《酸碱反应》PPT课件.ppt

第第3章章 酸碱反应酸碱反应第3章 酸碱反应•3.1 酸碱之子理论酸碱之子理论•3.2 水溶液中的质子转移平衡及有关计算水溶液中的质子转移平衡及有关计算•3.3 缓冲溶液缓冲溶液3.1 3.1 酸碱质子理论酸碱质子理论酸碱理论：酸碱理论：Arrhenius电离理论电离理论：：酸酸—在在水中水中解离出的阳解离出的阳离子全部是离子全部是H+的物质的物质碱碱—在在水中水中解离出的解离出的阴阴离子全部是离子全部是OH-的物质的物质HCl→H++Cl-NaOH→OH-+Na+强调：酸碱反应只是在水中进行的中和反应强调：酸碱反应只是在水中进行的中和反应Bronsted：：酸碱质子理论酸碱质子理论 酸酸—凡能凡能给出给出质子质子(H+)的物质的物质 碱碱—凡能凡能接受接受质子质子(H+)的物质的物质NH4+NH3优点：酸碱反应范围扩大，并可不在水中进行优点：酸碱反应范围扩大，并可不在水中进行例：例：NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl（（s））1、酸碱定义、酸碱定义凡能给出质子（凡能给出质子（H+））的物质称为的物质称为酸酸凡能接受质子（凡能接受质子（H+））的物质称为的物质称为碱碱⒈ ⒈ 酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子. .⒉ ⒉ 酸和碱具有相对性酸和碱具有相对性. .⒊ ⒊ 没有没有“盐盐”的概念的概念. . HCl H+ + Cl- HAc H+ + Ac- NH4+ H+ + NH3 H2SO3 H+ + HSO3- HSO3- H+ + SO32-如：如：酸酸 碱碱两性物质两性物质H2O、、HCO3-、、H2PO4-HPO42-、、HSO4-、、HS-、、…（既可为酸、又可为碱）（既可为酸、又可为碱）提问提问下列各物质是酸或是碱？下列各物质是酸或是碱？HFF-HCNCN-NH4+NH3H2CO3HCO3-CO32-H3PO4H2PO4-HPO42- PO43-共轭酸碱对共轭酸碱对HB H+ +B-HB是是B-的共轭酸的共轭酸B-是是HB的共轭碱的共轭碱酸酸碱碱共轭共轭HB~B-称为共轭酸碱对称为共轭酸碱对条件②②二二者者仅仅差差一一个个①①均均有有 部部分分BH+常见共轭酸碱对常见共轭酸碱对 酸酸 H3O+H3PO4H2PO4-HPO42-H2CO3 HAc NH4+ H2O质子质子 H+ H+ H+ H+ H+ H+ H+ H++++++++++ 碱碱 H2OH2PO4-HPO42- PO43-HCO3- Ac - NH3 OH-酸酸碱碱半半反反应应(共轭酸）共轭酸）(共轭碱共轭碱)NH4+NH3HAcAc -H3O+H3PO4 PO43-H3PO4HPO42- H3PO4H2PO4-HCO3-H2CO3OH-HCl Cl-H2PO4- HPO42-H2PO4-PO43- HPO42-PO43-CO32-H2CO3CO32-HCO3-HPO4-H2CO3HCO3-H2PO4-提问提问下列是否共轭酸碱对？下列是否共轭酸碱对？H2PO4-共轭酸是共轭酸是共轭碱是共轭碱是H2CO3CO32-HCO3-共轭酸是共轭酸是共轭碱是共轭碱是H3PO4HPO42-填空填空两性物质两性物质2 2、酸碱反应的实质、酸碱反应的实质酸碱反应的实质酸碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递反应两个共轭酸碱对之间的质子传递反应A1+B2H++A2B1H+酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)HF(aq) H+ + F－(aq)H+ + H2O(l) H3O+(aq)HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F－(aq) 一个完整的酸碱反应要在两个共轭酸碱对中进行一个完整的酸碱反应要在两个共轭酸碱对中进行3 3、酸碱反应的分类、酸碱反应的分类解离解离 HCl + H2O中和中和水解水解 H2O + Ac- H3O+ + OH- H2O + H2O HAc + H2OH3O+ + Cl-H2O + NH3H3O+ + Ac-NH4+ + OH- NH4+ + H2OHAc + OH- H3O+ + NH3反应方向：强酸反应方向：强酸+强碱强碱 弱酸弱酸+弱碱弱碱H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)溶剂的质子自递溶剂的质子自递 HAc + HClO4ClO4-+ H2Ac+非水质子溶剂中的反应非水质子溶剂中的反应4 4、酸碱强度、酸碱强度酸给出质子的能力越强酸给出质子的能力越强, 酸性就越强；其共轭酸性就越强；其共轭碱的碱性就越弱碱的碱性就越弱碱接受质子的能力越强碱接受质子的能力越强, 碱性就越强；其共轭碱性就越强；其共轭酸的酸性就越弱酸的酸性就越弱①①与与酸碱的本性有关酸碱的本性有关②②与溶剂的性质有关与溶剂的性质有关如：如：HCl＞＞HAc，，Cl-＜＜Ac-溶剂的拉平效应和区分效应溶剂的拉平效应和区分效应（（1 1）拉平效应）拉平效应 将不同强度的酸拉平到相同强度水平的效应称为将不同强度的酸拉平到相同强度水平的效应称为拉平效应拉平效应。

