9章酸碱平衡课件

第9章酸碱平衡

基本要求

1.深化应用化学平衡及平衡移动原理讨论弱电解质（弱酸、弱碱）在水溶液中的电离平衡、盐的水解平衡2.掌握水溶液中离子化学平衡的有关计算无机化学9章酸碱平衡

酸碱定义的演变：

1、经验时期：

2、半经验时期：拉瓦锡：酸中必有氧元素。

十九世纪前期：酸是一个含氢的物质，与金属反应会发生氢气；碱是能与酸反应而生成盐的物质。

3、理论的建立：酸碱电离理论，酸碱质子理论，酸碱电子理论等。9章酸碱平衡

建立酸碱理论应包括的内容：酸碱定义；酸碱反应实质的阐述；酸碱强度的定性和定量描述。

酸碱电离理论：

酸：在水溶液中电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物。

碱：在水溶液中电离时产生的阴离子全部是OH-离子的化合物。

酸碱反应的实质：H+与OH-反应生成水。

酸碱强弱的定性描述：以水溶液中电离出H+离子或OH-离子的能力来描述。9章酸碱平衡

定量描述：用酸、碱电离平衡常数来描述。

9-1酸碱质子理论布朗斯泰德-劳莱理论。

1、酸碱定义

酸：凡能给出质子(H+)的物质都是酸。

碱：凡能接受质子(H+)的物质都是碱。即：酸=H++碱如：H2O=H++OH-H3O+=H++H2ONH4+=H++NH3NH3=H++NH2-9章酸碱平衡酸碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子。

例如HCO3-、H2O、NH3

、HSO4-是两性物质。酸碱质子理论相对扩大了酸、碱定义。

概念：

共轭酸碱对：酸与其释放出H+离子后的相应的碱。如：HCl-Cl-。

共轭碱：称Cl-为HCl的共轭碱。

共轭酸：称HCl为Cl-的共轭酸。

同一分子或离子而言，在不同的共轭酸碱对中既可做酸也可做碱。如：H2O、NH3等。在此理论中，没有盐的概念。9章酸碱平衡2酸碱反应实质：质子从酸1转移给碱2，从而生成酸2

和碱1。

HAc+H2O＝H3O++Ac-H2O+NH3

＝NH4++OH-Al(H2O)63++

H2O＝H3O++Al(H2O)5(OH)2+HCl+NH3

＝NH4++Cl-

酸1碱2酸2碱1

9章酸碱平衡

故酸碱反应实质

两对共轭酸碱对之间的质子传递。

反应方向：相对较强的酸碱反应生成较弱的酸碱。

3、酸碱强弱的定性描述

酸的强度：用给出质子的能力来量度。

强酸具有高度给出质子的能力。如：HCl，HNO3等。9章酸碱平衡

碱的强度：用接受质子的能力来量度。

强碱具有高度接受质子的能力。如：OH-，PO43-，CO32-

结论：对于共轭酸碱对而言，共轭酸越强，则共轭碱越弱，反之亦然。如：HCl-Cl-，HCl为强酸，Cl-为弱碱；H2O-OH-，OH-为强碱，H2O为弱酸。不同反应类型用质子理论解释：

a、电离：HNO3+H2O=H3O++NO3-

酸性HNO3强于H3O+，碱性H2O强于NO3-，反应向右趋势极大，进行到底。9章酸碱平衡NH3+H2O⇋NH4++OH-NH3碱性弱于OH-，H2O的酸性弱于NH4+，反应向右趋势不大，可逆程度大。

b、中和：HCl+NH3=NH4++Cl-

酸性HCl强于NH4+，碱性NH3强于Cl-，反应向右趋势极大，进行到底。

c、水解：CN-+H2O⇋HCN+OH-CN-碱性弱于OH-，H2O酸性弱于HCN，水解程度小，可逆程度大。酸碱质子理论适合非水体系。9章酸碱平衡

如：液氨体系。氨的自偶(自解离)反应：

NH3+NH3

⇋NH4++NH2-

酸HA在液氨中：

HA+NH3=NH4++A-

碱B在液氨中：

B+NH3=BH++NH2-

酸碱强弱的定量描述：用酸碱反应平衡常数来描述。9章酸碱平衡

补充：

Lewis酸碱电子理论(electrontheoryofacidandbase)：

酸：可以接受电子对的物质。

碱：可以给出电子对的物质为碱。

酸碱反应实质：形成配位键，产物是酸碱配合物。

即：酸+碱=酸碱配合物如：H++∶OH-=H2OAg++2NH3=Ag(NH3)2+9章酸碱平衡

9-2水的离子积和pH

1、纯水中：水的自电离反应：

H2O+H2O⇋H3O++OH-

简化：H2O⇋H++OH-

平衡时：Kc=[H+][OH-]/[H2O]

