第三章 弱电解质解离平衡

2.加少量水稀释时，共轭碱与共轭酸以相同的比例稀释， 缓冲比不变，故缓冲溶液pH几乎不变。 3.在缓冲溶液中，由于 [HB]≈cHB，[B－]≈c B-，故有： c pH pK a lg B cHB 4.在体积一定的缓冲溶液中，上式也可写为：
pH = p Ka + lg nB – nHB
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
例3-2 1L缓冲溶液中，含有0.20mol NaAc和0.10mol HAc， 求该缓冲溶液的pH。(Ka = 1.75×10-5) 解：该溶液的缓冲对为HAc—Ac-
已知pKa = 4.75 cHAc = 0.10mol/L cNaAc = 0.20mol/L
pH pK a lg cB cHB
在弱电解质溶液中加入与其具有相同离子的强电解质， 使弱电解质解离度降低的现象，称为同离子效应。 如：
HAc + H2O H3O+ + Ac
平衡移动的方向
+ Ac + Na+
NaAc
OH + NH4+ NH3 + H2O + 平衡移动的方向
NH4+ + Cl NH4Cl
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
3
4 5
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
一、解离平衡和解离平衡常数
二、解离度
三、同离子效应
张学东 首都医科大学燕京医学院
第三章 电解质溶液
电解质溶液：在水溶液或熔融状态下能 导电的化合物称为电解质，其水溶液称 为电解质溶液。
水溶液或者熔融状态下能够导电的化合物称为 电解质 水溶液或者熔融状态下不能够导电的化合物称 为非电解质

已解离的电解质分子数 100% 电解质分子总数
1.解离度的大小可以定量地表示弱电解质的相对强弱 。 2. 影响弱电解质解离度的因素，除弱电解质的本性和溶 液的温度外，还与溶液的浓度、溶质和溶剂的极性强弱有关。
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
三、同离子效应
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
（二）解离平衡常数
在一定温度下，当弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解 离的离子浓度幂次方的乘积与未解离的弱电解质分子浓度的比 值为一常数，称为解离平衡常数，简称解离常数，用Ki表示。 1.弱酸的解离平衡常数（ Ka）
如HAc的解离常数：
2.弱碱的解离平衡常数（ Kb） 如NH3H2O的解离常数：
第二节 酸碱质子理论
第二节 酸碱质子理论
2.25℃时纯水的Kw= 1.00×10-14。温度升高，Kw值增大。 3.水的离子积Kw不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 只要知道溶液中的[H3O+]，就能计算其中的 [OH-]。 例如：25℃时，在0.10mol/L的HCl溶中，[H3O+]=0.10mol/L， 根据水的离子积 [OH-]= Kw/ [H3O+] = 1.0 10-13mol/L
HB
• 酸
H+ + B
质子 碱
共轭酸碱对
• 1.在组成上仅相差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。 • 2.在一对共轭酸碱对中，共轭酸的酸性越强，其共轭碱的 碱性越弱，反之，其共轭碱的碱性越强。 • 3.既可以给出质子，也能够接受质子的物质称为两性物质。
第三章 电解质溶液
第二节 酸碱质子理论
第二节 酸碱质子理论
pKa = -lgKa
pKb = -lgKb pKw 酸碱质子理论
第三节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的基本概念和组成
二、缓冲作用机制
三、缓冲溶液pH的计算 四、缓冲容量和缓冲范围 五、缓冲溶液的配制
张学东 首都医科大学燕京医学院
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
1.当加入少量强酸时， 大量存在的Ac-接受H+生成 HAc，平衡左移。 所以Ac-是抗酸成分，起抗酸作用。
Ac + H+ HAc
2.当加入少量强碱时，H+和外加的OH -反应生成 H2O,促使平衡右移以补充H+的减少。所以HAc是抗碱成 分，起抗碱作用。
国家卫生和计划生育委员会“十二五”国家级规划教材 全 国 高 等 医 药 教 材 建 设 研 究 会 规 划 教 材 全 国 高 职 高 专 学 校 规 划 教 材
医用化学
第三章 电解质溶液
第三章 电解质溶液
【学习目标】
1.掌握 酸碱质子理论;缓冲溶液的概念、组成和缓
冲作用机制。
2.熟悉 弱电解质的解离平衡、解离度；缓冲溶液 的pH的计算。
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
将HAc和NaAc混合溶液加适量水稀释，其pH也基本不变。
0.5ml 0.1mol/L HCl 0.5ml 0.1mol/L HAc + 0.1mol/L NaAc
