無機(jī)化學(xué)04 酸堿平衡(1)

1、第四第四章章酸堿平衡酸堿平衡第一節(jié)第一節(jié) 酸和堿酸和堿波義耳波義耳(Boyle)等，等，17世紀(jì)中葉世紀(jì)中葉 有酸味，使石蕊變紅的物質(zhì)叫做酸；有酸味，使石蕊變紅的物質(zhì)叫做酸； 有澀味，使石蕊變藍(lán)的物質(zhì)叫做堿。有澀味，使石蕊變藍(lán)的物質(zhì)叫做堿。 酸指在水中電離出的陽離子全部為酸指在水中電離出的陽離子全部為H+ H2SO4 = HSO4 + 2H+ 堿指在水中電離出的陰離子全部為堿指在水中電離出的陰離子全部為OH- - NaOH = Na+ + OH- 中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì) H+ + OH- - = H2OSvante August Arrhenius 瑞典化學(xué)家瑞典化學(xué)家 酸堿電離理論酸堿

2、電離理論（S.A. Arrehenius Acid Base Theory, 1887）局限：狹隘，不能解釋所有物質(zhì)，如局限：狹隘，不能解釋所有物質(zhì)，如NHNH4 4ClCl水溶液呈酸性。水溶液呈酸性。一、酸堿質(zhì)子理論一、酸堿質(zhì)子理論Brnsted-Lowry Concept of Acids and Bases(1923)酸酸(質(zhì)子給體質(zhì)子給體)：能：能給出給出質(zhì)子質(zhì)子的分子或離子的分子或離子giving up a proton;堿堿(質(zhì)子受體質(zhì)子受體)：能：能接受接受質(zhì)子質(zhì)子的分子或離子的分子或離子 accepting a proton 布朗斯臺(tái)德（布朗斯臺(tái)德（JNBronsted，丹麥）

3、，丹麥）洛里（洛里（TMLowry，英國），英國），1923年年( (一一) ) 定義定義 HCl H+ ClHAc H + AcH2CO3 H+ HCO3HCO3 H+ CO32NH4+ H+ NH3H3O+ H+ H2OH2O H+ OHAl(H2O)63+ H+ Al(H2O)5OH2+分子，分子， 分子，分子，陰、陽離子陰、陽離子 陰、陽離子陰、陽離子酸堿半反應(yīng)酸堿半反應(yīng)注：注：如如H2O，HCO3既既是酸又是堿，兩性是酸又是堿，兩性物質(zhì)。物質(zhì)。鹽也有酸堿性，如鹽也有酸堿性，如Na2CO3，NH4Cl等。等。 紅紅藍(lán)藍(lán)互為共軛酸堿對(duì)互為共軛酸堿對(duì)Acids protons + Base

4、s醋酸溶液中：醋酸溶液中： 酸堿半反應(yīng)酸堿半反應(yīng)1：HAc H+ + Ac 酸堿半反應(yīng)酸堿半反應(yīng)2：H+ + H2O H3O+ 酸酸1 堿堿1 堿堿2 酸酸2總反應(yīng)：總反應(yīng)：HAc + H2O H3O+ Ac 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 H+ 實(shí)質(zhì)：兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的實(shí)質(zhì)：兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子質(zhì)子(H+)傳遞反應(yīng)。傳遞反應(yīng)。酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞電離電離: 水與分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)水與分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng) HCl + H2O H3O+ + Cl- 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 NH4+ +H2O H3O+ + NH3 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1

5、中和中和: 質(zhì)子的傳遞作用質(zhì)子的傳遞作用 H3O+ + OH- H2O +H2O 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 HAc + NH3 NH4+ +Ac- 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 水解水解: 水與離子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)水與離子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng) H2O +Ac- HAc + OH- 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 NH3 + H2O NH4+ + OH- 堿堿2 酸酸1 酸酸2 堿堿1下列哪些是酸，堿和兩性物質(zhì)下列哪些是酸，堿和兩性物質(zhì)? ? NH4+, NH3, HCO3-, H2O, HS-, S2-, OH-H2PO4-, HPO42-酸堿質(zhì)子理論的優(yōu)點(diǎn)酸堿質(zhì)子理論的優(yōu)點(diǎn)v與電離理

