無機(jī)化學(xué)教學(xué)課件：第5章 酸堿平衡-1

第五章酸堿平衡第五章酸堿平衡第一節(jié)弱酸和弱堿的解離平衡第二節(jié)酸堿理論第三節(jié)緩沖溶液第四節(jié)酸、堿溶液H3O+、OH-

濃度的計(jì)算了解酸堿電離理論，酸堿電子理論，軟硬酸堿理論，混合酸溶液H3O+

濃度的計(jì)算熟悉緩沖溶液的選擇和配制、緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義熟悉緩沖溶液的組成、作用機(jī)理以及緩沖容量的決定因素；掌握酸堿質(zhì)子理論、酸、堿溶液H3O+，OH-濃度計(jì)算的最簡公式，以及緩沖溶液pH值的基本運(yùn)算。

本章基本要求本章重點(diǎn)酸堿質(zhì)子理論弱酸的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)與其共軛堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)的關(guān)系酸、堿溶液H3O+，OH-濃度計(jì)算的最簡公式緩沖溶液的組成、pH值的計(jì)算及其緩沖范圍本章難點(diǎn)多元酸、堿溶液H3O+，OH-濃度的計(jì)算第一節(jié)酸堿理論一、酸堿電離理論二、酸堿質(zhì)子理論三、酸堿電子理論四、軟硬酸堿理論

2.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)H++OH-=H2O1887年阿侖尼烏斯提出的1.酸堿的定義酸：在水中電離出的陽離子全部為H+的物質(zhì)堿：在水中電離出的陰離子全部為OH-的物質(zhì)酸堿電離理論從組成上揭示了酸堿的本質(zhì)用化學(xué)平衡原理，對酸堿的強(qiáng)度作定量處理解釋了中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)指出H+是酸的特征，OH-是堿的特征酸堿電離理論優(yōu)點(diǎn)2

O(l)H(aq)OH(aq)H-+=+例：液氨中，KNH2(氨基化鉀)使酚酞變紅→堿？

酸堿被限于水溶液,非水體系不適用酸堿被限于分子,且堿被限制為氫氧化物如：氨水是弱堿，而且從未分離出NH4OH。液氨中，Ca與NH4Cl反應(yīng)，放出H2→酸？堿？

酸？酸堿電離理論局限性酸堿質(zhì)子理論1．酸堿的定義2.共軛酸堿對3．酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)4.酸堿的強(qiáng)弱酸:凡是能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)，即質(zhì)子的給予體(protondonor)。如：HCl、NH4+、HSO4-（1923年，＆Lowry

）堿:凡是能結(jié)合質(zhì)子(H+)的物質(zhì)，即質(zhì)子的接受體(protonacceptor)。如：Cl-、NH3、SO42-1.酸堿的定義酸堿質(zhì)子理論（1923年，＆Lowry

）兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)質(zhì)子理論中無鹽的概念酸堿質(zhì)子理論H2O(l)+NH3(aq)=OH-(aq)+NH4+(aq)H2O

(l)+H2S(aq)=H

3O+

(aq)+HS-(aq)水是兩性1.酸堿的定義（1923年，＆Lowry

）兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)酸堿質(zhì)子理論1.酸堿的定義如：象NH4Ac這樣的弱酸弱堿鹽也屬于兩性物。（1923年，＆Lowry

）兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)酸堿質(zhì)子理論1.酸堿的定義如：2.共軛酸堿對

(Conjugatepairofacid-base)

HCl－Cl

-NH4+

－NH3H2SO4－HSO4-HSO4-－SO42-

共軛酸堿對(HB－B-)

注意

對于某些物種是酸是堿取決于參與的具體反應(yīng)酸堿質(zhì)子理論

說明：酸和堿是通過給出和接受質(zhì)子的共軛關(guān)系相互依存和相互轉(zhuǎn)化的。每一個酸（堿）要表現(xiàn)出它的酸（堿）性必須有另一個堿（酸）同時存在才行。有酸才有堿，有堿才有酸，酸中有堿，堿中有酸。酸堿質(zhì)子理論2.共軛酸堿對

(Conjugatepairofacid-base)3.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞

A1+B2B1+A2

H+

H+如：

HCl+NH3Cl-+NH4+酸堿質(zhì)子理論即：酸堿解離

HF+H2OF-+H3O+水的解離H2O+H2OOH－

+H3O+3.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞

酸堿質(zhì)子理論H+H+H2O+NH3NH4++OH-H+酸堿中和鹽的水解Ac-+H2OOH－

+HAc3.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞

酸堿質(zhì)子理論H3O++OH-H2O+H2O

H+H+

NH4++H2OH3O++NH3H+一些非水溶劑中的反應(yīng)也可歸納為質(zhì)子的轉(zhuǎn)移反應(yīng)如：液氨的自偶解離如：高氯酸在冰醋酸中的解離NH3+NH3NH2－

+NH4+HClO4+HAcClO4－

+H2Ac+3.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞

酸堿質(zhì)子理論H+H+酸堿間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)是兩個堿之間爭奪質(zhì)子的過程。酸堿質(zhì)子理論3.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞

A1+B2B1+A2

H+

H+

酸堿的強(qiáng)度是給出或接受質(zhì)子能力的量度(又稱酸堿性)。

取決于酸給出質(zhì)子或堿接受質(zhì)子能力的強(qiáng)弱,必須在酸堿反應(yīng)中才能夠得以體現(xiàn)。對于酸堿反應(yīng)：若反應(yīng)正向進(jìn)行，則酸性A1＞A2；堿性B2＞B1A1+B2B1+A2H+H+酸堿質(zhì)子理論4.酸堿的強(qiáng)弱強(qiáng)堿強(qiáng)酸弱酸弱堿

