第六章-酸碱理论与解离平衡.ppt
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酸碱理论与解离平衡酸碱理论与解离平衡第第六六章章 第六章第六章 酸碱理论与解离平衡酸碱理论与解离平衡勘误：勘误：自学内容：自学内容：p109：软硬酸碱规则：下学期讲：软硬酸碱规则：下学期讲 引引 言言溶液中的四大平衡：溶液中的四大平衡：酸碱、配位、沉淀溶解、氧化还原酸碱、配位、沉淀溶解、氧化还原1.| rHm|较小，较小，K随温度变化较小，不考虑随温度变化较小，不考虑2.忽略压力对反应的影响忽略压力对反应的影响3.反应速率快，易于达到平衡反应速率快，易于达到平衡浓度浓度对平衡的影响对平衡的影响 6.1 酸碱理论酸碱理论一、一、 酸碱理论的历史演变酸碱理论的历史演变1. 酸碱概念：酸碱概念：u最初把有酸味、能使蓝色石蕊变红的物质最初把有酸味、能使蓝色石蕊变红的物质称为酸；有涩味、滑腻感，使红色石蕊试称为酸；有涩味、滑腻感，使红色石蕊试纸变蓝，并能与酸反应生成盐和水的物质纸变蓝，并能与酸反应生成盐和水的物质有称为碱有称为碱u18世纪：所有的酸都含有世纪：所有的酸都含有O元素元素u19世纪：酸中的共同元素是世纪：酸中的共同元素是H，，而不是而不是O 2. 1887年，年，Arrhenius水－离子理论水－离子理论：凡是在：凡是在水溶液中能够电离出水溶液中能够电离出H+(且只有且只有H+一种阳离子一种阳离子)的的物质叫作酸；能电离出物质叫作酸；能电离出OH-的物质叫作碱。
其局的物质叫作碱其局限在于：限在于：①①并不是只有含并不是只有含OH-的物质才具有碱性，如的物质才具有碱性，如Na2CO3、、Na2HPO4②②局限于水溶液体系局限于水溶液体系3. 1923年，年，J. N. Brønsted、、 T. M. Lowry分分别别 提出提出酸碱质子理论酸碱质子理论；； 4. 1923年，年，Lewis 提出提出酸碱电子理论酸碱电子理论一、一、 酸碱理论的历史演变酸碱理论的历史演变 1. 酸碱的酸碱的定义定义：：凡能提供凡能提供质子子(氢离子离子)的任何分子或离子称的任何分子或离子称为酸；酸；凡能凡能够与与质子化合子化合(或接受或接受质子子)的分子或离子的分子或离子称称为碱碱即：即：即酸给出质子后余下的部分是碱，碱接受质子后即酸给出质子后余下的部分是碱，碱接受质子后成为酸即酸为质子给予体，碱为质子接受体成为酸即酸为质子给予体，碱为质子接受体酸和碱的相互依存关系叫作酸和碱的相互依存关系叫作共轭关系共轭关系共轭酸碱对共轭酸碱对二、质子酸碱理论二、质子酸碱理论 酸酸 H+ + 碱碱共轭碱共轭碱共轭酸共轭酸共轭酸碱对共轭酸碱对 与与Arrhenius电离理论相比电离理论相比 酸和碱是通过给出和接受质子的共轭关系相互酸和碱是通过给出和接受质子的共轭关系相互依存和相互转化，即依存和相互转化，即不能单独进行，故称为不能单独进行，故称为酸碱半反应酸碱半反应任何酸碱反应都可以看作是质子在两个共轭酸碱任何酸碱反应都可以看作是质子在两个共轭酸碱对之间的传递，故又称为对之间的传递，故又称为质子传递反应质子传递反应H+H+ 与与Arrhenius电离理论相比电离理论相比 电离反应可以看作是与溶剂交换质子的反应电离反应可以看作是与溶剂交换质子的反应酸式电离酸式电离碱式电离，碱式电离，水解水解以上反应在以上反应在Arrhenius中为水解反应中为水解反应中和反应是质子在酸和碱中和反应是质子在酸和碱(非共轭酸碱对非共轭酸碱对)之间之间的传递的传递H+ 与与Arrhenius电离理论相比电离理论相比 Arrhenius水－离子理论把物质分为水－离子理论把物质分为酸酸、、碱碱、、盐盐；；质子酸碱理论把物质分为质子酸碱理论把物质分为酸酸、、碱碱、、非酸非碱非酸非碱物物质，并且酸、碱既可以是分子型的，也可以是质，并且酸、碱既可以是分子型的，也可以是离子型的。
