弱酸碱共轭酸碱对Ka与Kb
(完整word版)酸碱平衡与酸碱滴定
酸碱平衡与酸碱滴定一．单项选择题1．-42PO H 的共扼碱是A 、H 3PO 4B 、-24HPOC 、-34POD 、OH -E 、H 2O2．按质子理论，Na 2HPO 4是A 、中性物质B 、酸性物质C 、碱性物质D 、两性物质E 、以上都不是3．在1mol/L NH 3 • H 2O 溶液中，欲使［OH 一]增大，可采取的方法是A 、加水B 、加NH 4ClC 、加NaOHD 、加0。
1mol/L HClE 、加乙醇 4．共轭酸碱对的K a 和K b 的关系是A 、K a = K bB 、K a K b =1C 、K a /K b =K wD 、K a K b =K wE 、K a /K b =1 5．某弱酸HA 的K a = 1×10-4，则其1mol/L 水溶液的pH 是A 、8。
0B 、2. 0C 、 3。
0D 、4. 0E 、1. 0 6．NH 4+的Ka = 10—9。
26,则0。
1mol/L NH 3 • H 2O 水溶液的pH 是A 、9.26B 、 11. 13C 、4。
47D 、2.87E 、2。
87 7．已知0.lmol/L 一元弱酸HR 溶液的pH= 5.0，则0. 1mol/L NaR 溶液的pH 是A 、 9.0B 、10。
0C 、11. 0D 、12.0E 、8。
0 8．用纯水将下列溶液稀释10倍时，其中pH 变化最小的是A 、0。
1mol/L HCl 溶液B 、0. 1mol/L NH 3 • H 2O 溶液C 、0。
lmol/LHAc 溶液D 、0。
1mol/L HAc 溶液+0。
1mol/L NaAc 溶液E 、0。
1mol/L NaAc 溶液 9．欲配制pH=9的缓冲溶液，应选用的缓冲对是A 、 NH 3 • H 2O(K b = 1×10—5） B 、HAc （K a = 1×10-5） C 、HCOOH(K a = 1×10-4） D 、 HNO 2（K a = 5×10—4） E 、HClO(K a = 3×10-8) 10．下列物质中，不可以作为缓冲溶液的是A 、氨水一氯化铵溶液B 、醋酸一醋酸钠溶液C 、碳酸钠一碳酸氢钠D 、醋酸一氯化钠E 、碳酸—碳酸氢钠11．某酸碱指示剂的K HIn = 1×10-5,则从理论上推算，其pH 变色范围是A 、 4～5B 、 4~6C 、 5～7D 、5～6E 、3～5 12．酸碱滴定达到化学计量点时，溶液呈A 、中性B 、酸性C 、碱性D 、取决于产物的酸碱性E 、以上都不是13．NaOH 标准溶液滴定HAc 至化学计量点时的[H +］浓度计算式是A 、C K aB 、a w K C K C 、CK K wa D 、C K K w a E 、ba a C CK 14．用0. 1mol/L HCl 溶液滴定同浓度的NaOH 溶液，滴定的突跃范围pH 是A 、6。
分析化学计算公式汇总
分析化学主要计算公式总结第二章误差和分析数据处理（1）误差绝对误差δ=x-μ相对误差=δ/μ*100%(2)绝对平均偏差：△=（│△1│+│△2│+……+│△n│）/n （△为平均绝对误差；△1、△2、……△n为各次测量的平均绝对误差）。
（3）标准偏差相对标准偏差（RSD）或称变异系数（CV） RSD=S/X*100% (4)平均值的置信区间：＊真值落在μ±1σ区间的几率即置信度为68.3%＊置信度——可靠程度＊一定置信度下的置信区间——μ±1σ对于有限次数测定真值μ与平均值x之间有如下关系：s：为标准偏差n：为测定次数t：为选定的某一置信度下的几率系数(统计因子) (5)单个样本的t检验目的：比较样本均数所代表的未知总体均数μ和已知总体均数μ0。
计算公式：t统计量：自由度：v=n - 1适用条件：(1) 已知一个总体均数；(2) 可得到一个样本均数及该样本标准误；(3) 样本来自正态或近似正态总体。
例1 难产儿出生体重n=35, =3.42, S =0.40,一般婴儿出生体重μ0=3.30（大规模调查获得），问相同否？解：1.建立假设、确定检验水准αH0：μ = μ0（无效假设，null hypothesis）H1：（备择假设,alternative hypothesis，）双侧检验，检验水准:α=0.052.计算检验统计量，v=n-1=35-1=343.查相应界值表，确定P值，下结论查附表1，t0.05 / 2.34= 2.032,t< t0.05 / 2.34,P >0.05，按α=0.05水准，不拒绝H0，两者的差别无统计学意义(6)F检验法是英国统计学家Fisher提出的，主要通过比较两组数据的方差 S^2，以确定他们的精密度是否有显著性差异。
至于两组数据之间是否存在系统误差，则在进行F检验并确定它们的精密度没有显著性差异之后，再进行t 检验。
样本标准偏差的平方，即(“^2”是表示平方)：S^2=∑(X-X平均)^2/(n-1)两组数据就能得到两个S^2值，S 大^2和S 小^2 F=S 大^2/S 小^2由表中f 大和f 小（f 为自由度n-1),查得F 表， 然后计算的F 值与查表得到的F 表值比较，如果 F < F 表 表明两组数据没有显著差异； F ≥ F 表 表明两组数据存在显著差异(7)可疑问值的取舍： G 检验法 G=Sxx第三章 滴定分析法概论 主要化学公式 （1）物质的量浓度 c B =n B /V B(2)物质的量与质量的关系 n B =m B /M B(3)滴定剂与待测物质相互作用的计算 c A V A =a/tc T V T c T V T =t/a(1000m A /M A )（4）滴定度与滴定剂浓度之间的关系 T T/A =a/tc T M A/1000(5)待测组分质量分数的计算ωA =(T T/A V T )/S*100%=ScTVTMA ta1000/*100%第4章 酸碱滴定法（1）共轭酸碱对Ka 与Kb 间的关系：KaKb=Kw（2）酸碱型体平衡浓度([ ]),分析浓度（c ）和分布系数（δa ）之间的关系(3)一元强酸溶液的pH 的计算 [H +]=24w2K c c ++ 精确式pH=－lg c 近似式 （4）一元弱酸溶液pH 的计算 [H +]=wa ]HA [K K + 精确式（5－11）（关于[H +]的一元三次方程）其中 [HA]=c [H +]/（[H +]+K a ）·若[A －]＞20[OH －]（即cK a ＞20K w ），可以忽略因水解离产生的H +PBE 简化为 [H +]≈[A －]∴ [H +]=a a])H [(]HA [K c K +-= (5－12)·若不但cK a ＞20K w ，而且c /K a ＞400（即c ＞20[A －]或c＞20[H +]），也就是弱酸的解离度[A －]/c ＜0.05，就可以忽略因解离对弱酸浓度的影响，于是[HA]≈c∴ [H +]=acK最简式·若cK a ＞20K w ，c /K a ＜400，由式（5－12）可得[H +]=24a2a a cK K K ++- 近似式（1）·若cK a ＜20K w ，C/K a ＞400（适用于酸极弱、且浓度极小的情况，此时[HA]≈c ），由式（5－11）可得 [H +]=wa K cK +近似式（2）（5）多元酸溶液pH 的计算最简式 ][H A][H 1a 2cK c =∴≈+(6)两性物质（NaHA ）溶液pH 的计算最简式][H 21a a K K =+(7)缓冲溶液pH 值的计算 最简式:[H+]=ca/cb*Ka第五章 络合滴定法 （1）酸效应系数：)(H Y α==][][][][][][][62'Y Y H Y H HY Y Y Y ++++= ==1/Y δ在副反应中分布分数Y δ与)(H Y α互为倒数⑴)(H Y α==621621211456][][][a a a a a a a a a K K K K K K H K K H K H ++++++++==1+4556][][][2a a a a K H K K H K H ++++++6534][aa a K K K H ++6534][a a a K K K H ++6534][a a a K K K H +（2）共存离子效应系数αY （N ）)(N Y α==][][][Y NY Y + 因为[NY]==K NY [N][Y] 故：)(N Y α==1+ K NY [N]（3）EDTA 与H+及N 同时发生副反应的总的副反应系数αY ，Y α==)(H Y α+1)(-N Y α(4)被测金属离子M 的副反应系数αM ：][][][][][][][2')(M ML ML ML M M M n L M ++++==== α= 1+n nL L L ][][][221βββ+++ 若有P 个络合物与金属发生副反应，则：)(N Y α=)(1N Y α+)(2NY α+…+）（n N Y α-（n-1）化学计量点pM ’的计算 pM ’=1/2[p cM(sp)+lgK’MY](7)金属离子指示剂颜色转变点（变色点）pM t 值的计算 pM t =lgK MIn -lg αIn(H) (8)滴定终点误差%1001010',''⨯-==∆-∆MYSP M pM pM t K C E（9）直接准确滴定金属离子的可行性判据：6lg ',≥MYsp M KC第六章 氧化还原滴定法（1）氧化还原电对的电极电位——Nernst 方程式)Red ()Ox (lg0.059)Ox /Red ()Ox /Red (θa a n E E +=（2）以浓度替代活度，且考虑到副反应的影响，则电对在25C 时的条件电位lg059.0/OR RO n E Eαγαγθθ+=（3）氧化还原反应的条件平衡常数K ’(25C 时)059.0)n'E ' (E K' Lg 21︒-︒=（4）氧化还原滴定化学计量点时的电位值φsp212211sp n n 'E n 'E n E +︒+︒=（5）氧化还原滴定突跃范围计算式 φ2‘+0.59*3/n 2(V)—φ1‘+0.59*3/n 1(V) （6）氧化还原指示剂变色的电位范围 φ‘±0.059/n(V)第7章 沉淀滴定法和重量滴定法 主要计算公式（1）沉淀溶解积 pKsp=pAg+pX (2)化学计量点 pAg=pX+1/2pKsp (3)质量分数计算 ω=(CV*M/1000)/m s *100%(4)1:1型的MA 沉淀溶解度的计算 S='Ksp =KspaMaA(4)化学因数（或称换算因数）Fm ’=mF (m 为称量形式的质量，m ’为被测成分的质量) （6）被测成分的质量分数ω ω=mF/me*100%第八章 电位分析法及永停分析法 主要计算公式（1）电池电动势： E 电池=φ（+）-φ（-） （2）直接电位法测定溶液pH pH x =PH s +(E x -E s )/0.059(25C) (3)离子选择电极的电位φφ=K ±2.303RT/F*lg ai = K ’±2.303RT/F*lg ci K ’=K ±2.303RT/nF*lg(f i /a i )Ex-Es=±2.303RT/nF*(lg cx -lg cs ) (6)标准加入法计算待测溶液的离子浓度XSE S X SS X V V V V C C ⋅⋅+=⇒∆10)(nFRTS 303.2)1()2(=-式，且令式（7）直接电位法测量误差的计算式△c/c=nF/RT*△E ≈39n △E第9章 光学分析法概论主要计算公式（1）光的波动性用波长λ，波数σ和频率υ作为表征 λ是在波的传播路线上具有相同振动相位的相邻两点之间的线性距离，常用nm 作为单位。
昆工11无机及分析-第04章 酸碱-带答案
第4 章 酸碱平衡与酸碱滴定（1）一、是非题：1、严格说，中性溶液是指 pH = 7的溶液。
（ × ）2、在纯水中加入一些酸，则溶液中[H +]·[OH -]的乘积增大。
（ × ）3、在水溶液中电离度大的物质，其溶解度亦大。
（ × ）4、等物质的量的酸与等物质的量的碱反应后，其溶液呈中性。
