普通化學(xué)第五章-酸堿平衡課件

1、第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論第二節(jié) 水溶液的酸堿平衡第三節(jié) 酸堿平衡的移動第四節(jié) 緩沖溶液第五章 酸堿平衡*第五節(jié) 酸堿電子理論第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論第二節(jié) 水溶液的酸堿平衡第三節(jié) 酸掌握質(zhì)子酸堿、酸堿共軛關(guān)系、酸堿離解常數(shù)等概念。熟練運用近似方法計算酸堿水溶液的酸度及有關(guān)離子濃度。掌握同離子效應(yīng)、介質(zhì)對酸堿平衡的影響，熟練掌握和理解緩沖溶液的計算和原理；掌握簡單緩沖溶液的配制方法。本章基本要求本章基本要求第五章 酸堿平衡掌握質(zhì)子酸堿、酸堿共軛關(guān)系、酸堿離解常數(shù)等概念。本章基本要求教 師 參 考基本要求1. 了解酸堿理論歷史發(fā)展概況，掌握酸堿質(zhì)子理論2. 掌握弱酸（堿）的離解平衡，離子酸（堿）的離解平衡

2、，pH及有關(guān)離子濃度的計算。3. 理解同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)，掌握緩沖作用原理和有關(guān)計算及緩沖溶液的選擇和配制。 教學(xué)重點、*難點酸堿質(zhì)子理論 酸堿平衡及其計算*酸堿平衡及其計算 緩沖溶液pH值及其配制教學(xué)建議本章內(nèi)容多，計算繁雜，講解宜精勿繁，突出計算實例，建議多講解例題。邊學(xué)邊練，加大練習(xí)力度，加強輔導(dǎo)。 （ 本章學(xué)時 6 ）教 師 參 考基本要求（ 本章學(xué)時 6 ）普通化學(xué)第五章-酸堿平衡課件普通化學(xué)第五章-酸堿平衡課件酸堿反應(yīng)的實質(zhì)： 酸 H+ + 堿 質(zhì)子酸與質(zhì)子堿間的相互依存關(guān)系稱為酸堿共軛關(guān)系。一對相應(yīng)的酸和堿稱為共軛酸堿對。酸堿半反應(yīng)不能獨立存在，有酸給出質(zhì)子；一定就有堿接受質(zhì)子。

3、酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是兩個共軛酸堿對之間進行的質(zhì)子傳遞。例如:1、 HCl (aq) H+ (aq) + Cl (aq) H2O (l) + H+ (aq) H3O+ (aq)反應(yīng)為： HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl (aq)2、 H2O (l) H+ (aq) + OH (aq) NH3 (aq) + H+ (aq) NH4+ (aq)反應(yīng)為： H2O (l) + NH3 (aq) NH4+ (aq) + OH (aq) 第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論酸堿反應(yīng)的實質(zhì)： 酸 H+ + 堿 酸堿質(zhì)子傳遞反應(yīng)的通式：酸（1） + 堿（2） 酸（2） + 堿（1） H+H+（二）

4、、酸堿的強弱酸堿本身給出或接受質(zhì)子的能力溶劑接受或給出質(zhì)子的能力 酸堿強度由兩方面決定 2. 影響因素1. 酸堿反應(yīng)的方向強酸（1) + 強堿（2） 弱酸（2） + 弱堿（1） H+H+強酸與強堿相遇，前者極易給出質(zhì)子, 后者非常容易結(jié)合質(zhì)子，這樣強酸和強堿進行的反應(yīng)程度就很大。 第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子傳遞反應(yīng)的通式：酸（1） + 堿（2） 酸堿可以是分子、陰離子、陽離子， 如Ac是離子堿， 是離子酸； 兩性物質(zhì)，如 等。 質(zhì)子理論中無鹽的概念，電離理論中的鹽，在質(zhì)子理論中都是離子酸或離子堿，如 NH4Cl 中的 是離子酸， Cl是離子堿。 酸堿可以是分子、陰離子、陽離子，HA + B