离子型的 如：水－离子论中的如：水－离子论中的Na2CO3为盐，在质子论中为盐，在质子论中CO32-是碱，是碱，Na+是非酸非碱物质是非酸非碱物质 若某种物质在某一共轭酸碱对中为酸，在另一若某种物质在某一共轭酸碱对中为酸，在另一共轭酸碱对中为碱，则称为共轭酸碱对中为碱，则称为两性电解质两性电解质，简称，简称两性物两性物 与与Arrhenius电离理论相比电离理论相比 溶剂不限于溶剂不限于水水无溶剂无溶剂 H2O (l) + H2O(l) ⇆ ⇆ H3O+ (aq) + OH－－(aq)Kw：水的质子自递常数，又称：水的质子自递常数，又称水的离子积水的离子积2. 水的水的自耦电离平衡自耦电离平衡25℃纯水纯水100℃纯水纯水 pH的定义的定义 常见液体的常见液体的pH液体名称液体名称pH胃胃 液液柠檬汁柠檬汁醋醋葡萄汁葡萄汁橙橙 汁汁尿尿唾唾 液液牛牛 奶奶纯纯 水水血血 液液眼眼 泪泪1.0~3.02.43.03.23.54.8~8.46.5~7.56.57.07.34~7.457.4 3. 酸碱的酸碱的强弱强弱质子酸或碱的强度：给出或接受质子的能质子酸或碱的强度：给出或接受质子的能力。
凡易给出或接受质子的是强酸或强碱，力凡易给出或接受质子的是强酸或强碱，反之为弱酸或弱碱反之为弱酸或弱碱参考共轭酸碱对：参考共轭酸碱对：H2O酸的质子传递常数酸的质子传递常数酸的解离常数酸的解离常数酸常数酸常数Ka>10，强酸，强酸强酸与弱酸强酸与弱酸强碱与弱碱强碱与弱碱 类似地，对于碱式电离类似地，对于碱式电离酸性强弱为：酸性强弱为：碱的解离常数碱的解离常数碱常数碱常数Kb>10，强碱，强碱 共轭酸碱对共轭酸碱对Ka和和Kb的关系的关系多元酸呢？找准共轭酸碱对对应的多元酸呢？找准共轭酸碱对对应的Ka和和Kb 共轭酸碱对共轭酸碱对Ka和和Kb的关系的关系酸性越强，其共轭碱碱性越弱酸性越强，其共轭碱碱性越弱 水中最强酸：水中最强酸：H3O+；最强碱：；最强碱：OH-酸碱的强弱：酸碱的强弱：l 酸碱本性酸碱本性：酸：给出质子能力；碱：接受质子能：酸：给出质子能力；碱：接受质子能力力(溶剂是酸溶剂是酸)l 溶剂性质溶剂性质：接受质子能力：接受质子能力水中最弱酸：水中最弱酸：H2O；最弱碱：；最弱碱：H2OHNO3 + H2O H3O+ + NO3- (HNO3为强酸为强酸) HNO3 + HAc H2Ac+ + NO3- (HNO3为弱酸为弱酸)HNO3 + H2SO4 H2NO3+ + HSO4- (HNO3为碱为碱) 所以四者从强到弱依次是所以四者从强到弱依次是 HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 。
HAc 对四者有对四者有分辨效应分辨效应(区分效应区分效应)，， HAc 是四者的分辨试是四者的分辨试剂；剂； 而而 H2O 对四者有对四者有拉平效应拉平效应，， H2O 是四是四者的拉平试剂者的拉平试剂HClO4、、H2SO4、、HCl、、HNO3在水中均为强酸在水中均为强酸 思考：思考：NH3对于对于HNO2和和HF来说是区分试剂还是拉来说是区分试剂还是拉平试剂？平试剂？溶剂的碱性愈弱时溶质表现出来的酸性愈溶剂的碱性愈弱时溶质表现出来的酸性愈强故区分强酸要用弱碱弱碱对强酸有强故区分强酸要用弱碱弱碱对强酸有区分效应同样，强碱对弱酸也有区分效区分效应同样，强碱对弱酸也有区分效应同样，对碱来说，溶剂也存在着同样，对碱来说，溶剂也存在着“区分效区分效应应”和和“拉平效应拉平效应” 三、三、LewisLewis电子酸碱理论电子酸碱理论1923年，年，Lewis 酸碱酸碱电子理子理论凡是能凡是能接受接受电子子对的任何分子、离子或原子的任何分子、离子或原子团称称为酸酸，，如如H+、、Fe3+, Fe, Ag+, BF3等凡是能凡是能给出出电子子对的任何分子、离子或原子的任何分子、离子或原子团称称为碱碱，， 如如OH-、、X-, :NH3, :CO, H2O: 等。
