無機(jī)化學(xué)第4篇酸堿反應(yīng)課件

第四章酸堿反應(yīng)4-1酸堿理論概述4-2電解質(zhì)溶液的解離平衡4-3電解質(zhì)水溶液pH值的計(jì)算

第四章酸堿反應(yīng)14-1-1關(guān)于電離理論

到目前為止，我們討論酸堿時(shí)總是把電離出的正離子全部是H+的物質(zhì)叫酸；把電離出的負(fù)離子全部是OH－的物質(zhì)叫堿。中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：H++OH-

=H2O。

這是根據(jù)阿侖尼烏斯在1887年時(shí)提出的理論來劃分的。一般稱為阿侖尼烏斯電離理論。電離理論只適用于水溶液，

4-1酸堿理論概述4-1-1關(guān)于電離理論4-1酸堿理論概述24-1-2質(zhì)子酸堿理論

1.定義：(1)酸──凡是能給出質(zhì)子H+的分子或離子。

所以有分子酸和離子酸，例如：分子酸：HCl，HAc，H2O；

正離子酸：H3O+，NH4+

負(fù)離子酸：HCO3-，H2PO4-

這些物質(zhì)的共同之處是都能給出質(zhì)子。例如：而且，給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)其酸性也越強(qiáng)。4-1-2質(zhì)子酸堿理論這些物質(zhì)的共同之處是都能給出質(zhì)3(2)堿──凡是能與質(zhì)子結(jié)合的分子或離子。

例如：分子堿：NH3，H2O

正離子堿：[Al(H2O)5(OH)]2+

負(fù)離子堿：OH－，Ac－，HCO3-

它們的共同之處是都能結(jié)合質(zhì)子，例如：而且，結(jié)合質(zhì)子的能力越強(qiáng)其堿性也越強(qiáng)。它們的共同之處是都能結(jié)合質(zhì)子，例如：而且，結(jié)合質(zhì)子的能力越強(qiáng)4(3)兩性物質(zhì)──即能給出質(zhì)子，又能結(jié)合質(zhì)子的物質(zhì)。例如：H2O，HCO3-，H2PO4-等等。

由此一來，酸堿的定義范圍更大了。而且，沒有了鹽的名稱和定義。(3)兩性物質(zhì)──即能給出質(zhì)子，又能結(jié)合質(zhì)子的物質(zhì)。52.共軛酸堿對(duì)

在質(zhì)子理論中，任何一個(gè)酸給出一個(gè)質(zhì)子后就變成堿，任何一個(gè)堿結(jié)合一個(gè)質(zhì)子后就變成一個(gè)酸。例如:

HAc是酸，若是有反應(yīng)：

生成的Ac-

就是堿。HAc與Ac－

是一對(duì)共軛酸堿對(duì)。我們說HAc是Ac－

的共軛酸，而Ac－

是HAc的共軛堿。

2.共軛酸堿對(duì)生成的Ac-就是堿。HAc6一般來說：共軛酸越強(qiáng)，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強(qiáng)，它的共軛酸就越弱。如：H2O=H++OH-水為最弱的酸，它的共軛堿是最強(qiáng)的堿。

同一個(gè)共軛酸堿對(duì)中，共軛酸的Ka與共軛堿的Kb的乘積等于水的離子積常數(shù)。即：Ka×Kb=10-14一般來說：共軛酸越強(qiáng)，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強(qiáng)，7酸1堿2酸2堿1NH3和HCl的反應(yīng)，無論在水溶液中或氣相中，其實(shí)質(zhì)都是一樣的。即HCl是酸，放出質(zhì)子給NH3，然后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄ACl-；NH3是堿，接受質(zhì)子后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝酦H4+。強(qiáng)酸放出的質(zhì)子，轉(zhuǎn)化為較弱的共軛堿。

3.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，就是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。例如：HCl+NH3

=NH4++Cl-酸1堿2酸284-2電解質(zhì)溶液的解離平衡水溶液（熔融態(tài)）電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)完全解離部分解離離子型化合物，如KCl,NaCl強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物，如HCl,H2SO4如H2O,HAc,NH34-2電解質(zhì)溶液的解離平衡水溶液電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)完全解離離子94-2-1強(qiáng)電解質(zhì)溶液

