同离子效应与缓冲溶液共16页文档
溶液和离子平衡
-
+
酸碱反应的实质
实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递！
● 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱； ● 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的
酸和碱的方向进行； ● 对于某些物质，既可以给出质子又可以接受质子， 如H2O、HCO3-、HS-等，称为两性物质。
酸碱反应的类型
酸和碱的解离反应
价键的反应。
NH3
2+
Cu2+ + 4NH3 → NH3 Cu NH3
NH3 路易斯酸 + 路易斯碱 → 酸碱加（配）合物
弱电解质的解离平衡
❖ 水的离子积常数 (ion-product constant for water)
水是一种很弱的电解质，只发生极少的部分解离，称为水的自解离 (self-dissociation)。
反比，即浓度越稀解离度越大，以离子形式存在于
溶液中的比例越多—稀释定律。
类似地，对于一元弱碱亦存在着稀释定律：
若 解 离 平 衡 常 数 很 小 ， 且 初 始 浓 度 较 大 时 ， 或 c / K b 5 0 0 时 ，
c(O H c
)
c0
K
b
x
K
b
c0
c0
❖ 多元弱电解质的分级解离
酸碱理论
阿仑尼乌斯酸碱解离理论 (Arrhenius acid-base ionization theory)
1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯Svante Arrhenius根据他的解离 学说，提出了酸和碱的概念，指出了酸碱反应的本质，从而建立 了酸碱解离理论 。
★ 酸指在水中解离出的阳离子全部为H
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-,
普通化学：第三章 溶液
c c– cα
A+(aq) + 0 cα
B－(aq) 0 cα
c
A B
c
c c c 2
K AB
c AB
c c 1
K 当 c 500 时， 5% AB K c 2 AB
1 1
K
AB
c
稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的解离度与其溶液
的平方根成反比，浓度越大， 解离度α越小。
结论： 蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降，
渗透压都是难挥发的非电解质稀溶液的通性； 它们只与溶剂的本性和溶液的浓度有关，而与 溶质的本性无关。
§3.2 单相离子反应
阿仑尼乌斯根据电解质溶液不贝尔化学奖。电离理论 认为电解质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒 数增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值 都比非电解质大。
§3.1 溶液的通性
2、质量摩尔浓度
b(B) = B物质物质的量
溶剂的质量
n( B) m(solv)
b为质量摩尔浓度的量符号。单位为mol·kg-1。
质量摩尔浓度表达的是1 kg溶剂中溶质的物质的量
§3.1 溶液的通性
3、摩尔分数
x(B)
=
B物质物质的量 各物质的物质的量之和
n( B)
n(A) n(B) ...
3.1.1 溶液的蒸气压下降
图3-1 水、冰和溶液蒸气压曲线。 下图说明溶液的蒸气压小于纯溶剂的蒸气压。
10
3.1.1 溶液的蒸气压下降
实验测定25C时，水的饱和蒸气压: p (H2O) = 3167.7 Pa； 0.5 mol ·kg-1 糖水的蒸气压则为: p (H2O) = 3135.7 Pa； 1.0 mol ·kg-1 糖水的蒸气压为: p (H2O) = 3107.7 Pa。
第7讲 酸碱理论与解离(2)
6.3 缓冲溶液
缓冲溶液：
加入少量强酸或强碱以及适量水，其pH值基 本不变（具有抵抗作用）的溶液。
可作为缓冲溶液的体系
1、较浓的强酸或强碱 2、两性物质 3、足够浓度的共轭酸碱对的两种物质合称
