第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
医用基础化学1-6章知识点串讲ppt
ln
Kθ 2
Kθ 1
Δr H θ(T2 T1) RT1T2
lg
Kθ 2
Δr H θ(T2
T1)
Kθ 1
2.303RT1T2
第六章 化学动力学
简单级数反应的速率方程小结
级数
积分式
半衰期t1/2 线性关系
1
k 2.303 lg c0 tc
0.693 lg c t
k
k 1(1 1 ) t c c0
3.解： pH=pKaθ+lg([B-]/[HB]) =5.30+lg（cB-+0.05）/(0.25-0.05) =5.60 得 cB-=0.35mol/L
pH 原= pKaθ+lg (cB-/ cHB)=5.30+lg(0.35/0.25)=5.45
例题 4-2 室温下，向含有 0.10mol·L-1 Mn2+和 0.10mol·L-1Zn2+的混合溶液中， 通入 H2S 气体维持饱和（H2S 饱和溶液浓度为 0.10mol·L-1），并用 HCl 控制溶 液 pH 为 2.00。有否沉淀生成？是什么沉淀？（Kθsp(MnS)=4.65×10-14，Kθsp(ZnS) =2.93×10-25，氢硫酸 Kθa1=9.0×10-8，Kθa2=1.1×10-12）
(3) Qc > Ksp Ө ，表示溶液为过饱和溶液，有沉淀析出，直至溶液 达饱和为止。
第五章 化学热力学基础
基本概念
1、掌握和理解体系和环境的定义；
2、掌握和理解状态函数的定义和性质
3、掌握和理解过程和途径的定义和区别
4、掌握功和热的定义
W nRT ln V终
5、掌握可逆过程和最大功
第三章 酸碱解离平衡
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
（2）同离子效应与盐效应
①同离子效应 —— 在弱酸或弱碱的水溶液中，
加入含有相同离子的易溶性强电解质，使弱酸
或弱碱的解离度α大大降低的现象。
例 在HAc + H2O
H3O+ + Ac-
NaAc 则HAc 的α↓
Na+ + Ac-
② 盐效应 —— 在弱电解质溶液中加入与弱 电解质不具相同离子的强电解质，使弱电 解质的离解度α 稍有增加。
得质子产物
零水准
失质子产物
2 H3PO4 H2PO4-
H3O+
HPO42H2O
PO43-
忘了什O么H-吗？
比如说系数？
例2 c mol/mL的NH4 H2PO4的质子条件式
零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4]+ [H+] = [NH3]+ [HPO42-]+ 2[PO43-]+ [OH-]
质子理论酸碱反应的实质
H+
A1 + B2
A2 + B1
酸1
碱2
酸2
碱1
酸碱反应的实质是质子在两对共轭酸碱对 之间的传递过程。
酸碱反应的方向 强酸1 + 强碱2 HC1 + NH3
弱酸2 + 弱碱1 NH4+ + C1-
H2O + Ac-
HAc + OH-
酸碱的强度
• 酸性——给出质子的倾向或能力 • 碱性——接受质子的倾向或能力 • 酸碱的强弱具有相对性。
得质子产物
零水准
失质子产物
H3PO4 H3O+
酸碱和缓冲溶液资料
平衡常数表达式为：
K = [H3O+ ]•[OH ] [H2O] •[H2O]
∴KW = [H3O+ ]•[OH- ]
水的离子积： Kw称为水的质子自递平衡常数，
也叫水的离子积。与温度有关，温度 升高Kw增大。
25℃时的纯水中为1.00×10-14，且有
[H3O+] = [OH-] = Kw
＝1.00×10-7 （mol·L-1) 水的离子积的关系也适用于所有的 水溶液：
NH3
+ H+
HCO3- + H+
CO32- + H+
H2O
+ H+
OH- + H+
HPO42- + H+ [Al(OH)(H2O)5]2+ ＋H+
共轭碱
由上述关系可知：
(1)、酸越强，共轭碱越弱，酸越弱共轭碱越强。 如：HCl、HAc
(2)、酸和碱可以是分子、阳离子或阴离子。 (3)、酸和碱具有相对性。在某个共轭体系中是酸，而