HCl+OH-→Cl-+H2OH2O+NH2-→OH-+NH3正向進(jìn)行如：則：酸性:HCl＞H2O＞NH3

堿性:Cl-＜OH-＜NH2-

酸堿質(zhì)子理論

取決于酸給出質(zhì)子或堿接受質(zhì)子能力的強(qiáng)弱,必須在酸堿反應(yīng)中才能夠得以體現(xiàn)。4.酸堿的強(qiáng)弱顯然對同一種酸而言，若與其作用的堿接受質(zhì)子的能力強(qiáng)，則酸更易給出質(zhì)子。對堿也是如此。如:酸堿質(zhì)子理論4.酸堿的強(qiáng)弱顯然對同一種酸而言，若與其作用的堿接受質(zhì)子的能力強(qiáng)，則酸更易給出質(zhì)子。對堿也是如此。如:酸堿質(zhì)子理論4.酸堿的強(qiáng)弱酸堿質(zhì)子理論4.酸堿的強(qiáng)弱顯然對同一種酸而言，若與其作用的堿接受質(zhì)子的能力強(qiáng)，則酸更易給出質(zhì)子。對堿也是如此。如:(弱堿)H+HNO3+H2SO4H2NO3++HSO4-

所以酸堿的強(qiáng)弱不僅取決于酸堿本身給出或接受質(zhì)子能力（酸堿性）的大小，還取決于接受或給出質(zhì)子的酸堿的強(qiáng)度（酸堿性）。換句話說，酸堿的強(qiáng)弱是相對的。酸堿質(zhì)子理論4.酸堿的強(qiáng)弱在水中HCl是強(qiáng)酸，HAc是弱酸。但在液氨中兩者均為強(qiáng)酸，為什么？Question

同一酸堿在不同溶劑中，由于溶劑的酸堿性不同，可表現(xiàn)出不同的酸堿性。在水中，由于水的堿性較弱，可以區(qū)分出HCl和HAc的酸性強(qiáng)弱，故HCl是強(qiáng)酸，HAc是弱酸；在液氨中，由于NH3的堿性較水強(qiáng)，因而無法區(qū)分HCl和HAc的酸性強(qiáng)弱。酸堿質(zhì)子理論拉平效應(yīng)：將酸或堿的強(qiáng)度拉平的作用

如：在水中HCl、HBr、H2SO4均屬強(qiáng)酸,無法區(qū)分強(qiáng)度

如：在冰醋酸中，則就可以區(qū)分開下列酸的強(qiáng)弱.區(qū)分效應(yīng)：將酸或堿的相對強(qiáng)弱區(qū)分開來的作用。H2O的堿性較強(qiáng)（易接受質(zhì)子）HAc的堿性較水弱(不易接受質(zhì)子）原因原因H2O是這些酸的拉平試劑HAc是這些酸的區(qū)分試劑HClO4>HI>H2SO4>HCl>HNO3酸堿質(zhì)子理論為定量表示酸堿的相對強(qiáng)弱，我們以水（最常見的溶劑，是一種兩性物）作為基準(zhǔn)酸堿，以弱酸弱堿電離平衡的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表示其強(qiáng)度。酸堿質(zhì)子理論4.酸堿的強(qiáng)弱

●擴(kuò)大了酸、堿范圍，不局限于水溶液體系●把阿侖尼烏斯理論中的電離、中和、鹽的水解統(tǒng)一為“質(zhì)子傳遞反應(yīng)”。僅適用于有H+的體系，無H+體系不適用例如：BF3的水溶液具有酸性？

優(yōu)點(diǎn)局限性酸堿質(zhì)子理論●與電離理論一樣，可應(yīng)用平衡常數(shù)定量衡量在某溶劑中酸或堿的強(qiáng)度，得到廣泛應(yīng)用。lewis酸：凡是可以接受電子對的物質(zhì)。

如：Fe3+

、Fe、Ag+、BF3等；lewis堿：凡是可以給出電子對的物質(zhì)。

如:X－、:NH3、:CO、H2O:等;1.酸堿的定義酸——電子接受體堿——電子給予體（1923年Lewis提出）酸堿電子理論大多數(shù)無機(jī)和有機(jī)物可視為酸堿加合物如：乙醇C2H5OH可視為2.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)形成配位鍵,生成酸堿配合物酸堿電子理論

太籠統(tǒng)，酸堿特征不明顯；也無統(tǒng)一的酸堿強(qiáng)弱的定量標(biāo)度。優(yōu)點(diǎn)局限性

酸堿范圍幾乎無所不包，既不局限于某元素，也不受溶劑限制。酸堿電子理論根據(jù)Lewis酸的性質(zhì)的不同，Pearson把酸分為：(1)硬酸：半徑較小，電荷數(shù)大，對外層電子的吸引力強(qiáng)的陽離子。(2)軟酸：半徑較大，電荷數(shù)小，對外層電子的吸引力弱的陽離子。(3)交界酸：介于硬酸和軟酸之間的酸稱為交界酸。（1963年P(guān)earson﹠Ahrland提出）酸堿軟硬理論1.軟硬酸堿分類根據(jù)Lewis酸的性質(zhì)的不同，Pearson把堿分為：(1)硬堿：硬堿中給出電子的電負(fù)性大、半徑小，不易失去電子的原子或陰離子。。(2)軟堿：軟堿中給出電子的原子或陰離子的電負(fù)性小、半徑大，易失去電子。(3)交界堿：介于硬堿和軟堿之間的堿稱為交界堿。（1963年P(guān)earson﹠Ahrland提出）酸堿軟硬理論1.軟硬酸堿分類表5-1常見硬軟酸堿的分類酸堿軟硬理論