5、A + HB酸（1）堿（2）堿（1）酸（2）HB + C B + HC酸（2）堿（3）堿（2）酸（3）由于上述反應(yīng)均正向進行，故以上所有酸堿的強弱序為：HA酸（1）HB酸（2）HC酸（3）酸的強弱序C 堿（3）B堿（2）A 堿（1）堿的強弱序 規(guī)律：在任意一對共軛酸堿對中，若共軛酸的酸性很強，則其對應(yīng)的共軛堿的堿性就很弱，反之亦然。例如： （1）溶劑相同時，酸堿的強弱決定于酸堿給出或接受質(zhì)子能力的強弱。給出質(zhì)子能力強的酸是強酸，結(jié)合質(zhì)子能力強的堿是強堿。 第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論HA + B A + 酸越強，其共軛堿越弱；堿越強，其共軛酸越弱。酸越強，其共軛堿越弱； （2）同一物質(zhì)在不同溶劑中的酸

6、堿性有很大的差別，甚至于酸堿的性質(zhì)會發(fā)生變化。 水溶液中，HClO4 、HCl、 HBr、 HNO3、 H2SO4等強酸均能與水（作堿）發(fā)生質(zhì)子傳遞作用，反應(yīng)通式為： HB (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + B (aq)H+ 由于上述酸給質(zhì)子的能力特強，這些強酸一旦溶于水后，立即與水反應(yīng)，生成酸性次于它們的弱酸 H3O+ (aq) 。這樣，不論物質(zhì)的酸性有多強（當(dāng)然要比H3O+ (aq) 強）在水溶液中，它們統(tǒng)統(tǒng)被水拉平到同一強度的酸（H3O+ (aq)）水平。 上述效應(yīng)稱為溶劑的拉平效應(yīng)。 第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論 （2）同一物質(zhì)在不同溶劑中的酸堿性有很大的差別， 水溶液中有

7、一些物質(zhì)的酸性位于 H3O+ (aq) 以下，它們都是比 H3O+ (aq)酸性更弱的酸，當(dāng)它們?nèi)苡谒笠才c水發(fā)生質(zhì)子傳遞反應(yīng)，反應(yīng)進行的程度很小，并會隨它們與水作用的強弱而體現(xiàn)出水溶液的酸性大小，從而可以區(qū)別出它們的酸性強弱。 這種溶劑能區(qū)別不同酸堿之間相對強度差別的作用叫做溶劑的區(qū)分效應(yīng)。問題：水溶液中同濃度的 HClO4 的酸性比 HCl強嗎？ 第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論 水溶液中有一些物質(zhì)的酸性位于 H3O+ (aq問題：水作溶劑時，溶液中最強的酸是什么？最強的堿是什么？ 水作溶劑溶于強酸時，水是作為堿接受質(zhì)子的，由于水的堿性比一般的弱酸要強，因此，水溶劑不能區(qū)別出 HCl、H2SO4、HN

8、O3、HClO4的酸性強弱。但若將它們?nèi)苡诩兇姿嶂?，由于醋酸的堿性比水弱，接受質(zhì)子能力差，HClO4就比 HCl更易給出質(zhì)子從而表現(xiàn)出更強的酸性。 第一節(jié) 酸堿質(zhì)子理論HClO4 Ka = 2.0107、H2SO4 Ka = 1.3106HCl Ka = 1.0103、HNO3 Ka = 22問題：水作溶劑時，溶液中最強的酸是什么？最強的堿是什么？ 一、 水的離解平衡 純水的離解反應(yīng)在酸堿質(zhì)子理論中也可以看成是水分子之間的質(zhì)子自遞反應(yīng)，即： H2O + H2O H3O+ + OH 上述自遞反應(yīng)在一定溫度下達到平衡，其平衡常數(shù)為： (ceq(H3O+) /c ) (ceq(OH) /c ) (c

