第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡详解演示文稿

第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡详解演示文稿第一页，共一百二十九页。优选第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡第二页，共一百二十九页。酸碱电离理论的缺陷：(1)把酸碱范围限制在水溶液中，限制在仅能解离出H+或OH-的物质。(2)无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-,也具有碱性；有些物质如NH4Cl水溶液则呈酸性。第一节酸和碱第三页，共一百二十九页。BronsredJN1923年，丹麦化学家BronsredJN和英国化学家LowryTM提出了酸碱质子理论。一、酸碱的质子理论第四页，共一百二十九页。(一)酸碱的定义酸(acid)：能给出质子(H+)的物质(质子给体)。酸可以是分子、阳离子或阴离子。例如：HCl、HAc、H3PO4、NH4+、HCO3-

等为酸HAcH++Ac-NH4+H++NH3一、酸碱的质子理论第五页，共一百二十九页。碱(base)：能接受质子的物质(质子受体)。碱可以是分子、阳离子或阴离子。例如：OH-

、Ac-、H2PO4-、NH3、CO32-

等为碱H++Ac-HAcH++NH3NH4+一、酸碱的质子理论第六页，共一百二十九页。

根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的，酸给出一个质子后即成为碱，碱接受一个质子后就变成酸。酸与碱的关系如下：酸H++碱处于上述关系中的一对酸和碱，称为共轭酸碱对。

其中左边酸是右边碱的共轭酸；右边碱是左边酸的共轭碱。一、酸碱的质子理论第七页，共一百二十九页。

例如：酸H++碱HPO42-H++PO43-

H2PO4-H++HPO42-

HAcH++Ac-NH4+H++NH3酸、碱得失质子的反应式称为酸碱半反应一、酸碱的质子理论第八页，共一百二十九页。共轭酸碱的特点：(1)酸比它的共轭碱多一个质子。(2)酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。一、酸碱的质子理论第九页，共一百二十九页。(1)有些物质在某个共轭酸碱对中是酸，但在另一个共轭酸碱对中却是碱，这种物质称为两性物质。

两性物质既能给出质子做为酸，又能接受质子作为碱。例如：HCO3-+H2OH2CO3

+OH-HCO3-+H2OH3O++CO32-一、酸碱的质子理论第十页，共一百二十九页。(2)在酸碱质子理论中没有盐的概念。

如Na3PO4，在Arrhenius电离理论中称为盐，但酸碱质子理论认为PO43-是碱，而Na+是非酸非碱物质，它既不给出质子，又不接受质子。一、酸碱的质子理论第十一页，共一百二十九页。对于酸碱半反应式:酸H++碱

仅是酸碱共轭关系的表达形式，并不是实际反应式。(二)酸碱反应的实质一、酸碱的质子理论第十二页，共一百二十九页。例如在HAc在水溶液中，存在两个酸碱半反应：酸碱半反应1酸1

碱1酸碱半反应2碱2酸2HAcH++Ac-H++H2OH3O+

两式相加得：HAc+H2OH3O++Ac-酸2碱1

酸1

碱2一、酸碱的质子理论第十三页，共一百二十九页。HCN+H2OH3O++CN-酸2碱1

酸1

碱2例如：Ac-+H2OOH-+HAc碱2酸1碱1酸2

酸碱反应的实质就是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。一、酸碱的质子理论第十四页，共一百二十九页。酸碱反应的方向:由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。相互作用的酸和碱愈强，反应进行得愈完全。Ac-+H2OHAc

+OH-反应明显地偏向左方。HCl

+NH3NH4++Cl-反应明显地偏向右方一、酸碱的质子理论第十五页，共一百二十九页。(三)酸碱的强弱例如HA的解离平衡如下：HA+H2OH3O＋＋A-稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为一、酸碱的质子理论第十六页，共一百二十九页。Ka称为酸解离常数，简称酸度常数。Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释放质子能力的大小。Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时为强酸。一、酸碱的质子理论第十七页，共一百二十九页。B