（ × ）5、弱酸溶液越稀，其电离度越大，因而酸度也越大。
（ × ）6、当 [H +] > [OH -] 时，溶液呈酸性。
（ √ ）7、H 3BO 3是一元酸，不是三元酸。
（ √ ）二、选择题：1、H 2PO 4-的共轭碱是 B 。
A 、H 3PO 4B 、HPO 42-C 、PO 43-D 、OH -E 、H +2、根据质子理论，下列物质中何者具有两性 A 、C 、E ？ A 、HCO 3 ֿ B 、CO 3 2ֿ C 、HPO 42-D 、NO 3-E 、HS -3、下列阴离子在水溶液中的碱度何者最强？ BA 、CN -（10HCN 102.6K -θ⨯=）B 、S 2-（15HS 101.7K -θ⨯=-、7S H 103.1K 2-θ⨯=） C 、F ֿ（4HF 105.3K -θ⨯=） D 、CH 3COO ֿ（5HAc 108.1K -θ⨯=） E 、Cl -4、在1mol ·L -1的HAc 溶液中，要使H +浓度增大，可采用 D 、EA 、加水B 、加NaAcC 、加NaOHD 、加稀HClE 、加稀H 2SO 4 5、某弱酸HA 的K a θ= 5101-⨯，则0.1 mol ·L -1 HA 溶液的 pH 是 CA 、1B 、2C 、3D 、3.5E 、5 6、某弱碱的K b θ= 5101-⨯，其0.1 mol ·L -1 的水溶液的 pH 是 BA 、12B 、11C 、6D 、5.5E 、3 7、 指出属于酸碱共轭对的是 A 、B 、DA 、HCO 3-和CO 32-B 、H 2S 和HS -C 、NH 4+ 和NH 2-D 、HCl 和Cl -E 、H 3O + 和 OH -8、某25℃时的水溶液其pH = 4.5，则此溶液中OH- 浓度为E mol·L-1A、10 -4.5B、104.5C、10-11.5D、4.5×10-2.5E、10-9.5三、填空题：1、一元弱酸其共轭酸碱对的K aθ和K bθ的关系是K aθ•K bθ= K Wθ。
酸碱滴定法概述
酸碱滴定法概述
三、 共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
质子传递的结果是较强的碱夺取较强酸给出的质子而转变为 它的共轭酸，较强酸放出质子转变为它的共轭碱。在水溶液中， 酸将质子给予水分子的能力越大，其酸性越强，碱从水分子中夺 取质子的能力越大，其碱性越强。一般用酸、碱在水溶液中的解 离平衡常数Ka、Kb（如不特别强调，均为温度在25 ℃时的数值） 的大小来衡量酸碱的强度。例如：
则酸性强弱顺序是HAc＞H2S，其共轭碱的Kb分别为
酸碱滴定法概述
【例4-1】
已知NH3的Kb=1.8×10-5，求NH3的共轭酸NH4+的Ka为多少？ 解：依题意，NH3的共轭酸NH4+与H2O有如下反应：
二元酸有两个共轭酸碱对，如H2C2O4，其Ka1、Ka2分别为
其Kb1、Kb2分别为
显然，对于二元酸： 三元酸（如H3PO4）有三个共轭酸碱对，它们解离常数的关系为
酸碱滴定法概述
【例4-2】
比较相同浓度的NH3和CO3-2的碱性的强弱，已知H2CO3的Ka2=5.6×10-11， NH3的Kb=1.8×10-5。
解：CO3-2在水溶液中发生如下解离平衡：
则CO2-3的Kb1为
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
分析化学
酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
酸碱滴定法课后练习及参考答案
酸碱滴定法课后练习及参考答案一、选择题1．共轭酸碱对的Ka与Kb的关系是（）（A）KaKb = 1 （B）KaKb =Kw （C）Ka/Kb =Kw （D）Kb /Ka =Kw2．H2PO4－的共轭碱是（）（A）H3PO4 （B）HPO42－（C）PO43－（D）OH－3．NH3的共轭酸是（）（A）NH2－（B）NH2OH2－（C）NH4+ （D）NH4OH4．下列各组酸碱组分中，属于共轭酸碱对的是（）（A）HCN－NaCN （B）H3PO4－Na2HPO4（C）+NH3CH2COOH－NH2CH2COO－（D）H3O+－OH－5．下列各组酸碱组分中，不属于共轭酸碱对的是（）（A）H2CO3－CO32－（B）NH3－NH2－（C）HCl－Cl－（D）HSO4－－SO42－6．下列说法错误的是（）（A）H2O作为酸的共轭碱是OH－（B）H2O作为碱的共轭酸是H3O+（C）因为HAc的酸性强，故HAc的碱性必弱（D）HAc碱性弱，则H2Ac+的酸性强7．按质子理论，Na2HPO4是（）（A）中性物质（B）酸性物质（C）碱性物质（D）两性物质8．浓度为0.1 mol/L HAc(pKa=4.74)溶液的pH是（）（A）4.87 （B）3.87 （C）2.87 （D）1.879．浓度为0.10 mol/LNH4Cl (pKb=4.74)溶液的pH是（）（A）5.13 （B）4.13 （C）3.13 （D）2.1310．pH 1.00的HCl溶液和pH 13.00的NaOH溶液等体积混合后pH是（）（A）14 （B）12 （C）7 （D）611．酸碱滴定中选择指示剂的原则是（）（A）指示剂变色范围与化学计量点完全符合（B）指示剂应在pH 7.00时变色（C）指示剂的变色范围应全部或部分落入滴定pH突跃范围之内（D）指示剂变色范围应全部落在滴定pH突跃范围之内12．将甲基橙指示剂加到无色水溶液中，溶液呈黄色，该溶液的酸碱性为（）（A）中性（B）碱性（C）酸性（D）不定13．将酚酞指示剂加到无色水溶液中，溶液呈无色，该溶液的酸碱性为（）（A）中性（B）碱性（C）酸性（D）不定14．浓度为0.1 mol/L的下列酸，能用NaOH直接滴定的是（）（A）HCOOH(pKa=3.45) （B）H3BO3(pKa=9.22)（C）NH4NO2(pKb=4.74) （D）H2O2(pKa=12)15．