具有拉平效应的溶剂称为具有拉平效应的溶剂称为拉平溶剂拉平溶剂 例如：例如：HCl和和HAc是两种强度显著不同的酸是两种强度显著不同的酸,但在液氨中但在液氨中均表现出强酸性均表现出强酸性 由于由于NH3接受质子的能力强接受质子的能力强,上述两个反应向右进行得上述两个反应向右进行得很完全很完全,以致以致HCl和和HAc都被转变成同一种酸都被转变成同一种酸(氨合质子即氨合质子即铵离子铵离子NH4+)，，即它们在液氨中统统被拉平到即它们在液氨中统统被拉平到NH4+的强度的强度水平水平,故二者不存在强度上的差异故二者不存在强度上的差异 因为：因为：（（2 2）区分效应）区分效应 能把各种不同酸的强度区别开来的效应称为能把各种不同酸的强度区别开来的效应称为区分区分效应效应具有区分效应的溶剂叫做具有区分效应的溶剂叫做区分溶剂区分溶剂 例如：例如：HNO3、、H2SO4、、HCl和和HClO4这四种酸在这四种酸在冰醋酸中是不同强度的酸冰醋酸中是不同强度的酸 因为：因为：显然，酸的强度：显然，酸的强度：HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 冰醋酸的碱性较水弱冰醋酸的碱性较水弱3.23.2 水溶液中的质子转移水溶液中的质子转移平衡及有关计算平衡及有关计算1. 1. 活度活度a：：离子的有效浓度离子的有效浓度2. 2. 活度系数活度系数  a =   cc 理论浓度理论浓度   活度系数活度系数活度和活度系数活度和活度系数  反映离子相互牵制作用的大小反映离子相互牵制作用的大小关于活度因子关于活度因子 （（2））B的浓度越小的浓度越小,  越接近越接近1 当当B无限稀时，无限稀时，   =1（（3）中性分子、液态和固态纯物质、）中性分子、液态和固态纯物质、 纯水以及弱电解质的纯水以及弱电解质的   ≈11≥   ＞＞0（（1））  值的一般变化范围值的一般变化范围离子的活度和活度系数的值与离离子的活度和活度系数的值与离子浓度和离子电荷有关子浓度和离子电荷有关一般规律一般规律:溶液中离子浓度越大、离子带电溶液中离子浓度越大、离子带电荷越多，则活度系数越小。

