1、1酸碱概述酸碱的通性酸碱的通性酸能使紫色的石蕊变红，具有酸性；碱能使红色的石蕊变蓝，使无色酚酞变红，具有碱性。酸碱反应生成盐和水。pH值值水溶液中H+浓度的负对数。pH = -lgc(H+)/c)。酸碱的定义酸碱的定义凡在水溶液中电离生成的阳离子全部为H+的物质为酸，凡在水溶液中电离生成的阴离子全部为OH-的物质为碱。酸碱反应是在水溶液中酸电离出的H+和碱电离出的OH-结合为水的过程。（酸碱电离理论）26.1 酸碱质子理论概念概念凡在一定条件下能给出质子(H+)的物质为酸，凡在一定条件下能接受质子的物质为碱。Bronsted & Lowry 1923理论浅析1）适用体系不在局限于水溶液；2）涵
2、盖的物质范围扩大；3）酸碱的判定以得失质子为依据，酸碱成对出现，酸碱的联系更加紧密，对酸碱性质的解释直观合理；4）理论中存在一定局限性。36.1.2.1 酸碱概念和酸碱反应酸质子 + 碱HCl=H+Cl-HAc=H+Ac-H2CO3=H+HCO3-HCO3-=H+CO32-NH4+=H+NH3H2O=H+OH-H3O+=H+H2OAl(H2O) 63+=H+Al (H2O) 5(OH-)2+酸碱半反应4酸碱反应HCl+NH3=Cl-+NH4+酸（1） + 碱（2）= 碱（1）+酸（ 2 ）质子酸碱理论认为，所谓的酸碱反应，是酸与碱相互作用，分别转化为共轭碱和共轭酸的反应，即酸与碱的质子转移反应
3、。56.1.2.2 酸碱的相对强弱水的质子自递反应水的质子自递反应和和质子自递常数质子自递常数弱一元酸碱的离解弱一元酸碱的离解弱多元酸碱的离解弱多元酸碱的离解酸碱的离解度和离解常数酸碱的离解度和离解常数6质子酸碱的概念关系OH-+H+=H2O+ H+=H3O+水的酸碱半反应共轭酸碱对 2共轭酸碱对共轭酸碱对 1两性物质7水的质子自递反应H2O=H+OH-(1)H2O+H+=H3O+(2)H2O+H2O=H3O+OH-(3)H2O=H+OH-(4)Kw=c(H3O+)/c c(OH-)/c(5)Kw：水的离解常数；水的质子自递常数；水的离子积。8不同温度时水的质子自递常数t/0102024255
4、0100Kw1.13910-152.92010-156.80910-151.00010-141.00810-145.47410-145.5010-13严格来讲，应采用实验温度时的 Kw值，通常情况下，反应在室温进行， Kw取1.010-14。9例例*计算c (HCl) =0.1 molL-1的盐酸水溶液的pH值和pOH值。解：HCl是强酸，在水溶液中完全离解，产生的H+对水的离解具有强烈的抑制作用，故计算氢离子浓度时，可忽略水的离解。 c (H+) = 0.10 molL-1, pH=1.00K w =c(H+)/cc(OH-)/c c (OH-)=Kw/c= 1.010-13 molL-1c
5、(H+)/cpOH=13.00合理近似合理近似利用水的离子利用水的离子积常数关系积常数关系10弱一元酸的离解HAc+H2O=H3O+Ac-Ka (HAc) = 1.810-5NH4+H2O=H3O+NH3Ka (NH4+) = 5.610-10HS-+H2O=H3O+S2-Ka (HS-) = 7.110-15HB + H2O=H3O+B-Ka=c(H3O+)/cc(B-)/cc(HB)/cKa弱酸的离解常数三种酸的强弱顺序： HAc NH4+ HS-11弱一元碱的离解Ac-+H2O=HAc+OH-Kb(Ac-) =5.610-10NH3+H2O=NH4+OH-Kb(NH3)= 1.810-5
6、S2-+H2O=HS-+OH-Kb(S2-) = 1.4B+H2O=HB+OH-Kb=c(OH-)/cc(HB+)/cc(B)/cKb:弱碱的离解常数三种碱的强弱顺序： S2- NH3 Ac-12共轭酸碱离解常数之间的关系Kw=Ka(HB) Kb (B-)HB+H2O = H3O+B-K(1) =Ka(HB) B-+H2O =OH-+HBK(2) =Kb(B-)对于共轭酸碱：两式相加：H2O+H2O =H3O+OH-K(1) K(2) =Ka (HB) Kb (B-)=Kw多重平衡体系13多元弱酸碱的离解碳酸的离解H2CO3+H2O=H3O+HCO3-Ka1 = 4.3010 -7HCO3-+
