無機(jī)及分析化學(xué)第三章酸堿平衡

1、無機(jī)及分析化學(xué)第三章酸堿平衡 學(xué)學(xué) 習(xí)習(xí) 要要 求求 1.掌握酸堿質(zhì)子理論中酸、堿、共軛酸堿對以及酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)等基本概念；了解酸堿電子理論的基本概念； 2.掌握水的離子積、弱酸、弱堿的解離平衡常數(shù)的表示方法及相關(guān)計(jì)算； 3.了解一元酸，多元酸中各種型體的分布規(guī)律及分布系數(shù)的計(jì)算方法； 4.掌握質(zhì)子條件式，一元弱酸堿，多元弱酸堿以及兩性物質(zhì)的pH計(jì)算的原理與方法； 5.掌握緩沖溶液的緩沖原理，緩沖容量，緩沖范圍以及緩沖溶液的配置方法。23.1 酸堿理論3.3 弱酸（堿）溶液中各種型體的分布3.2 酸（堿）的解離平衡3.4 酸（堿）度計(jì)算3.5 緩沖溶液33.1 3.1 酸堿理論酸堿理論3.1.

2、1 3.1.1 酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論 酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論19231923年由布朗斯年由布朗斯特特(Br(Brnsted)nsted)和勞和勞萊萊(Lowry)(Lowry)各自獨(dú)各自獨(dú)立地提出。立地提出。41. 1. 酸堿的定義酸堿的定義酸 能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)，例如：HCl，NH4+，HSO4-堿能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)，例如：Cl-，NH3，SO42-兩性物質(zhì)既能給出質(zhì)子（H+），又能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)，例如：H2O，HPO42-，HCO3-酸堿質(zhì)子理論中沒有鹽的概念酸堿質(zhì)子理論中沒有鹽的概念注意注意52. 2. 酸堿的共軛關(guān)系酸堿的共軛關(guān)系 酸失去一個(gè)質(zhì)子變?yōu)槠涔曹棄A，

3、 堿得到一個(gè)質(zhì)子變成其共軛酸。酸堿之間這種相互聯(lián)系，相互依存的關(guān)系稱為共軛關(guān)系共軛關(guān)系。 6酸強(qiáng)度堿強(qiáng)度73. 3. 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)及酸堿半反應(yīng)酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)及酸堿半反應(yīng)酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是酸和堿之間通過相互作用，發(fā)生質(zhì)子轉(zhuǎn)移，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是酸和堿之間通過相互作用，發(fā)生質(zhì)子轉(zhuǎn)移，分別轉(zhuǎn)化為其共軛堿和共軛酸的反應(yīng)，每一個(gè)酸堿反應(yīng)都包括分別轉(zhuǎn)化為其共軛堿和共軛酸的反應(yīng)，每一個(gè)酸堿反應(yīng)都包括兩個(gè)酸堿半反應(yīng)。兩個(gè)酸堿半反應(yīng)。 HA(酸) + B(堿)HB+(酸) + A(堿)半反應(yīng)1半反應(yīng)2總反應(yīng)HA(酸1)A(堿2) + H+B(堿1) + H+HB+(酸2)HA(酸1) + B(堿1)HB(酸2

4、) + A(堿2)共軛共軛共軛共軛8醋酸醋酸在水溶液中的解離過程在水溶液中的解離過程 Ac OH HAc2 OH 3半反應(yīng)1半反應(yīng)2HAcAc H H OH2 OH 39氨氨在水中的解離過程在水中的解離過程 +OH NH2 34NHOH 半反應(yīng)1半反應(yīng)2OH2OH H H NH34NH10氨氣和氯化氫氣體反應(yīng)氨氣和氯化氫氣體反應(yīng) HCl NH3ClNH4半反應(yīng)1半反應(yīng)2 H NH34NHHClCl H 114.4.酸堿質(zhì)子理論的優(yōu)缺點(diǎn)酸堿質(zhì)子理論的優(yōu)缺點(diǎn)擴(kuò)大了酸、堿的范圍，不僅水溶液中，非水?dāng)U大了酸、堿的范圍，不僅水溶液中，非水溶液、氣相，固相中都存在酸堿及酸堿反應(yīng)。溶液、氣相，固相中都存在酸