+H2OBH+

＋OH-类似地，碱B在水溶液中有下列平衡Kb为碱解离平衡常数。Kb的大小表示碱接受质子能力的大小，Kb值愈大，碱性愈强。

pKb是碱解离常数的负对数。一、酸碱的质子理论第十八页，共一百二十九页。共轭酸HAKa(aq)pKa(aq)共轭碱A-H3O+1.00H2OH2C2O45.6×10-21.23HC2O4-H3PO46.9×10-32.16H2PO4-HC2O4-6.5×10-54.19C2O4-HAc1.7×10-54.76Ac-H2CO34.5×10-76.35HCO3-H2PO4-6.2×10-87.21HPO42-HCO3-4.7×10-1110.33CO32-HPO42-4.8×10-1312.32PO43-H2O1.0×10-1414.0OH-一、酸碱的质子理论第十九页，共一百二十九页。

Ka(或Kb)均与温度有关，不同的温度下Ka(或Kb)值不同。然而与弱酸弱碱的浓度无关。一、酸碱的质子理论第二十页，共一百二十九页。二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)美国物理化学家LewisGN1923年美国化学家路易斯(LewisGN)提出了酸碱电子理论第二十一页，共一百二十九页。凡是可以接受电子对的物质称为酸(电子对接受体)凡是可以给出电子对的物质称为碱(电子对给予体)1.酸碱定义酸碱电子理论认为：例如：H+、Cu2+、BF3

等为酸Ac-、CN-、NH3等为碱二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)第二十二页，共一百二十九页。

酸碱反应的实质是碱提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。

2.酸碱反应的实质酸+碱酸碱配合物A+:BA:B例如：二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)第二十三页，共一百二十九页。二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)又如第二十四页，共一百二十九页。Fe3+Cu2+H+BF3AlCl3SiF4CO2I2++++++++[Fe(OH2)6]3+[Cu(NH3)4]2+H3O+F3BNH3[AlCl4]–[SiF6]2–HCO3–(CH3)2COI26H2O4NH3H2ONH3Cl–2F–OH–(CH3)2CO第一列第二列第三列(路易斯酸+路易斯碱配合物)Fe3+Cu2+H+BF3AlCl3SiF4CO2I2Fe3+Cu2+H+BF3AlCl3SiF4CO2I2++++++++++++++++[Fe(OH2)6]3+[Cu(NH3)4]2+H3O+F3BNH3[AlCl4]–[SiF6]2–HCO3–(CH3)2COI2[Fe(OH2)6]3+[Cu(NH3)4]2+H3O+F3BNH3[AlCl4]–[SiF6]2–HCO3–(CH3)2COI26H2O4NH3H2ONH3Cl–2F–OH–(CH3)2CO第一列第二列第三列酸+

碱酸碱配合物第二十五页，共一百二十九页。

由于酸碱电子理论所包括的酸碱种类相当广泛，为了区别它们，一般把酸碱电子理论定义的酸碱，分别称为Lewis酸和Lewis碱，又称为广义酸和广义碱。二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)第二十六页，共一百二十九页。(一)水的质子自递平衡和水的离子积

水是一种既能给出质子又能接受质子的两性物质，因此在水分子间可发生质子传递反应。H2O+H2OH3O++OH-一、水的质子自递平衡第二节酸碱平衡第二十七页，共一百二十九页。KW

称为水的质子自递平衡常数，也称水的离子积

将质子从一个分子转移给另一个同类分子的反应称为质子自递作用。实验测出，纯水在298K时，一、水的质子自递平衡

上述反应称为水的质子自递作用，其平衡常数式表示为：第二十八页，共一百二十九页。T/KKwT/KKw2731.1×10-152832.3×10-152936.8×10-152981.0×10-143132.9×10-143735.5×10-13

