第五章 酸碱平衡幻灯片

第五章酸碱平衡1第五章酸碱平衡教材：§5-1---§5-4主要内容第五章酸碱平衡2本章主要内容酸碱理论电离理论质子理论---共轭酸碱对电子理论酸碱离解平衡及其水溶液酸度计算一元弱酸、弱减多元弱酸、弱减离解平衡常数影响酸碱离解平衡的因素：稀释、同离子效应、盐效应两性物质缓冲溶液缓冲溶液的构成缓冲溶液pH计算缓冲溶液配制—缓冲容量*指示剂及其选择(用量、温度、颜色变化方向)软硬酸碱第五章酸碱平衡3本章学习要求：1、了解近代酸碱理论的基本概念；2、熟悉弱电解质解离平衡的计算，3、掌握缓冲溶液的原理和计算；第五章酸碱平衡4

第五章酸碱平衡（环科生态）本章作业P149口头：思考题：1、2、5、6、7；习题：1、2、3、8书面：5、6、9、15有关配合物习题放在后面一章第五章酸碱平衡5§5-1酸碱质子理论酸碱概念的发展历史：人们对酸碱的认识经历了很长一段历史,直到19世纪80年代,瑞典化学家阿伦尼乌斯创立电离学说后，酸碱的划分才具有科学的意义。第五章酸碱平衡6酸碱的电离理论：

1884年，瑞典化学家阿伦尼乌斯创立电离学说后，酸碱理论进一步得到完善。化学家从此规定电解质电离时所产生的阳离子全部是氢离子的化合物叫酸，电离时所生成的阴离子全部是氢氧根离子的叫碱。但它把酸和碱局限于水溶液中.第五章酸碱平衡7一、酸碱质子理论1、酸碱的定义

1923年丹麦化学家布朗斯特（J.N.Bronsteel，

1879—1947）和英国化学家劳瑞（T.M.Lowry，

1874—1936）提出酸碱质子理论：

凡能给出H+的物质(分子或离子)为酸，凡能接受H+的物质(分子或离子)为碱。第五章酸碱平衡8

酸=碱+质子(H+)中性分子HClCl-H+正离子[Al(OH2)6]3+[Al(OH)(OH2)5]2+

负离子H2PO4-HPO42-

酸和其释放质子后的相应的碱构成共轭酸碱对。第五章酸碱平衡9这个理论的优点是：(1)扩大了酸碱的范围，酸(碱)可以是中性分子、正离子或负离子，且把中和、解离、水解等反应都概括为质子传递反应；(2)不硬性规定哪一个物质是酸或碱，而要看物质在反应中所起的作用才能判定(或取决于与之反应的酸或碱的强弱)，同一物质在不同反应中可以有不同的身份，如HSO4-，NH3；(3)这一理论可用于非水体系或无水条件，如无水醋酸跟氨气的反应；第五章酸碱平衡10

酸碱质子理论所定义酸碱的区别仅在于对质子的亲和力不同。缺点：其适用范围只限于含氢的物质，对一些明显具有酸性的氧化物，如三氧化硫、二氧化硅、二氧化碳等，由于不含氢，就不能纳入酸的范围。

第五章酸碱平衡112.酸碱反应（实质是质子传递反应）实际的酸碱反应是在两个共轭酸碱对之间进行的。强酸的电离：HCl(酸1)+H2O(碱2)→H3O+(酸2)+Cl-(碱1)弱酸的解离：HAc(酸1)+H2O(碱2)H3O+(酸2)+Ac-(碱1)弱碱的解离：H2O(酸1)+NH3(碱2)↔NH4+

(酸2)+OH-

(碱1)中和反应：H3O+(酸1)+OH-(碱2)→H2O(酸2)+H2O(碱1)第五章酸碱平衡12弱酸盐的水解：H2O(酸1)+Ac-(碱2)HAc(酸2)+OH-(碱1)弱碱盐的水解：NH4+

