电解质溶液 (五年制)课件

弱电解质的电离平衡水的电离和溶液的pH离子反应缓冲溶液电解质溶液盐的水解学习目的：

1、掌握强电解质和弱电解质的概念，会书写强弱电解质的电离方程式。2、掌握电离平衡、电离度、电离平衡移动的概念3、理解电离平衡的特点和电离平衡移动的规律4、理解同离子效应概念，分析发生同离子效应的原因重点：电离平衡、电离平衡的移动和同离子效应

难点：电离平衡的移动

第一节弱电解质的电离平衡复习：2、非电解质：

在水溶液或熔融状态下不导电的化合物如：葡萄糖、蔗糖、酒精。1、电解质：

在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。如：HCl、NaOH、NaAc。1、强电解质在水溶液里能完全电离的电解质称为强电解质强电解质的电离是不可逆的绝大数盐：强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4强碱：NaOH、KOH、Ba(OH))2电离方程式用或表示“”“”NaCl、KCl、CH3COONa、NH4Cl…HClH++Cl-NaOHNa++OH-

NaClNa++Cl-

如：HClH++Cl-NaOHNa++OH-

NaClNa++Cl-

都是强电解质2、弱电解质：在水溶液中只有部分电离成的电解质称为弱电解质弱电解质的电离是不可逆的弱酸CH3COOH、HCN、HF、H2CO3、H2S…弱碱NH3·H2O…HAcH++Ac－NH3·H2ONH4++OH-如：“”电离方程式用（可逆符号）表示CH3COOHH++CH3COO-是弱电解质3、多元弱酸的分步解离H2CO3H++HCO3－HCO3-H++CO32－一级二级一级＞＞

二级学生练习：写出KOH、CH3COOH、NH4Cl、NaHCO3、H2S的电离方程式。二、弱电解质的电离平衡和电离度（一）电离平衡开始时[CH3COOH]大v正＞v逆平衡时v正=v逆正逆CH3COOHH++CH3COO-在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速度和离子重新结合成电解质分子的速度相等时的状态称为电离平衡。

电离平衡的特点可用“等”、“定”、“动”三个字概括。

等：正、逆两过程速度相等

定：电离平衡时分子浓度、离子浓度保持不变。

动：电离平衡是一种动态平衡，平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的过程仍在进行，只是ｖ电离＝ｖ结合。电离平衡是相对的，有条件的，当外界条件改变时，电离平衡发生移动。（三）电离平衡的移动

1、概念由于条件的改变，弱电解质由原来的电离平衡达到新的电离平衡的过程，称为电离平衡的移动。NH3·H2ONH4++OH-平衡时[NH3·H2O]、[NH4+]、[OH-]保持一定，改变任意一个，平衡发生移动（1）加入盐酸：HCl→H++Cl-[H+]↑H++OH-=H2O[OH-]↓，电离平衡向右移动。（2）加入氢氧化钠：NaOH→Na++OH-[OH-]↑，电离平衡向左移动。（3）加入浓氨水：[NH3·H2O]↑，电离平衡向右移动。2、移动规律减少电解质离子浓度，电离平衡向右移动（右少右移）；增大电解质离子浓度，电离平衡向左移动（右多左移）；增大电解质分子浓度，电离平衡向右移动（左多右移）。学生练习：在醋酸溶液中，分别加入HCl、CH3COONa和NaOH电离平衡如何移动？

课堂练习：1、在氨水中分别（1）盐酸（2）氯化铵（3）氢氧化钠，电离平衡向哪个方向移动？其中哪种是同离子效应？2、下列物质哪些属于强电解质？哪些属于弱电解质？（1）氨水（2）醋酸（3）氯化钾（4）碳酸（5）硫酸（6）氢硫酸3、写出下列各物质的电离方程式：（1）HNO3（2）CH3COOH（3）NH3·H2O（4）Na2SO4（5）H2CO34、在醋酸溶液中，加入下列哪些物质能发生同离子效应？（1）H2SO4（2）HNO3（3）KOH（4）NH4Cl（5）NaCl学习目的：

