第四章 电解质溶液与缓冲溶液
合集下载
《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
第四章 解离平衡
— + + — +
—
+ —
—
+
+
+
—
+
—
+
—
— +
—
+ —
离子氛示意图
表观电离度 强电解质的解离度与弱电解质的解离度的 意义完全不同，它仅表示溶液中离子间相互 牵制作用的强弱程度，称强电解质的解离度 为表观电离度。
4.1.3活度
活度：单位体积电解质溶液中，表观上所含 有的离子“浓度”，称有效“浓度”，也称活度。 活度与实际浓度间的关系如下：
K 酸愈强，K a 愈大， b 愈小,其共轭碱愈弱。反之 亦然。
例：NH3 ~ NH4+
NH3 +
H 2O
NH4+
+ OH-
已知NH3的 K b为1.78×10-5，则NH4+的 K a 为：
K a , NH 4
Kw 1.0 10 10 5.6 10 5 K b , NH 3 1.7810
4.1.2 强电解质溶液理论
一般认为强电解质的解离度是100%，
但根据溶液的导电性等实验证明强电解质 在溶液中的解离度小于100%，什么原因造 成强电解质溶液解离不完全的假象呢？
1923年，德拜和休克尔提出离子氛的概念 (ionic atmosphere)。认为：强电解质在溶 液中是完全解离的，但由于离子间的相互 作用，每一个离子都受到相反电荷离子的 包围，形成“离子氛”。这种离子间的相 互作用使溶液中的离子并不完全自由。其 表现是：溶液导电能力下降，产生一种解 离不完全的假象。
4第四章 缓冲溶液
Ka
KW Kb
5.581010
pH
pK a
lg
[NH 3 ]
[NH
4
]
pK a
lg
n(NH 3 )
n(NH
4
)
pH＝9.17
Logo
例题 “将NH3-NH4Cl缓冲溶液稀释一倍，溶
液中的[OH- ]减少到原来的1/2”，对吗？
答：错！
缓冲溶液pH的校正
自学
Logo
Logo
2. 生物医学中配制缓冲溶液的总浓度要适宜 0.05～0.2mol·L－1
3. 计算所需缓冲系各物质的量
4. 校正
Logo
例题 已知: H3PO4的各级酸常数是pKa1=2.12,
pKa2=7.21, pKa3=12.67。 问：欲配制pH = 7.40的缓冲溶液，应选择什么
作缓冲对？
解: ∵ pKa2=7.21最接近7.40
（三）缓冲容量和缓冲范围
缓冲容量是衡量缓冲溶液的缓冲能力的物理量。
定义：单位体积缓冲溶液的pH值改变1（即pH=1） 时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量。
β Δn V ΔpH
（某一范围内的平均缓冲容量）
dna(b) （缓冲溶液的瞬时缓冲容量）
V dpH
讨论
恒大于零，单位： mol·L-1·pH-1
引言
Logo
生物体液中都有各自相对稳定的PH值。比如， 血液PH=7.35-7.45。超过这个范围，就引起酸 碱中毒。
而生物自身代谢一些酸碱物质，如柠檬酸、乳 酸等，体外也需要引入酸碱物质。
但是体液的PH并不以这些酸碱性物质的摄入而 改变—体液的缓冲作用。
大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)
非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线
基础化学 第04章 缓冲溶液
第四章缓冲溶液许多反应，往往都需要在一定的pH值条件下才能正常进行，例如，细菌培养、生物体内酶催化反应等。
当溶液的pH值不合适或反应过程中溶液的pH值有了较大改变时，都会影响反应的正常进行。
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，如超出这个范围，就会出现不同程度的酸中毒或碱中毒症状，严重时可危及生命。
怎样才能使溶液（或体液）的pH值基本恒定，这是一个在化学上和医学上都同样重要的问题。
第一节缓冲溶液及缓冲机制一、缓冲溶液的缓冲作用和组成实验表明，分别在1L 0.10mol·L-1NaCl溶液和1L 含HAc和NaAc均为0.10mol的溶液中，加入0.010mol强酸（HCl）或0.010mol强碱（NaOH），NaCl 溶液的pH值发生了显著变化（改变了5个pH单位），而HAc和NaAc混合溶液的pH值改变很小（仅改变了不足0.1个pH单位）。
如用水稍加稀释时，HAc 和NaAc混合溶液的pH值随稀释而改变的幅度也很小。