5、堿及酸堿反應(yīng)。把酸堿電離理論中的電離、中和、鹽的水解把酸堿電離理論中的電離、中和、鹽的水解統(tǒng)一為統(tǒng)一為“質(zhì)子傳遞反應(yīng)質(zhì)子傳遞反應(yīng)”。僅適用于有僅適用于有H+的體系，無的體系，無H+體系不適用。許體系不適用。許多明顯的酸堿反應(yīng)不能通過酸堿質(zhì)子理論來多明顯的酸堿反應(yīng)不能通過酸堿質(zhì)子理論來解釋，如解釋，如SO3和和CaO之間的反應(yīng)，之間的反應(yīng)，H3BO3的酸的酸性等。性等。優(yōu)點(diǎn)優(yōu)點(diǎn)缺點(diǎn)缺點(diǎn)12* * 酸堿電子理論酸堿電子理論酸電子對的接受體，是任何可以接受外來電子對的分子或離子，通常稱為路易斯酸。例如：HAc，Ni，F(xiàn)e3+，H3BO3等堿電子對的給予體，是可以給出電子對的分子或離子，通常稱為路易斯

6、堿。例如：NH3，CO，CN，H2O等1923年美國化學(xué)家路易斯（年美國化學(xué)家路易斯（Lewis G N）提出了酸堿電子理論提出了酸堿電子理論 132. 2. 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)3NH HAcAcNH44CONi4Ni(CO)CaOSO34CaSO6CN Fe336Fe(CN)OHBOH233 H B(OH)4 路易斯酸+路易斯堿酸堿加和物 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是酸提供空軌道，堿提供電子對，酸堿之間通過共價(jià)配鍵相結(jié)合，生成酸堿加和物反應(yīng)過程中不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移。14 酸堿電子理論太籠統(tǒng)，酸堿特征不明顯；沒有統(tǒng)一的酸堿強(qiáng)弱的定量標(biāo)度。 3.3.酸堿電子理論的優(yōu)缺點(diǎn)酸堿電子理論的優(yōu)缺點(diǎn)優(yōu)點(diǎn)優(yōu)點(diǎn)缺點(diǎn)

7、缺點(diǎn) 酸堿電子理論將酸堿的概念與物質(zhì)的電子結(jié)構(gòu)相聯(lián)系，范圍無所不包，既不局限于某元素，也不受溶劑,物相限制。153.2 3.2 酸（堿）的解離平衡酸（堿）的解離平衡3.2.1 3.2.1 水的離子積常數(shù)水的離子積常數(shù)OH + H3O+H2O + H2O水作為最重要的溶劑，既可以作為酸給出質(zhì)子，又可以作為堿接受質(zhì)子，因此在純水中存在水分子之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)wK 該反應(yīng)稱為水的質(zhì)子自遞反應(yīng)，該反應(yīng)的的標(biāo)準(zhǔn)平衡 常數(shù) 稱為水的質(zhì)子自遞常數(shù)，也稱為水的離子積， 其表達(dá)式為16wK 作為水的質(zhì)子自遞反應(yīng)的平衡常數(shù)，與濃度、壓力無關(guān)，而與溫度有關(guān)，溫度一定時(shí)，水的離子積是一個(gè)常數(shù)。注意注意t 0C0102

8、0253040506014.9614.5314.16 14.00 13.83 13.53 13.26 13.02不同溫度時(shí)水的wKp中性水的中性水的pH = 7.00，中性水的，中性水的pH=pOH？171. 1. 弱酸（堿）的解離常數(shù)定義弱酸（堿）的解離常數(shù)定義酸給出一個(gè)質(zhì)子轉(zhuǎn)化成其共軛堿，水得到該質(zhì)子轉(zhuǎn)化成其共軛酸，酸與水的質(zhì)子傳遞反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)的平衡常數(shù)稱為該弱酸的解離常數(shù)，簡稱酸常數(shù)，通常以 表示。aK水失去一個(gè)質(zhì)子變成其共軛堿，堿接受該質(zhì)子變成其共軛酸。堿與水的質(zhì)子傳遞反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)的平衡常數(shù)稱為該弱堿的解離常數(shù)，簡稱堿常數(shù)，通常以 來表示。 bK3.2.2 3.2.2 弱酸

