2 化學平衡2 酸堿平衡

酸堿平衡和容量分析酸堿平衡和容量分析 酸堿質子理論酸堿質子理論 酸：酸：凡是能釋放出質子（凡是能釋放出質子（H+）的任何含）的任何含氫原子的分子或離子的物種。氫原子的分子或離子的物種。 （質子的給予體）（質子的給予體） 堿：堿：凡是能與質子（凡是能與質子（H+）結合的分子或）結合的分子或離子的物種。離子的物種。 （質子的接受體）（質子的接受體）422252252362233334342424 42O)(HFe(OH)H O)Fe(OH)(HO)Fe(OH)(HH O)Fe(H NHCHH NHCH NHH NH POH HPO HPOH POH AcH HAc 酸酸 H+ + 堿堿共軛酸堿共軛酸堿兩性物質兩性物質233H CO HCOH(1)233HCO COH(2)242532HSO , Fe(OH)(H O), HCO , H O,HS等。HCO3兩性物質兩性物質在共軛對（在共軛對（1）中是酸）中是酸在共軛對（在共軛對（2）中是堿）中是堿既能給出質子，又能接受質子的物質。既能給出質子，又能接受質子的物質。質子論的酸堿反應質子論的酸堿反應(1) (1)H酸堿H(2) (2)堿酸(1) (2) (1)(2)酸堿堿酸意義：意義：任何酸堿反應均是質子在兩種酸堿之間任何酸堿反應均是質子在兩種酸堿之間的傳遞。傳遞的方向與酸堿強度有關。的傳遞。傳遞的方向與酸堿強度有關。(1) 酸堿解離反應是質子轉移反應酸堿解離反應是質子轉移反應HF在水中的解離反應：在水中的解離反應：HF(aq) H+ + F(aq)H+ + H2O(l) H3O+(aq)HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F(aq) (2) 水：兩性物質，水：兩性物質，自耦電離平衡自耦電離平衡H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH(aq)H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)(3) 鹽類水解反應鹽類水解反應NaAc水解：水解：Ac+H2O OH + HAcH+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)NH4Cl水解水解: + H2O H3O+ + NH3H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)4NH(4) 非水溶液中的酸堿反應，如非水溶液中的酸堿反應，如NH4Cl的生成：的生成：(1) (2) (2) ) 1 (Cl NH NH HCl43堿酸堿酸H+液氨中的酸堿中和反應：液氨中的酸堿中和反應： NaCl 2NH NaNH ClNH324H+酸和堿的相對強度酸和堿的相對強度105a105.8 101.8 HCN HAc K 酸給出質子能力和堿接受質子能力的強弱。酸給出質子能力和堿接受質子能力的強弱。酸和堿的相對強度酸和堿的相對強度溶劑溶劑區(qū)分效應區(qū)分效應：用同一個溶劑能區(qū)分酸：用同一個溶劑能區(qū)分酸或堿的相對強弱或堿的相對強弱 如如H2O可以區(qū)分可以區(qū)分HAc、HCN酸性的強弱酸性的強弱溶劑溶劑拉平效應拉平效應：溶劑將酸或堿強度拉平：溶劑將酸或堿強度拉平的作用的作用 水對強酸起不到區(qū)分作用，水能夠同水對強酸起不到區(qū)分作用，水能夠同等程度地將等程度地將HClO4、HCl、HNO3等強酸等強酸的質子全部奪取過來的質子全部奪取過來。酸和堿的相對強度酸和堿的相對強度溶劑溶劑：中性溶劑中性溶劑酸性溶劑酸性溶劑堿性溶劑堿性溶劑酸和堿的相對強度酸和堿的相對強度選取比水的堿性弱的堿，如冰醋酸為溶劑選取比水的堿性弱的堿，如冰醋酸為溶劑對水中的強酸可體現(xiàn)出區(qū)分效應。對水中的強酸可體現(xiàn)出區(qū)分效應。