无机化学第四章 缓冲溶液
《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
关于缓冲溶液pH值计算最简式适用范围的讨论
关于缓冲溶液pH值计算最简式适⽤范围的讨论关于缓冲溶液pH值计算最简式适⽤范围的讨论缓冲溶液是⼀个有着较特殊性质的重要溶液体系。
该体系中[H+]及pH值的计算也是化学⼯作者回避不了的基本问题。
但是，这种溶液中[H+]及pH近似计算公式的适⽤条件，则很少有系统的讨论。
⼀、现⾏教材对缓冲溶液pH近似计算的处理⽅法不仅在分析化学教材中对缓冲溶液pH值的计算有介绍，在⼀般的⽆机化学教学中也会涉及到这种计算。
只是，后者的讨论深度要更表⾯化⼀些。
1. 理科《⽆机化学》教材对缓冲溶液pH计算的介绍[1]就⼀元弱酸及其盐混合溶液的⼀个实例，教材推导出了[H+]的⼀般近似计算公式。
为 (1)并就弱碱及其盐溶液中[OH-]的计算，给出了公式 (2)对这两个公式的适⽤范围，教材并没有进⾏任何讨论。
2. ⼯科《⽆机化学》教材对缓冲溶液pH计算的介绍[2]可能是有实际的需求，⼯科教材对缓冲溶液pH值计算的要求似乎更细致了⼀些。
在给出公式（1）的同时，还指出了其适⽤条件为：Ka不太⼤（如< 10-4），c(酸)或c(碱)不太⼩（没有给出定量的数据）。
教材还特别指出了，在“计算酸性较强的缓冲溶液（如H3PO4-H2PO4-）的pH值时，不能⽤这⼀近似公式”。
3. 理科《分析化学》教材对缓冲溶液pH计算的介绍[3]分析化学教材理应对缓冲溶液pH计算有更详细的讨论。
因此，就弱酸HB及其共轭碱NaB组成的缓冲溶液，先后给出了三个计算公式。
精确式， (3)近似式，当溶液的pH⼩于6时，为 (4)当溶液的pH⼤于8时，为 (5)并从酸或其共轭碱平衡浓度的⾓度，限定最简式（）的使⽤条件是：c(HB) [OH-]-[H+]，c(B-)[H+] -[OH-]。
实际上是限定了c(HB)及c(B-)都要较⼤。
并给出如下的实例，来说明这个限定条件的使⽤⽅法。
例1，计算0.20 mol•L-1 HAc与4.0×10-3 mol•L-1NaAc组成的缓冲溶液的pH。
大学无机化学第四章 酸与碱
酸碱质子理论的优点
与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围。如NH4Cl
与NaAc，在电离理论中认为是盐，而质子理论认 为NH4Cl中的NH4+是酸， NaAc中的Ac-是碱。
• 酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都
可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围。
• 建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸
二、 酸-水、碱-水质子传递
弱酸
HA + H2O HA
Ka
H3O+ + A H+ + A
可简写为 平衡常数
H / c A / c
HA/ c
c 1mol L1
Ka,HA
K a 酸度常数，acidity constant
弱碱
B + H2O
BH+ + OH
实质： 两对共轭酸碱对之间的质子（H+）传递反应。
第一节 质子酸碱概念
(1) 电离作用:
H+ HCl + H2O ≒H3O+ + Cl－
酸1 碱2 酸2 碱1
H+ (2) 中和反应: H3O+ + OH－ ≒ H2O + H2O 酸1 碱2 酸2 碱1
H+ (3) 水解反应: H2O + Ac－ ≒ HAc + OH－ 酸1 碱2 酸2 碱1
酸碱的分类
一元弱酸、弱碱 多元弱酸、弱碱 两性物质
第三节 酸碱平衡中的浓度计算
一、一元弱酸、弱碱
例：试计算浓度为c的弱酸HA水溶液的[H+]。 解： (1) 忽略水的质子自递平衡，则： HA ⇋ H+ + A– 起始浓度： c 0 0 电离浓度：[H+] [H+] [H+] 平衡浓度： c - [H+] [H+] [H+]
第四章酸碱平衡
pH＝－lg[H+]
当[H+]较小时，采用pH值表示，pH的定义
是：溶液中氢离子相对浓度的负对数。 对[H+]· [OH-]＝Kw两边取负对数得： （-lg[H+]）＋（-lg[OH-] ）=-lgKw pH + pOH = pKw= 14 (25 oC) pH的使用范围:H+或OH-的浓度小于
