无机化学教学课件：第5章 酸碱平衡-1

第五章酸碱平衡第五章酸碱平衡第一节弱酸和弱碱的解离平衡第二节酸碱理论第三节缓冲溶液第四节酸、碱溶液H3O+、OH-

浓度的计算了解酸碱电离理论，酸碱电子理论，软硬酸碱理论，混合酸溶液H3O+

浓度的计算熟悉缓冲溶液的选择和配制、缓冲溶液在医学上的意义熟悉缓冲溶液的组成、作用机理以及缓冲容量的决定因素；掌握酸碱质子理论、酸、碱溶液H3O+，OH-浓度计算的最简公式，以及缓冲溶液pH值的基本运算。

本章基本要求本章重点酸碱质子理论弱酸的标准解离常数与其共轭碱的标准解离常数的关系酸、碱溶液H3O+，OH-浓度计算的最简公式缓冲溶液的组成、pH值的计算及其缓冲范围本章难点多元酸、碱溶液H3O+，OH-浓度的计算第一节酸碱理论一、酸碱电离理论二、酸碱质子理论三、酸碱电子理论四、软硬酸碱理论

2.酸碱反应的实质H++OH-=H2O1887年阿仑尼乌斯提出的1.酸碱的定义酸：在水中电离出的阳离子全部为H+的物质碱：在水中电离出的阴离子全部为OH-的物质酸碱电离理论从组成上揭示了酸碱的本质用化学平衡原理，对酸碱的强度作定量处理解释了中和反应的实质指出H+是酸的特征，OH-是碱的特征酸碱电离理论优点2

O(l)H(aq)OH(aq)H-+=+例：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→碱？

酸碱被限于水溶液,非水体系不适用酸碱被限于分子,且碱被限制为氢氧化物如：氨水是弱碱，而且从未分离出NH4OH。液氨中，Ca与NH4Cl反应，放出H2→酸？碱？

酸？酸碱电离理论局限性酸碱质子理论1．酸碱的定义2.共轭酸碱对3．酸碱反应的实质4.酸碱的强弱酸:凡是能给出质子(H+)的物质，即质子的给予体(protondonor)。如：HCl、NH4+、HSO4-（1923年，＆Lowry

）碱:凡是能结合质子(H+)的物质，即质子的接受体(protonacceptor)。如：Cl-、NH3、SO42-1.酸碱的定义酸碱质子理论（1923年，＆Lowry

）两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质质子理论中无盐的概念酸碱质子理论H2O(l)+NH3(aq)=OH-(aq)+NH4+(aq)H2O

(l)+H2S(aq)=H

3O+

(aq)+HS-(aq)水是两性1.酸碱的定义（1923年，＆Lowry

）两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质酸碱质子理论1.酸碱的定义如：象NH4Ac这样的弱酸弱碱盐也属于两性物。（1923年，＆Lowry

）两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质酸碱质子理论1.酸碱的定义如：2.共轭酸碱对

(Conjugatepairofacid-base)

HCl－Cl

-NH4+

－NH3H2SO4－HSO4-HSO4-－SO42-

共轭酸碱对(HB－B-)

注意

对于某些物种是酸是碱取决于参与的具体反应酸碱质子理论

说明：酸和碱是通过给出和接受质子的共轭关系相互依存和相互转化的。每一个酸（碱）要表现出它的酸（碱）性必须有另一个碱（酸）同时存在才行。有酸才有碱，有碱才有酸，酸中有碱，碱中有酸。酸碱质子理论2.共轭酸碱对

(Conjugatepairofacid-base)3.酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递

A1+B2B1+A2

H+

H+如：

HCl+NH3Cl-+NH4+酸碱质子理论即：酸碱解离

HF+H2OF-+H3O+水的解离H2O+H2OOH－

+H3O+3.酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递

酸碱质子理论H+H+H2O+NH3NH4++OH-H+酸碱中和盐的水解Ac-+H2OOH－

+HAc3.酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递

酸碱质子理论H3O++OH-H2O+H2O

H+H+

NH4++H2OH3O++NH3H+一些非水溶剂中的反应也可归纳为质子的转移反应如：液氨的自偶解离如：高氯酸在冰醋酸中的解离NH3+NH3NH2－

+NH4+HClO4+HAcClO4－

+H2Ac+3.酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递

酸碱质子理论H+H+酸碱间的质子传递反应是两个碱之间争夺质子的过程。酸碱质子理论3.酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递

A1+B2B1+A2

H+

H+

酸碱的强度是给出或接受质子能力的量度(又称酸碱性)。

取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱,必须在酸碱反应中才能够得以体现。对于酸碱反应：若反应正向进行，则酸性A1＞A2；碱性B2＞B1A1+B2B1+A2H+H+酸碱质子理论4.酸碱的强弱强碱强酸弱酸弱碱