溶液中的H3O+ 来自于HA 和 H2O 的解离，由H2O解离的H3O+离子浓度等 于[OH－]，由HA的H3O+离子浓度等于 [A－]，即：
[H3O+ ] = [A－] + [OH－]
在一元弱酸HA的水溶液中存在的质 子传递平衡有：
HA
H+ + A－
[Η+ ][A- ] Ka = [HA]
H2O
意义：Ka是溶液中酸强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示酸的强弱。Ka值愈大，酸性愈强。 反之亦然。
碱的解离常数： 符号：Kb 意义：Kb是溶液中碱强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示碱的强弱。Kb值愈大，碱性愈强。 反之亦然。
第03章酸碱解离平衡和缓冲溶液
HNO3＋H2O HNO3＋HOAc HNO3＋H2SO4
H3O+＋NO3H2OAc+＋NO3H2NO3+＋HSO4-
3、共轭酸碱对的Kaθ与Kbθ的关系
HA
H＋＋A－
K
θ a
[H ][A－]
HA
A－＋H2O
HA＋OH－
水的离 子积常
K
θ b
[HA][OH ] [A ]
[HA][OH [A ]
离子氛
+++
+
+
+ ++
+
离子对
离子氛与“离子对”示意图
结论 强电解质的离解是完全的，只是由于离子氛 和“离子对”的存在，才造成了强电解质不完 全解离的假象（实测离解度小于100%）。
实测解离度不是真正的解离度，称为表观 解离度
一些强电解质的表观解离度（298K，0.10mol·L-1）
强电解质 KCl ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH 表观解离度/% 86 40 92 92 61 91
碱1
HCl＋NH3
酸1 碱2
NH4+＋Cl－
酸
碱1
反应方向：由较强的酸和较强的碱作用，向 着生成较弱的酸和较弱的碱方向进行。
HCl＋NH3
酸1 碱2 强强
NH4+ ＋ Cl－
酸2 碱1 弱弱
5、拉平效应和区分效应 拉平效应：不同强度的酸(碱)被溶剂调整到 同一酸(碱)强度水平的作用。
HCl＋H2O===H3O+＋Cl－ HBr＋H2O===H3O+＋Br－ H2SO4＋H2O===H3O+＋HSO4－ HNO3＋H2O===H3O+＋NO3－ HClO4＋H2O===H3O+＋ClO4－
第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
无机及分析化学第三章酸碱平衡
c(H )1. 310－ 3
pH2.89
c(H )1.313 01.312 01.3%
c0
0.1
28
Question
(2) 0.10 mol·L–1的HAc溶液中加入少量固体NaAc，使NaAc的浓度为0.10 mol·L–1
解:在HAc水溶液中加入NaAc固体，由于同离子效应， HAc的解离度更小
25
3.2.5 同离子效应和盐效应
向HAc溶液中加入少量固 体NaAc固体可以使甲基橙指示 剂由红色变成黄色，为什么？
向体系中加入NaAc固体后， Ac¯浓度增大， 平衡向逆反应方向移动，HAc解离度降低。
HAc H+ + AcNaAc →Na+ + Ac-
在弱酸或者弱碱中加入其共轭碱或者共轭 酸，从而使平衡向着降低弱酸或者弱碱解离度方 向移动的作用称为同离子效应。
27
Question
解：
例3-1 计算下列两溶液的pH值和HAc的解离度： (1) 0.10 mol·L–1的 HAc溶液；
（1） 在HAc水溶液中存在如下解离平衡
HA + H2O
H3O+ + A¯
Ka (HA c(cH c)() H c(A A － )c c 1).810 5 K a (H A c c((c H H )2 ) A c(H 0 c .1 ))21.815 0
c0
0 .1
29
3.3 弱酸（碱）溶液中的型体分布
3.3.1酸（碱）的分析浓度
酸（碱）的浓度（分析浓度）是指某溶液中所含某酸 （碱）的总的物质的量浓度，它等于溶液中酸（碱） 各种型体的浓度之和，通常以c0来表示。