1mol· L-1 ,相应的pH和pOH范围一般在0.0～
2.酸越强（越容易给出质子），其共轭碱就 越弱（越难接受质子）；反之则酸越弱，其共轭 碱就越强。如，HCl是很强的酸，Cl-就是很弱的 《无机化学》第四章 碱。
10
第四章 第一节酸碱质子理论 一、酸碱质子理论
按照质子理论的观点，酸和碱是通过给予和
接受质子的共轭关系相互依存和相互转化的。每
一个酸（碱）要想表现出它的酸（碱）性必须同 时有另一个碱（酸）存在。因此质子理论中的酸 碱关系可以概括为“酸中有碱，碱可变酸，有酸 才有碱，有碱才有酸”。
局限性：含氢物质。
《无机化学》第四章
11
知识补充：
第四章 第一节酸碱质子理论 一、酸碱质子理论
路易斯酸碱理论
凡是能接受电子对的物质叫做酸。酸是电子对
的接受体。 凡是能给出电子对的物质叫做碱。碱 是电子对的给予体。
H+ + OHH HCl + N H H
H OH
H H N H H + Cl12
《无机化学》第四章
Na3PO4等物质的水溶液呈碱性，但是其
本身也不能电离产生OH-。
《无机化学》第四章
5
第四章 酸碱平衡 第一节酸碱质子理论
Arrhenius的酸碱电离理论的局限性
大学无机化学课后题答案
无机化学习题参考答案第一章1. 解 M （NaOH ）= 40g·mol -1 M （2Ca 2+）= 80g·mol -1 M （21Na 2CO 3）= 53g·mol -1 它们的物质的量分别为()(NaOH)0.011000(NaOH) 0.25mol (NaOH)40m n M ⨯===()2+2+2+(2Ca )0.101000(2Ca ) 1.25mol (2Ca )80m n M ⨯===()2323231( Na CO )10.1010002( Na CO ) 1.89mol 1253( Na CO )2m n M ⨯===2.解 M （NaOH ）= 40g·mol -1 M （21CaCl 2）= 55.5g·mol -1()-1(NaOH) 5.0(NaOH)10.0g L 0.5m V ρ===⋅()-1(NaOH)10.0(NaOH)0.25mol L (NaOH)40c M ρ===⋅ ()2-121(CaCl )1 5.02(CaCl )10.0g L 20.5m V ρ===⋅ ()2-1221(CaCl )110.02(CaCl )0.18mol L 1255.5(CaCl )2c M ρ===⋅3.解 题中的反应方程式为10KI + 2KMnO 4 +8H 2SO 4 = 5I 2 + 2MnSO 4 + 6K 2SO 4 + 8H 2O将上述反应方程式按题意变换为KI +51KMnO 4 +54H 2SO 4 =21I 2 +51MnSO 4 +53K 2SO 4 +54H 2O 1mol 21moln （KI +51KMnO 4）mol 0.508254mol则所消耗的反应物的物质的量为n （KI +51KMnO 4）= 2×0.508254= 0.004（mol ）4.解 混合溶液中KCl 的质量浓度()-1(KCl)1000.010(KCl) 3.85g L 0.2500.010m V ρ⨯===⋅+ 所得混合溶液中KCl 的质量浓度超过了极限值。
《无机化学》习题册及答案
《无机化学》课程习题册及答案第二章电解质溶液一、是非题:（以“＋”表示正确，“－”表示错误填入括号）1．根据质子理论，两性物质溶液的pH值与两性物质的浓度绝对无关（）2．将0.10mol L-1的NaHCO3溶液加水稀释一倍，溶液的pH值基本不变（）3．把pH=3与pH=5的酸溶液等体积混合，溶液的pH值为4 （）4．将HAc溶液稀释一倍，溶液中的[H+]就减少到原来的一半（）5．在0.2 mol·L-1的HAc溶液20ml中加入适量NaCl，则可使HAc的解离度增加（）6．在0.101⋅HAc溶液10ml中加入少量固体NaAc，则可使HAc的解离Lmol-度增加（）7．将0.10mol L-1的NaAc溶液加水稀释一倍，溶液的pH值变小（）8．将0.10mol L-1的HAc溶液加水稀释一倍，溶液的pH值变小（）9．根据质子理论，H2O是两性物质（）10．根据质子理论，HCO3-是两性物质（）11. 两种一元弱酸，K a越大的越容易失去质子，酸性越强，在水溶液中的解离度也越大。