测定(NH4)2SO4中的氮时，不能用NaOH直接滴定，这是因为（）（A）NH3的Kb太小（B）(NH4)2SO4不是酸（C）NH4+的Ka太小（D）(NH4)2SO4中含游离H2SO416．标定盐酸溶液常用的基准物质是（）（A）无水Na2CO3 （B）草酸（H2C2O4·2H2O）（C）CaCO3 （D）邻苯二甲酸氢钾17．标定NaOH溶液常用的基准物质是（）（A）无水Na2CO3 （B）邻苯二甲酸氢钾（C）硼砂（D）CaCO318．已知邻苯二甲酸氢钾的摩尔质量为204.2 g/mol，用它来标定0.1 mol/L 的NaOH溶液，宜称取邻苯二甲酸氢钾（）（A）0.25g左右（B）1 g左右（C）0.1 g左右（D）0.45 g左右19．作为基准物质的无水碳酸钠吸水后，标定HCL，则所标定的HCL浓度将（）（A）偏高（B）偏低（C）产生随机误差（D）没有影响20．若将H2C2O4·2H2O基准物质长期保存于保干器中，用以标定NaOH溶液的浓度时，结果将（）（A）偏高（B）偏低（C）产生随机误差（D）没有影响21．用NaOH溶液分别滴定体积相等的H2SO4和HAc溶液,消耗的体积相等,说明H2SO4和HAc两溶液中( )（A）氢离子浓度相等（B）H2SO4和HAc的浓度相等（C）H2SO4的浓度为HAc的1/2（D）两个滴定的PH突跃范围相同22．含NaOH和Na2CO3混合碱液，用HCl滴至酚酞变色，消耗V1 mL，继续以甲基橙为指示剂滴定，又消耗V2 mL，其组成为（）（A）V1=V2 （B）V1>V2 （C）V1<V2 （D）V1=2V223．某混合碱液，先用HCl滴至酚酞变色,消耗V1mL,继以甲基橙为指示剂,又消耗V2mL，已知V1<V2，其组成为（）（A）NaOH-Na2CO3 （B）Ｎa2CO3（C）NaHCO3 （D）NaHCO3-Na2CO324．关于缓冲溶液，下列说法错误的是（）（A）够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释，其自身pH值不发生显著变化的溶液称缓冲溶液。
酸碱理论概述
同样，碱在水溶液中接受质子，也必须有溶剂水分
子参加。如：氨的离解：
半反应1 NH3 ＋ H+ = NH4+
+） 半反应2 H2O = H+ ＋ OH-
NH3 ＋ H2O = OH- ＋ NH4+
碱1
酸2
碱2 酸1
传统称之为“盐的水解”的反应，也是酸碱反应。 如：NH4Cl、NaAc的水解反应：
NH4+ ＋ H2O === H3O+ ＋ NH3 Ac- ＋ H2O === OH- ＋ HAc
盐：酸碱反应的产物
如：H2SO4→2H++SO42-， HNO3→H++NO3所以硫酸与硝酸都是酸； 又如： NaOH→Na++OH-，Ca(OH)2 →Ca2++2OH所以氢氧化钠和氢氧化钙都是碱。
3
意义：首次对酸碱赋予了科学的定义
局限性： ⑴、只适用于水溶液不适用于非水溶液 ⑵、不能解释有的物质（ NH3)不含OH－，却
(1)在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中,离子的
总浓度很低，离子间力很小，接近于1，可认为a = c。
(2)在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高，
离子间力较大，就小于1，因此活度就小于浓度。
在这种情况下，严格地讲，各种平衡常数的计算就 不能用离子的浓度，而应用活度 。
(3)中性分子活度系数近似等于1。
H2O HOH
在水溶液中，酸：凡是能够产生H+的为酸， HCl 碱：凡是能够产生OH-的为碱。NaOH
5
又如：液态氨，NH3为溶剂，氨自身电离为： 2NH3 → NH4+ + NH2-
在液氨中，凡能离解出NH4+的物质为酸。 NH4Cl 凡能离解出NH2-的物质为碱。 NaNH2 酸碱反应为:NH4++NH2-→2NH3。
共轭酸碱对
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A
B + H+
酸
碱 质子
共轭酸碱对
酸给出质子（H+）形成共轭碱，或碱接受质子 形成共轭酸的反应就叫做酸碱半反应。
如： HCl = H+ + Cl-
H2SO4 = H+ + HSO4-
NH4+
H+ + NH3
酸
质子 碱
共轭酸碱对
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三、溶剂的质子自递反应和溶剂的种类
H2O + H2O
H3O+ + OH-
仅在溶剂分子之间发生的质子传递作用，
就叫做溶剂的质子自递反应。反应的平衡常数
叫做溶剂的质子自递常数（用KS表示）或称溶 剂的离子积。
[H+][OH-] = KW = 1.0×10-14
(25℃)
pKW=14.00
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③两性溶剂：既能给出质子又能接受质子的溶剂。 ④惰性溶剂：既不给出质子，又不接受质子的溶剂。
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四、酸碱的强度与溶剂的关系
㈠ 酸碱的强弱与酸碱的性质及溶剂的性质有关
㈡ 共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
1. 一元共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
如：HAc + H2O
6.掌握酸碱滴定分析有关计算。
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§5Y.1AN酸GT碱ZE质NO子RM理AL论UNIVERSITY
§5.2 水溶液中弱酸(碱)各型体的分布
第5章
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