精确测定295K1L纯水中：

[H+]=[OH-]=1.00×10-7mol.L-11升水中：nH2O=55.56mol

则：[H2O]=55.56-10-7=55.56mol.L-1=常数。9章酸碱平衡

故：[H+][OH-]=Kc[H2O]

令：Kc×55.56=Kw

得：Kw=[H+][OH-]Kw：水的离子积常数。

热力学方法计算Kw：见书313页。

H2O(l)

H+(aq)

+OH-(aq)

rGθ

=

fGθ(H+)

+

fGθ(OH-)

-

fGθ(H2O)=0+(-157.3)-(-237.2)=79.9(kJ·mol-1)

rGθ

=－RTlnKwθKwθ=exp[-

rGθ

/RT]=1.00×10-149章酸碱平衡水的自电离反应吸热，温度升高Kw增大。见书313页表9-1。

常温下：Kw=1.00×10-14。

2、水做溶剂加入酸、碱时：

a、在水中加酸构成酸性溶液时：

[H+]>[OH-]或[H+]>1.00×10-7mol.L-1T/KKw

2731.5×10-15

2917.4×10-15

2951.00×10-14

2981.27×10-14

3235.6×10-14

3737.4×10-13

9章酸碱平衡b、在水中加碱构成碱性溶液时：

[H+]<[OH-]或[H+]<1.00×10-7mol.L-1

c、常温下水溶液酸碱性的判据：酸性溶液：[H+]>[OH-]

碱性溶液：[H+]<[OH-]

中性溶液：[H+]=[OH-]=1.00×10－7mol·L-1

9章酸碱平衡通常取水的离子积为10-14，则[H+]＝[OH-]＝10-7mol·L-1

1909年，丹麦生理学家索仑生提出用pH＝－lg[H+]表示水溶液的酸度：常温下

pH＝7中性溶液

pH<7酸性溶液

pH>7碱性溶液同样，pOH＝－lg[OH-]

pKw＝－lgKw

所以pH+pOH＝pKw

常温

pH+pOH＝14

3.PH值9章酸碱平衡

pH的适用范围：0~14。常见水溶液的pH值见书314图9-1。

9-3酸碱盐溶液中的电离平衡

9-3-1强电解质

电离理论：强电解质在水中完全电离。强电解质包括：典型的离子键化合物、部分共价型化合物(在水分子作用下能完全电离)。

但是，“完全电离”并不意味着这样酸碱盐电离产生的产物(正、负离子)不再与水有进一步作用的可能。

例如，NH4Cl→NH4++Cl-但是NH4++H2O=NH3+H3O+9章酸碱平衡

强电解质溶液的特点：

1、实验证明：强电解质电离的离子并不全是自由离子。

原因：离子间的相互牵制作用。

2、强电解质电离的离子可能与水发生水解反应。

3、强电解质浓溶液的不完全电离。P.316

9-3-2弱电解质

电离理论：弱电解质在水中部分电离。弱电解质包括：弱酸、弱碱。9章酸碱平衡

1、弱电解质在溶液中的电离：电离平衡：弱酸：HA+H2O⇋H3O++A-

弱碱：B+H2O⇋BH++OH-

2、电离平衡状态的定量描述

(1)电离度

概念：电解质电离百分数。

α=(已电离分子数/电离前分子总数)×100%

分子数可由物质的量或浓度代替。9章酸碱平衡

(2)电离平衡常数：

弱酸：HA+H2O⇋H3O++A-

Ka=[H3O+][A-]/[HA]

弱碱：B+H2O⇋BH++OH-

Kb=[BH+][OH-]/[B]

共轭酸碱对：

Ka×Kb＝[H3O+]×[OH-]＝Kw

温度一定时，Ka、Kb是常数，可查表。

[例9-1]P.317结论:共轭酸碱常数可以互求.且酸越强,其共轭碱越弱.9章酸碱平衡Ka和Kb是一种平衡常数，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大，电离常数越大。