HCl+OH-→Cl-+H2OH2O+NH2-→OH-+NH3正向进行如：则：酸性:HCl＞H2O＞NH3

碱性:Cl-＜OH-＜NH2-

酸碱质子理论

取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱,必须在酸碱反应中才能够得以体现。4.酸碱的强弱显然对同一种酸而言，若与其作用的碱接受质子的能力强，则酸更易给出质子。对碱也是如此。如:酸碱质子理论4.酸碱的强弱显然对同一种酸而言，若与其作用的碱接受质子的能力强，则酸更易给出质子。对碱也是如此。如:酸碱质子理论4.酸碱的强弱酸碱质子理论4.酸碱的强弱显然对同一种酸而言，若与其作用的碱接受质子的能力强，则酸更易给出质子。对碱也是如此。如:(弱碱)H+HNO3+H2SO4H2NO3++HSO4-

所以酸碱的强弱不仅取决于酸碱本身给出或接受质子能力（酸碱性）的大小，还取决于接受或给出质子的酸碱的强度（酸碱性）。换句话说，酸碱的强弱是相对的。酸碱质子理论4.酸碱的强弱在水中HCl是强酸，HAc是弱酸。但在液氨中两者均为强酸，为什么？Question

同一酸碱在不同溶剂中，由于溶剂的酸碱性不同，可表现出不同的酸碱性。在水中，由于水的碱性较弱，可以区分出HCl和HAc的酸性强弱，故HCl是强酸，HAc是弱酸；在液氨中，由于NH3的碱性较水强，因而无法区分HCl和HAc的酸性强弱。酸碱质子理论拉平效应：将酸或碱的强度拉平的作用

如：在水中HCl、HBr、H2SO4均属强酸,无法区分强度

如：在冰醋酸中，则就可以区分开下列酸的强弱.区分效应：将酸或碱的相对强弱区分开来的作用。H2O的碱性较强（易接受质子）HAc的碱性较水弱(不易接受质子）原因原因H2O是这些酸的拉平试剂HAc是这些酸的区分试剂HClO4>HI>H2SO4>HCl>HNO3酸碱质子理论为定量表示酸碱的相对强弱，我们以水（最常见的溶剂，是一种两性物）作为基准酸碱，以弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数表示其强度。酸碱质子理论4.酸碱的强弱

●扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系●把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。仅适用于有H+的体系，无H+体系不适用例如：BF3的水溶液具有酸性？

优点局限性酸碱质子理论●与电离理论一样，可应用平衡常数定量衡量在某溶剂中酸或碱的强度，得到广泛应用。lewis酸：凡是可以接受电子对的物质。

如：Fe3+

、Fe、Ag+、BF3等；lewis碱：凡是可以给出电子对的物质。

如:X－、:NH3、:CO、H2O:等;1.酸碱的定义酸——电子接受体碱——电子给予体（1923年Lewis提出）酸碱电子理论大多数无机和有机物可视为酸碱加合物如：乙醇C2H5OH可视为2.酸碱反应的实质形成配位键,生成酸碱配合物酸碱电子理论

太笼统，酸碱特征不明显；也无统一的酸碱强弱的定量标度。优点局限性

酸碱范围几乎无所不包，既不局限于某元素，也不受溶剂限制。酸碱电子理论根据Lewis酸的性质的不同，Pearson把酸分为：(1)硬酸：半径较小，电荷数大，对外层电子的吸引力强的阳离子。(2)软酸：半径较大，电荷数小，对外层电子的吸引力弱的阳离子。(3)交界酸：介于硬酸和软酸之间的酸称为交界酸。（1963年Pearson﹠Ahrland提出）酸碱软硬理论1.软硬酸碱分类根据Lewis酸的性质的不同，Pearson把碱分为：(1)硬碱：硬碱中给出电子的电负性大、半径小，不易失去电子的原子或阴离子。。(2)软碱：软碱中给出电子的原子或阴离子的电负性小、半径大，易失去电子。(3)交界碱：介于硬碱和软碱之间的碱称为交界碱。（1963年Pearson﹠Ahrland提出）酸碱软硬理论1.软硬酸碱分类表5-1常见硬软酸碱的分类酸碱软硬理论