水的质子自递作用是吸热过程，故温度升高,Kw随之增大。表5-1不同温度下水的离子积常数一、水的质子自递平衡第二十九页，共一百二十九页。

不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。

一、水的质子自递平衡第三十页，共一百二十九页。(二)水溶液的pH

溶液的酸碱性取决于溶液中[H+]与[OH-]的相对大小。中性溶液中[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1酸性溶液中[H+]＞1.0×10-7mol·L-1＞[OH-]碱性溶液中[H+]＜1.0×10-7mol·L-1＜[OH-]一、水的质子自递平衡第三十一页，共一百二十九页。通常用氢离子活度的负对数——pH表示溶液的酸碱性。在稀溶液中，可用浓度的数值代替活度，则一、水的质子自递平衡第三十二页，共一百二十九页。溶液的酸碱性也可用pOH来表示：一、水的质子自递平衡第三十三页，共一百二十九页。在298K时，则一、水的质子自递平衡第三十四页，共一百二十九页。表5-2人体各种体液的pH值体

液pH值体

液pH值血浆7.35～7.45大肠液8.3～8.4成人胃液0.9～1.5乳汁6.0～6.9婴儿胃液～

5.0泪水～7.4唾液6.35～6.85尿液4.8～7.5胰液7.5～8.0脑脊液7.35～7.45小肠液～7.6一、水的质子自递平衡第三十五页，共一百二十九页。二、共轭酸碱解离常数的关系以酸HB为例，在水溶液中有下列两个质子转移平衡：HB

+H2OH3O+

＋B-B-+H2OHB＋OH-第三十六页，共一百二十九页。

Ka和Kb成反比关系，所以，在共轭酸碱对中，酸的强度愈大，其共轭碱的强度愈小；碱的强度愈大，其共轭酸的强度愈小。二、共轭酸碱解离常数的关系第三十七页，共一百二十九页。例:已知HCN的Ka=6.2×10-10，计算CN-的Kb。解：二、共轭酸碱解离常数的关系第三十八页，共一百二十九页。

酸碱的解离常数为负指数，使用起来不大方便，因此也常用其负对数来表示。两边取负对数，得

在298K时，pKw＝14，所以二、共轭酸碱解离常数的关系第三十九页，共一百二十九页。

对于多元弱酸(或多元弱碱)在水中的质子传递反应是分步进行的，情况复杂一些。例如H3PO4，其质子传递分三步，每一步都有相应的质子传递平衡。二、共轭酸碱解离常数的关系第四十页，共一百二十九页。H3PO4+H2OH2PO4-+H3O+H2PO4-+H2OHPO42-+H3O+HPO42-+H2OPO43-+H3O+第四十一页，共一百二十九页。H3PO4、H2PO4-、HPO42-均是酸，它们的共轭碱分别为H2PO4-、HPO42-

、PO43-

，其质子传递平衡常数分别为：H2PO4-+H2OH3PO4+OH-HPO42-+H2OH2PO4-+OH-PO43-+H2OHPO42-+OH-第四十二页，共一百二十九页。(一)强酸或强碱溶液强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。因此，一般浓度下，对于强酸HA，[H3O+]=c(HA)；对于强碱B，[OH-]=c(B)。但当[H3O+]或[OH-]<10-6mol·L-1时，此时由H2O解离出的H+或OH-就不能忽略。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第四十三页，共一百二十九页。

在一元弱酸HA的水溶液中，存在两种质子传递平衡：(二)一元弱酸、弱碱溶液H2O+H2OH3O++OH-HA

+H2OH3O+

＋A-三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第四十四页，共一百二十九页。(1)当Ka·

c≥20Kw，可以忽略水的质子自递平衡HA

+H2OH3O+

＋A-[H+]2+Ka[H+]－cKa=0整理得：解得：此式为计算一元弱酸H+浓度的近似计算式三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第四十五页，共一百二十九页。(2)当c/Ka