424242423234243HClOHAcH AcClO5.8H SOHAcH AcHSO8.2HCl HAcH AcCl8.8HNOHAcH AcNO9.4 HClOH SOHClHNOaaaapKpKpKpK pH 與與 Kw+HHpHlglgH =lgH a wK =H OH 25oC純水中純水中 溫度溫度/oC025100Kw1.10 10-151.0 10-145.50 10-137.00wH OH K10,7pH酸堿平衡計算酸堿平衡計算 醋酸溶液中的同時電離平衡：醋酸溶液中的同時電離平衡： 4 物質物質 HAc、Ac、H+、OH，2 方程方程 需建立另需建立另 2 方程求各物濃度方程求各物濃度HAc HAc-aH Ac KHAc2H O HOHwKH OH 物料平衡物料平衡 某組分的某組分的分析濃度分析濃度（在溶液中總濃度）等于（在溶液中總濃度）等于該組分在各物中濃度之和。該組分在各物中濃度之和。 醋酸的水溶液醋酸的水溶液 HAc + Ac = c電荷平衡電荷平衡 溶液中正、負離子濃度相等，溶液保持電中性溶液中正、負離子濃度相等，溶液保持電中性 醋酸水溶液：醋酸水溶液：H+ = Ac + OH-aH Ac KHAcwKH OH HAc + Ac = cH+ = Ac + OH質子平衡質子平衡 酸堿反應中酸失去質子和堿得到質子的酸堿反應中酸失去質子和堿得到質子的物質的量相等，其數(shù)學式稱物質的量相等，其數(shù)學式稱質子平衡式質子平衡式PBE 選擇溶液中大量存在并參與質子傳遞的選擇溶液中大量存在并參與質子傳遞的物質作為參照物（零水準）。物質作為參照物（零水準）。質子平衡質子平衡 HAc溶液：溶液： 參考水準參考水準 得質子后產(chǎn)物得質子后產(chǎn)物 失質子后產(chǎn)物失質子后產(chǎn)物 H2O H3O+OH- HAc Ac- PBE： H3O+ = OH- + Ac- 或或 H+ = OH- + Ac-酸度對弱酸（堿）各物種分布的影響酸度對弱酸（堿）各物種分布的影響一元弱酸（堿）一元弱酸（堿） cHA= HA + A-HAaHAHAH (HA)HA A H KccaHAaKA A (A )HA A H Kccc一元弱酸（堿）一元弱酸（堿）二元弱酸二元弱酸222222H Aa,1a,1a,2H AH (H A)H K H K K()ccc2a,122H Aa,1a,1a,2K H HA (HA )H K H K K()cccc222a,1a,2222H Aa,1a,1a,2K K()A (A)H K H K K()ccccH H+ +濃度的計算濃度的計算 列出質子平衡式列出質子平衡式 代入平衡常數(shù)表達式代入平衡常數(shù)表達式 整理得計算整理得計算H+的精確式的精確式 再經(jīng)簡化省略可得近似式再經(jīng)簡化省略可得近似式 也可在列出質子平衡式時先進行簡化直也可在列出質子平衡式時先進行簡化直接得近似式接得近似式 也可根據(jù)物料平衡和電離平衡式計算。也可根據(jù)物料平衡和電離平衡式計算。強酸強酸HA（堿）溶液（堿）溶液（Ka 10）wAKA =,OH H cwAKH H c63+AA10 mol dm ,H cc83Aw10 mol dm ,H Kc-H OH +A -2AwH H K0c強酸（堿）溶液強酸（堿）溶液 例例: 計算下列溶液的計算下列溶液的pH值：值：（1）0.025 mol dm-3 HCl（2）7.0 10-4 mol dm-3 NaOH 解：解： （1）H+ = 0.025 mol dm-3 ，pH = 1.60 （2）OH- = 7.0 10-4 mol dm-3 pOH = 3.15，pH = 10.85計算計算1.0 10-7mol dm-3 NaOH溶液溶液pH值值8363B2714772147310 mol dm 10 Kw 弱酸弱酸 0.05，溶液中，溶液中H+ 10KW， 且且 4Aa110100K1.75c5aA33H K(1.75 10 )(0.1)1.32 10 mol dm pH2.88c計算計算0.10 mol dm-3一氯乙酸溶液的一氯乙酸溶液的pH值值Ka(C2H3O2Cl) = 