（）12.弱酸溶液愈稀，解离度愈大，溶液的pH值便愈小。
（）二、选择题：1．HAc在下列溶液中解离度最大的是（）A．1 mol∙L-1 NaAc B．2 mol∙L-1 HCl C．纯水D．1 mol∙L-1 NaCl 2．下列物质中酸性最大的是（）A．HCl B．HAc C．H2O D．NH33．从酸碱质子理论来看，下列物质中既是酸又是碱的是（）A．H2O B．NH4+C．Ac-D．CO32- 4．欲使NH3·H2O的α和pH均上升，应在溶液中加入（）A ．少量水B ．少量NaOH （s ）C ．少量NH 4 Cl （s ）D ．少量NaCl （s ）5．下列物质中碱性最大的是 （ ）A ．NaOHB ．Ac -C ．H 2OD ．NH 36．欲使HAc 的α和pH 均减小，应在溶液中加入 （ ）A ．少量水B ．少量HClC ．少量NaAc （s ）D ．少量NaCl （s ）7. 下列物质都是共轭酸碱对除了 （ ）A. HONO, NO 2-B. H 3O +, OH -C. CH 3NH 3+, CH 3NH 2D. HS -, S 2-E. C 6H 5COOH, C 6H 5COO -8. 氨水中加入NH 4Cl,氨水的解离度（ ），解离常数（ ），溶液的pH 值（ ）。
无机化学第6版试题第四章
+ HA H2O
+ A- H2O
+ H3O+ A -
HA + OH-
Ka =
[H3O+] [A-] [HA]
Kb =
[HA] [OH-] [A-]
Ka·Kb = Kw
16
写出Ｈ3ＰＯ4 (Ka1 Ka2 Ka3 Kb1 Kb2 Kb3 ) 中各级 离解常数之间的关系
H 3PO4 :
H 3 PO4
+
Kw=1×10-14
当Ka1>>Ka2时，可做一元弱酸处理，即：
Ka1
Ka2
时，[H
+ 3
O]
Ka1 c
同理：当Kb1>>Kb2时，可做一元弱碱处理，即：
Kb1 Kb2 时，[OH-] Kb1 c
例题：101页，4 - 3
26
(三) 两性物质溶液（以HCO3-为例说明）
[H3O+ ]
的水溶液。在任何稀的水溶液中，不论[H+]和[OH-]怎样
改变，它们的乘积总是等于KW。
（一）水溶液的酸碱性及pH值 溶液的pH值是氢离子浓度的负对数值。 它的数学表示式为：
pH=-lg[H+]
即 [H+]=10-pH
pOH=-lg[OH-] 即 [OH-] =10-pOH
pH+pOH=pKw=14
H3PO4
+
H2O
H
2
P
O4
+
H
3O
+
K
a1
H
2
P
O4
+
H2O
什么是缓冲溶液_如何配制
什么是缓冲溶液_如何配制缓冲溶液是由弱酸及其盐、弱碱及其盐组成的混合溶液，能在一定程度上抵消、减轻外加强酸或强碱对溶液酸碱度的影响，那么你对缓冲溶液了解多少呢?以下是由店铺整理关于什么是缓冲溶液的内容，希望大家喜欢!什么是缓冲溶液在生化研究工作中，常常需要使用缓冲溶液来维持实验体系的酸碱度。
研究工作的溶液体系pH值的变化往往直接影响到研究工作的成效。
如果“提取酶”实验体系的pH值变动或大幅度变动，酶活性就会下降甚至完全丧失。
所以配制缓冲溶液是一个不可或缺的关键步骤。
缓冲溶液是无机化学及分析化学中的重要概念，缓冲溶液的pH值在一定的范围内不因稀释或外加少量的酸或碱而发生显著的变化，缓冲溶液依据共轭酸碱对及其物质的量不同而具有不同的pH值和缓冲容量。
分析测试中，在络合滴定和分光光度法等许多反应里都要求溶液的pH值保持在一个范围内，以保证指示剂的变色和显色剂的显色等，这些条件都是通过加入一定量的缓冲溶液达到的，所以缓冲溶液是分析测试中经常需要的一种试剂。
采用电位滴定法测定外加酸或碱对不同配比同一种缓冲溶液的滴定曲线，不仅有助于理解缓溶液及缓冲容量的概念而且对分析测试中正确选缓冲溶液的配制方法及用量具有指导意义。
采用电位滴定法测定缓冲溶液的滴定曲线，选择了常见的NH。
-NH C1缓冲溶液，分别按照不同的配比得到4种缓冲溶液，实验测定了强酸、强碱对缓冲溶液的滴定曲线，滴定结果直观清晰，对理解缓冲容量的概念及实践中缓冲溶液的选择有积极的意义。