1、了解水的电离和酸碱指示剂。2、掌握溶液pH的概念，会进行溶液pH的简单计算。3、理解溶液氢离子浓度、pH和溶液酸碱性的关系。重点：溶液的酸碱性和pH

难点：溶液pH的计算

第二节水的电离和溶液的pH复习：1、强、弱电解质在水溶液中全部电离成离子的电解质叫强电解质，只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。2、电离平衡在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速度和离子重新结合成电解质分子的速度率相等时的状态。3、电离平衡的移动规律减少电解质离子浓度，电离平衡向右移动（右少右移）；增大电解质离子浓度，电离平衡向左移动（右多左移）；增大电解质分子浓度，电离平衡向右移动（左多右移）。4、同离子效应在弱电解质溶液里，加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度减小的现象。讲授新课

第二节水的电离和溶液的pH一、水的电离水有微弱的导电性,说明水可以电离出少量的H＋和OH-，是一种极弱的电解质。实验测得:25℃时，1L纯水可以电离出10-7molH＋和10-7molOH-，即[H+]=[OH-]=10-7mol/L，二者的乘积为常数，用Kw表示则：Kw＝[H+][OH-]＝10-7×10-7＝10-14

Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积说明：1、无论是中性溶液，还是稀的酸性或碱性溶液都是Kw=[H+][OH-]=10-142、根据上式，已知［H+］可求［OH-］，已知［OH-］可求［H+］。H2OH++OH－例如：已知[H+]=10-4mol/L则：二、溶液的酸碱性和pH（一）溶液的酸碱性和［H+］的关系

1、纯水中：[H+]=[OH-]=10-7mol/L，纯水是中性的。

2、如果向纯水中加入酸（盐酸）,溶液显酸性原因：

加入的H+使水的电离平衡逆向移动，达新平衡时,[OH-]↓,[H+]↑,[OH-]＜10-7mol/L，[H+]＞10-7mol/L，[H+]＞[OH-],溶液显酸性。

3、如果向纯水中加入碱（NaOH）,溶液显碱性原因：

加入的OH-使水的电离平衡逆向移动，达新平衡时，[H+]↓,[OH-]↑,[H+]＜10-7mol/L，[OH-]＞10-7mol/L，[H+]＜[OH-],溶液显碱性。H2OH++OH－H2OH++OH－HClH++Cl-NaOHNa++OH-

小结：1、溶液的酸碱性与H＋、OH－浓度的关系为：（1）中性溶液中，［H+］=［OH-］=10-7mol/L；（2）酸性溶液中，［H+］＞10-7mol/L＞［OH-］；（3）碱性溶液中，［H+］＜10-7mol/L＜［OH-］2、无论是中性、酸性还是碱性溶液里，都同时存在H＋和

OH－，只不过大小不同，并且[H+][OH-]=10-143、H＋浓度越大，溶液的酸性越强；H＋浓度越小，溶液的酸性越弱。由表可以看出：（1）中性溶液pH=7；酸性溶液pH＜7；碱性溶液pH＞7（2）[H＋]越大，pH越小，酸性越强；[H＋]越小，pH越大，碱性越强。（3）pH增大1个单位，[H＋]减小10倍，pH减小2个单位，[H＋]增大100倍。注意：pH的使用范围在1－14之间当溶液的［H+］＞1mol/L、pH＜0时，直接用［H+］来表示溶液的酸度，pH＞14直接用［OH-］来表示溶液的碱度更为方便。溶液的酸碱度与[H+]、[OH-]和PH值的对应关系2、溶液的酸碱性和pH的关系：[H+]10010-210-410-610-710-810-1010-1210-14[OH-]10-1410-1210-1010-810-710-610-410-210-0pH024678101214酸碱度中性酸性增强碱性增强

3、pH在医学上的意义生物体内的化学反应只能在一定的pH范围内才能进行；生物催化剂—酶也只能在一定的pH值时才有活性；人体的各部分体液都有一定的pH范围，见P60表4－3。

正常人血液的pH总是维持在7.35～7.45之间，临床上把血液的pH＜7.35时叫酸中毒，pH＞7.35时叫碱中毒。3、变色范围

指示剂由一种颜色过渡到另一种颜色时，溶液的pH值变化范围称为指示剂的变色范围。常见指示剂的变色范围和配制方法见表。如：酚酞变色范围8.0～9.6颜色变化无色～红色