軟硬酸堿規(guī)則指出：硬酸傾向于與硬堿形成穩(wěn)定的配合物，而軟酸傾向于與軟堿形成穩(wěn)定的配合物。2.軟硬酸堿規(guī)則酸堿軟硬理論

利用軟硬酸堿規(guī)則可以判斷配合物的穩(wěn)定性和預(yù)測酸堿反應(yīng)的方向。酸堿反應(yīng)都是向硬酸與硬堿結(jié)合或軟酸與軟堿結(jié)合的方向進(jìn)行。軟親軟，硬親硬，軟硬交界就不管第二節(jié)

弱酸和弱堿的解離平衡

一、一元弱酸和一元弱堿的解離平衡二、多元弱酸和多元弱堿的解離平衡三、弱酸的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)與其共軛酸堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)的關(guān)系一、一元弱酸和一元弱堿的解離平衡

只能給出一個質(zhì)子的弱酸稱為一元弱酸。在一元弱酸HA溶液中，存在HA與H2O之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式為：

一元弱酸的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式可簡化為：一、一元弱酸和一元弱堿的解離平衡

只能給出一個質(zhì)子的弱酸稱為一元弱酸。

一元弱酸的越大，其酸性就越強(qiáng)

只能接受一個質(zhì)子的弱堿稱為一元弱堿。在一元弱堿A溶液中，存在A和

H2O之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：

達(dá)到平衡時：一、一元弱酸和一元弱堿的解離平衡

一元弱堿的越大，其堿性就越強(qiáng)

能給出兩個或兩個以上質(zhì)子的弱酸稱為多元弱酸。多元弱酸在水溶液中的解離是分步進(jìn)行的，如H3PO4二、多元弱酸和多元弱堿的解離平衡第二步解離：第一步解離：第三步解離：二、多元弱酸和多元弱堿的解離平衡H3PO4的分步解離：二、多元弱酸和多元弱堿的解離平衡第二步解離：第一步解離：第三步解離：H3PO4的分步解離：多元弱酸的相對強(qiáng)弱就取決于的相對大小，

越大，多元酸的酸性就越強(qiáng)。

H3O+主要來自H3PO4的第一步解離

能接受兩個或兩個以上質(zhì)子的弱堿稱為多元弱堿。多元弱堿在水溶液中的解離是分步進(jìn)行的，如CO32-二、多元弱酸和多元弱堿的解離平衡第二步解離：第一步解離：二、多元弱酸和多元弱堿的解離平衡CO32-的分步解離：第二步解離：第一步解離：二、多元弱酸和多元弱堿的解離平衡CO32-的分步解離：多元弱堿的相對強(qiáng)弱就取決于的相對大小，

越大，多元堿的堿性就越強(qiáng)。

OH-主要來自

CO32-的第一步解離一元弱酸

HA

在溶液中存在質(zhì)子轉(zhuǎn)移：

表達(dá)式為：三、弱酸與其共軛堿的關(guān)系

表達(dá)式為：一元弱酸

HA

在溶液中存在質(zhì)子轉(zhuǎn)移：

表達(dá)式為：三、弱酸與其共軛堿的關(guān)系

表達(dá)式為：一個酸的強(qiáng)度(酸性)越強(qiáng)，其共軛堿的強(qiáng)度(堿性)越弱；反之亦然。酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱。共軛酸堿對HClO4——ClO4-H2SO4——HSO4-H3PO4——H2PO4-HAc——Ac-H2CO3——HCO3-NH4+——NH3酸性減弱堿性減弱三、弱酸與其共軛堿的關(guān)系例題解：Ac-

是HAc的共軛堿，Ac-

的為：

例

5-125℃時，HAc的為1.8×10-5，計(jì)算Ac-

的

。常見弱酸的Ka（298K）

在同一溶劑中，不同酸堿的強(qiáng)度僅取決于其本性。

如：H3PO4的一級電離——

多元弱酸與其共軛堿的關(guān)系？Question三、弱酸與其共軛堿的關(guān)系

如：H3PO4的二級電離——

多元弱酸與其共軛堿的關(guān)系？Question三、弱酸與其共軛堿的關(guān)系

如：H3PO4的三級電離——

多元弱酸與其共軛堿的關(guān)系？Question三、弱酸與其共軛堿的關(guān)系H3PO4PO43-

多元弱酸與其共軛堿的關(guān)系？Question三、弱酸與其共軛堿的關(guān)系

第三節(jié)酸、堿溶液H3O+、OH-

濃度的計(jì)算

一、一元弱酸溶液H3O+濃度的計(jì)算二、一元弱堿溶液OH-濃度的計(jì)算三、多元弱酸溶液H3O+濃度的計(jì)算四、多元弱堿溶液OH-濃度的計(jì)算五、兩性物質(zhì)溶液H3O+濃度的計(jì)算六、混合酸溶液H3O+濃度的計(jì)算七、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)

時,

忽略水解離出的H＋，只考慮弱酸HA的解離平衡，上式可寫為：一、一元弱酸H3O+濃度的近似計(jì)算在一元弱酸HA溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：則有：當(dāng)一、一元弱酸H3O+濃度的近似計(jì)算在一元弱酸HA溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：根據(jù)質(zhì)子平衡，則有：得質(zhì)子←基準(zhǔn)物質(zhì)→失質(zhì)子RE一、一元弱酸H3O+濃度的近似計(jì)算對于平衡：解得：代入上式得：一、一元弱酸H3O+濃度的近似計(jì)算若時，，即則：一元弱酸H3O+濃度近似計(jì)算式一元弱酸H3O+濃度最簡計(jì)算式例題例