7、H2O=H3O+CO32-Ka2 = 5.6110 -11磷酸的离解H3PO4+H2O=H3O+H2PO4-Ka1 = 7.610 -3H2PO4-+H2O=H3O+HPO4 2 -Ka2 = 6.310 -8HPO4 2 -+H2O=H3O+PO4 3 -Ka3 = 4.410 -13磷酸根的离解PO43-+H2O=OH-+HPO42-Kb1 = 2.310 -2HPO42-+H2O=OH-+H2PO4 -Kb2 = 1.610 -7H2PO4 -+H2O=OH-+H3PO4Kb3 = 1.310 -12(1)分步离解，酸碱性逐步减弱；(2)存在复杂的多重平衡关系;(3) 多个共轭酸碱对。1
8、4离解度和酸碱离解常数离解度HB +H2O=H3O+B-平衡前：c000平衡后： c0(1-)c0 c0 忽略水的质子自递反应c(HB)/cc(H3O+)/c c(B-)/cKa(HB)=c0(1-) /cc0 /c c0 /c=c0(1-) c0 近似一近似二15成立条件：酸的浓度不太小，离解度不太大时。稀释定律16例例6-1 已知HAc的Ka=1.810-5，求Ac-的Kb值。解：Ac-为HAc的共轭碱，所以：Kb (Ac-)=Kw=1.0 10-14=5.6 10-10Ka (HAc)1.810-517例例 6-2 试从酸碱质子理论的角度定性说明为什么NaH2PO4溶液显酸性。答：NaH
9、2PO4在水溶液中完全离解为Na+和H2PO4-离子，H2PO4-既可以给出质子也可以得到质子。(1) H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO42-(2) H2PO4- + H2O = H3PO4 + OH-K1 = Ka2 (H3PO4) = 6.3 10-8K2 = Kb3 (PO43-) = Kw / Ka1 (H3PO4) = 1.010-14/(7.6 10-3) = 1.3 10-12K1 K2, 反应(1)进行的趋势大，溶液显酸性。186.2 酸碱平衡6.2.1 溶液的pH值:pH = -lg c(H3O+)/c (6-5)通常用pH值用来表示溶液的酸度。pH + p
10、OH = pKw在常温(25)下， pH + pOH = 14.00 （ 6-6 ）12345 6789 10 11 12 13 140酸性增强碱性增强196.2.2弱酸（碱）的离解平衡6.2.2.1 一元弱酸（碱）的离解平衡HB+H2O=H3O+B-起始浓度(molL-1)c000平衡浓度(molL-1)c0-xxx忽略水离解产生的H+c0/Ka 500， c0-x c0（6-8）20/ )B(/ )OH(/ )HA(/ )H(0-0ccKccccKccba(6-8)(6-9)c0/Ka 500, c0-x c0;21例例6-3 计算c (HAc)=0.10 molL-1的醋酸水溶液中的c(
11、H3O+), c(OH-), pH值及离解度。 Ka (HAc) =1.7610 -5 解：c/c=0.10500Ka1.7610 -5故可用最简式计算：c(H+)/c =Ka c/c = 1.76 10 -5 0.10=1.3 10 - 3 (HAc)=c(H+)=1.3%c(HAc)c(H+) =1.3 10 3 molL-1c(OH-) =7.7 10 12 molL-1两个重要近似：忽略水的离解；cc0.判断能否使用最简式计算22例例6-4 将2.45gNaCN固体配成500 mL水溶液，计算此溶液的pH值为多少。Ka (HCN) =6.2010 -10 解：c/c=0.10500Kb
12、1.0 10-14 /6.2010 -10CN- + H2O = HCN + OH-溶液中CN-的初始浓度为：2.45/(490.5) = 0.10 (molL-1)c(OH-)/ c = 1.0 10-14 /6.2010 10 0.10= 1.3 10-3pH = 14- pOH = 14-2.89 = 11.11先判断能否用最简式计算236.2.2.2 弱多元酸碱的离解平衡c(H2S)/ c=1.310-7c(H3O+)/ cc(HS-)/ cKa1=c(HS-)/ c=7.110-15c(H3O+)/ cc(S2-)/ cKa2=c(H3PO4)/ c=6.910-3c(H3O+)/