中国农业大学酸碱平衡和酸碱滴定法考研辅导2008-3
只能在 pH pK (HIn) 1 范围内才能观察出指示剂颜色随 pH 变化而改变，此 范围称为指示剂的理论变色范围。
(2)一元强酸、强碱的滴定突跃范围大小只决定于强酸或强碱的浓度，浓度越大，
突跃范围越大。
(3)一元弱酸（碱）被滴定的完全程度小于一元强酸（碱）的滴定，突跃范围的
影响因素有浓度 c、 Ka(Kb ) ① 浓度一定时， Ka(Kb) 越大，突跃范围越大； ② 当 Ka (Kb ) 一定时，浓度越大，突跃范围越大。 (4)选择指示剂的原则是要求酸碱指示剂的变色范围全部或部分落在滴定突跃范
围之内，要求指示剂的 pK (HIn) 与化学计量点 pH 越接近越好。
5． 掌握一元酸(碱)能否被准确滴定的条件，多元酸(碱)能否被分步准确滴定 的条件。
(1)一元弱酸(弱碱)被准确滴定的条件是
c c
K
a
108或
c c
Kb
108
(2)多元弱酸(弱碱)被准确滴定的条件
①多元弱酸的滴定
解：
K
a1
>>
K
a2
c / c = 0.040/4.2
K
a1
10-7
＞500
c(H+)=
K
a1
c / c
·c =
4.2 107 0.040 ×1.0 mol·L-1
=1.3 10-4 mol·L-1
c(HCO
3
)=1.3
10-4
mo l·L-1
c(CO
CV1 CV2
Na 2CO3
CV1 M Na 2CO3 m
NaHCO 3
(CV2
《分析化学》第4章》酸碱滴定复习题及答案
一、判断题1、(酸碱的概念)水是一种酸碱两性溶剂。
(√)2、(酸碱强弱的判断) 甲酸的pKa=3.74，乙酸的pKa=4.74，所以乙酸的酸强度比甲酸高。
(×)3、(酸碱强弱的判断) 硼酸的pKa=9.24，氢氟酸的pKa=3.20，所以硼酸的酸强度比氢氟酸高。
(×)4、(共轭酸碱的强弱关系) 某酸的酸强度越弱，则其共轭碱的碱强度越强。
(√)5、(指示剂的加入量) 滴定分析中多加指示剂可使滴定终点变色更明显，故应多加指示剂。
(×)6、(混合指示剂) 混合指示剂的变色范围常比单一指示剂变色范围窄，故用正确的混合指示剂可使终点误差变小。
(√)7、酸碱滴定突跃是指滴定体系在计量点附近误差允许范围内的pH值急骤变化。
(√)8、强酸滴定弱碱的计量点的pH值大于7。
(×)9、可依据滴定曲线获得滴定突跃范围，进而选择合适的指示剂。
(√)10、一般不可以利用盐酸标准溶液滴定醋酸钠而获得醋酸钠的浓度，因为醋酸根的碱性不够强。
(√)11、用NaOH滴定HCl，用酚酞作指示剂优于甲基橙。
(√)12、HCl滴定NaOH时，用酚酞作指示剂优于甲基橙。
(×)13、用NaOH滴定酸时，都可选酚酞作指示剂。
(×)14、NH3质子条件式为[H+]+[NH4+] = [OH-]。
(√)15、NaHCO3质子条件式为[H+]+[H2CO3] = [CO32-]+[OH-]。
(√)16、Na2CO3质子条件式为[HCO3-]+[H+]+[H2CO3] = [OH-]。
(×)17、NH4HCO3质子条件式为[H+]+[H2CO3] = [NH3]+[CO32-]+[OH-]。
(√)18、酸碱滴定中指示剂的变色范围最好完全处于滴定的pH突跃范围内。
(√)19、苯胺的pK b=9.34，其碱性太弱，不能用酸碱滴定法直接测定。
(√)20、醋酸钠NaOAc呈碱性，可用强酸直接滴定法测定其含量。
共轭酸碱对
一、酸碱概念酸碱离子理论是阿累尼乌其斯（Arrhenius）根据他的电离学说提出来的。
他认为在水中能电离出氢离子并且不产生其它阳离子的物质叫酸。
在水中能电离出氢氧根离子并且不产生其它阴离子的物质叫碱。
酸碱中和反应的实质是氢离子和氢氧根离子结合成水。
这个理论取得了很大成功，但它的局限性也早就暴露出来。
倒台，气态氨与氯脂氢反应迅速生成氯化铵，这个酸碱中和反应并墙角水的生成；又如氨的水溶液显碱性，曾错误地认为NH3和H2O形成弱电解质NH4OH分子，然后离解出OH-+等。
由于阿累尼乌斯的酸碱离子理论不能解一些非水溶液中进行地酸碱反应等问题，1923年布朗特（Bron sted）提出了酸碱质子理论，把酸碱概念加以推广。
酸碱质子理论认为凡是能给出质子的物质都是酸，凡是能与质子结合的物质都是碱。
即酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。
这样，一个酸给出质子后余下的部分自然就是碱，因为它本身就是与质子结合的。
它们的关系如下：这种关系叫做酸碱的共轭关系，式中略去了HB和B可能出现的电荷。
右边的碱是左边酸的共轭碱，左边的酸是右边碱的共轭酸，两者组成一个共轭酸碱对，它们只直差一个质子。
例如，从以上例子可以看出，酸和碱可以是分子，也可以是阳离子和阴离子。
还可以看出，像HPO2-4这样的物质，既表现酸，也表现为碱，所以它是两性物质。
同理，H2O，HCO-3等也是两性物质。
二、共轭酸碱的强弱共轭酸碱对的离解常数Ka和Kb之间有确定的关系。
以HOAc为例推导如下：由于溶剂水的浓度不常数，所以它不出现在平衡常数式中。
用KW表示[H3O+][OH-]，KW称为水的离子积。
这说明在一定温度下，水中的[H3O+]与[OH-]的乘积为一常数。
所以Ka·Kb=KW （2-7）24℃时KW值为1.0×10-14.这个关系说明,只知道了酸的离解常数Ka,就可以计算出它的共轭碱的Kb，反之亦然。
Ka和Kb是成反比的，而Ka和Kb正是反映酸和碱的强度，所以，在共轭酸碱对中，酸的强度愈大，其共轭碱的强度愈小；碱的强度愈大，其共轭酸的强度愈小。
第六章 酸碱滴定法答案
第六章酸碱滴定法练习题参考答案1．凡是能（给出）质子的物质是酸；凡是能（接受）质子的物质是碱。
2．各类酸碱反应共同的实质是（两对共轭酸碱对之间的质子转移反应）。