软硬酸碱规则指出：硬酸倾向于与硬碱形成稳定的配合物，而软酸倾向于与软碱形成稳定的配合物。2.软硬酸碱规则酸碱软硬理论

利用软硬酸碱规则可以判断配合物的稳定性和预测酸碱反应的方向。酸碱反应都是向硬酸与硬碱结合或软酸与软碱结合的方向进行。软亲软，硬亲硬，软硬交界就不管第二节

弱酸和弱碱的解离平衡

一、一元弱酸和一元弱碱的解离平衡二、多元弱酸和多元弱碱的解离平衡三、弱酸的标准解离常数与其共轭酸碱的标准解离常数的关系一、一元弱酸和一元弱碱的解离平衡

只能给出一个质子的弱酸称为一元弱酸。在一元弱酸HA溶液中，存在HA与H2O之间的质子转移反应：

标准平衡常数表达式为：

一元弱酸的标准平衡常数表达式可简化为：一、一元弱酸和一元弱碱的解离平衡

只能给出一个质子的弱酸称为一元弱酸。

一元弱酸的越大，其酸性就越强

只能接受一个质子的弱碱称为一元弱碱。在一元弱碱A溶液中，存在A和

H2O之间的质子转移反应：

达到平衡时：一、一元弱酸和一元弱碱的解离平衡

一元弱碱的越大，其碱性就越强

能给出两个或两个以上质子的弱酸称为多元弱酸。多元弱酸在水溶液中的解离是分步进行的，如H3PO4二、多元弱酸和多元弱碱的解离平衡第二步解离：第一步解离：第三步解离：二、多元弱酸和多元弱碱的解离平衡H3PO4的分步解离：二、多元弱酸和多元弱碱的解离平衡第二步解离：第一步解离：第三步解离：H3PO4的分步解离：多元弱酸的相对强弱就取决于的相对大小，

越大，多元酸的酸性就越强。

H3O+主要来自H3PO4的第一步解离

能接受两个或两个以上质子的弱碱称为多元弱碱。多元弱碱在水溶液中的解离是分步进行的，如CO32-二、多元弱酸和多元弱碱的解离平衡第二步解离：第一步解离：二、多元弱酸和多元弱碱的解离平衡CO32-的分步解离：第二步解离：第一步解离：二、多元弱酸和多元弱碱的解离平衡CO32-的分步解离：多元弱碱的相对强弱就取决于的相对大小，

越大，多元碱的碱性就越强。

OH-主要来自

CO32-的第一步解离一元弱酸

HA

在溶液中存在质子转移：

表达式为：三、弱酸与其共轭碱的关系

表达式为：一元弱酸

HA

在溶液中存在质子转移：

表达式为：三、弱酸与其共轭碱的关系

表达式为：一个酸的强度(酸性)越强，其共轭碱的强度(碱性)越弱；反之亦然。酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。共轭酸碱对HClO4——ClO4-H2SO4——HSO4-H3PO4——H2PO4-HAc——Ac-H2CO3——HCO3-NH4+——NH3酸性减弱碱性减弱三、弱酸与其共轭碱的关系例题解：Ac-

是HAc的共轭碱，Ac-

的为：

例

5-125℃时，HAc的为1.8×10-5，计算Ac-

的

。常见弱酸的Ka（298K）

在同一溶剂中，不同酸碱的强度仅取决于其本性。

如：H3PO4的一级电离——

多元弱酸与其共轭碱的关系？Question三、弱酸与其共轭碱的关系

如：H3PO4的二级电离——

多元弱酸与其共轭碱的关系？Question三、弱酸与其共轭碱的关系

如：H3PO4的三级电离——

多元弱酸与其共轭碱的关系？Question三、弱酸与其共轭碱的关系H3PO4PO43-

多元弱酸与其共轭碱的关系？Question三、弱酸与其共轭碱的关系

第三节酸、碱溶液H3O+、OH-

浓度的计算

一、一元弱酸溶液H3O+浓度的计算二、一元弱碱溶液OH-浓度的计算三、多元弱酸溶液H3O+浓度的计算四、多元弱碱溶液OH-浓度的计算五、两性物质溶液H3O+浓度的计算六、混合酸溶液H3O+浓度的计算七、同离子效应和盐效应

时,

忽略水解离出的H＋，只考虑弱酸HA的解离平衡，上式可写为：一、一元弱酸H3O+浓度的近似计算在一元弱酸HA溶液中，存在下列质子转移平衡：则有：当一、一元弱酸H3O+浓度的近似计算在一元弱酸HA溶液中，存在下列质子转移平衡：根据质子平衡，则有：得质子←基准物质→失质子RE一、一元弱酸H3O+浓度的近似计算对于平衡：解得：代入上式得：一、一元弱酸H3O+浓度的近似计算若时，，即则：一元弱酸H3O+浓度近似计算式一元弱酸H3O+浓度最简计算式例题例

5-2

计算25

℃

时0.10mol·L-1HAc溶液的pH。解：=5.6×103

>400，可以用最简公式进行计算。

溶液pH为：

一元弱酸HA在溶液中的解离程度常用解离度α表示。当，上式可改写为：又当时，将一元弱酸H3O+浓度最简计算式代入，得：解离度稀释定律：浓度越小，解离度越大解离度与Ka、

Kb解离度α表示弱电解质的解离程度，是转化率的一种形式，其值随浓度而变化。Ka(酸度常数)和Kb(碱度常数)作为弱电解质解离平衡的化学平衡常数，不受浓度影响。二者均可用来表示弱酸、弱碱的解离程度和相对强弱。例题例