为缓冲系(buffer system)或缓冲对(buffer pair)
无机化学
3
无机化学
6.3 缓冲溶液
73
—
52
实验测定都证明：强电解质在水溶液中的 解离度α < 100% 。
无机化学
另一方面：X 射线结构分析实验证实：
多数强电解质在固体时是离子晶体，根本 没有分子存在，它们在水溶液中也应该是以 离子的形式存在。所以，在理论上，它们的 解离度应为100% 。
¾为了说明强电解质在水溶液中是完全解离的而 实验测定又表现出不完全解离的现象，1923年 Debye P 和 Hückel E 对此作了解释，提出强电解 质溶液理论——离子互吸理论（ion-ion interaction theory）。
I 越大，离子间的牵制作用越强，活度因子就越小
除特别声明外，在一般化学计算中，不考虑活度系数 的校正，通常用理论浓度代替活度进行计算。
¾Debye – Hückel 导出活度系数与离子强度关系
I < 0.01mol / kg的稀溶液: lgγ ± = −A | Z+Z− | I
较浓1−1型，I
为0.1− 0.2mol
nB– / V = pKa + lg nHB / V
¾若使用相同浓度的弱酸及其共轭碱配制缓冲溶 液，则c0B– = c0HB （混合前）。
pH = pKa + lg
c0B– • VB– c0HB• VHB
实验四---电解质溶液
实验四 电解质溶液一、实验目的1．掌握并验证同离子效应对弱电解质解离平衡的影响；2．学习缓冲溶液的配制，并验证其缓冲作用；3．掌握并验证浓度、温度对盐类水解平衡的影响；4. 了解沉淀的生成和溶解条件以及沉淀的转化。
二、实验原理弱电解质溶液中加入含有相同离子的另一强电解质时，使弱电解质的解离程度降低，这种效应称为同离子效应。
弱酸及其盐或弱碱及其盐的混合溶液，当将其稀释或在其中加入少量的酸或碱时，溶液的pH 值改变很少，这种溶液称作缓冲溶液。
缓冲溶液的pH 值（以HAc 和NaAc 为例）可用下式计算：)Ac ()HAc (lg p )()(lg p pH θa θa --=-=c c K c c K 盐酸 在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的难溶容电解质和溶液中相应的离子之间建立了多相离子平衡。
例如在PbI 2饱和溶液中，建立了如下平衡：PbI 2 (固) Pb 2+ + 2I -其平衡常数的表达式为θsp K = c (Pb 2+) · c (I -)2，称为溶度积。
根据溶度积规则可判断沉淀的生成和溶解，当将Pb(Ac)2和KI 两种溶液混合时 如果： c (Pb 2+)· c (I -)2 ＞θsp K 溶液过饱和，有沉淀析出。
c (Pb 2+)· c (I -)2 ＝θsp K 饱和溶液。
c (Pb 2+)· c (I -)2＜θsp K 溶液未饱和，无沉淀析出。
使一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，即把一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化，对于同一种类型的沉淀，溶度积大的难溶电解质易转化为溶度积小的难溶电解质。
对于不同类型的沉淀，能否进行转化，要具体计算溶解度。
三、仪器和药品仪器：试管，试管架，试管夹，离心试管，小烧杯（100mL 或50mL ），量筒（10mL ），洗瓶，点滴板，玻璃棒，酒精灯（或水浴锅），离心机（公用）。
药品：醋酸HAc（0.1mol·L-1，1mol·L-1，2mol·L-1），盐酸HCl （0.1mol·L-1，2 mol·L-1，6mol·L-1）。
离子平衡
实验三离子平衡一、实验目的1. 理解弱电解质的同离子效应及影响电离平衡的因素。
2. 掌握缓冲溶液的做用原理、组成、性质和配制方法。
3. 加深理解沉淀-溶解平衡，沉淀生成和溶解的条件。
4. 了解分步沉淀及沉淀的转化。
二、实验原理弱电解质在水溶液中都发生部分离解，离解出来的离子与未离解的分子处于平衡状态。
若在此平衡系统中加入含有相同离子的强电解质，就会使电离平衡向左移动，从而电离程度降低，这种作用称为同离子效应。