甲基橙变色范围3.1～4.4颜色变化红色～黄色指出：（1）利用指示剂可以粗略地测出溶液的pH；（2）实际工作中测定酸碱度常用pH试纸；（3）精密测定溶液的pH需用酸度计。课堂练习：1、已知溶液［OH-］＝10-5mol/L，求pH，溶液显何性？甲基橙指示剂在其中显何色？2、下列哪一种溶液酸性最强？（1）PH=5的溶液（2）[OH-]=10-11mol/L的溶液（3）[H+]=10-4mol/L的溶液（4）[OH-]=10-12mol/L的溶液3、两种不同浓度的盐酸溶液，pH值相差3个单位，则[H+]相差多少倍？4、将2gNaOH固体溶于水，制成500ml溶液，求此溶液的pH是多少？常用的酸碱指示剂9.4～10.6溴麝香酚酞6.8～8.03.0～4.6中性红6.2～7.6溴麝香草酚蓝甲基红4.4～6.2溴酚蓝3.1～4.4甲基橙5.0～8.0石蕊8.0～9.6酚酞配制方法变色范围（pH）名称颜色变化无色～红色红色～蓝色红色～黄色红色～黄色黄色～蓝紫色红色～黄色无色～蓝色黄色～蓝色0.1%的60%酒精溶液0.1%的水溶液0.1%的60%酒精溶液0.1%的20%酒精溶液0.1%的20%酒精溶液0.1%的90%酒精溶液0.1%的60%酒精溶液一般做试纸，不用溶液学习目的：

1、掌握离子反应和离子方程式的概念。2、理解离子反应发生的条件。3、会书写离子反应方程式。重点：离子反应发生的条件和离子反应方程式

难点：书写离子反应方程式

第三节（一）离子反应复习：学生板书：1、AgNO3和NaCl的化学反应方程式2、AgNO3和NaCl的电离方程式说明：

1、离子方程式跟一般的化学方程式不同，它不仅表示一个化学反应的实质，并且还能表示同一类反应的规律。

如：Ag++Cl-=AgCl↓表明：AgNO3和NaCl反应的实质是Ag+和Cl-反应生成AgCl沉淀同时表明：一切可溶性银盐和可溶性氯化物反应的实质都是Ag+和Cl-反应生成AgCl沉淀。例如硝酸银和氯化镁的反应：

2AgNO3+MgCl2=2AgCl↓+Mg(NO3)22Ag++2NO3-+Mg2++2Cl-=2AgCl↓+Mg2++2NO3-Ag++Cl-=AgCl↓2、书写离子方程式的步骤：以碳酸钙与盐酸的反应为例（1）写：正确书写化学方程式CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑（2）拆：把方程式两边能完全电离的物质写成离子形式，

单质、气体、沉淀、水和弱电解质仍以分子式表示。CaCO3+2H++2Cl-

=Ca2++2Cl-+H2O+CO2↑（3）删：删去方程式两边未参加反应的离子CaCO3+2H+

=Ca2++H2O+CO2↑（4）查：检查方程式两边的原子个数和电荷数是否相等。学生练习：写出硫酸钠和硝酸钡反应的离子方程式Na2SO4+Ba(NO3)2=BaSO4+2NaNO3二、离子反应发生的条件提问：复分解反应能进行到底的条件有什么？离子反应发生的条件是生成物之一是沉淀、气体、难电离物质或者单质。（一）生成沉淀的反应例如，硫酸钠溶液和氯化钡溶液作用

BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaClBa2++2Cl-+2Na++SO42-=BaSO4↓+2Na++2Cl-离子方程式：Ba2++SO42-=BaSO4↓此反应说明Na2SO4和BaCl2反应的实质是Ba2+和SO42-反应生成BaSO4沉淀，而且还反映出可溶性硫酸盐和可溶性钡盐反应都生成BaSO4沉淀。K2SO4+BaCl2=BaSO4+2KClZnSO4+BaCl2=BaSO4+ZnCl2Na2SO4+Ba(NO3)2=BaSO4+2NaNO3Na2SO4+BaCl2=BaSO4+2NaClK2SO4+Ba(NO3)2=BaSO4+2KNO3MgSO4+Ba(NO3)2=BaSO4+Mg(NO3)2上列反应的离子方程式均是：Ba2++SO42-=BaSO4这一离子方程式可表示可溶性钡盐与可溶性硫酸盐的反应。（二）生成气体的反应例如，盐酸和碳酸钠溶液的反应

