酸堿平衡最新課件

1、上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡1主目錄本章主要內(nèi)容第一節(jié)、酸堿理論第二節(jié)、弱酸、弱堿解離平衡第三節(jié)、強(qiáng)電解質(zhì)溶液第四節(jié)、緩沖溶液第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡單相解離平衡上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡2主目錄返回8-1-1 阿侖尼烏斯電離理論阿侖尼烏斯電離理論 Ionization theory of acid-base1 1、定義、定義： 酸：在水溶液中能解離出正離子全是酸：在水溶液中能解離出正離子全是H H+ +的化合物是酸。的化合物是酸。 堿：在水溶液中能解離出負(fù)離子全是堿：在水溶液中能解離出負(fù)離子全是OHOH- -的化合物是堿。的化合物是堿。 酸堿反應(yīng)：酸

2、堿反應(yīng)：H H+ +OH+OH- -=H=H2 2O O，本質(zhì)是酸堿中和反應(yīng)。本質(zhì)是酸堿中和反應(yīng)。2、酸堿的強(qiáng)度標(biāo)準(zhǔn)、酸堿的強(qiáng)度標(biāo)準(zhǔn)：H+，Ka ，Kb pKa ， pKb ，pKw3 3、評(píng)價(jià)、評(píng)價(jià)：優(yōu)點(diǎn)：概念直觀，易于測(cè)量比較相對(duì)強(qiáng)度。：優(yōu)點(diǎn)：概念直觀，易于測(cè)量比較相對(duì)強(qiáng)度。 缺點(diǎn)：只適用于水溶液中。不能說(shuō)明氣相和非水缺點(diǎn)：只適用于水溶液中。不能說(shuō)明氣相和非水溶液中物質(zhì)的酸堿行為。溶液中物質(zhì)的酸堿行為。8 8-1-1酸堿理論酸堿理論 Theory of acids and bases上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡3主目錄8-1-2 酸堿溶劑理論酸堿溶劑理論 1 1、定義、定義

3、： 酸：在溶劑中產(chǎn)生該溶劑的特征陽(yáng)離子的溶質(zhì)是酸。酸：在溶劑中產(chǎn)生該溶劑的特征陽(yáng)離子的溶質(zhì)是酸。 堿：在溶劑中產(chǎn)生該溶劑的特征陰離子的溶質(zhì)是堿。堿：在溶劑中產(chǎn)生該溶劑的特征陰離子的溶質(zhì)是堿。 2 2、酸能導(dǎo)致溶劑陽(yáng)離子濃度上升，陰離子濃度下降；而堿酸能導(dǎo)致溶劑陽(yáng)離子濃度上升，陰離子濃度下降；而堿則導(dǎo)致陽(yáng)離子濃度下降，陰離子濃度上升。則導(dǎo)致陽(yáng)離子濃度下降，陰離子濃度上升。酸堿溶劑理論中，同一化合物在不同溶劑中可以改變其酸堿酸堿溶劑理論中，同一化合物在不同溶劑中可以改變其酸堿性質(zhì)，比如性質(zhì)，比如HClOHClO4 4在水中是強(qiáng)酸，在在水中是強(qiáng)酸，在乙酸乙酸中是弱酸，而在中是弱酸，而在氟氟磺酸磺酸中

4、則是弱堿。中則是弱堿。3 3、評(píng)價(jià)、評(píng)價(jià)：酸堿溶劑理論適用于典型的自偶電離分子，將酸：酸堿溶劑理論適用于典型的自偶電離分子，將酸堿理論從堿理論從“質(zhì)子體系質(zhì)子體系”推廣到推廣到“非質(zhì)子體系非質(zhì)子體系”。但它局限。但它局限于自電離溶劑體系，不能說(shuō)明在苯、氯仿、醚等溶劑體系于自電離溶劑體系，不能說(shuō)明在苯、氯仿、醚等溶劑體系中的酸堿反應(yīng)。中的酸堿反應(yīng)。上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡4主目錄8-1-3 布朗斯特酸堿質(zhì)子論布朗斯特酸堿質(zhì)子論 Proton Theory of acids and bases返回1 1、定義：、定義：酸：能給出質(zhì)子（酸：能給出質(zhì)子（H H+ +）的分子或離子是