1、強(qiáng)電解質(zhì)的電離

人們?cè)趯?shí)際測(cè)量上述強(qiáng)電解質(zhì)溶液時(shí)發(fā)現(xiàn)，實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)反映它們并不是100%電離的。象HCl為91%，KCl為86%等等，這是為什么呢？

4-2-1強(qiáng)電解質(zhì)溶液10

由于靜電吸引力的作用，每一正離子周圍包圍著一些負(fù)離子?？拷行奶庁?fù)離子密一些，較遠(yuǎn)處負(fù)離子稀少一些。如下圖所示：

由于靜電吸引力的作用，每一正離子周圍包圍著一些負(fù)離子11

此即形成了所謂的離子氛。由于離子氛的存在，影響了離子遷移的速度，因此，使得離子不能完全發(fā)揮應(yīng)有的導(dǎo)電效能。

此外，在高濃度強(qiáng)電解質(zhì)溶液中還有離子對(duì)存在。例如，Na+，Cl-它們由于靜電引力而靠在一起,但是并不形成分子(結(jié)合并不牢固),它們?cè)谕怆妶?chǎng)中也不定向移動(dòng),即失去了導(dǎo)電作用。所以也會(huì)使測(cè)量產(chǎn)生誤差。

此即形成了所謂的離子氛。由于離子氛的存在，影響了離子12

2、活度：

在研究強(qiáng)電解質(zhì)溶液時(shí)引入一個(gè)叫做有效濃度的概念。有效濃度又叫做活度?；疃醛ぉ挝惑w積電解質(zhì)溶液中能自由移動(dòng)的某種離子的摩爾數(shù)。通常用a表示。

ａ＝γＣ

式中γ為活度系數(shù)，C為離子濃度。一般來說離子濃度越大，γ的值越小。思考題：請(qǐng)考慮提高離子濃度C，活度a是增大還是減小？

2、活度：13活度系數(shù)反映了離子在溶液中所受相互牽制作用的大小，所以它必定于溶液中所有離子的濃度和離子電荷有關(guān)。離子強(qiáng)度I例：求0.01mol·L-1BaCl2溶液的離子強(qiáng)度。解：Ba2+2Cl-例：求0.1mol·L-1HCl和0.1mol·L-1CaCl2混合液的離子強(qiáng)度。H+Ca2+3Cl-活度系數(shù)反映了離子在溶液中所受相互牽制作用的大小，所以它必定14在稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液中，離子氛的影響可以忽略不計(jì)?？梢哉J(rèn)為此時(shí)強(qiáng)電解質(zhì)是100%電離的，并且可以自由移動(dòng)。離子強(qiáng)度（I）活度系數(shù)Z=1Z=2Z=3Z=4110-30.930.830.730.56510-30.920.720.510.39110-20.890.630.390.19510-20.810.440.150.040.10.780.330.080.010.50.62---在稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液中，離子氛的影響可以忽略不計(jì)?？梢?54-2-2水的電離與pH值

1.水的電離平衡

水是一種弱電解質(zhì)，常溫下有如下平衡：（25℃時(shí)）

當(dāng)水溫變化很小時(shí)Kw幾乎不變，而且Kw不隨水溶液中其它離子的濃度變化而變化。但是，當(dāng)水溫顯著改變時(shí)Kw也有改變。這一點(diǎn)務(wù)必注意。水的離子積常數(shù)4-2-2水的電離與pH值（25℃時(shí)）當(dāng)水溫變化162.pH值水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度。水溶液中H+離子的濃度變化幅度往往很大，濃的可大于10mol·L-1，一般溶液中[H+]很小，其數(shù)值讀寫都不方便。故用其負(fù)對(duì)數(shù)pH值表示，即：同樣：因?yàn)椋核詐H+pOH=142.pH值同樣：因?yàn)椋核詐H+pOH=14173、拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)

自學(xué)要求：1、什么是拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)2、什么是拉平溶劑和區(qū)分溶劑3、拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)自學(xué)要求：184-2-3弱酸、弱堿的電離平衡1、一元弱酸、弱堿的電離平衡，電離常數(shù)例如：其平衡常數(shù)為：

式中Ka是弱酸電離平衡常數(shù)，Kb是弱堿電離平衡常數(shù)，電離平衡常數(shù)簡(jiǎn)稱電離常數(shù)。4-2-3弱酸、弱堿的電離平衡其平衡常數(shù)為：式中Ka是弱19用通式表示就是：電離常數(shù)用通式表示就是：電離常數(shù)202、多元弱酸的電離平衡

