第七章 酸堿平衡課件

第七章酸堿平衡預(yù)習(xí)問題：1.在這一章中主要介紹了哪些酸堿理論？它們是如何給出酸堿定義的？2.根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，應(yīng)怎樣對酸堿進(jìn)行分類？酸與堿之間的共軛關(guān)系是什么？理解共軛酸堿對的含義。3.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是什么？在酸堿質(zhì)子理論中有否“鹽”的概念？如何用質(zhì)子理論的觀點(diǎn)解釋電離作用和水解反應(yīng)？4.什么是水的自解離和水的離子積？掌握溶液pH的計(jì)算。5.什么是弱電解質(zhì)的電離平衡？什么是同離子效應(yīng)？掌握利用電離平衡常數(shù)計(jì)算弱電解質(zhì)溶液中各離子的濃度和電離度。歸納有關(guān)的計(jì)算關(guān)系式。6.什么是緩沖溶液？緩沖溶液有否一定的緩沖范圍？如何選擇和配制緩沖溶液？7.酸堿指示劑的作用原理是什么？如何確定指示劑的變色范圍？第七章酸堿平衡第七章酸堿平衡第七章酸堿平衡

本章主要學(xué)習(xí)酸堿理論及發(fā)展概況。重點(diǎn)學(xué)習(xí)酸堿質(zhì)子理論，運(yùn)用化學(xué)平衡的原理討論弱電解質(zhì)的電離平衡及其平衡移動(dòng)。第七章酸堿平衡

一、酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論，復(fù)習(xí)）１、酸堿的定義電離時(shí)產(chǎn)生的陽離子全部是H+離子的化合物叫酸；電離時(shí)生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。

H+離子是酸的特征，OH-離子是堿的特征。中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是：H++OH-===H2O。電離理論只適用于水溶液，但在非水溶劑和無水的情況下，電離理論無法適應(yīng)。如HCl的苯溶液是酸還是堿呢？這就需要相關(guān)理論來補(bǔ)充說明，以提高人們對酸堿本質(zhì)的認(rèn)識。7-1酸堿理論第七章酸堿平衡

二、酸堿質(zhì)子理論

1、酸堿的定義酸：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是酸。堿：凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是堿。酸和堿可以是分子或離子。例如：HCl、NH4+、HSO4-是酸；

Cl-、NH3、HSO4-是堿。

2、酸堿共軛關(guān)系

HCl

H++Cl-

通式：酸

質(zhì)子+堿這樣的一對酸堿，它們依賴獲得或給出質(zhì)子互相依存這樣的酸堿對叫做共軛酸堿對，這里Cl-離子是HCl的共軛堿，而HCl是Cl-離子的共軛酸。即HA

H++A-

共軛酸共軛堿第七章酸堿平衡一般來說：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。酸的強(qiáng)度：用給出質(zhì)子的能力來量度。強(qiáng)酸具有高度給出質(zhì)子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。堿的強(qiáng)度：用接受質(zhì)子的能力來量度。強(qiáng)堿具有高度接受質(zhì)子的能力。如OH-、PO43-離子等。第七章酸堿平衡酸共軛堿名稱化學(xué)式化學(xué)式名稱高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根硫酸H2SO4HSO4-硫酸氫根硫酸氫根HSO4-SO42-硫酸根水合氫離子H3O+H2O水水H2OOH-氫氧根銨離子NH4+NH3氨氨NH3NH2-氨基離子氫溴酸HBrBr-溴離子酸及其共軛堿第七章酸堿平衡

從表中的共軛酸堿對可以看出：①酸和堿可以是分子也可以是離子；②有的離子在某個(gè)共軛酸堿對中是堿，但在另一個(gè)共軛酸堿對中卻是酸，如HSO4-等；這類物質(zhì)稱酸堿兩性物質(zhì)。③質(zhì)子論中沒有鹽的概念。第七章酸堿平衡

3、酸堿反應(yīng)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)共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。例如：