这说明HAc和NaAc混合溶液有抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持pH值基本不变的能力。
我们把这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不变的溶液称为缓冲溶液（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）。
较浓的强酸如HCl溶液或较浓的强碱如NaOH溶液，当加入少量强酸、强碱，其pH值基本保持不变，所以它们也具有缓冲作用。
但由于这类溶液的酸性或碱性太强，实用上很少当作缓冲溶液使用。
我们通常所说的缓冲溶液一般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。
在实际应用中，往往还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反应物组成缓冲系，如：弱酸（过量）+ 强碱：HAc（过量）+ NaOH强酸+弱酸的共轭碱（过量）：HCl+NaAc（过量）实际上它们形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。
第四章 缓冲溶液
34
小结：(1)缓冲溶液是一定浓度的 共轭酸和共轭碱的混合液 (2) Ka为共轭酸的酸常数
cB- nB[B-] (3) 或 或 称为 缓冲比 nHB [HB] cHB
(4) 缓冲溶液的pH值主要取决于pKa , 其次是缓冲比。
例：在1L混合液中，含有0.10molHAc 和0.10molNaAc (HAc:pKa=4.76)
+
HAc HAc
大量
平 衡
+ + Ac
大量 基 大量 基 本 本 不 不 变 缓冲溶液中必须存在两个大量、 变 一个平衡。即必须由弱酸或弱碱 及其对应的盐组成。
常见的缓冲对有三种类型 ①弱酸及其对应盐 HAc Ac-
H2CO3 - HCO3②弱碱及其对应盐 NH4+ - NH3
③多元酸的酸式盐及 H2PO4- - HPO42-
-
（1）pH ＝ pKa + lg —— [HB]
[B ]
c（2）pH ＝ pKa + lg ——— c
B HB
n B （3）pH ＝ pKa + lg ——— nHB v B （4）pH ＝ pKa + lg ——— VHB
-
混合后 的浓度 最常用
小结：
(1) 缓冲溶液是一定浓度的
共轭酸和共轭碱的混合液 (2) Ka为共轭酸的酸常数
pKa =pKw-pKb =14-4.75=9.25 n(共轭碱) n(NH3) pH =pKa+lg =pK +lg a n(共轭酸) n(NH4+) -120ml 0.10mol· L =9.25+lg 0.20mol· L-115ml =9.25-0.18
=9.07
第4章 缓冲溶液
a b 2.303 c总 ab ab
a b 0.46 ab ab
当a:b=9:1时， β＝0.041mol· L-1 当a:b=3:1时， β＝0.086mol· L-1 当a:b=1:1时， β＝0.12mol· L-1
(4.9)
由式(4.9)可见 ，β与缓冲比([B-]/[HB])和总浓度
(c总定缓冲溶液的 pH值，所以β随 pH值的变化而变 化。图4-1*
H3BO3+NaOH
1. 总浓度对β的影响
对于同一缓冲系，缓冲比一定时，c总越大，β越大。
2. 缓冲比对β的影响
值极小
水和一般溶液的 pH 值发 生变化。但某些溶液…
0.10 mol· L-1 NaCl溶液 1L NaCl溶液中加入HCl (NaOH)到0.010 mol· L-1， 溶液的pH由7变为2(12)，
改变了5个pH单位。
结论： NaCl溶液易受外加少量强酸或强碱的影 响，pH发生显著变化。* 不具有抵抗外加少量强酸或强碱而使溶液的pH保 持基本不变的能力。*
c( HB ) aV a 1 [HB ] 0.20mol L aV bV ab
c(B ) bV b [B ] 0.20mol L1 aV bV ab
-
c总＝[B-]+[HB]＝ 0.20mol· L-1
[HB] [B ] 2.303 c总 [HB] [B ] [HB] [B ]
系或缓冲对。
注意：HAc溶液中存在HAc和Ac-，但不是缓冲溶液！！
在实际应用中，往往采用酸碱反应的生成物与剩 余的反应物组成缓冲溶液，如: 弱酸(过量)+ 强碱：HAc(过量)+NaOH 强酸+弱碱(过量)：HCl+NaAc(过量) 实际上，形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。