(酸1)+H2O(碱2)H3O+(酸2)+NH3(碱1)如果水中有比H3O+

更强的酸，则必有：HA+H2OH3O++A-

。因此在水中能存在的最强的质子酸是H3O+

。同理：在水中OH-

是最强的质子碱。第五章酸碱平衡133.共轭酸碱对的常数间的关系HAc在水中：HAc+H2OH3O++Ac-Ka其共轭碱Ac-

在水中：a-acidb-baseAc-+H2OHAc+OH-Kb°°第五章酸碱平衡14*二、酸碱的电子理论1.定义：（路易斯Lewis）

1932年美国化学家路易斯（G.N.Lewis，1875—1946）提出更广泛的酸碱电子理论。一切能接受电子对的物质叫酸，一切能给出电子对的物质叫碱。一切有电子空轨道的物质都是酸，一切有未共用电子对的物质都是碱。第五章酸碱平衡15优点：摆脱了体系必须具有某种离子或元素和溶液的限制，而立足于物质的普遍组分，以电子的授受关系来说明酸碱的反应，较为全面，称为路易斯酸(碱)或者广义的酸(碱)。缺点：由于适应面极广，显得酸碱的特征不明显。第五章酸碱平衡16*三、软硬酸碱（HSAB）规则---自学1963年R.Pearson提出软硬酸碱规则：硬亲硬，软亲软。[注]1.该规则基本上是经验的，比较粗糙，不能符合所有实际情况。但不失为一个有用的简单规律.2.硬和软并不等同于强和弱。酸碱的硬软分类也不是绝对的。第五章酸碱平衡17例1：配合物的中心原子是酸（一般是金属离子），配体是碱。

[Cd(CN)4]2-:软-软β4=8.3×1017[Cd(NH3)4]2+:软-硬β4=3.63×106第五章酸碱平衡18硬酸电荷数较大、半径较小、外层电子被原子核束缚得较紧，因而不容易变形(极化率小）的阳离子，如Al3+，Fe3+，H+

等。软酸电荷数较少，半径较大，外层电子被原子核束缚得比较轻松因而容易变形的阳离子（如有易激发的d电子），如Cu+，Ag+，Cd2+，Hg2+

等。交界酸界于硬酸和软酸之间的酸称为交界酸，如Zn2+，Pb2+硬碱电负性大（吸引电子能力强）、半径小，难氧化（不易失去电子），不易变形（难被极化）的原子，以这类原子为配位原子的碱称为硬碱，如N，O，F等。软碱电负性小（吸引电子能力弱），半径较大，易被氧化（易失去电子），容易变形（易被极化）的原子,如I-，SCN-，S2-

等，以这类原子为配位原子的碱称为软碱。交界碱界于硬碱和软碱之间的碱叫做交界碱，如Cl-，Br-第五章酸碱平衡19软硬酸碱的分类第五章酸碱平衡20金属离子硬度逐渐减小，易键合原子也明显地由硬碱O逐渐趋于软碱S。第五章酸碱平衡21

§

5-2，5-3

影响酸碱平衡的因素酸碱平衡是化学平衡的一种，动态平衡，条件改变，平衡被破坏。影响酸碱平衡的因素有：稀释，同离子效应和盐效应，酸效应.电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的物质。非电解质：不能导电的物质。电解质的水溶液都能导电，但导电能力相差很大：强电解质在水溶液中全部离解或近乎全部离解；弱电解质：在水溶液中只有一小部分离解。第五章酸碱平衡22理论上讲：强电解质在水中完全电离，α=1；弱电解质则部分解离，α<<1解离度：第五章酸碱平衡23一、弱酸弱碱的解离平衡

对于任一一元弱酸或弱碱，在一定温度下，解离平衡时：

一元弱酸HB一元弱碱MOH解离平衡式：HBH++B-MOHM++OH-解离常数：标准浓度(C0:起始浓度)第五章酸碱平衡24[注]①Ka°和Kb°与电解质溶液的浓度无关。②同温度、同类型的弱电解质间可用Ka°来比较彼此解离度或酸强度的大小，

一般把Ka°<10-2

的酸称为弱酸。③水溶液中H+

以水合离子H3O+

形式存在，一般简写作H+④pK°表示解离常数K°的负对数，即pK°=-lgK°pHpM第五章酸碱平衡25酸的浓度c：又称为酸的分析浓度，包括未解离的酸的浓度和已解离的酸的浓度。c为总浓度