Ka越大，酸越强；Ka越小，酸越弱

Kb越大，碱越强；Kb越小，碱越弱.见表9-3P.318

[H+][A]c2α2cα2

Ka=————＝———≈——（

<5％1-

≈1）

[HA]c(1-α)1HA(aq)A(aq)+H+(aq)cc(1－α)cαcα（3）K与α的关系：c越大，α越小（Ka为定值）。

=9章酸碱平衡

9-4水溶液化学平衡的计算

9-4-1一元弱酸水溶液中：

H2O+H2O⇋H3O++OH-

HA+H2O⇋H3O++A-

近似：忽略水的自电离。

稀释公式的意义：（1）对同一弱电解质，Ki基本不变，

溶液越稀，弱电解质的电离度越大。（2）不同的弱电解质，浓度相同时，ɑ随Ki增大而增大。P.316表9-29章酸碱平衡[H3O+]2Ka=—————c-[H3O+]

HA(aq)+H2O(l)A－(aq)+H3O+(aq)

起始浓度c

0

0平衡浓度c-[H3O+]

[A－]

[H3O+]

=[H3O+](忽略水的电离)近似式(ɑ很大)

最简式

(c/Ka≥500）9章酸碱平衡[OH-]2Kb=—————c-[OH-]B(aq)+H2O(l)ＢH＋(aq)+OH－(aq)起始浓度c00平衡浓度c-[OH-][ＢH＋][OH-]=[OH-](忽略水的电离)近似式

最简式

(c/Kb≥500）9-4-2一元弱碱9章酸碱平衡

P.320[例9-2]

（1）计算0.1mol·L-1HAC溶液的[H+]和ɑ.(2)计算1×10－５mol·L－１HAC溶液的[H+]和ɑ.解:c/Ka=1×10-5/1.76×10-5＜500,应用近似式

﹪=71﹪若用最简式9章酸碱平衡

P.321[例9-3][例9-4]补充：一元强酸弱碱盐的水解（以NH4Cl为例）

c盐/Kh≥5009章酸碱平衡一元强碱弱酸盐的水解（以NaAc为例）

9章酸碱平衡进一步可以求出pH和pOH值。用h表示水解度，则

c盐/Kh≥5009章酸碱平衡关键是已经水解掉的盐的浓度用什么来代表，如上述反应中可以用[OH-]表示已经水解了的[Ac-]，所以

9章酸碱平衡例求0.10

的NaAc溶液的pH和水解度h。

[例

9-6]P.322

9章酸碱平衡9-4-3同离子效应讨论溶液中其它离子的存在对弱电解质电离度的影响。

1、概念

a、溶液中的其它离子与电解质电离产生的离子不同：弱电解质：AB⇋A++B-

加入其它离子：CD→C++D-

盐效应：在弱电解质溶液中加入其它强电解质时，该弱电解质的电离度增大的作用。例如：298K时0.1mol.L-1NH3的α=1.3%；但其含有0.20mol.L-1KCl时α=1.9%。9章酸碱平衡

盐效应导致的α增大不显著。在稀溶液中常不考虑。

b、溶液中的其它离子与电解质电离产生的离子相同：弱电解质：AB⇋A++B-

加入其它离子：AD=A++D-

此时存在盐效应。

同离子效应：在弱电解质溶液中加入与其含有相同离子的另一种强电解质时，该弱电解质的电离度减小的作用。例如：298K时0.1mol.L-1HAc的α=1.3%；但其含0.10mol.L-1NaAc时α=1.7×10-2%。9章酸碱平衡

同离子效应相对更为显著。

2、定量计算：同离子效应作用下[H+]、[OH-]的计算。以MOH-MA为例说明：

MA→M++A-

起始C盐

CM+=C盐

CA-=C盐

MOH⇋M++OH-

起始C碱

C盐

0

平衡C碱-[OH-]C盐+[OH-][OH-]