9、eq(H2O) /c )2K 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡一、 水的離解平衡 純水的離解反應(yīng)在酸堿 Kw = (ceq(H3O+) /c ) (ceq(OH) /c ) 因為 c = 1 moldm-3, 在不考慮常數(shù)單位時，可將上式簡化： Kw = ceq(H3O+) ceq(OH) 溫度一定時純水中 H3O+ 和 OH 的濃度乘積為一常數(shù)，此常數(shù)不因體系中 H3O+ 和 OH 的濃度改變而改變。 Kw只隨溫度變化而變化。 問題：水的離子積常數(shù)只隨溫度變化，此常數(shù)是不是只適用于純水中？當(dāng)水溶液中引入其它離子（如 H3O+ 或 OH）時，此常數(shù)還是不變嗎？Kw稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。

10、 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡溫度 / K 273 295 373 Kw0.13 10 -141.0 10 -147.4 10 -14 Kw = 二、 水溶液的酸堿性及pH 298.15K時： Kw = ceq(H+) ceq(OH) = 1.001014 ceq(H+) ceq(OH) 或 ceq(H+) = 1.00 107 呈中性 ceq(H+) ceq(OH) 或 ceq(H+) 1.00 107 呈酸性 ceq(H+) ceq(OH) 或 ceq(H+) 1.00 107 呈堿性 pH = lg (ceq(H3O+) /c ) or pH = lg ceq(H+) pKw = pH +

11、 pOH = 14.00 pH = pOH 或 pH = 7.00 為中性pH pOH 或 pH 7.00 為酸性pH pOH 或 pH 7.00 為堿性 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡二、 水溶液的酸堿性及pH 298.15K時：三、 水溶液中共軛酸堿對的 Ka與 Kb的關(guān)系共軛酸的反應(yīng) HB(aq) + H2O(l) B (aq) + H3O+(aq)共軛堿的反應(yīng) B (aq) + H2O(l) HB(aq) + OH(aq)Ka =ceq(B ) ceq(H3O+) ceq(HB)(1)Kb =ceq(HB) ceq(OH) ceq(B )(2)(1)式與(2)式相乘： Ka Kb = Kw

12、 = ceq(H3O+) ceq(OH) 結(jié)論：對于共軛酸堿對來說它們有關(guān)系：Kw = Ka KbpKw = pKa + pKb或 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡三、 水溶液中共軛酸堿對的 Ka與 Kb的關(guān)系共軛酸的 例題 已知 NH3 的 Kb 為1.8105，求弱酸 NH4+ 的 Ka 為多少？ 解：已知 NH3 和 NH4+ 是一對共軛酸堿對，故 Ka Kb = Kw Ka = Kw /Kb = 1.01014 / 1.8105 = 5.6109 問題：質(zhì)子理論中 CO32 是質(zhì)子堿，但其 Kb 無法查出，請問你會設(shè)法求出嗎？ 提示： CO32 的共軛酸是HCO3 ，故 Kb(CO32 )

13、= Kw /Ka (HCO3 ) 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 例題 已知 NH3 的 Kb 為1.81一、 弱酸的離解平衡 強酸：在水溶液中全部離解的酸稱為強酸，強酸水溶液的酸度計算很容易。如0.10moldm-3 HCl, c (H3O+)=0.10 moldm-3。 弱酸：在水溶液中部分離解給出質(zhì)子的分子、離子物質(zhì)稱為弱酸，弱酸離解只給出一個質(zhì)子的稱為一元弱酸，能給出兩個或兩個以上的質(zhì)子稱為多元弱酸。 （一）、一元弱酸的離解平衡HB(aq) + H2O(l) B (aq) + H3O+(aq)Ka =ceq(B ) ceq(H3O+) ceq(HB)(5-5) 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡一