13、cc(H2PO4-)/ cKa1=c(H2PO4-)/ c=6.210-8c(H3O+)/ cc(HPO42-)/ cKa2=c(HPO4-)/ c=4.810-13c(H3O+)/ cc(PO43-)/ cKa3=24Al(H2O)63+ + H2O = Al(OH)(H2O)52+ + H3O+Al(OH)(H2O)5+ + H2O = Al(OH)2(H2O)4+ + H3O+Al(OH)2(H2O)4+ + H2O = Al(OH)3(H2O)3 + H3O+ 多元弱酸都是分步离解的，其各级离解常数的数值往往相差104105，第一步离解出的质子又可以抑制后面各步的离解平衡，因此在计算多
14、元弱酸体系的pH值时，可近似的认为质子是第一步离解所产生的，而以后各步离解产生的质子可以忽略不计。一条非常重要的近似原则Sn2+,Sb3+, Bi3+,Zn2+, Fe2+, Fe3+, Cu2+等金属离子的水合离子也都是质子酸，在水溶液中就极易水解，所以配制这些盐的水溶液时应先进行酸化。25碳酸根的离解CO32-+ H2O = HCO3-+ OH-Kb1=c(OH-)/cc(HCO3-)/c=1.7810 -4c(CO32-)/cHCO3-+ H2O = H2CO3+OH-Kb2 =c(H2CO3)/cc(OH-)/c=2.3310 -8c(HCO3-)/cKb1 ：多元弱碱的第一步离解常数
15、；Kb2 ：多元弱碱的第一步离解常数。26例例6-5 计算0.10 molL-1 H2S水溶液的c(H3O+), c (HS-)和c(S2-)以及H2S的离解度。解：计算c(H+)时，将氢硫酸作为弱一元酸处理： c/c500Ka1，故可采用最简式计算：c (H+)/c =K a1c/c = 1.3 10 -7 0.10=1.14 10 - 4c (H+)=1.14 10 - 4 由于可忽略第二步离解，因此： c (HS-) =c (H+)=1.14 10 - 4 HS-+H2O=S2-+H3O+Ka2 =c(H+)/cc(S2-)/cc(HS-)/cS2-由第二步离解产生：弱酸水溶液是多重平衡
16、体系，所以H+，HS-应同时满足两步离解平衡关系式，又有c (HS-) =c (H+)的近似关系成立，所以：c(S2-)/c =c(H+)/cc(S2-)/c K a2c(HS-)/cc(S2-)=7.1 10 -15 = 1.14 10 - 4 /0.10 =0.114%近似处理1近似处理2多重平衡原理27例例6-6 计算0.10 molL-1 Na2S溶液中c(S2-)、 c(HS-)和S2-的离解度。解：S2-+H2O=OH-+HS-(1)HS-+H2O=OH-+H2S(2)Kb1= Kw/ Ka2 =(1.010-14)/(7.110-15) = 1.41Kb2= Kw/ Ka1 =(
17、1.010-14)/(1.310-7) = 7.710-8Kb1 Kb2, 可忽略第二步离解。S2-+H2O=OH-+HS-起始浓度/ c :0.1000平衡浓度/ c ：0.10-xxxc0/ Kb1 500, 不能用最简式计算。x2=1.410.10-x解得：x=0.09c(HS-) =0.09 (molL-1 )c(S2-) =0.10-0.09=0.01(molL-1 )=0.09100%=90%0.1028两性物质的酸碱性Ka1 Ka2 c(H3O+)/c=HCO3-, H2PO4-, HPO42-, NH4Ac, HC2O4,NH4CN等两性物质水溶液：pH=1(pKa1+p Ka
18、2 )2296.3 酸碱平衡的移动6.3.1 稀释作用*6.3.2 同离子效应和盐效应6.3.3 介质酸度对酸碱平衡的影响*306.3.1 稀释作用HB=H+B-Ka=c(H+)c(B-)c c c (HB)c 稀释为原溶液体积的n倍后：Q =c(H+)c(B-)c c c (HB)c 1=Ka Ka nn稀释后酸的离解度变大，但酸度降低。316.3.2 同离子效应HAc +H2O=H3O+Ac-NH3+H2O=OH-+NH4+Ac-+ H2O=OH-+HAcNH4+ H2O=H3O+NH3改变体系中参与平衡的某种离子浓度，使平衡向指改变体系中参与平衡的某种离子浓度，使平衡向指定方向移动的现象
