基礎(chǔ)化學(xué)第五章酸堿解離平衡

基礎(chǔ)化學(xué)第五章酸堿解離平衡第一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日第一節(jié)

活度和活度因子

一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)二、Debye-Hückel離子相互作用理論三、活度和活度因子四、離子強度第二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)

電解質(zhì)是指在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。電解質(zhì)溶解于溶劑中形成的溶液稱為電解質(zhì)溶液。根據(jù)電解質(zhì)在水溶液中的解離情況，可以將電解質(zhì)分為強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)兩類。強電解質(zhì)在溶液中完全解離；弱電解質(zhì)在水溶液中只能部分解離成離子。第三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日電解質(zhì)的解離程度可以用解離度來表示：

強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)并沒有嚴(yán)格的界限，對于0.1mol·L-1電解質(zhì)溶液，常把解離度大于30％的稱為強電解質(zhì)；解離度在5％~30％之間的稱為中強電解質(zhì)；解離度小于5％的稱為弱電解質(zhì)。

第四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日二、Debye-Hückel離子相互作用理論

卻表現(xiàn)出不完全解離的現(xiàn)象。Debye

和Hückel認(rèn)為：強電解質(zhì)在水溶液中是完全解離的，溶液中陰、陽離子濃度較大，離子之間的靜電作用比較強。在任何一個陽離子附近，出現(xiàn)陰離子的機會總比出現(xiàn)陽離子的機會多；在任何一個陰離子周圍，出現(xiàn)陽離子的機會也要比出現(xiàn)陰離子的機會多。這樣，溶液中某一陽離子（稱為中心離子）強電解質(zhì)在水溶液中完全解離，而在實驗中第五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

的周圍，總是有較多的陰離子包圍著，而且越靠近中心離子，負(fù)電荷的密度就越大，越遠離中心離子，負(fù)電荷的密度就越小?？梢哉J(rèn)為在陽離子周圍存在一球形對稱且?guī)ж?fù)電荷的離子云，稱為離子氛；同樣，在陰離子的周圍也有帶正電荷的球形離子氛存在。

第六頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日由于離子氛的存在，強電解質(zhì)溶液中離子的行為不同于自由離子，其熱運動受到限制。在電場作用下，陰、陽離子分別向正極、負(fù)極移動，而陰、陽離子的“離子氛”卻要向相反電極移動，導(dǎo)致陰、陽離子移動的速率減慢，相當(dāng)于陰、陽離子數(shù)目減少，使實驗測得的溶液的導(dǎo)電能力比理論值要低，解離度也相應(yīng)地降低。第七頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日三、活度和活度因子

在強電解質(zhì)溶液中，由于陰、陽離子之間相互吸引、相互牽制作用，使它們在溶液中不能發(fā)揮應(yīng)有的作用，因此離子起作用的有效濃度總是小于真實濃度。電解質(zhì)溶液中離子起作用的有效相對濃度稱為活度：在稀溶液中，溶質(zhì)B的活度因子也常定義為：第八頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日溶液的濃度越低，單位體積內(nèi)的離子數(shù)目就越少，離子間的牽制作用就越弱，離子的活度因子趨近于１，活度與相對濃度相等。為了簡便，在稀溶液中常用代替。

第九頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日四、離子強度離子強度定義為：

對于的電解質(zhì)溶液，一般可采用如下經(jīng)驗公式計算活度因子：例題在稀溶液中，上式常改寫為：第十頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-1考慮離子強度的影響，計算0.010mol·kg-1NaCl溶液的冰點降低。解：0.010mol·kg-1NaCl溶液的離子強度為：Na+和Cl-的活度因子為：第十一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

考慮離子強度的影響，0.010mol·kg-1NaCl溶液的冰點降低為：實驗測得0.010mol·kg-1NaCl溶液的冰點降低為0.034K，考慮離子強度后，計算值與實驗值非常接近。第十二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日第二節(jié)

酸堿理論

一、酸堿電離理論二、酸堿質(zhì)子理論三、酸堿電子理論第十三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日一、酸堿電離理論

酸堿電離理論認(rèn)為：凡在水溶液中電離出的陽離子全部是H+的化合物是酸；電離出的陰離子全是OH-的化合物是堿。酸堿反應(yīng)的實質(zhì)就是H+與OH-作用生成H2O。酸堿電離理論的優(yōu)點是能簡便地說明酸堿在水溶液中的反應(yīng)。但由于該理論把酸堿僅限于水溶液中，無法說明非水溶劑中的酸堿性。另外，電離理論把堿限制為氫氧化物，也無法解釋氨水呈堿性這一事實。第十四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日二、酸堿質(zhì)子理論

酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是

酸，凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿，酸是質(zhì)子的給予體，堿是質(zhì)子的接受體。