5、酸。的分子或離子是酸。 堿：能接受質(zhì)子（堿：能接受質(zhì)子（H H+ +）的分子或離子是堿。的分子或離子是堿。2 2、酸堿共軛關(guān)系酸堿共軛關(guān)系： 酸給出質(zhì)子后形成的物種叫做該酸的共軛堿。酸給出質(zhì)子后形成的物種叫做該酸的共軛堿。 堿接受質(zhì)子后形成的物種叫做該堿的共軛酸。堿接受質(zhì)子后形成的物種叫做該堿的共軛酸。4 4、酸堿的強(qiáng)度標(biāo)準(zhǔn)、酸堿的強(qiáng)度標(biāo)準(zhǔn)： H H+ + ，Ka Ka ， Kb Kb ， pKa pKa ，pKb pKb ，pKwpKw3 3、舉例、舉例：HCl = HHCl = H+ + + Cl + Cl- - NHNH4 4+ + + NH+ NH2 2- - = NH= NH3 3

6、+ NH+ NH3 3 酸酸 = = H H+ + + + 堿堿 酸酸1 + 1 + 堿堿2 = 2 = 堿堿1 + 1 + 酸酸2 2wbaKKK上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡5主目錄5 5、評(píng)價(jià)、評(píng)價(jià)：酸堿概念推廣到所有的質(zhì)子體系，與溶劑無(wú)關(guān)。不：酸堿概念推廣到所有的質(zhì)子體系，與溶劑無(wú)關(guān)。不 僅適用于水溶液，還適用于非水溶液。酸堿反應(yīng)的本僅適用于水溶液，還適用于非水溶液。酸堿反應(yīng)的本 質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。 根據(jù)質(zhì)子理論，酸堿在溶液中表現(xiàn)出來(lái)的強(qiáng)度，不僅根據(jù)質(zhì)子理論，酸堿在溶液中表現(xiàn)出來(lái)的強(qiáng)度，不僅 與酸堿本性有關(guān)，同時(shí)與溶劑的本性有關(guān)。如醋酸在水與酸堿本性有關(guān)，同

7、時(shí)與溶劑的本性有關(guān)。如醋酸在水 中是弱酸，但在液氨中卻是較強(qiáng)的酸。中是弱酸，但在液氨中卻是較強(qiáng)的酸。課堂練習(xí)課堂練習(xí)：1 1、下列物質(zhì)哪些是酸？哪些是堿？哪些既是酸又是堿？、下列物質(zhì)哪些是酸？哪些是堿？哪些既是酸又是堿？ HS HS- -、COCO3 32-2-、H H2 2POPO4 4- -、HSOHSO4 4- -、NONO3 3- -、HClHCl、AcAc_ _、OHOH- -2 2、下列物質(zhì)的共軛酸是什么？、下列物質(zhì)的共軛酸是什么？SOSO4 42-2-、S S2-2-、H H2 2POPO4 4- -、HSOHSO4 4- -、NHNH3 33 3、下列物質(zhì)的共軛堿是什么？、下列

8、物質(zhì)的共軛堿是什么？HClHCl、HClOHClO4 4、HCNHCN、H H2 2O O2 2、NHNH4 4+ +上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡6主目錄返回1、定義、定義：堿：能提供電子對(duì)（：堿：能提供電子對(duì)（e-）或離域電子的分子、基或離域電子的分子、基團(tuán)或離子是堿。團(tuán)或離子是堿。 酸：能接受外來(lái)電子對(duì)（酸：能接受外來(lái)電子對(duì)（e- ）或離域電子的分子、或離域電子的分子、基團(tuán)或離子是酸?；鶊F(tuán)或離子是酸。2、酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是、酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是： A + B = A ：B （AB） 。 電子的授受關(guān)系：電子的授受關(guān)系： 酸酸 + 堿堿 = 酸堿加合物（配合物）酸堿加合物（配合物）