5-2

計(jì)算25

℃

時0.10mol·L-1HAc溶液的pH。解：=5.6×103

>400，可以用最簡公式進(jìn)行計(jì)算。

溶液pH為：

一元弱酸HA在溶液中的解離程度常用解離度α表示。當(dāng)，上式可改寫為：又當(dāng)時，將一元弱酸H3O+濃度最簡計(jì)算式代入，得：解離度稀釋定律：濃度越小，解離度越大解離度與Ka、

Kb解離度α表示弱電解質(zhì)的解離程度，是轉(zhuǎn)化率的一種形式，其值隨濃度而變化。Ka(酸度常數(shù))和Kb(堿度常數(shù))作為弱電解質(zhì)解離平衡的化學(xué)平衡常數(shù)，不受濃度影響。二者均可用來表示弱酸、弱堿的解離程度和相對強(qiáng)弱。例題例

5-3

計(jì)算25

℃

時0.10mol·L-1HAc溶液中

HAc的解離度。

解：25℃

時，由于{c(HAc)}·

，，HAc的解離度為：當(dāng)，且時：當(dāng)時：二、一元弱堿[OH-]的最簡計(jì)算式同理，對于一元弱堿水溶液:一元弱堿OH-濃度近似計(jì)算式一元弱堿OH-濃度最簡計(jì)算式例題

解：且，可利用最簡公式計(jì)算。溶液的pH為：例

5-4

計(jì)算0.010mol·L-1NH3溶液的pH，已知25

℃

時Kb(NH3)=

1.8×10-5。三、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計(jì)算

二元弱酸

H2A

在水溶液中存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：平衡時，堿得到的質(zhì)子數(shù)等于酸失去的質(zhì)子數(shù)：在二元弱酸H2A溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：根據(jù)質(zhì)子平衡，則有：得質(zhì)子←基準(zhǔn)物質(zhì)→失質(zhì)子2H+三、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計(jì)算當(dāng)時，忽略水的解離，得：此時二元弱酸可按一元弱酸處理。,即忽略二級解離，若三、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計(jì)算對于上式可進(jìn)一步簡化為：三、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計(jì)算二元弱酸H2A

的一級解離為：其平衡常數(shù)(式5-10)忽略二級解離，計(jì)算，得：三、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計(jì)算二元弱酸的H3O+

濃度近似計(jì)算式(式5-10)對于又當(dāng){c(H2A)}/>400

，三、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計(jì)算二元弱酸的H3O+

濃度最簡計(jì)算式則：即(式5-10)對于

計(jì)算三元弱酸H3A溶液中H3O+濃度時，由于遠(yuǎn)大于，通常可忽略其第三步解離產(chǎn)生的H3O+，按二元弱酸處理。例題三、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計(jì)算例5-5

計(jì)算25℃時0.10mol·L-1H3PO4溶液的pH。已知Ka1(H3PO4)=6.7×10-3，Ka2(H3PO4)

=6.2×10-8，Ka3(H3PO4)=4.5×10-13。解：

?？梢院雎訦2O的解離和H3PO4的第二級解離和第三級解離。但{c(H3PO4)}/

，可利用近似公式計(jì)算。；；

溶液的pH為：四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計(jì)算

同理，當(dāng)時，可以忽略水的解離；當(dāng)時，可以忽略多元弱堿的第二級解離。

相對濃度的近似計(jì)算公式為：

在滿足上述兩個條件的情況下，如果又能滿足例題，上式可進(jìn)一步簡化為：近似式最簡式

解：的第一級標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)和第二級標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)分別為：例

5-6已知25℃時(H2C2O4)=5.4×10-2，(H2C2O4)

=

5.4×10-5。計(jì)算

0.10mol·L-1Na2C2O4溶液的pH。由于；>40

；?？梢杂米詈喒竭M(jìn)行計(jì)算。溶液的pH為：兩性物質(zhì)（如H2PO4-、HPO42-）稀水溶液的電離平衡及酸堿度的計(jì)算分為以下兩種情況：①多元弱酸的酸式鹽溶液②

弱酸弱堿鹽和兩性化合物溶液五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算

二元弱酸的酸式鹽NaHA在溶液中完全解離：

溶液中存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：（一）多元弱酸的酸式鹽溶液五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算堿得到的質(zhì)子數(shù)等于酸失去的質(zhì)子數(shù)：在

NaHA溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：根據(jù)質(zhì)子平衡，則有：得質(zhì)子←基準(zhǔn)物質(zhì)→失質(zhì)子（一）多元弱酸的酸式鹽溶液五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算（一）多元弱酸的酸式鹽溶液五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算利用H2A、HA-、H2O的解離常數(shù)，寫出這三種物質(zhì)的濃度計(jì)算式，代入上式得：整理得：對于（一）多元弱酸的酸式鹽溶液五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算（一）多元弱酸的酸式鹽溶液∵HA-給出質(zhì)子或得到質(zhì)子得能力都很小，可近似認(rèn)為。代入上式得：五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算(式5-15)(式5-16)計(jì)算近似式例題當(dāng)則上式可簡化為：，，（一）多元弱酸的酸式鹽溶液五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算計(jì)算最簡式(式5-17)例

5-7

已知25℃時，(H3PO4)=6.2×10-8，

(H3PO4)

=

4.5×10-13。計(jì)算0.10mol·L-1Na2HPO4溶液的pH。

解：由于，則：溶液中H3O+相對平衡濃度為：溶液的pH為：弱酸弱堿鹽NH4Ac在溶液中存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：堿所得的質(zhì)子數(shù)等于酸失去的質(zhì)子數(shù)：五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算（二）弱酸弱堿鹽溶液弱酸弱堿鹽NH4Ac在溶液中存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：根據(jù)質(zhì)子平衡，則有：得質(zhì)子←基準(zhǔn)物質(zhì)→失質(zhì)子五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算（二）弱酸弱堿鹽溶液利用HAc、NH3、OH-的解離常數(shù)，寫出這三種物質(zhì)的濃度計(jì)算式，代入上式得：五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算（二）弱酸弱堿鹽溶液對于計(jì)算得：五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算（二）弱酸弱堿鹽溶液計(jì)算得：