3．H2PO4－的共轭碱是（B）（A）H3PO4（B）HPO42－（C）PO43－（D）OH－4．NH3的共轭酸是（C）（A）NH2－（B）NH2OH2－（C）NH4+（D）NH4OH5．按质子理论，Na2HPO4是（D）（A）中性物质（B）酸性物质（C）碱性物质（D）两性物质6. 下列物质中属于两性物质的是 ( C )(A) H2CO3 (B) 氨基乙酸盐 (C) 氨基乙酸(D) 氨基乙酸钠7．根据酸碱质子理论，物质给出质子的能力越强，酸性就越（强），其共轭碱的碱性就越（弱）。
8. 相同浓度的CO32-、S2-、C2O42-三种碱性物质水溶液, 其碱AHA12GAGGAGAGGAFFFFAFAF性强弱(由大至小)的顺序是 ( C )(已知 H2CO3p K a1 = 6.38 p K a2 = 10.25H2S p K a1 = 6.88 p K a2 = 14.15H2C2O4p K a1 = 1.22 p K a2 = 4.19 )(A) CO32->S2->C2O42- (B) S2->C2O42->CO32-(C) S2->CO32->C2O42- (D) C2O42->S2->CO32-9．共轭酸碱对的K a与K b的关系是（B）（A）K a K b = 1 （B）K a K b =K w（C）K a/K b =K w（D）K b /K a =K w 10．对于三元酸，K a1.（K b3）=K w。
11．NH3的K b=1.8×10－5，则其共轭酸为（NH4+）的K a为（ 5.6×10－10）。
12. 以下平衡式的英文缩写分别是(请填A,B,C)。
(1) 物料平衡式（B）（A） PBE(2) 电荷平衡式（C）（B） MBE(3) 质子平衡式（A）（C） CBE 13．给出NaH2PO4溶液的质子条件式时，一般以（H2PO4-）和（H2O）为零水准。
大学基础化学第三节酸碱理论
H2O + H2O
+
H3O
+
OH -
+
H 这种将质子从一个分子转移给同类物质的另一个
分子的反应，叫做质子自递反应(proton self-
transfer reaction)。
24
[H ][OH ] K
[H2O]
[H ][OH ] Kw
[H 3O ] [Ac -] [HAc]
_
Ac + H2O
HAc + OH _
[HAc] [OH -]
Kb
[Ac - ]
29
Ka,HAc Kb,Ac
H3O Ac HAc
OH HAc Ac
则可以得到
Ka·Kb = [H3O+]·[OH-] = Kw
优点 立论于电子，更具有普遍性，更能体现物质的本性。
局限性
•对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性；
•不能对酸碱的强弱定量。
22
§3.4 水的解离平衡和溶液的pH
Dissociation equilibrium of Water and pH of Solution
23
一、水的解离平衡
水是一种既能接受质子，又能释放出质子的两
一种酸释放一个质子后形成其共轭碱 (conjugated base)，或者说一种碱结合一个质 子后而形成其共轭酸(conjugated acid)，酸比它 的共轭碱多一个质子。
共轭酸碱对的关系：酸中有碱，碱 可变酸。知酸便知碱，知碱便知酸。
5
(1) 质子理论的酸与碱不是绝对的，而是相 对的。有的物质在某个共轭酸碱对中是酸， 但在另一个共轭酸碱对中却是碱。这些物 质称为两性物质(amphoteric substance)。
第三章 分析化学酸碱滴定法
第三章酸碱滴定法一、选择题1．共轭酸碱对的K a与K b的关系是（）（A）Ka Kb= 1 （B）KaKb=Kw（C）Ka/Kb=Kw（D）Kb/Ka=Kw2．H2PO4－的共轭碱是（）（A）H3PO4 （B）HPO42－（C）PO43－（D）OH－3．NH3的共轭酸是（）（A）NH2－（B）NH2OH2－（C）NH4+ （D）NH4OH 4．下列各组酸碱组分中，属于共轭酸碱对的是（）（A）HCN－NaCN （B）H3PO4－Na2HPO4（C）+NH3CH2COOH－NH2CH2COO－（D）H3O+－OH－5．下列各组酸碱组分中，不属于共轭酸碱对的是（）（A）H2CO3－CO32－（B）NH3－NH2－（C）HCl－Cl－（D）HSO4－－SO42－6．下列说法错误的是（）（A）H2O作为酸的共轭碱是OH－（B）H2O作为碱的共轭酸是H3O+（C）因为HAc的酸性强，故HAc的碱性必弱（D）HAc碱性弱，则H2Ac+的酸性强7．按质子理论，Na2HPO4是（）（A）中性物质（B）酸性物质（C）碱性物质（D）两性物质8．浓度为0.1 mol/L HAc(pKa=4.74)溶液的pH是（）（A）4.87 （B）3.87 （C）2.87 （D）1.879．浓度为0.10 mol/LNH4Cl (pKb=4.74)溶液的pH是（）（A）5.13 （B）4.13 （C）3.13 （D）2.13 10．pH 1.00的HCl溶液和pH 13.00的NaOH溶液等体积混合后pH是（）（A）14 （B）12 （C）7 （D）611．酸碱滴定中选择指示剂的原则是（）（A）指示剂变色范围与化学计量点完全符合（B）指示剂应在pH 7.00时变色（C）指示剂的变色范围应全部或部分落入滴定pH突跃范围之内（D）指示剂变色范围应全部落在滴定pH突跃范围之内12．将甲基橙指示剂加到无色水溶液中，溶液呈黄色，该溶液的酸碱性为（）（A）中性（B）碱性（C）酸性（D）不定13．将酚酞指示剂加到无色水溶液中，溶液呈无色，该溶液的酸碱性为（）（A）中性（B）碱性（C）酸性（D）不定14．浓度为0.1 mol/L的下列酸，能用NaOH直接滴定的是（）（A）HCOOH(pK a=3.45) （B）H3BO3(pK a=9.22)（C）NH4NO2(pK b=4.74) （D）H2O2(pK a=12)15．测定(NH4)2SO4中的氮时，不能用NaOH直接滴定，这是因为（）（A）NH3的K b太小（B）(NH4)2SO4不是酸（C）NH4+的K a太小（D）(NH4)2SO4中含游离H2SO416．