弱酸(或弱碱)及其盐的混合溶液，具有抵抗外来的少量酸、碱或稀释的影响，而使其溶液pH基本不变，这种溶液称为缓冲溶液。
在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，难溶电解质离子浓度与标准浓度比值以离子系数为幂的乘积是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。
将任意状况下离子浓度幂的乘积与溶度积比较，则可以判断沉淀的生成或溶解，称为溶度积规则。
在已生成沉淀的系统中，加入某种能降低离子浓度的试剂，使溶液中离子积小于溶度积时，就可使沉淀溶解，此外盐效应也可使难溶电解质的溶解度有所增大。
如果溶液中同时存在数种离子，它们都能与同一种试剂作用产生沉淀，当溶液中逐渐加入此沉淀剂时，某种难溶电解质的离子浓度幂的乘积先达到它们的溶度积的就先沉淀出来，后达到它们溶度积的就后产生沉淀，这种先后沉淀的次序称为分步沉淀。
将一种沉淀转化为另一种沉淀的过程，称为沉淀的转化。
对于相同类型难溶电解质之间的转化的难易，可以通过比较它们溶度积的大小来判别。
三、仪器和药品仪器：台秤、试管药品：固体NH4Ac酸HCl、HAc碱NH3·H2O、NaOH盐KI、AgNO3、K2CrO4、MgCl2、NH4Cl、Pb(NO3)2、ZnCl2、Na2SO4、Na2CO3、Na2S、NaF、PbCl2、(NH4)2C2O4、其他甲基橙、pH试纸四、实验内容五、问题、讨论1. 什么是离解平衡和沉淀-溶解平衡的同离子效应？如何用实验证明弱碱溶液中的同离子效应？2. 什么是溶度积规则？本实验中使沉淀溶解的方法有哪些？。
实验原理及内容
实验内容
在一支试管中加入5滴0.1 mol· L-1 Ni(NO3) 2 溶液，观察溶液的颜色。逐滴加入2 mol· L-1 NH3 · H2O，每加一滴都要充分振荡，并嗅 其氨味，如果不出氨味，再加第二滴，直到 出现氨味，并注意观察溶液颜色。然后滴加 5滴丁二酮肟溶液，摇动，观察玫瑰红色结 晶的生成。
实验原理及内容
电解质溶液
3、沉淀的生成和溶解 加入适当过量的沉淀剂，可使沉淀更完全；利用加酸、 加氧化剂和配位剂可以使沉淀溶解；难溶物在一定条件下也 可以转化成另一难溶物。 实验内容： (1)在一支试管中加入2 mL 0.1 mol· L-1 MgCl2溶液，滴入数滴2 mol· L-1 NH3· H2O观察沉淀的生成。再向此溶液中加入少量 NH4Cl固体，振荡，观察沉淀是否溶解？解释现象。 (2)取一支离心试管，加入5滴0.1 mol· L-1 Pb(NO3)2和1 mol· L-1 NaCl溶液。离心分离。弃去清夜，往沉淀上逐滴加入0.1 mol· L-1 KI溶液，剧烈振荡或搅拌，观察沉淀颜色的变化， 并解释现象。
实验原理及内容
电解质溶液
1. 同离子效应 在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的 易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。 实验内容： (1)在试管中加入0.5 mL 0.1 mol· L-1 NH3· H2O溶液和1 滴酚酞溶液，摇匀，观察溶液的颜色。再加入少量 NH4Ac固体，摇荡使其溶解，观察溶液颜色的变化。 (2)利用0.1 mol· L-1 HAc溶液，设计一个试验，证明同 离子效应能使HAc的电离度下降（选用甲基橙指示 剂）
实验原理及内容
氧化还原反应
实验内容（几种常见的氧化还原反应）
(2)H2O2的氧化性和还原性
第4章 缓冲溶液
缓冲溶液pH的计算
例 将20 mL 0.10 mol· -1 的 H3PO4溶液与 30 mL L 0.10 mol· -1 的 NaOH溶液混合，求所得缓冲溶 L 液的pH=？( pKa1=2.16, pKa2=7.21, pKa3=12.32 )
解: 反应后 H3PO4 0 NaH2PO4 反应前 反应后 2.0 mmol 1.0 mmol + NaOH 1.0 mmol + NaOH 1.0 mmol 0
1
分子分母同乘 ([HB]+[B-])
分子分母同除[HB-]
4.3.2 缓冲比与最大缓冲容量βmax
1 2.303 c总 [B ] [HB] 1 [HB ] 1 [B ] 缓冲比等于1时， 1