溶液的酸（碱）度是指溶液中H+（OH－）的浓度，通常 以pH（pOH）来表示。
解离平衡与缓冲溶液研究报告
解离平衡与缓冲溶液研究报告摘要本研究报告旨在探讨解离平衡和缓冲溶液的重要性以及相关研究进展。
通过实验和文献综述的方法，我们对解离平衡和缓冲溶液的性质、影响因素以及应用进行了深入了解。
研究结果表明，解离平衡是指在溶液中弱酸或弱碱与其离子形式之间的平衡关系。
缓冲溶液则是能够保持其pH值相对稳定的溶液。
解离平衡和缓冲溶液的研究对于理解溶液化学反应、生物化学过程以及医药领域的药物稳定性具有重要意义。
引言解离平衡是溶液中酸碱解离过程中达到动态平衡的过程。
酸和碱在溶液中分别存在为离子形式和未离子形式，并通过反应互相转化。
解离平衡的研究对于理解酸碱性质、化学平衡以及溶液中的离子交换具有重要意义。
缓冲溶液是一种能够在一定范围内保持其pH值相对稳定的溶液。
它通常由弱酸和其共轭碱（或弱碱和其共轭酸）组成。
缓冲溶液在许多领域具有广泛的应用，如化学分析、生物化学实验以及药物研发等。
通过调节缓冲溶液的成分和浓度，我们可以实现对溶液pH值的精确控制，从而为各种实验和应用提供稳定的环境。
方法本研究通过实验和文献综述的方法进行。
实验部分通过模拟不同浓度的缓冲溶液并测量其pH值和解离度来研究解离平衡和缓冲效果。
文献综述部分则收集和分析了相关领域的研究成果和观点，以深化对解离平衡和缓冲溶液的理解。
结果与讨论实验结果显示，缓冲溶液的pH值在一定范围内相对稳定，并能够抵抗外界扰动。
缓冲效果取决于缓冲溶液的成分和浓度，以及解离平衡的稳定性。
较高浓度的缓冲溶液通常具有更好的缓冲效果，能够在更宽的pH范围内保持稳定。
缓冲溶液的选择应根据所需的实验条件和目标pH范围进行合理调整。
文献综述结果表明，解离平衡和缓冲溶液的研究在许多领域具有广泛的应用。
在化学分析中，正确选择和使用缓冲溶液可以提高准确性和重复性。
在生物化学过程中，缓冲溶液可维持生物体内稳定的环境，确保酶和其他生物分子的正常功能。
在药物研发中，对药物的稳定性和释放特性进行研究时，解离平衡和缓冲溶液的理解十分重要。
第三章 酸碱解离平衡PPT课件
碱: B- + H2O
HB- + OH-
[HB][OH] Kb [B]
31
❖ Ka — 酸的解离平衡常数， Kb— 碱的解离平衡常数
❖ Ka和Kb与HB的本性及T有关，与c无关
❖ Ka表示酸在水中释放质子能力的大小: Ka越大，表明其酸性越强； Kb表示碱在水中接受质子能力的大小: Kb越大，表明其碱性越强。
14
❖ 局限性： 把酸碱限制在溶液中，无法解释： 如 非水溶剂中的酸碱反应 NH3 + HCl = NH4Cl 如 NH4C1水溶液呈酸性； NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性
15
3. 酸碱质子理论认为：
一、 酸碱的定义
凡是能给出质子H+的物质都是酸(如：HAc， NH4+，H3PO4，H2PO4-，HCl， H2O等);
5
基本概念
电解质： 是在水溶液中或熔融状态能够导电的
化合物。如：酸、碱、盐都是电解质。
6
电解质的分类
一、电解质溶液的定义及分类:
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下
强酸
强电解质 (strong electrolyte)
强碱
在水溶液中几乎完 盐
全解离成离子
能导电的化合物
弱电解质
弱酸
导言
1. 体液中电解质离子存在的作用？ 2. 举例说明？
维持水盐平衡 调节体液pH值 （ HCO3-，H2PO4-）
2. 它们又是如何调节体液的pH值 ？ 与酸碱平衡的移动有关
肾衰竭 肾小管酸中毒（由肾功能不全引起） 糖尿病酮症酸中毒 乳酸中毒
1
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3-3第三章-缓冲溶液
例：5ml 1mol/L NH3· 2O和15ml0.2mol/LNH4Cl H
混合，计算混合液的pH.