6、論相比，擴(kuò)大了酸和堿的范圍。與電離理論相比，擴(kuò)大了酸和堿的范圍。(如如NH4Cl與與NaAc，在電離理論中認(rèn)為是鹽，而質(zhì)子理論認(rèn)為，在電離理論中認(rèn)為是鹽，而質(zhì)子理論認(rèn)為NH4Cl中的中的NH4+是酸，是酸， NaAc中的中的Ac-是堿。是堿。) 酸堿反應(yīng)是質(zhì)子傳遞過程，符合這種要求的反應(yīng)都酸堿反應(yīng)是質(zhì)子傳遞過程，符合這種要求的反應(yīng)都可劃歸為酸堿反應(yīng)，從而擴(kuò)大了酸堿反應(yīng)的范圍。可劃歸為酸堿反應(yīng)，從而擴(kuò)大了酸堿反應(yīng)的范圍。 建立了酸堿強(qiáng)度和質(zhì)子傳遞反應(yīng)的辨證關(guān)系，把酸建立了酸堿強(qiáng)度和質(zhì)子傳遞反應(yīng)的辨證關(guān)系，把酸或堿的性質(zhì)和溶劑的性質(zhì)聯(lián)系起來?；驂A的性質(zhì)和溶劑的性質(zhì)聯(lián)系起來。( (如在如在HAc水中

7、是弱酸，而在液氨中卻是強(qiáng)酸；水中是弱酸，而在液氨中卻是強(qiáng)酸；HNO3在水中是強(qiáng)在水中是強(qiáng)酸，而在冰醋酸中卻是弱酸。酸，而在冰醋酸中卻是弱酸。) )( (二二) ) 酸堿的強(qiáng)弱酸堿的強(qiáng)弱( (以水為溶劑進(jìn)行比較以水為溶劑進(jìn)行比較) )HA + H2O H3O+ + A 可簡(jiǎn)寫為可簡(jiǎn)寫為HA H+ + A 平衡常數(shù)平衡常數(shù)cccK/HA/A/Ha1Lmol1cHAa,KaK酸度常數(shù)，酸度常數(shù)，acidity constant弱酸B + H2O BH+ + OH 平衡常數(shù)平衡常數(shù)一元弱堿的一元弱堿的堿度常數(shù)，堿度常數(shù)，basicity constant注意：注意：K只與物質(zhì)的本性和溫度只與物質(zhì)的本性

8、和溫度T有關(guān)，與濃度無關(guān)。有關(guān)，與濃度無關(guān)。 bBOHBHKcccKb或K Kb b越大，越大，堿性越強(qiáng)堿性越強(qiáng)共軛酸堿對(duì)：共軛酸堿對(duì)：強(qiáng)酸弱堿，弱酸強(qiáng)堿強(qiáng)酸弱堿，弱酸強(qiáng)堿 KaKa越大，越大，酸性越強(qiáng)酸性越強(qiáng) 酸堿的強(qiáng)弱酸堿的強(qiáng)弱 酸堿釋放酸堿釋放( (接受接受) )質(zhì)子質(zhì)子的能力的能力溶劑釋放溶劑釋放( (接接受受) )質(zhì)子的能質(zhì)子的能力力二、二、Lewis的酸堿理論的酸堿理論1. 要點(diǎn)：要點(diǎn)： 凡可以接受電子對(duì)的分子、原子團(tuán)、離子為酸；凡可以接受電子對(duì)的分子、原子團(tuán)、離子為酸； 凡可以給出電子對(duì)的物質(zhì)為堿。凡可以給出電子對(duì)的物質(zhì)為堿。2.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)： 形成配位鍵的反應(yīng)