14、、 弱酸的離解平衡 強酸：在水溶液中全 Ka為酸的離解常數(shù)，它與酸的本性及溫度有關(guān)，而與物質(zhì)的濃度無關(guān)。 Ka愈大則表明酸的離解程度愈大，其酸性也就愈強。 化學(xué)上還經(jīng)常用離解度（）來表示酸的離解程度。其值為酸已離解的濃度與酸原始濃度之比。即 ： = (c0 ceq)/c0100% 一元弱酸溶液的酸度計算就是求算溶液中H3O+(aq)的濃度，當(dāng)弱酸的酸性不是十分弱且弱酸的濃度又不是很小時，水溶劑自身的質(zhì)子傳遞反應(yīng)所產(chǎn)生的H3O+(aq)可以忽略不計，溶液中的H3O+(aq)主要來源于弱酸的離解，這樣利用式（5-5）就可求算出溶液中的H3O+(aq)濃度。 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 Ka為酸的離

15、解常數(shù)，它與酸的本性及HB(aq) + H2O(l) B (aq) + H3O+(aq)c0 /(moldm-3) c0(HB) 0 0ceq /(moldm-3) ceq(HB ) ceq(B ) ceq(H3O+) Ka =ceq(B ) ceq(H3O+) ceq(HB) 對于純酸來說，可以有： ceq(HB) c0(HB) ceq(H3O+) ， ceq(H3O+) ceq(B )，上式為：Ka = ceq2(H3O+) c0(HB) ceq(H3O+) ceq2(H3O+) + Ka ceq(H3O+) Ka c0(HB) = 0解得：+ceq(H3O+) = Ka2+ Ka c0(

16、HB) Ka221/2 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡HB(aq) + H2O(l) B ( 如果弱酸的 Ka很小，而濃度不是很小時，一般認為 c0(HB)/Ka 500， 上式可以近似為：ceq(H3O+) = Ka c0(HB) = ceq(H3O+)c0(HB)100%= Ka /c0(HB) 100%而離解度： 例題：計算 0.10 mol/L的醋酸水溶液中的氫離子濃度、溶液的 pH 值及醋酸的離解度。已知醋酸的Ka為1.7610-5。 解：由于 c0(HB)/Ka 500 ，故可以用近似式計算： ceq(H3O+) = Ka c0(HB) = 1.7610-50.10 = 1.310-3

17、 mol/L 問題一元弱堿溶液 的酸度計算公式與此式相同嗎？22 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 如果弱酸的 Ka很小，而濃度不是很小時，一 （二）、多元弱酸的離解平衡 多元弱酸的離解是分步進行的，每一級離解都給出一個質(zhì)子。如：一級離解： H2B(aq) + H2O(l) HB (aq) + H3O+(aq)二級離解： HB(aq) + H2O(l) B2(aq) + H3O+(aq)Ka1 =ceq(H3O+) ceq(HB) ceq(H2B)Ka2 =ceq(H3O+) ceq(B2) ceq(HB) pH = lg ceq(H3O+) = lg 1.310-3 = 2.89 = Ka / c

18、0(HB) 100% = 1.3% 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 （二）、多元弱酸的離解平衡 多元 對無機弱酸來說， 一般Ka1 遠遠大于Ka2 。因此多元弱酸溶液中的 H3O+(aq) 主要來自于其一級離解，計算該溶液的酸度時只須計算一級離解出的 H3O+(aq) ， 例題：計算 0.10 mol/L H2S 溶液中的 H3O+(aq)、HS (aq)、 S2(aq) 的濃度和溶液的 pH 值。( Ka1 = 1.32 10-7, Ka2 = 7.10 10-15) 解：計算二元弱酸的 H3O+(aq) 和 HS (aq) 濃度可用近似法H2S(aq) + H2O(l) HS (aq) + H