医用化学第4章电解质溶液
（二）一元弱碱
与一元弱酸相似，可以推导出[OH-]
离子浓度的计算公式。 当cB×Kb≥20Kw ，cB/Kb＞500时，
[OH ] c K B b
例6、计算0.10mol/L NH3的pH值。（已知 Kb=1.8×10-5） 解：因为cB×Kb≥20Kw ，cB/Kb＞500，所 以
医学上常用氢离子浓度的负对数值
来表示溶液的酸碱度，即：
pH=-㏒[H3O+]
∵水溶液中：[H3O+][OH-] =1.0×10-14 ∴pH+pOH=14
pH=7，溶液呈中性 pH>7，溶液呈碱性 pH<7，溶液呈酸性 pH值越小，溶液酸性越强；pH值越 大，溶液碱性越强
·
·当溶液中的[H3O+]或[OH-]大于 1mol/L时，仍以其浓度表示溶液的 酸碱度
CN- + H2O NH3 + H2O
H+3O + HCO3HCN + OHNH4+ + OH-
17
HA + H2O
A- + H3O+
[A-] [H3O+] Ki= [ HA ] [H O] 2
ka=
[A-] [H3O+] [ HA ]
B- + H2O
HB + OH[ B- ]
18
kb=
[HB] [OH-]
α＜100%。
4
一、Debye-Hü ckel 理论要点
1、强电解质在水中全部解离
5
2、离子间通过静电引力相互作用，每
个离子都被周围带相反电荷的离子包围， 形成离子氛（ion atmosphere),此外，还可 能：离子对.
医用基础化学 第四章 缓冲溶液(临床)公开课课件
Conjugate base
pKa( at 25℃)
HAc
Ac-
4.76
H2CO3 - NaHCO3
H2CO3
HCO3-
6.35
H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4
H2PO4-
2.16
Tris·HCl - Tris
Tris·H+
Tris
7.85
H2C8H4O4 - KHC8H4O4 NH4Cl - NH3
4.1.1The introduction of Buffer Solution and Buffer Process
纯水 （50ml）
0.100mol·L-1 HAc0.100mol·L-1 NaAc
溶液（50ml）
pH=7 pH‵=11
△ pH=4
△ pH=0.01
pH=4.74 pH‵=4.75
CH3NH3+Cl- - CH3NH2 NaH2PO4 - Na2HPO4
H2C8H4O4 HC8H4O4-
NH4+
NH3
CH3NH3+ CH3NH2
H2PO4-
HPO42-
2.89 9.25 10.63 7.21
Tris: Tris(Hydroxymethy)methanamin
NH2 HOH2C C CH2OH
CH2OH
Tris·HCl:
NH2H+.ClHOH2C C CH2OH
CH2OH
缓冲机制(Buffer process)
以HAc—Ac-缓冲系为例：
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
当加入少量强酸时消耗掉外来的H3O+，质子转移平衡左移， 而溶液的pH保持基本不变。
《基础化学学习指导 04指导
第四章缓冲溶液【学习目标】掌握缓冲溶液的概念、组成和作用机制；影响缓冲溶液pH的因素、Henderson-Hasselbalch方程式及应用；缓冲容量的概念、影响因素及有关计算。
熟悉缓冲溶液的配制原则、方法和步骤；血液中的主要缓冲系及其在稳定血液pH过程中的作用。
了解医学上常用的缓冲溶液的配方和标准缓冲溶液的组成。
【内容要点】第一节缓冲溶液及缓冲机制一、缓冲溶液及其作用机制能够抵抗外来少量强酸、强碱，或在一定范围内稀释时，保持溶液pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。
其对溶液pH的稳定作用称为缓冲作用。
以足量HAc和Ac-组成的缓冲溶液为例，HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq)加入少量强碱（OH-）时，OH-接受H3O +传递的质子，使平衡右移，溶液中大量存在的HAc解离以补充被OH-消耗掉的H3O+，从而保持pH基本不变。