≥500时，弱酸的<5%,c-[H+]≈c上式变为:此式为计算一元弱酸H+浓度的最简式。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第四十六页，共一百二十九页。B+H2OHB+

＋OH-

在一元弱碱B的水溶液中，也存在两种质子传递平衡：H2O+H2OH3O++OH-同理,当Kb·c≥20Kw，且c/

Kb≥500时，此式为计算一元弱碱OH-浓度的最简式。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第四十七页，共一百二十九页。例：计算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH值。已知Kb(NH3)=1.8×10-5解:第四十八页，共一百二十九页。

多元弱酸的水溶液是一种复杂的酸碱平衡系统，其质子传递反应是分步进行的，而且一步比一步困难。

如：H2CO3、H2S、H2C2O4等为二元弱酸，H3PO4、H3AsO4为三元弱酸。

在水溶液中一个分子能电离出两个或两个以上H+的弱酸称为多元弱酸。1、多元弱酸(三)多元酸碱溶液三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第四十九页，共一百二十九页。例如，二元酸H2S解离分两步进行：H2S+H2OHS-+H3O+HS-+H2OS2-+H3O+一级解离：二级解离：三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十页，共一百二十九页。多元弱酸的解离平衡常数都是Ka1>>Ka2>>Ka3

，解离常数是逐步显著减少的。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十一页，共一百二十九页。又如H3PO4在水中有三级解离，25℃时，Ka1=6.9×10-3，Ka2=6.1×10-8，Ka3=4.8×10-13。多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3，每级解离常数一般相差4～6个数量级，可忽略二、三级解离平衡。

通常对于Ka1/Ka2>102的多元酸的H3O+浓度的计算可按一元弱酸处理。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十二页，共一百二十九页。

同一溶液中各离子间的平衡是同时建立的，涉及多种平衡的离子时，该离子浓度必须满足溶液中的所有平衡，这是求解多个平衡共存问题时的一条重要原则。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十三页，共一百二十九页。

通过上例计算，对多元弱酸溶液可以得出如下结论：(1)当多元弱酸的Ka1/Ka2>102时，可当作一元弱酸处理，求[H3O+]。(2)第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓度近似等于Ka2，与酸的起始浓度无关。如H3PO4溶液中，[HPO42-]≈Ka2(H3PO4)。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十四页，共一百二十九页。2、多元弱碱

多元弱碱的分步解离与多元弱酸相似，根据类似的条件，可按一元弱碱溶液计算其[OH-]。

能够接受多个质子的弱碱称为多元弱碱，例如CO32-、S2-、PO43-等离子。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十五页，共一百二十九页。

既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。可分为三种类型。(四)两性物质溶液1、阴离子型(酸式盐)如HCO3-、H2PO4-等以HCO3-为例：HCO3-+H2OH2CO3

+OH-HCO3-+H2OH3O++CO32-作为酸：作为碱：三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十六页，共一百二十九页。2、弱酸弱碱型如NH4Ac、NH4CN等。以NH4Ac为例：NH4++H2ONH3+H3O+Ac-+H2OHAc+OH-作为酸：作为碱：三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十七页，共一百二十九页。

两性物质在水溶液中的酸碱性取决于Ka与Kb的相对大小，即当Ka>Kb，溶液的pH<7，呈酸性，如NaH2PO4、NH4F等Ka<Kb，溶液的pH>7，呈碱性，如Na2HPO4、NaHCO3等Ka≈Kb，溶液的pH≈7，呈中性，如NH4Ac等三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十八页，共一百二十九页。

经数学推导和近似处理，两性物质H+浓度近似计算公式：Ka为两性物质作为酸时的解离常数。c为两性物质的浓度。则为两性物质作为碱时其共轭酸的解离常数。式中：三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第五十九页，共一百二十九页。两性物质[H+]计算最简式用pH表示为：当Kac≥20Kw