酸的强度Ka：指因解离度不同而有强酸和弱酸之分。酸度c(H+)：指溶液中的氢离子浓度。

如对于一元弱酸HB，在一定温度下，离解反应达到平衡时：第五章酸碱平衡26

HBH++B-

起始浓度：c00平衡浓度：c-cαcαcα近似有：1-α≈1则有：第五章酸碱平衡27常简写为：第五章酸碱平衡28弱电解质解离常数和解离度的关系——稀释定律

溶液的解离度α与其浓度的平方根成反比，即浓度越稀，解离度越大；解离度α还与解离常数的平方根成正比。

溶液越稀，解离度越大，对于弱酸溶液中的H+浓度越大？对于解离度α来说，C与是一对矛盾体第五章酸碱平衡29[注]①当时，可用上式进行近似计算；若时，要用精确计算法(解方程或逐步逼近法)；②一元弱碱类似有：③α和都可用来表示酸碱的强弱，但α随c而变，而不随c而变；④在同离子效应体系中，不能应用上式。

第五章酸碱平衡30第五章酸碱平衡31计算0.010mol•L-1的HAc中的c(H+)解：c/c°:Ka°=0.010/1:1.76×10-5=555>380

可以用最简式：第五章酸碱平衡32如果不满足使用最简式的条件，就要解方程：

HBH++B-

起始浓度：c00平衡浓度：c–[H+][H+][H+]

第五章酸碱平衡33二、多元弱酸的解离平衡多元酸：在水溶液中一个分子能解离出一个以上H+

的弱酸。多元酸的解离是分步进行的，每一步解离都有一个解离常数。第五章酸碱平衡34例如：H2CO3

H++HCO3-Ka1°=[H+][HCO3-]/[H2CO3]=4.3×10-7

HCO3-

↔H++CO32-

Ka2°=[H+][CO32-]/[HCO3-]=5.6×10-11

溶液中存在H2CO3

，HCO3-

，CO32-

，

H+

，OH-第五章酸碱平衡35[注]①一般情况下，二元酸的一级解离常数要远远大于二级解离常数。Ka1>>Ka2②[H+]和[HCO3-]表示溶液中总的[H+]和[HCO3-]

的浓度。③由于Ka1>>Ka2

，所以第一步解离出来的[H+]大大超过第二步解离出来的[H+]；并且由于同离子效应，第一步解离出来的H+抑制了第二步HCO3-

解离H+。因此溶液中的[H+]可按第一步解离来算，并且[H+]≈[HCO3-]

°°°°第五章酸碱平衡36④二元弱酸的二价阴离子浓度如[CO32-]数值上近似等于二级解离常数，与弱酸的浓度关系不大；但一价阴离子浓度和[H+]受弱酸的浓度影响较大。Ka2°=[H+][CO32-]/[HCO3-]=5.6×10-11第五章酸碱平衡37例如：常温常压下H2S气体在水中的饱和浓度为

0.10mol•L-1H2SH++HS-

HS-H++S2-平衡时：0.10xxKa1=[H+][HS-]/[H2S]Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=x2/0.10=[S2-]=1.3×10-7=7.1×10-15

∴[H+]=[HS-]=1.14×10-4mol•L-1

[S2-]

=7.1×10-15mol•L-1[H2S]=0.10mol•L-1°°第五章酸碱平衡38例：在0.10mol•L-1的HCl中通入H2S至饱和，求[S2-]解：HCl在水中完全电离，则有[H+]=0.10mol•L-1

H2S2H++S2-

平衡时：0.100.10xK=[H+]2[S2-]/[H2S]=0.102×[S2-]/0.10=[S2-]×0.10=Ka1×Ka2=(1.3×10-7)×(7.1×10-15)=9.2×10-22∴[S2-]=9.2×10-21mol•L-1°°由于溶液中[H+]的增加，使得[S2-]从10-15降为10-21°第五章酸碱平衡39三、溶液的酸碱性1.水的解离和pH标度纯水是极弱的电解质，只发生极少部分的微弱解离：

H2O+H2OH3O++OH-简写为：H2O↔H++OH-ΔH=57.4kJ•mol-1水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]=(1.0×10-7)(1.0×10-7)=1.0×10-14

（295K)°°第五章酸碱平衡40意义：在一定温度下，水中的H+浓度与OH-

浓度的乘积为一常数。水的解离是个吸热反应，温度升高，水的离子积增大，但随温度变化不明显(如333K时Kw=9.6×10-14)。因此普通温度下作一般计算时，可以认为水的离子积为1.0×10-14

°第五章酸碱平衡41强酸强碱的[H+]和[OH-]可用H+

或OH-

的物质的量浓度来表示。对于酸性或碱性很弱的溶液，通常用氢离子活度的负对数来表示，称为pH值。稀溶液中，可用氢离子浓度代替氢离子的活度：pH小写大写第五章酸碱平衡42同理可定义：常温下同一溶液中：