加入少量强酸（H3O +）时，大量存在的Ac-接受其传递的质子生成HAc，使平衡左移，因而[H3O+]无明显增加，保持pH基本不变。
二、缓冲溶液的组成缓冲溶液一般由足够浓度、一定比例的共轭酸碱对组成。
组成共轭酸碱对的两种物质称为缓冲系或缓冲对，其中共轭酸起到抗碱作用，称为抗碱成分；共轭碱起到抗酸作用，称为抗酸成分。
第二节缓冲溶液pH的计算一、缓冲溶液pH的近似计算公式（一）基本公式——Henderson-Hasselbalch方程式在HB-B-组成的缓冲溶液中，HB和B-之间存在如下质子转移平衡O(l) H3O+(aq)+ B- (aq)HB(aq) + H由平衡可得[H 3O +]＝K a × ]B []HB [- (4.1) pH ＝p K a + lg ]HB []B [-＝p K a + lg ][][共轭酸共轭碱 (4.2) 此式即计算缓冲溶液pH 的Henderson —Hasselbalch 方程式。
[B -]与[HB]的比值称为缓冲比，[B -]与[HB]之和为缓冲溶液的总浓度。
基础化学第四章 缓冲溶液
抗碱成分 抗酸成分 HAc NaAc
弱酸
共轭碱
HAc - AcH2CO3 - HCO3H2PO4- - HPO42HCO3- - CO32弱碱 共轭酸
H2CO3 - NaHCO3
NaH2PO4 - Na2HPO4 NaHCO3 - Na2CO3
NH4Cl -
NH3· H2O
NH3 - NH4+
三、 缓冲溶液的分类
HAc和Ac-是一对共轭酸碱对，故他们之间存在一个 大 H+转移平衡 量
HAc
H+ + Ac少 量
大 量
a.加入少量酸时
少量H+
H+ + Ac平衡向左移动
HAc
抗酸成 分
H+ + Ac-
HAc
缓冲对中的共轭碱发挥抵抗外加的强 酸的作用,故称为缓冲溶液的抗酸成分。
b.加入少量碱时 少量OH-
HAc
否。因全部生成NaAc。
-1 -1
-1
-1
1molБайду номын сангаас L NaOH和2mol· L HAc等体积 混合，有否缓冲作用？
有。HAc ~ NaAc组成缓冲对。
四、缓冲作用机制 以HAc-NaAc缓冲溶液为例
NaAc是强电解质，NaAc HAc是弱电解质， HAc
平衡向左移动
Na+ + AcH+ + Ac-
H2CO3---HCO3 2 -
CO2
HHbO2---KHbO2 H2PO4-HPO4 2 -
肾
红细胞中的缓冲系主要有：
1．弱酸及其对应的盐
HAc-NaAc
2．多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐
药学专科自考- 酸碱平衡
第二节 溶液的酸碱性
1.酸碱指示剂概念：能随着溶液pH的变化而改变颜色的物质。 酸碱指示剂是一些结构比较复杂的有机弱酸或有机 弱碱，其共轭酸碱对具有不同的结构和颜色。 HIn + H2O ⇌ H3O+ + In-
酸式色 无色（如酚酞）
KHIn [H ][In ] [HIn]
碱式色 红色
拉平效应和区分效应
区分效应
能区分酸或碱强度的现象。
酸在冰醋酸中的强度顺序： HClO4>H2SO4>HCl>HNO3
冰醋酸就是上述四种酸的区分性溶剂 把不同类型的酸或碱拉平到溶剂化质子 （H3O+）的强度水平的现象。 HClO4、H2SO4、HCl和HNO3它们在水溶液中都是强酸
水就是上述四种酸的拉平性溶剂
建立了酸碱强度和质子传递反应的辩证关系。
一、水的解离平衡 水的质子自递反应
H+
H2O + H2O 酸1 碱2
H3O+ + OH酸2 碱1
[H3O ][OH ] K [H2O]2
水的离子积常数
Kw= [H3O+][OH−]
Kw适用于
纯水和稀溶液体系 [H3O+]与[OH‾]可互求
一、水的解离平衡 常温
离子强度(I)： 溶液中各种离子的浓度乘以离子电荷数的
平方总和的二分之一。
1 I = ci zi 2 2 i
ci：溶液中第i种离子的浓度
Zi：第i种离子的电荷
一、强电解质
（三）离子强度 离子强度I 是溶液中存在的离子所产生的电场强度的量度。 仅与溶液中各种离子浓度和电荷有关，而与离 子本性无关。 ⑴ 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系数越小；
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
一、强电解质和弱电解质
（一） 强电解质
概念：凡是在水溶液中完全电离的电解质称为强电解质。 其电离方程式通常用“”来表示强电解质电离的不可逆 性、单向性。例如： HCl = H+ + Cl－ HNO3 = H+ + NO3NaOH = Na+ + OH－