解：混合后，
Kb = 1.76 × 10-5
c(NH3· 2O)= 5×1/20 = 0 .25 (mol/L) H
c(NH4Cl) = 0.2×15/20 = 0.15 (mol/L) pOH = pKb + lg（Ca/Cb）= 4.75 + lg(0.15/0.25) =4.53 pH = 14 – 4.53 = 9.47
ห้องสมุดไป่ตู้
当Ka1· a≥20Kw，时ca/Ka1 ≥ 500 c
[H ] K a1[H 2 A] K a1 c(H 2 A)
3、两性物质PH值的近似计算公式 1 （3.17） [H ] K a K a 或 pH (pK a 1 pK a 2 ) 1 2 2
第五节
缓 冲 溶 液
1 2
K a [HCO3- ]
1
当cKa2 >20Kw 且c>20Ka1 时,水的质子传递反应 可以忽略。溶液中[H+]的近似计算公式为
[H ] K a K a
1
2
1 （3.17） 或 pH (pK a 1 pK a 2 ) 2
H2PO4-的计算[H+]的最简式
[H ] K a1 K a2
两性物质溶液
(一) 两性阴离子溶液
以HCO3-在水中作为酸时，质子传递反应为
HCO3- + H2O H3O+ + CO32Ka2
当HCO3-在水中作为碱时，质子传递反应为 HCO3- + H2O OH- + H2CO3
解离平衡与缓冲溶液实验报告
姓名：学号：班级：一、实验目的1,理解和巩固解离平衡，同离子效应，盐类水解等概念和原理。
2,学习试管实验的一些基本操作以及缓冲溶液的配制及PH的测定，了解缓冲溶液的性能3,掌握酸碱试剂及pH试纸的使用方法。
4,掌握酸度计的使用方法。
二、实验原理1.同离子效应强电解质在水中全部解离。
弱电解质在水中部分解离。
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质含有相同离子的另一强电解质时，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度减小，这种现象称为同离子效应。
例如，HAc的解离度会因加入NaAc或HCl而下降。
2盐的水解强酸强碱在水中不水解。
强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性；强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性；弱酸弱碱盐水解，溶液的酸碱性取决于相应弱酸或弱碱的相对强弱。
水解反应是酸碱中和反应的速反应，中和反应是放热反应，水解反应是吸热反应，因此升高温度和稀释溶液都有利于水解反应的进行。
在水解平衡中，增加或减少反应物(或生成物)的量也会使平衡发生移动。
3.缓冲溶液由弱酸(或弱碱)及其盐等共酸碱对所组成的溶液，其pH不会因加入少量酸、碱或少量水稀释而发生显著变化，具有这种性质的溶液称为缓冲溶液。
由弱酸及其盐组成的缓冲溶液的pH可用下式计算:pH=pK（HA）—lgc(HA)/c(A-）由弱碱及其盐所组成的缓冲溶液的pH的计算公式为：pH=14 —pK（B）+ lgc(B)/c(BH+）缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲溶液的弱酸(或弱碱)及其共轭碱(或酸)的浓度有关，当弱酸(或弱碱)与它的共轭碱(或酸)浓度较大时其缓冲能力较强。
此外，缓冲能力还与c(HA)/(A-)或c(B)/c(BH+)有关,当比值为0.1～10时，缓冲溶液具有较大的缓冲作用。