[H+][OH-]=1.0×10-14

-lg([H+][OH-])=-lg(1.0×10-14)=14{-lg[H+]}+{-lg[OH-]}=14得到：pH+pOH=14第五章酸碱平衡43酸性溶液：[H+]>[OH-]中性溶液：[H+]=[OH-]碱性溶液：[H+]<[OH-]不能把[H+]=1.0×10-7

认为是溶液中性的不变的标志：因为在非常温时中性溶液中的[H+]=[OH-]，但都不等于1.0×10-7mol•L-1第五章酸碱平衡44例：饱和H2S溶液中的[H+]=7.6×10-5mol•L-1，求此溶液的pH和pOH值。解：pH=-lg(7.6×10-5)=4.12pOH=14–4.12=9.88通常所使用的溶液的pH值范围在1~14，pH值为负值或大于14的不常用。浓度较大时直接用[H+]或[OH-]表示即可。第五章酸碱平衡45*2.盐类水溶液的酸碱性

酸和碱的中和反应可得到盐，大多数的盐溶液是酸性或碱性的：

0.1mol.L-1NaAcpH=8.9；

0.1mol.L-1NH4ClpH=5.2只有少数盐的溶液是中性的(NH4Ac，NaCl)。盐的水解：离子与水发生质子转移的反应。第五章酸碱平衡46(1)一元强碱弱酸盐的水解，如NaAcAc-+H2O

OH-+HAc起始浓度：c00平衡浓度：c-x≈cxx

一定温度下，生成的酸越弱(Kao越小)，盐溶液浓度越大，溶液的[OH-]越大;水解度

hydrolysis第五章酸碱平衡47(2)、一元强酸弱碱盐，如NH4ClNH4++H2ONH3•H2O+H+起始浓度：c00平衡浓度：c-x≈cxx

在一定温度下，生成碱越弱(Kbo

越小)

，盐浓度越大，则[H+]也越大;第五章酸碱平衡48[注]只有解离出的[H+]或[OH-]<5%c或c/Kh>380

的时候，才能使用上述公式进行近似计算。例：0.10mol•L-1NaAc溶液中cAc-

，cOH-，pH值。解：Kh=Kw/Ka=1.0×10-14/1.76×10-5=5.68×10-10

∵

c/Kh>380

近似计算

pH=14–(-lg7.5×10-6

)=8.87

[Ac-]=0.10–7.5×10-6≈0.10mol•L-1°°°°∴第五章酸碱平衡49例：0.10mol•L-1的NH4Cl的pH值解：

pH=5.13第五章酸碱平衡50(3)、一元弱酸弱碱盐（如NH4Ac）

NH4++Ac-+H2ONH3•H2O+HAc起始浓度：c0c000平衡浓度：c0–x1c0–x2x1x2第五章酸碱平衡51生成的酸和碱越弱，两者的乘积将更小，则水解常数越大，水解越剧烈。一元弱酸弱碱盐MB的pH值的计算推导：设将MB溶于水，起始浓度为c0，两个水解反应同时达到平衡：M++H2OM(OH)+H+（1）

B-+H2OHB+OH-（2）第五章酸碱平衡52有一个M(OH)生成，就产生一个H+；有一个HB生成，就产生一个OH-

去中和一个H+。因此：[H+]=[M(OH)]-[HB]第五章酸碱平衡53c0>>Ka，且Ka

很小时，近似有：[M+]=[B-]Ka+[B-]≈[B-]°°°弱酸弱碱盐溶液的[H+]与盐的浓度无关。一定温度下，如Ka=Kb

，溶液呈中性

Ka>Kb

，溶液呈酸性

Ka<Kb

，溶液呈碱性°°°°°°第五章酸碱平衡54例：计算0.1mol•L-1的NH4F溶液的pH值。解：第五章酸碱平衡55(4)、多元弱酸强碱盐的水解多元弱酸强碱盐是分级水解的。CO32-+H2O↔HCO3-+OH-

（1）HCO3-+H2O↔H2CO3+OH-

（2）水解常数：第五章酸碱平衡56因为Kh1>>Kh2，所以多元弱酸强碱盐的水解一般只考虑第一级水解，忽略第二级水解。°°第五章酸碱平衡57例：0.10mol•L-1Na2CO3