1.36 10-3 解解: KacA = 1.36 10-4 20KW， 但但 H+2 + (1.36 10-3)H+ 1.36 10-4 = 0H+ = 1.1 10-2 pH = 1.96A3a0.173.5100K1.36 10c強酸和一元弱酸混合溶液強酸和一元弱酸混合溶液弱酸（弱酸（HA + HB）混合溶液）混合溶液 PEB：H+ = A- + B- + OH- 溶液酸性，溶液酸性， H+= A- + B- 若電離度若電離度 很小，很小， a,HAa,HBKHAKHBH H H HAHBHA; HBccaHAaHB,HA,HBH KKcc多元酸多元酸H2A（堿）溶液（堿）溶液兩性物質兩性物質NaHA溶液溶液 PEB：H+ + H2A = A2- + OH- 計算兩性物質溶液計算兩性物質溶液H+ 的精確式的精確式a,2wa,1K HA KH HA H KH H a,1a,2wa,1K(K HA K )H KHA 兩性物質溶液兩性物質溶液 HA-的酸式和堿式離解傾向很小：的酸式和堿式離解傾向很?。?若若 若若HA ca,1a,2wa,1K(KK )H Kcca,2wK10Kc a,1a,2a,1K KH Kcca,120Kc a,1a,2H K K計算計算 0.05mol dm-3 NaHCO3溶液的溶液的pH.解：解：H2CO3的的 Ka,1=4.4 10-7, Ka,2=4.4 10-11. c(NaHCO3) = 0.05mol dm-3 .Ka,2 10Kw, c 20Ka,1pH=8.34a,1a,271193H K K(4.4 10 )(4.7 10)4.5 10 mol dm弱酸及其共軛堿（弱酸及其共軛堿（HA +A-）溶液）溶液 HA和和NaA的濃度分別為的濃度分別為cA和和cB， 物料平衡：物料平衡：Na+ = cB，HA + A- = cA + cB 電荷平衡：電荷平衡： Na+ + H+ = A- + OH-， 即：即：A- = cB + H+ - OH- 解得：解得： HA = cA - H+ + OH- 故，故，AaBHAH OH H KKA H OH acc弱酸及其共軛堿（弱酸及其共軛堿（HA +A-）溶液）溶液 若溶液為酸性，可忽略若溶液為酸性，可忽略OH- 當當 時，時，AaBH H KH ccAaBH KccAaBpHpKlgccABH , H cc緩沖溶液緩沖溶液 一種對溶液的酸度具有穩(wěn)定作用的溶液。一種對溶液的酸度具有穩(wěn)定作用的溶液。向緩沖溶液加入少量強酸或強堿，或稍加稀向緩沖溶液加入少量強酸或強堿，或稍加稀釋時，溶液的釋時，溶液的pH值變化不大。這種對值變化不大。這種對pH值值的穩(wěn)定作用稱的穩(wěn)定作用稱緩沖作用緩沖作用 一般由弱酸及其共軛堿組成，如一般由弱酸及其共軛堿組成，如 HAc NaAc，NH4Cl NH3等（緩沖對）等（緩沖對） （1） 1dm3純水純水 （2）1dm3濃度各為濃度各為0.1moldm-3的的HAc NaAc 加入加入0.01mol NaOH 或或 HCl，pH如何變化？如何變化？ 解解：（：（1） pH=7 加加 0.01mol NaOH，OH- = 10-2 H+ = 10-12， pH = 12 加加 0.01mol HCl，H+ = 10-2，pH = 2 pH = 5，純水不具有緩沖能力，純水不具有緩沖能力 （2） pH = 4.76 加加0.01mol NaOH:5AaB530.10H K1.75 100.101.75 10ccmol dmA0.1 0.0100.0901cB0.1 0.0100.1101c53ABH K1.43 104.8840.124acmol dmcpHpH （2） pH = 4.76 加加0.01mol HCl: pH 0.1，HAc NaAc溶液具有緩沖能力溶液具有緩沖能力AB0.110 0.090cc53AaBH K2.14 10 mol dm pH4.670 