缓冲溶液的配制只要知道缓冲对的PH值，和要配制的缓冲液的pH值(及要求的缓冲液总浓度)，就能按公式计算[盐]和[酸]的量。
这个算法涉及对数换算，较麻烦，前人为减少后人的计算麻烦，已为我们总结出pH值与缓冲液对离子用量的关系并列出了表格。
只要我们知道要配制的缓冲液的pH，经查表便可计算出所用缓冲剂的比例和用量。
例如配制500nmpH5.8浓度为0.1M磷酸缓冲液。
经查表知pH5.8浓度为0.2M Na2HPO48.0毫升，而0.2M Na2HPO492.0毫升。
第4讲 缓冲溶液 无机化学 (4)
比越接近 1 ，其缓冲容量越大 ，极大= 0.576c总。
表4-4 缓冲容量与缓冲比的关系
缓冲溶液 [Ac-]/mol·L-1 [HAc]/mol·L-1 缓冲比 c总/mol·L-1 β
Ⅰ
0.095
0.005
19:1 0.1 0.0109
ppt编号4-3-1-9
思考题 缓冲容量主要受哪些因素的影响？ 如何影响？
表4-3 缓冲容量与总浓度的关系
缓冲溶液
Ⅰ Ⅱ Ⅲ
c总/mol·L-1
0.20 0.10 0.040
c(NH3) : c(NH4+) 0.10 : 0.10 0.050 : 0.050 0.020 : 0.020
β/ mol·L-1·pH-1
0.115 0.058 0.023
ppt编号4-3-1-5
ppt编号4-3-1-1
4.3 缓冲容量和缓冲范围
4.3.1 缓冲容量 4.3.2 缓冲容量的影响因素 4.3.3 缓冲范围
ppt编号4-3-1-2
一、缓冲容量 buffer capacity
缓冲容量 ：单位体积缓冲溶液的pH值发生一定改变
时，所能抵抗的外加一元强酸或一元强碱的物质的量。
dna(b)
V dpH
dna(b)—— 加入微小量一元强酸(碱)的物质的量，mmol或mol V—— 缓冲溶液的体积，mL或L
｜dpH｜—— pH微小改变量的绝对值
ppt编号4-3-1-3
对于由共轭酸碱对构成的缓冲溶液， 由缓冲容量的 定义式可导出缓冲容量与缓冲溶液的总浓度c总以及 [HB]和[B-]的关系：
大专无机化学课件-缓冲溶液
-0.003
-0.008
学习缓冲溶液的意义
科学研究、工业生产等许多情况下需要 控制反应体系的pH值范围。 人体内的各种体液都具有一定的pH值范 围，如正常人血液的pH值范围为7.35～ 7.45 。 细胞正常生理环境、生物体内酶催化反 应等需要稳定的pH值环境。
缓溶液pH的计算
同理，由一元弱碱BOH和相应的盐BM组成缓冲 溶液，其中碱和盐的浓度分别为c(碱)和c(盐)，则 该溶液的pH为
c '(OH ) K a
c ( 碱) c(盐)
c ( 碱) c(碱) pOH=- lg K b - lg =pK b - lg c(盐) c(盐)
缓冲溶液pH的计算
由一元弱酸HA和相应的盐MA组成缓冲溶液，其 中酸和盐的浓度分别为c(酸)和c(盐)，则该溶液的 pH为？
c(酸) c '(H ) K a c(盐)
c (酸) c(酸) pH=- lg K a - lg =pK a - lg c (盐) c(盐)
计算一元弱酸及其盐组成的缓冲溶液的通式
不要求推导和具体计算
缓冲溶液的特性
缓冲溶液本身的pH主要取决于弱酸或弱碱的离解 常数 温度对离解常数有影响，故也对缓冲溶液的pH有 影响 缓冲溶液的浓度越大，加入少量酸碱后，其 c(酸)/c(盐) 【或c(碱)/c(盐)】的变化小，pH变化 也就越小 c(酸)/c(盐) 【或c(碱)/c(盐)】接近1时缓冲能力最 大，0.1< c(酸)/c(盐)<10时也有缓冲能力
缓冲溶液的特性
只有外加酸碱的量与缓冲对的量相比较小 时，才有缓冲作用 只能在Kaθ±1的范围内发挥作用 在一定范围内加水稀释时，由于缓冲比不 变，缓冲溶液pH值计算结果不变，实际pH 值有微小改变。 稀释过度，缓冲系物质的浓度不足，溶液 丧失缓冲能力。
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
例：
1.溶0.液1 等mo体l.L积-1混N合aH,溶2P液O4p与H0为.1多m少ol？.L-1Na2HPO4 ( H3PO4 : pKa1ө =2.12, pKa2ө =7.21, pKa3ө =12.67 )