9、 lewis酸堿強(qiáng)度可用配合物的穩(wěn)定性（穩(wěn)定常數(shù)來(lái)衡量）酸堿強(qiáng)度可用配合物的穩(wěn)定性（穩(wěn)定常數(shù)來(lái)衡量） 8-1-4 路易斯酸堿電子論路易斯酸堿電子論 Electronic theory of acids and bases3、舉例、舉例： H+ + OH- = H2O BCl3+:NH3=Cl3B NH3，Ni+4:CO=Ni(CO)4 Fe3+3Cl-=FeCl3 ， AlCl3 + Cl- = AlCl4- 故又稱廣義酸堿理論故又稱廣義酸堿理論注意注意：HNOHNO3 3、HClHCl、H H2 2COCO3 3等不是等不是LewisLewis酸酸上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡

10、7主目錄LewisLewis酸主要有酸主要有：金屬陽(yáng)離子：金屬陽(yáng)離子：NiNi2+2+、CuCu2+2+、FeFe3+3+、ZnZn2+2+ 缺電子化合物：缺電子化合物：BFBF3 3、AlClAlCl3 3等等LewisLewis堿主要有堿主要有: :陰離子：陰離子：F F- -、ClCl- -、BrBr- -、OHOH- -、CNCN- -、H H- -等等 具有孤對(duì)電子的中性分子：具有孤對(duì)電子的中性分子：CHCH3 3OHOH等等 含有含有C=CC=C雙鍵的分子：雙鍵的分子：KPt(CKPt(C2 2H H4 4)Cl)Cl等等8-1-5 硬軟酸堿理論硬軟酸堿理論(HSAB)5050年代

11、有人在研究配合物穩(wěn)定性時(shí)發(fā)現(xiàn)：鹵化物年代有人在研究配合物穩(wěn)定性時(shí)發(fā)現(xiàn)：鹵化物MXMX的穩(wěn)定性有如的穩(wěn)定性有如下規(guī)律下規(guī)律 對(duì)電荷高、半徑小的陽(yáng)離子（對(duì)電荷高、半徑小的陽(yáng)離子（FeFe3+3+、AlAl3+3+、H H+ +） F F- -ClCl- -BrBr- -II- - 對(duì)電荷低、半徑大的陽(yáng)離子（對(duì)電荷低、半徑大的陽(yáng)離子（HgHg2+2+、AgAg+ +、CuCu+ +） F F- -ClCl- -BrBr- -IF-.5 5、軟硬酸堿理論的前線軌道理論解釋、軟硬酸堿理論的前線軌道理論解釋?zhuān)? 4、注意、注意：由于HOMO與LUMO能量差大，酸堿間無(wú)電子轉(zhuǎn)移，只能通過(guò)靜電引力結(jié)合形成離子

12、鍵。由于HOMO與LUMO能量相近，酸堿間有電子轉(zhuǎn)移，可通過(guò)共用電子對(duì)結(jié)合，并伴有反饋鍵。上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡10主目錄硬酸H+，Li+，Cs+，Be2+，Al3+，Tl3+，Sc3+，Ti4+，Cr3+，F(xiàn)e3+，Co3+，Mn2+，As3+，Si4+，BF3，BCl3，Al(CH3)3，SO3，CO2交界酸Fe2+，Co2+，Ni2+，Cu2+，Pb2+，Sn2+，B(CH3)3，SO2，NO+軟酸Cu+，Ag+，Au+，Tl+，Hg22+，Hg2+，Pd2+，Pt2+，Cd2+，CH3Hg+，BH3，Co(CN)62-，I2，Br2，O，Cl，Br，I，N，M硬堿