例如：

其實(shí)它們的電離過程都是分步進(jìn)行的。2、多元弱酸的電離平衡其實(shí)它們的電離過程都是分步進(jìn)行的。21比如：

其中Kα1為第一級(jí)電離常數(shù)，Kα2為二級(jí)電離常數(shù)。一般來說，Kα1＞Kα2

,故比較弱酸的酸性強(qiáng)弱只要比較Kα1的大小即可。Kα1大的一般酸性較強(qiáng)。比如：其中Kα1為第一級(jí)電離常數(shù)，Kα2為二級(jí)電離常數(shù)22累積平衡常數(shù)（βk）

HnA=H+Hn-1AKa1Hn-1A=H+Hn-2AKa2

······HA=H+AKan通式：Hn-k+1A=H+Hn-kAk=1,2,…n第k級(jí)累積電離反應(yīng)的通式：HnA=kH+Hn-kA逐級(jí)電離常數(shù)累積平衡常數(shù)（βk）HnA=H+Hn-1A234-3有關(guān)酸堿溶液中的濃度計(jì)算4-3-1酸堿溶液中的平衡關(guān)系一.物料平衡：

物料平衡即質(zhì)量平衡(用MBE表示)，它是指在一個(gè)化學(xué)平衡體系中，某種組分的濃度等于該組分各種存在形式平衡濃度的總和。例如：0.10mol·L-1HAc溶液的MBE為：[HAc]+[Ac-]=[HAc]0=0.10mol·L-1又如：，總濃度為C0的Na2CO3溶液的MBE2C0=[Na+]4-3有關(guān)酸堿溶液中的濃度計(jì)算4-3-1酸堿溶液中的24二.電荷平衡

溶液中的正負(fù)電荷的總數(shù)應(yīng)該相等，由此可以列出電荷平衡式(用EBE表示)。例如：在HCl水溶液中有：H+，OH－，Cl－等，而且有平衡式：

[H+]＝[OH－]＋[Cl－]二.電荷平衡25

又如：在NaAc溶液中，有Ac－，H+，OH－，Na+。所以就有：

[Ac－]＋[OH－]＝[H+]+[Na+]

在CaCl2溶液中有Ca2+，Cl－，OH－，H+。所以就有：2[Ca2+]+[H+]=[Cl－]+[OH－]

式中Ca2+帶有2階正電荷，相當(dāng)于2個(gè)Cl－的電量，所以[Ca2+]要乘以2。

又如：在NaAc溶液中，有Ac－，H+，OH－，Na+26三.質(zhì)子條件式

在酸堿反應(yīng)中，一方失去的質(zhì)子應(yīng)該等于另一方得到的質(zhì)子，由此可以列出質(zhì)子平衡式(用PBE表示)。（2）將溶液中其他酸堿組分與參考水準(zhǔn)進(jìn)行比較，哪些是得質(zhì)子的，哪些是失質(zhì)子的。以一元弱酸HA為例.（1）首先選擇溶液中大量存在的并參與質(zhì)子轉(zhuǎn)移的酸堿組分作為參考水準(zhǔn)；選大量存在的HA和H2O為參考水平三.質(zhì)子條件式（2）將溶液中其他酸堿組分與參考水準(zhǔn)進(jìn)行比較27(3)根據(jù)得失質(zhì)子的物質(zhì)的量相等的原則，將所有得質(zhì)子后的組分的濃度相加并寫在等式的一邊，將所有失質(zhì)子后的組分的濃度相加并寫在等式的另一邊，這樣就得到質(zhì)子條件式。質(zhì)子平衡式為：[H+]＝[OH－]＋[A－]參考水平(3)根據(jù)得失質(zhì)子的物質(zhì)的量相等的原則，將所有得質(zhì)子后的組分28參考水平是什么？多元弱酸，以H2A為例，選大量存在的H2A和H2O為參考水平：質(zhì)子平衡式為：[H+]＝[OH-]＋2[A2-]+[HA-]弱酸HnA,質(zhì)子平衡式為：