荷越多，则活度系数越小水的质子自递作用和溶液的水的质子自递作用和溶液的pH（（一一））水的质子自递作用水的质子自递作用H2O + H2OH+或或 H2O H3O+ + OH- H+ + OH-任何物质的水溶液中，任何物质的水溶液中， c(H+)c(OH－－)= Kθw =1.0×10-14)OH()OH(3- -+ += =cccc— 水的离子积常数，简称水的离子积水的离子积常数，简称水的离子积25℃纯水：纯水：c(H+)= c(OH－－)=1.0×10-7mol·L-1=1.0×10-14KθW与温度有关，温度不变与温度有关，温度不变KθW不变不变水的解离是吸热反应，当温度升高时水的解离是吸热反应，当温度升高时Kθw增大水的离子积常数与温度的关系水的离子积常数与温度的关系T/KKθw2731.5×10-152917.4×10-152951.00×10-142981.27×10-143235.6×10-143737.4×10-1314ppOHpH==+\溶液的酸碱性和溶液的酸碱性和pH)OH()OH(3-+=cccc lg-=p pH=-lga(H+)稀溶液中，稀溶液中，a(H+)≈ c(H+) ，，则有：则有： pH=-lgc(H+)pOH=-lgc(OH-) 在在纯水或中性纯水或中性溶液中：溶液中： c(H+) = c(OH－－) 在在酸性酸性溶液中：溶液中：c(H+) ＞＞ 1.0×10-7 mol·L-1在在碱性碱性溶液中：溶液中：c(H+) ＜＜ 1.0×10-7 mol·L-1= 1.0×10-7 mol·L-1＞＞ c(OH－－)＜＜ c(OH－－)pH=7 pOH=7 14p=pH＜＜7 pOH＞＞7 14p=pH＞＞7 pOH＜＜7 14p=酸碱在水溶液中的质子转移平衡酸碱在水溶液中的质子转移平衡(一一) 酸碱的解离平衡常数酸碱的解离平衡常数Kθa :酸的解离平衡常酸的解离平衡常数（酸常数）数（酸常数）Kθb:碱的解离平衡常碱的解离平衡常数（碱常数）数（碱常数）B- + H2OHB + OH-Kθb =[OH-] · [HB][B-]HB + H2OB- + H3O+Kθa=[H3O+] · [B-][HB] K a弱酸的解离常数弱酸的解离常数 K b弱碱的解离常数弱碱的解离常数 K i弱电解质的解离常数弱电解质的解离常数 K i是表征弱电解质解离程度大小的特是表征弱电解质解离程度大小的特性常数。

性常数 越小，弱电解质越弱越小，弱电解质越弱 K i K i具有一般平衡常数的特性，在指定具有一般平衡常数的特性，在指定的温度下是定值，与初始浓度无关的温度下是定值，与初始浓度无关在在室温下，可忽略温度对室温下，可忽略温度对 的影响 K i可可通过实验或热力学数据求通过实验或热力学数据求 K iHB + H2O B- + H3O+B- + H2OHB + OH-一元弱酸一元弱酸( )和一元弱碱和一元弱碱( )HBB- 共轭酸碱的解离平衡常数的关系共轭酸碱的解离平衡常数的关系共轭关系：共轭关系：通式通式:HB H+ +B-酸酸碱碱共轭共轭例例:根据查表可知根据查表可知,HAc的酸常数为的酸常数为:Kθa=1.76×10-5,求求NaAc的碱常数的碱常数Kθb解解:HAc~Ac-为共轭酸碱对为共轭酸碱对∵∵∴∴ = 1.00×10-14 /1.76×10-5=5.68 ×10-10  HA H+ +A－－初始浓度初始浓度/mol·L-1 c 0 平衡浓度平衡浓度/mol·L-1 c－－x x x解离度解离度(α)%100%100= == =cα初始浓度初始浓度已解离的浓度已解离的浓度××x平衡浓度平衡浓度/mol·L-1 c (1－－α) cα cα弱电解质的解离度（弱电解质的解离度（α））若若α＜＜5%, 1－－α≈1稀释定律稀释定律------注意：注意：弱弱电解质经稀释后，电解质经稀释后，α增大，增大，但溶液中的但溶液中的c（（H+），），c（（OH—））降低了，降低了，α增大的倍数增大的倍数总是小于溶液稀释的倍数总是小于溶液稀释的倍数一定温度下，弱电解质的解离度与其浓度的平方一定温度下，弱电解质的解离度与其浓度的平方根成反比，溶液越稀，解离度越大。