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
pH值的测定
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透 试纸后晾干而成。
pH计直接测定
2.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱） 完全电离
例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
若强酸（碱）浓度小于10-6mol .L-1 ，则必 须考虑水的质子自递所提供的H+ （OH-） 浓度。
101
101 101
c(H
)
K
θ a
9.9 10.1
pH 4.76
2.缓冲溶液的pH值
对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液，
c(碱) pH pKa lg c(酸)
同理，对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液，
pOH
pKb
lg
c(酸) c(碱)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸(碱)的pKaө （pKbө ）， 其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
无机化学(周祖新)习题解答-第四章
第四章酸碱平衡和溶解沉淀平衡习题解答（4）思考题1．强电解质的水溶液有强的导电性，但AgCl和BaSO4水溶液的导电性很弱，它们属于何种电解质？1．答：AgCl和BaSO4水溶液的导电性虽很弱，溶液中离子浓度很小，这是由于AgCl和BaSO4本身溶解度小，致使溶液中自由离子浓度小，导电性弱。
而AgCl和BaSO4（溶解部分）在溶液中还是全部解离的，所以是强电解质。
2．在氨水中加入下列物质时，NH3•H2O的解离度和溶液的pH将如何变化？⑴NH4Cl ⑵NaOH ⑶HAc ⑷加水稀释2．NH3•H2O NH4++OH-⑴加入NH4Cl，氨水解离度下降，pH减小。
⑵加入NaOH，氨水解离度下降，pH增加。
⑶加入HAc，氨水解离度增加，pH减小。
⑷加水稀释，氨水解离度增加，pH减小。
3．下列说法是否正确？若有错误请纠正，并说明理由。
⑴酸或碱在水中的解离是一种较大的分子拆开而形成较小离子的过程，这是吸热反应。
温度升高将有利于电离。
⑵1×10-5 mol•L-1的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的pH值等于8.0。
⑶将氨水和NaOH溶液的浓度各稀释为原来1/2时，则两种溶液中OH-浓度均减小为原来的1/2。
⑷pH相同的HCl和HAc浓度也应相同。
⑸酸碱滴定中等当点即指示剂变色点。
⑹某离子被完全沉淀是指其在溶液中的浓度为0。
3．⑴错。
在解离即较大的分子拆开而形成较小离子的吸热反应的同时，较小离子与水分子的水合是是放热的，总反应的吸放热取决于两过程热效应的相对大小，有吸热也有放热，故温度升高不一定有利于解离。
⑵错。
在pH值远离7的时候，溶液每稀释10倍，pH近视增加一个单位，这是没有计算水解离出的H+，当pH接近7的时候，水解离出的H+就不能再忽略了，所以酸性溶液不管怎么稀释，只能越来越接近中性，不可能变为碱性。
⑶错。
NaOH溶液稀释为原来1/2时OH-浓度确实减小为原来的1/2；但氨水在稀释过程中，其解离平衡向右移动，会解离出更多的OH-，稀释一倍后，其OH-浓度大于原来的一半。
5缓冲溶液
pH
pKa
lg
c(B ) c(HB)
6
二、缓冲溶液pH值的计算
Henderson-Hasselbalch方程式
pH
pKa
lg
c(B- ) c(HB)
或
pH
pKa
lg
n(B- ) n(HB)
7
例 ： 0.080mol·L-1HAc 和 0.20mol·L-1NaAc 等 体 积 混 合 成
1L缓冲溶液。①求此溶液的pH值？ ②分别计算加入0.010molHCl、0.010molNaOH、100ml水
NaAc NH3·H2O HPO42-
抗碱成分
缓冲对(缓冲系)
抗酸成分
5
二、缓冲溶液pH值的计算