[H+]——得質(zhì)子產(chǎn)物平衡濃度k——失質(zhì)子數(shù)[Hn-kA]——失質(zhì)子產(chǎn)物平衡濃度[OH-]——水電離產(chǎn)物平衡濃度參考水平是什么？多元弱酸，以H2A為例，選大量存在的H2A和29參考水平是什么？NaHCO3水溶液參考水平Na2CO3水溶液參考水平參考水平是什么？NaHCO3水溶液參考水平Na2CO3水溶液304-3-2酸堿溶液中[H+]的精確計(jì)算

1.強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液pH值的計(jì)算整理之：[H+]2－CHCl[H+]－Kw＝0精確式以一元酸鹽酸為例。在其水溶液中有：

HCl＝H+＋Cl－是完全電離的。所以有：CHCl=[H+]HCl

H2O＝H+＋OH－PBE為[H+]=CHCl+[OH-]4-3-2酸堿溶液中[H+]的精確計(jì)算整理之：[H31解之即有：此即為一元強(qiáng)酸溶液中[H+]的精確計(jì)算公式。解之即有：此即為一元強(qiáng)酸溶液中[H+]的精確計(jì)算公式。32討論：

若CHCl＞10-6mol/L，則（CHCl）2>>4Kw因此水的電離可以忽略,所以:[H+]

CHCl。2)若CHCl

10-8mol/L，則（CHCl）2

4Kw因此[H+]主要來源于水的電離，所以：

3）CHCl在10-8～10-6之間時(shí)可以精確式計(jì)算。4）強(qiáng)堿的計(jì)算方法與上述相似，可以自行推導(dǎo)。

討論：3）CHCl在10-8～10-6之間時(shí)可33[HAc]是HAc的平衡濃度，它等于什么？[OH-]、[Ac-]兩項(xiàng)分別等于什么？2、一元弱酸溶液[H+]的計(jì)算

以HAc為例，在水中有如下平衡：HAc?H+＋Ac－

精確式PBE為：[H+]＝[OH-]＋[Ac-]（1）根據(jù)MBECHAc=[HAc]+[Ac-]

和PBE[H+]＝[OH-]＋[Ac-]有：[HAc]=CHAc-[H+]+[OH-]解之，即可得一元弱酸溶液的[H+]。但是，非常麻煩。所以一般均作如下處理：

[HAc]是HAc的平衡濃度，它等于什么？[OH-]、[Ac34討論：

(1)當(dāng)Ka和C都不太小時(shí)（CKa

20Kw），H+主要來源于弱酸的解離。水的解離可以忽略不計(jì)。解之即有：討論：解之即有：35(2)當(dāng)Ka和C都不太小，（CKa

20Kw，而且C/Ka

500）時(shí)，Kw/[H+]很小，可以忽略不計(jì)。并且有C－[H+]

Ｃ，

此即為計(jì)算弱酸溶液[H+]的最簡(jiǎn)式，也是最為常用的近似公式。即：(2)當(dāng)Ka和C都不太小，（CKa20Kw，而且36(3)當(dāng)Ka和C都極小時(shí),水解離的影響就不能忽略，此時(shí)，溶液中H+的主要來源于H2O的解離。當(dāng)CHAc/Ka>105時(shí)，

以上三個(gè)公式可根據(jù)條件和要求來選用，千萬不可亂用。(3)當(dāng)Ka和C都極小時(shí),水解離的影響就不能忽略以37∴可以用最簡(jiǎn)式例題：計(jì)算0.10mol·L-1NH4NO3溶液的pH值。解：∵C·Ka=0.1×5.6×10-10=5.6×10-11>20KwC/Ka=0.1/5.6×10-10>500pH=5.13∴可以用最簡(jiǎn)式例題：計(jì)算0.10mol·L-1NH438電離度α

定義：起始C00平衡時(shí)C－CαCαCα其電離平衡常數(shù)為：當(dāng)