根成反比，溶液越稀，解离度越大α随浓度的随浓度的改变而改变，表示酸碱的强度用改变而改变，表示酸碱的强度用Kθa、、Kθb酸碱溶液酸碱溶液酸碱溶液酸碱溶液pHpH的计算的计算的计算的计算 HA H+ +A－平衡浓度平衡浓度/mol·L-1 c－－ c(H+) c(H+) c(H+) 则则 c－－ c(H+) ≈ c一元一元弱酸弱酸 K aKW＞＞＞＞若若c / ≥400 K a HA H+ +A－一元一元弱酸弱酸 BOH B+ +OH－一元一元弱碱弱碱pH=14－－pOH 例：已知室温下例：已知室温下HAc的的Kθa=1.74×10-5,求求0.10 mol·L-1 HAc溶液的溶液的pH值c(H+) =√0.10×1.74×10-5=1.32×10-3 mol·L-1 pH=-lg c(H+) =2.89解：解：∵∵C/Kθa =0.10/1.74×10-5Kθa＞＞＞＞KW＞＞400∴ ∴ 例：已知室温下例：已知室温下NH3的的Kθb=1.79×10-5,求求0.10 mol·L-1 NH4Cl溶液的溶液的pH值。

值 Kθa=KθwKθb=1.0×10-141.79×10-5= 5.59×10-10∵∵Ca/Kθa =0.10/5.59×10-10Kθa＞＞＞＞KθW ＞＞400∴ ∴c(H+) = √0.10×5.59×10-10 mol·L-1 =7.48×10-6 mol·L-1 pH=-lg c(H+) =5.13 例：已知室温下例：已知室温下HAc的的Kθa=1.74×10-5,求求0.10 mol·L-1 NaAc溶液的溶液的pH值Kθb=KθwKθa=1.0×10-141.74×10-5= 5.75×10-10解解:∵∵C/Kθb =0.10/5.75×10-10Kθb＞＞ ＞＞ KθW ＞＞400∴ ∴c(OH-)=√0.10×5.75×10-10 mol·L-1 =7.58×10-6 mol·L-1 pOH = -lg c(OH-)= 5.12pH = 14－－5.12 = 8.88Kb=5.75×10-10多元弱酸的分步解离多元弱酸的分步解离 例题：计算 0.010 mol·L-1 H2CO3溶液中的 H3O+,H2CO3,　 　，　 和OH－的浓度以及溶液的pH值。

结论：结论：　　 ③③ 对于二元弱酸，若对于二元弱酸，若 c(弱酸弱酸)一定时，一定时，c(酸根离子酸根离子)与与 c2(H3O+)成反比　　成反比　　　　　　①① 多元弱酸的解离是分步进行的，一般多元弱酸的解离是分步进行的，一般 溶液中的溶液中的 H+主要主要来自于弱酸的第一步解离，计算来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或或 pH 时可只考虑第一步解离时可只考虑第一步解离　　 ②② 对于二元弱酸对于二元弱酸 ，当，当 　时，　时，c(酸根离子酸根离子) ≈ 　，而与弱酸的初始浓度　，而与弱酸的初始浓度无关　　　无关　　　※解离平衡移动的影响因素解离平衡移动的影响因素　　　　同离子效应同离子效应：在弱电解质溶液中，加入：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象解质的解离度降低的现象。

HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) +Ac–(aq) Ac–(aq) NH4Ac(aq) (aq) +平衡移动方向平衡移动方向乙酸（醋酸）乙酸（醋酸） CH3COOH简写简写 HOAc 进一步简写进一步简写 HAc例：例：在在 0.10 mol·L-1 的的HAc 溶液中，加入溶液中，加入 NaAc (s)，，使使 NaAc的浓度为的浓度为 0.10 mol·L-1，，计算该溶计算该溶液的液的 pH和和 HAc的解离度的解离度x = 1.8×10-5 c(H+) = 1.8×10-5 mol·L-1 0.10 ± x ≈ 0.100.10 mol·L-1 HAc溶液：溶液：pH = 2.89，，α = 1.3%解解：： HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－－(aq) ceq / (mol·L-1) 0.10 – x x 0.10 + xc0/ (mol·L-1) 　　0.10 0 0.10 pH = 4.74，，α = 0.018%盐效应盐效应在溶液中在溶液中,加入与弱电解质加入与弱电解质不不相同离相同离子子的的强电解质强电解质,弱电解质的解离度将弱电解质的解离度将稍有增大稍有增大0.10mol·L-1 HA溶液中含强电溶液中含强电0.10mol·L-1NaCl时时,HA的解离度的解离度2.03×10-2 0.10 mol·L-1 HAc溶液：溶液：pH = 2.89，，α = 1.3%弱电解质弱电解质(HA)离解度的影响因素离解度的影响因素同离子效应同离子效应0.10 1.0×10-5 1.0×10-4↓(加入加入0.10 mol·L-1 NaA )浓度增大浓度增大0.20 1.4×10-3 0.7×10-2 ↓ 1.4×10-3 2.03×10-2↑盐效应盐效应0.10(加入加入0.10 mol·L-1 NaCl)αCHA(mol·L-1) 0.10[H+](mol·L-1) 1.0×10-31.0×10-2原始浓度原始浓度浓度增大浓度增大同离子效应同离子效应盐效应盐效应离解度离解度影响因素影响因素减少减少明显减少明显减少稍稍增大增大注意注意:同离子效应同离子效应>>盐效应盐效应必包含盐效应必包含盐效应(可忽略可忽略)小结小结:两性物质两性物质水溶液的水溶液的[H3O+]的计算公式的计算公式:(C·Kθa≥ 20KW ，，C≥ 20Kθa’)作为作为酸酸时的酸解离常数时的酸解离常数KθaKθa’作为作为碱碱时的时的共轭酸共轭酸的酸解离常数的酸解离常数c(H+)=√Kθa·Kθa’ 例：已知室温下例：已知室温下H2CO3的的Kθa1=4.46×10-7, Kθa2=4.68×10-11求求0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的溶液的pH值。

值解：解：NaHCO3为为两性物质两性物质=√ 4.68×10-11× 4.46×10-7 mol·L-1 =4.9×10-9 mol·L-1 pH=-lg c(H+)=8.31c(H+)=√Kθa·Kθa’(1) c(H+) 与两性物质浓度与两性物质浓度c无关无关 例如例如: :0.10 mol·L-1和和0.20 mol·L-1的的NaHCO3溶液溶液c(H+)各为多少各为多少?c(H+)=√Kθa2·Kθa1=5.1×10-9pH=-lg c(H+) =8.34注意：注意：1(2) pH =2(pKθa + pKθa’)c(H+)= √Kθa·Kθa’-lg-lg例如例如: :0.10 mol·L-1和和0.20 mol·L-1的的NaHCO3溶液溶液pH各为多少各为多少?查表查表:H2CO3的的pKθa1=6.35 pKθa2=10.33 pH =12(pKθa1 + pKθa2)=8.34求下列溶液等体积混合后的求下列溶液等体积混合后的[H3O+]0.1mol·L-10.1mol·L-10.05mol·L-1HAc + NaOH NaAcNH3 + HCl NH4ClH2CO3 + NaOH NaHCO3NaHCO3 + NaOH Na2CO3Na2CO3 + HCl NaHCO3NaHCO3 + HCl H2CO3NaAc + NH4NO3 NH4Ac•3.3缓冲溶液缓冲溶液[ [实验一实验一] ]具有抗酸作用具有抗酸作用H2O0.01molpH＝＝7.00pH＝＝2.00HCl△△pH＝＝-5HAc+NaAc(0.1mol·L-1)pH＝＝4.75pH＝＝4.66HCl0.01mol△△pH＝＝-0.09缓冲溶液的缓冲作用缓冲溶液的缓冲作用[实验二实验二]具有抗碱作用具有抗碱作用HAc+NaAc(0.1mol·L-1)pH＝＝4.75pH＝＝4.84NaOH0.01mol△△pH＝＝0.09H2O0.01molpH＝＝7.00pH＝＝12.00NaOH△△pH＝＝51L纯水纯水(1L) 0.1mol·L-1HAc 0.1mol·L-1NaAc(1L)pH=7.00pH= 4.75加入加入0.01mol pH= 2.00 pH= 4.66 pH=12.00 pH= 4.84加入加入0.01molHClNaOH⊿⊿pH= -5.00⊿⊿pH= -0.09⊿⊿pH= 5.00⊿⊿pH= 0.09加入加入1L纯水纯水pH=7.00pH= 4.75■缓冲作用缓冲作用—在加入少量的强酸、强碱或稍加在加入少量的强酸、强碱或稍加稀释后仍能保持其稀释后仍能保持其pH值基本不变的作用。