∵NH4+給出質(zhì)子或Ac_得到質(zhì)子的能力都很小，可近似認(rèn)為，則上式可改寫為：(式5-19)計(jì)算近似式當(dāng)，時，可簡化為：對于。例題五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算（二）弱酸弱堿鹽溶液計(jì)算最簡式例

5-825℃時，(HCN)=5.8×10-10，=5.6×10-10。計(jì)算0.10mol·L-1NH4CN溶液的pH。

解：，且{c(CN-)}

，可利用最簡公式計(jì)算。

H3O+相對平衡濃度為：溶液pH為：在水溶液中的解離：Ka2五、兩性物質(zhì)H3O+濃度計(jì)算（三）氨基酸溶液氨基酸是一種兩性物質(zhì)：（兩性離子）內(nèi)鹽Ka1偶極離子例題例

5-9

計(jì)算0.10mol·L-1氨基乙酸溶液的pH。已知完全質(zhì)子化的氨基乙酸的，。解：，。

H3O+相對平衡濃度為：溶液pH為：六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算在HCl和弱酸HA組成的混合溶液中，H3O+

來自HCl的解離和HA、H2O的部分解離：

由于溶液顯酸性，可忽略水的解離，即：（一）一元強(qiáng)酸與一元弱酸的混合溶液根據(jù)HA的解離常數(shù)，寫出A_的濃度計(jì)算式，代入上式得：在HCl和弱酸HA組成的混合溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：根據(jù)質(zhì)子平衡，則有：得質(zhì)子←基準(zhǔn)物質(zhì)→失質(zhì)子六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算（一）一元強(qiáng)酸與一元弱酸的混合溶液六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算一元弱酸HA的解離：（一）一元強(qiáng)酸與一元弱酸的混合溶液代入上式，得：解得：對于：六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算（一）一元強(qiáng)酸與一元弱酸的混合溶液(式5-23)計(jì)算近似式1整理得：例題

如果

{c(HCl)}>20，則{ceq(H3O+)}-當(dāng)時，即c(HCl)>20ceq(A-),六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算（一）一元強(qiáng)酸與一元弱酸的混合溶液計(jì)算最簡式計(jì)算近似式2則：則：(式5-24)(式5-25)例

5-1025℃時，。計(jì)算0.10

mol·L-1

HF

和

0.020mol·L-1HCl

混合溶液的

pH。

解：c(HCl)>20，混合溶液中氫離子的相對濃度為：溶液的pH為：，H2SO4是一種二元酸，它在水溶液中的解離是分兩步進(jìn)行的，第一步完全解離，而第二步是部分解離。H2SO4溶液可以看作是一元強(qiáng)酸和一元弱酸組成的混合溶液。H2SO4溶液的氫離子相對濃度的計(jì)算公式為：例題（一）一元強(qiáng)酸與一元弱酸的混合溶液六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算(式5-26)例

5-1125℃時，。計(jì)算0.010mol·L-1H2SO4

溶液的pH。

解：H2SO4

溶液中氫離子的相對濃度為：H2SO4

溶液的pH為：一元弱酸HA和HB的混合溶液中：（二）兩種一元弱酸的混合溶液由于混合溶液呈酸性，通常可忽略水的解離，上式可簡化為：根據(jù)HA和HB的解離平衡，由上式得：六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算求解一元弱酸HA和HB的混合溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：根據(jù)質(zhì)子平衡，則有：得質(zhì)子←基準(zhǔn)物質(zhì)→失質(zhì)子六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算（一）一元強(qiáng)酸與一元弱酸的混合溶液解得:當(dāng)HA和HB都較弱時，近似認(rèn)為ceq(HA)≈c(HA)，ceq(HB)≈c(HB)。代入上式得：例題（二）兩種一元弱酸的混合溶液六、混合酸溶液中

H3O+濃度的計(jì)算計(jì)算近似式計(jì)算最簡式(式5-27)例

5-12

已知25℃時，，

=1.8×10-5。計(jì)算0.10mol·L-1HF和0.20mol·L-1HAc混合溶液的pH。解：混合溶液的氫離子相對濃度為：混合溶液的pH為：酸堿電離平衡的移動影響酸堿電離平衡的移動的因素有：①同離子效應(yīng)②鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)(commonioneffect)

在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象。同理，加入HCl，也將使HAc的電離度減小。

如

HAcH++Ac-[Ac-]↑

平衡←

HAc↓

NaAc→

Na++Ac-例題解：混合溶液中HAc和Ac-

的濃度都很大，遠(yuǎn)大于H3O+或OH-

的濃度，可近似認(rèn)為：例

5-13

在

0.10mol·L-1HAc

溶液中，加入NaAc晶體，使NaAc的濃度為0.10mol·L-1。計(jì)算溶液中的H3O+濃度和

HAc的解離度。并與

0.10mol·L-1HAc

溶液的H3O+濃度和HAc的解離度進(jìn)行比較。溶液中H3O＋相對濃度為：

0.10mol·L-1

NaAc存在下，HAc的解離度為：

0.10mol·L-1HAc

溶液中ceq(H3O＋)＝1.3×10-3mol·L-1，解離度為1.3%，是此混合溶液的72倍。若往弱電解質(zhì)溶液中加入與該弱電解質(zhì)無共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將使其電離平衡向電離方向移動，從而增大弱電解質(zhì)電離度