，且c≥20最简式三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡第六十页，共一百二十九页。四、同离子效应和盐效应(一)浓度对酸碱平衡的影响1、改变弱酸、弱碱的浓度弱酸HA在水中存在解离平衡HA+H2OH3O＋＋A-

平衡建立后，若增大溶液中HA的浓度，则平衡被破坏，向着HA解离的方向移动，即H3O+和A-的浓度增大。第六十一页，共一百二十九页。初始浓度c00平衡浓度cccc

当

<5%时，1

≈1HAc+H2OH3O++Ac-以HAc为例：2、稀释定律四、同离子效应和盐效应第六十二页，共一百二十九页。稀释定律：在一定温度下(Ka或Kb为定值)，某弱电解质的解离度随着溶液的稀释而增大。即：四、同离子效应和盐效应第六十三页，共一百二十九页。(二)同离子效应

在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含有相同离子的易溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象称为同离子效应。四、同离子效应和盐效应第六十四页，共一百二十九页。平衡移动方向HAc+H2OH3O++Ac-NH4AcNH4++Ac-

在HAc溶液中，加入少量强电解质NH4Ac，导致HAc在水中的解离平衡向左移动，从而降低了HAc的解离度。即四、同离子效应和盐效应第六十五页，共一百二十九页。平衡移动方向NH3+H2OOH-+NH4+NH4AcAc-+NH4+

又如，在NH3·H2O中，加入少量含有相同离子的强电解质如NH4Ac(或NaOH)，弱碱NH3·H2O的解离平衡将向左移动。四、同离子效应和盐效应第六十六页，共一百二十九页。例:在1升0.100mol·L-1HAc溶液中加入0.100molNaAc固体(忽略引起的体积变化)。求此溶液的H3O+浓度及解离度。NaAcNa++Ac-初始浓度0.10000.100平衡浓度0.100-x

x0.100+x

解：设平衡时[H3O+]=xmol·L-1HAc+H2OH3O++Ac-第六十七页，共一百二十九页。由于同离子效应的影响，抑制了HAc的电离。而0.100mol·L-1HAc溶液第六十八页，共一百二十九页。

在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度略有增大的效应称作盐效应。(三)盐效应四、同离子效应和盐效应第六十九页，共一百二十九页。

产生同离子效应的同时，一定伴随盐效应的发生。但同离子效应的影响比盐效应要大得多。一般情况下，盐效应的影响可忽略。四、同离子效应和盐效应第七十页，共一百二十九页。一、缓冲溶液的组成和作用机理第三节缓冲溶液溶液

50mL0.1mol·L-1NaCl50mL0.1mol·L-1HAc和NaAc加酸(或碱)前pH=7.00pH=4.75加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HClpH=3.00pH=4.74加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOHpH=11.00pH=4.76实验1：第七十一页，共一百二十九页。结论

HAc—NaAc混合溶液具有抵抗外来少量强酸、强碱而保持pH基本不变的能力。一、缓冲溶液的组成和作用机理第七十二页，共一百二十九页。1、缓冲溶液(Buffersolution)：能抵抗少量外来强酸、强碱而保持pH值基本不变的溶液。2、缓冲作用(Bufferaction)：缓冲溶液对外加少量强酸、强碱的抵抗作用。(一)缓冲溶液的组成一、缓冲溶液的组成和作用机理第七十三页，共一百二十九页。缓冲溶液一般是由足够浓度和适当比例的共轭酸碱对所组成。习惯上把组成缓冲溶液的共轭酸碱对称为缓冲对(Bufferpair)或缓冲系(Buffersystem)。一、缓冲溶液的组成和作用机理第七十四页，共一百二十九页。共轭酸共轭碱HAcNH4ClH2PO4-NaAcNH3·H2OHPO42-抗酸成分缓冲系抗碱成分组成示意图一、缓冲溶液的组成和作用机理第七十五页，共一百二十九页。缓冲系弱酸共轭碱pKaHAc-NaAcHAcAc-4.76NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4-HPO42-7.21NH4Cl-NH3NH4+NH39.25H2CO3-NaHCO3H2CO3CO32-10.25Na2HPO4-Na3PO4HPO42-PO43-12.32一些常见的缓冲系