5-3

计算25

℃

时0.10mol·L-1HAc溶液中

HAc的解离度。

解：25℃

时，由于{c(HAc)}·

，，HAc的解离度为：当，且时：当时：二、一元弱碱[OH-]的最简计算式同理，对于一元弱碱水溶液:一元弱碱OH-浓度近似计算式一元弱碱OH-浓度最简计算式例题

解：且，可利用最简公式计算。溶液的pH为：例

5-4

计算0.010mol·L-1NH3溶液的pH，已知25

℃

时Kb(NH3)=

1.8×10-5。三、多元弱酸溶液H3O+

浓度的计算

二元弱酸

H2A

在水溶液中存在下列质子转移平衡：平衡时，碱得到的质子数等于酸失去的质子数：在二元弱酸H2A溶液中，存在下列质子转移平衡：根据质子平衡，则有：得质子←基准物质→失质子2H+三、多元弱酸溶液H3O+

浓度的计算当时，忽略水的解离，得：此时二元弱酸可按一元弱酸处理。,即忽略二级解离，若三、多元弱酸溶液H3O+

浓度的计算对于上式可进一步简化为：三、多元弱酸溶液H3O+

浓度的计算二元弱酸H2A

的一级解离为：其平衡常数(式5-10)忽略二级解离，计算，得：三、多元弱酸溶液H3O+

浓度的计算二元弱酸的H3O+

浓度近似计算式(式5-10)对于又当{c(H2A)}/>400

，三、多元弱酸溶液H3O+

浓度的计算二元弱酸的H3O+

浓度最简计算式则：即(式5-10)对于

计算三元弱酸H3A溶液中H3O+浓度时，由于远大于，通常可忽略其第三步解离产生的H3O+，按二元弱酸处理。例题三、多元弱酸溶液H3O+

浓度的计算例5-5

计算25℃时0.10mol·L-1H3PO4溶液的pH。已知Ka1(H3PO4)=6.7×10-3，Ka2(H3PO4)

=6.2×10-8，Ka3(H3PO4)=4.5×10-13。解：

。可以忽略H2O的解离和H3PO4的第二级解离和第三级解离。但{c(H3PO4)}/

，可利用近似公式计算。；；

溶液的pH为：四、多元弱碱溶液OH-

浓度的计算

同理，当时，可以忽略水的解离；当时，可以忽略多元弱碱的第二级解离。

相对浓度的近似计算公式为：

在满足上述两个条件的情况下，如果又能满足例题，上式可进一步简化为：近似式最简式

解：的第一级标准解离常数和第二级标准解离常数分别为：例

5-6已知25℃时(H2C2O4)=5.4×10-2，(H2C2O4)

=

5.4×10-5。计算

0.10mol·L-1Na2C2O4溶液的pH。由于；>40

；。可以用最简公式进行计算。溶液的pH为：两性物质（如H2PO4-、HPO42-）稀水溶液的电离平衡及酸碱度的计算分为以下两种情况：①多元弱酸的酸式盐溶液②

弱酸弱碱盐和两性化合物溶液五、两性物质H3O+浓度计算

二元弱酸的酸式盐NaHA在溶液中完全解离：

溶液中存在下列质子转移平衡：（一）多元弱酸的酸式盐溶液五、两性物质H3O+浓度计算碱得到的质子数等于酸失去的质子数：在

NaHA溶液中，存在下列质子转移平衡：根据质子平衡，则有：得质子←基准物质→失质子（一）多元弱酸的酸式盐溶液五、两性物质H3O+浓度计算（一）多元弱酸的酸式盐溶液五、两性物质H3O+浓度计算利用H2A、HA-、H2O的解离常数，写出这三种物质的浓度计算式，代入上式得：整理得：对于（一）多元弱酸的酸式盐溶液五、两性物质H3O+浓度计算（一）多元弱酸的酸式盐溶液∵HA-给出质子或得到质子得能力都很小，可近似认为。代入上式得：五、两性物质H3O+浓度计算(式5-15)(式5-16)计算近似式例题当则上式可简化为：，，（一）多元弱酸的酸式盐溶液五、两性物质H3O+浓度计算计算最简式(式5-17)例

5-7

已知25℃时，(H3PO4)=6.2×10-8，

(H3PO4)

=

4.5×10-13。计算0.10mol·L-1Na2HPO4溶液的pH。

解：由于，则：溶液中H3O+相对平衡浓度为：溶液的pH为：弱酸弱碱盐NH4Ac在溶液中存在下列质子转移反应：碱所得的质子数等于酸失去的质子数：五、两性物质H3O+浓度计算（二）弱酸弱碱盐溶液弱酸弱碱盐NH4Ac在溶液中存在下列质子转移反应：根据质子平衡，则有：得质子←基准物质→失质子五、两性物质H3O+浓度计算（二）弱酸弱碱盐溶液利用HAc、NH3、OH-的解离常数，写出这三种物质的浓度计算式，代入上式得：五、两性物质H3O+浓度计算（二）弱酸弱碱盐溶液对于计算得：五、两性物质H3O+浓度计算（二）弱酸弱碱盐溶液计算得：

∵NH4+给出质子或Ac_得到质子的能力都很小，可近似认为，则上式可改写为：(式5-19)计算近似式当，时，可简化为：对于。例题五、两性物质H3O+浓度计算（二）弱酸弱碱盐溶液计算最简式例