的pH值。解：则有：根据CO32-

的第一级水解平衡，[OH-]≈[HCO3-]；

[CO32-]=c-[OH-]≈c第五章酸碱平衡58*(5)、弱酸的酸式盐的水解如HCO3-

在水溶液中有两种变化：HCO3-

↔H++CO32-(离解)HCO3-+H2O↔H2CO3+OH-(水解)[H2CO3]可以代表[OH-]的生成浓度；被[H+]中和的[OH-]

可用[CO32-]代表，故体系中[OH-]可表示为：[OH-]=[H2CO3]-[CO32-]

第五章酸碱平衡59由于Ka2=5.6×10-11

，说明HCO3-

电离的程度很小

Kh2=2.4×10-8，说明HCO3-

的水解程度也很小因此：[HCO3-]≈c0

(弱酸的酸式盐浓度)当Ka2•c0>>Kw

时，Ka2•c0+Kw

≈Ka2•c0°°°°°°°第五章酸碱平衡60[注]NaHCO3

溶液的[H+]与其盐溶液浓度c0无直接关系，但公式推导过程中用到了c0

不能过小的条件。否则Ka2•c0>>Kw

不成立。°°°第五章酸碱平衡613.影响盐类水解的因素盐类的本性：若盐类水解后生成的酸或碱很弱，且难溶于水，则平衡就向着水解的方向移动，水解程度也越大。

Al2S3+6H2O↔2Al(OH)3(s)+3H2S(g)盐的浓度：盐的浓度越小，水解程度越大。

第五章酸碱平衡62温度：中和反应是放热反应，其逆反应即盐的水解就是吸热反应。加热可促使盐类水解。如热碱水（Na2CO3）去垢能力增强。同离子效应：在盐溶液中加入酸或碱，可降低水解程度。如FeCl3溶液中加稀HCl，增加溶液的H+

浓度，以抑制水解。第五章酸碱平衡63四、同离子效应和盐效应

在弱电解质溶液中加入和弱电解质含有相同离子(阳离子或阴离子)的强电解质后，使得弱电解质的解离平衡发生移动，降低了弱电解质解离度的现象称为同离子效应。(如HAc中加入NaAc)第五章酸碱平衡64

在弱电解质的溶液中加入不含相同离子的其他强电解质时，由于溶液中离子间的相互牵制作用增强，使得该弱电解质的解离度略有增加，称为盐效应。(如HAc中加入NaCl)

在发生同离子效应的同时，必伴随着盐效应。但同离子效应的影响大得多，一般可以忽略盐效应。第五章酸碱平衡65例：比较在1.0L纯0.10mol•L-1的HAc溶液中和加入

0.10mol固体NaAc以后，二者的解离度α和[H+]解：1)纯HAc中：C/C°:Ka°>380α=[H+]/C0=1.3×10-3/0.1=1.3×10-2第五章酸碱平衡66

2)加入固体NaAc以后，解离度α

减小：

CHAc=0.10mol·L-1；CAc-=0.10mol·L-1第五章酸碱平衡67HAc溶液中加入少量NaAc后，[H+]和α

比不加NaAc固体时降低74倍。在1.0L0.10mol·L-1的HAc溶液中加入0.10mol·L-1NaCl时，能使α从1.3×10-2增加为1.7×10-2，增加约1.3倍。

可见一般情况下，和同离子效应相比，盐效应的影响很小。第五章酸碱平衡681、定义及作用机理定义：缓冲溶液是一种能对抗外来少量的强酸或强碱而保持其pH值基本不发生改变(缓冲作用)的溶液。原理：同离子效应组成：弱酸及其弱酸盐或者弱碱及其弱碱盐，称为