等酸碱反酸碱反应实质为酸碱酸碱间以配位以配位键相相结合，碱性物合，碱性物质提提供供电子子对，酸性物，酸性物质接受接受电子子对，以配位，以配位键的形的形式形成式形成酸碱加合物酸碱加合物，如，如HCl、、BF4-、、Ag(NH3)2+等等 酸碱质子理论的局限：酸限制在含氢的物质酸碱质子理论的局限：酸限制在含氢的物质上对于无质子传递的反应：上对于无质子传递的反应： 三、三、LewisLewis电子酸碱理论电子酸碱理论质子酸质子酸1 质子碱质子碱2 质子酸质子酸2 质子碱质子碱1Lewis酸酸 Lewis碱碱 三、三、LewisLewis电子酸碱理论电子酸碱理论可见，能够接受质子的可见，能够接受质子的Brønsted碱必定含有电碱必定含有电子对，即子对，即Lewis碱；碱；Brønsted酸给出质子后形成酸给出质子后形成的共轭碱必定余下一电子对从而成为可以给出的共轭碱必定余下一电子对从而成为可以给出电子对的电子对的Lewis碱碱Lewis电子酸碱着眼于物质的结构，范围大为拓电子酸碱着眼于物质的结构，范围大为拓宽，但不易掌握酸碱特征，也无法比较酸碱性宽，但不易掌握酸碱特征，也无法比较酸碱性的强弱的强弱软硬酸碱理论：下学期。
软硬酸碱理论：下学期 6.2 弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的解离平衡电离理论电离理论质子酸碱理论质子酸碱理论强酸碱强酸碱强酸碱强酸碱一元弱酸弱碱一元弱酸弱碱一元弱酸弱碱一元弱酸弱碱多元弱酸弱碱多元弱酸弱碱多元弱酸弱碱多元弱酸弱碱盐盐强酸强碱盐强酸强碱盐水水强酸弱碱盐强酸弱碱盐酸酸(离子酸离子酸)，一元或多元，一元或多元弱酸强碱盐弱酸强碱盐碱碱(离子碱离子碱)，一元或多元，一元或多元弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐两性物质两性物质酸式盐酸式盐两性物质两性物质混合酸碱混合酸碱混合酸碱混合酸碱 一、一般一、一般原则原则物料平衡式物料平衡式(MBE)：：电荷平衡式电荷平衡式(CBE)：：思考：思考：Na2CO3溶液溶液(分析浓度为分析浓度为c0)的物料平衡的物料平衡式和电荷平衡式怎么写？式和电荷平衡式怎么写？MBE：：CBE：： 质子平衡式质子平衡式(PBE)：：酸失质子等于碱得质子酸失质子等于碱得质子(1) 根据根据MBE和和CBE推出：推出：物料平衡式：物料平衡式： (1)电荷平衡式：电荷平衡式： (2)质子平衡式：质子平衡式：(1)代入代入(2)(2) 选择参考水准：水和弱酸选择参考水准：水和弱酸HA参考水准物参考水准物得质子产物得质子产物失质子产物失质子产物H2OH3O+OH-HAA- 思考：思考：Na2CO3溶液的质子平衡式怎么写？溶液的质子平衡式怎么写？(1) 根据根据MBE和和CBE物料：物料：电荷：电荷：质子平衡式：质子平衡式：(2)-(1) 2：：(2) 选择参考水准：水和弱碱选择参考水准：水和弱碱CO32-参考水准物参考水准物得质子产物得质子产物失质子产物失质子产物H2OH3O+OH-CO32-HCO3-，，H2CO3 思考：思考：0.1mol dm-3 Na2HPO4溶液溶液 (2) 选择参考水准：水和两性物质选择参考水准：水和两性物质HPO42-参考水准物参考水准物得质子产物得质子产物失质子产物失质子产物H2OH3O+OH-HPO42-H2PO4-，，H3PO4PO43-共轭酸碱对不能同时作为参考水准！共轭酸碱对不能同时作为参考水准！ 二、强酸碱溶液二、强酸碱溶液H+浓度的计算浓度的计算强酸强酸(碱碱)溶液：溶液：Ka(Kb)>10HClO4、、HClO3、、HMnO4、、HNO3、、HCl、、H2SO4的一的一级解离级解离(1) cHA>10-6mol L-1：：cH+=c0,HA(2) 10-8mol L-1
