近似：
C碱-[OH-]≈C碱，C盐+[OH-]≈C盐
则：
Kb=C盐[OH-]/C碱
得汉德森公式：
[OH-]=KbC碱/C盐
类似HA-MA体系的汉德森公式：
[H+]=KaC酸/C盐
计算实例：
见书322页例9-7、9-8。
9-4-4多元酸
1.定义:
多元酸（酸碱电离理论）：
在水溶液中电离出一个以上的质子（H+）的酸。
（或多元酸：
含有一个以上可以电离的H+，如H2SO4、H3PO4、H2S、H2CO3、H2SO3）。
2.多元弱酸的电离平衡
（1）电离特点：
A.多元酸在水溶液中分步（级）电离。
298K时H2S的电离：
H2S+H2O=H3O++HS-Ka1=5.7×10-8
HS-+H2O=H3O++S2-Ka2=1.2×10-15
事实：
Ka1>>Ka2。
B.电解质多级电离的规律：
电解质多级电离的电离常数是逐级显著地减小的。
原因：
1、从负离子（HS-）中电离出带正离子（H+）要比从中性分子中电离出正离子（H+）困难；
2、第一级电离出的H+离子对第二级电离有很大的抑制作用（同离子效应）。
（2）多元弱酸的计算：
a、计算[H+]：
H2S=H++HS-
C-[H+][H+]+[S2-][HS-]-[S2-]
HS-=H++S2-
[HS-]-[S2-][H+]+[S2-][S2-]
因为：
Ka1>>Ka2，[S2-]很小。
近似：
[H+]+[S2-]≈[H+]≈[HS-]-[S2-]≈[HS-]
即：
[H+]计算只考虑第一级电离。
当C/Ka1≥500时：
b、计算[S2-]：
第二级电离：
HS-=H++S2-
[HS-][H+][S2-]
Ka2=[H+][S2-]/[HS-]
因为：
[HS-]=[H+]
得：
[S2-]=Ka2
纯多元弱酸第二级电离生成的酸根，其浓度近似等于第二级电离常数。
例9-9P324
c、酸度对多元弱酸电离的影响
合并第一、二级电离：
H2S=2H++S2-
得：
Ka=[H+]2[S2-]/[H2S]
显然：
Ka=Ka1Ka2
通过控制溶液的酸度，可以控制[S2-]：
例见书324页例9-10
3.多元酸（酸碱质子理论）还包括高价金属阳离子。
高价金属阳离子在水中的存在形式：
M（H2O）mn+。
高价金属阳离子与水的反应（水解）：
[Al（H2O）6]3++H2O=[Al（H2O）5（OH）]2++H3+OKa1
[Al（OH）（H2O）5]2++H2O=[Al（H2O）4（OH）]++H3+OKa2
[Al（OH）2（H2O）4]2++H2O=[Al（H2O）4（OH）]++H3+OKa3
9-4-5多元碱
多元弱酸根与水的反应（水解）。
CO32-+H2O=HCO3-+OH-
[HCO3-][OH-][H+]Kw
Kb1=—————————=——
[CO32-][H+]Ka2
HCO3-+H2O=H2CO3+OH-
[H2CO3][OH-][H+]Kw
Kb2=————————=——
[HCO3-][H+]Ka1
2.以第一级电离为主（∵Kb1＞＞Kb2）.且[OH-]主要来源于第一步电离。
3.多元弱碱的计算：
例求0.10mol·L-1的Na2CO3溶液的[OH-],已知H2CO3的Ka1=4.2×10-7,Ka2=5.6×10-11
[例9-11]：
P.326
9-4-6酸碱两性物质的电离
质子理论中既可以作为酸，又可以作为碱的物质。
如HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等。
HCO3-+H2O=H2CO3+OH-
[H2CO3][OH-]Kw
Kb2=——————=——
[HCO3-]Ka1
Kb2＝2.3×10－8
HCO3-=H++CO32-
[HCO3-][H+]
Ka2=——————
[CO32-]
Ka2＝5.61×10-11
从Ka和Kb的数值的相对大小判断溶液的酸碱性。
若Ka>Kb则溶液显酸性，反之显碱性。
9-5缓冲溶液
1.实验事实：
向纯水（pH=7.0）中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化
向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。
2.缓冲溶液:
是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液
3.缓冲原理：
HAc=H++Ac-
NaAc=Na++Ac-
加入酸，如HCl，H+与Ac-结合，生成HAc，[H+]变化不大，溶液的pH值变化不大。
加入碱，如NaOH，HAc与OH-与结合，生成Ac-，[H+]变化不大，溶液PH值变化也不大。
结论：
少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。
4．缓冲溶液[H+]的计算
弱酸—弱酸强碱盐
[H+]=Ka（C酸/C盐）pH=pKa-lg（C酸/C盐）
弱碱—强酸弱碱盐的缓冲体系：
[OH-]=Kb（C碱/C盐）pOH=pKb-lgC碱/C盐）
5．结论：
缓冲溶液的pH取决于两个因素，即Ka（Kb）及C酸/C盐（C碱/C盐）
适当地稀释缓冲溶液时，由于酸和盐同等程度地减少，pH值基本保持不变。
稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作用发生明显变化时，pH值才发生明显的变化。
6.选择缓冲溶液的步骤:
首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱
一般（C酸/C盐）在0.1~10范围内具有缓冲能力，故pH=pKa±1
选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
7．缓冲溶液的应用
许多化学反应要在一定pH范围内进行；人体血液必须维持pH在7.4左右。
9-6酸碱指示剂
酸碱指示剂通常是有机弱酸或有机弱碱。
酸碱指示剂作用原理
在溶液中：
HIn+H2O=In+H3O+
平衡时：
KHIn=[In][H3O+]/[HIn]
共轭酸碱对HIn-In的颜色不同。
酸度可以控制共轭酸碱对的相对浓度。
不同酸度指示剂有不同颜色。
实验证明：
当[In]/[HIn]在10-1/10之间时，
肉眼不能分辨HIn-In的颜色差异。
指示剂的变色域：
[In]/[HIn]在10-1/10之间时的pH范围。
pH=pKHIn±1
讨论：
a、[In]/[HIn]≤1/10时：
pH≤pKHIn－1
肉眼观测到共轭酸的颜色：
酸色。
b、[In]/[HIn]≥10时：
pH≥pKHIn＋1
肉眼观测到共轭碱的颜色：
碱色。
c、[In]/[HIn]在10-1/10之间时：
pH=pKHIn±1
肉眼观测到共轭酸、碱混合色：
过渡色。
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