（二） 弱电解质
概念：凡是在水溶液中只能部分电离成离子的电解质称
离子浓度的负对
数值）来表示溶pH液=－的lg[H酸+] 碱性。
中性溶液中
pH 7
酸性溶液中 碱性溶液中
pH 7 pH 7
1.一元弱酸pH计算:
以HB表示弱酸，HB起始浓度设为c。
HB H2O
平衡浓 c H3O
H3O B
H3O
B
度：
Ka
H3O B HB
c
H3O 2 H3O
为弱电解质。电离方程式用“
”表示弱电
解质电离的可逆性、双向性。例如：
醋酸： CH3COOH 氨水： NH3·H2O
H+ + CH3COO－ NH4 + +OH－
如果弱电解质是多元弱酸，则它们的电离是分步
进行的，如碳酸的电离过程：
第一步电离 第二步电离
H2CO3 HCO3－
H+ +HCO3－ H+ + CO32－
（2）酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。
（3）有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子， 如：H2O,HCO3-这些物质称为两性物质。
（4）在质子理论中没有盐的概念。
（5）酸碱质子理论体现了酸和碱的关系：相互依存、相互转化。 而且酸越强，其共轭碱就越弱，反之亦然。
二、酸碱反应的实质
如下：
HAc H Ac
H Ac
Ki HAc
Ki为电离常数。Ki 的大小可表示弱电解质（ 弱酸，弱碱等）
在常电离水用离常溶Ka程数表液度。示中越弱K电i酸小与离的。弱成电离离子常的数程，度K，b表Ki示越弱小碱，的则电 电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。
一些弱酸和弱碱的电离常数如表4-1所示：（表 中Ka1、 Ka2 、
Ka3分别是多元弱酸的一级电离常数、二级电离 常数、三级电离 表4-1 一些弱酸和弱碱的电离常数（250C）
常数。）
（三）电离度
概念：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时， 已电离的弱电解质分子数占电离前该弱电解质分子总数 的百分数。用符号α表示。
已解离的分子数
a
100%
分子总数
三、同离子效应
解：。已知
c 0.10moI L1 Ka 1.76 105
Ka c 1.76105 0.10 20Kw ,
概念：在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质含有相同 离子的强电解质时，可使弱电解质的解离度降低。
例如：在HAc 溶液中，若加入少量含有相同离 子的强电解质
NaAc。
HAc H++Ac-
NaAc→Na++Ac-
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受
质子的物质都是碱，酸是质子的给体，碱是质子的接受体。
通常 Ka c 20Kw c H3O c H3O Ka c
一元弱酸溶液 H3O 的最简计算公式，满足的两个
条件是，cKa 20Kw 和 c / Ka 500 。
能力拓展
请同学们思考一下怎样计算一元弱碱溶液的pH？
例4-1计算298K时，0.10mol.L-1HAc溶液的pH
第四章 电解质溶液与缓冲溶液
讲师： 第二军医大学
学习目标
● 会区分强电解质和弱电解质。知道弱电解质电离 平衡概念
● 能说出pH与溶液酸碱性的关系，能进行有关基本 计算
● 知道酸碱质子理论 ● 知道缓冲溶液的组成，了解缓冲溶液的原理，能
进行缓冲溶液pH的基本计算，了解缓冲溶液在医 学上的意义
第一节 弱电解质的电离平衡
二、溶液的酸碱性和pH
（一）酸碱性与[H+]的关系
常温时溶液的酸碱性与[H+]和[OH－]的关系为：
中性溶液
[H+]=[OH－]=1×10－7mol/L
酸性溶液
[H+]>1×10－7 mol/L> [OH－]
碱性溶液
[H+]<1×10－7 mol/L< [OH－]
（二） pH
对于H+ 离子浓度很低的溶液，常用pH（即氢
酸 H+ + 碱
HCl
HAc
H2CO3 HCO3－ NH4+
H3O+ H2O
H+ + Cl－
H+ + Ac－ H+ + HCO3－
H+ + CO32－ H+ + NH3 H+ + H2O H+ + OH－