第七十六页，共一百二十九页。

在实际应用中，往往还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反应物组成缓冲溶液。如:

弱酸(过量)+强碱：HAc(过量)+NaOH

弱碱(过量)+强酸：NaAc(过量)+HCl

实际上,形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。一、缓冲溶液的组成和作用机理第七十七页，共一百二十九页。

但这类溶液酸碱性太强，实用上很少当缓冲溶液使用。注意：较浓的强酸(如HCl)或较浓的强碱(如NaOH)也具有缓冲作用。一、缓冲溶液的组成和作用机理第七十八页，共一百二十九页。以HAc—NaAc体系为例说明缓冲溶液的作用原理大量

大量极少量[H+]的大小取决于的比值。HAc

H++Ac-(二)缓冲作用机理一、缓冲溶液的组成和作用机理第七十九页，共一百二十九页。

加入少量强酸时，溶液中大量的Ac–与外加的少量的H+结合成HAc共轭碱Ac-称为缓冲体系的抗酸成分。H++Ac-HAc

当达到新平衡时，

[HAc]略有增加，[Ac–]略有减少，变化不大，因此溶液的[H+]和pH值基本不变。一、缓冲溶液的组成和作用机理第八十页，共一百二十九页。

加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外加的少量的OH-结合生成Ac-和H2O共轭酸HAc称为缓冲体系的抗碱成分。

当达到新平衡时，[Ac–]略有增加，[HAc]略有减少，变化不大，因此溶液的[H+]和pH值基本不变。OH-+HAcAc-+H2O一、缓冲溶液的组成和作用机理第八十一页，共一百二十九页。结论：缓冲溶液中因含足够浓度的抗碱组分(HB)和抗酸组分(B-)，通过质子转移平衡的移动，调节和保持溶液的pH值不发生显著的变化。一、缓冲溶液的组成和作用机理第八十二页，共一百二十九页。二、缓冲溶液pH值的计算以弱酸HB及其共轭碱B-组成的缓冲溶液为例HB+H2OH3O++B-根据平衡原理整理得等式两边取负对数得:第八十三页，共一百二十九页。此式为计算弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液pH的亨德森-哈塞尔巴赫(Henderson-Hasselbach)方程式。式中的比值称为缓冲比。式中pKa为弱酸解离常数的负对数。二、缓冲溶液pH值的计算第八十四页，共一百二十九页。(一)Henderson—Hasselbalch方程式的意义①缓冲溶液的pH值主要取决于pKa

。②同一缓冲系，pKa值一定，其pH值随缓冲比的改变而改变。当缓冲比等于1时，pH=pKa。③适当地稀释缓冲溶液时，由于弱酸及其共轭碱浓度同等程度地减少，而缓冲比不变，因此缓冲溶液的pH值也不变。二、缓冲溶液pH值的计算第八十五页，共一百二十九页。(二)Henderson—Hasselbalch方程式的应用1.HB在溶液中只少部分解离，且因B-的同离子效应，使HB几乎完全以分子状态存在。故又可表示为二、缓冲溶液pH值的计算第八十六页，共一百二十九页。2.若以nHB和nB-分别表示体积为V的缓冲溶液中所含共轭酸碱的物质的量，则所以二、缓冲溶液pH值的计算第八十七页，共一百二十九页。所以二、缓冲溶液pH值的计算3.若使用相同浓度的弱酸及其共轭碱来配制缓冲溶液，即cHB=cB-，设所取HB和B-溶液的体积分别为VHB和VB-，则第八十八页，共一百二十九页。(3)NH3-NH4Cl缓冲溶液pH值计算式？二、缓冲溶液pH值的计算第八十九页，共一百二十九页。解:例:一升HAc-NaAc缓冲溶液中含有0.10molHAc和0.20molNaAc。计算该溶液的pH值?(已知HAc的Ka=1.75×10-5)二、缓冲溶液pH值的计算第九十页，共一百二十九页。pHpH改变量初始溶液5.06加入HCl后5.00仅减少0.06加入NaOH后5.13仅增加0.07加水稀释后5.06不变计算结果讨论:二、缓冲溶液pH值的计算第九十一页，共一百二十九页。