9、（堿）的解離常數(shù)及弱酸（堿）的解離常數(shù)及其相對強(qiáng)度其相對強(qiáng)度18一元弱酸一元弱酸HA的解離常數(shù)的解離常數(shù)(HA)(A)(H(HA)cccKa2. 2. 一元弱酸（堿）的解離常數(shù)及其表達(dá)式一元弱酸（堿）的解離常數(shù)及其表達(dá)式一元弱酸一元弱酸HA的解離過程的解離過程OH HA 2A OH3注意注意一元弱堿一元弱堿A的解離過程的解離過程一元弱堿一元弱堿A的解離常數(shù)的解離常數(shù) OH A2HA OH 和和 與濃度、壓力無關(guān)，只與溫度有關(guān)與濃度、壓力無關(guān)，只與溫度有關(guān)aKbK19OH HAc2Ac OH3OH NH2433NH OHOH Ac2HAc OH OH NH2 34NHOH一元弱酸一元弱酸一元弱堿

10、一元弱堿203. 3. 多元弱酸（堿）的解離常數(shù)及其表達(dá)式多元弱酸（堿）的解離常數(shù)及其表達(dá)式多元弱酸多元弱酸OH OCH2422423OHC OHOHOHC242 2423OC OH多元弱堿多元弱堿OH S22HS OH OH HS2SH OH2多元弱酸（堿）的解離過程是分步進(jìn)行的多元弱酸（堿）的解離過程是分步進(jìn)行的 214.4.共軛酸堿對共軛酸堿對 和和 之間的關(guān)系之間的關(guān)系 aKbKHA的解離過程的解離過程A的解離常數(shù)的解離常數(shù)OH A2HA OH OH HA 2A OH3HA的解離常數(shù)的解離常數(shù)A的解離過程的解離過程22 多元酸堿中多元酸堿中 和和 的對應(yīng)關(guān)系的對應(yīng)關(guān)系aKbKH3AH2

11、AHA2A3 )(A31bK)(A32bK)(A33bKA)(H31aKA)(H32aKA)(H33aK以H3A和A3-為例例：試求HPO42- 的 pKb2和 Kb2。解：解：經(jīng)查表可知 Ka2 = 6.310-8，即 pKa2 = 7.20 由于 Ka2Kb2 = 10-14 所以 pKb2 = 14 - pKa2 = 14 - 7.20 = 6.80 即 Kb2=1.610 -7233.2.4. 3.2.4. 解離度和稀釋定律解離度和稀釋定律解離度是指弱酸或弱堿在水溶液中達(dá)到解離平衡時(shí)，已解離的部分的濃度占其總濃度的百分?jǐn)?shù)，通常用來表示 除與其本性和溫度有關(guān)以外，還與弱酸或者弱堿的濃度有

12、關(guān)。 HA + H2O H3O+ + A對于濃度為c0的某一元弱酸HA，在水溶液中達(dá)到解離平衡時(shí)：若向此體系中加入水進(jìn)行稀釋，使體系的總體積變?yōu)樵瓉淼膎倍，這此時(shí)的反應(yīng)商為 弱酸弱堿的解離度隨著溶液濃度的減小而增大弱酸弱堿的解離度隨著溶液濃度的減小而增大平衡向解離方向移動(dòng)24解離度與弱酸的分析濃度c0之間的定量關(guān)系，可以通過弱酸解離常數(shù)與濃度之間的關(guān)系定量求得。起始濃度/molL-1平衡濃度molL-1HA + H2O H3O+ + A)1 (0c0c0c0c00(當(dāng)當(dāng)5%時(shí)時(shí))20(HA)cKa0/cKa或稀釋定律說明在一定溫度下，弱酸或者弱堿的解離度與其濃稀釋定律說明在一定溫度下，弱酸或者