HB NaB
H+ + B‾ Na+ + B‾
[H
]
Ka
[HB] [B- ]
由于同离子效应，弱酸的离解度更小，平衡时可近 似处理，[HB]≈c(HB)，[B-]≈c(B-)，则
[H
]
Ka
c(HB) c(B )
内容
❖ 缓冲溶液的组成及作用机制 ❖ 缓冲溶液pH值的计算 ❖ 缓冲容量 ❖ 缓冲溶液的配制
1
实验现象
pH pH
7
6 a) HCl
7
6 b) NaAc-HAc
5
5
4
4
3
3
2
2
1
1
0
0
0
10 20 30 40 50
0 10 20 30 40 50
mL of Water
mL of Water
加水稀释对不同体系pH值的影响
后，此缓冲溶液pH的改变值。
无机化学练习题(含答案)第4章酸碱平衡
第4章酸碱平衡4-1: 对于下面两个反应，指出其中的酸和碱，并说明各个过程是配合物的生成过程还是酸碱置换过程。
(a) SO3 + H2SO4→H2S2O7(b) H2S2O7(H2SO4·SO3) + H2O→H2SO4 + H2SO4答：(a) 路易斯酸SO3, 碱H2SO4, 配合物的生成过程;(b) 两个碱: H2O 和H2SO4·SO3 中的H2SO4, 置换过程。
4-2: 给出用HF 腐蚀SiO2 玻璃的反应式，并用路易斯和布朗斯特酸碱理论解释SiO2+ 4HF = SiF4+ 2H2O, 其中，SiO2 和SiF4 为碱，HF 和H2O 为酸。
4-3: 苯甲酸（可用弱酸的通式 HA 表示，相对分子质量122）的酸常数Ka= 6.4×10-5，试求：（1）中和1.22g苯甲酸需用0.4 mol·L-1的 NaOH 溶液多少毫升？（2）求其共轭碱的碱常数Kb。
（3）已知苯甲酸在水中的溶解度为2.06 g·L-1，求饱和溶液的pH 。
4-4: 将下列路易斯酸按照最强酸到最强碱的顺序排序：(a) BF3 , BCl3 , BBr3 ; (b) SiF4 , SiCl4 , SiBr4 , SiI4 ; (c) BeCl2 , BCl3 .请解释。
答：路易斯酸性是表示物种接受电子对能力的强弱。
在上述(a)、(b)两卤化物序列中，卤素原子的电负性越大，中心原子上电荷密度越小，接受外来电子对的能力应该越强，序列(b)符合这种情况。
序列(a)则相反，原因在于BX3 中形成了π键，而B 原子的体积较小，形成的π键比较强，同时卤素原子的体积按F，Cl，Br 的顺序增大，形成的π键依次减弱的缘故。
4-5: 计算下列各种溶液的 pH ：（1）10mL 5.0×10-3 mol·L-1 的 NaOH 。
（2）10mL 0.40 mol·L-1 HCl 与 10mL 0.10 mol·L-1 NaOH 的混合溶液。
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H+ + Ac-
0
0.1
x 0.1+x
Ka
0.1 (0.2 (00.1.1 )x0).1x 0.02.1x0.2 0.1 0.10.1 x 0.1 0.1
Ka
[H]ຫໍສະໝຸດ KacHAC cAC
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.01mol的
HAc和0.03mol的NaAc，计算该缓冲溶液的
pH。已知Ka(HAc)=1.75×10-5。
[H+ ]=Ka
c酸 c共轭碱
1.75105
0.01 0.03
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.05mol的
NH3和0.04mol的NH4Cl，计算该缓冲溶液的 pH。已知Kb(NH3)=1.75×10-5
[OH- ]=Kb
c碱 c共轭酸
[H+ ]=Ka
c酸 c共轭碱
通过两边同取负对数，得到缓冲溶液的pH计算
以HAc -NaAc体系为例：
HAc
H+ ＋ Ac-
（大）
（小） （大）
（1）若在溶液中加入少量强酸，外来H+将质子 传给Ac- ，平衡左移，溶液的pH保持基本不变。
缓冲体系中的共轭碱发挥抵抗外来强酸的作用， 故称之为缓冲溶液的抗酸成分。
（2）当溶液中加入少量强碱时，H+被OH-消 耗，HAc的解离反应向右移动，补充消耗掉的 H+离子。溶液的pH值基本不变。