pH=0.09cc緩沖溶液容量緩沖溶液容量緩沖能力有一定限度，用緩沖容量緩沖能力有一定限度，用緩沖容量來量度，來量度，定義定義 ：使：使 1dm3 溶液的溶液的 pH 變化變化 dpH 需強堿需強堿 (酸酸)的物質的量的物質的量 bdbda= -dpHdpH緩沖溶液容量緩沖溶液容量 如如 HAA- 緩沖系統(tǒng)，緩沖系統(tǒng)，c = HA + A-，加入，加入強堿強堿 b moldm-3 參考物參考物 得得H后產(chǎn)物后產(chǎn)物 失失H后產(chǎn)物后產(chǎn)物 H2O H3O OH HA A 強堿強堿 b PEB： b + H3O+ = OH- + A-緩沖溶液容量緩沖溶液容量waaKKbH H H Kc wa22aKKdb1dHH(HK)c lnH 1dH dpHd(lgH )d()2.32.3 H a2adbdbdH db2.3H dpHdH dpHdH K H 2.3H OH (H K )c HA不太強也不太弱時可略去不太強也不太弱時可略去H+和和OH- 當當H+ = Ka時，時，HA = A-，即弱酸與其共，即弱酸與其共軛堿濃度之比為軛堿濃度之比為 1：1 時緩沖容量最大。時緩沖容量最大。 a2aH K2.3(H K )cmax0.58c例題 由弱酸由弱酸 HA 及其鹽配制的緩沖溶液，其及其鹽配制的緩沖溶液，其中中 HA 的濃度為的濃度為 0.25mol/L。于此。于此 100ml緩沖溶液中加入緩沖溶液中加入 200mg NaOH，溶液的，溶液的pH 為為 5.60。問原來所配制的緩沖溶液的。問原來所配制的緩沖溶液的pH？（設？（設 pKa = 5.30） 答：答：5.45常用緩沖溶液常用緩沖溶液 緩沖溶液（表緩沖溶液（表11.3） 選擇合適緩沖溶液的一般原則：選擇合適緩沖溶液的一般原則： （1）對實驗過程，如分析過程無干擾。）對實驗過程，如分析過程無干擾。 （2）所需控的）所需控的pH值在緩沖范圍內(nèi)，緩沖劑的值在緩沖范圍內(nèi)，緩沖劑的pKa應盡可能與所需應盡可能與所需pH值一致。值一致。 （3）有足夠的緩沖容量，一般緩沖對的總濃）有足夠的緩沖容量，一般緩沖對的總濃度大致在度大致在0.01mol dm-3 0.1mol dm-3。標準緩沖溶液（標準緩沖溶液（2525） 飽和酒石酸氨鉀（飽和酒石酸氨鉀（0.034 mol L-1 ） pH=3.557 0.05mol L-1鄰苯二甲酸氫鉀鄰苯二甲酸氫鉀 4.008 0.025mol L-1 KH2PO40.025 mol L-1 Na2HPO4 6.865 0.01 mol L-1 硼砂硼砂9.180 飽和氫氧化鈣飽和氫氧化鈣 12.454酸堿指示劑酸堿指示劑天然或合成染料，本身為有機弱酸（堿）。天然或合成染料，本身為有機弱酸（堿）。當溶液當溶液pH變化時引起指示劑結構變化，出現(xiàn)變化時引起指示劑結構變化，出現(xiàn)不同顏色，故可用這種顏色的變化指示溶液不同顏色，故可用這種顏色的變化指示溶液酸度。酸度。酸堿指示劑酸堿指示劑 酚酞：三苯甲烷類染料酚酞：三苯甲烷類染料pH 9.6時為粉紅色時為粉紅色變色范圍：變色范圍：pH 8.0 9.6甲基橙（甲基橙（methyl orang）pKa=3.4NNSO3-NH3CCH3NHNSO3-N+H3CCH3+H+黃色（偶氮式）紅色（醌式）HIn HInHInIn pHpKlgHIn 溶液顏色與溶液顏色與 In- / HIn 有關有關 In- / HIn 10，純堿色，純堿色理論變色點：理論變色點： pH = pKHIn， In- = HIn理論變色范圍：理論變色范圍：pH = pKHIn 1， pH = 2 實驗觀測到的變色范圍并非實驗觀測到的變色范圍并非pKHIn 1，原，原因是人眼對各種顏色的敏感程度不同。因是人眼對各種顏色的敏感程度不同。如酚酞如酚酞 pK = 9.1，理論變色范圍理論變色范圍pH = 8.1 10.1。酚酞酚酞由無色變?yōu)榧t色時格外明顯，易于觀察，故在高由無色變?yōu)榧t色時格外明顯，易于觀察，故在高pH范圍范圍變窄，變窄，In-/HIn = 3/1，而在低，而在低pH一方變寬一方變寬In-/HIn = 0.8/1。 