缓冲溶液的pH可以pH试纸或pH计来测定。
三、实验内容3.缓冲溶液编号配制缓冲溶液（用量筒各量取2.0ml）pH测定值pH计算值1 NH3.H2O(1.0mol/L)+NH4Cl(0.1mol/L）10 10.262 HAc(0.1mol/L)+NaAc(1.0mol/L） 6 5.743 HAc(1.0mol/L)+NaAc(0.1mol/L）4 3.74编号配制缓冲溶液（用对号量筒量取25.0ml）pH(酸度计）pH计算值4 HAc(0.1mol/L)+NaAc(0.1mol/L） 3.74 3.74加0.5mLHCl溶液(0.1mol/L） 3.68 3.72加1.0mLNaOH溶液(0.1mol/L） 3.79 3.765 量取50mL的去离子水 6.00 7.00加0.5mLNaOH溶液(0.1mol/L）约10滴10.04 11.00加1.0mLHCl溶液(0.1mol/L）约20滴 3.29 3.00。
普通化学第三章补充习题及答案
第3章 水化学与水污染重点内容概要 1. 溶液的通性难挥发非电解质的稀溶液的蒸汽压下降，沸点上升——ΔT bp = k bp m 凝固点下降——ΔT fp = k fp m 渗透压cRT =∏难挥发电解质溶液也具有蒸汽压下降、沸点上升，凝固点下降和渗透压等现象，由于电解这些稀溶液的依数性与浓度关系有一定偏差（引入i 值） 2. 酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念（1）酸碱质子理论人为：凡能给出质子的物质都是酸；凡能与质子结合的物质都是碱。
酸碱共轭关系：共轭酸⇔质子+ 共轭碱 w b a K K K =•（2）一元酸碱的解离平衡αα-=12c K a 2ααc K a≈很小时 c K a ≈α c K Hc a ⋅=+)( αα-=12c K b 2ααc K b≈很小时 cK b ≈α c K OHc b ⋅=-)(由于解离度与c 成反比，与)(b a K 或成正比，所以c/Ka 越大，解离度越小。
当c/Ka>500时，可采用近似计算。
注意：上述计算公式只适用于水溶液中只有弱酸或弱碱的计算。
若溶液中又添加了影响解离平衡的离子（如H + 、弱酸根离子则要考虑同离子效应，根据平衡具体分析计算。
不要随便套公式。
（3）多元酸碱的解离平衡 分级解离 1a K 2a K +H浓度近似按一级解离计算注意：解离度和解离平衡常数都可以反应弱酸、碱的强弱， 但 a K b K 与浓度无关，α与浓度有关。
（4）同离子效应与缓冲溶液同离子效应——实质是平衡移动问题，导致弱酸、碱的解离度减低缓冲溶液——由弱的共轭酸及其共轭碱或弱的共轭碱及其共轭酸组成；具有外加少量酸、碱或稀释时，pH 基本不变的性质。
缓冲溶液的pH 计算：共轭碱）共轭酸）((lg eqeq a c c pK pH -= 共轭碱）共轭酸）((lg00c c pK a -≈缓冲溶液的缓冲能力：c(共轭酸)=c(共轭碱),能力大。
c(共轭酸)、c(共轭碱)大时,能力大c(共轭酸)大时对碱缓冲大，c(共轭碱)大时对酸缓冲大。
普通化学第五版第三章 酸碱解离平衡
酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子. ⒈ 酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子. 酸和碱具有相对性. ⒉ 酸和碱具有相对性. ⒊ 没有“盐”的概念. 没有“ 的概念.