缓冲对---共轭酸碱对。§5-4缓冲溶液第五章酸碱平衡69如HAc-NaAc缓冲体系：

HAc↔H++Ac-(1)NaAc→Na++Ac-(2)(2)式NaAc解离出的大量的Ac-

对(1)式HAc的解离平衡产生同离子效应。即在缓冲溶液体系中存在着大量的抗碱物质

HAc和抗酸物质

Ac-。第五章酸碱平衡70加入少量强酸时：缓冲溶液中大量的Ac-

与强酸解离出的H+

结合成HAc，使溶液中的[H+]几乎没有升高。Ac-

称为缓冲溶液的抗酸物质。加入少量强碱时：缓冲溶液中的H+

即与强碱解离出的OH-

结合成难解离的H2O，促使溶液中的HAc立即解离出H+

来补充消耗的H+

，使得溶液中的[H+]几乎没有降低。HAc称为缓冲溶液的抗碱物质

第五章酸碱平衡71

另外，稍加稀释时：[H+]降低的同时，[Ac-]也降低了，同离子效应减弱，促使了HAc解离度增加，所产生的H+

可维持溶液中的pH值基本不变。第五章酸碱平衡722、缓冲溶液的酸度

HAc↔H++Ac-(1)NaAc→Na++Ac-(2)则：

Ac-

同离子效应的影响，HAc的解离度很小，平衡时[HAc]近似等于其起始浓度，且[Ac-]可认为就是盐NaAc的浓度。第五章酸碱平衡73令：[HAc]=C酸

[Ac-]=C盐

Ca，Cs则：[H+]=Ka[HAc]/[Ac-]

=KaC酸

/C盐

°°同理，对于弱碱-弱碱盐组成的缓冲体系：Cb，Cs第五章酸碱平衡74[注]①缓冲溶液的pH值首先决定于Ka，所以首先要找与溶液所要控制pH值相当的弱酸

②其次决定于溶液中弱酸和弱酸盐的浓度之比。当C酸

/C盐从0.1变化到10时，可得到pH值在

pKa

±1之间的缓冲溶液。③缓冲溶液能抵抗稀释，因为稀释时虽然改变了缓冲对的浓度，但缓冲对浓度的比值不变，所以缓冲溶液的pH值不改变。°°第五章酸碱平衡75例:(1)求1.00mol•L-1

的NH3•H2O和1.00mol•L-1

的

NH4Cl组成的缓冲溶液的pH值。

(2)在上述50.0mL缓冲溶液中加入1.0mL1.00

mol•L-1NaOH后引起的pH值变化

(3)50.0mL纯水中加入同量的NaOH后引起的pH

值变化解:(1)pOH=pKb

+lg(c盐/c碱)=-lg(1.8×10-5)+lg(1.00/1.00)=4.74pH=14–4.74=9.26°第五章酸碱平衡76

(2)加入的1.0mL1.00mol•L-1NaOH

相当于在缓冲溶液中加入了0.001mol的OH-，将消耗0.001mol的

NH4+

，生成0.001mol的NH3•H2O。所以平衡时：

c盐(NH4+)=(1.00×0.050-0.001)/0.051mol•L-1c碱(NH3•H2O)=(1.00×0.050+0.001)/0.051mol•L-1

pOH=pKb

+lg(c盐/c碱)=-lg(1.8×10-5)+lg[(1.00×0.050-0.001)/0.051]/[(1.00×0.050+0.001)/0.051]=4.72

°°第五章酸碱平衡77

pH=14–4.72=9.28几乎没什么变化(3)同量的NaOH加入50.0mL纯水中，则：

[OH-]=0.001/0.051=0.020mol•L-1pOH=1.70pH=12.30

纯水的pH值改变了5.3个单位。第五章酸碱平衡78(4)假如NH3•H2O和NH4Cl的浓度为5.00mol•L-1

，加入同量的1.0mL1.00mol•L-1NaOH后引起的

pH值变化：pH=14–4.74=9.26第五章酸碱平衡793、缓冲溶液的配制原则：(1)缓冲溶液不与反应物或生成物发生副反应

(2)缓冲溶液中弱酸的pKa

或弱碱的pKb要尽可能和所需的pH值相近。

(3)具有较大的缓冲容量：°°缓冲容量越大，缓冲溶液的缓冲作用越明显。第五章酸碱平衡80[注]①当Ph=pKa

时，即c盐:c酸=1:1，

②缓冲物质总浓度越大，缓冲容量越大。过分稀释将导致缓冲能力的下降。③pH=pKa±1时，称为缓冲溶液的有效缓冲范围

°°第五章酸碱平衡81例：欲配制1.0L的pH=5.00，[HAc]=0.20mol•L-1

的缓冲溶液，需用多少克NaAc•3H2O晶体？需用多少2.0mol•L-1的HAc？解：由公式pH=pKa+lg(c盐/c酸)5.00=4.75+lg(c盐/c酸)lg(c盐/c酸)=0.25c盐/c酸