指示劑指示劑 表表11.7 常用酸堿指示劑常用酸堿指示劑 表表11.8 常用混合酸堿指示劑常用混合酸堿指示劑容量分析容量分析用標準滴定溶液用標準滴定溶液 T 的體積測量被測物的體積測量被測物 A將已知準確濃度將已知準確濃度 cT 的的 T 逐滴加入含逐滴加入含 A(nA) 容器中，直至恰好完全反應，達到化學計量點。容器中，直至恰好完全反應，達到化學計量點。由由cT、VT 求得求得 nA 、A實際操作常藉助于指示劑確定滴定終點。實際操作常藉助于指示劑確定滴定終點。滴定終點與計量點并不一致，誤差稱為指示滴定終點與計量點并不一致，誤差稱為指示劑誤差或終點誤差。劑誤差或終點誤差。ATPQ A T P Q 準確準確:常量分析的相對誤差常量分析的相對誤差 0.2% 簡便簡便:只需簡單的玻璃儀器和試劑只需簡單的玻璃儀器和試劑 快速快速:分析速度比重量法快速得多分析速度比重量法快速得多 廣泛廣泛:分析許多無機和有機物分析許多無機和有機物滴定分析特點滴定分析特點滴定分析類型滴定分析類型滴定方法滴定方法滴定反應類型滴定反應類型滴定劑滴定劑被測物被測物酸堿滴定法酸堿滴定法酸堿反應酸堿反應酸標準溶液酸標準溶液無機或有機堿無機或有機堿堿標準溶液堿標準溶液無機或有機酸無機或有機酸配位滴定法配位滴定法 配位反應配位反應 EDTA 多種金屬離子多種金屬離子 氧化還原滴定法氧化還原滴定法氧化還原反應氧化還原反應氧化劑標準溶液氧化劑標準溶液還原性物質還原性物質還原劑標準溶液還原劑標準溶液氧化性物質氧化性物質沉淀滴定法沉淀滴定法 沉淀反應沉淀反應 AgNO3等等 鹵素等鹵素等 滴定分析對滴定反應的要求滴定分析對滴定反應的要求 反應定量：按一定化學計量關系定量進反應定量：按一定化學計量關系定量進行，反應完全程度行，反應完全程度 99.9% 反應迅速：反應瞬間完成；對慢反應，反應迅速：反應瞬間完成；對慢反應，可采取加熱或催化劑等可采取加熱或催化劑等 終點明確：有適當?shù)暮啽惴椒ㄈ缰甘緞┙K點明確：有適當?shù)暮啽惴椒ㄈ缰甘緞┐_定終點確定終點滴定方式滴定方式 直接滴定法直接滴定法 返滴定法返滴定法 置換滴定法置換滴定法 間接滴定法間接滴定法 原因：標準滴定溶液和基準物質有限原因：標準滴定溶液和基準物質有限 標準滴定溶液：確定了準確濃度、用于滴定分標準滴定溶液：確定了準確濃度、用于滴定分析的溶液。常量分析要求析的溶液。常量分析要求 4 位有效數(shù)字。位有效數(shù)字。 基準物質：基準物質： 組成與化學式完全相符，包括含有結晶水的組成與化學式完全相符，包括含有結晶水的物質，如物質，如H2C2O42H2O、Na2B4O710H20等等 純度高，質量分數(shù)純度高，質量分數(shù) 99.9% 化學性質穩(wěn)定，不與大氣中化學性質穩(wěn)定，不與大氣中O2、CO2、H2O等組分作用。不吸濕，也不風化等組分作用。不吸濕，也不風化 滿足滴定分析對反應的各項要求滿足滴定分析對反應的各項要求 摩爾質量相對較大摩爾質量相對較大滴定分析的計算滴定分析的計算酸酸堿堿滴滴定定法法0.00.20.40.60.81.01.21.41.61.82.002468101214pHtitration fraction 0.1 mol/L NaOH titrating 0.1 mol/L HCl 0.01 mol/L NaOH titrating 0.01 mol/L HCl0.00.20.40.60.81.01.21.41.61.82.002468101214pHtitration fraction 0.1 mol/L NaOH titrating 0.1 mol/L HAc(K=10-4.78) 0.1 mol/L NaOH titrating 0.1 mol/L HA(K=10-7)酸酸堿堿滴滴定定法法酸堿滴定法酸堿滴定法多多元元酸酸的的滴滴定定pH02461081214100200300酚酞甲基橙Na2HPO4NaH2PO4滴定百分數(shù)/%NaOHNaOH滴定滴定H H3 3POPO4 4的滴定曲線的滴定曲線酸堿滴定誤差酸堿滴定誤差 正誤差：正誤差： 負誤差：負誤差：t()E100%()過量的酸 或堿 的物質的量計量點時應加入酸 或堿 的物質的量t()E100%()未被滴定的酸 或堿 的物質的量應被滴定的酸 或堿 的物質的量代數(shù)法計算終點誤差代數(shù)法計算終點誤差1. 