（1）酸失去質(zhì)子后即成為其共軛堿，堿得到質(zhì)子后即成為其共軛酸。（2）酸和堿可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子。（3）有些物質(zhì)既可以作為酸給出質(zhì)子，又可以作為堿接受質(zhì)子，這些物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。（4）在質(zhì)子理論中沒有鹽的概念。（5）實際上，在溶液中共軛酸堿對之間并不存在上述簡單平衡。酸堿第十五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

酸堿反應(yīng)是較強的酸與較強的堿作用，生成較弱的堿和較弱的酸的過程：

較強酸+較強堿=較弱堿+較弱酸酸堿質(zhì)子理論擴大了酸和堿的范圍，解決了非水溶液和氣體間的酸堿反應(yīng)。但是酸堿質(zhì)子理論把酸堿只限于質(zhì)子的給予或接受，不能解釋沒有質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng)。酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是兩對共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞：第十六頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日三、酸堿電子理論

酸堿電子理論認(rèn)為：凡是能接受電子對的物質(zhì)就是酸；凡是能給出電子對的物質(zhì)就是堿。酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是堿提供電子對，與酸形成配位鍵而生成酸堿配合物：

酸+堿酸堿配合物酸堿電子理論是目前應(yīng)用最為廣泛的酸堿理論。但酸堿電子理論對酸堿認(rèn)識過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特征，也使不同類型反應(yīng)之間的界限基本消除，最大的缺點是不易確定酸堿的相對強度。第十七頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日第三節(jié)

水的解離平衡和水溶液的

一、水的解離平衡二、水溶液的第十八頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日一、水的解離平衡

發(fā)生在同種溶劑分子之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)稱為質(zhì)子自遞反應(yīng)。水的質(zhì)子自遞反應(yīng)，也稱水的解離反應(yīng)，可表示為：

在一定溫度下，水的解離反應(yīng)達到平衡時：

水的解離反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，溫度升高，隨之增大。第十九頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日不同溫度下水的離子積常數(shù)T/KT/K

當(dāng)溫度在室溫附近變化時，變化不大，一般可認(rèn)為。第二十頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日二、水溶液的對于H3O+濃度較低的溶液，常用pH來表示溶液的酸堿性。pH的定義為：

與pH相對應(yīng)的還有pOH和pKw，它們的定義分別為：

第二十一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

pH，pOH和pKw之間的關(guān)系為：

pH＋pOH＝pKw

pH和pOH都可以表示溶液的酸堿性，但習(xí)慣上采用pH。

pH=pOH=7，溶液呈中性；

pH<pOH，pH<7，溶液呈酸性；

pH>pOH，pH>7，溶液呈堿性。

H3O+濃度與pH之間有如下關(guān)系：第二十二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日第四節(jié)

弱酸、弱堿的解離平衡一、一元弱酸、弱堿的解離平衡二、多元酸、堿的解離平衡三、共軛酸堿Ka與Kb的關(guān)系

第二十三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日一、一元弱酸、弱堿的解離平衡在一元弱酸HA溶液中，存在HA和H2O

之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：

達到平衡時：

一元弱酸的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)越大，它的酸性就越強。第二十四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日在一元弱堿A溶液中，存在A和H2O之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：

達到平衡時：

一元弱堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)越大，它的堿性就越強。第二十五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日二、多元酸、堿的解離平衡多元酸在水溶液中的解離是分步進行的，如

H3PO4的解離是分成三步進行的。第一步解離：第二步解離：第二十六頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日第三步解離：

溶液中的H3O+離子主要來自H3PO4的第一步解離。多元酸的相對強弱就取決于的相對大小，越大，多元酸的酸性就越強。多元堿在水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)也是分步進行的，如的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)是分成兩步進行的。第二十七頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日第一步解離：

第二步解離：第二十八頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

由于，因此溶液中的OH-主要來自的第一步反應(yīng)。多元堿的相對強弱就取決于的相對大小，越大，多元堿的堿性就越強。第二十九頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日三、共軛酸堿與的關(guān)系

共軛酸堿HA-A-在水溶液中存在如下質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：達到平衡時，存在下列定量關(guān)系：第三十頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

以上兩式相乘得：

例題第三十一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-2已知時，HAc的為1.8×10-5，計算Ac-的

。解：Ac-是HAc的共軛堿，Ac-的為：第三十二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日第五節(jié)酸堿溶液的pH的計算

一、一元弱酸溶液H3O+濃度的計算二、一元弱堿溶液OH-濃度的計算三、多元酸溶液H3O+濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-濃度的計算五、兩性物質(zhì)溶液H3O+濃度的計算六、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)

第三十三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日基礎(chǔ)化學(xué)中計算H3O+濃度或濃度時通常允許有不超過±5%的相對誤差。當(dāng)兩個數(shù)相加減時，若其中的較大數(shù)大于較小數(shù)的20倍時，可以將較小數(shù)忽略不計。第三十四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日一、一元弱酸溶液H3O+濃度的計算