很易满足，以后不再考虑离很易满足，以后不再考虑)(2) c0/Ka 400，，0.05，则，则c0-cH+ c0，，cHA=c0 HA(aq) H+(aq) + A－－(aq) 初始浓度初始浓度 c0 0 0平衡浓度平衡浓度 c0– c0α c0α c0α 稀释定律： 稀释定律：在一定温度下在一定温度下(Ka为定值为定值)，某，某弱电解质的电离度随着其溶液的稀释而增大弱电解质的电离度随着其溶液的稀释而增大 HA(aq) H+(aq) + A－ (aq) 初始浓度初始浓度 c0 0 0平衡浓度平衡浓度 c0– x x x 一元弱碱一元弱碱：：例例1：已知：已知25℃时，时， 氨水的氨水的Kb为为1.76 10-5，，求求0.200mol·L-1氨水的氨水的pH值和氨的电离度值和氨的电离度 解： 解： 例例2：已知：已知25℃时，时， 一氯代乙酸一氯代乙酸ClCH2COOH的的Ka为为1.36 10-3，求，求 0.100mol·L-1此溶液的此溶液的pH值值解：解： ClCH2COOH(aq) ⇆⇆ H+(aq) + A－－ (aq) 初始浓度初始浓度 c0 0 0平衡浓度平衡浓度 c0 – x x x 2、、混合弱酸混合弱酸(碱碱)溶液溶液PBE：： 参考水准：参考水准：HA、、HB、、H2O 解：解：例例3：计算：计算0.10mol·L-1 HF和和0.10mol·L-1 HCN混混合酸的合酸的c(H+)，，Ka,HF=6.8 10-4，，Ka,HCN=6.2 10-10，， 3、、多元弱酸多元弱酸(碱碱)溶液溶液PBE：：即只考虑多元酸的第一步电离即只考虑多元酸的第一步电离 例例4：计算：计算 0.10 mol·L-1 H2S溶液中溶液中 H+,OH-, S2-的的浓度及浓度及pH值值解：解： ⑴⑴ 多元弱酸的解离是分步进行的。
多元弱酸的解离是分步进行的一般一般 ，溶液中的，溶液中的 H+主主要来自于弱酸的第一步解离，计算要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⑵⑵ 二元弱酸中，二元弱酸中，c(A2-) ≈ Ka2，，而与弱酸的而与弱酸的初始浓度无关 初始浓度无关 ⑶⑶ 二元弱酸溶液中，二元弱酸溶液中，c(H3O+)≠2 c(A2-) 例例5：计算：计算 0.10 mol·L-1 酒石酸酒石酸(C6H6O6溶液的溶液的pH值值解：解： 例例6：计算：计算 0.10 mol·L-1 Na2CO3溶液的溶液的pH值值解：解：对于多元弱碱，可作同样处理对于多元弱碱，可作同样处理 四、两性物质溶液四、两性物质溶液1. 酸式盐：酸式盐：PBE：：即即pH与两性物质的分析浓度无关与两性物质的分析浓度无关 例例7：：计算计算 0.050 mol·L-1 NaHCO3溶液的溶液的pH值值解：解：例例8：：计算计算 0.033 mol·L-1 Na2HPO4溶液的溶液的pH值值解：解： 四、两性物质溶液四、两性物质溶液2. 弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐例例9：：计算计算 0.20 mol·L-1 NH4F溶液的溶液的pH值值 c0-x c0-x x x pH~7强酸强碱盐强酸强碱盐 NaCl，，KNO3，，BaI2弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐 Ka=Kb, NH4Ac pH>7弱酸强碱盐弱酸强碱盐 NaAc，，NaCN，，Na2CO3酸式盐酸式盐 Na2HPO4，，NaHCO3弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐 Ka