5-825℃时，(HCN)=5.8×10-10，=5.6×10-10。计算0.10mol·L-1NH4CN溶液的pH。

解：，且{c(CN-)}

，可利用最简公式计算。

H3O+相对平衡浓度为：溶液pH为：在水溶液中的解离：Ka2五、两性物质H3O+浓度计算（三）氨基酸溶液氨基酸是一种两性物质：（两性离子）内盐Ka1偶极离子例题例

5-9

计算0.10mol·L-1氨基乙酸溶液的pH。已知完全质子化的氨基乙酸的，。解：，。

H3O+相对平衡浓度为：溶液pH为：六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算在HCl和弱酸HA组成的混合溶液中，H3O+

来自HCl的解离和HA、H2O的部分解离：

由于溶液显酸性，可忽略水的解离，即：（一）一元强酸与一元弱酸的混合溶液根据HA的解离常数，写出A_的浓度计算式，代入上式得：在HCl和弱酸HA组成的混合溶液中，存在下列质子转移平衡：根据质子平衡，则有：得质子←基准物质→失质子六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算（一）一元强酸与一元弱酸的混合溶液六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算一元弱酸HA的解离：（一）一元强酸与一元弱酸的混合溶液代入上式，得：解得：对于：六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算（一）一元强酸与一元弱酸的混合溶液(式5-23)计算近似式1整理得：例题

如果

{c(HCl)}>20，则{ceq(H3O+)}-当时，即c(HCl)>20ceq(A-),六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算（一）一元强酸与一元弱酸的混合溶液计算最简式计算近似式2则：则：(式5-24)(式5-25)例

5-1025℃时，。计算0.10

mol·L-1

HF

和

0.020mol·L-1HCl

混合溶液的

pH。

解：c(HCl)>20，混合溶液中氢离子的相对浓度为：溶液的pH为：，H2SO4是一种二元酸，它在水溶液中的解离是分两步进行的，第一步完全解离，而第二步是部分解离。H2SO4溶液可以看作是一元强酸和一元弱酸组成的混合溶液。H2SO4溶液的氢离子相对浓度的计算公式为：例题（一）一元强酸与一元弱酸的混合溶液六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算(式5-26)例

5-1125℃时，。计算0.010mol·L-1H2SO4

溶液的pH。

解：H2SO4

溶液中氢离子的相对浓度为：H2SO4

溶液的pH为：一元弱酸HA和HB的混合溶液中：（二）两种一元弱酸的混合溶液由于混合溶液呈酸性，通常可忽略水的解离，上式可简化为：根据HA和HB的解离平衡，由上式得：六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算求解一元弱酸HA和HB的混合溶液中，存在下列质子转移平衡：根据质子平衡，则有：得质子←基准物质→失质子六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算（一）一元强酸与一元弱酸的混合溶液解得:当HA和HB都较弱时，近似认为ceq(HA)≈c(HA)，ceq(HB)≈c(HB)。代入上式得：例题（二）两种一元弱酸的混合溶液六、混合酸溶液中

H3O+浓度的计算计算近似式计算最简式(式5-27)例

5-12

已知25℃时，，

=1.8×10-5。计算0.10mol·L-1HF和0.20mol·L-1HAc混合溶液的pH。解：混合溶液的氢离子相对浓度为：混合溶液的pH为：酸碱电离平衡的移动影响酸碱电离平衡的移动的因素有：①同离子效应②盐效应同离子效应(commonioneffect)

在弱电解质溶液中，加入含有相同离子强电解质，使弱电解质解离度降低的现象。同理，加入HCl，也将使HAc的电离度减小。

如

HAcH++Ac-[Ac-]↑

平衡←

HAc↓

NaAc→

Na++Ac-例题解：混合溶液中HAc和Ac-

的浓度都很大，远大于H3O+或OH-

的浓度，可近似认为：例

5-13

在

0.10mol·L-1HAc

溶液中，加入NaAc晶体，使NaAc的浓度为0.10mol·L-1。计算溶液中的H3O+浓度和

HAc的解离度。并与

0.10mol·L-1HAc

溶液的H3O+浓度和HAc的解离度进行比较。溶液中H3O＋相对浓度为：

0.10mol·L-1

NaAc存在下，HAc的解离度为：

0.10mol·L-1HAc

溶液中ceq(H3O＋)＝1.3×10-3mol·L-1，解离度为1.3%，是此混合溶液的72倍。若往弱电解质溶液中加入与该弱电解质无共同离子的强电解质，将使其电离平衡向电离方向移动，从而增大弱电解质电离度