2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑

2H++2Cl-+2Na++CO32-=2Na++2Cl-+H2O+CO2↑离子方程式：

2H++CO32-=H2O+CO2↑

此反应说明盐酸和碳酸钠反应的实质是2H+和CO32-反应生成水和二氧化碳，而且还反映出可溶性酸和可溶性碳酸盐反应都生成水和二氧化碳。如：K2CO3+2HNO3=2KNO3+H2O+CO2↑学生练习：写出上述反应的离子方程式（三）生成难电离物质的反应例如，盐酸和氢氧化钠溶液的反应

HCl+NaOH=NaCl+H2O

H++Cl-+Na++OH-=Cl-+Na++H2O离子方程式：

H++OH-=H2O此反应说明盐酸和氢氧化钠反应的实质是H+和OH-反应生成难电离的水，而且还反映出强酸和强碱反应的实质是H+和OH-反应生成难电离的水。如：KOH+HNO3=KNO3+H2O学生练习：写出上述反应的离子方程式说明：1、凡是有沉淀、气体、弱电解质生成的离子反应都能发生。2、离子反应不仅适合于复分解反应，还适合于其他类型的反应（如置换反应、氧化还原反应）。只要有离子参加都可用离子方程式表示。如锌与盐酸的反应：

Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑Zn+2H++2Cl-=Zn2++2Cl-+H2↑

离子方程式：

Zn+2H+=Zn2++H2↑3、书写离子方程式的注意事项（1）单质、气体、沉淀、水和其他难电离物质（弱酸如HF、H2CO3、H2S、CH3COOH，弱碱NH3·H2O）,都不能写成离子，要写成分子式。（2）只有易溶于水的强电解质才能写成离子形式具体说：强酸（HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI等）；

强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2等）；

可溶性的盐才能写成离子形式。课堂练习：写出下列反应的离子方程式1、CaCO3和盐酸2、CH3COOH溶液和NaOH溶液3、MgSO4

溶液和Ba(NO3)2溶液4、AgNO3溶液和NaCl溶液5、AgNO3溶液和KBr溶液6、Zn和H2SO4(稀)7、ZnSO4溶液和BaCl2溶液8、KOH溶液和H2SO4溶液课堂小结：1、离子反应：有离子参加的化学反应。2、离子方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。3、离子反应发生的条件：生成物之一是沉淀、气体、难电离物质或者单质。4、书写离子方程式的步骤：（1）写：正确书写化学方程式；（2）拆：把方程式两边能完全电离的物质写成离子形式，单质、气体、沉淀、水和弱电解质仍以分子式表示（3）删：删去方程式两边未参加反应的离子；（4）查：检查方程式两边的原子个数和电荷数是否相等。学习目的：

1、掌握盐类水解的概念。2、理解盐类水解的是实质。3、识别盐的组成类型，判断盐溶液的酸碱性。4、了解盐类水解离子方程式的书写和在医学上的应用。重点：盐水解的主要类型

难点：书写盐类水解离子方程式

第三节（二）盐的水解复习：1、离子方程式用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。学生书写：醋酸溶液和氢氧化钠溶液反应的离子方程式。2、电离平衡移动的规律减少电解质离子浓度，电离平衡向右移动（右少右移）；增大电解质离子浓度，电离平衡向左移动（右多左移）；增大电解质分子浓度，电离平衡向右移动（左多右移）。3、溶液的酸碱性和溶液中[H+]及pH的关系

[H＋]浓度越大，pH越小，溶液酸性越强；[H＋]浓度越小，pH越大，溶液碱性越强。讲授新课：

第三节离子反应和盐的水解三、盐的水解及水解类型（一）盐的水解提问：（1）溶液的酸碱性与溶液中存在什么离子有关？（2）什么是盐？

盐是酸碱中和的反应产物（如NaCl、NH4Cl、Na2CO3）,在其溶液中只能电离出组成它的阳离子和酸根离子,溶液是否都显中性？实验：测定NaCl、NH4Cl、Na2CO3和CH3COONa溶液的pH实验结果：NaClNH4ClNa2CO3CH3COONa

pH=7pH＜7pH＞7pH＞7

显中性显酸性显碱性显碱性设问：为什么相同浓度的不同盐溶液，有的显碱性、有的显酸性、有的显中性呢？CH3COONa=CH3COO-+Na+＋CH3COOH平衡时,［OH-］>[H+]，PH>7，溶液显碱性。实验分析：以醋酸钠溶液为例讨论：（1）CH3COONa溶液中存在着几种离子？（2）哪些离子可相互结合，对水的电离平衡有何影响？（3）为什么CH3COONa溶液显碱性？H2OH++OH-CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-水解的离子方程式：盐类的水解：在水溶液里，盐的离子和水中的[H+]或[OH-]结合成弱电解质的反应。