。該現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。如1L

0.10HAc溶液中加入0.10molNaCl固體（忽略前后體積變化），則有：鹽效應(yīng)外加的大量離子增大溶液的離子強(qiáng)度I，降低了弱電解質(zhì)離子重新結(jié)合成分子的幾率，表現(xiàn)為溶液中各離子活度的改變，從而推動電離平衡向電離方向移動.鹽效應(yīng)理解鹽效應(yīng)須注意：①鹽效應(yīng)對弱電解質(zhì)電離平衡影響比同離子效應(yīng)小，在計(jì)算中常忽略；②弱電解質(zhì)溶液中加入有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，產(chǎn)生同離子效應(yīng)的同時，一樣產(chǎn)生鹽效應(yīng)，在計(jì)算中后者常忽略；鹽效應(yīng)①0.10mol·L-1HAc溶液②1L0.10mol·L-1HAc溶液中加入0.10molNaAc固體③1L0.10mol·L-1HAc溶液中加入0.10molNaCl固體不同情況弱酸電離度比較許多化學(xué)反應(yīng)（特別是生物體內(nèi)的化學(xué)反應(yīng)），都要求在適宜而穩(wěn)定的pH條件下進(jìn)行。如何控制并保持溶液的酸堿度穩(wěn)定，成為十分重要的問題提出。人體血漿正常pH范圍：7.35～7.45。超出此范圍，人體發(fā)生的酸中毒（pH＜7.0）和堿中毒（pH＞7.8）將是致命的。。第四節(jié)緩沖溶液一、緩沖溶液的組成及作用原理二、緩沖溶液的pH值計(jì)算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇和配制第四節(jié)緩沖溶液緩沖溶液的組成

先看以下實(shí)驗(yàn)——在1L

0.10mol/L

NaCl溶液、1L

0.10mol/L

HAc與0.10mol/L

NaAc混合溶液中滴加酸堿，溶液pH的變化為：溶液NaClHAc－NaAc起始值7.04.75加入0.01mol鹽酸2.04.66加入0.01molNaOH12.04.84

能抵抗外加的少量的酸堿或稀釋，使溶液pH值無明顯變化的作用稱為緩沖作用(bufferaction)；具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液(buffersolution)。如：HAc–NaAc混合液組成：HAc–共軛酸

NaAc

–共軛堿緩沖對（系）(buffersystem/pair)緩沖溶液的組成緩沖溶液pKapH值范圍HAc-NaAc4.753.6~5.6NH4Cl-NH3·H2O9.258.3~10.3H2CO3-NaHCO36.355.2~7.4KH2PO4-K2HPO47.205.9~8.0H3BO3-Na2B4O79.27.2~9.2弱酸與弱酸鹽；弱堿與弱堿鹽；多元弱酸鹽及次級鹽常見的緩沖溶液H3PO4—Na3PO4是否構(gòu)成緩沖溶液？非緩沖溶液Question緩沖溶液的組成H3PO4與NaOH能否組成緩沖對？NaH2PO4NaH2PO4～H3PO4Question緩沖溶液的組成H3PO4+NaOH=NaH2PO4+H2ONa2HPO4～NaH2PO4Na2HPO4H3PO4與NaOH能否組成緩沖對？Question緩沖溶液的組成2H3PO4+3NaOH=NaH2PO4+Na2HPO4+3H2OH3PO4+2NaOH=Na2HPO4+2H2OH3PO4與NaOH能否組成緩沖對？Question緩沖溶液的組成Na2HPO4～Na3PO4Na3PO42H3PO4+3NaOH=Na2HPO4+Na3PO4+5H2OH3PO4+3NaOH=Na3PO4+3H2O一般采用如下方法組成緩沖液:弱酸（堿）（過量）+強(qiáng)堿（酸）例如：HAc（過量）+NaOHNH3·H2O（過量）+HCl緩沖溶液的組成緩沖溶液中的緩沖對是一對共軛酸堿對，在水溶液中存在以下質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：當(dāng)溶液中[H3O+]少量增加，平衡向左移動，從而達(dá)新平衡時[H3O+]無明顯變化；當(dāng)溶液[H3O+]少量減少，平衡向右移動，使溶液達(dá)新平衡時[H3O+]無明顯變化。緩沖溶液的作用原理外加適量酸(H＋)，平衡向左移動如：HAc-NaAcHAc

H+

+

Ac-

大量極小量大量外加適量堿(OH-)，平衡向右移動NaAc——抗酸成分

HAc——抗堿成分

所以，緩沖作用是在有足量緩沖對的溶液中，通過共軛酸堿對間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡移動來實(shí)現(xiàn)的。緩沖溶液的作用原理

注意：上述質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡書寫上類似弱電解質(zhì)的電離平衡。但電離平衡中的共軛堿全部來自弱酸自身的解離，濃度較低。這里則是在配制時人為加入的，濃度較大。緩沖溶液的作用原理

在HA–A-緩沖溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：緩沖溶液pH值的計(jì)算

溶液的H3O+來自HA和H2O的部分解離，由H2O

解離產(chǎn)生的

H3O+

濃度等于

OH-濃度，而由

HA解離產(chǎn)生的H3O+濃度為ceq(H3O+)-ceq(OH-)。即：

在HA–A-

緩沖溶液中：由上式得：緩沖溶液pH值的計(jì)算精確計(jì)算式最簡計(jì)算式

∵緩沖溶液中c(HA)和c(A-)都比較大：緩沖溶液pH計(jì)算的近似處理該最簡計(jì)算式在以下三點(diǎn)作了近似處理：①忽略水的電離；②忽略離子強(qiáng)度的影響，以c代替a；③