二
共轭酸碱对
共轭酸碱对
H+ + BHB HB - B- 相差一个质子
例1：下列各组属于共轭酸碱对的是 A．H3PO4—H2PO4． C. H3PO4—PO43E. H2PO4-—PO43B. H3PO4—HPO42D. H2PO4-—HPO42F. HPO42-—PO43（A、D 、F） 、 ）
α随 c而变 ；K 是T的函数，与c无关 随 而变 的函数， 无关 的函数
HAc
H+ + Ac-
[H + ][Ac − ] α c ⋅ α c α 2 c Ka = = = c(1 − α ) 1 − α [HAc]
α→小 小
1− α ≈ 1
则 Ka = α 2 ⋅ c
α=
Ka c
四 同离子效应和盐效应
x ⋅ (x + 0.10) c(H+ ) ⋅ c(Ac− ) = Ka = = 1.76 ×10 -5 0.10 − x c(HAc )
( x + 0.10) ≈ 0.10
0.10 − x ≈ 0.10
解出 x = 1.76×10-5 (mol·L-1)
1.76 ×10 −5 c( H + ) × 100% = 0 .0176 % α= ×100% = 0.10 c(HAc)
第三章 酸碱解离平衡
第一节 酸碱概念 第二节 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液 的计算 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液pH的计算 第三节 缓冲溶液
第一节
酸碱概念
离解平衡与沉淀溶解平衡—缓冲溶液(无机化学课件)
缓冲溶液的作用原理
表 常见的缓冲溶液及其缓冲范围
缓冲溶液
共轭酸
共轭碱
pKa
HCOOH - HCOONa
HCOOH
HCOO-
3.75
HAc - NaAc
HAc
Ac-
4.76
六甲基四胺 - HCl NaH2PO4 - Na2HPO
Na2B4O7 - HCl NH3·H2O - NH4Cl NaHCO3 - Na2 CO3
(CH2)6N4H+ H2PO4H3BO3 NH4+ HCO3-
(CH2)6N4 HPO42H2BO3-
NH3 CO32-
5.15 7.21 9.24 9.26 10.28
缓冲范围 2.75 ~4. 75 3.76~5.76 4. 15~6.15 6.21 ~8.21 8.24~10.24 8.26~ 10. 26 9.28~ 11.28
无机化学
缓冲溶液
案例导入
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案例导入
蒸馏水
+少量HCl +少量NaOH
➢ 蒸馏水加入少量的酸或碱，其pH发生显著的变化。
案例导入
HAc-NaAc
溶液
+少量HCl +少量NaOH
➢ 当加入少量的酸、碱时，其pH改变很小。
目录
CONTENTS
01 缓 冲 溶 液 的 概 念
缓冲溶液的作用原理
02 缓 冲 溶 液 的 组 成
03 缓 冲 溶 液 的 作 用 原 理
04 缓 冲 溶 液 的 应 用
01
缓冲溶液的概念
缓冲溶液的概念
➢ 缓冲作用： 能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，其自身的 pH值不发生显著变化的性质。
3.第三章酸碱反应和沉淀反应讲解
第三章 酸碱反应和沉淀反应板书： 第3章酸碱反应和沉淀反应板书： 3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性板书： 3.1.1酸碱的定义：板书： 1. 电离理论：板书： （1）酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H +）的化合物； （2）碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH -）的化合物 板书： （3）酸碱反应的实质：2H OH H O +-+→板书： 酸或碱相对强度的判定：（1） 解离出氢离子（H +）程度越大，酸性越强；（2） 解离出氢氧根离子（OH -）的程度越大，碱性越强板书： 2. 酸、碱的溶剂理论：板书： （1）酸：能解离出溶剂正离子的物质例：44 NH Cl NH Cl +-→+酸 溶剂正离子（2）碱：能解离出溶剂负离子的物质。
例：氨基钠 22 NaNH Na NH +-→+碱 溶剂负离子板书： （3）酸碱反应的实质：溶剂正离子 + 溶剂负离子――溶剂 例： NH + + NH 2- ―― 2NH 3 溶剂正离子 溶剂负离子 溶剂板书： 3. 酸碱的质子理论：板书： （1）酸：凡能给出质子（H +）的物质就是酸，例如： HCl ，NH 4+，H 2PO 4-等（2）碱：凡能接受质子（H +）物质就是碱，例如：Cl -，NH 3，NaOH 等。