HCl+NH3===NH4++Cl-酸1堿2酸2堿1

NH3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HCl放出的質(zhì)子，轉(zhuǎn)化為較弱的共軛堿Cl-

。

第七章酸堿平衡酸堿質(zhì)子理論不僅擴(kuò)大了酸和堿的范圍，還可以把電離理論中的電離作用、中和作用及水解作用，統(tǒng)統(tǒng)包括在酸堿反應(yīng)的范圍之內(nèi)，都是可以看作是質(zhì)子傳遞的酸堿中和反應(yīng)。

(1)電離作用：根據(jù)酸堿質(zhì)子理論的觀點(diǎn)，電離作用就是水與分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。在水溶液中，酸電離時(shí)放出質(zhì)子給水，并產(chǎn)生共軛堿。第七章酸堿平衡強(qiáng)酸給出質(zhì)子的能力很強(qiáng)，其共軛堿則較弱，幾乎不能結(jié)合質(zhì)子，因此反應(yīng)幾乎完全進(jìn)行(相當(dāng)于電離理論的全部電離)。

HCl+H2O

H3O++Cl-

酸1堿2酸2堿1弱酸給出質(zhì)子的能力很弱，其共軛堿則較強(qiáng)，因此反應(yīng)程度很小，為可逆反應(yīng)(相當(dāng)于電離理論的部分電離)。

HAc+H2O

H3O++Ac-

酸1堿2酸2堿1第七章酸堿平衡氨和水的反應(yīng)，H2O給出質(zhì)子，由于H2O是弱酸所以反應(yīng)程度也很小，是可逆反應(yīng)(相當(dāng)于NH3在水中的電離過程)。

H2O+NH3

NH4++OH-

酸1堿2酸2堿1可見在酸的電離過程中，H2O接受質(zhì)子，是一個(gè)堿，而在NH3的電離過程中，H2O放出質(zhì)子，又是一個(gè)酸，所以水是酸堿兩性物質(zhì)。

H2O+H2O

H3O++OH-由于H3O+與OH-均為強(qiáng)酸和強(qiáng)堿，所以平衡強(qiáng)烈向左移動(dòng)。第七章酸堿平衡

(2)水解反應(yīng)質(zhì)子論中沒有鹽的概念，因此，也沒有鹽的水解反應(yīng)。電離理論中水解反應(yīng)相當(dāng)于質(zhì)子論中水與離子酸、堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。

H2O+Ac-

HAc+OH-

酸1堿2酸2堿1

NH4++H2O

H3O++NH3

酸1堿2酸2堿1第七章酸堿平衡通過上面的分析看出，酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)大了酸堿的含義和酸堿反應(yīng)的范圍，擺脫了酸堿必須在水中發(fā)生的局限性，解決了一些非水溶劑或氣體間的酸堿反應(yīng)，并把水溶液中進(jìn)行的離子反應(yīng)系統(tǒng)地歸納為質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng)。這樣，加深了人們對于酸堿和酸堿反應(yīng)的認(rèn)識。關(guān)于酸堿的定量標(biāo)度問題，酸堿質(zhì)子理論亦能象電離理論一樣，應(yīng)用平衡常數(shù)來定量地衡量在某溶劑中酸或堿的強(qiáng)度，這就使酸堿質(zhì)子理論得到廣泛應(yīng)用。但是，酸堿質(zhì)子理論只限于質(zhì)子的放出和接受，所以必須含有氫，這就不能解釋不含氫的一類的反應(yīng)。第七章酸堿平衡

三、酸堿電子理論（選講了解）凡是可以接受電子對的物質(zhì)為酸，凡是可以給出電子對的物質(zhì)稱為堿。因此，酸又是電子對接受體，堿是電子對給予體。酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是配位鍵(兩原子間的共用電子對是由一個(gè)原子單獨(dú)提供的化學(xué)鍵稱為配位鍵，通常用→表示。的形成并生成酸堿配合物。酸 堿 酸堿配合物。(電子對接受體)(電子對給予體)H+ +

