加半滴酸（或碱）产生的误差较大。实际工作中，常用0.1-0.5mol/L酸碱液。第六章第五节5、浓度对滴定突跃的影响浓度太小（小于10-4mol/L）（二）一元弱酸（弱碱）的滴定1、滴定过程pH计算以0.1000mol/L的NaOH滴定20.00mL0.1000mol/L的HAc溶液。计算滴定过程中pH的变化。（1）滴定前：Vb=0，溶液的酸度取决于HAc。第六章第五节（二）一元弱酸（弱碱）的滴定1、滴定过程pH计算注意：接近sp时，用近似公式计算。(2)滴定开始至化学计量点之前，溶液中存在醋酸与醋酸钠组成的缓冲溶液体系。溶液的pH由下式计算。1、滴定过程pH计算第六章第五节注意：接近sp时，用近似公式计算。(2)滴定开始至化学(3)化学计量点时：溶液中形成NaAc，此时按弱碱溶液pH计算方法求解。1、滴定过程pH计算第六章第五节(3)化学计量点时：1、滴定过程pH计算第六章(4)化学计量点之后，溶液中由过量的NaOH与Ac-组成，溶液的pH取决于NaOH的浓度。按以上方法计算滴定过程pH的变化，绘制滴定曲线。1、滴定过程pH计算第六章第五节(4)化学计量点之后，溶液中由过量的NaOHNaOHmLT%组成pH[H+]计算式00HA2.8810.0050.0HA+A-4.7618.0090.0HA+A-5.7119.8099.0HA+A-6.6719.9699.8HA+A-7.4619.9899.9HA+A-7.7620.00100.0A-8.7320.02100.1A-+OH-9.7020.04100.2A-+OH-10.0020.20101.0A-+OH-10.7022.00110.0A-+OH-11.68-0.1%:pH=pKa+3[H+]=Ka

[HA][A-]sp前滴定前[H+]＝Kacasp后[OH-]=cNaOH(过量)sp[OH-]=Kbcb0.1000mol/LNaOH滴定0.1000mol/LHA(pKa=4.76)1、滴定过程pH计算第六章第五节NaOHT%