盐的分类(二)盐类水解的主要类型强碱弱碱强酸强酸强碱盐如NaCl强酸弱碱盐NH4Cl弱酸强碱弱酸盐CH3COONa弱酸弱碱盐CH3COONH4如如如碱酸盐Na2CO3=2Na++CO32-+HCO3-平衡时，[OH-]>[H+]，即PH>7，溶液显碱性。

第一步水解离子方程式：1、强碱和弱酸所生成的盐（强碱弱酸盐）如：CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3、Na2S等H2CO3为二元酸，Na2CO3水解分二步一步H2OOH-+H+CO32-+H2O

HCO3-+

OH-HCO3-+H2O

H2CO3+

OH-二步

与一步水解相比，二步水解的量很小，可以忽略不计。结论1：强碱弱酸盐能水解，其水溶液显碱性。说明：（1）如何判断给出的盐是强碱弱酸盐。如：Na2CO3、CH3COONa、Na2S（2）强碱弱酸盐水解离子方程式的书写

用盐的弱酸根离子和水反应（与1个H+），生成弱酸或弱酸氢根离子和OH-（2）一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写水解离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。学生练习：写出CH3COONa的水解离子方程式。NH4Cl=NH4++Cl-+NH3•H2O平衡时，[H+]>[OH-]，即PH<7，溶液显酸性。水解的离子方程式：2、强酸和弱碱所生成的盐（强酸弱碱盐）如：NH4Cl、NH4NO3、ZnSO4、Cu(NO3)2等。H2OOH-+H+NH4++H2ONH3•H2O+H+

结论2：强酸弱碱盐能水解，其水溶液显酸性。学生练习：写出NH4NO3、ZnSO4的水解离子方程式。说明：（1）如何判断给出的盐是强酸弱碱盐如：NH4Cl、NH4NO3、ZnSO4（2）强酸弱碱盐水解离子方程式的书写

用盐中的阳离子和水反应，生成碱和H+3、弱酸和弱碱所生成的盐（弱酸弱碱盐）如CH3COONH4、NH4HCO3、(NH4)2S等更大程度上破坏水的电离平衡，可见弱酸弱碱盐容易水解，水解后溶液显何性，情况更复杂，不作讨论。CH3COONH4=NH4++CH3COO-+NH3•H2OH2OOH-+H++CH3COOHNaCl=Na++Cl-4、强碱和强酸所生成的盐（强酸强碱盐）如NaCl、Na2SO4、K2SO4、NaNO3等

Na+和Cl–不能和水中的H+和OH-结合成弱电解质，水的电离平衡不受影响，氯化钠不水解，溶液显中性。结论3：强酸强盐不水解，其水溶液显中性。H2OOH-+H+小结：1、盐类水解的规律：有弱才水解，谁强显谁性，都强显中性。2、盐类的水解是中和反应的逆反应。酸+碱盐+水中和水解四、盐水解的意义1、临床上常用碳酸氢钠治疗酸中毒，用氯化铵治疗碱中毒，是利用它们水解后显弱碱性或弱酸性。2、明矾净水是利用它水解后生成氢氧化铝胶体能除去杂质。Al3++3H2OAl(OH)3+3H+注意：

盐水解的不利影响，容易水解变质的药物必须密闭保存在干燥处，防止水解。课堂练习：1、下列盐能否水解，其水溶液显何性？

（1）KBr

（2）NH4NO3

（3）Na2SO4

（4）CuSO4（5）KHCO3（6）CH3COONa2、物质的量浓度相同的下列溶液，pH值最大和最小的是哪一个？

（1）NaHCO3（2）NH4Cl（3）KCl（4）H2CO3（5）HCl课堂小结：1、盐的水解在水溶液里，盐的离子跟水中的H+或OH-结合成弱电解质的反应。2、盐类水解的规律有弱才水解，谁强显谁性，都强显中性。3、各类盐水解的比较