值基本不变的作用■■缓冲溶液缓冲溶液——具有缓冲作用的溶液具有缓冲作用的溶液注意：注意：较浓的强酸和强碱较浓的强酸和强碱(如如HCl和和NaOH) 也也具有缓冲作用，但不是缓冲溶液具有缓冲作用，但不是缓冲溶液组成条件：组成条件：①① HB与与B- 为共轭酸碱对为共轭酸碱对②② 二者有足够的浓度二者有足够的浓度例：例：(1) 0.1 mol·L-1 HAc(2) 0.1 mol·L-1 NaAc(3) 0.1mol·L-1 HAc+ 0.1mol·L-1 NaAcHBB-缓冲溶液缓冲溶液(缓冲系缓冲系)由由 HB ~ B- 组成组成缓冲溶液的组成缓冲溶液的组成 组成特点：组成特点：⒈⒈ 弱酸弱酸 + 共轭碱共轭碱 HAc—NaAc H2CO3—NaHCO3 … ⒉⒉ 两性物质两性物质 +共轭碱共轭碱 NaHCO3—Na2CO3 NaH2PO4—Na2HPO4 …⒊⒊ 弱碱弱碱 + 共轭酸共轭酸 NH3—NH4Cl …缓冲溶液的类型缓冲溶液的类型常见缓冲系（共轭酸碱对）常见缓冲系（共轭酸碱对） 缓冲系缓冲系 pKa H3PO4 — NaH2PO4 HAc — NaAc H2CO3 — NaHCO3 NaH2PO4 — Na2HPO4 NH4Cl — NH3CH3NH3+Cl — CH3NH2 Na2HPO4 — Na3PO42.124.756.377.219.2510.712.67共轭弱酸共轭弱酸共轭弱碱共轭弱碱■■ HAc～～NaAc的缓冲机制的缓冲机制HAc + H2O H3O+ + Ac- -NaAc Na+ + Ac- -pHH+基本不变基本不变缓冲作用机制缓冲作用机制抗抗酸酸成分成分■ HAc～～NaAc的缓冲机制的缓冲机制HAc + H2O H3O+ + Ac- -NaAc Na+ + Ac- -pHOH - -基本不变基本不变+ H2O抗抗碱碱成分成分常用标准缓冲溶液常用标准缓冲溶液pH标准缓冲溶液标准缓冲溶液标准标准pH饱和酒石酸氢钾饱和酒石酸氢钾(0.034 mol·L-1) 3.557 0.05 mol·L-1邻苯二甲酸氢钾邻苯二甲酸氢钾 4.008 0.025 mol·L-1KH2PO4－－0.025 mol·L-1Na2HPO4 6.865 0.00869 mol·L-1KH2PO4－－0.03043 mol·L-1 Na2HPO4 7.413 0.01 mol·L-1硼砂硼砂 9.180 常用的标准缓冲溶液的常用的标准缓冲溶液的pH(298K) 缓冲溶液缓冲溶液pH的计算的计算含有缓冲混合物（缓冲对）的缓冲溶液含有缓冲混合物（缓冲对）的缓冲溶液实际上是含有同离子的弱酸或弱碱溶液。