9、；堿提供電子對(duì)，酸以空軌道形成配位鍵的反應(yīng)；堿提供電子對(duì)，酸以空軌道接受電子對(duì)形成配位鍵。接受電子對(duì)形成配位鍵。3Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點(diǎn)：的酸堿電子理論的優(yōu)缺點(diǎn)：優(yōu)點(diǎn)：一切化學(xué)反應(yīng)都可概括為酸堿反應(yīng)優(yōu)點(diǎn)：一切化學(xué)反應(yīng)都可概括為酸堿反應(yīng)缺點(diǎn)：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性缺點(diǎn)：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性 無法判斷酸堿性的強(qiáng)弱無法判斷酸堿性的強(qiáng)弱第二節(jié)第二節(jié) 酸堿平衡酸堿平衡多元弱酸、多元弱酸、弱堿弱堿一元弱酸、一元弱酸、弱堿弱堿兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)酸堿的分類酸堿的分類一、水的質(zhì)子自遞平衡一、水的質(zhì)子自遞平衡ccKwOHOH3（1）離子積）離子積 H2O H+ + OH + H+ + H2O H

10、3O+ H2O + H2O OH + H3O+ CCKOHHW 與溫度有關(guān) OHHWK25純水，純水，Kw110-14mol/L101101714wKH+ = OH = 1.水的離子積適用于純水和所有稀水溶液。水的離子積適用于純水和所有稀水溶液。 2. 任何物質(zhì)的水溶液都同時(shí)含任何物質(zhì)的水溶液都同時(shí)含H+、OH-。3. 同一溶液中，始終保持同一溶液中，始終保持H+ OH-=1.010-14 共軛酸堿的共軛酸堿的Ka、Kb與與Kw的關(guān)系的關(guān)系 HB + H2O H3O+ B B+ H2O OH+ HB H2O + H2O OH + H3O+ HBBOH3aKBHBOHbKKw = Ka.Kb，即

11、固定溫度下，即固定溫度下，Ka與與Kb成反比。成反比。 HB的解離：的解離： B離子的水解：離子的水解： 水的解離：水的解離： HBHB在水溶液中達(dá)到平衡時(shí)，離子的濃度只有一個(gè)。在水溶液中達(dá)到平衡時(shí)，離子的濃度只有一個(gè)。 Kw = H3O+OH 【例【例 】已知】已知NH3的為的為Kb為為1.7910-5 ，試求，試求NH4+的的Ka。解：解：NH4+是是NH3的共軛酸的共軛酸, 故故:Ka = Kw / Kb= 1.00 10-14 / (1.7910-5 )= 5.59 10-10（2）pH值：值：HlgpHOHlgpOH25時(shí)，時(shí)，pH +pOH = 14; pH 7 堿性堿性 A ba

12、sic solution H+ OH-=1.010-14體液體液pH體液體液pH血清血清成人胃液成人胃液嬰兒胃液嬰兒胃液唾液唾液7.357.450.91.55.06.356.85大腸液大腸液乳汁乳汁淚水淚水尿液尿液8.38.46.06.97.44.87.5電離度電離度 Percent Dissociation%100 起起始始濃濃度度平平衡衡時(shí)時(shí)已已電電離離的的濃濃度度 ，酸堿電離就越完全，酸性或堿性越強(qiáng)。，酸堿電離就越完全，酸性或堿性越強(qiáng)。由此，可根據(jù)由此，可根據(jù)的大小，判斷酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱的大小，判斷酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱注意：強(qiáng)弱是相對(duì)某種溶劑而言，通常為水。注意：強(qiáng)弱是相對(duì)某種溶劑而言，通常為水

13、。 例：試計(jì)算濃度為例：試計(jì)算濃度為c的弱酸的弱酸HA水溶液的水溶液的H+。解：解： (1) 忽略水的質(zhì)子自遞平衡，則：忽略水的質(zhì)子自遞平衡，則： HA H+ + A 起始濃度：起始濃度： c 0 0 電離濃度：電離濃度：H+ H+ H+ 平衡濃度：平衡濃度： c - H+ H+ H+ HHHAAH2_cKa二、弱酸、弱堿與水之間的質(zhì)子傳遞平衡二、弱酸、弱堿與水之間的質(zhì)子傳遞平衡（一）一元弱酸、弱堿（一）一元弱酸、弱堿一元弱酸中一元弱酸中H+濃度的近似計(jì)算公式濃度的近似計(jì)算公式24H2cKKKaaa當(dāng)當(dāng)c/Ka500時(shí)時(shí)， 5%，即即c-H+ c，則：，則：ccKa22HHHcKaH一元弱酸中