19、3O+(aq)c0 /(mol/L) 0.10 0 0ceq /(mol/L) 0.10 ceq(H3O+) ceq(HS ) ceq(H3O+) Ka1 =ceq(H3O+) ceq(HS) ceq(H2B) =ceq2(H3O+) 0.10 ceq(H3O+) 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 對無機弱酸來說， 一般Ka1 遠遠大于Ka2 = ( 1.32 10-7 0.10) = 1.15 10-4 ceq(H3O+) = ceq(HS) = 1.15 10-4 mol/L pH = lg ceq(H3O+) = lg 1.15 10-4 = 3.94Ka2 =ceq(H3O+) ceq(S2

20、) ceq(HS)1.15 10-4 ceq(S2) 1.15 10-4 =ceq(S2) = Ka2 = 7.10 10-15 mol/L由于 c0(HB)/Ka 500 ，故可以用近似式計算： ceq(H3O+) = Ka1 c0(H2S) 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡要求 S2(aq) 的濃度必須用到二級離解平衡式： HS(aq) + H2O(l) S2(aq) + H3O+(aq) 圍繞上一例題，我們還可以進行以下討論：(1) H2S(aq) + H2O(l) HS (aq) + H3O+(aq) Ka1 (2) HS(aq) + H2O(l) S2(aq) + H3O+(aq) Ka2

21、(1)+(2) H2S(aq) + 2H2O(l) S2(aq) + 2H3O+(aq) K 由平衡合成原理有： K = Ka1 Ka2ceq2(H3O+) ceq(S2) ceq(H2S)=ceq(S2) =Ka1 Ka2 ceq(H2S) ceq2(H3O+) 結(jié)論：在飽和的硫化氫水溶液中，硫離子的濃度取決于該溶液的酸度，酸度越大，硫離子的濃度就越小。 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡圍繞上一例題，我們還可以進行以下討論：(1) H2Sceq(H3O+) Ka1 c0(H2S) 。 1） 對多元無機弱酸來說， 一般 Ka1 Ka2 Ka3 , 因此,多元弱酸溶液中的 H3O+(aq) 主要來自于

22、其一級離解，計其計算方法同一元弱酸的計算方法。2 ) 對二元弱酸來說，其溶液中酸根濃度ceq(B2) Ka2 3） 調(diào)整溶液的酸度（pH），可以控制酸根濃度ceq(B2) 。 如： H2S(aq) 中加入強酸HCl ，ceq(S2) 明顯下降。 小結(jié) 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡ceq(H3O+) Ka1 c0(H2S) （三）、離子酸的離解平衡 定義：若強電解質(zhì)陽離子或陰離子在水溶液中能離解給出質(zhì)子，則它們就稱為離子酸。同樣道理，陽（陰）離子能接受質(zhì)子，則此離子就稱為離子堿。 當(dāng)某強電解質(zhì)溶液中的陰離子接受質(zhì)子的能力很弱，而陽離子或水合陽離子給出質(zhì)子的能力很強時，就可以忽略陰離子(堿)的離解作

23、用，而只須考慮陽離子或水合陽離子(酸)的離解作用。 例如，NH4Cl 溶液中存在 NH4+(aq) 和 Cl (aq) ， NH4+(aq)是離子酸能給出質(zhì)子， Cl (aq) 是極弱的堿，幾乎不能從水中獲得質(zhì)子，故忽略不作考慮。與水發(fā)生的質(zhì)子傳遞反應(yīng)： NH4+(aq) + H2O(l) NH3 (aq) + H3O+(aq)Ka =ceq(NH3 ) ceq(H3O+)ceq(NH4+) 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 （三）、離子酸的離解平衡 定義：若 Ka是離子酸 NH4+(aq) 的離解平衡常數(shù)，其值在有關(guān)手冊中并未列出，但由于 NH4+(aq) 與 NH3 (aq) 是共軛關(guān)系，故可利