13、F-、Cl-、H2O、OH-、O2-、ROH、R2O、OR-、ClO4-、SO42-、NO3-、PO43-、CH3CO2-、NH3、RNH2、N2H4交界堿Br-、SO32-,NO2-、N2、N3-、C5H5N、C6H5NH2軟硬I-、H-、R-、CN-、SCN-、S2O32-、RSH、R2S、SR-、R3P、(RO)3P、R3As、CO、RNC、C2H4、C6H6常見(jiàn)重要的軟硬酸堿(HSAB)返回上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡11主目錄8-2-1 水的電離平衡水的電離平衡H2O+H2O=H3O+OH- 通常簡(jiǎn)化為通常簡(jiǎn)化為 H2O=H+OH- 據(jù)熱力學(xué)對(duì)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)規(guī)定，水的離子積常

14、數(shù)簡(jiǎn)化為據(jù)熱力學(xué)對(duì)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)規(guī)定，水的離子積常數(shù)簡(jiǎn)化為 =H+OH- 106.9K 101.0K -1460w-1422wCCpOHpHOHpOHHpH14,log,log溫度升高，水的電離度增大見(jiàn)溫度升高，水的電離度增大見(jiàn)P186表表8-1wwaaKpKKpKlog,logpHpH范圍通常為范圍通常為1-141-14，pH1(pH14( pH14(超強(qiáng)堿超強(qiáng)堿) )不用不用pHpH標(biāo)度。標(biāo)度。注意：注意：pHpH值中的整數(shù)部分不是有效數(shù)字，因?yàn)樗怯脕?lái)定位的。值中的整數(shù)部分不是有效數(shù)字，因?yàn)樗怯脕?lái)定位的。返回WK8 8-2 -2 弱酸弱堿的解離平衡弱酸弱堿的解離平衡1 1、水的離子積常數(shù)、水的

15、離子積常數(shù)2 2、溶液的酸堿性、溶液的酸堿性水溶液的酸堿性可用水溶液的酸堿性可用pHpH來(lái)表示來(lái)表示上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡12主目錄8-2-2 弱電解質(zhì)的電離平衡弱電解質(zhì)的電離平衡 根據(jù)同濃度電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱，把電解質(zhì)溶液分為強(qiáng)電解質(zhì)和根據(jù)同濃度電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱，把電解質(zhì)溶液分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)；電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的差別主要是由于電離度的差別引起的。弱電解質(zhì)；電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的差別主要是由于電離度的差別引起的。 1、一元弱酸的電離：一元弱酸的電離： HB=H+B- %100數(shù)溶液中電解質(zhì)的分子總已電離的電解質(zhì)分子數(shù)解離度)()/()/()/( acid

16、KHBBHCCCCCCKaHBBHa酸平衡常數(shù)強(qiáng)電解質(zhì)完全電離=1弱電解質(zhì)部分電離Ka2可知，多元弱酸電離以第一步為主。常忽略第二可知，多元弱酸電離以第一步為主。常忽略第二步電離，按一元弱酸處理。步電離，按一元弱酸處理。注意：溶液中注意：溶液中H+只有一個(gè)值，只有一個(gè)值，它應(yīng)滿足上述兩個(gè)關(guān)系它應(yīng)滿足上述兩個(gè)關(guān)系返回上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡16主目錄解：總電離平衡式為解：總電離平衡式為 H2CO3=2H+CO32- 分兩步電離，忽略第分兩步電離，忽略第二步電離則二步電離則H2CO3=H+HCO3-C-CH+ CH+ CH+ CKCCaHCOH-13 HCO3-=H+CO32-