考虑：[OH-]<<C盐，[OH-]<<C碱。9章酸碱平衡

近似：C碱-[OH-]≈C碱，C盐+[OH-]≈C盐则：Kb=C盐[OH-]/C碱得汉德森公式：[OH-]=KbC碱/C盐类似HA-MA体系的汉德森公式：

[H+]=KaC酸/C盐

计算实例：见书322页例9-7、9-8。

例９-７：计算0.1mol/L盐酸和0.1mol/L醋酸的混合溶液的pH和醋酸的电离度。已知Ka＝1.76×10－5

9章酸碱平衡HAc

H++Ac-未加入盐酸前达平衡/mol·L-10.11.33×10-31.33×10-3

加入盐酸的始态/mol·L-10.10.1+1.33×10-31.33×10-3

加入盐酸后达平衡/mol·L-10.1+x0.1+1.33×10-3-x1.33×10-3-x

＝0.1＝0.1＝y解:0.1mol·L-1HAcc/Ka>500[H+]=(Kac)1/2=1.33×10－3mol·L-1

电离度а＝1.33％近似处理：未加入盐酸前达平衡[HAc]=0.1－

1.33×10-3≈0.1加入盐酸后达平衡：[HAc]=0.1+x≈0.1[H+]=0.1+1.33×10-3-x≈0.1令[Ac-]=1.33×10-3-x=y9章酸碱平衡[H+][Ac-]0.1y

Ka=—————＝——=y[HAc]0.1对于HAc的解离平衡，有：

混合溶液中[HAc]＝0.1mol·L-1[H+]＝0.1mol·L-1[Ac-]=1.76×10-5mol·L-1

所以，混合溶液的pH＝－lg[H+]=1

电离度а＝

100%×1.76×10-5/0.1＝0.018％未加入同离子HCl前电离度为1.33％，降低为原来的1/74。

9章酸碱平衡9-4-4多元酸

1.定义:多元酸(酸碱电离理论)：在水溶液中电离出一个以上的质子(H+)的酸。

(或多元酸：含有一个以上可以电离的H+，如H2SO4、H3PO4

、H2S、H2CO3、H2SO3)。

2.多元弱酸的电离平衡

(1)电离特点:

A.多元酸在水溶液中分步(级)电离。9章酸碱平衡298K时H2S的电离：

H2S+H2O=H3O++HS-Ka1=5.7×10-8HS-+H2O=H3O++S2-Ka2=1.2×10-15

事实：Ka1>>Ka2。

B.

电解质多级电离的规律：电解质多级电离的电离常数是逐级显著地减小的。

原因：

1、从负离子(HS-)中电离出带正离子(H+)要比从中性分子中电离出正离子(H+)困难；

2、第一级电离出的H+离子对第二级电离有很大的抑制作用(同离子效应)。9章酸碱平衡(2)多元弱酸的计算：

a、计算[H+]：

H2S=H++HS-C-[H+][H+]+[S2-][HS-]-[S2-]HS-=H++S2-[HS-]-[S2-][H+]+[S2-][S2-]

因为：Ka1>>Ka2，[S2-]很小。

近似：

[H+]+[S2-]≈[H+]≈[HS-]-[S2-]≈[HS-]

即：[H+]计算只考虑第一级电离。9章酸碱平衡

当C/Ka1≥500时：[H+]=

b、计算[S2-]：第二级电离：HS-=H++S2-[HS-][H+][S2-]Ka2=[H+][S2-]/[HS-]

因为：[HS-]=[H+]

得：[S2-]=Ka2

例见书324页例9-9。

例：室温下饱和H2S水溶液的浓度为0.1mol·L-1

，求溶液中各种物种的浓度。(忽略水的解离Ka,1>>Kw)

已知Ka1＝5.7×10-8Ka2＝1.2×10-159章酸碱平衡

H2SH++HS－

平衡浓度/(mol·L-1)

0.100–xx+yx-y

HS－

H++S2－

平衡浓度/(mol·L-1)

x–yx+yy近似处理：c/Ka,1=0.100/(1.0×10-7）>>500∴0.100-x≈xKa,1>>Ka,2

∴

x>>yx+y≈xx-y≈x结论：c(H+)≈(Ka1×0.100)1/2c(H2S)＝0.100－x≈xc(HS-)≈c(H+)≈(Ka1×0.100)1/2

c(S2-)≈y=ka2计算：Ka1=x2/0.100x=(Ka1×0.100)1/2

Ka2=y9章酸碱平衡H2S=2H++S2-

得：Ka=[H+]2[S2-]/[H2S]