。该现象称为盐效应。如1L

0.10HAc溶液中加入0.10molNaCl固体（忽略前后体积变化），则有：盐效应外加的大量离子增大溶液的离子强度I，降低了弱电解质离子重新结合成分子的几率，表现为溶液中各离子活度的改变，从而推动电离平衡向电离方向移动.盐效应理解盐效应须注意：①盐效应对弱电解质电离平衡影响比同离子效应小，在计算中常忽略；②弱电解质溶液中加入有共同离子的强电解质，产生同离子效应的同时，一样产生盐效应，在计算中后者常忽略；盐效应①0.10mol·L-1HAc溶液②1L0.10mol·L-1HAc溶液中加入0.10molNaAc固体③1L0.10mol·L-1HAc溶液中加入0.10molNaCl固体不同情况弱酸电离度比较许多化学反应（特别是生物体内的化学反应），都要求在适宜而稳定的pH条件下进行。如何控制并保持溶液的酸碱度稳定，成为十分重要的问题提出。人体血浆正常pH范围：7.35～7.45。超出此范围，人体发生的酸中毒（pH＜7.0）和碱中毒（pH＞7.8）将是致命的。。第四节缓冲溶液一、缓冲溶液的组成及作用原理二、缓冲溶液的pH值计算三、缓冲容量和缓冲范围四、缓冲溶液的选择和配制第四节缓冲溶液缓冲溶液的组成

先看以下实验——在1L

0.10mol/L

NaCl溶液、1L

0.10mol/L

HAc与0.10mol/L

NaAc混合溶液中滴加酸碱，溶液pH的变化为：溶液NaClHAc－NaAc起始值7.04.75加入0.01mol盐酸2.04.66加入0.01molNaOH12.04.84

能抵抗外加的少量的酸碱或稀释，使溶液pH值无明显变化的作用称为缓冲作用(bufferaction)；具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液(buffersolution)。如：HAc–NaAc混合液组成：HAc–共轭酸

NaAc

–共轭碱缓冲对（系）(buffersystem/pair)缓冲溶液的组成缓冲溶液pKapH值范围HAc-NaAc4.753.6~5.6NH4Cl-NH3·H2O9.258.3~10.3H2CO3-NaHCO36.355.2~7.4KH2PO4-K2HPO47.205.9~8.0H3BO3-Na2B4O79.27.2~9.2弱酸与弱酸盐；弱碱与弱碱盐；多元弱酸盐及次级盐常见的缓冲溶液H3PO4—Na3PO4是否构成缓冲溶液？非缓冲溶液Question缓冲溶液的组成H3PO4与NaOH能否组成缓冲对？NaH2PO4NaH2PO4～H3PO4Question缓冲溶液的组成H3PO4+NaOH=NaH2PO4+H2ONa2HPO4～NaH2PO4Na2HPO4H3PO4与NaOH能否组成缓冲对？Question缓冲溶液的组成2H3PO4+3NaOH=NaH2PO4+Na2HPO4+3H2OH3PO4+2NaOH=Na2HPO4+2H2OH3PO4与NaOH能否组成缓冲对？Question缓冲溶液的组成Na2HPO4～Na3PO4Na3PO42H3PO4+3NaOH=Na2HPO4+Na3PO4+5H2OH3PO4+3NaOH=Na3PO4+3H2O一般采用如下方法组成缓冲液:弱酸（碱）（过量）+强碱（酸）例如：HAc（过量）+NaOHNH3·H2O（过量）+HCl缓冲溶液的组成缓冲溶液中的缓冲对是一对共轭酸碱对，在水溶液中存在以下质子转移平衡：当溶液中[H3O+]少量增加，平衡向左移动，从而达新平衡时[H3O+]无明显变化；当溶液[H3O+]少量减少，平衡向右移动，使溶液达新平衡时[H3O+]无明显变化。缓冲溶液的作用原理外加适量酸(H＋)，平衡向左移动如：HAc-NaAcHAc

H+

+

Ac-

大量极小量大量外加适量碱(OH-)，平衡向右移动NaAc——抗酸成分

HAc——抗碱成分

所以，缓冲作用是在有足量缓冲对的溶液中，通过共轭酸碱对间的质子转移平衡移动来实现的。缓冲溶液的作用原理

注意：上述质子转移平衡书写上类似弱电解质的电离平衡。但电离平衡中的共轭碱全部来自弱酸自身的解离，浓度较低。这里则是在配制时人为加入的，浓度较大。缓冲溶液的作用原理

在HA–A-缓冲溶液中，存在下列质子转移平衡：缓冲溶液pH值的计算

溶液的H3O+来自HA和H2O的部分解离，由H2O

解离产生的

H3O+

浓度等于

OH-浓度，而由

HA解离产生的H3O+浓度为ceq(H3O+)-ceq(OH-)。即：

在HA–A-

缓冲溶液中：由上式得：缓冲溶液pH值的计算精确计算式最简计算式

∵缓冲溶液中c(HA)和c(A-)都比较大：缓冲溶液pH计算的近似处理该最简计算式在以下三点作了近似处理：①忽略水的电离；②忽略离子强度的影响，以c代替a；③

忽略弱酸的电离对平衡浓度的影响，即[弱酸]≈c弱酸；近似处理使计算pH值与实际pH值有偏差取负常用对数：例题缓冲溶液pH值的计算cb/ca

称为缓冲比(若：cb=ca)或：或：常改写成如下通式：最简计算式近似处理使计算pH值与实际pH值有偏差例

5-1425℃

时，，在

1.0LHAc

-

NaAc缓冲溶液中含有0.10molHAc和0.20molNaAc。（1）计算此缓冲溶液的pH；（2）向100mL该缓冲溶液加入

10

mL

0.10

mol·L-1HCl溶液后，计算缓冲溶液的pH；（3）向100mL该缓冲溶液加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶液后，计算缓冲溶液的pH；（4）向100mL该缓冲溶液加入