2.303
lg i Azi
2
I
实际应用中，常用pH计测量缓冲溶液pH值， 然后滴加少量强酸强碱加以调节。
不同I和z时缓冲溶液的校正因数（20oC）
I 0.01 0.05 z = +1 +0.04 +0.08 z=0 -0.04 -0.08 z = -1 -0.13 -0.25 z = -2 -0.22 -0.42
第四章 缓冲溶液
Buffer Solution
本章要点
缓冲溶液的组成及作用机理
缓冲容量
缓冲溶液pH值计算
缓冲溶液的应用
4.1缓冲溶液及缓冲机制
实验现象： 向1.8×10－5mol/LHCl 溶液中(pH=4.74)中加入少 量酸或碱，pH值会发生显
著变化；
向HAc-NaAc混合液中 加入少量酸或碱，溶液的 pH值几乎不变。
同离子效应和缓冲溶液
选择和配制缓冲溶液时，首先要参考缓冲范围，选择合适 的共轭酸，使 落在缓冲范围之内，然后通过调节共轭酸碱对的 浓度比（c酸/c碱）来达到要求。 【例4-6】用10mL 6.0mol/LHAc溶液，配制pH=4.5的 HAc-NaAc缓冲溶液100mL，需称取NaAc•3H2O多少克？ 解 由附录一查得， K a =1.75×10-5。 因为 所以
5
pH=4.9
3．缓冲范围
c酸 pH =pKa lg c共轭碱
缓冲溶液的缓冲能力有限，当共轭酸碱对的浓度之比（即c
酸/c共轭碱）为1∶1时，缓冲溶液的缓冲能力最大。通常，c酸/c共 轭碱=0.1~10时，缓冲溶液具有明显的缓冲能力，此时
pH =pKa 1
(4-13)
该pH范围称为缓冲溶液的有效缓冲范围，简称缓冲范围。
4.3.1 同离子效应与缓冲溶液
K a c'
结论：往HAc中加入NaAc或HCl溶液时，会因增大Ac－ 或H+的浓度，而使HAc的解离平衡向左移动，HAc的解离 度降低。
想一 想
试分析在NH3溶液中加入NaOH或NH4Cl时，能否使NH3
的解离平衡发生移动？NH3的解离度如何变化？
NH3+H2O
由于同离子效应使HAc的解离度变的更小，因此可作如下近 似处理
0 0 . 1 0 xx [ A c ] [ H ] . 1 0 x K x a H A c 0 . 1 0 x 0 . 1 0
K a
A c ] [ H ] [ H A c
5 x 1 . 7 51 0 m o l / L 0 . 0 0 1 7 5 % c H A c . 1 0 m o l / L 0
大学化学实验讲义
溶液中的离子平衡实验目的1．加深对单相、多项离子平衡及其移动的基本原理和规律的理解。
2．学会缓冲溶液的配制并验证其性质。
3．熟悉pHS-3B 型酸度计测定溶液的pH 值。
4．掌握试剂的取用和试管的使用等基本操作。
实验原理在工农业生产、科学研究及日常生活中，许多化学反应都是在水溶液中进行的。
参与这些反应的物质主要是酸、碱和盐，它们都是电解质，因而了解电解质在水溶液中的反应规律是很有意义的。
一、弱电解质的同离子效应和缓冲溶液在弱电解质的溶液中，存在着弱电解质的解离平衡，如HAc H Ac +-+ 在该平衡体系中，加入含有与弱电解质相同离子的易溶强电解质（如NaAc ），则解离平衡向生成弱电解质（HAc ）的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。
弱酸及其盐（如HAc 和 NaAc ）或弱碱及其盐（如氨水和NH 4Cl ）的混合溶液，能在一定程度上对外来的的酸或碱起到缓冲作用，即外加少量酸、碱或稀释时，此混合溶液的pH 值基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。
若缓冲溶液由弱酸及其盐组成，则其pH 值可用下式计算：pH=p K a - lgc(酸)/c(盐)若所配制的缓冲溶液是由相同浓度的的弱酸及其盐按不同体积直接混合而成时，则可按下式计算其酸和盐的体积比：pH=p K a -lgV(酸)/V(盐) 二、难溶电解质的多相离子平衡及其移动在难溶电解质的饱和溶液中，存在着未溶解的固体和它的溶液中相应离子的平衡：A mB n m A n++n B m-K sp θ(A m B n ) = c m (A n +)c n (B m -)根据溶度积规则：c m (A n +)c n (B m -) > K sp θ，溶液过饱和，生成沉淀 c m (A n +)c n (B m -) = K sp θ，饱和溶液c m (A n +)c n (B m -) < K sp θ，溶液未饱和，无沉淀生成 可以判断沉淀生成和溶解。