=1.75[Ac-]=1.75×0.20=0.35mol•L-1

所以需要NaAc•3H2O晶体

0.35×1.0×136.1=48g°第五章酸碱平衡824、缓冲作用在生物等方面的重要意义

在工业生产上，为了使某些反应在一定的pH值范围内进行，常用到缓冲溶液。土壤中一般均含有碳酸及其盐类、土壤腐植质酸及其盐类组成的缓冲对，是很好的缓冲溶液，具有比较稳定的pH值，有利于微生物的正常活动和农作物的发育生长。人体血液pH值维持在7.35~7.45，最适于细胞代谢及整个机体的生存。其中主要含有H2CO3-NaHCO3(主要)，NaH2PO4-Na2HPO4，血浆蛋白-血浆蛋白盐，血红朊(音ruan)-血红朊盐等。第五章酸碱平衡83当人体新陈代谢过程中产生的酸（如磷酸、乳酸等）进入血液中后，HCO3-

即与它们结合生成H2CO3分子，H2CO3分子被血液带到肺部并以CO2的形式排出体外；而人们吃的蔬菜和果类中含有柠檬酸钠(或钾)盐、磷酸氢二钠和碳酸氢钠等碱性盐类，它们在体内产生碱性，产生的碱进入血液后，血液中的H+

即与它结合生成难解离的H2O，而H+

的消耗由H2CO3分子解离来补充，从而使血液的pH值保持在一定范围内。第五章酸碱平衡84缓冲溶液的应用：人体血液的pH范围：7.2-7.5尿液的pH范围：4.8-8.4土壤的pH范围：5-8第五章酸碱平衡85[注]1.了解溶液的氢离子浓度和pH值的概念，在农业、医学、生物学等方面具有重要的实际意义：

①各种农作物的生长发育要求一定的pH值：如小麦6.3~7.5，玉米、大豆、油菜、水稻6~7，棉花6~8，马铃薯4.8~5.5，烟草5~6等。②医学上人体内各部分体液都有一定的pH值：如血液7.35~7.45，成人胃液0.9~1.5，唾液6.35~6.85等，保证了人体正常的生理活动。第五章酸碱平衡86眼药水和肌肉注射液也有一定的pH值，过高过低都会引起刺激和疼痛。

③生物学方面，各种微生物的生长需要一定的pH

值，对生理功能起重要作用的酶也只在一定的

pH值时才有效。2.pH或pOH值的首数部分不能算有效数字。如pH=4.12只有两位有效数字，不是三位。第五章酸碱平衡873.测定pH值的最简便方法是用pH试纸：将一小块试纸放在点滴板上，用沾有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，试纸即被待测溶液润湿而变色。试纸变色后，与色阶板比较，得出pH值或

pH范围。不要将待测溶液滴在试纸上，更不要将试纸泡在溶液中。广泛pH试纸：pH=1~14（黄色）精密pH试纸：pH=0.5~5.0(蓝色)pH=8.2~10.0(粉红色)

比较精密的方法是用pH计测定。第五章酸碱平衡88

§5-5酸碱指示剂1.酸碱指示剂的作用原理酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，其共轭酸碱形式具有明显不同的颜色。当溶液pH改变时，指示剂获得质子转化为酸式或失去质子转化为碱式，从而引起溶液颜色的变化。当指示剂的酸式和碱式互变所表现出的颜色变化发生在酸碱滴定的化学计量点时，就可以有效地指示酸碱滴定的化学计量点。第五章酸碱平衡89红色(醌式)黄色(偶氮式)甲基橙(有机弱碱)酚酞(有机弱酸)-OH的位置似乎应该在对位，而不是间位内酯式第五章酸碱平衡902.指示剂的变色范围：指示剂的颜色变化与溶液的pH值有关。如指示剂的酸式HIn和碱式In-

存在如下平衡：溶液的颜色决定于指示剂碱色型与酸色型浓度的比值[In-]/[HIn]，该比值决定于Ka

和[H+]。一定条件下Ka

是常数，因此溶液的颜色变化由[H+]

决定。所以可由颜色的变化判断[H+]的变化，确定滴定的终点。HIn↔H++In-第五章酸碱平衡91在实际工作中，指示剂的变色范围不是根据pKa计算出来的，指示剂的颜色转变点也不是由pKa确定的，而是依靠眼睛观察出来的。但人眼辨别颜色的能力有一定的限度，并非[In-]/[HIn]任何微小的变化都能使人观察到溶液颜色的变化。而且这种差异又因人而异，同时由于两种颜色互相影响，所以实际观察结果彼此常有差别。通常二者浓度相差10倍时，溶液显示占优势型体的颜色：第五章酸碱平衡92[In-]/[HIn]≥10