1L

水稀释后，计算缓冲溶液的pH。

解:（1）缓冲溶液的pH为：（2）加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，HAc和Ac-

的浓度分别为：

缓冲溶液的pH为：加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，缓冲溶液的pH由

5.05降为

4.98，仅减小了

0.07，表明缓冲溶液具有抵抗少量强酸的能力。

（3）HAc和Ac-

的浓度分别为：缓冲溶液的pH为：

加入10mL

0.10mol·L-1NaOH溶液后，溶液pH由5.05升高到5.11，仅增大了0.06，表明缓冲溶液具有抵抗少量强碱的能力。（4）加水稀释后，HAc和Ac-的浓度分别为：

缓冲溶液的pH为：加入1L水稀释后，溶液的pH未发生变化，表明缓冲溶液具有抗稀释的作用。多元酸酸式盐及其次级盐的缓冲系pH计算？H3PO4—NaH2PO4NaH2PO4—Na2HPO4Na2HPO4—Na3PO4Question缓冲溶液pH值的计算①缓冲溶液pH值主要取决于弱酸的电离常数Ka；②pH变化是因为缓冲比（）的改变引起。缓冲溶液pH值的计算解释：缓冲溶液稍加稀释而pH保持不变从可看出缓冲溶液pH值计算最简式：从上式可知：缓冲容量和缓冲范围（一）缓冲容量(buffercapacity)0.1mol·L-1HAc0.1mol·L-1NaAc1.0molNaOH0.01mol·L-1HAc0.01mol·L-1NaAc1.0molNaOH例题（一）缓冲容量(buffercapacity)

缓冲容量和缓冲范围

计算公式：

定义为：

用来衡量缓冲能力的物理量，数值上等于使单位体积(1L或1ml)的缓冲溶液的pH值改变一个单位时，所需外加一元强酸或一元强碱的物质的量(mol或mmol)。单位：mol/L·pH或mmol/L·pH

例

5-15

计算下列缓冲溶液的缓冲容量：（1）0.10mol·L-1HAc-0.10mol·L-1NaAc溶液；（2）0.010mol·L-1HAc-0.010mol·L-1NaAc溶液。解：两种缓冲溶液的缓冲比均为

1。(2)(1)1.同一共轭酸碱对组成的缓冲溶液，总浓度越大，其缓冲容量越大。（一）缓冲容量(buffercapacity)

缓冲容量和缓冲范围由上式可知：2.同一共轭酸碱对组成的缓冲溶液，总浓度相同时，缓冲比越接近1，其缓冲容量越大。（一）缓冲容量(buffercapacity)

缓冲容量和缓冲范围由上式可知：

通常把缓冲比为1时的缓冲容量称为最大缓冲容量，用符号βmax

表示：（一）缓冲容量(buffercapacity)缓冲容量和缓冲范围例题

例

5-16

计算下列缓冲溶液的缓冲容量：（1）0.10mol·L-1HAc-0.10mol·L-1NaAc溶液；（2）0.15mol·L-1HAc-0.050mol·L-1NaAc溶液；（3）0.020mol·L-1HAc-0.18mol·L-1NaAc溶液。（1）缓冲比和缓冲容量分别为：解：三种缓冲溶液的总浓度均为0.20mol·L-1。

（2）缓冲比和缓冲容量分别为：（3）缓冲比和缓冲容量分别为：（二）缓冲范围

只有当缓冲比在

0.1~10

范围内，缓冲溶液才能发挥缓冲作用。通常把缓冲溶液能发挥缓冲作用的pH范围称为缓冲范围。

HA-A-缓冲溶液的缓冲范围为：缓冲容量和缓冲范围（二）缓冲范围缓冲容量和缓冲范围实际中我们需要配缓冲溶液,一般分四步:1.选择缓冲对缓冲溶液的选择与配制2.确定总浓度0.05～0.2mol/L3.计算缓冲比4.校正例题例:欲配pH=4.5缓冲溶液,可选择(B)缓冲溶液的选择与配制

解：所选择的缓冲对中弱酸的应在

4

~

6之间，HAc的，因此可选择HAc

-

NaAc缓冲对。若需0.10mol·L-1HAc溶液的体积为V(HAc),需

0.10

mol·L-1

NaAc

溶液的体积为

100

mL-V(HAc)。

例

5-17

用浓度均为0.10mol·L-1的弱酸和其共轭碱溶液配制100mLpH为5.00的缓冲溶液。代入数据得：所需NaAc溶液的体积为：

将35.5mL0.10mol·L-1HAc溶液与64.5mL0.10mol·L-1NaAc溶液混合，可配制成

100mL

pH

为

5.00的缓冲溶液。酸度计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。例题标准缓冲溶液例题

根据Henderson-Hasselbaleh方程式配制的缓冲溶液的pH是近似的。为了能准确而又方便地配制所需pH的缓冲溶液，科学家们经过精密细致的研究，制订了许多配制准确pH缓冲溶液的配方，根据这些现成的配方进行配制，就可得到所需pH的缓冲溶液。缓冲溶液的选择与配制例如：