盐类实例能否水解引起水解的离子溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa能弱酸阴离子碱性强酸弱碱盐NH4Cl能弱碱阳离子酸性强酸强碱盐NaCl不能无中性学习目的：

1、掌握缓冲作用和缓冲溶液的概念。2、理解缓冲溶液的组成和缓冲作用原理。3、了解缓冲溶液在医学上的意义。重点：缓冲作用和缓冲溶液的组成

难点：缓冲作用原理第四节缓冲溶液复习：1、同离子效应在弱电解质溶液里，加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度减小的现象。2、盐的水解在水溶液里，盐的离子跟水中的H+或OH-结合成弱电解质的反应。3、盐类水解的主要类型强碱弱酸盐能水解，其水溶液显碱性；强酸弱碱盐能水解，其水溶液显酸性；强酸强碱盐不水解，其水溶液显中性。盐类水解的规律：有弱才水解，谁强显谁性，都强显中性。缓冲实验第四节缓冲溶液一、缓冲作用和缓冲溶液试管12345加入水水HAc-NaAcHAc-NaAcHAc-NaAc加入指示剂指示剂指示剂指示剂指示剂现象绿色绿色绿色绿色绿色加入少量HCl少量NaOH少量HCl少量NaOH少量水现象橙色蓝紫色绿色绿色绿色pH值改变改变基本不变基本不变基本不变实验说明：纯水易受外来少量强酸或强碱的影响，pH值发生明显改变，HAc-NaAc混合溶液有对抗外来少量强酸、强碱或稀释的影响而保持pH值几乎不变的能力。缓冲作用：溶液的这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稀释，而使其pH几乎不发生明显改变的作用。

缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液。二、缓冲溶液的组成缓冲溶液同时含两种成份：一种是能与酸作用的碱性物质，叫做抗酸成份；一种是能与碱作用的酸性物质，叫做抗碱成份。这两种成份合称缓冲系或缓冲对。上述HAc—NaAc就是一个缓冲对根据缓冲对组成不同，把缓冲溶液分为三种类型：CH3COOH—CH3COONaH2CO3—NaHCO3H3PO4—NaH2PO4NaHCO3—Na2CO3NaH2PO4—Na2HPO4

Na2HPO4—Na3PO4

NH4Cl—NH3·H2O抗碱成分抗酸成分（一）弱酸及其对应盐（二）多元酸的酸式盐及其对应的次级盐（三）弱碱及其对应盐学生练习：下列各组物质哪些能形成缓冲系？各属于缓冲溶液的哪种类型？

1、KHCO3/K2CO32、NaOH/HCl3、KH2PO4/K2HPO4

4、CH3COOH/CH3COONa5、NH3·H2O/NH4Cl弱酸电离出1个H+后，其酸根离子形成的盐三、缓冲作用原理

2、抗酸作用加入少量强酸时，CH3COO-+H＋=CH3COOH，平衡左移，新平衡时，[CH3COOH]略大，[CH3COO-]略小，[H＋]浓度几乎不变。pH几乎不变。CH3COO-起到抗酸作用，所以CH3COONa是抗酸成分。抗酸离子方程式：

CH3COO-＋H＋＝CH3COOH

3、抗碱作用加入少量强碱时，H＋+OH-=H2O，醋酸电离平衡右移，新平衡时，[CH3COOH]略小，[CH3COO-]略多，[H＋]几乎不变。溶液的pH几乎不变。CH3COOH起到抗酸作用，所以CH3COOH是抗碱成分。抗碱离子方程式：CH3COOH＋OH-＝CH3COO-＋H2O以CH3COOH—CH3COONa为例

1、缓冲溶液中所含的物质大量CH3COOH和CH3COO-（主要来自CH3COONa），少量的H＋决定溶液的pH。注意：外加的强酸或强碱量过多时，缓冲溶液的抗酸成分或抗碱成分将被消耗尽，缓冲溶液失去缓冲作用，所以缓冲溶液的缓冲作用是有限的CH3COONa=CH3COO-+Na+CH3COOHH++CH3COO-说明：抗酸、抗碱