14、一元弱酸中H+的最簡(jiǎn)計(jì)算公式的最簡(jiǎn)計(jì)算公式ccKcaH計(jì)算酸性溶液中計(jì)算酸性溶液中H+濃度、濃度、pH值的步驟值的步驟判斷酸的強(qiáng)弱判斷酸的強(qiáng)弱弱酸弱酸強(qiáng)酸強(qiáng)酸 H+完全電離完全電離 H+部分電離部分電離酸cH 判斷判斷c/Ka與與500的大小關(guān)系的大小關(guān)系c/Ka 500c/Ka 500pH = -lgH+ = -lg (1.3210-3) = 2.88 mol/L1032. 110. 01074. 1H35cKa%32. 110. 01074. 1H5cKcacKcaHcKaHc，H+ ,c0，100【例【例 3】計(jì)算】計(jì)算0.10 mol/L一氯乙酸一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的溶液

15、的pH值。值。解：解： 查表得查表得Ka(HA) = 1.4010-3，c = 0.10 mol/L。Ka Kw , c/Ka=1.40102 Ka2 a1HCKHSSH22aKS2-是是HS- 釋放質(zhì)子的產(chǎn)物，根據(jù)釋放質(zhì)子的產(chǎn)物，根據(jù)Ka2計(jì)算計(jì)算S2- H+ HSS2- Ka2（三）兩性物質(zhì)（三）兩性物質(zhì)1. 兩性陰離子溶液，如兩性陰離子溶液，如HCO3-,H2PO4-, HPO42-等離子。等離子。2. 由弱酸和弱堿組成的兩性物質(zhì)溶液，如由弱酸和弱堿組成的兩性物質(zhì)溶液，如NH4Ac等。等。3. 氨基酸型兩性物質(zhì)溶液：通式：氨基酸型兩性物質(zhì)溶液：通式：NH3+ . CHR. COO-當(dāng)當(dāng)K

16、a2C20Kw，C20Ka1時(shí)，有最簡(jiǎn)式：時(shí)，有最簡(jiǎn)式：21KaKaH 或或 pH=1/2(pKa1 + pKa2)當(dāng)當(dāng)Ka陽陽C20Kw，C20Ka陰陰時(shí)，有最簡(jiǎn)式：時(shí)，有最簡(jiǎn)式：陰陰陽陽KaKaH 或或 pH=1/2(pKa陽陽 + pKa陰陰)同理于弱酸弱堿組成的兩性物質(zhì)溶液。同理于弱酸弱堿組成的兩性物質(zhì)溶液。區(qū)分效應(yīng)區(qū)分效應(yīng) 強(qiáng)度不同的酸或堿，在某種溶劑的作用下，強(qiáng)度不同的酸或堿，在某種溶劑的作用下，其酸度或堿度被定位在同一水平上。其酸度或堿度被定位在同一水平上。 強(qiáng)度接近的酸或堿，在某種溶劑中，強(qiáng)度接近的酸或堿，在某種溶劑中，其酸度或堿度表現(xiàn)出明顯的區(qū)別。其酸度或堿度表現(xiàn)出明顯的區(qū)別

17、。三、三、 拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)拉平效應(yīng)：拉平效應(yīng)：四、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)四、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)濃度對(duì)平衡移動(dòng)的影響濃度對(duì)平衡移動(dòng)的影響弱酸弱酸HB在水中的質(zhì)子傳遞平衡為在水中的質(zhì)子傳遞平衡為HB + H2O H3O+ + B-平衡建立后，若平衡建立后，若cHB，則平衡被破壞，向著，則平衡被破壞，向著HB解離的解離的方向移動(dòng)，即方向移動(dòng)，即cH3O+ 和和cB- 。而解離度而解離度的變化呢？的變化呢？采用酸堿指示劑采用酸堿指示劑 甲基橙甲基橙 (橙紅色橙紅色) 變色范圍變色范圍 pH： 3.14.4 紅色紅色 黃色黃色2. HAc Ac- + H+ 加加Ac-,平衡左移平衡左移