17、233232COHCOCOHaCCCCK)( 223AKCaCOHwOHCKC/ CKCCCCaHCOH132 由由(A)式，二元弱酸根離式，二元弱酸根離子濃度約等于子濃度約等于Ka2,如如S2-=1.2610-13計(jì)算計(jì)算H2S飽和水溶液中離子濃飽和水溶液中離子濃度度P194例例 求算濃度為求算濃度為C的的H2CO3溶液中各種離子濃度溶液中各種離子濃度。上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡17主目錄8-2-4 同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1、同離子效應(yīng)：同離子效應(yīng)：在已經(jīng)建立平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入在已經(jīng)建立平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將使弱電解質(zhì)的電

18、離度減小含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將使弱電解質(zhì)的電離度減小的效應(yīng)叫同離子效應(yīng)。的效應(yīng)叫同離子效應(yīng)。HAc = H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-增加生成物濃度平衡向反應(yīng)物（向左）移動(dòng)使增加生成物濃度平衡向反應(yīng)物（向左）移動(dòng)使HAc 的電離度的電離度減小。減小。同離子效應(yīng)同離子效應(yīng)2、鹽效應(yīng)：鹽效應(yīng)：在已經(jīng)建立平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入不含在已經(jīng)建立平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入不含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將使弱電解質(zhì)的電離度略有增有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，將使弱電解質(zhì)的電離度略有增大的效應(yīng)叫鹽效應(yīng)。大的效應(yīng)叫鹽效應(yīng)。HAc = H+ + Ac- NaCl Cl- + Na+ 溶液中離子總濃度增

19、加，由于離子間的相互牽制作用，使溶液中離子總濃度增加，由于離子間的相互牽制作用，使H+和和Ac- 難于結(jié)合成難于結(jié)合成HAc。返回上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡18主目錄3、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)的關(guān)系同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)的關(guān)系 發(fā)生同離子效應(yīng)的同時(shí)必定伴隨有鹽效應(yīng)，但前者發(fā)生同離子效應(yīng)的同時(shí)必定伴隨有鹽效應(yīng)，但前者顯著得多，一般情況下不考慮鹽效應(yīng)，只有在濃度較大顯著得多，一般情況下不考慮鹽效應(yīng)，只有在濃度較大時(shí)，鹽效應(yīng)才是主要的。時(shí)，鹽效應(yīng)才是主要的。8 8-3 -3 鹽的水解鹽的水解8-3-1 鹽的水解的概念鹽的水解的概念 鹽電離出來(lái)的離子，與水電離出來(lái)的鹽電離出來(lái)的離子，與水電離

20、出來(lái)的H+和和( (或或OH-) )結(jié)合結(jié)合成弱電解質(zhì)的過(guò)程稱為鹽類(lèi)的水解。水解過(guò)程中，溶液的成弱電解質(zhì)的過(guò)程稱為鹽類(lèi)的水解。水解過(guò)程中，溶液的pH會(huì)發(fā)生改變。如：會(huì)發(fā)生改變。如：NaAc NH4Cl溶液溶液上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡19主目錄1、強(qiáng)堿弱酸鹽:（如（如 NaAcNaAc溶液溶液）NaAc Na+ + Ac- +H2O OH- + H+ HAcAcAc- -與與H H2 2O O電離出來(lái)的電離出來(lái)的H H+ +結(jié)合成弱電解結(jié)合成弱電解質(zhì)質(zhì)HAcHAc，使使H H2 2O O電離出來(lái)的電離出來(lái)的H H+ +被消耗掉，被消耗掉，促使促使H H2 2O O進(jìn)一步電離進(jìn)

21、一步電離(H H+ +OHOH- -Kw)Kw)，以滿足以滿足 H H+ +OHOH- -=Kw,=Kw,其結(jié)其結(jié)果果,H H+ +OH20Kw (2) c/Kb4003、弱酸弱堿鹽: :（NHNH4 4AcAc溶液）溶液）NH4Ac NH4+ + Ac- + +H2O OH- + H+ NH3H2O HAc NH4+ + Ac- + H2O NH3H2O+ HAc43AcNHHAcNHK43HAcHAcOHNHNHOHH上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡22主目錄返回 waaabKKHKKK同理可導(dǎo)出)()(3NHbHAcawhKKKK1、這里、這里Ka、Kb 液并非同一共軛酸堿對(duì)