:OH- H：OHHCl +

:NH3 [H←NH3]BF3 +

:F- [F←BＦ3]Cu2+ + 4:NH3 [Cu(←NH3)4]第七章酸堿平衡由于在化合物中配位鍵普遍存在，因此路易斯酸、堿的范圍極其廣泛，酸堿配合物無所不包。凡金屬離子都是酸，與金屬離子結(jié)合的不管是陰離子或中性分子都是堿。所以一切鹽類(如MgCl2)、金屬氧化物(CaO)及其它大多數(shù)無機(jī)化合物都是酸堿配合物。有機(jī)化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和OH-堿以配位鍵結(jié)合而成的酸堿配合物C2H5←OH酸堿電子理論對酸堿的定義，擺脫了體系必須具有某種離子或元素也不受溶劑的限制，以電子的給出和接受來說明酸堿的反應(yīng)，故它更能體現(xiàn)物質(zhì)的本質(zhì)屬性，較前面幾個(gè)酸堿理論更為全面和廣泛。但是由其對酸堿的認(rèn)識過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特征。第七章酸堿平衡7-2水的離子積和pH

一、水的電離純水有微弱的導(dǎo)電能力，能通過傳遞質(zhì)子發(fā)生酸堿反應(yīng)（自解離）：

H2O+H2O

H3O++OH-

堿1酸2酸1堿2

orH2O

H+（aq）+OH-（aq）實(shí)驗(yàn)測得295K時(shí)1升純水僅有10-7mol水分子電離，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L由平衡原理可得：Kw=[H+][OH-]=10-14

Kw為水的離子積常數(shù)。簡稱水的離子積。

Kw的意義為：一定溫度時(shí)，水溶液中[H+]和[OH-]之積為一常數(shù)。水的電離是吸熱反應(yīng)，當(dāng)溫度升高時(shí)Kw增大。第七章酸堿平衡水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系T/KKw2731.5×10-152917.4×10-152951.00×10-142981.27×10-143235.6×10-143737.4×10-13第七章酸堿平衡

二、溶液的pH（酸度）

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，在[H+]<1的情況下，用pH(負(fù)對數(shù)法)表示溶液的酸度更為方便，pH的定義是：溶液中氫離子濃度的負(fù)對數(shù)叫做pH值。pH=-lg[H+]

第七章酸堿平衡7-3酸堿鹽溶液中的電離平衡

一、弱電解質(zhì)（弱酸弱堿）的電離

1、電離常數(shù)HAc+H2O

H3O++Ac-orHAc

H++Ac-在一定溫度下，其平衡關(guān)系為：Ka=[H+][Ac-]/[HAc]

Ka稱為弱酸的電離平衡常數(shù)，簡稱為酸常數(shù)。H2O+NH3

NH4++OH-Kb=[NH4+][OH-]/[NH3]

Ka和Kb是化學(xué)平衡常數(shù)的一種形式，根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估計(jì)弱電解質(zhì)電離的趨勢。K值越大，電離程度越大。通常把Ka=10-2的酸稱為中強(qiáng)酸，Ka=10-3

～10-7的酸稱為弱酸，Ka<10-7的酸稱為極弱酸，弱堿亦可按Kb大小進(jìn)行分類。第七章酸堿平衡按酸堿質(zhì)子理論，其共軛酸堿對如：HA

A-+H+Ka=[A-][H+]/[HA]其共軛堿的電離為：A-+H2O

HA+OH-Kb=[HA][OH-]/[A-]兩式相乘得：KaKb=Kw即Ka和Kb成反比關(guān)系，所以，弱酸的酸性越強(qiáng)(Ka越大)，則其共軛堿的堿性越弱(Kb越小)。