13、弱堿的解離度與其濃度的平方根成反比，即濃度越稀，解離度越大度的平方根成反比，即濃度越稀，解離度越大稀釋定律253.2.5 3.2.5 同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng) 在 弱 酸 或 者 弱 堿 中 加 入 其 共 軛 堿 或 者 共 軛酸，從而使平衡向著降低弱酸或者弱堿解離度方向移動(dòng)的作用稱為同離子效應(yīng)。同離子效應(yīng)。 向體系中加入NaAc固體后， Ac濃度增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，HAc解離度降低。 向HAc溶液中加入少量固體NaAc固體可以使甲基橙指示劑由紅色變成黃色，為什么？26在弱電解質(zhì)溶液中加入不含共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度增大的效應(yīng)稱為鹽效應(yīng)鹽效應(yīng)。 向HAc溶液

14、中加入少量固體NaCl或者NaNO3可以使HAc的解離度增大，為什么？向HAc溶液中加入不含共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)后，由于溶液中H+周圍陰離子的濃度增大，而Ac周圍的陽離子濃度增大，從而使H+和Ac結(jié)合生成HAc的機(jī)會(huì)減小，故表現(xiàn)為HAc的解離度增大。 27例3-1 計(jì)算下列兩溶液的pH值和HAc的解離度：(1) 0.10 molL1的 HAc溶液；（1） 在HAc水溶液中存在如下解離平衡解：HA + H2O H3O+ + AQuestion 28解:在HAc水溶液中加入NaAc固體，由于同離子效應(yīng)， HAc的解離度更小 c(HAc)0.1 molL1，c(Ac )0.1 molL1(2) 0.1

15、0 molL1的HAc溶液中加入少量固體NaAc，使NaAc的濃度為0.10 molL1Question 29酸（堿）的濃度（分析濃度）是指某溶液中所含某酸（堿）的總的物質(zhì)的量濃度，它等于溶液中酸（堿）各種型體的濃度之和，通常以c0來表示。 3.3.13.3.1酸（堿）的分析濃度酸（堿）的分析濃度溶液的酸（堿）度是指溶液中H+（OH）的濃度，通常以pH（pOH）來表示。分布系數(shù)是指某酸（堿）的各種型體的濃度在酸（堿）的分析濃度中所占得分?jǐn)?shù)。通常以表示。在0.10 molL-1HAc水溶液中分析濃度分析濃度c0為為0.10 molL-1酸度=-logc(H+)3.3 3.3 弱酸（堿）溶液中的型

16、體分布弱酸（堿）溶液中的型體分布303.3.2 3.3.2 一元弱酸溶液的型體分布一元弱酸溶液的型體分布總濃度為總濃度為c0的一元弱酸的一元弱酸HA溶液中有溶液中有HA和和A兩種型體兩種型體HA + H2O H3O+ + A 顯然(HA)+(A) = 1；對于一元弱酸，由于 為常數(shù)，溶液中各種型體的分布系數(shù)僅與c(H+)有關(guān)，與其濃度無關(guān)。 aK31 例3-2 計(jì)算pH=4.00時(shí)，分析濃度為0.10 molL1 的HAc 溶液中HAc 和Ac的分布系數(shù)及HAc 和Ac的平衡濃度。解：Question 32HAc的型體分布圖4.74HAc為主要存在型體；A為主要存在型體；兩種型體各占50%。7

17、4. 4ppHaK時(shí)，74. 4ppHaK時(shí)，74. 4ppHaK時(shí)，123456780.00.20.40.60.81.0d(Ac-)d(HAc) d dpH33 多元弱酸（堿）溶液中各種型體的分布多元弱酸（堿）溶液中各種型體的分布二元弱酸H2A的分布系數(shù)： (H2A)+(HA)+(A2)=1各種型體的分布系 數(shù)僅是c(H+)的函數(shù)，而與其濃度無關(guān)。34H2C2O4溶液中各個(gè)型體的分布系數(shù)及型體分布圖35(H3A)+(H2A)+(HA2)+(A3) = 1 對于任意多元弱酸，均可以通過上述方法計(jì)算出其在任意酸度下各型體的分布系數(shù)，從而繪制出其型體分布圖。 三元弱酸三元弱酸H3A的分布系數(shù)的分布