板书： 例如： HCl H Cl +-→+酸――质子 + 碱板书： （3）酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。
例如： 34 HCl NH NH Cl +-+→+酸 碱 共轭酸 共轭碱 板书： 4. 酸碱的电子理论：板书： （1）酸：凡是可以接受电子对的物质称为酸； （2）碱：凡是可以给出电子对的物质称为碱。
板书： （3）酸碱反应的实质：配位键的形成并生成酸碱配合物。
酸 + 碱 ――― 酸碱配合物 （电子对接受体）（电子对给予体）H + + OH - ―――－ H 2OHCl + NH 3 ―――― NH 4+板书： 3.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性 板书： 1. 水的解离反应：板书： （1）2H O H OH +-→+ 跟据平衡原理，我们可以写出水的解离平衡常数 浓度平衡常数： H OH Kc C C +-= 标准平衡常数： OH H C C K C Cθθθ-+=⋅ 板书： （2）水的离子积OH H W C C K C Cθθθ-+=⋅ 标准平衡常数的一种当T ＝298.15K 时，71.010 /H OH C C mol L +--==⨯；所以：141.010W K θ-=⨯板书： 2. 溶液的酸碱性和PH 值板书： （1）溶液酸碱性的判断：酸性溶液：71.010 /H OH C mol L C +-->⨯>碱性溶液：71.010 /O H HC m o l LC -+->⨯> 中性溶液：71.010 /H O H C C m o l L +--==⨯ 板书： （2）PH 的计算：lg H C pH C θ+=-板书： 3.2 弱电解质的解离反应板书： 3.2.1 解离平衡和解离常数 板书： 对于一元弱酸：HA H A +-→+板书：弱酸的电离常数：H A H A a HA HA C C C C C C K C C C θθθθ+-+-⋅⋅=−−−−→数值上等于对于一元弱碱，例NH 3H 2O 324N H H ON H OH +-→+板书：弱酸的电离常数：443232NH OH NH OH b NH H O NH H OC C C C C C K C C Cθθθθ+-+-⋅⋅=−−−−→数值上等于板书： 弱电解质： 解离常数510K θ-<中强电解质：解离常数 321010K θ--<<板书： 注：a K θ、b K θ为标准平衡常数的一种，仅仅是温度的函数，与电解质的浓度无关。
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– cθ为标准态的浓度（1mol/L)
– 相对浓度: cr =cB /cθ，单位为1。aB=γB cr
– γB为活度因子（activity coefficient)； – 一般 aB＜cB 故γB ＜1 – 溶液越稀，活度与浓度差别越小。对中性
分子、弱电解质， γB 可视为1。
为1的状态
A- + H2O
HA + OH-
[HA][OH-]
K bө=
[A-]
Kb ө ---- 碱解离平衡常数 （碱常数）
在一定温度下，Ka ө 、Kb ө值一定。 Ka ө 越大，酸性越强。 Kb ө越大，碱性越强。 有时也用pKa ө或pKb ө表示。 pKaθ＝-lgKaθ，pKbθ＝-lgKbθ（表3.3） pKaθ越大，Kaθ越小， 酸越弱 pKb ө越大，Kb ө越小，碱越弱
第二节 弱电解质溶液
相对平衡浓
• 一、弱电解质的解离平衡度，单位为
HA + H2O
A- + H3O+
1
KKaөө==
[A[-A][-H][+H] +] [HA][HA]
质热在力某学温标度准（态2K指98物ak）ө ---- 酸解离平衡常数 ( 酸常数) 和100kPa下，活度表示酸在水中释放质子能力的大小
[HPΟ
2 4
]
2.21013
4－]＞ [HPO42－]＞[PO43－]。
• 2、多元酸每一步解离都产生H+，所以溶液中H+ 浓度是几步解离所产生H+的总浓度。在Ka1θ，Ka2θ， Ka3θ关系式中的[H+]也是指H+的总的相对浓度。
H2PO4- + H3O+
K
θ a1
[Η ][Η2PO4 ] [Η3PO4 ]
7.52103
H2PO4- + H2O
HPO42- + H3O+
105
Κa2θ