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、缓冲溶液的缓冲作用和组成
实验说明：HAc －NaAc混合溶液具有抵 抗外来少量强酸、强碱而保持pH不变的能力。 这种能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释 而保持pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。
二、缓冲机制
第二节 缓冲溶液的pH计算
缓冲溶液pH值的计算（弱酸弱碱的同离子效应）
弱酸及其共轭碱：
[H+ ]=Ka
c酸 c共轭碱
弱碱及其共轭酸：
[OH- ]=Kb
c碱 c共轭酸
在0.10 mol/L的HAC溶液中加入固体NaAC并使其浓 度为0.10 mol/L，求[H+]。
起始浓度 平衡浓度
HAc 0.1 0.1-x
同一缓冲系的缓冲溶液，缓冲比越接近1，缓 冲容量越大，缓冲比越远离1，缓冲容量越小。
缓冲比等于1（即pH＝pKa）时，缓冲容量最大。 c共轭碱/c酸的比值称为缓冲比
总结：缓冲溶液的总浓度和缓冲比是影响缓冲容 量的两个重要因素。
二、缓冲范围
pH
pKa
lg
c共轭碱 c酸
pOH
pKb
lg
c共轭酸 c碱
pH
pKa
lg
c共轭碱 c酸
1.选择合适的缓冲系
（1）使所需配制的缓冲溶液的pH在所选缓冲系
范围（ pKa±1）之内，并尽量接近弱酸的pKa 值，这样配制的缓冲溶液可有较大缓冲容量。
（2）所选缓冲系物质稳定，无毒，不能与溶液 中的反应物或生成物发生作用。
例：欲配制pH = 5.0的缓冲溶液 应选择体系NaAc - HAc体系，pKa = 4.74
Ip
例:欲配置250ml的pH＝5.00的缓冲溶液，应在 125ml浓度为1.0mol/L的NaAC溶液中加入浓度 为6.0mol/L的HAC和H2O各多少ml。 （已知：Ka=1.8×10－5）
在这些缓冲系中，以碳酸缓冲系在血液中浓度
最高，缓冲能力最大。在维持血液正常pH中发
挥的作用最重要。体系中存在如下平衡：
CO2（溶解）+H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
正常血液中CO2（溶解）－ HCO3-缓冲系的缓 冲比为20：1，超出了体外缓冲溶液有效缓冲 比（即10：1），但在血液中它们的缓冲能力 是很强的。这是因为体外缓冲作用与体内缓 冲作用不相同。在体外，当此缓冲系发生作 用后，HCO3-或CO2（溶解）的浓度的改变得不 到补充或调节。
3.计算所需缓冲系的量 通常使用相同浓度的弱酸及其共轭碱。
医学上广泛使用的缓冲溶液的配方列于表4－1 和表4－5，以便参考。
第五节 血液中的缓冲系
血液是由多种缓冲系组成的缓冲溶液
H2CO3—NaHCO3；NaH2PO4-Na2HPO4 HHb—NaHb(血浆蛋白及其钠盐)
HA—NaA (有机酸及其钠盐)
常见的缓冲系
缓冲系
HAc-NaAc
H2CO3-NaHCO3 H3PO4-NaH2PO4
Tris·HCl -Tris
H2C8H4O4- KHC8H4O4 NH4Cl - NH3
CH3NH3+Cl - CH3NH2 NaH2PO4- Na2HPO4 Na2HPO4- Na3PO4
质子转移平衡
HAc+H2O
H+ + HCO3-
总之，肺部通过控制呼出CO2的量，精确 调节[HCO3-] / [H2CO3]的比值，维持血 液pH的相对恒定。肺的调节作用较迅速， 正常情况下10~30分钟内即可完成。
肾在维持酸碱平衡的作用中是通过保留 NaHCO3多少来调节 [HCO3-] / [H2CO3] 比值，使之维持正常。肾的调节作用比较缓 慢，通常需要数小时或数天才能够完成。
已知：Mn(OH)2的KSP=410-14， NH4Cl的分子量=53.5，氨水的Kb=1.810-5
1、在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入5ml的0.15mol/L 氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？
Ip
Ip