18、系數(shù)36H3PO4溶液中各個(gè)型體的分布系數(shù)及型體分布圖373.4 3.4 酸（堿）度計(jì)算酸（堿）度計(jì)算3.4.1 3.4.1 質(zhì)子平衡式質(zhì)子平衡式酸堿反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，酸給出的質(zhì)子的量應(yīng)該等于堿所接受的質(zhì)子的量，這種關(guān)系稱為質(zhì)子平衡式質(zhì)子平衡式，又稱質(zhì)子質(zhì)子條件式條件式，簡寫為PBE。質(zhì)子條件式的書寫方法選擇質(zhì)子參考水平（零水準(zhǔn)）根據(jù)得失質(zhì)子情況繪質(zhì)子得失關(guān)系示意圖 據(jù)得失質(zhì)子的量相等的原則寫出PBE 注意注意PBE中不應(yīng)該包括屬于質(zhì)子參考水平的物質(zhì)、與質(zhì)子傳遞無關(guān)的組分；多元酸堿組分各濃度項(xiàng)前面的系數(shù)等于與零水準(zhǔn)相比較時(shí)該型體得失質(zhì)子的量 。38NaNH4HPO4水溶液的PBE選擇質(zhì)子參考水平

19、（零水準(zhǔn)）酸堿的起始組分：溶劑：24HPO4NH和H2O 根據(jù)得失質(zhì)子情況繪質(zhì)子得失關(guān)系示意圖 根據(jù)得失質(zhì)子的量相等的原則寫PBE 零水準(zhǔn)4NHH+34PO3NH24HPOH+H+2H+OH2H+43POHOHOH342POHH+得質(zhì)子失質(zhì)子PBE39c(H+)+c(H2PO4-)+2c(H3PO4）=c(NH3)+c(PO43-)+c(OH-)HAcNa2SNaCNNaHCO3NH4NaHPO4(NH4)2HPO4c(H+) =c(Ac-) + c( OH-)c(H+) + c(HCN) = c(OH-)c(H+) + c(HS-) + 2c(H2S) =c(OH-)c(H+) +c(H2C

20、O3) = c(CO32-) + c(OH-)c(H+)+c(H2PO4-)+2c(H3PO4）=c(NH3)+c(PO43-)+c(OH-)酸堿PBE Question 寫出下列酸堿的質(zhì)子平衡式40溶液酸度計(jì)算溶液酸度計(jì)算一元弱酸一元弱酸（堿堿）多元弱酸多元弱酸（堿堿）兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)緩沖溶液緩沖溶液計(jì)算內(nèi)容計(jì)算方法根據(jù)所給酸堿寫出其PBE根據(jù)平衡關(guān)系將PBE轉(zhuǎn)化為c(H+)與分析濃度的代數(shù)式，即精確式根據(jù)溶液的性質(zhì)進(jìn)行合理近似，獲得近似解檢驗(yàn)近似解得合理性413.4.2 3.4.2 一元弱酸（堿）溶液酸（堿）度的計(jì)算一元弱酸（堿）溶液酸（堿）度的計(jì)算1. 1. 一元弱酸一元弱酸pHpH的計(jì)

21、算的計(jì)算一元弱酸一元弱酸HA的的PBE根據(jù)平衡關(guān)系將根據(jù)平衡關(guān)系將PBE轉(zhuǎn)化為轉(zhuǎn)化為c(H+)的即精確式的即精確式根據(jù)溶液性質(zhì)進(jìn)行合根據(jù)溶液性質(zhì)進(jìn)行合理近似，獲得近似解理近似，獲得近似解)(OH)(HccKw(HA)(A)(HcccKa)(H(HA)(H)(HcKccKcawwaKKcc(HA)(H近似處理42對精確式 進(jìn)行近似處理waKKcc(HA)(H最簡式最簡式近似式近似式1 1近似式近似式2 243例3-4 計(jì)算濃度為0.10 molL1HAc溶液的pH HAc的濃度c0=0.10 molL-1，5101.8aK 解： 用最簡式計(jì)算其酸度 pH = 2.89waKKc20)HAc(05