24、用 NH3 (aq) 的 Kb 來求得： Ka = Kw/ Kb 例題：298K時，0.10 mol/L的NH4Cl溶液的pH值為多少？ 解： Cl (aq) 離子幾乎不與水作用，只有 NH4+(aq) 離子與水進行質(zhì)子傳遞反應(yīng)。此時 NH4+(aq) 的 Ka 為： Ka = Kw/ Kb = 1.0 10-14 / 1.76 10-5 = 5.68 10-10 Ka =ceq(NH3 ) ceq(H3O+)ceq(NH4+)= ceq2 (H3O+) / 0.10ceq(H3O+) = 7.54 10-6 , pH = lg 7.54 10-6 = 5.12 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 K

25、a是離子酸 NH4+(aq) 的離解平衡常二、 弱堿的離解平衡 （一）、一元弱堿的離解平衡 一元弱堿的離解平衡同一元弱酸的離解平衡相似，在大多數(shù)情況下可以用最簡式進行計算：B(aq) + H2O(l) HB+ (aq) + OH (aq)c0 /(moldm-3) c0(B) 0 0ceq /(moldm-3) ceq(B ) ceq(HB+) ceq(OH) Kb =ceq(HB+) ceq(OH) ceq(B) 如果弱堿的 Kb 很小，弱堿的濃度又不是很小時，一般認為 c0(B)/Kb 500 時上式可以近似為：ceq(OH) = Kb c0(B)此時溶液中氫離子H3O+(aq)濃度為：

26、ceq(H3O+) = Kw /ceq(OH) 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡二、 弱堿的離解平衡 （一）、一元弱堿的 例題：298K時，0.10 mol/L的氨水溶液的pH值和離解度為多少？ 解：由于c0(NH3)/Kb 500 ,故計算可用最簡式： ceq(OH) = Kb c0(NH3) = (1.76 10-5 0.10) = 1.33 10-3 pOH = lg 1.33 10-3 = 2.88 , pH = 14.00 2.88 = 11.12 = Kb /c0(NH3) 100% = 1.33%or = ceq(OH) /c0(NH3)100% = 1.33% 第二節(jié) 水溶液中的酸堿

27、平衡 例題：298K時，0.10 mol/L的氨水溶 （ 二）、離子堿的離解平衡 能接受質(zhì)子的離子溶于水后與水發(fā)生質(zhì)子傳遞反應(yīng)，奪取水中的質(zhì)子而成離子堿。例如 Ac 、 CN 、 F 等。 B(aq) + H2O(l) HB (aq) + OH (aq)Kb =ceq(HB) ceq(OH) ceq(B) 由于 B(aq) 的共軛酸是 HB (aq) ，故這對共軛酸堿的離解平衡常數(shù)有關(guān)系， Kb (B) = Kw/ Ka(HB) 關(guān)于離子堿的有關(guān)計算，在求得 Kb (B) 后就同前面一元弱堿的計算完全一樣了，此處不再重復(fù)。 在離子堿中有不少是屬于多元離子堿，此類多元堿的離解也是分步進行的且一般

28、來說一級離解遠遠大于二級及三級離解，故多元堿的離解的有關(guān)堿度計算中應(yīng)以一級離解為主。 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 （ 二）、離子堿的離解平衡 能接三、 離子酸、離子堿的共離解平衡 1、若物質(zhì)在水中溶解為陰、陽離子后，陰、陽離子均能與水發(fā)生質(zhì)子傳遞作用，則此溶液中同時存在離子酸和離子堿，此溶液的酸堿性就由溶液中的離子酸和離子堿的強度來共同決定。例如NH4Ac、NH4CN、(NH4)2CO3等。 2、另外，水溶液中還有一種單一離子它既可以給出質(zhì)子給水，又可以接受來自水的質(zhì)子，這種兩性物質(zhì)的水溶液的酸堿性也由它們作為離子酸和離子堿的共離解來決定。 以上兩類溶液的酸堿性計算是比較復(fù)雜的，僅借助于離解方