18、采用酸堿指示劑采用酸堿指示劑 酚酞酚酞 變色范圍變色范圍 pH： 8.09.6 無色無色 紅色紅色2. NH3H2O NH4+OH-加NH4+，平衡左移HAc + H2O H3O+ + Ac-Ac + Na+ NaAc平衡向左移動(dòng)平衡向左移動(dòng)同離子效應(yīng)：同離子效應(yīng)： 在弱酸或弱堿的水溶液中，加入與弱酸或弱堿含在弱酸或弱堿的水溶液中，加入與弱酸或弱堿含有相同的離子的易溶性強(qiáng)電解質(zhì)，使弱酸或弱堿的解有相同的離子的易溶性強(qiáng)電解質(zhì)，使弱酸或弱堿的解離度降低的現(xiàn)象。離度降低的現(xiàn)象。一定溫度時(shí)的醋酸稀溶液中：一定溫度時(shí)的醋酸稀溶液中：降低降低降低降低H例例計(jì)算計(jì)算(1) 0.10 moll-1HAc溶液的

19、溶液的H+濃度及電離度；濃度及電離度；已知已知 HAc的的 Ka，=1.7610-5500/HAc1aKc為一元弱酸，）解：（135Lmol103 . 110. 01076. 1HcKa%3.1%10010.0103.13AcHHAcH2，）設(shè)（xxxx10.010.0 平衡濃度的電離度更小，由于同離子效應(yīng)，HAc10. 010. 0Ac ,10. 010. 0HAcxxaKHAcAcH代入15Lmol1076.1H x%018.0%10010.01076.1%1000.10H5(2)在在1.00升該溶液中加入升該溶液中加入0.10molNaAc（忽略引起（忽略引起的體積變化）后溶液中的體積變

20、化）后溶液中H+濃度和電離度。濃度和電離度。51076.110.010.0 x(2)(2)鹽效應(yīng)鹽效應(yīng) 在在HAc溶液中加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)如溶液中加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl ，離子之間的相互牽制作用增大，使，離子之間的相互牽制作用增大，使HAc的解的解離度略有增大的效應(yīng)。離度略有增大的效應(yīng)。 例如例如 在在0.10molL-1 HAc溶液中加入溶液中加入NaCl使其濃度為使其濃度為0.10molL-1 ，則溶液中，則溶液中H+由由1.3210-3molL-1 1.8210-3molL-1 HAc的解離度由的解離度由1.32%1.82%。 產(chǎn)生同離子效應(yīng)時(shí)，必然伴隨有鹽效應(yīng)，產(chǎn)

21、生同離子效應(yīng)時(shí)，必然伴隨有鹽效應(yīng)，但同離子效應(yīng)的影響比鹽效應(yīng)要大得多，所以但同離子效應(yīng)的影響比鹽效應(yīng)要大得多，所以一般情況下，不考慮鹽效應(yīng)液不會(huì)產(chǎn)生明顯影一般情況下，不考慮鹽效應(yīng)液不會(huì)產(chǎn)生明顯影響。響。影響平衡移動(dòng)的因素影響平衡移動(dòng)的因素H+ 或或OH- 電離度電離度酸或堿的酸或堿的濃度增大濃度增大同離子效應(yīng)同離子效應(yīng)鹽效應(yīng)鹽效應(yīng)第三節(jié)第三節(jié) 緩沖溶液緩沖溶液M2+ + H2Y MY + 2H+反應(yīng)條件反應(yīng)條件: pH= 6.5-7.5起始濃度：起始濃度：0. 010 0.010 0 0 mol/L 反應(yīng)濃度：反應(yīng)濃度：0.005 0.005 0.005 0.010 mol/LpH=lgCH+

22、 = lg 0.01 = 2 隨著反應(yīng)的進(jìn)行，體系的隨著反應(yīng)的進(jìn)行，體系的pH值不斷減小，超值不斷減小，超出反應(yīng)條件，從而反應(yīng)無法繼續(xù)進(jìn)行。出反應(yīng)條件，從而反應(yīng)無法繼續(xù)進(jìn)行。一、一、 緩沖溶液組成和作用機(jī)理緩沖溶液組成和作用機(jī)理能夠抵抗外加少量酸、堿和稍加稀釋，能夠抵抗外加少量酸、堿和稍加稀釋，而本身而本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用緩沖作用。具有緩沖作用的溶液稱為具有緩沖作用的溶液稱為緩沖緩沖溶液溶液。緩沖溶液一般由共軛酸堿對(duì)的緩沖溶液一般由共軛酸堿對(duì)的兩種物質(zhì)兩種物質(zhì)組成。組成。緩沖系或緩沖對(duì)緩沖系或緩沖對(duì):弱酸共軛堿：弱酸共軛堿：HAc-NaAc； H