Ka越大酸性越強(qiáng)

pKa定義為pKa=-lgKa所以pKa值正值越大，對應(yīng)的酸越弱。對于多元弱酸如H3PO4→H2PO4-→HPO42-酸度遞減。第七章酸堿平衡酸KapKa堿KbpKbHIO31.69×10-10.77IO3-5.1×10-1413.29HSO4-1.20×10-21.92SO42-8.33×10-1312.08H3PO47.52×10-32.12H2PO4-1.33×10-1211.88HNO24.6×10-43.37NO2-2.17×10-1110.66HF3.53×10-43.45F-2.83×10-1110.55HAc1.76×10-54.76Ac-5.68×10-109.26HClO2.95×10-87.53ClO-3.39×10-76.47NH4+5.64×10-109.25NH31.77×10-54.751HCN4.93×10-109.31CN-2.03×10-54.69HS-1.2×10-1514.92S2-8.33-0.92第七章酸堿平衡

2、電離度──弱電解質(zhì)電離程度的大小

=(已電離的濃度/弱電解質(zhì)的初始濃度)×100％如：測得0.10mol·L-1HAc的α=1.33％則表明每10000個(gè)HAc分子中有133個(gè)分子發(fā)生了電離。既然0.10mol·L-1HAc的α=1.33％則求HAc的平衡常數(shù)與

的關(guān)系。

HAc

H+

+

Ac-

初始濃度c

0

0平衡濃度c-c

c

c

Ka=c

2/(1-

)

當(dāng)

<5％或c酸/Ka

400時(shí)1-

≈1

即Ka≈c

2

∴

=第七章酸堿平衡二、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)分溶劑第七章酸堿平衡

一、一元弱酸弱堿例題1:298K時(shí)HAc的Ka=1.76×10-5，計(jì)算0.10mol·L-1HAc溶液的PH和電離度。解：設(shè)平衡時(shí)H+離子濃度為xHAc

H++Ac-

初始濃度0.1000平衡濃度0.10-xxx

Ka=x2/(0.10-x)當(dāng)α<5％時(shí)或c酸/Ka≥500,則c酸≈[酸]即0.10-x≈0.10，這時(shí)上式為：

Ka=x2/(0.10)=1.76×10-5

[H+]=x=1.33×10-3mol·L-1PH=-lg[H+]

=2.88

=[H+]/c酸×100％

=1.33×10-3/0.1×100％=1.33％答:[H+]濃度為1.33×10-3mol·L-1，解離度為1.33％9-4水溶液化學(xué)平衡的計(jì)算第七章酸堿平衡從上題中[H+]濃度為1.33×10-3mol·L-1，可知水的電離可以忽略。當(dāng)忽略水的電離時(shí)：對于一元弱酸：若

<5％時(shí)或c酸/Ka≥500則[H+]２=Ka·c酸對于一元弱堿：若

<5％時(shí)或c堿/Kb≥500則[OH-]２=Kb·c堿第七章酸堿平衡例題2:298K時(shí)NH4+的Ka=5.65×10-10

，計(jì)算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的PH。解：設(shè)平衡時(shí)H+離子濃度為xNH4+

+H2O

H3O++NH3初始濃度0.1000平衡濃度0.10-xxx

Ka=x2/(0.10-x)當(dāng)α<5％時(shí)或c酸/Ka≥500,則c酸≈[酸]即0.10-x≈0.10，則：[H3O+]=（5.65×10-1×0.10）1/2=7.5×10-6mol·L-1PH=-lg[H3O+]=5.12

答:[H3O+]濃度為7.5×10-6mol·L-1，

PH=5.12。第七章酸堿平衡例題3：3.25g固體KCN溶于500ml水溶液，計(jì)算溶液的pH值(忽略水的電離)。已知：Ka(HCN)=4.93×10-10解：c(CN-)=3.25g/(65g/mol-1×0.500L)=0.100mol·L-1CN-+H2O

HCN+OH-平0.1-xxx

Kb=[HCN][OH-]/[CN-]=x2/0.1-x

當(dāng)α<5％時(shí)或c酸/Ka≥500,則c酸≈[酸]即0.10-x≈0.10，則：

得：[OH-]=(2.01×10-5×0.100)1/2=1.40×10-3mol·L-1

[H+]=Kw/[OH-]=1×10-14/1.40×10-3=7.14×10-4∴pH=11.15第七章酸堿平衡

二、多元弱酸的電離多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的。H2S

H++HS-

K1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7×10-8HS-

H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15H2S

2H++S2-

K=[H+]2[S2-]/[H2S]