的解离度x = 1.8×10-5 cH+ = 1.8×10-5 mol·L-1 pH = 4.74 = 0.018%0.10 ± x ≈ 0.10 解： 解： HAc H+ + Ac－－初始浓度初始浓度/ (mol·L-1) 0.10 0 0.10平衡浓度平衡浓度/ (mol·L-1) 0.10 – x x 0.10 + x 0.10 mol·L-1 的的HAc 溶液的溶液的c(H+) = 1.3×10-3 mol·L-1 , 其电离度为其电离度为1.3%加入加入Ac－－后：后：溶液的溶液的c(H+) = 1.8×10-5 mol·L-1 ，，HAc的电的电离度降低为离度降低为0.018%无外来离子干扰时：无外来离子干扰时： 二、同离子效应的应用二、同离子效应的应用1. 调节调节pH值控制共轭酸碱对比例值控制共轭酸碱对比例2. 酸碱指示剂酸碱指示剂借助于颜色的改变来指示溶液借助于颜色的改变来指示溶液pH的物质叫做的物质叫做酸酸碱指示剂碱指示剂。
一般是弱的有机酸或有机碱溶液一般是弱的有机酸或有机碱溶液pH改变时，改变时，由于质子转移引起指示剂的分子或离子结构发由于质子转移引起指示剂的分子或离子结构发生变化，使其在可见光范围内发生了吸收光谱生变化，使其在可见光范围内发生了吸收光谱的改变，因而呈现不同的颜色的改变，因而呈现不同的颜色 酸碱指示剂的酸碱指示剂的变色范围变色范围取决于指示剂的解离平衡取决于指示剂的解离平衡颜色颜色1 颜色颜色2酸色形酸色形 碱色碱色形形一般小于一般小于2个个pH单位单位 指示剂指示剂 pKHIn 变色范围变色范围 酸色酸色 中间色中间色 碱色碱色甲基橙甲基橙 3.4 3.1 ~ 4.4 红红 橙橙 黄黄甲基红甲基红 5.0 4.4 ~ 6.2 红红 橙橙 黄黄溴百里酚蓝溴百里酚蓝 7.3 6.0 ~ 7.6 黄黄 绿绿 蓝蓝 中性红中性红 7.4 6.8 ~ 8.0 红红 橙橙 黄黄酚酚 酞酞 9.1 8.0 ~ 10.0 无色无色 粉红粉红 红红石石 蕊蕊 3.0 ~ 8.0 红红 紫紫 蓝蓝百里酚蓝百里酚蓝 1.65 1.2 ~ 2.8 红红 橙橙 黄黄 9.20 8.0 ~ 9.6 黄黄 绿绿 蓝蓝 几种常用的酸碱指示剂几种常用的酸碱指示剂 二、同离子效应的应用二、同离子效应的应用3. 调节调节pH值值控制离子浓度控制离子浓度纯纯H2S饱和溶液饱和溶液(0.1 mol L-1)中，中， c(S2-)=Ka2=1.3 10-14 mol L-1在在0.30 mol L-1 HCl中通中通H2S至饱和至饱和c(S2-)=1.3 10-21 mol L-14. 调节共轭酸碱对比例控制调节共轭酸碱对比例控制pH值值 三、缓冲溶液三、缓冲溶液1. 缓冲作用缓冲作用：：若溶液能缓解外加少量强酸或强碱或稍若溶液能缓解外加少量强酸或强碱或稍加稀释的影响而保持溶液加稀释的影响而保持溶液pH值不发生显著变化的作值不发生显著变化的作用叫作缓冲作用用叫作缓冲作用 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缓冲对：即缓冲溶液中的共轭酸碱对缓冲对：即缓冲溶液中的共轭酸碱对加入加入1滴滴(0.05 mL) 1 mol·L-1 HCl加入加入1滴滴(0.05 mL) 1 mol·L-1 NaOH实验实验：50ml纯水纯水pH = 7 pH = 3 pH = 1150mLHAc-NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1) pH = 4.74pH = 4.73 pH = 4.75 缓冲作用原理缓冲作用原理HAc—NaAc溶液：溶液：(1) 加入少量强酸时，溶液中大量的加入少量强酸时，溶液中大量的Ac–与外加的与外加的少量的少量的H+结合成结合成HAc，，当达到新平衡时，当达到新平衡时，c(HAc)略有增加，略有增加，c(Ac–)略有减少，二者比值变化不大，略有减少，二者比值变化不大，因此溶液的因此溶液的c(H+)或或pH值基本不变。
值基本不变 (2) 同理，加入少量强碱时，溶液中大量的同理，加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外加的少量的与外加的少量的OH－－生成生成Ac–和和H2O，，当达到新当达到新平衡时，平衡时， c(Ac–)略有增加，略有增加， c(HAc)略有减少，二略有减少，二者比值变化不大，因此溶液的者比值变化不大，因此溶液的c(H+)或或pH值基本值基本不变不变(3) 如何考虑稀释时的情况如何考虑稀释时的情况？适当稀释时，适当稀释时， c(Ac–)和和 c(HAc)同样减小相同的倍同样减小相同的倍数，二者比值不变，因此溶液的数，二者比值不变，因此溶液的c(H+)或或pH值基值基本不变本不变 2. 缓冲容量缓冲容量：： ，表征缓冲溶液的缓冲能力的大小，表征缓冲溶液的缓冲能力的大小如何提高缓冲容量呢？如何提高缓冲容量呢？(1) 缓冲对浓度越大，缓冲对浓度越大， 越大，即适当提高共轭越大，即适当提高共轭酸碱对的浓度酸碱对的浓度不要求计算不要求计算 (2) 保持缓冲对的浓度比例接近保持缓冲对的浓度比例接近1:1一般地，常用缓冲溶液缓冲对地浓度比保持在一般地，常用缓冲溶液缓冲对地浓度比保持在1/10~10/1之间，即之间，即pH=pKa 1，，pOH=pKb 1称为缓冲溶液的称为缓冲溶液的有效缓冲范围有效缓冲范围 (3) 选用选用pKa或或pKb等于或接近于所需缓冲等于或接近于所需缓冲pH值范围的缓冲对配制所需的缓冲溶液值范围的缓冲对配制所需的缓冲溶液(多多元酸具有多个缓冲对元酸具有多个缓冲对) 缓冲系冲系 pKa(25℃) pH范范围 HAc-NaAc 4.76 3.76~5.76 H2CO3-NaHCO3 6.35 5.35~7.35 H3PO4-NaH2PO4 2.16 1.16~3.16 NH4Cl-NH3 9.25 8.25~10.25 NaH2PO4- Na2HPO4 7.21 6.2~8.2 Na2HPO4-Na3PO4 12.32 11.3~13.3 3. 缓冲溶液的配制缓冲溶液的配制l 所选择的缓冲溶液，除了参与和所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或或 OH– 有关的反应以外，不能与反应体系中的其有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生副反应它物质发生副反应l 所选体系所选体系pKa或或pKb应尽量接近所要求应尽量接近所要求的的pH值值(多元酸具有多个缓冲对多元酸具有多个缓冲对) ；； l 调节调节 使配制溶液的使配制溶液的pH值与值与要求相等。