显然：Ka=Ka1Ka2

通过控制溶液的酸度，可以控制[S2-]。例见书324页例9-10。

c、酸度对多元弱酸电离的影响合并第一、二级电离：9章酸碱平衡小结：

●多元弱酸的电离是分步进行的，一般Ka,1>>Ka,2

时可以认为溶液中的H+主要来自于弱酸的第一步电离，计算[H+]或pH时，可只考虑第一步电离。

而与弱酸的初始浓度无关。如对于H2S，[S2－]≈Ka,2

，但[H+]≠2[S2－]。

●纯多元弱酸的酸根的浓度近似等于Ka2

如[CO32-]≈Ka2

●在同一溶液中，同一种离子只能有一个浓度。第二步电离出的[H+]与[S2-]一定相等，但计算过程中任何一个[H+]都不表示第二步的[H+]。

9章酸碱平衡3.多元酸(酸碱质子理论)还包括高价金属阳离子。高价金属阳离子在水中的存在形式：

M(H2O)mn+。如：Fe(H2O)63+、Al(H2O)63+等。9章酸碱平衡

高价金属阳离子与水的反应(水解)：

Al(H2O)63++H2O=[Al(OH)(H2O)5]2++H3O+[Al(OH)(H2O)5]2++H2O=[Al(OH)2(H2O)4]++H3O+[Al(OH)2(H2O)4]++H2O=[Al(OH)3(H2O)3]+H3O+

简化：Al3++H2O=Al(OH)2++H+Al(OH)2++H2O=Al(OH)2++H+Al(OH)2++H2O=Al(OH)3+H+

高价金属阳离子的水解反应以第一步为主。高价金属阳离子水解反应不涉及计算。9章酸碱平衡

CO32-+H2OHCO3-+OH-

[HCO3-][OH-][H+]Kw

Kb1=—————————=——=

[CO32-][H+]Ka2

HCO3-+H2OH2CO3+OH-

[H2CO3][OH-][H+]Kw

Kb2=————————==[HCO3-][H+]Ka1

9-4-5多元碱

多元弱酸根与水的反应(水解)。1.多元弱碱在水中碱式电离是分级进行2.以第一级电离为主（∵Kb1＞＞Kb2).且[OH-]主要来源于第一步电离

3.多元弱碱的计算；9章酸碱平衡例

求0.10mol·L-1

的Na2CO3

溶液的[OH-],已知H2CO3

的K1=4.2×10-7,K2=5.6×10-11

。

9章酸碱平衡

或9章酸碱平衡[例9-11]：计算0.1mol·L-1Na2S水溶液的pH和S2-的电离度浓度。P.326

已知H2SKa1＝5.7×10-8Ka2＝1.2×10-15

S2－+H2OOH-+HS－

平衡浓度/(mol·L-1)

0.100–xx+yx-yKb1＝8.33

HS－+H2OOH-+H2S

平衡浓度/(mol·L-1)

x–yx+yyKb2＝1.8×10－79章酸碱平衡结论：pH=14

c(H2S)≈1.8×10-7

条件判断：Kb1>>Kb2

∴

x>>yx+y≈xx-y≈x按照一级弱碱处理c/Kb1=0.100/8.33<<500∴0.100-x≠x计算：

x2

Kb1=———x=0.0988mol·L-10.1-x

Kb2=y9章酸碱平衡

质子理论中既可以作为酸，又可以作为碱的物质。如HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等。Kb2＝2.3×10－8

HCO3-H+-+CO32-[HCO3-][H+]Ka2=——————[CO32-]HCO3-+H2OH2CO3+OH-[H2CO3][OH-]Kw

Kb2=——————=——

[HCO3-]Ka1Ka2＝5.61×10-11

9-4-6酸碱两性物质的电离

多元弱酸酸式酸根与水的反应。9章酸碱平衡

溶液酸碱性的定性讨论：

a、如果Ka2>Kb2(Ka1Ka2>10-14)，电离起主要作用，溶液显酸性；

b、如果Ka2<Kb2(Ka1Ka2<10-14)，水解起主要作用，溶液中显碱性；

c、如果Ka2＝Kb2(Ka1Ka2=10-14),电离与水解作用相当，溶液几乎中性。

即从Ka和Kb的数值的相对大小判断溶液的酸碱性。

9章酸碱平衡9-5缓冲溶液1.定义：

能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加水稀释而使溶液pH基本保持不变的作用，称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液叫做缓冲溶液。2.组成：

分析：缓冲溶液有两种物质，一种能与酸(H3O+)作用，另一种能与碱(OH-)作用，并且相互不起作用。

实验证明：缓冲溶液具有弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸。9章酸碱平衡如：HAc-NaAc；NH3-NH4Cl；H2CO3-NaHCO3