=K1K2=6.8×10-23注：①此式只表明平衡時(shí)[H+][S2-][H2S]三種濃度的關(guān)系，而不說明電離過程為：H2S

2H++S2-②多元酸K1/K2≥102時(shí)忽略二級電離,當(dāng)一元酸處理。第七章酸堿平衡例題4：求飽和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]和[OH-]解：①求[H+]、[HS-]因K1/K2=5.7×10-8/1.2×10-15＞＞103∴可忽略二級電離，當(dāng)一元酸處理來求[H+]

H2S

H++HS-

0.1-xxx

c/Ka=0.1/5.7×10-8≥500,則0.1-x≈0.1∴[H+]２=cKa=0.10×5.7×10-8∴[H+]=7.6×10-5(mol·L-1)

[H+]≈[HS-]=7.6×10-5mol·L-1第七章酸堿平衡②求[S2-]因S2-是二級電離的產(chǎn)物

HS-

H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]

=1.2×10-15∵[H+]≈[HS-]∴[S2-]=K2=1.2×10-15

[OH-]=Kw/[H+]

=1×10-14/7.6×10-5

=1.3×10-10(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。第七章酸堿平衡根據(jù)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)。有多重平衡原理得：

H2S

2H++S2-

K1K2=[H+]2[S2-]/[H2S]

[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]例題5：計(jì)算0.1mol·L-1HCl（[H+]為0.1mol·L-1）和0.1mol·L-1H2S溶液中[S2-]。解：[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]

=5.7×10-8×1.2×10-15×0.10/0.12

=6.8×10-22(mol·L-1)答：[S2-]=6.8×10-22mol·L-1

第七章酸堿平衡1、多元弱堿的電離也是分步進(jìn)行的，如Na2CO3的逐級電離過程為：CO32-+H2O

HCO3-+OH-HCO3-+H2O

H2CO3+OH-一級電離常數(shù)

Kb1=Kw/Ka2=1×10-14/5.61×10-11=1.78×10-4

Kb1是弱酸HCO3-的共軛堿CO32-的堿常數(shù)。二級電離常數(shù)

Kb2=Kw/Ka1=1×10-14/4.30×10-7=2.32×10-8

Kb2是弱酸H2CO3的共軛堿HCO3-的堿常數(shù)。由于Kb1>>Kb2所以多元弱堿一般只考慮一級電離，二級電離可忽略不計(jì)。三、多元弱堿第七章酸堿平衡例題6：計(jì)算0.1mol·L-1Na2CO3溶液的pH值和電離度

。解：∵Kb1>>Kb2∴按一級堿式電離處理CO32-+H2O

HCO3-+OH-因c/Kb1=0.1/1.78×10-4≥500,則0.1-x≈0.1①求pH值

[OH-]2=Kb1c=(Kw/K2)c

=(10-14/5.61×10-11)×0.1

=1.78×10-5

[OH-]=4.22×10-3mol·L-1

pOH=3-lg4.22=2.37

pH=14-2.37=11.63②求電離解度

=[OH-]/c×100％=4.22×10-3/0.10×100％

=4.22％第七章酸堿平衡例題7：計(jì)算0.1mol·L-1Na2S溶液的pH值和S2-的電離度

。解：∵Kb1>>Kb2，

∴按一級堿式電離處理:S2-+H2O

HS-+OH-

c[S2-]-x

xx

因c[S2-]/Kb1=0.1/8.33＜500

，故不能用近似公式計(jì)算。①求pH值

Kb1=(Kw/Ka2)=x2/c[S2-]-x=(1×10-14/1.2×10-15)=8.33∴[HS-]=[OH-]=0.0988mol·L-1

pOH=0.005

pH=14+0.005≈

14②求電離解度

=[OH-]/c×100％=0.09/0.10×100％

=99％第七章酸堿平衡7-5同離子效應(yīng)及緩沖溶液

一、同離子效應(yīng)HAc

H++Ac-NaAc──→Na++Ac-

HAc中加入少量NaAc,由于醋酸根的濃度增大,使HAc的電離平衡向左移動(dòng)，從而降低了HAc的解離度。在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶液中,加入與其含有相同離子的另一強(qiáng)電解質(zhì),而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度方向移動(dòng)的作用稱為同離子效應(yīng)。第七章酸堿平衡例題:在0.10mol·L-1HAc和0.10mol·L-1NaAc混合溶液中的H+離子濃度和解離度。解：①求[H+]