要求相等pH的计算：的计算： 解：解：根据根据pH=pKa 1应选择应选择NaH2PO4 和和Na2HPO4缓冲体系缓冲体系H3BO3—B(OH)4-Lewis酸酸NaH2PO4 和和 Na2HPO4 的摩尔比为的摩尔比为 1.6，， 注注意两者浓度皆不宜太小意两者浓度皆不宜太小 ，以保证缓冲容量，以保证缓冲容量例例11：使用：使用NaOH和弱酸和弱酸拟配制拟配制 pH = 7 的缓冲的缓冲溶液，在溶液，在HAc、、H3PO4、、H3BO3中应选择哪一种中应选择哪一种？配比应如何？？配比应如何？ 例例12：求：求 300mL 0.50mol·L-1 H3PO4和和 500mL 0. 50mol·L-1 NaOH的混合溶液的的混合溶液的pH值反应反应继续反应继续反应—解：先反应再计算解：先反应再计算 例例13：今有：今有 2.0 L 0.10 mol·L-1的的 Na3PO4 溶溶液和液和 2.0 L 0.10 mol·L-1的的NaH2PO4 溶液，仅用这溶液，仅用这两种溶液两种溶液(不可再加水不可再加水)来配制来配制pH=12.50的缓冲溶的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？液，能配制多少升这种缓冲溶液？ 解：缓冲组分应为解：缓冲组分应为 Na2HPO4 — Na3PO4 ,小于所需小于所需pH值，说明值，说明 应过应过量，则量，则 2.0 L Na3PO4 应全部用上，设需应全部用上，设需0.10 mol·L-1 的的 NaH2PO4 x L。
反应前反应前 n/mol 2×0.10 0.10x 0反应后反应后 n/mol 0.20– 0.10x 0 0.20x Na3PO4 + NaH2PO4 2Na2HPO4 解得解得 x = 0.12 L 例例14：将：将0.00010 mol H3PO4加到加到pH=7.00的的1.0 L缓冲溶液中，求溶液中缓冲溶液中，求溶液中H3PO4、、H2PO4-、、HPO42-、、PO43-的平衡浓度的平衡浓度解：解：∵∵缓冲溶液，且缓冲溶液，且n(H3PO4)为为0.00010 mol ∴∴ c(H+)=1.0 10-7 mol dm-3 解解(1)(2)得：得：可见可见c(H3PO4)与与c(PO43-)很小，主要以很小，主要以H2PO4- 和和HPO42-存在，即存在，即 解：解：例例15：在：在0.10 mol L-1 NH3 H2O和和 0.20 mol L-1 CH3NH2的混合溶液中含有哪些物种？在的混合溶液中含有哪些物种？在50 mL溶液中需加入多少溶液中需加入多少0.10 mol L-1 HCl才能使溶液才能使溶液的的pH=9.50？已知？已知可见溶液中存在：可见溶液中存在：NH3 H2O(or NH3)、、NH4+、、OH-、、CH3NH2、、CH3NH3+、、H3O+、、H2O 设需加入设需加入V(cm3)体积的体积的HCl，则：，则： 又酸式离子均来自于外加的又酸式离子均来自于外加的H+，则：，则：解解(1)~(5)得：得：V=1.1 102 mL 或者，或者，(1)~(4)与上同，根据电荷平衡：与上同，根据电荷平衡：解解(1)~(4)和和(6)同样得：同样得：V=1.1 102 mL实际上，实际上，(6)式中的式中的c(H+)、、c(OH-)项较小，可项较小，可略去，则此式与略去，则此式与(5)同。
同 本章小结本章小结(1) 质子酸碱理论质子酸碱理论和和电子酸碱理论电子酸碱理论：共轭酸碱：共轭酸碱对、酸碱的强弱、拉平效应与区分效应对、酸碱的强弱、拉平效应与区分效应(2) pH值的计算：值的计算：原则：物料平衡、电荷平衡、质子平衡原则：物料平衡、电荷平衡、质子平衡pH计算：一元弱酸碱、混合弱酸碱、多元计算：一元弱酸碱、混合弱酸碱、多元弱酸碱、两性物质弱酸碱、两性物质(3) 缓冲溶液：缓冲作用与缓冲容量缓冲溶液：缓冲作用与缓冲容量如何提高缓冲能力？浓度、比例、如何提高缓冲能力？浓度、比例、 课后作业课后作业p132：：1，，4，，7，，8，，9，，12，，15，，17，，18，，19 。