19、，称为同离子效应。定方向移动的现象，称为同离子效应。 向弱酸（或弱碱）水溶液中加入其共轭碱（或共轭酸），将会向弱酸（或弱碱）水溶液中加入其共轭碱（或共轭酸），将会使弱酸（或弱碱）的离解反应受到抑制，使溶液的酸度发生改变。使弱酸（或弱碱）的离解反应受到抑制，使溶液的酸度发生改变。此种此种共轭酸碱对之间对离解反应的相互抑制称为同离子效应。共轭酸碱对之间对离解反应的相互抑制称为同离子效应。32盐效应* c=a 标准平衡常数严格来讲是活度积标准平衡常数严格来讲是活度积。如果向弱酸或弱碱的平。如果向弱酸或弱碱的平衡体系中加入与之不具相同离子的强电解质，则会导致弱酸或衡体系中加入与之不具相同离子的强电解质
20、，则会导致弱酸或弱碱的离解度增加。这种现象称为盐效应。弱碱的离解度增加。这种现象称为盐效应。33例例6-8 计算 (1)向0.10 molL-1的HAc溶液中加入NaAc使之浓度为0.10 molL-1，计算混合溶液的pH值和醋酸的离解度；(2)向0.10 molL-1的HAc溶液加入HCl，使其浓度为0.10 molL-1, 计算混合溶液的pH值和解离度。解：设平衡时溶液中氢离子的相对浓度c(H+)/c= xHAc+H2O=H3O+Ac-0.10-xx0.10+x根据K a =c(H3O+)/cc(Ac-)/cc(HAc)/c得：c(H3O+)/c = Kac(HAc)/c = Ka0.10
21、-xc(Ac-)/c 0.10+x同离子效应使二者的离解度大大降低，故用初始浓度代替平衡浓度，上式化简：c(H+)/c = K a0.10= K a =1.8 10 -50.10c(H3O+)=1.8 10 5 (HAc)= 1.76 10 5 =0.018 %0.1034设平衡时溶液中氢离子的相对浓度 c(H+)/c= xHAc+H2O=H3O+Ac-0.10-x0.10+xx根据K a =c(H3O+)/cc(Ac-)/cc(HAc)/c得：c(Ac-)/c = Kac(HAc)/c = Ka0.10-xc(H3O+)/c 0.10+x同离子效应使二者的离解度大大降低，故用初始浓度代替平衡
22、浓度，上式化简：c(Ac-)/c = K a0.10= Ka =1.8 10 -50.10c(H3O+)0.10 (HAc)= 1.76 10 5 =0.018 %0.1035共轭酸碱溶液酸碱度计算的经验公式共轭酸碱溶液酸碱度计算的经验公式pH= pKa-lgc(A)/cc(B)/cpOH= pKb -lgc(B)/cc(A)/c36【 例*】向100 mL c(NH3)=0.10 molL-1的氨水中加入100 mL c(HCl)=0.050 molL-1的盐酸，计算所得溶液的pH值。解：反应后：c(NH4+)= 0.050 molL-1 100 mL = 0.025 molL-1 200
23、mLc(NH3)=0.10 molL-1 100 mL - 0.050 molL-1 100 mL = 0.025 molL-1 200 mLpOH= pKb (NH3) -lgc (NH3) /c =4.74c (NH4+) /c pH=9.26得：37【例*】计算c(NaHCO3)=0.10 molL-1的碳酸氢钠与c(Na2CO3)=0.10 molL-1的混合液的pH值。解一pH= pK a2 (H2CO3) -lgc (HCO3-) /c = pKa2 (H2CO3) =10.25c (CO32-) /c HCO3-+H2O =CO32-+H3O+CO32-+H2O =HCO3-+O