23、2CO3 NaHCO3 弱堿共軛酸：弱堿共軛酸：NH3-NH4Cl常用的緩沖溶液常用的緩沖溶液緩沖溶液緩沖溶液pKa(25)緩沖范圍緩沖范圍HAcNaAcH2CO3NaHCO3NH4Cl NH3Na2HPO4Na3PO44.746.359.2512.323.745.745.357.358.2510.2511.3213.32Explainations:例例 : HAc-NaAc 體系體系 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- 加加OH- HAc H+ + Ac- 釋放釋放H+ pH不會(huì)顯著升高不會(huì)顯著升高 HAc為為 抗堿成分抗堿成分; 加加H+ HAc H+ + Ac- 減少

24、減少H+ pH不會(huì)顯著降低不會(huì)顯著降低 Ac-為抗酸成分為抗酸成分 原因原因：溶液中存在濃度較大的抗酸成分和抗堿成分，：溶液中存在濃度較大的抗酸成分和抗堿成分，通通過弱酸解離平衡的移動(dòng)以達(dá)到消耗外來的少量強(qiáng)酸、強(qiáng)過弱酸解離平衡的移動(dòng)以達(dá)到消耗外來的少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿，或?qū)股约酉♂屪饔茫瑝A，或?qū)股约酉♂屪饔?，保持溶液的保持溶液的pH相對(duì)穩(wěn)定。相對(duì)穩(wěn)定。結(jié)論結(jié)論：少量外來酸堿的加入不會(huì)影響溶液的少量外來酸堿的加入不會(huì)影響溶液的pHpH值，值，但緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。但緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。1 1、 Henerson-Hasselbalch Equation令令H+濃度為濃度為x初始

25、濃度初始濃度(molL-1) cHB 0 cB-平衡濃度平衡濃度(molL-1) cHB x x cB- + x平衡時(shí)平衡時(shí)HB = cHB x cHBB- = cB x cBHB H+ + B 二、二、 緩沖溶液的計(jì)算緩沖溶液的計(jì)算則則等式兩邊各取負(fù)對(duì)數(shù)，則得等式兩邊各取負(fù)對(duì)數(shù)，則得HBBaccxKHBBHBHBaccKxHHBBHBBnnKaccKalgplgppH 緩沖比緩沖比緩沖溶液的總濃度緩沖溶液的總濃度HBBccHBBcc/HBBb-lgp14pOH-14ccK -BHBbHBBblgplgppOHccKccKHBBccKalgppH酸酸堿堿CCpKCCpKpHaabalglg C

26、onclusion：1. Ka 影響緩沖溶液影響緩沖溶液pH，溫度影響，溫度影響Ka， 溫度緩沖影響溶液溫度緩沖影響溶液pH。2. 同一緩沖系的緩沖溶液，同一緩沖系的緩沖溶液，pKa值一定，值一定，pH隨隨 的改變而改變。當(dāng)?shù)母淖兌淖儭．?dāng) 1時(shí)，時(shí)，pHpKa 。3. 緩沖溶液加水稀釋時(shí)，緩沖溶液加水稀釋時(shí)，c(B-)與與c(HB)的比值不變，則的比值不變，則pH也不變。但因稀釋而引起溶液離子強(qiáng)度的改變，也不變。但因稀釋而引起溶液離子強(qiáng)度的改變，使使HB和和B-的活度因子受到不同程度的影響，因此緩的活度因子受到不同程度的影響，因此緩沖溶液的沖溶液的pH也隨之有微小的改變。也隨之有微小的改變。