<5％或c酸/Ka

500時(shí),1-

≈1或者：此即所謂稀釋定律，也就是電離度和電離常數(shù)的關(guān)系式。電離度α定義：起始C039例題：

計(jì)算常溫下0.1mol·L-1HAc溶液中H+濃度、HAc的平衡濃度、溶液的pH值以及此時(shí)HAc的電離度。（Ka=1.8×10-5）解:因?yàn)橛深}意可知有C/Ka＞500,所以有:答:溶液的PH值為2.87,電離度為1.34。例題：計(jì)算常溫下0.1mol·L-1HAc溶液中H40例計(jì)算0.00010mol·L-1HCN溶液的pH值，解：Koa很小，C0Koa<20Kow,C0/Koa>105

pH=6.61例計(jì)算0.00010mol·L-1HCN溶液的p413、多元弱酸溶液[H+]的計(jì)算

多元弱酸是分級(jí)電離的，[H+]主要來源于第一級(jí)的電離，所以一般可以當(dāng)作一元弱酸來近似處理，即用：來計(jì)算。也有人為了提高精確度而用逼近法處理，這已經(jīng)不在本課程范圍以內(nèi)了。大家可以參閱其他書籍。3、多元弱酸溶液[H+]的計(jì)算來計(jì)算。也有人為了提高42例題：求飽和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]和[OH-]解：①求[H+]、[HS-]因K1/K2=1.07×10-7/1.26×10-13≥102∴可忽略二級(jí)電離，當(dāng)一元酸處理來求[H+]H2S=H++HS-0.1-xxx

c/Ka=0.1/1.07×10-7≥500,則0.1-x≈0.1∴[H+]２=cKa=0.10×1.07×10-7∴[H+]=1.03×10-4(mol·L-1)[H+]≈[HS-]=1.03×10-4mol·L-1例題：求飽和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]43

②求[S2-]因S2-是二級(jí)電離的產(chǎn)物HS-

=H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]=1.26×10-13∵[H+]≈[HS-]∴[S2-]=K2=1.26×10-13[OH-]=Kw/[H+]=1×10-14/1.03×10-4=9.7×10-11(mol·L-1)由上可得下列結(jié)論：①多元酸K1>>K2>>K3時(shí),求[H+]時(shí)當(dāng)做一元酸處理；②二元酸中酸根的濃度近似于K2，與酸的原始濃度關(guān)系不大。②求[S2-]44由化學(xué)平衡移動(dòng)原理，改變多元弱酸溶液的pH值，將使電離平衡發(fā)生移動(dòng)。

K1K2=[H+]2[S2-]/[H2S][S2-]=K1K2[H2S]/[H+]2例題：飽和H2S，加酸使[H+]為0.24mol·L-1這時(shí)溶液中[S2-]=？解：[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]2=1.07×10-7×1.26×10-13×0.10/0.242=2.3×10-20(mol·L-1)答：[S2-]=2.3×10-20mol·L-1

由化學(xué)平衡移動(dòng)原理，改變多元弱酸溶液的pH值，將使電離平454、兩性物質(zhì)溶液[H+]的計(jì)算

以NaHA為例PBE為

[H+]+[H2A]=[OH-]+[A2-]

上式是適用于NaHA形式的兩性物質(zhì)溶液[H+]的精確計(jì)算公式，各人可以根據(jù)具體要求和條件再作適當(dāng)?shù)慕啤?/p>

4、兩性物質(zhì)溶液[H+]的計(jì)算上式是適用于46

當(dāng)CKa2

20Kw時(shí)，可得如下近似公式：當(dāng)C/Ka1

20時(shí)，可有：這是計(jì)算兩性物質(zhì)溶液[H+]的最簡(jiǎn)式。當(dāng)CKa220Kw時(shí)，可得如下近似公式：當(dāng)C/K47例題計(jì)算0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH值。解：已知

Koa1=4.16×10-7,Koa2=5.62×10-11∵Koa2·C0=5.62×10-11×0.1>20Kow且

C0>>Koa1

∴pH=8.32例題計(jì)算0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH值。48例題

計(jì)算0.05mol·L-1Na2HPO4溶液的pH值。解：已知

Koa1=10-2.16,Koa2=10-7.21,Koa3=10-12.32∵Koa3·C0=10-12.32×0.05=2.4×10-14<20Kow∴Kow項(xiàng)不能忽略，而C0/Koa2=0.05/10-7.21=8.1×105>>20C0+Koa2≈C0

pH=9.69例題計(jì)算0.05mol·L-1Na2HPO4溶液494-4-1電離平衡的移動(dòng)和同離子效應(yīng)