24、H-解二：？386.3.3* 介质酸度对酸碱平衡的影响介质酸度对酸碱平衡的影响HB+ H2O=H3O+B-介质酸度与共轭酸碱对各型体浓度之间的关系为：pH= pKa -lgc(HB)/c= pKa -lgc(HB)c(B-)/cc(B-)当 pH= pKa 时， 酸式型体和碱式型体浓度相等；当 pHpKa 时，碱式型体为主。 39醋酸的型体分布图*40弱二元酸碱溶液的型体分布*H2B=H+HB-pH=pKa1-lgc(H2B)c(HB-)HB-=H+B2-pH=pK a2 -lgc(HB-)c(B2-)pKa1时，且 pKa1 pKa2 ，则：pKa2时，且 pKa1 pKa2 ，则：B2-B
25、pKa1 pKa2)/2 时，且 pKa1 pKa2 ，则：HB-的摩尔分数达到最大值，B2-B41Ka1Ka2H2AHA-A2-(Ka1+ Ka2)/242弱多元酸的型体分布*a1pKa2pKa343介质酸度影响酸碱平衡的一些实例介质酸度影响酸碱平衡的一些实例* *1. 酸碱指示剂变色甲基橙甲基红酚酞44c(H2S)/ c=1.310-7c(H3O+)/ cc(HS-)/ cKa1=c(HS-)/ c=7.110-15c(H3O+)/ cc(S2-)/ cKa2=H2S + 2H2O = 2H3O+ + S2-Ka= Ka1 Ka2=c(H3O+)/ c2c(S2-)/ c=9.2310-2
26、2c(H2S)/ c金属硫化物的分步沉淀*45例例6-9 在0.10 molL-1的HCl溶液中通入H2S至饱和，求溶液中 S2-的浓度。解：H2S+2H2O=2H3O+S2-平衡时0.100.10 x在同离子效应基础上的合理近似Ka= Ka1 Ka2=c(H3O+)/ c2c(S2-)/ c=9.2310-22c(H2S)/ c(0.10)2x=9.2310-220.10 x = 9.2310-21c(S2-) = 9.2310-21 molL-1466.4 缓冲溶液缓冲溶液6.4.1 缓冲溶液的作用原理6.4.2 缓冲溶液的配制重要的缓冲溶液476.4.1 缓冲溶液的作用原理pH= pKa
27、 -lgc(A)/cc(B)/cpOH= pKb -lgc(B)/cc(A)/c48【例*】已知c (HAc)=0.10 molL-1的醋酸水溶液的pH为2.89。向100mL该溶液中加入1.0 mL的c(NaOH)=1.0 molL-1后，溶液pH的改变。解加入NaOH后：OH-+HAc=Ac-+H2Oc (HAc)=0.10 molL-1 molL-1molL-1 101mLc (Ac-)=molL-1molL-1 101mLpH=pKa (HAc)-lgc (HAc)=4.74-lg0.089=3.79c (Ac-)0.01049【例*】计算一含有c (HAc)=0.10 molL-1的
28、醋酸和c(NaAc)=0.10 molL-1醋酸钠的水溶液的pH。向100mL该溶液中加入： （1）1mL 1.0 molL-1的盐酸；（2）1mL 1.0 molL-1的NaOH溶液；（3）100 mL水后，溶液的pH值各改变多少？解：pH=pKa(HAc)-lgc (HAc)=4.74-lg0.10=4.74c (Ac-)0.10(1) 加入HCl 后：H+Ac-= HAcc (HAc)=0.10 molL-1 molL-1molL-1 101mLc (Ac-)=0.10 molL-1 molL-1molL-1 101mLpH=pKa (HAc)-lgc (HAc)=4.74-lg0.11
29、=4.65c (Ac-)0.089pH=-0.0950（2）加入NaOH后:OH-+HAc=Ac-+H2Oc (HAc)=0.089 molL-1c (Ac-)=0.11 molL-1pH=pKa (HAc)-lgc (HAc)=4.74-lg0.089=4.83c (Ac-)0.11（3）加入水后：c (HAc)=0.050 molL-1c (Ac-)=0.050 molL-1pH=pKa (HAc)-lgc (HAc)=4.74-lg0.050=4.74c (Ac-)0.05051酸碱缓冲溶液的一些规律酸碱缓冲溶液由酸碱对组成，具有明显的缓冲作用，单一的酸碱不具备对外来强酸强碱的缓冲作用；