HAc

H++Ac-初0.1

00.1平0.1-xx0.1+x由于同離子效應(yīng)，0.1mol·L-1HAc的解離度更小∴[HAc]=0.1-x≈0.1

[Ac-]=0.1+x≈0.1∴[H+][Ac-]/[HAc]=Ka∴x=[H+]=Ka[HAc]/[Ac-]=1.76×10-5mol·L-1②

=[H+]/c×100％=0.0176％答:[H+]為1.76×10-5mol·L-1，解離度

為0.0176％第七章酸堿平衡通過上述計(jì)算可以導(dǎo)出一元弱酸及其共軛堿的混合溶液中[H+]的一般近似公式：設(shè)酸(HA)的濃度為cHA、共軛堿(A-)的濃度為cA

HAc

H++A-初cHA0cA平cHA-x

x

cA+x

≈cHA≈cA代入平衡關(guān)系式xcA/cHA=Ka

x=KacHA/cA

即[H+]=Kac酸/c共軛堿兩邊取負(fù)對數(shù)pH=pKa-lg(c酸/c共軛堿)同理可推導(dǎo)出弱堿溶液中[OH-]的計(jì)算公式即[OH-]=Kbc堿/c共軛酸兩邊取負(fù)對數(shù)pOH=pKb-lg(c堿/c共軛酸)第七章酸堿平衡

二、緩沖溶液

1、緩沖溶液的定義實(shí)驗(yàn)室：在一試管中放入10毫升0.1mol·L-1HAc溶液和10毫升0.1mol·L-1NaAc溶液，混合后，用甲基紅作指示劑(變色范圍pH=4.4─6.2顏色紅→黃)分成四份，一份加1滴2mol·L-1HCl，另一份加1滴2mol·L-1NaOH，第三份入等體積的水稀釋，第四份做比較。結(jié)果顏色均無變化。即溶液的pH值基本不變。這種能抵抗外來少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的影響，而能保持pH值基本不變的溶液叫做緩沖溶液。緩沖溶液的這種作用叫做緩沖作用。第七章酸堿平衡

2、緩沖作用原理在含有HAc的NaAc的溶液中存在下列電離過程:

HAc

H++Ac-

NaAc──→Na++Ac-

NaAc完全電離，由于同離子效應(yīng)，降低了HAc的電離度，這時(shí)[HAc]和[Ac-]都較大，而且存在著[HAc]電離平衡。當(dāng)加入少量H+時(shí)，H+離子和溶液中的Ac-結(jié)合生成HAc，使電離平衡向左移動(dòng)，達(dá)到新平衡時(shí)H+離子濃度不會顯著增加；如果在上述溶液中加入少量的堿，增加的OH-與溶液中的H+離子結(jié)合為水，這時(shí)HAc的電離平衡向右移動(dòng)，以補(bǔ)充H+離子的減少。

緩沖能力是有限的，只是少量酸堿。第七章酸堿平衡

3、緩沖溶液的pH值前面已經(jīng)討論了弱酸及其鹽的pH值為：pH=pKa-lg(c酸/c共軛堿)稱為緩沖溶液公式∴pH值決定于Ka和(c酸/c共軛堿)兩個(gè)因素。利用緩沖溶液公式，可以計(jì)算緩沖溶液的pH值和外加酸堿后溶液pH的變化。第七章酸堿平衡例題: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值又是多少？解：①求緩沖溶液的pH:已知：c酸=1m