等。弱酸-共轭碱，弱碱-共轭酸通称缓冲对。人体血液正常pH值为7.4，主要有两对缓冲对：H2CO3-NaHCO3；NaH2PO4-Na2HPO4。

3、缓冲作用原理以HAc-NaAc为例：9章酸碱平衡NaAc→Na++Ac-HAc

H++Ac-

存在同离子效应。溶液中大量存在：Ac-、HAc。

可见：HAc是与少量强碱反应的物质，Ac-是与少量强酸反应的物质。

a、加入少量强酸(H+)，则大量Ac-离子与H+反应：

H+少量

+Ac-大量

=HAc

结果：加入的H+几乎完全被转变成HAc，溶液中H+的量几乎没有增加。9章酸碱平衡

b、加入少量强碱(OH-)，则大量HAc与OH-反应：

HAc大量

+OH-少量

=H2O+Ac-

结果：加入的OH-几乎完全被转变成H2O，溶液中OH-的量几乎没有增加。

4、缓冲溶液的定量计算：

a、缓冲溶液的[H+]：汉德森公式：弱酸-共轭碱：[H+]=KaC酸/C盐弱碱-共轭酸：[OH-]=KbC碱/C盐9章酸碱平衡

以HAc—NaAc溶液为例：

HAcH++Ac－加入NaAc后平衡前

c酸

0c盐达平衡后浓度

c酸–x x c盐+x

[H+][Ac-][H+]C盐Ka=————=[HAc]C酸

pH=pKa-lg(c酸/c盐)pOH=pKb-lg(c碱/c盐)[H+]=KaC酸/C盐[OH-]=KbC碱/C盐9章酸碱平衡b、缓冲溶液加酸、碱后[H+]的变化：

例：某缓冲溶液的组成为1.0mol.L-1NH3和1.0mol.L-1NH4Cl。求：①、溶液的pH值；②、将1.0ml1.0mol.L-1NaOH加入50ml该缓冲溶液中引起的pH变化。

解：①、[OH-]=KbC碱/C盐其中Kb=1.8×10-5，C碱=C盐=1.0mol.L-1。得：[OH-]=1.8×10-5mol.L-1，pH=9.2。

②、缓冲溶液中加入NaOH后仍是缓冲溶液：[OH-]=KbC碱/C盐求出变化的C碱、C盐。9章酸碱平衡

反应：NH4++OH-=NH3+H2O

结果：NH4+减少NH3增多。

由：C=n/V(mol.L-1)

求：nNH4+、nNH3、VnNH4+=n原有量-n减少量

nNH3=n原有量+n生成量

n原有量=nNH4+=nNH3=0.050moln生成量=n减少量=nNaOH=0.0010mol

得：nNH4+=0.050-0.0010=0.049molnNH3=0.05+0.0010=0.051mol9章酸碱平衡V=50+1=51ml=0.051L。

得：CNH4+=0.96mol.L-1CNH3=1.0mol.L-1

得：[OH-]=1.9×10-5mol.L-1，pH=9.28pH改变值：9.28-9.20=0.08。

比较：50ml水中加入1ml1.0mol.L-1NaOH，导致的pH变化为：7→12.3，变化值为5.3。汉德森公式的另一种形式：弱酸-共轭碱：[H+]=Kan酸/n盐弱碱-共轭酸：[OH-]=Kbn碱/n盐

P.3319章酸碱平衡

5、缓冲溶液的性质

实验证明：

a、缓冲对浓度比值(C酸/C盐、C碱/C盐)越趋近于1，缓冲能力越强。

推论：缓冲溶液pH=pKa或pH=14-pKb时，缓冲能力最强。

b、缓冲对总浓度越大，即C酸、C碱、C盐越大，则缓冲能力越强。

c、缓冲对浓度比在10—1/10的范围内有较好的缓冲作用，超出此范围则缓冲作用较差。缓冲溶液的有效范围：缓冲溶液起缓冲作用的pH范围。9章酸碱平衡

缓冲溶液的有效范围：弱酸-共轭碱：pH=pKa±1

弱碱-共轭酸：pH=(14-pKb)±1

如HAc-NaAc缓冲溶液，pKa=4.75，则此缓冲溶液的有效范围是3.75—5.75。见书328页图9-2。

d：稍加稀释对缓冲溶液pH值没有影响。

6、缓冲溶液的选择和配制

A、缓冲溶液的选择：

a、所选择的缓冲溶液不能与反应物或生成物发生反应。9章酸碱平衡

b、尽可能使C酸/C盐=1或C碱/C盐=1，即最好选择pKa（或14-pKb）与所需pH值相等或接近的缓冲对；

c、在缓冲作用允许的条件下，一般选择较稀的浓度。一般以0.01～0.1mol·L-1

为宜。配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液