缓冲比直接影响缓冲溶液的缓冲能力，一般认为，当缓冲比大于10:1或小于1:10时，缓冲溶液已基本丧失了缓冲能力。三、缓冲范围第九十二页，共一百二十九页。缓冲容量减弱缓冲容量减弱三、缓冲范围第九十三页，共一百二十九页。通常把缓冲溶液的作为缓冲作用的有效区间，称为缓冲溶液的有效缓冲范围(Buffereffectiverange)。

显然不同缓冲系，因各种弱酸的pKa不同，缓冲范围也各不相同。三、缓冲范围第九十四页，共一百二十九页。四、缓冲溶液的选择和配制1.选择合适的缓冲系：

(1)所需配制的缓冲溶液的pH在pKa±1缓冲范围内，并尽量接近弱酸pKa

。

(2)所选缓冲系的物质必须对主反无干扰，不产生沉淀、配合等副反应。(一)缓冲溶液的配制方法第九十五页，共一百二十九页。4.校正3.计算所需缓冲系的量：根据Henderson-Hasselbalch方程计算。为配制方便，常常采用相同浓度的弱酸及其共轭碱来配制缓冲溶液。2.配制的缓冲溶液的总浓度要适当：一般总浓度0.05mol·L-1～0.2mol·L-1。四、缓冲溶液的选择和配制第九十六页，共一百二十九页。

例:欲配制pH=9.25的缓冲溶液，求需在500ml浓度为0.10mol·L-1NH3溶液中加入多少克的NH4Cl?(已知NH3的Kb=1.8×10-5)解：此缓冲溶液中所需要NH4Cl的质量为：0.051×53.5＝2.7g第九十七页，共一百二十九页。溶液浓度/(mol·L-1)pH(25℃)KHC4H4O6

饱和，25℃3.557KHC8H4O40.0504.008KH2PO4-Na2HPO40.025，0.0256.865KH2PO4-Na2HPO40.008695，0.030437.413(Na2B4O7·10H2O)0.019.180(二)标准缓冲溶液标准缓冲溶液性质稳定，有一定的缓冲容量和抗稀释能力，用来校准pH计。四、缓冲溶液的选择和配制第九十八页，共一百二十九页。

体液中存在多种生理缓冲系，使体液的pH保持基本稳定。例如：血液的pH保持在7.35~7.45之间血液中存在的缓冲系主要有:血浆中：H2CO3-HCO3-、H2PO4--HPO42-、

HnP-Hn-1P-(HnP代表蛋白质)红细胞中：H2b-Hb-(H2b代表血红蛋白)、

H2bO2-HbO2-(H2bO2代表氧合血红蛋白)、

H2CO3-HCO3-、H2PO4--HPO42-

五、血液中的缓冲系第九十九页，共一百二十九页。

上述缓冲系中，碳酸缓冲系的浓度最高，在维持血液pH的正常范围中发挥的作用最重要。

来源于呼吸作用的二氧化碳溶于血液生成的碳酸，与其离解产生的碳酸氢根离子，以及血液中贮存的碳酸氢根离子达成平衡：CO2(溶解)+H2OH2CO3H++HCO3-五、血液中的缓冲系第一百页，共一百二十九页。抗酸成分抗碱成分CO2+H2OOH-共轭酸共轭碱H2CO3H+