第三章 缓冲溶液
第一节缓冲溶液及缓冲机制一、缓冲溶液的组成在100 mL pH = 5.00的HCl溶液中分别加入1mL1 mol⋅L-1的HCl（强酸）溶液或1mL1 mol⋅L-1的NaOH（强碱）溶液后，HCl溶液的pH发生了显著变化，加酸后pH = 2.00，而加碱后pH = 12.00。
但在100 mL浓度均为1mol⋅L-1 HAc和NaAc pH = 5.00混合溶液中，加入同样数量的强酸和强碱，pH改变却很小，加酸后pH = 4.98，而加碱后pH = 5.02。
如用水稍加稀释时，HAc和NaAc混合溶液的pH改变的幅度也很小。
这说明HAc和NaAc这种由弱酸及其共轭碱组成的混合溶液有抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持pH基本不变的能力，我们把这种溶液称为缓冲溶液(buffer solution)。
缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用称为缓冲作用(buffer action)。
常用的缓冲溶液是由足够浓度的共轭酸碱对的两种物质组成的。
例如：HAc －NaAc、NH3-NH4Cl、NaH2PO4-Na2HPO4等。
组成缓冲溶液的共轭酸碱对被称为缓冲系(buffer system)或缓冲对(buffer pair)。
一些常见的缓冲系列在表3-1中。
表3-1 常见的缓冲系缓冲系质子转移平衡pK a(25︒C) HAc-NaAc HAc +H2O Ac-+ H3O+ 4.76H2CO3-NaHCO3H2CO3 +H2O HCO3-+ H3O+ 6.35H2C8H4O4- KHC8H4O4* H2C8H4O4 +H2O HC8H4O4-+ H3O+ 2.89Tris⋅HCl-Tris** Tris⋅H+ +H2O Tris + H3O+8.08 NH4Cl-NH3NH4+ +H2O NH3+ H3O+9.25CH3NH3+Cl--CH3NH3+ +H2O CH3NH2+ H3O+10.63 CH3NH2***H3PO4-NaH2PO4H3PO4 +H2O H2PO4-+ H3O+ 2.16NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4- +H2O HPO42-+ H3O+7.21Na2HPO4-Na3PO4HPO42- +H2O PO43-+ H3O+12.32* 邻苯二甲酸-邻苯二甲酸氢钾**三(羟甲基)甲胺盐酸盐-三(羟甲基)甲胺***甲胺盐-甲胺二、缓冲机制现以浓度均为0.10 mol⋅L-1的HAc和NaAc缓冲系为例来说明缓冲溶液的缓冲机制。
无机化学 第五章 缓冲溶液
HB + H2O
H3O+ + B-
NaB
Na+ + B-
lg
[共轭碱 ] [共轭酸 ]
1. 仅适用于缓冲溶液，其他溶液不能用。
2. 首先应分清缓冲溶液中的共轭酸，然后再 确定pKa值。
3. 当引入外来H+或OH-时，缓冲溶液中共轭酸 碱的量均随之改变。同时也需注意溶液总体 积的改变。
16
例. 计算0.10 mol·L-1 NH3 20 mL和0.20 mol·L-1 NH4Cl 15 mL混合溶液的pH值。 pKb(NH3) = 4.75
用。
缓冲系buffer system（缓冲对buffer pair）： 组成缓冲溶液共轭酸碱对的两种物质
5
二、缓冲溶液的类型
缓冲溶液组成：
➢ 弱酸及其共轭碱； ➢ 弱碱及其共轭酸；
共轭酸碱对
➢ 高浓度的强酸及强碱：
无抗稀释能力，且酸碱性太强，实际很少用。
6
表. 常见的缓冲体系
7
三、缓冲溶液的组成特点
HAc + H2O
H3O + + Ac－
因NaAc的同离子效应 抑制了HAc 的解离
体系中存在大量HAc和Ac－
9
在HAc~NaAc缓冲体系中加入少量强酸时：
HAc + H2O
H3O + + Ac－