标定盐酸溶液常用的基准物质是（）（A）无水Na2CO3 （B）草酸（H2C2O4·2H2O）（C）CaCO3 （D）邻苯二甲酸氢钾17．标定NaOH溶液常用的基准物质是（）（A）无水Na2CO3 （B）邻苯二甲酸氢钾（C）硼砂（D）CaCO3 18．已知邻苯二甲酸氢钾的摩尔质量为204.2 g/mol，用它来标定0.1 mol/L 的NaOH溶液，宜称取邻苯二甲酸氢钾（）（A）0.25g左右（B）1 g左右（C）0.1 g左右（D）0.45 g左右19．作为基准物质的无水碳酸钠吸水后，标定HCL，则所标定的HCL浓度将（）（A）偏高（B）偏低（C）产生随机误差（D）没有影响20．若将H2C2O4·2H2O基准物质长期保存于保干器中，用以标定NaOH溶液的浓度时，结果将（）（A）偏高（B）偏低（C）产生随机误差（D）没有影响21．用NaOH溶液分别滴定体积相等的H2SO4和HAc溶液,消耗的体积相等,说明H2SO4和HAc两溶液中( )（A）氢离子浓度相等（B）H2SO4和HAc的浓度相等（C）H2SO4的浓度为HAc的1/2（D）两个滴定的PH突跃范围相同22．含NaOH和Na2CO3混合碱液，用HCl滴至酚酞变色，消耗V1 mL，继续以甲基橙为指示剂滴定，又消耗V2 mL，其组成为（）（A）V1=V2 （B）V1>V2 （C）V1<V2 （D）V1=2V2 23．某混合碱液，先用HCl滴至酚酞变色,消耗V1mL,继以甲基橙为指示剂,又消耗V2mL，已知V1<V2，其组成为（）（A）NaOH-Na2CO3 （B）Ｎa2CO3（C）NaHCO3 （D）NaHCO3-Na2CO324．关于缓冲溶液，下列说法错误的是（）（A）够抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释，其自身pH值不发生显著变化的溶液称缓冲溶液。
第六章酸碱平衡与酸碱滴定
第六章酸碱平衡与酸碱滴定【知识导航】本章是基础化学课程学习中的重点，是专升本考试必考内容，如：近年来安徽中医学院专升本考试中都有一题计算题是溶液pH值计算。
同时很多的药物是有机的弱酸弱碱，药典中近一半的药物是用酸碱滴定法测含量，故此在执业药师考试中也有相关考题出现。
学好本章内容有利于同学们备战专升本考试和执业药师考试。
【重难点】1．酸碱理论（1）酸碱电离理论要点定义：水溶液中能够电离出H+的是酸，电离出OH-的碱。
反应的实质：H+ + OH-H2O。
不足：只适用于水溶液体系优点：酸碱概念明确（2）酸碱质子理论要点定义：凡是能给出H+的是酸，能接受H+的是碱。
共轭酸碱对的关系是组成上只相差一个H。
反应的实质：Na+ + Cl- + H2O。
即：质子的传递。
反应的方向：由强向弱进行，强弱差距越大，进行的越彻底。
优点：酸碱概念明确，应用范围更广。
不足：对不含H的反应无法解释。
（3）酸碱质子电子要点(简略)定义：凡是能给出电子对的是酸，能接受电子对的是碱。
优点：应用范围最广。
不足：酸碱概念不够清楚。
2．水的离子积（1）概念定义：一定温度下，水中电离出的H+与OH-浓度的乘积，该乘积是一个常数。
K W=[H+][OH-]=10-14（2）酸碱性浓度定义：[H+]=[OH-]=10-7……中性[H+]>[OH-]……酸性由水中的离子积10-14得来[H+]<[OH-]……碱性由于浓度值往往非常小，对浓度非常小的酸碱溶液用pH表示pH定义：pH = -lg[H+]pH=7……中性pH<7……酸性由H+浓度的负对数求出来的值pH>7……碱性pH值相差1，H+浓度值相差10倍。
通常pH的范围在1~14之间。
3．共轭酸碱对K a与K b的关系（1）关系K a·K b=K W=10-14（2）值的意义K a越大，物质的酸性越强，K b越大，物质的碱性越强。
物质的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱。
弱酸碱共轭酸碱对Ka与Kb
HCO3- = H+ + CO3-
14
可见，溶质在溶液中除以Na+和HCO3-两种型体存在外，还有 H2CO3、CO3两种型体存在，根据物料平衡规律，平衡时则有 如下关系：
[Na+] ＝ 0.10 mol·L-1 [HCO3-] + [H2CO3] + [CO3-] ＝ 0.10 mol·L-1 （三）电荷平衡(CBE) 化合物溶于水时，产生带正电荷和负电荷的离子，不论这 些离子是否发生化学反应而生成另外的离子或分子，但当反应 处于平衡状态时溶液中正电荷的总浓度必等于负电荷的总浓度, 即溶液总是电中性的。这一规律称为电荷平衡，它的数学表达 式叫电荷等衡式(CBE)。
[H3O+][OH+] ＝ KW = 1.0×10-14 pKW ＝ 14.00
活度是溶液中离子强度等于0时的浓度，在稀 溶液中，溶质的活度与浓度的关系是：
a=γc 活度常数与浓度常数之间的关系为：
K a c[H [ H ]A ][ A ]a H a H a A A •H HA A H K aA
4
酸碱反应的实质是酸与碱之间的质子转移作用，是两 个共轭酸碱对共同作用的结果。例如HCl在水中的离解， 便是HCl分子与水分子之间的质子转移作用，是由HCl-C1与H3O+-H2O两个共轭酸碱对共同作用的结果。
即 HCl + H2O ＝ H3O+ + Cl作为溶剂的水分子同时起着碱的作用，否则HCl就无法实 现其在水中的离解。质子(H+)在水中不能单独存在、而是 以水合质子状态存在，常写为H3O+。为了书写方便，通常 将H3O+简写成H+离子。于是上述反应式可写成如下形式：
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6
盐的水解反应也是质子转移反应：
A- + H2O = HA + OHHB+ + H2O = B + H3O+
二、酸碱反应的平衡常数
酸碱反应进行的程度可以用相应平衡常数大小 来衡量。如弱酸弱碱在水溶液中的反应为：