+

HCO3-H+第一百零一页，共一百二十九页。CO2(溶解)+H2OH2CO3H++HCO3-

当体内酸性物质增加,HCO3-与H+结合，平衡左移；而当体内碱性物质增加时，H+结合OH-，H2CO3(CO2溶解)解离，平衡右移，[H+]均不发生明显改变。

HCO3-在一定程度上可以代表血浆对体内所产生酸性物质的缓冲能力，所以常将血浆中的HCO3-

称为碱储。五、血液中的缓冲系第一百零二页，共一百二十九页。血浆中的碳酸缓冲系pH的计算公式为：

正常人血浆中[HCO3-]和[CO2]溶解的浓度分别为24mmol·L-1和1.2mmol·L-1，代入上式五、血液中的缓冲系第一百零三页，共一百二十九页。

若血液的pH小于7.35，则会发生酸中毒；若pH大于7.45，则发生碱中毒。若血液的pH小于6.8或大于7.8，就会导致死亡。五、血液中的缓冲系第一百零四页，共一百二十九页。

自然界中绝对不溶的物质是没有的，所谓难溶和易溶是指溶解度大小的差异。通常把在100g水中的溶解度小于0.01g的物质称为难溶物。

第四节难溶强电解质的形成和溶解第一百零五页，共一百二十九页。

在强电解质中，有一类物质如CaCO3、BaSO4、AgCl等在水中的溶解度很小，但溶解的部分是全部解离的。这类电解质称为难溶性强电解质。

第四节难溶强电解质的形成和溶解第一百零六页，共一百二十九页。一、溶度积常数(一)溶度积第一百零七页，共一百二十九页。

当溶解速率和沉淀速率相等时，未溶解的固体与溶液中离子便达到固液两相之间的动态平衡。表示为：将[AgCl(s)]并入常数项，得一、溶度积常数第一百零八页，共一百二十九页。Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。对于AaBb型的难溶电解质Ksp称为难溶电解质溶度积常数，简称溶度积。式中，an=bm溶度积常数的意义：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中离子浓度幂之乘积为一常数。AaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)一、溶度积常数第一百零九页，共一百二十九页。

在有关溶度积的计算中，离子浓度只能以mol·L-1表示；而溶解度的单位往往是g/L。因此，计算时有时要先将难溶电解质的溶解度S的单位换算为mol·L-1。在换算过程中，必须注意所用的浓度单位。(二)溶度积与溶解度一、溶度积常数第一百一十页，共一百二十九页。设AaBb的溶解度为S，达到平衡时平衡浓度/mol·L-1aSbSAaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)一、溶度积常数第一百一十一页，共一百二十九页。例如AB2或A2B型难溶电解质思考:

求Ca3(PO4)2的溶解度S与溶度积Ksp之间的关系?一、溶度积常数第一百一十二页，共一百二十九页。例：已知298K时，AgCl的溶解度为1.91×10-3g·L-1，求同温度下AgCl的溶度积。

解：已知M

(AgCl)=143.4g·mol-1,则以mol·L-1表示的AgCl的溶解度为

AgCl(s)Ag+(aq)

+Cl-(aq)SS平衡浓度/mol·L-1第一百一十三页，共一百二十九页。难溶电解质KspS/(mol·L-1)AgCl1.77×10-101.33×10-5AgBr5.35×10-137.31×10-7AgI8.52×10-179.23×10-9Ag2CrO41.12×10-126.54×10-5结论:(1)

同类型的难溶电解质,Ksp愈大,S也愈大。(2)不同类型的难溶电解质不能直接根据Ksp比较S的相对大小，要通过计算才能比较。

几个不同类型难溶电解质的Ksp和S的比较第一百一十四页，共一百二十九页。

离子积Qc:表示任一条件下离子浓度幂的乘积。

Qc和Ksp表达形式类似，但含义不同。Ksp表示难溶电解质饱和溶液中离子浓度幂的乘积，仅是Qc的一个特例。(三)溶度积规则

沉淀-溶解平衡是动态平衡。一