27、HBBcc/HBBcc/例： 計(jì)算0.10molL-1NH3 20ml和0.20molL-1NH4Cl 15ml混合溶液的pH值。解 此混合溶液的緩沖系為NH4+NH3 , 查表知pKa(NH4+)9.25 代入式(5-15c)得pHpKa+lg 9.25+lg 9.25-0.179.08n Bn HB0.1 0.020.2 0.015【例】【例】 在在0.10molL-1HAc溶液中加入固體溶液中加入固體NaAc，使，使其濃度為其濃度為0.10molL-1 (設(shè)溶液體積不變?cè)O(shè)溶液體積不變)，計(jì)算溶液的，計(jì)算溶液的H+和電離度。和電離度。解解: Ca 0.10molL-1, C b 0.10m

28、olL-1 , pKa = 4.75：abCCpKapHlg 10. 010. 0lg75. 4 = 4.75H+ = 1.74 10-5 molL-1 = H+/ Ca = 1.74 10-5 / 0.10 = 1.74 10-4 = 0.0174%(1) 緩沖溶液的總濃度對(duì)溶液緩沖能力的影響緩沖溶液的總濃度對(duì)溶液緩沖能力的影響 緩沖比緩沖比( ) 固定，總濃度固定，總濃度( ) ，緩沖能力緩沖能力。(2) 緩沖溶液的緩沖比對(duì)溶液緩沖能力的影響緩沖溶液的緩沖比對(duì)溶液緩沖能力的影響總濃度總濃度( )固定固定 ，緩沖比，緩沖比( )=1，緩沖能力，緩沖能力HBBccHBBcc/HBBccHBBc

29、c/2. 緩沖范圍緩沖范圍當(dāng)緩沖溶液的總濃度一定時(shí)，緩沖比愈接近當(dāng)緩沖溶液的總濃度一定時(shí)，緩沖比愈接近1，緩沖容量愈大；緩沖比愈遠(yuǎn)離緩沖容量愈大；緩沖比愈遠(yuǎn)離1時(shí)，緩沖容量愈小。時(shí)，緩沖容量愈小。當(dāng)緩沖比大于當(dāng)緩沖比大于10:1或小于或小于1:10時(shí)，可認(rèn)為緩沖溶液時(shí)，可認(rèn)為緩沖溶液已基本失去緩沖作用的能力。已基本失去緩沖作用的能力。一般認(rèn)為一般認(rèn)為pH = pKa 1為緩沖作用的有效區(qū)間，為緩沖作用的有效區(qū)間，稱為緩沖溶液的緩沖范圍稱為緩沖溶液的緩沖范圍。不同緩沖系，因各自弱。不同緩沖系，因各自弱酸的酸的pK值不同，所以緩沖范圍也各不相同。值不同，所以緩沖范圍也各不相同。三、三、 緩沖溶液的

30、選擇和配制緩沖溶液的選擇和配制1. 1. 選擇合適的緩沖系選擇合適的緩沖系 當(dāng)當(dāng)ca= cb時(shí)，時(shí)，pH = pKa。選擇。選擇pKa與所需與所需pH值相等或值相等或相近的共軛酸，可保證有較大的緩沖能力。相近的共軛酸，可保證有較大的緩沖能力。例例 欲配制欲配制pH = 5.0的緩沖溶液的緩沖溶液 應(yīng)選擇體系應(yīng)選擇體系NaAc - HAc體系，體系，pKa = 4.74 欲配制欲配制pH = 9.0的緩沖溶液，的緩沖溶液， 應(yīng)選擇應(yīng)選擇NH3-NH4Cl體系體系, pKb = 4.74, pKa = 9.262. 2. 如如pKa與與pH 不相等，則按所要求的不相等，則按所要求的pH，利用緩，利

31、用緩沖公式算出所需的沖公式算出所需的cb / ca3. 3. 配制的緩沖溶液的配制的緩沖溶液的ca、 cb濃度要適當(dāng)濃度要適當(dāng) 濃度太低，緩沖容量過?。粷舛忍?，離子強(qiáng)度太大濃度太低，緩沖容量過?。粷舛忍?，離子強(qiáng)度太大或滲透壓力過高而不適用，也造成試劑的浪費(fèi)。一般或滲透壓力過高而不適用，也造成試劑的浪費(fèi)。一般選用選用ca、 cb濃度范圍在濃度范圍在0.050.2 mol L-14. 4. 選擇緩沖對(duì)時(shí)，還要考慮緩沖對(duì)是否與主藥發(fā)生選擇緩沖對(duì)時(shí)，還要考慮緩沖對(duì)是否與主藥發(fā)生配伍禁忌；緩沖對(duì)在加溫滅菌和貯存期內(nèi)是否配伍禁忌；緩沖對(duì)在加溫滅菌和貯存期內(nèi)是否穩(wěn)定；以及是否有毒等。穩(wěn)定；以及是否有毒等