实际上是含有同离子的弱酸或弱碱溶液其其pH的计算方法与同离子效应的计算的计算方法与同离子效应的计算方法相同方法相同HA ~ MA 缓冲溶液缓冲溶液pH的计算的计算 HA H+ + A－起始浓度起始浓度/mol·L-1 c(HA) c(A-)平衡浓度平衡浓度/mol·L-1 c (HA) －－x x c(A-)+x HA H+ + A－平衡浓度/mol·L-1 c (HA) －x x c(A-)+xx=c(H+)同离子效应同离子效应c(HA)－－x≈ c(HA)c(A-)+x≈ c(A-))A()HA( )H(-accKc×=+又又因为因为 c(MA)=n(MA)/V , c(HA)=n(HA)/V 因此有因此有)A()HA( )H(-accKc×=+例：在例：在1L混合液中，含有混合液中，含有0.10mol·L-1HAc和和0.10mol·L-1NaAc (HAc:pKa=4.75)(1) 计算混合液的计算混合液的pH值值解解: pH ＝＝ pKθa + lg —— cHB cB- - pH ＝＝ pKθa + lg —— cHAc cAc- -= 4.75(2) 在此混合液中加入在此混合液中加入0.01molHCl, 溶液的溶液的pH值值=?解解:NaAc + HCl → HAc + NaCl0.090.11 pH ＝＝ pKθa + lg —— cHAc cAc- -＝4.66 ＝＝ pKθa + lg —— 0.09 0.11(3) 在此混合液中加入在此混合液中加入0.01molNaOH, 溶液的溶液的pH值值=?解解:HAc + NaOH → NaAc + H2O0.090.11 pH ＝＝ pKθa + lg —— cHAc cAc- -＝4.84 ＝＝ pKθa + lg —— 0.11 0.09例：在例：在1L混合液中，含有混合液中，含有0.10mol·L-1HAc和和0.10mol·L-1NaAc (HAc:pKa=4.75)(3) 此混合液稀释一倍此混合液稀释一倍,溶液的溶液的pH值值=?解解:[HAc]= [Ac-]= 0.05mol·L-1＝4.75 ＝＝ pKθa + lg —— 0.05 0.05 pH ＝＝ pKθa + lg —— cHAc cAc- -例：将例：将0.10 mol·L-1的的 NaH2PO4 溶液溶液 10.0 ml 和和 0.20 mol·L-1的的Na2HPO4 溶液溶液 1.0 ml 混合，混合，计算该混合液的计算该混合液的 pH 值。

值解：解： H2PO4- H+ + HPO42-例：将例：将 0.10 mol·L-1 盐酸盐酸 100 ml 与与 400 ml 0.10 mol·L-1 氨水相混合，求混合后溶液的氨水相混合，求混合后溶液的 pH 值（已值（已知知NH3 的的 K b = 1.76 ×10-5）解：解：NH3 + H+ NH4+缓冲溶液的缓冲容量缓冲溶液的缓冲容量cHBcB- -nHB缓冲比缓冲比或或称为称为nB- -影响影响缓冲容量缓冲容量β的因素的因素1. 缓冲比一定时，缓冲比一定时，c总总越大越大，缓冲能力越强缓冲能力越强2. c总总一定时，一定时，缓冲比缓冲比= 1，缓冲能力最强，，缓冲能力最强，一般控制在一般控制在1/10~10/13. 缓冲范围：缓冲范围： pKθa －－1 ＜＜ pH ＜＜ pKθa＋＋ 1缓冲溶液的缓冲能力是有限的缓冲溶液的缓冲能力是有限的βpH135791113bcb线：线：0.1 mol·L-1HAc + NaOHc 线：线：0.2 mol·L-1HAc + NaOH例：例：缓冲范围缓冲范围缓冲对缓冲对pKθaHAc~NaAC4.75H2PO4-~HPO42-7.21NH4+~NH39.253.75—5.756.21—8.218.25—10.25缓冲溶液的配制步骤缓冲溶液的配制步骤①①选择合适的选择合适的 缓冲系：缓冲系：选择缓冲溶液的选择缓冲溶液的pH最接近最接近pKθa的缓冲系的缓冲系根据根据pH = pKa±1和和缓冲容量原理缓冲容量原理③③总浓度不能太小或太大总浓度不能太小或太大 (0.01—0.1mol·L-1)②②配制的缓冲溶液不干扰化学反应配制的缓冲溶液不干扰化学反应例：要配制例：要配制pH=7.00的缓冲的缓冲 溶液应选择哪一种缓冲系溶液应选择哪一种缓冲系?缓冲系缓冲系pKθa可选用可选用 H2CO3~NaHCO3NaH2PO4~Na2HPO46.377.21Tris·HCl~Tris8.08例：如何配制例：如何配制1L总浓度为总浓度为0.2 mol·L-1, pH= 7.00的缓冲溶液。

的缓冲溶液解解：：查表可选用查表可选用NaH2PO4~Na2HPO4：： pKθa2 = 7.21nHPO42-pH = pKa2 + lgnH2PO4-已知已知7.00 = 7.21nHPO42- ＋＋ nH2PO4-= 0.2二元一次二元一次 方程方程nHPO42-nH2PO4-= 0.0862 mol= 0.114 mol( (Na2HPO4 12.24 12.24克克) )( (NaH2PO413.6813.68克克) ) 称量二者混合溶解稀释至称量二者混合溶解稀释至1000ml1000ml。