HA + H2O = H3O+ + AA- + H2O = HA + OH-
反应的平衡常数分别为：
Ka
a a H A aHA
Kb
aH AaO H aA
7
在稀溶液中，通常将溶剂的活度视为1。 在水的质子自递反应中，反应的平衡常数称为 溶剂的质子自递常数(KS)。水的质子自递常数又称 为水的离子积(KW)，即
轭酸，B是HB+的共轭碱，HB+—B称为共轭酸碱对。
2
酸给出质子形成共轭碱，或碱接受质子形成共轭酸的 反应称为酸碱半反应。下面是一些酸或碱的半反应：
酸
质子 碱
HAc ＝ H+ + Ac-
NH4+ ＝ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ ＝ H+ + Fe(H2O)5(OH)2+
从上述酸碱的半反应可知，质子理论的酸碱概念
第五章 酸碱滴定法
酸碱滴定法是以质子传递反应为基础的滴定分 析方法。是滴定分析中重要的方法之一。
一般的酸、碱以及能与酸、碱直接或间接发生 质子传递反应的物质、几乎都可以利用酸碱滴定法 进行测定。所以，酸碱滴定法是应用广泛的基本方 法之一。
1
§ 5-1 酸碱质子理论
一、基本概念
ห้องสมุดไป่ตู้
根据布朗斯特的酸碱理论——质子理论，酸是
系为：pKa1+pKb3= pKa2+pKb2= pKa3+pKb1=pKw
5、对n元弱酸碱共轭酸碱对Ka与Kb之间的关系
为： pKa1+pKbn= pKa2+pKb(n-1)
8
溶液中氢离子活度可以用pH计方便测出，因此，
若将H+用活度表示，而其它组分仍用浓度表示，此时
反应的平衡常数称为混合常数KaM：
KaM
[A]aH [HA]
Ka
A
由于在分析化学中的反应经常在较稀的溶液中进
行，故在处理一般的酸碱平衡时，通常忽略离子强度
的影响，以活度常数代替浓度常数进行近似计算。
9
三、酸碱的强度、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
较电离理论的酸碱概念具有更为广泛的含义，即酸或
碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。另外，
质子理论的酸碱概念还具有相对性。
3
例如在下列两个酸碱半反应中， H+ + HPO42- ＝ H2PO4HPO42- ＝ H+ + PO43-
同一HPO42-在H2PO4--HPO42-共轭酸碱对中为碱， 而在HPO42--PO43-共轭酸碱对中为酸，这类物质 为酸或为碱，取决它们对质子的亲合力的相对大 小和存在的条件。因此，同一物质在不同的环境 (介质或溶剂)中，常会引起其酸碱性的改变。如 HNO3在水中为强酸，在冰醋酸中其酸性大大减 弱，而在浓H2SO4中它就表现为碱性了。
能给出质子(H+)的物质，碱是能够接受质子的物质。
一种碱B接受质子后其生成物(HB+)便成为酸；同理，
一种酸给出质子后剩余的部分便成为碱。酸与碱的
这种关系可表示如下：
B + H+ ＝HB+
(base)
(acid)
可见，酸与碱是彼此是不可分的，而是处于一种相
互依存的关系，即HB+与B是共轭的，HB+是B的共
HCl ＝ H+ + C1上述反应式虽经简化，但不可忘记溶剂水分子所起的作用， 它所代表的仍是一个完整的酸碱反应。
5
NH3与水的反应也是一种酸碱反应，不同的是 作为溶剂的水分子起着酸的作用，与HCl的反应， 质子的转移是通过水合质子实现的。
HCl + H2O ＝ H3O+ + ClNH3 + H3O+ ＝ NH+4 + H2O HCl + NH3 ＝ NH+4 + Cl其它酸碱反应依此类准。 在水分子之间，也可以发生质子的转移作用：
酸与碱既然是共扼的，Ka与Kb之间必然有一定 的关系，现以NH4+-NH3为例说明它们之间之间的关 系。
NH3 + H2O ＝ NH+4 + OH-
NH+4 + H2O ＝ NH3 + H3O+
Kb = [ NH+4][ OH-]/[ NH3]
Ka = [ H3O+][ NH3]/[ NH+4]
Kb = [ NH+4][ H3O+][ OH-]/[ NH3][ H3O+] = Kw/Ka
Ka1·Kb3 = Ka2·Kb2= Ka3 ·Kb1=Kw
11
注意：
1、只有共轭酸碱对之间的Ka与Kb才有关系；
2、对一元弱酸碱共轭酸碱对Ka与Kb之间的关
系为：pKa+pKb=pKw；
3、对二元弱酸碱共轭酸碱对Ka与Kb之间的关
系为：pKa1+pKb2= pKa2+pKb1=pKw；
4、对三元弱酸碱共轭酸碱对Ka与Kb之间的关
[H3O+][OH+] ＝ KW = 1.0×10-14 pKW ＝ 14.00
活度是溶液中离子强度等于0时的浓度，在稀 溶液中，溶质的活度与浓度的关系是：
a=γc 活度常数与浓度常数之间的关系为：
K a c[H [ H ]A ][ A ]a H a H a A A •H HA A H K aA
4
酸碱反应的实质是酸与碱之间的质子转移作用，是两 个共轭酸碱对共同作用的结果。例如HCl在水中的离解， 便是HCl分子与水分子之间的质子转移作用，是由HCl-C1与H3O+-H2O两个共轭酸碱对共同作用的结果。
即 HCl + H2O ＝ H3O+ + Cl作为溶剂的水分子同时起着碱的作用，否则HCl就无法实 现其在水中的离解。质子(H+)在水中不能单独存在、而是 以水合质子状态存在，常写为H3O+。为了书写方便，通常 将H3O+简写成H+离子。于是上述反应式可写成如下形式：
∴或
pKa + pKb = pKw
10
对于其他溶剂，Ka·Kb = Ks 上面讨论的是一元共轭酸碱对的Ka与Kb之间的 关系。对于多元酸(碱)，由于其在水溶液中是分级 离解，存在着多个共轭酸碱对，这些共轭酸碱对的 Ka和Kb之间也存在一定的关系，但情况较一元酸碱 复杂些。 例如H3PO4共有三个共轭酸碱对： H3PO4-H2PO4- ; H2PO4--HPO42- ; HPO42--PO43-。 于是