設(shè)有平衡：

此時(shí)若加入大量的HCl，即H+；或者NaAc，即Ac-。由前面已學(xué)的化學(xué)平衡原理可知，反應(yīng)將向左方進(jìn)行。即HAc的電離度減小了。4-4同離子效應(yīng)和緩沖溶液此時(shí)若加入大量的HCl，即H+；或者NaAc，即50

往其中加入NH4Cl或者NaOH時(shí)，也有同樣情況，它們將強(qiáng)烈地抑制NH3的電離。象這種在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，可使弱電解質(zhì)的電離度降低的現(xiàn)象叫同離子效應(yīng)。再有如：往其中加入NH4Cl或者NaOH時(shí)，也有同樣情況，它514-4-2緩沖溶液

1.基本概念：

通常在水中，或者是NaOH水溶液中加入少量HCl，NaOH之類的強(qiáng)酸強(qiáng)堿，或者大量稀釋就會(huì)使水溶液的pH值變化好幾個(gè)數(shù)量級(jí)。但是在HAc-NaAc的混合液中加入少量強(qiáng)酸強(qiáng)堿或者稀釋后，其pH值卻可基本上不變。象這樣由弱酸及其共軛堿組成的混合溶液，它的pH值能在一定范圍內(nèi)不因稀釋或者外加少量酸堿而發(fā)生顯著變化，這種溶液叫緩沖溶液。

4-4-2緩沖溶液522.緩沖原理

可以從電離平衡上來研究。例如：

當(dāng)加入少量HCl，即H+

時(shí)，H+便和Ac-生成HAc，而溶液中[H+]基本不變。當(dāng)加入少量NaOH即OH-

時(shí)，H+

便和OH-

結(jié)合成水。由于溶液中[H+]降低，平衡就向右邊移動(dòng)，促使HAc又電離出一些H+

來，以補(bǔ)充減少的H+。結(jié)果溶液中的[H+]最終還是基本不變。這就是緩沖溶液的緩沖原理。2.緩沖原理當(dāng)加入少量HCl，即H+時(shí)，H+便和533、緩沖溶液的pH值

緩沖溶液的pH值如何計(jì)算呢？以HAc～NaAc為例。

寫出含有濃度為Ca的HAc和濃度為Cb的NaAc水溶液的質(zhì)子條件式。H2O,HAc,Ac-

都參與質(zhì)子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)若選擇HAc和H2O為參考水準(zhǔn)，則PBE為

[H+]=[OH-]+[Ac-]-Cb若選擇Ac-和H2O為參考水準(zhǔn)，則PBE為

[H+]+[HAc]-Ca=[OH-]通過MBE

[HAc]+

[Ac-]=Ca+Cb可以相互變換表達(dá)式。3、緩沖溶液的pH值緩沖溶液的pH值如何計(jì)算呢？以HA54變換PBE為[Ac-]=Cb+[H+]-[OH-][HAc]=Ca+[OH-]-[H+]由精確計(jì)算公式變換PBE為[Ac-]=Cb+[H+]-[55討論：1.若溶液呈酸性時(shí)，[H+]>>[OH-]2.若溶液呈堿性時(shí)，[OH-]>>[H+]或當(dāng)弱酸及其共軛堿的分析濃度較大時(shí)，即

Ca>>[OH-]-[H+]；Cb>>[H+]-[OH-]討論：2.若溶液呈堿性時(shí)，[OH-]>>[H+]或56設(shè)有：代入平衡常數(shù)表達(dá)式始c酸0c堿平c酸-x

x

c堿+x

這里由于同離子效應(yīng)，因此x很小與

C酸，Ｃ堿相比可以忽略。所以:由該公式可知：(1)緩沖溶液的pH值與弱酸的電離常數(shù)Ka有關(guān)；(2)緩沖溶液的pH值與其組成有關(guān)，即與酸和鹽的濃度比值有關(guān)。設(shè)有：代入平衡常數(shù)表達(dá)式始c酸57思考題：自行推出堿性緩沖溶液的OH－的pOH為思考題：58

例題:乳酸HLac的Ka=1.4×10-4，1升含有1mol的HLac和1molNaLac的緩沖溶液中加0.01mol·L-1的酸，溶液的pH值為多少？加0.01mol·L-1的OH-,pH值又是幾？解：①求緩沖溶液的pH:∵ca=1mol·L-1；cb=1mol·L-1pKa=-lg1.4×10-4=3.85

pH=pKa-lg