平衡移动方向
+
外来H+
平衡移动结果：外来H+被消耗。溶液pH没有明
显降低
抗酸缓冲作用
10
在HAc~NaAc缓冲体系中加入少量强碱时：
第五章 缓冲溶液
Buffer Solution
酸碱平衡和酸碱滴定—同离子效应和缓冲溶液(应用化学课件)
0.10
H 3 O Ac
0
0.10 x 0.10
0.10
x
0.10 x 0.10
c(H ) c(Ac ) x(0.10 x) 0.10 x
Ka
1.8 10 5
c(HAc)
0.10 x
0.10
(H + ) = = 1.8 × 10−5 mol ⋅ L−1 , pH = 4.75
c (H ) 1.8 10 5
100% 0.018%
c
0.10
在0.10mol·L-1HAc溶液中，α(HAc)=1.33%，
pH=2.87。而在0.10mol·L-1HAc- 0.10mol·L-1NaAc
混合溶液中，pH=4.74，α(HAc)只有0.018%，
HAc的解离度降低到原来的1/72。
c( HAc ) / c
0.99
( )Τ
pK
lg
4.75
lg
4.76
a
− lg
−
c
(
Ac
)
/
c
1.01
( )Τ
在Hac和NaOH共存溶液中，加入少量HCl或NaOH，溶液的pH值几乎不变化！
( − )Τ
⑴弱酸—弱酸盐
例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3
HA(aq) H 2O(l)
⇌
H3O (aq) A (aq)
K a ( HA )c( HA )
c( H 3O )
c(A )
两边取负对数，则
解离平衡
H3O+ + S2–
x+y
y
Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S] = 9.1 × 10–8
Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–] = 1.1 × 10–12
∵ Ka1 >> Ka2 ，且 c / Ka1 = 0.1/ 9.1 × 10–8 >> 400 ∴ [H3O+] ＝ x+y ≈ x = Ka1 ⋅ c
[NH3]
[HAc]
=
Kw K b(NH3 ) ⋅ Ka(HAc)
=
1.0× 10−14 1.8×10−5 ×1.8 ×10−5
= 3.1×10−5 = K
∵ K 很小，→ x 很小，0.10 – x ≈ 0.10
x2 / 0.102 = 3.1×10－5 ∴ x = [NH3] = [HAc] = (3.1 ×10－7)0.5 = 5.6 ×10－4
⋅Ka
=
5.6 × 10−4 0.10 − 5.6×10−4
加入0.10 mol/dm3 强酸时，
[OH–] = Kw / [H3O+] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
= 1.0 × 10–13（mol/dm3)
加入0.10 mol/dm3 强碱时，
[H3O+] = Kw / [OH–] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
HS– + H2O x-y
H3O+ + S2–
x+y
y
[S2–] = Ka2 × ([HS–] / [H3O+] ) = Ka2 × (x-y / x+y )
第1节 缓冲溶液
结论 1）强酸、强碱缓冲能力强，单向变化。 2）缓冲系不同，pKaΘ不同，缓冲范围不同。 3）总浓度越大，其βmax越大； 总浓度相同， βmax相同。
20
4）总浓度一定时，当[B‾]/[HB] =1时，
缓冲容量β值最大： βmax = 0.576c总
5）缓冲比越偏离1时，缓冲容量越小。
当[B‾]/[HB] >10，或<1/10， 失去缓冲作用；
称为缓冲作用。
3
3)缓冲溶液的组成
缓冲溶液:由 共轭酸碱对构成的溶液。 (1)弱酸及其盐型:HAc - NaAc (2)弱碱及其盐型:NH3-NH4Cl (3)酸式盐与其次级盐型:NaH2PO4 - Na2HPO4 缓冲溶液 弱酸(抗碱成分) 弱碱(抗酸成分) 缓冲系(缓冲对)
4
表1 常见的缓冲系
8
[B‾] pH = pKaΘ + lg —— [HB]