忽略弱酸的電離對平衡濃度的影響，即[弱酸]≈c弱酸；近似處理使計(jì)算pH值與實(shí)際pH值有偏差取負(fù)常用對數(shù)：例題緩沖溶液pH值的計(jì)算cb/ca

稱為緩沖比(若：cb=ca)或：或：常改寫成如下通式：最簡計(jì)算式近似處理使計(jì)算pH值與實(shí)際pH值有偏差例

5-1425℃

時，，在

1.0LHAc

-

NaAc緩沖溶液中含有0.10molHAc和0.20molNaAc。（1）計(jì)算此緩沖溶液的pH；（2）向100mL該緩沖溶液加入

10

mL

0.10

mol·L-1HCl溶液后，計(jì)算緩沖溶液的pH；（3）向100mL該緩沖溶液加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶液后，計(jì)算緩沖溶液的pH；（4）向100mL該緩沖溶液加入

1L

水稀釋后，計(jì)算緩沖溶液的pH。

解:（1）緩沖溶液的pH為：（2）加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：

緩沖溶液的pH為：加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，緩沖溶液的pH由

5.05降為

4.98，僅減小了

0.07，表明緩沖溶液具有抵抗少量強(qiáng)酸的能力。

（3）HAc和Ac-

的濃度分別為：緩沖溶液的pH為：

加入10mL

0.10mol·L-1NaOH溶液后，溶液pH由5.05升高到5.11，僅增大了0.06，表明緩沖溶液具有抵抗少量強(qiáng)堿的能力。（4）加水稀釋后，HAc和Ac-的濃度分別為：

緩沖溶液的pH為：加入1L水稀釋后，溶液的pH未發(fā)生變化，表明緩沖溶液具有抗稀釋的作用。多元酸酸式鹽及其次級鹽的緩沖系pH計(jì)算？H3PO4—NaH2PO4NaH2PO4—Na2HPO4Na2HPO4—Na3PO4Question緩沖溶液pH值的計(jì)算①緩沖溶液pH值主要取決于弱酸的電離常數(shù)Ka；②pH變化是因?yàn)榫彌_比（）的改變引起。緩沖溶液pH值的計(jì)算解釋：緩沖溶液稍加稀釋而pH保持不變從可看出緩沖溶液pH值計(jì)算最簡式：從上式可知：緩沖容量和緩沖范圍（一）緩沖容量(buffercapacity)0.1mol·L-1HAc0.1mol·L-1NaAc1.0molNaOH0.01mol·L-1HAc0.01mol·L-1NaAc1.0molNaOH例題（一）緩沖容量(buffercapacity)

緩沖容量和緩沖范圍

計(jì)算公式：

定義為：

用來衡量緩沖能力的物理量，數(shù)值上等于使單位體積(1L或1ml)的緩沖溶液的pH值改變一個單位時，所需外加一元強(qiáng)酸或一元強(qiáng)堿的物質(zhì)的量(mol或mmol)。單位：mol/L·pH或mmol/L·pH

例

5-15

計(jì)算下列緩沖溶液的緩沖容量：（1）0.10mol·L-1HAc-0.10mol·L-1NaAc溶液；（2）0.010mol·L-1HAc-0.010mol·L-1NaAc溶液。解：兩種緩沖溶液的緩沖比均為

1。(2)(1)1.同一共軛酸堿對組成的緩沖溶液，總濃度越大，其緩沖容量越大。（一）緩沖容量(buffercapacity)

緩沖容量和緩沖范圍由上式可知：2.同一共軛酸堿對組成的緩沖溶液，總濃度相同時，緩沖比越接近1，其緩沖容量越大。（一）緩沖容量(buffercapacity)

緩沖容量和緩沖范圍由上式可知：

通常把緩沖比為1時的緩沖容量稱為最大緩沖容量，用符號βmax

表示：（一）緩沖容量(buffercapacity)緩沖容量和緩沖范圍例題

例

5-16

計(jì)算下列緩沖溶液的緩沖容量：（1）0.10mol·L-1HAc-0.10mol·L-1NaAc溶液；（2）0.15mol·L-1HAc-0.050mol·L-1NaAc溶液；（3）0.020mol·L-1HAc-0.18mol·L-1NaAc溶液。（1）緩沖比和緩沖容量分別為：解：三種緩沖溶液的總濃度均為0.20mol·L-1。

（2）緩沖比和緩沖容量分別為：（3）緩沖比和緩沖容量分別為：（二）緩沖范圍

只有當(dāng)緩沖比在

0.1~10

范圍內(nèi)，緩沖溶液才能發(fā)揮緩沖作用。通常把緩沖溶液能發(fā)揮緩沖作用的pH范圍稱為緩沖范圍。

HA-A-緩沖溶液的緩沖范圍為：緩沖容量和緩沖范圍（二）緩沖范圍緩沖容量和緩沖范圍實(shí)際中我們需要配緩沖溶液,一般分四步:1.選擇緩沖對緩沖溶液的選擇與配制2.確定總濃度0.05～0.2mol/L3.計(jì)算緩沖比4.校正例題例:欲配pH=4.5緩沖溶液,可選擇(B)緩沖溶液的選擇與配制

解：所選擇的緩沖對中弱酸的應(yīng)在

4

~

6之間，HAc的，因此可選擇HAc

-

NaAc緩沖對。若需0.10mol·L-1HAc溶液的體積為V(HAc),需

0.10

mol·L-1

NaAc

溶液的體積為

100

mL-V(HAc)。

例

5-17

用濃度均為0.10mol·L-1的弱酸和其共軛堿溶液配制100mLpH為5.00的緩沖溶液。代入數(shù)據(jù)得：所需NaAc溶液的體積為：

將35.5mL0.10mol·L-1HAc溶液與64.5mL0.10mol·L-1NaAc溶液混合，可配制成

100mL

pH

為

5.00的緩沖溶液。酸度計(jì)標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液性質(zhì)穩(wěn)定，有一定的緩沖容量和抗稀釋能力，用來校準(zhǔn)pH計(jì)。例題標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液例題