22、，因此不存在液并非同一共軛酸堿對(duì)，因此不存在 Kw=KaKb的關(guān)系的關(guān)系2、弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性取決于、弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性取決于Ka、Kb的相對(duì)大小。的相對(duì)大小。 KaKb 溶液呈酸性溶液呈酸性 KaKb 溶液呈堿性溶液呈堿性 Ka=Kb 溶液呈溶液呈中性中性4、多元弱酸和強(qiáng)堿組成的酸式鹽多元弱酸和強(qiáng)堿組成的酸式鹽:（如如 NaHCO3溶液）溶液） 在溶液中存在電離和水解。在溶液中存在電離和水解。 討論簡(jiǎn)化為：討論簡(jiǎn)化為： 注意二點(diǎn)注意二點(diǎn)：12aaHKK上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡23主目錄8-3-3 影響鹽類(lèi)的水解的因素影響鹽類(lèi)的水解的因素返回1、鹽類(lèi)的本性影響鹽類(lèi)水

23、解的主要因素有：2、鹽的濃度3、溫度4、同離子效應(yīng)水解后生成的酸或堿越弱，或越難溶于水解后生成的酸或堿越弱，或越難溶于水，則其水解程度越大，水，則其水解程度越大，鹽的濃度越小，水解程度越大，稀釋可促鹽的濃度越小，水解程度越大，稀釋可促進(jìn)水解。如進(jìn)水解。如FeClFeCl3 3濃溶液稀釋可產(chǎn)生沉淀。濃溶液稀釋可產(chǎn)生沉淀。水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，已知中和反應(yīng)水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，已知中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，則水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，加是放熱反應(yīng)，則水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，加熱可促進(jìn)水解熱可促進(jìn)水解如如 Fe Fe3+3+H+H2 2O=Fe(OH)O=Fe(OH)2+2+H+H+ + Fe(OH) Fe(O

24、H)2+2+H+H2 2O=Fe(OH)O=Fe(OH)2 2+ +H+H+ + Fe(OH) Fe(OH)2 2+ +H+H2 2O=Fe(OH)O=Fe(OH)3 3+H+H+ +加酸（加酸（H H+ +）可抑制其水解，在配制某些金屬鹽溶液時(shí)可抑制其水解，在配制某些金屬鹽溶液時(shí)常用酸溶解，就是為了抑制其水解。常用酸溶解，就是為了抑制其水解。上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡24主目錄8-4-1緩沖溶液的緩沖原理緩沖溶液的緩沖原理8-4 緩沖溶液緩沖溶液 Buffer solution返回1 1、1 1L L純水中加入純水中加入2 2滴（滴（0.10.1mlml）1mol1molL

25、 L-1-1的的NaOH.NaOH. 2 2、1 1L L純水中加入純水中加入2 2滴（滴（0.10.1mlml）1mol1molL L-1-1的的HCl.HCl.3 3、1 1LNaHLNaH2 2POPO4 4-Na-Na2 2HPOHPO4 4組成的溶液組成的溶液( (pH=7.0)pH=7.0)中中 加入加入2 2滴（滴（0.10.1mlml）1mol1molL L-1-1的的NaOH(NaOH(或或HCl).HCl).pH=7.010.0 pH=7.010.0 pH=3pH=3pH=7.04.0 pH=7.04.0 pH=3pH=3pH=7.07.0 pH=7.07.0 pH=0pH