如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固体NH4Cl，然后再加5ml 的0.15mol/L氨水，是否还能生成Mn(OH)2沉淀？
三、缓冲溶液的组成
共轭酸
HAc NH4Cl H2PO4-
共轭碱
NaAc
NH3·H2O HPO42-
抗碱成分
缓冲系
抗酸成分
组成缓冲溶液的两对物质称为缓冲对。
在实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与剩 余的反应物组成缓冲体系：
例如： HAc(过量) + NaOH
HCl + NaAc(过量)
NaAc-HAc HAc-NaAc
而体内是一个“敞开系统”，当HCO3-－CO2 （溶解）发生缓冲作用后， HCO3-或CO2 （溶解）的浓度可由呼吸作用和肾的生理功
能获得补充或调节，使得血液中HCO3-和 CO2（溶解）的浓度保持相对稳定。
CO2（溶解）+H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
CO2（溶解）+H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。
1.缓冲溶液的总浓度对缓冲容量的影响： 缓冲溶液的总浓度越大，其缓冲容量越大。
c酸＋c共轭碱的和称为缓冲溶液的总浓度。
pH
pKa
lg
c共轭碱 c酸
pOH
pKb
lg
c共轭酸 c碱
pH
pKa
lg
c共轭碱 c酸
pOH
pKb
lg
c共轭酸 c碱
2.缓冲溶液的缓冲比对缓冲容量的影响
0.10 mol·L-1 NaCl溶液
0.10 mol·L-1 HAc — 0.10 mol·L-1 NaAc溶液中加入 HCl到0.010 mol·L-1 ，溶液 的pH由4.75变为4.74，改变 仅0.01pH单位。
0.10 mol·L-1 HAc — 0.10 mol·L-1 NaAc溶液
OH- + H+
H2O
共轭酸发挥了抵抗外来的强碱的作用，故称为 缓冲溶液的抗碱成分。
HAc
H+ ＋ Ac-
（3）当溶液稀释时，（ H+ ＋ Ac-）浓度都降低， 促使HAc 解离度增大， HAc 进一步解离所产生 的H＋离子可使溶液的pH基本保持不变。
Ka
c0
总结：由于缓冲溶液中同时含有较大量的抗碱 成分和抗酸成分，它们通过弱酸解离平衡的移 动以达到消耗外来的少量强酸、强碱或对抗稍 加稀释的作用，使溶液H+离子和OH-离子浓 度未有明显的变化，因此具有缓冲作用。
由于血液中多种缓冲系的缓冲作用和肺、肾 的调节作用，使正常人血液的pH维持在 7.35～7.45的狭小范围。 pH小于7.35，则发生
酸中毒，大于7.45，则发生碱中毒。
1、在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入 5ml的0.15mol/L氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？ 如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固体NH4Cl， 然后再加5ml的0.15mol/L氨水，是否还能生成 Mn(OH)2沉淀？
第四章 缓冲溶液
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
实验
样品1，0.10 mol·L-1 NaCl溶液 样品2，含 HAc 和 NaAc 均为0.10 mol·L-1的
混合溶液 操作：滴加强酸 HCl 至c(HCl)=0.010 mol·L-1 观察现象：pH的变化
NaCl溶液中加入HCl到 0.010 mol·L-1 ，溶液的 pH由7变为2，改变了5个 pH单位。
例：欲配制pH = 9.0的缓冲溶液 应选择NH3-NH4Cl体系, pKb = 4.74, pKa = 9.26
2.配制的缓冲溶液的总浓度要适当，总浓度太 低缓冲容量过小，总浓度太高，离子强度太大 或渗透压力过高而不适用也会造成试剂的浪费。 所以通常选用总浓度在0.05～0.2mol·L-1范围之 内。
缓冲比等于1（即pH＝pKa）时，缓冲容量最大。
当缓冲比大于10：1或小于1：10时，可认 为缓冲溶液已基本失去缓冲作用的能力。