加水体积（ml）
加水体积（ml）
1.能够抵抗少量外加强酸、强碱或稀释而保持pH基本不变的 溶液称为缓冲溶液。 2.缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用称为缓冲作用。
缓冲比
对上式两边同时取负对数得：
pH = pK a + lg [B ] [HB]
此式称为亨德森—哈塞尔巴赫方程，也称为缓冲公式， 用于计算缓冲溶液的pH。其中[B-]/[HB]比值称为缓冲比。
第三章 电解质溶液 第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
1.缓冲公式表明:缓冲溶液pH的大小主要取决于弱酸的Ka 值和缓冲比。
3.了解 缓冲容量及其影响因素，缓冲范围。
4.能力要求 配制一定pH的缓冲溶液。 5.素质要求 应用缓冲溶液知识，理解机体维持pH 稳定的原理，分析酸碱平衡失调的原因。
第三章 电解质溶液
第三章 电解质溶液
1 2 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第二节 酸碱质子理论 第三节 缓冲溶液 基础与临床
学习要点
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
二、酸碱反应的实质
三、水的质子自递平衡
四、共轭酸碱解离常数的关系
张学东 首都医科大学燕京医学院
第三章 电解质溶液
第二节 酸碱质子理论
•一、酸碱的定义
• 酸碱质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质都是酸， 凡能接受质子（H+）的物质都是碱。酸、碱的关系可表示如下：
抗碱成分 抗酸成分 问题： H2CO3 —Na2CO3，NaOH—H2SO4能组成缓冲对吗？
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
二、缓冲作用机制
以HAc-NaAc组成的缓冲溶液中存在以下两个解离过程：
HAc
NaAc
H+ + Ac
Na+ + Ac
HAc是一种弱电解质，解离度较小，强电解质NaAc完全 解离出的Ac-产生同离子效应，即Ac-与H+结合生成HAc，使 HAc的解离平衡向左移动，HAc的解离度减小，HAc几乎完 全以分子状态存在。所以溶液中存在着大量的HAc、Ac-和少 量H+。 平衡时溶液的特点：两大： [HAc]、 [Ac-]，一小：[ H+]
NH3· H2O NH4+ + OH
+ OH- + Na+ ← NaOH
平衡移动的方向
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
二、解离度
在一定条件下，弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解 离的弱电解质分子数与解离前分子总数的比值，称为该弱电解 质的解离度，用表示。
Ka =
[H ] [Ac ] [HAc]
Kb=
[NH4+][OH ] [NH3· H2O]
解离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无关， 其数值的大小可以反映弱电解质解离的趋势。
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
3.解离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无 关，其数值的大小可以反映弱电解质解离的趋势。 如对于同一类型的弱酸（或弱碱），Ka（或Kb）值大的 酸性（碱性）较强。 4.解离平衡移动：改变影响解离平衡的因素（温度、浓 度），弱电解质的解离平衡将被破坏，在新的条件下重新建立 平衡。 如向氨水中加入NaOH，增大了溶液中的OH－浓度，使 解离平衡逆向移动 。
一、缓冲溶液的基本概念 （一）缓冲溶液的概念
向0.1mol/L NaCl溶液、0.1mol/LHAc和0.1mol/L NaAc 混 合溶液中分别加入少量 HCl和 NaOH，溶液的pH变化如下：
待测溶液 1 2 3 4 5 6 1L HAc和NaAc 混合溶液 1L NaCl溶液 对照 加入1滴0.1mol/L HCl 加入1滴0.1mol/L NaOH 对照 加入1滴0.1mol/L HCl 加入1滴0.1mol/L NaOH pH试纸颜色 pH 7 3 11 4.75 4.74 基本不变 4.76 pH变化 减小 增大
0.20 pH = 4.75+ lg = 5.05 0.10
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
例3-3 取0.10 mol/L NaH2PO4 10.0ml与0.10 mol/L Na2HPO4 2.0ml混合，求该缓冲溶液的pH。（已知pKa2 = 7.21） 解：该溶液中的缓冲对为H2PO4- —HPO42n(HPO4 2-) = 0.10×2.0 = 0.2 (mmol) n(H2PO4 -) = 0.10×10.0 = 1.0 (mmol) pH = p Ka + lg nB – nHB