26、=01 1、定義：定義：這種能夠抵抗外加少量酸堿或適當(dāng)稀釋?zhuān)旧磉@種能夠抵抗外加少量酸堿或適當(dāng)稀釋?zhuān)旧韕HpH值不發(fā)生值不發(fā)生顯著變化的溶液叫緩沖溶液。純水不具備這種性質(zhì)。顯著變化的溶液叫緩沖溶液。純水不具備這種性質(zhì)。2 2、緩沖溶液的組成：緩沖溶液的組成：通常是由弱酸通常是由弱酸- -弱酸鹽，弱堿弱酸鹽，弱堿- -弱堿鹽構(gòu)成。例如：弱堿鹽構(gòu)成。例如：HAc-NaAc,NHHAc-NaAc,NH3 3-NH-NH4 4Cl,NaHCOCl,NaHCO3 3-Na-Na2 2COCO3 3等等 3 3、緩沖作用原理：緩沖作用原理：以以HAc-NaAcHAc-NaAc為例為例 HAcHAc

27、H H+ + + Ac + Ac- - HAc HAc 和和 AcAc- - 大量存在大量存在 NaAcNaAc NaNa+ + + Ac + Ac- - （1 1）當(dāng)加入少量強(qiáng)酸時(shí)，加入的）當(dāng)加入少量強(qiáng)酸時(shí)，加入的H H+ +立即與大量的立即與大量的AcAc- -結(jié)合生成結(jié)合生成HAc,HAc,平衡左移，平衡左移，使使 H H+ + 不會(huì)顯著增加，不會(huì)顯著增加，AcAc- -為抗酸成分。為抗酸成分。（2 2）當(dāng)加入少量強(qiáng)堿時(shí)，加入的）當(dāng)加入少量強(qiáng)堿時(shí)，加入的OHOH- -立即與立即與H H+ +結(jié)合生成結(jié)合生成H H2 2O,O,促使促使HAcHAc進(jìn)一步進(jìn)一步電離以補(bǔ)充電離以補(bǔ)充 H H+

28、 +,使使 H H+ + 不會(huì)顯著減少，不會(huì)顯著減少，HAcHAc為抗堿成分。為抗堿成分。（3 3）適當(dāng)稀釋時(shí)，由于稀釋定律，）適當(dāng)稀釋時(shí)，由于稀釋定律，HAcHAc電離度增加，電離度增加， H H+ + 不會(huì)顯著變化。不會(huì)顯著變化。上一頁(yè)下一頁(yè)第第8 8章章 酸堿平衡酸堿平衡25主目錄8-4-2 緩沖溶液的計(jì)算緩沖溶液的計(jì)算返回4、緩沖溶液pH值的計(jì)算：例如：例如：HAcHAc（C C酸酸）- -NaAcNaAc（C C共軛堿共軛堿）組成緩沖溶液）組成緩沖溶液 HAc HAc H H+ + + Ac + Ac- -初始濃度初始濃度 C C弱酸弱酸 0 0 C C共軛堿共軛堿平衡濃度平衡濃度 C C弱酸弱酸- -X X CX X C共軛堿共軛堿+ +X X弱酸共軛堿弱酸共軛堿弱酸共軛堿CCHCCxxCxCxKa)()(共軛堿弱酸CCKHa弱酸共軛堿弱酸共軛堿nnpKpHACCpKpHaalg)(lglg( )lgbbCpOHpKBCnpOHpKn共軛酸弱堿共軛酸弱堿由于（由于（A A）、（）、（B B）二式可知二式可知：（1 1）緩沖溶液）緩沖溶液pHpH值由值由pKapKa和和lg(Clg(C弱酸弱酸/ /C C共軛堿共軛堿) )兩項(xiàng)決定，主要由兩項(xiàng)決定，主要由pKapKa決定。決定。（2 2）緩沖溶液）緩沖溶液pHpH值可通過(guò)調(diào)整值可通過(guò)調(diào)整(C(C弱酸弱酸/ /C C共軛堿