pH pK a
[共轭碱] lg [弱酸]
[B‾] •式中 ——— — 缓冲溶液的缓冲比 ； [HB] [B‾]+[HB] — 缓冲溶液的总浓度 由于B‾的同离子效应， HB的解离很少，故可用 浓度代替平衡浓度，即 cB‾ pH = pKaΘ + lg —— cHB nB‾/V Θ + lg ——— = pKa nHB/V
= 近似值 + 校正因数
13
表3 三种离子强度下的校正因数
z
I
0.01 0.05 0.10
+1 NH4+NH3 +0.04 +0.08 +0.11
0 HAcAc-0.04 -0.08 -0.11
-1 H2PO4-HPO42-0.13 -0.25 -0.32
第8章缓冲溶液练习与实践
第八章 同离子效应和缓冲溶液练习与实践参考答案一、名词解释1。
同离子效应答：这种在弱电解质溶液中加入与该弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质电离度降低的现象称为同离子效应。
2．缓冲溶液答：溶液的这种能对抗外来少量强酸、强碱或适当稀释，而保持溶液的pH 几乎不变的作用称为缓冲作用。
具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
3．缓冲范围答：人们将缓冲作用的有效pH 范围pH= pKa ±l 称为缓冲溶液的缓冲范围。
二、单项选择题1．在NH 3·H 2O 溶液中加入下列试剂产生同离子效应的是（ C ） A ．浓NH 3·H 2O B ．CH 3COOH C ．NH 4C1 D ．HCl2．不具有抗酸抗碱能力的是( A )A ．HCl —NaClB ．CH 3COOH-CH 3COONaC ．NH 3·H 2O —NH 4C1D ．NaH 2PO 4-Na 2HPO 4 3．下列溶液中缓冲能力最大的是（ D ）A ．混合液中含0.15mol/L CH 3COOH —0。
05mol/LCH 3COONaB ．混合液中含0.05mol/L CH 3COOH —0。
15mol/LCH 3COONaC ．混合液中含0.05mol/L CH 3COOH —0。
05mol/LCH 3COONaD ．混合液中含0。
10mol/L CH 3COOH-0。
10mol/LCH 3COONa4．血液的pH 能保持恒定,其中起主要作用的缓冲对是( D ）A ．HHb-KHbB ．HHbO 2—K HbO 2C ．NaH 2PO 4— Na 2HPO 4D ．H 2CO 3—NaHCO 35．欲配制与血浆pH 相同的缓冲溶液，应选用下列哪一组缓冲对( B ） A ．HAC —NaAc(p K a =4.75） B ．NaH 2PO 4—Na 2HPO 4（p K a =7。
20) C ．NH 3—NH 4Cl （p K a =9.25） D ．H 2CO 3—NaHCO 3（p K a =6。
大一化学课件 第4章 缓冲溶液
[HAc] 0.3 mol L1 10 mL - 0.1 mol L1 10 mL＝0.1mol L1 20 mL
近似计算：pH
pK a
lg
[Ac - ] [HAc]
4.75 lg
0.05 mol L-1 0.1 mol L-1
＝4.45
准确计算： I 1 cizi 2 0.05mol L1 2
pppHHH pHpppKKKaaapKlglalgg[[[[H[[BHHlBBgBB-B--][]][]]]HBB- ]]
物质的同量离来子表效示应
同同同离离离子子子同效效效离应应应子效应＝＝＝pppK＝KKaaapKlgllaggccccccHBlHHBgBB-BB--
c BVc HVB
物质的量来表示
pH pKa2
lg
n (HPO 42- ) n (H2PO4 )
7.21 lg 1.0mmol 1.0mmol
7.21
4.2.2 缓冲溶液pH计算式的校正
pH
pK a
lg
a[B ] a[ HB]
pK a
lg
[B] (B) [HB] (HB)
pK a
lg
[B] [HB]
lg
(B) (HB)
NaHCO3 – Na2CO3 (HCO3- – CO32-）
H3PO4 – NaH2PO4 – Na2HPO4 (H3PO4 – H2PO4-) (H2PO4- – HPO42-)