22、00)HAc(0a/KcYESYES0c)(HAcaKQuestion 44例3-5 計(jì)算分析濃度為0. 10 molL1 的HF溶液的pH 解： 用近似式1計(jì)算其酸度 pH = 2.11HF的濃度c0=0.10 molL-1，waKKc20)HF(0500)HF(0a/KcYESNO)HF(aK0cQuestion 452. 2. 一元弱堿一元弱堿pHpH的計(jì)算的計(jì)算aKbK一元弱堿pH的計(jì)算方法與計(jì)算一元弱酸完全相同，只是將各公式中的c(H+)和 分別以c(OH)和 代替即可。 b0(OH)cc K最簡式最簡式近似式近似式1近似式近似式246例3-6 計(jì)算分析濃度為0.10 molL1 N

23、aCN溶液的pH 。解：HCN的 可用最簡式計(jì)算 pOH = 2.89 pH =14.00-2.89 = 11.11YESYES0c)CN(bKwbKCNKc20)(0500)(/0CNKcbQuestion 473.4.3 3.4.3 多元弱酸多元弱酸( (堿堿) )溶液溶液酸度的計(jì)算酸度的計(jì)算多元弱酸在水溶液中是分步解離的，通常其第一級解離常數(shù)遠(yuǎn)大于第二級解離常數(shù)；而且第一級解離所解離出的氫離子對第二級解離的同離子效應(yīng)，進(jìn)一步降低了第二級解離的解離度，因此可以認(rèn)為溶液中的氫離子主要是由第一級解離生成的，其它各級解離可以忽略不計(jì)，所以對于多元弱酸的pH的計(jì)算可以比照一元弱酸的來處理。多元弱堿

24、的情況與多元弱酸相同完全，也可以比照一元弱堿來處理。48例3-7 計(jì)算濃度為0.10 molL1H2S溶液的pH。 解：H2S的 711007. 1aKpH=4.00YESYES0c)(1SH2aKwaKKc20)(10SH2500)(/10SH2aKcQuestion 49例3-8 計(jì)算分析濃度為0.10 molL1的Na3PO4溶液 的pH 解：H3PO4的PO43的 2131431103 . 2103 . 4100 . 1awbKKKpOH = 1.42 pH = 14-1.42 = 12.58YESNO0c)(34bPO1KwKKc20)(034bPO1500)(/034bPO1KcQ

25、uestion 503.4.4 3.4.4 兩性物質(zhì)水溶液酸度的計(jì)算兩性物質(zhì)水溶液酸度的計(jì)算1 1兩性物質(zhì)兩性物質(zhì) 兩性物質(zhì)是指既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的一類物質(zhì)。兩性物質(zhì)包括酸式鹽NaHPO4弱酸弱堿鹽NH4Ac氨基酸NH2CH2COOH 512 2兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)pHpH的計(jì)算的計(jì)算c(H+) + c(H2A) = c(OH) + c(A2) NaHA的的PBE根據(jù)平衡關(guān)系將根據(jù)平衡關(guān)系將PBE轉(zhuǎn)化為轉(zhuǎn)化為c(H+)的即精確式的即精確式根據(jù)溶液性質(zhì)進(jìn)行合根據(jù)溶液性質(zhì)進(jìn)行合理近似，獲得近似解理近似，獲得近似解)(HA)(HA)(H121cKKcKKcawaa)(H)(H)(HA)(HA)(H

26、)(H21cKccKKcccwaaA)(H)(HA)(H21cccKa)(HA)(A)(H22cccKa)(OH)(HccKw近似處理52由于酸式鹽NaHA的酸式解離和堿式解離都是二級解離，解離度很小， 帶入精確式得： 0)HA(cc對精確式進(jìn)行近似處理對精確式進(jìn)行近似處理waKKc2020進(jìn)一步進(jìn)行近似處理進(jìn)一步進(jìn)行近似處理可忽略wK可忽略wK不可忽略wK不可忽略1aK可忽略1aK可忽略1aK53 兩性物質(zhì)酸度計(jì)算方法YESNOYESYES最簡式最簡式近似式近似式1 1近似式近似式2 200121)(HcKKKcKcawaawaKKc2020NO00121)(HcKKKccaaa54例3-9