強堿（或強酸）滴定強酸（或強堿）強堿（或強酸）滴定強酸（或強堿） NaOH滴定滴定HCl：設終點在計量點后，此時：設終點在計量點后，此時過量的過量的NaOH濃度為濃度為c終終,NaOH 溶液質子條件式：溶液質子條件式：,NaOHOH H c終終終,NaOHt,HCl,HCl,HClVE100%V(OH H )V100%VOH H 100%cccc終終計計終終終計計終終計 若終點在計量點前，此時尚有部分若終點在計量點前，此時尚有部分HCl未被中和，溶液的質子條件式為：未被中和，溶液的質子條件式為：H OH HClc終終終,HClt,HCl,HCl,HClVE100%VH OH 100%OH H 100%cccc 終終終終計計終計終計試計算試計算0.1 mol dm-3 NaOH滴定滴定0.1mol dm-3 HCl至甲基橙變黃（至甲基橙變黃（pH = 4.4）和酚酞變紅（）和酚酞變紅（pH = 9.1）時的終點誤差各是多少？）時的終點誤差各是多少？ 解：在解：在pH = 4.4時時 在在pH = 9.1時時 tOH H E100%,HClc終終計9.64.41010100%0.08%0.05 4.99.1t1010E100%0.02%0.05 2. 強堿（或強酸）滴定弱酸（或弱堿）強堿（或強酸）滴定弱酸（或弱堿） NaOH滴定弱酸滴定弱酸HA：設終點在計量點后：設終點在計量點后 ，此，此時溶液由時溶液由NaA和過量的和過量的NaOH組成，質子平組成，質子平衡式：衡式： 真正過量的真正過量的NaOH濃度濃度:,NaOHOH H HAc終終終終-,NaOHOH H HAc終終終終 終點時溶液堿性，終點時溶液堿性，H+ 可略，簡化上式：可略，簡化上式：t,HAOH H HAE100%c終終終計t,HA,HAOH HAE100%OH (HA) 100%cc終終計終終計 終點在計量點前的情況？終點在計量點前的情況？ 試計算用試計算用0.1mol dm-3NaOH滴定滴定0.1mol dm-3 HAc至至pH = 7.0和和pH = 9.0時的終點誤差。時的終點誤差。 pH = 7.0時時 pH = 9.0時時 ta,HAC771.374.76OH H E100%H K1010100%0.6%101010c 終終計終tE0.02% 酸堿滴定的應用酸堿滴定的應用 混合堿的分析（氯化鋇法、雙指示劑法）混合堿的分析（氯化鋇法、雙指示劑法） 極弱酸的測定極弱酸的測定 磷的測定磷的測定 硅的測定硅的測定 銨鹽的測定（蒸餾法、甲醛法）銨鹽的測定（蒸餾法、甲醛法） 克氏定氮法克氏定氮法 醛、酮的測定醛、酮的測定例題例題將某一元弱酸將某一元弱酸 HA 溶于未知量水溶于未知量水中，并用一未知濃度的強堿去滴定：中，并用一未知濃度的強堿去滴定：當用去當用去 3.05 mL 強堿時，溶液強堿時，溶液 pH 值值為為4.00；用去；用去 12.91 mL 強堿時，溶液強堿時，溶液pH 值為值為 5.00。問該弱酸。問該弱酸 HA 的電離常的電離常數(shù)數(shù) Ka 是多少？是多少？解：解： 設中和完畢應用去設中和完畢應用去 V ml 的強堿的強堿 用去用去3.05 ml 強堿時，強堿時，pH 4.00，溶液中，溶液中 用去用去12.91 ml 強堿時，強堿時，pH 5.00，溶液中，溶液中aA pK (HA)=pHlgHAA 12.91HA12.91VA 3.05HA3.05Va3.05pK =4.00lgV-3.05a12.91pK =5.00lgV-12.91答案：答案： V = 20.15 mL pKa = 4.75 Ka = 1.8 10-5