32、。5. 5. 必要時(shí)用必要時(shí)用pH計(jì)或精密計(jì)或精密pH試紙測(cè)定溶液的試紙測(cè)定溶液的pH值。值。緩沖溶液的選擇與配制緩沖溶液的選擇與配制例例1 配制配制pH=3.20的緩沖溶液，的緩沖溶液，HCO2H - HCO2Na、 CH3CO2H -CH3CO2Na中的哪一對(duì)為好？中的哪一對(duì)為好？解解pH=3.20， H3O+ = 6.3 104，應(yīng)選用，應(yīng)選用Ka值接近值接近H3O+ 的緩沖溶液體系，即：的緩沖溶液體系，即： H3O+ /Ka = 1 為好為好 查表查表: Ka (HCO2H) = 1.77 104, pKa=3.75 Ka (HAc) = 1.76 105, pKa=4.75 若選用若

33、選用HCO2H - HCO2Na 緩沖體系緩沖體系 6.3 104 / 1.77 104 = 3.6 / 1 比值較接近于比值較接近于1， 溶液緩沖能力大溶液緩沖能力大 若選用若選用CH3CO2H -CH3CO2Na 緩沖體系緩沖體系 6.3 104 / 1.76 105 = 36 / 1 比值遠(yuǎn)大于比值遠(yuǎn)大于1， 溶液緩沖能力較小溶液緩沖能力較小例例2 欲配制欲配制pH=9.20, C(NH3H2O) =1.0 mol/L 的緩沖溶液的緩沖溶液500 ml，問如何用濃問如何用濃NH3H2O 溶液和固體溶液和固體NH4Cl 配制配制 ？解：解： pH=9.20， 則則 pOH = 4.80,

34、OH = 1.6 105 mol/L ， NH3H2O /NH4+= OH /Kb = 1.6105/1.77105 = 0.90 若若NH3H2O = 1.0 mol/L 則則 NH4Cl = 1.0 / 0.90 = 1.1 mol/L 配制配制500 cm3（0.50 dm3)溶液，應(yīng)稱取固體溶液，應(yīng)稱取固體NH4Cl 0.50 1.1 53.5 = 29 克克濃濃NH3H2O 為為15 mol/dm3 , 所需體積所需體積 V (NH3H2O) = 1.0 500 / 15 = 33 ml配制方法：稱配制方法：稱29克克NH4Cl固體，溶于少量水中，加入固體，溶于少量水中，加入33 m

35、l濃濃NH3H2O 溶液，然后加水至溶液，然后加水至500 ml。四、四、 人體正常人體正常pH的維持與失控的維持與失控 人體血液的人體血液的pH值恒定，主要依靠各種排泄器官將過值恒定，主要依靠各種排泄器官將過多的酸堿物質(zhì)排出體外多的酸堿物質(zhì)排出體外;其次血液中的各種緩沖機(jī)構(gòu)也其次血液中的各種緩沖機(jī)構(gòu)也起著非常重要的作用。起著非常重要的作用。1. 血漿中：血漿中：H2CO3HCO3-、H2PO4-HPO42-、HnPHn-1P-(HnP代表蛋白質(zhì))2.紅細(xì)胞中：紅細(xì)胞中：H2bHb-(H2b代表血紅蛋白)、H2bO2HbO2-(H2bO2代表氧合血紅蛋白)、H2CO3-HCO3-、H2PO4-HPO42-1 人體血液人體血液pH=7.40.05，pH改變超過改變超過0.4個(gè)單位會(huì)個(gè)單位會(huì)有生命危險(xiǎn)。有生命危險(xiǎn)。堿堿 儲(chǔ)儲(chǔ) 在體內(nèi)，在體內(nèi)，HCO3-是血漿中含量