因NH4Cl-NH3·H2O缓冲溶液的pH大于7, 所以不能抵 抗少量的强碱。 （ × ）
缓冲溶液就是能抵抗外来酸碱影响，保持pH绝对不变 的溶液。 （ × ）
pH
pK a
lg
[B- ] [HB]
实验八 酸碱反应与缓冲溶液
实验八酸碱反应与缓冲溶液实验目的1.进一步理解和巩固酸碱反应的有关概念和原理(同离子效应盐类水解及其影响因素）2.学习试管实验的一些基本操作3.学习缓冲溶液的配制及其PH的的测定，了解缓冲溶液的缓冲性能4.学习酸度计的使用方法实验原理1.同离子效应强电解质兹水中全部解离。
弱电解质在水中部分解离。
在一定温度下，弱酸弱碱的竭力平衡如下；HA(ag）+H2O(l)↔H3O+(ag)+A-(ag)B(ag)+H2O(l)↔BH+(ag)+OH-（ag）在弱电解质溶液中，加入弱电解质含有相同离子的强电解质解离平衡向生成弱电解质的方向移动，是弱电解质的接力度下降。
这种现象成为：同离子效应。
2.盐类水解强酸、强碱盐在水中不水解。
强酸弱碱盐（如NH4Cl）水解溶液显酸性，强酸弱碱盐（如NaAc）水解溶液显碱性。
弱酸弱碱盐（如NaAc）水解溶液的酸碱性取决于强酸弱碱的相对强弱。
例如：Ac-（ag）+H2O（l）↔HAc(ag)+OH-（ag)NH4+(ag)+Ac-(ag)+H2O(l)↔NH3·H2O（ag）+HAc（ag）水解反应时酸碱中和反应的逆反应。
中和反应是放热反应水解反应时吸热反应。
因此升高温度有利于盐类的水解3.缓冲溶液由弱酸（或弱碱）与弱酸（或弱碱）盐（如HAc-NaAc；NH3·H2O-NH4Cl；H3PO4-NaH2PO4；NaHPO4;NaHPO4-Na3PO4等）组成的溶液具有保持溶液PH相对稳定的性质，这类溶液称为缓冲溶液。
由弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液的PH可由下列公式计算: PH=PKgө（HA)-lgc(HA)/c(A-)由弱酸-弱碱盐组成的缓冲溶液的PH可用下式计算；PH=14-PKbө（B）+lgc(B)/c(BH)缓冲溶液的PH可以用PH试纸来测定缓冲溶液的缓冲能力与组成溶液的弱酸（或弱碱）及其共轭碱（或酸）的浓度有关，当弱碱（或弱酸）与它的共轭碱（或酸）浓度较大时，其缓冲溶液能力较强。
医用化学-第3章 缓冲溶液
确定总浓度（以Tris· HCl-Tris为例）： 根据要求具备中等缓冲能力，并且要使计算量尽可能 小，可以选用0.1 mol· L-1的Tris· HCl和0.1 mol· L-1的Tris 溶液配制
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则
即将173 mL 0.1mol· L-1的Tris和827 mL 0.1 mol· L-1的Tris · HCl 溶液混合配制混合就可配制1 L pH=7.40的缓冲溶液；最后在 酸度计的监测下校正pH。
θ b
c碱 c共轭酸
(2)10.25
6
二、 缓冲pH范围
缓冲对的有效缓冲范围为：
pH =pKa±1 或 pOH =pKb±1
缓冲容量：
7
练习
血液中（ H2CO3—NaHCO3 ）缓冲对的功能之一是从细胞 组织中迅速地除去运动以后产生的乳酸（ HLac ），已知： Ka(HLac)=8.410-4, Ka1(H2CO3)=4.310-7, Ka2(H2CO3)=5.610-11, (1)计算HLac + HCO3- =H2CO3 + Lac- -的平衡常数。 (2)正常血液的pH=7.4，分析血液中H2CO3主要的存 在形态。 (3)若血液中碳酸的总浓度为2.8 10-2 mol∙L-1，计算血 液中c(H2CO3)和c(HCO3-)
28
加入固体NaOH mg：
0.070mol L-1 0.50L
4.90 = 4.76 + lg
mg 40g mol -1 mg -1 0.130mol L 0.50L 40g mol -1
解得：m = 0.92
在pH=4.90的缓冲溶液中： [HAc] = 0.130 mol· L-10.92g -1 4sp ) n(Asp ) pH pK a lg 3.50 lg 2.95 n(HAsp) n(HAsp)