27、 計(jì)算0.10 molL1 甘氨酸（NH2CH2COOH）水溶液的pH 解：甘氨酸在水溶液中存在如下解離平衡：+NH3CH2COOH+NH3CH2COO + H+ +NH3CH2COONH2CH2COO + H+ 所以甘氨酸是一種兩性物質(zhì) pH = 5.96Question 55例3-10 計(jì)算0.10 molL1 NH4Ac溶液的pH 解：pH=7.00Question 563.5 3.5 緩沖溶液緩沖溶液 酸堿緩沖溶液可以在一定的程度和范圍內(nèi)穩(wěn)定溶液的酸度，減小和消除因加入少量酸、堿（或因化學(xué)反應(yīng)產(chǎn)生的少量酸、堿）或適度稀釋對溶液pH的影響，使其不致發(fā)生顯著變化。 通常緩沖溶液是由一定濃度

28、的相互共軛的弱酸和弱堿所組成的混合體系。 常見的共軛酸堿對組成的緩沖系統(tǒng)有：5750mL H2O,pH=7.025mL0.1mol/L HAc和25mL0.1mol/L NaAc pH=4.76 L 1HClpH 7.03.0pH 4.75 L 1HCl583.5.1 3.5.1 緩沖作用原理緩沖作用原理 A + H3O+HA + H2O向體系中加入少量強(qiáng)酸時(shí)，H3O+的濃度增大，由于同離子效應(yīng)，平衡將向能夠減小H3O+濃度的方向移動(dòng)，從而部分抵消了外加少量強(qiáng)酸對體系中H3O+的濃度的影響，維持體系pH基本不變。對于由HA和A所組成的緩沖體系存在如下平衡：對強(qiáng)酸的緩沖作用：對強(qiáng)酸的緩沖作用：5

29、9向緩沖體系向加入一定量的水進(jìn)行稀釋，一方面溶液體積的增大降低了H3O+的濃度，另一方面由于溶液濃度減小，解離度增大，同離子效應(yīng)減弱，使得平衡向H3O+濃度增大的方向移動(dòng)，從而維持了緩沖體系pH基本不變。向體系中加入少量強(qiáng)堿時(shí)，OH濃度增大，H3O+的濃度減小，平衡向能夠增加H3O+濃度的方向移動(dòng)，從而部分抵消了外加少量強(qiáng)堿對體系中H3O+的濃度的影響，維持緩沖體系的pH基本不變。對強(qiáng)堿的緩沖作用：對強(qiáng)堿的緩沖作用：對稀釋的緩沖作用：對稀釋的緩沖作用：603.5.2 3.5.2 緩沖溶液緩沖溶液pHpH值的計(jì)算值的計(jì)算HA + H2OH3O+ + A緩沖溶液緩沖溶液pH的大小與弱酸或者弱堿的解

30、離常數(shù)有關(guān)，的大小與弱酸或者弱堿的解離常數(shù)有關(guān)， 還與共軛酸堿組分的濃度比有關(guān)。還與共軛酸堿組分的濃度比有關(guān)。一元弱酸及其共軛堿組成的緩沖溶液一元弱酸及其共軛堿組成的緩沖溶液pH的計(jì)算的計(jì)算 所以，所以，因?yàn)?，因?yàn)?，緩沖溶液一般濃度較大（0.1-1.0 molL1）同離子效應(yīng)所以，所以，c(HA) cac(A) cb整理得：整理得：注意注意共軛酸濃度共軛堿濃度若為弱堿及其共軛酸， 只要將 pHpOH；Ka Kb ca cb； cb ca即可。61 例3-11 計(jì)算100 mL 0.40 molL1的HAc和50 mL 0.20 molL1的NaOH混合后溶液的pH。 解：Question 623.5.3 3.5.3 緩沖容量與緩沖范圍緩沖容量與緩沖范圍 對某一緩沖溶液，只有在外加酸、堿的量不太大或者對溶液進(jìn)行適當(dāng)稀釋時(shí)，才能保持pH基本不變?；瘜W(xué)上通常用緩沖容量緩沖容量作為衡量緩沖溶液緩沖能力的尺度。1.1.緩沖容量緩沖容量影響緩沖容量大小的主要因素