适用于生理学要求的缓冲溶液pH在6～9之间，缓冲物质不应参与或影响生化反应。

基本上符合生理、生化要求的缓冲系是三(羟甲基)甲胺及其盐酸盐。符号:Tris－Tris·HCl

缓冲溶液在医学上的意义Tris和Tris·HCl分别为三(羟甲基)甲胺及其盐酸盐的符号，化学式分别为(HOCH2)3CNH2和

(HOCH2)3CNH2·HCl。在Tris缓冲溶液中加入NaCl是为了调节离子强度至0.16，使其溶液与生理盐水等渗。缓冲溶液在医学上的意义常用缓冲系：PBS(H2PO4--HPO42-)缓冲溶液在医学上的意义细胞培养的缓冲系统pH在7.2-7.4缓冲体系：NaHCO3-CO2培养箱：5%CO2，培养液：1.97g/LNaHCO3指示剂：酚红，酸性培养液呈橙黄色，碱性培养液呈深红色。分子克隆常用缓冲液TE:10mmol/LTris.Cl+1mmol/LEDTASTE(或称TEN):10mmol/LTris.Cl(pH8.0)1mmol/LEDTA(pH8.0)0.1mol/LNaClSTET:10mmol/LTris·Cl(pH8.0)1mmol/LEDTA(pH8.0)0.1mol/LNaCl5%TritonX-100TNT:10mmol/LTris·Cl(pH8.0)150mmol/LNaCl0.05%Tween20

常用的电泳缓冲液Tris-乙酸(TAE)：0.04mol/LTris-乙酸+0.001mol/LEDTATris-磷酸(TPE)：0.09mol/LTris-磷酸+0.002mol/LEDTATris-硼酸(TBE)：0.045mol/LTris-硼酸+0.001mol/LEDTA碱性缓冲液：50mmol/LNaOH+1mmol/LEDTATris-甘氨酸：25mmol/LTris+250mmol/L甘氨酸+0.1%SDS

人体内各种体液都有一定的较稳定的pH范围，超出正常范围太大,可能引起机体内许多功能失调。缓冲溶液在医学上的意义(acidosis)(alkalosis)如：人的血液pH值保持在7.35～

7.45的范围内

在生命活动过程中，会不断地产生酸性物质，如碳酸、乳酸等；也会不断地产生碱性物质，如HCO3-、HPO42-等。另外，人们摄取的食物中也有相当数量的酸性或碱性物质。尽管如此．健康人的血液的pH值总是保持在7.35～

7.45的范围内，且不会发生显著的改变。缓冲溶液在医学上的意义血浆中：H2CO3-HCO3-H2PO4--HPO42-HnP-Hn-1P-缓冲溶液在医学上的意义血液中的缓冲系红细胞中:H2b-Hb-(血红蛋白)H2bO2-HbO2-(氧合血红蛋白)H2CO3-HCO3-H2PO4--HPO42-1.血液pH维持7.35～7.45原因缓冲溶液在医学上的意义H+的增加：加快呼吸排出多余的CO2，延长肾中CO3-的停留时间。OH-的增加：降低肺部CO2的排出量，缩短肾中HCO3-的停留时间。2.红细胞中的缓冲液H2b～Hb-、HHbO2～HbO2-输送O2，排出CO2；血液中肺中缓冲溶液在医学上的意义★质子酸碱的定义、共轭酸碱对、酸碱的强弱小结1.酸碱质子理论★一元弱酸、弱碱计算（最简式）★同离子效应、盐效应小结★缓冲溶液的概念、组成、缓冲作用机制★缓冲溶液pH的计算（最简式）★缓冲容量、缓冲范围影响缓冲容量的因素：C总、缓冲比2.缓冲溶液作业P125—126

2、15、18、20思考题：5、6、7、15参考书1.《基础医学化学(第四版)》赵钦云南科技出版社2.《分析化学(第三版)》武汉大学高等教育出版社3.《无机化学(上)》孟庆珍北京师范大学出版社4.《无机化学原理》王致勇清华大学出版社5.《无机化学(第一版)》章琦人民卫生出版社6.《无机化学(第二版)》王夔人民卫生出版社课堂练习1.根据酸碱质子理论，下列质子碱在水溶液中碱性最强的是()。答案：C(A)NO3-(B)SO42-

(C)CO32-(D)Cl-课堂练习1.已知一元弱酸HB的浓度为c(HB)，溶液中HB，H3O+和B-

之和为αc(HB)，则HB的解离度为