29、程是不能解出結(jié)果的，還要用質(zhì)子衡等式幫助。此處就不作討論。 第二節(jié) 水溶液中的酸堿平衡 三、 離子酸、離子堿的共離解平衡 1、若一、 同離子效應(yīng) 定義： 在弱酸或弱堿的溶液中，加入與這些弱酸或弱堿離解后具有相同離子的強電解質(zhì)，則會降低這些弱酸或弱堿的離解度，此現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。醋酸溶于水后會與水發(fā)生質(zhì)子傳遞反應(yīng)：HAc(aq) + H2O(l) Ac (aq) + H3O+(aq) 在醋酸水溶液中加入強電解質(zhì) NaAc 時，溶液中Ac (aq)離子濃度大大增加，造成上述平衡向左移動，pH升高。 與同離子效應(yīng)作用相反的另一種效應(yīng)為異離子效應(yīng) (也稱鹽效應(yīng))。它是指在弱酸或弱堿溶液中加入與其離解

30、后的離子相異的強電解質(zhì)引起的弱酸弱堿離解度增大的現(xiàn)象。 第三節(jié) 酸堿平衡的移動 一、 同離子效應(yīng) 定義： 在弱酸或弱二、 緩沖作用原理 HAc NaAc、NH3H2O NH4Cl、NaHCO3 Na2CO3是由一對共軛酸堿組成的共軛酸堿體系。 此體系的組成特點：“兩大一小”。即共軛酸堿體系中酸的濃度大，堿的濃度也大，氫離子的濃度卻小。例如： HAc(aq) + H2O(l) Ac (aq) + H3O+(aq) NaAc(s) Ac (aq) + Na+(aq)兩大HAc(aq) Ac (aq) 抵抗堿的作用抵抗酸的作用一小 H3O+(aq)幾乎不變 第四節(jié) 緩 沖 溶 液 二、 緩沖作用原理

31、 HAc Na50mLHAcNaAc 0.1molL-1pH = 4.74 緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變pH值的溶液)。加入1滴(0.05ml) 1molL-1 HCl加入1滴(0.05ml) 1molL-1 NaOH實驗：50ml純水pH = 7 pH = 3 pH = 11 pH = 4.73 pH = 4.7550mLHAcNaAc 0.1molL-1pH = 4.三、 緩沖溶液的 pH（一）、緩沖方程 緩沖方程是指緩沖溶液的pH計算方程，實際上就是在同離子效應(yīng)存在下對酸堿平衡的酸堿度計算。以 HAc NaAc 緩沖體系為例：H

32、Ac(aq) + H2O(l) Ac (aq) + H3O+(aq)c0 /(moldm-3) c0(HAc) c0(Ac ) 0ceq /(moldm-3) ceq(HAc ) ceq(Ac ) ceq(H3O+) ceq(Ac ) = c0(Ac ) + ceq(H3O+) c0(Ac ) ceq(HAc ) = c0(HAc ) ceq(H3O+) c0(HAc )Ka =ceq(Ac ) ceq(H3O+) ceq(HAc)=c0(Ac ) ceq(H3O+) c0(HAc) ceq(H3O+) =Kac0(HAc) c0(Ac ) 第四節(jié) 緩 沖 溶 液 三、 緩沖溶液的 pH（一）、緩沖方程 緩pH = pKa lgc0(HAc) c0(Ac )pH = pKa lgc0(酸) c0(堿 ) 推廣有通式：對于像 NH3 NH4Cl 組成的緩沖溶液，其緩沖方程同樣有：pH = pKa lgc0(NH4+) c0(NH3)此處Ka為 NH4+ 的離解常數(shù)上述緩沖溶液的緩沖方程也有如下的表示：pOH = pKb lgc0(NH3) c0(NH4+) 此處Kb為 NH3 的離解常數(shù) 第四節(jié) 緩 沖 溶 液 用水稀釋時PH不變。稀釋pH = pKa lgc0(HAc) c0(Ac 下列各混合溶液中,具有緩沖作用的