（1）上述关系式又称酸碱的共轭关系，酸失去质子后即成为其 共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。
二、电离平衡和电离度
（一）电离平衡
概念：在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结 合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程即达到动态平衡，称 为弱电解质的电离平衡。电离平衡是动态平衡。
（二）电离常数
概念：电离平衡时，已解离的各离子浓度冪
次方乘积与未
例如，解醋离酸的的分电子离浓平度衡的和比电值离是常一数常可数表。示
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：
H+
A1 B2
酸1 + 碱2
B1 A2
碱1 + 酸2
酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较 弱的酸的过程：
较强酸 + 较强碱 = 较弱碱 + 较弱酸
第三节 溶液的酸碱性
一、水的电离
（一）水的质子自递反应：
质子自递反应：发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用。 水的质子自递反应可表示如下：
（二）共轭酸碱对的Ka与kb的关系
现以共轭酸碱对HB-B-为例进行推导。共轭酸碱对HB-B- 在 溶液中存在如下质子转移反应：
达到平衡时
HB H2O H3O B B H2O HB OH
Ka
H3O B
HB
Kb
HB OH B
以上两式相乘得：
Ka Kb Kw
共轭酸碱对中的弱酸的Ka，与其共轭碱的Kb的乘积等于Kw
H2O H2O
H3O OH
在一定温度下水的质子自递反应（也称水的电
离反应）达到
平衡时，
K
H3O OH
H2OH2O
式中的[H2O]可看成是一常数，将它与K合并，得：
H3O OH K H2O 2 Kw
Kw：水的离子积常数。 在一定温度下，纯水中H3O+ 离子的平衡浓度与OH-离子的平 衡浓度的乘积为一定值（室温下一般为Kw =1.0 X 10-14） 此关系也适用于任何水溶液。
（一） 强电解质
概念：凡是在水溶液中完全电离的电解质称为强电解质。 其电离方程式通常用“”来表示强电解质电离的不可逆 性、单向性。例如： HCl = H+ + Cl－ HNO3 = H+ + NO3NaOH = Na+ + OH－
（二） 弱电解质
概念：凡是在水溶液中只能部分电离成离子的电解质称
离子浓度的负对
数值）来表示溶pH液=－的lg[H酸+] 碱性。
中性溶液中
pH 7
酸性溶液中 碱性溶液中
pH 7 pH 7
1.一元弱酸pH计算:
以HB表示弱酸，HB起始浓度设为c。
HB H2O
平衡浓 c H3O
H3O B
H3O
B
度：
Ka
H3O B HB
c
H3O 2 H3O
为弱电解质。电离方程式用“
”表示弱电
解质电离的可逆性、双向性。例如：
醋酸： CH3COOH 氨水： NH3·H2O
H+ + CH3COO－ NH4 + +OH－
如果弱电解质是多元弱酸，则它们的电离是分步
进行的，如碳酸的电离过程：
第一步电离 第二步电离
H2CO3 HCO3－
H+ +HCO3－ H+ + CO32－
（2）酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。
（3）有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子， 如：H2O,HCO3-这些物质称为两性物质。
（4）在质子理论中没有盐的概念。
（5）酸碱质子理论体现了酸和碱的关系：相互依存、相互转化。 而且酸越强，其共轭碱就越弱，反之亦然。
二、酸碱反应的实质
如下：
HAc H Ac
H Ac
Ki HAc
Ki为电离常数。Ki 的大小可表示弱电解质（ 弱酸，弱碱等）
在常电离水用离常溶Ka程数表液度。示中越弱K电i酸小与离的。弱成电离离子常的数程，度K，b表Ki示越弱小碱，的则电 电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。
一些弱酸和弱碱的电离常数如表4-1所示：（表 中Ka1、 Ka2 、
Ka3分别是多元弱酸的一级电离常数、二级电离 常数、三级电离 表4-1 一些弱酸和弱碱的电离常数（250C）
常数。）
（三）电离度