30、缓冲体系的缓冲能力来自共轭酸碱的强烈同离子效应；pH= pKa -lgc(A)/cc(B)/c526.4.2 酸碱缓冲溶液的配制酸碱缓冲溶液的配制1. 缓冲溶液的缓冲能力有一定的限度，只对不致引起共轭酸碱浓度比大幅度变化的少量酸碱具有缓冲作用；2.适当提高共轭酸碱对的浓度能提高缓冲液的缓冲能力，实际工作中缓冲液的浓度在0.11.0 molL-1之间；3.当总浓度一定时，酸碱浓度比值为1时缓冲能力最强，实际工作中以二者的比值在0.110之间；4.缓冲溶液的有效缓冲范围为pH= pKa 1, pOH= pKb 1，缓冲溶液的pH值取决于所选共轭酸碱的Ka和Kb 。53缓冲溶液的配制步骤缓冲溶液的配
31、制步骤1. 按要求配制的缓冲液的pH或pOH值选择合适的缓冲对：pKa1, pKb 1，2.计算缓冲对的浓度比:pH= pKa -lgc(A)/cc(B)/cpOH= pKb -lgc(B)/cc(A)/c3. 酸碱浓度应控制在0.11.0 molL-1范围之内；4.用酸度计测定缓冲液的pH值，若有差异，加入少量酸碱进行调整。选算取配调54例例6-10 欲配制pH=3.2的缓冲溶液，应选用HCOOHHCOONa, HAcNaAc, H3BO3NaH2BO3中的哪一对缓冲体系？解：所选缓冲对的pKa值应在2.24.2之间，或pKb在9.811.8之间:pKa () =3.75pKa () =4.
32、76pK a1 () =9.24所以应选： HCOOHHCOONa缓冲对。55【 例例6-11】欲配制pH=9.20的NH4+-NH3缓冲溶液500 mL, 若使缓冲溶液中NH3的浓度为1.0 molL-1，需用浓氨水(c=15 molL-1)多少毫升和固体NH4Cl多少克？解：c(NH3)/cc(NH4+)/cpH= pKa (NH4+) -lg1.0c(NH4+)/c9.20 = 14- pKb (NH3) lg查附表附表-3得：pKb (NH3) =4.74， 代入上式可得：1.0c(NH4+)/c9.20 = 14- 4.74lglg c(NH4+)/c=0.06c(NH4+) =1.
33、14 molL-1m(NH4Cl) = 1.14 0.553.5=30.47(g)V(NH3H2O)=1.0 0.515 =0.033(L), 合33mL。56例例6-12 欲配制pH=4.70的缓冲溶液500 mL。问应用50 mL 1.0 molL-1NaOH和多少毫升的1.0 molL-1的HAc溶液混合，需补加多少毫升水？解：pH=pKa (HAc)-lgc (HAc)/c= 4.74-lgc (HAc)/cc (Ac-) /cc (Ac-) /cc (Ac-) /cc (HAc)/c=0.04lgc (Ac-)c (HAc)=1.11缓冲溶液中的Ac-由HAc与NaOH反应得到，在缓
34、冲溶液中：c(Ac-) = c(NaOH) V(NaOH)/0.5=0.1 (molL-1)； c (HAc)=0.111 molL-1。 n0(HAc) = n(Ac-) +n(HAc)= c(Ac-)+ c (HAc) 0.5=0.105(mol); V(HAc)=0.1051.0=0.11(L),合110 mL。 V(H2O)= 500-50-110=340 (mL)。需HAc110 mL， 补加水340 mL。57缓冲溶液的作用*控制溶液体系的pH值58正常pH值为7.4。pH= pKa1 (H2CO3)-lgc(H2CO3)/cc(HCO3-)/cpH7.7，肺中的CO2不能与O2进
35、行有效交换。血液pH值超出7.07.8范围，生命将受到威胁。人的血液是由H2CO3-HCO3-, H2PO4-HPO42-和蛋白质等构成的缓冲体系595.4 其它类型的酸碱缓冲溶液较浓的强酸强碱缓冲范围在pH12, 应用价值不大；两性物质（尤其是相邻两级离解常数相差较小的弱酸的酸式盐）；邻苯二甲酸氢钾酒石酸 （ pKa1 =3.04， pKa2 =4.37）标准缓冲溶液（表6-1）60酸碱反应的生物学意义酸碱反应的生物学意义* * 生物体是以水为基础的系统，而生命体与水溶液中的各种化学平衡，尤其是酸碱平衡密切相关。 保持酶的高活性中和代谢过程中产生的酸和碱61本章小节质子酸碱理论弱酸碱的离解及酸度计算水的质子自递反应酸碱平衡的移动酸碱缓冲溶液