根據(jù)Henderson-Hasselbaleh方程式配制的緩沖溶液的pH是近似的。為了能準(zhǔn)確而又方便地配制所需pH的緩沖溶液，科學(xué)家們經(jīng)過精密細(xì)致的研究，制訂了許多配制準(zhǔn)確pH緩沖溶液的配方，根據(jù)這些現(xiàn)成的配方進(jìn)行配制，就可得到所需pH的緩沖溶液。緩沖溶液的選擇與配制例如：

適用于生理學(xué)要求的緩沖溶液pH在6～9之間，緩沖物質(zhì)不應(yīng)參與或影響生化反應(yīng)。

基本上符合生理、生化要求的緩沖系是三(羥甲基)甲胺及其鹽酸鹽。符號:Tris－Tris·HCl

緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義Tris和Tris·HCl分別為三(羥甲基)甲胺及其鹽酸鹽的符號，化學(xué)式分別為(HOCH2)3CNH2和

(HOCH2)3CNH2·HCl。在Tris緩沖溶液中加入NaCl是為了調(diào)節(jié)離子強(qiáng)度至0.16，使其溶液與生理鹽水等滲。緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義常用緩沖系：PBS(H2PO4--HPO42-)緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義細(xì)胞培養(yǎng)的緩沖系統(tǒng)pH在7.2-7.4緩沖體系：NaHCO3-CO2培養(yǎng)箱：5%CO2，培養(yǎng)液：1.97g/LNaHCO3指示劑：酚紅，酸性培養(yǎng)液呈橙黃色，堿性培養(yǎng)液呈深紅色。分子克隆常用緩沖液TE:10mmol/LTris.Cl+1mmol/LEDTASTE(或稱TEN):10mmol/LTris.Cl(pH8.0)1mmol/LEDTA(pH8.0)0.1mol/LNaClSTET:10mmol/LTris·Cl(pH8.0)1mmol/LEDTA(pH8.0)0.1mol/LNaCl5%TritonX-100TNT:10mmol/LTris·Cl(pH8.0)150mmol/LNaCl0.05%Tween20

常用的電泳緩沖液Tris-乙酸(TAE)：0.04mol/LTris-乙酸+0.001mol/LEDTATris-磷酸(TPE)：0.09mol/LTris-磷酸+0.002mol/LEDTATris-硼酸(TBE)：0.045mol/LTris-硼酸+0.001mol/LEDTA堿性緩沖液：50mmol/LNaOH+1mmol/LEDTATris-甘氨酸：25mmol/LTris+250mmol/L甘氨酸+0.1%SDS

人體內(nèi)各種體液都有一定的較穩(wěn)定的pH范圍，超出正常范圍太大,可能引起機(jī)體內(nèi)許多功能失調(diào)。緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義(acidosis)(alkalosis)如：人的血液pH值保持在7.35～

7.45的范圍內(nèi)

在生命活動過程中，會不斷地產(chǎn)生酸性物質(zhì)，如碳酸、乳酸等；也會不斷地產(chǎn)生堿性物質(zhì)，如HCO3-、HPO42-等。另外，人們攝取的食物中也有相當(dāng)數(shù)量的酸性或堿性物質(zhì)。盡管如此．健康人的血液的pH值總是保持在7.35～

7.45的范圍內(nèi)，且不會發(fā)生顯著的改變。緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義血漿中：H2CO3-HCO3-H2PO4--HPO42-HnP-Hn-1P-緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義血液中的緩沖系紅細(xì)胞中:H2b-Hb-(血紅蛋白)H2bO2-HbO2-(氧合血紅蛋白)H2CO3-HCO3-H2PO4--HPO42-1.血液pH維持7.35～7.45原因緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義H+的增加：加快呼吸排出多余的CO2，延長腎中CO3-的停留時間。OH-的增加：降低肺部CO2的排出量，縮短腎中HCO3-的停留時間。2.紅細(xì)胞中的緩沖液H2b～Hb-、HHbO2～HbO2-輸送O2，排出CO2；血液中肺中緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義★質(zhì)子酸堿的定義、共軛酸堿對、酸堿的強(qiáng)弱小結(jié)1.酸堿質(zhì)子理論★一元弱酸、弱堿計(jì)算（最簡式）★同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)小結(jié)★緩沖溶液的概念、組成、緩沖作用機(jī)制★緩沖溶液pH的計(jì)算（最簡式）★緩沖容量、緩沖范圍影響緩沖容量的因素：C總、緩沖比2.緩沖溶液作業(yè)P125—126

2、15、18、20思考題：5、6、7、15參考書1.《基礎(chǔ)醫(yī)學(xué)化學(xué)(第四版)》趙欽云南科技出版社2.《分析化學(xué)(第三版)》武漢大學(xué)高等教育出版社3.《無機(jī)化學(xué)(上)》孟慶珍北京師范大學(xué)出版社4.《無機(jī)化學(xué)原理》王致勇清華大學(xué)出版社5.《無機(jī)化學(xué)(第一版)》章琦人民衛(wèi)生出版社6.《無機(jī)化學(xué)(第二版)》王夔人民衛(wèi)生出版社課堂練習(xí)1.根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，下列質(zhì)子堿在水溶液中堿性最強(qiáng)的是()。答案：C(A)NO3-(B)SO42-

(C)CO32-(D)Cl-課堂練習(xí)1.已知一元弱酸HB的濃度為c(HB)，溶液中HB，H3O+和B-

之和為αc(HB)，則HB的解離度為