概念：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时， 已电离的弱电解质分子数占电离前该弱电解质分子总数 的百分数。用符号α表示。
已解离的分子数
a
100%
分子总数
三、同离子效应
解：。已知
c 0.10moI L1 Ka 1.76 105
Ka c 1.76105 0.10 20Kw ,
概念：在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质含有相同 离子的强电解质时，可使弱电解质的解离度降低。
例如：在HAc 溶液中，若加入少量含有相同离 子的强电解质
NaAc。
HAc H++Ac-
NaAc→Na++Ac-
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受
质子的物质都是碱，酸是质子的给体，碱是质子的接受体。
通常 Ka c 20Kw c H3O c H3O Ka c
一元弱酸溶液 H3O 的最简计算公式，满足的两个
条件是，cKa 20Kw 和 c / Ka 500 。
能力拓展
请同学们思考一下怎样计算一元弱碱溶液的pH？
例4-1计算298K时，0.10mol.L-1HAc溶液的pH
第四章 电解质溶液与缓冲溶液
讲师： 第二军医大学
学习目标
● 会区分强电解质和弱电解质。知道弱电解质电离 平衡概念
● 能说出pH与溶液酸碱性的关系，能进行有关基本 计算
● 知道酸碱质子理论 ● 知道缓冲溶液的组成，了解缓冲溶液的原理，能
进行缓冲溶液pH的基本计算，了解缓冲溶液在医 学上的意义
第一节 弱电解质的电离平衡
二、溶液的酸碱性和pH
（一）酸碱性与[H+]的关系
常温时溶液的酸碱性与[H+]和[OH－]的关系为：
中性溶液
[H+]=[OH－]=1×10－7mol/L
酸性溶液
[H+]>1×10－7 mol/L> [OH－]
碱性溶液
[H+]<1×10－7 mol/L< [OH－]
（二） pH
对于H+ 离子浓度很低的溶液，常用pH（即氢
酸 H+ + 碱
HCl
HAc
H2CO3 HCO3－ NH4+
H3O+ H2O
H+ + Cl－
H+ + Ac－ H+ + HCO3－
H+ + CO32－ H+ + NH3 H+ + H2O H+ + OH－
（1）上述关系式又称酸碱的共轭关系，酸失去质子后即成为其 共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。
二、电离平衡和电离度
（一）电离平衡
概念：在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结 合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程即达到动态平衡，称 为弱电解质的电离平衡。电离平衡是动态平衡。
（二）电离常数
概念：电离平衡时，已解离的各离子浓度冪
次方乘积与未
例如，解醋离酸的的分电子离浓平度衡的和比电值离是常一数常可数表。示
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：
H+
A1 B2
酸1 + 碱2
B1 A2
碱1 + 酸2
酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较 弱的酸的过程：
较强酸 + 较强碱 = 较弱碱 + 较弱酸
第三节 溶液的酸碱性
一、水的电离
（一）水的质子自递反应：
质子自递反应：发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用。 水的质子自递反应可表示如下：
（二）共轭酸碱对的Ka与kb的关系
现以共轭酸碱对HB-B-为例进行推导。共轭酸碱对HB-B- 在 溶液中存在如下质子转移反应：
达到平衡时
HB H2O H3O B B H2O HB OH
Ka
H3O B
HB
Kb
HB OH B
以上两式相乘得：
Ka Kb Kw
共轭酸碱对中的弱酸的Ka，与其共轭碱的Kb的乘积等于Kw
H2O H2O
H3O OH
在一定温度下水的质子自递反应（也称水的电
离反应）达到
平衡时，
K
H3O OH
H2OH2O
式中的[H2O]可看成是一常数，将它与K合并，得：
H3O OH K H2O 2 Kw
Kw：水的离子积常数。 在一定温度下，纯水中H3O+ 离子的平衡浓度与OH-离子的平 衡浓度的乘积为一定值（室温下一般为Kw =1.0 X 10-14） 此关系也适用于任何水溶液。