[Η ][HPO24 ]
[Η
2
PΟ
4
]
6.23108
HPO42- + H2O
PO43- + H3O+
105
Κ
a
θ 3
[Η ][PΟ34 ]
pKaθ（pKbθ） 4.75 9.31 6.37 10.25 2.12 7.21 12.67 4.75 7.97
（一）一元弱酸、弱碱的解离平衡
设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
H+ ＋ Ac-
•
cr - crα
crα crα
Ka [H ][Ac ] cr cr cr 2
[HAc ]
cr cr 1
解离度与平衡常数的关系----稀释定律
Ka [H ][Ac ] cr cr cr 2 [HAc] cr cr 1
K
θ a
cr 2
说明：
Kaθ
cr
（3.11）
1、在一定温度下，同一弱电解质的解离度与其浓度 的平方根成反比。溶液愈稀，解离度愈大。
2、相同浓度的不同电解质，它们的解离度分别与其 标准解离平衡常数的平方根成正比。标准解离常数大 的，解离度也大。
解
如质HAc
质
弱电解质 第二部节分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100%（表观解离度) • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
3、离子相互作用理论-----强电解质溶液理论(1923)
熟悉内容：
1、 多元酸碱pH的计算；两性物质pH的计算 2、缓冲溶液的一般配制方法
了解内容：1、 强电解质溶液理论，活度和活度因子
2、 盐效应3、血液中的缓冲系
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论
如NaCl
第一节
1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解
电
强电解质
质完全解离
难溶强电解
如BaSO4 第四章
第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
第一节 强电解质溶液 第二节 弱电解质溶液 ★第三节 酸碱理论 ★ 第四节 水的解离平衡
★ 和溶液的pH ★ 第五节 缓 冲 溶 液
本章教学目的和要求
掌握内容： 1、酸碱质子理论
2、弱电解质的解离平衡，平衡常数、稀释定律、同离子效应 3、一元弱酸、弱碱溶液pH的计算 4、缓冲溶液的基本概念及缓 冲机制、缓冲容量及影响因素、 缓冲范 围的概念 5、缓冲溶液pH的计算
例3.4 计算25℃时浓度分别为0.10mol·L-1和 0.010mol·L-1时，HCN的解离度和溶液中的[H3O+]。
解： 查表得HCN的Kaθ＝4.9×10-10
当浓度为0.10mol·L-1时
Kaθ 4.9 1010 7 105
cr
0.10
[H3O+]＝crα＝(0.10×7×10-5)＝7×10-6
• 3、溶液中的H＋，主要由第一步解离得到，由二 级解离及三级解离所产生的H+很少，可以忽略。
• 4、在水溶液中，多元弱碱和多元弱酸情况相似。
二、弱电解质解离平衡的移动
• （一）同离子效应（common ion effect）
• 在弱电解质的水溶液中，加入与弱电解质含有 相同离子的易溶性强电解质，使弱电解质的解 离度降低，这种现象称为同离子效应。
强电解质溶液离子氛示意图
1） 强电解质在水 中是全部解离的
2 ) 离子间通过静电 引力相互作用，每 一个离子都被周围 电荷相反的离子包 围着，形成“离子 氛”
3 )离子自由活动能 力降低
二、离子的活度和活度因子
• 活度（activity)：离子的有效浓度（表观 浓度）, 是电解质溶液中实际上能起作用 的离子浓度。
表3.3 常见弱酸、弱碱的标准解离平衡常数
电解质 醋酸
氢氰酸 碳酸
磷酸
氨水(Kbθ) 羟胺(Kbθ)
t/℃ 25 25 25
25
25 20
分级
1 2 1 2 3
Kaθ（Kbθ） 1.76×10-5 4.93×10-10 4.30×10-7 5.61×10-11 7.52×10-3 6.23×10-8 2.2×10-13 1.76×10-5 1.07×10-8
当浓度为0.010mol·L-1时
K
θ a
4.9 1010 2.2 104
cr
0.010
[H3O+]＝crα＝0.010×2.2×10-4＝2.2×10-6
降低弱酸的浓度，可使其解离度增加，但[H3O+]也 随着降低。
（二）多元弱酸、弱碱的解离平衡
多元弱酸、弱碱在水中的质子传递平衡分步进行：
H3PO4 + H2O