在一元弱酸HA溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：

由H2O解離產(chǎn)生的H3O+濃度等于OH-濃度；由HA解離產(chǎn)生的H3O+濃度等于A-濃度。第三十五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日當(dāng)，即時，可以忽略不計。上式簡化為：

由一元弱酸HA的解離平衡表達式得：

由上式可得：

第三十六頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日當(dāng)，且，即時，。所以:例題第三十七頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-3

計算0.10mol·L-1HAc溶液的pH，已知Ka(HAc)＝1.8×10-5。

解：且

可以用最簡溶液的pH為：公式進行計算。第三十八頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日二、一元弱堿溶液OH-濃度的計算

在一元弱堿A的水溶液中，存在下述質(zhì)子轉(zhuǎn)

移平衡：溶液中存在下列關(guān)系：第三十九頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日當(dāng)時：當(dāng),且時：例題第四十頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-4

計算0.010mol·L-1NH3溶液的pH，已知時Kb(NH3)=1.8×10-5。

解：且

可利用最簡公式計算。溶液的pH為：第四十一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日三、多元酸溶液H3O+濃度的計算二元弱酸H2A在水溶液中存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：

根據(jù)得失質(zhì)子相等的原則：

第四十二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日水的解離：如果又能同時滿足

即當(dāng)時，可以忽略，上式可以進一步簡化為：第四十三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日此時二元弱酸可按一元弱酸處理。H3O+相對濃度計算公式為：

除了滿足上述兩個條件外，若還能滿足時，可進一步簡化為：

例題第四十四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-5

計算0.10mol·L-1H3PO4溶液的pH。已知時Ka1(H3PO4)=6.7×10-3,Ka2(H3PO4)=6.2×10-8,Ka3(H3PO4)=4.5×10-13。解：由于：可以忽略H2O的解離和H3PO4的第二級解離和第三級解離。但可利用近似公式計算。。第四十五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日溶液的pH為：第四十六頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日四、多元弱堿溶液濃度的計算

當(dāng)時，可以忽略水的解離；當(dāng)時，可以忽略多元弱堿的第二級解離。相對濃度的近似計算公式為：

在滿足上述兩個條件的情況下，若又能滿足例題，上式可進一步簡化為：第四十七頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-6

計算0.10mol·L-1Na2C2O4溶液的pH。已知時

解：的第一級標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)和第二級標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)分別為：第四十八頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日由于:

可以用最簡公式進行計算。OH-的相對濃度為：溶液的pH為：第四十九頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日五、兩性物質(zhì)溶液H3O+濃度的計算兩性物質(zhì)NaHA在溶液中完全解離：

溶液中存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：

根據(jù)得失質(zhì)子相等的原則，得到：

第五十頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日將平衡關(guān)系代入上式得：

整理后，得：給出質(zhì)子或得到質(zhì)子得能力都很小，故。

上式可改寫為：第五十一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例題如果則上式可以簡化為：第五十二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-7

計算0.10mol·L-1Na2HPO4溶液的pH。已知時,解：由于因此：溶液中H3O+相對濃度為：溶液的pH為：。第五十三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-8

計算0.010mol·L-1NH4Ac溶液的pH，時，解：因為且可利用最簡公式計算。溶液的H3O+相對濃度為：溶液的pH為：第五十四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日六、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)

HAc是一種弱電解質(zhì)，在溶液中存在下述解離平衡：

若在HAc溶液中加入NaAc晶體，Ac-與H3O+結(jié)合，生成HAc和H2O，使HAc的解離平衡逆向移動，HAc的解離度降低。這種在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象成為同離子效應(yīng)。例題（一）同離子效應(yīng)第五十五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-9

在0.10mol·L-1HAc溶液中，加入NaAc晶體，使NaAc的濃度為0.10mol·L-1。計算溶液中的H3O+濃度和HAc的解離度。并與0.10mol·L-1HAc溶液的H3O+濃度和HAc的解離度進行比較。溶液的H3O＋相對濃度為：解：可以不考慮水的解離。第五十六頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日由于Ka(HAc)很小，解離反應(yīng)進行趨勢不大，0.10mol·L-1±ceq(H3O＋)≈0.10mol·L-1。由上式得：HAc的解離度為：已知沒有同離子效應(yīng)時，0.10mol·L-1HAc溶液中ceq(H3O＋)＝1.3×10-3mol·L-1。第五十七頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日HAc的解離度為：

計算結(jié)果表明:在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaAc晶體，當(dāng)NaAc濃度為0.10mol·L-1時，HAc的解離度由1.3％降為0.018％，僅為原來的1/72。第五十八頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日若在HAc溶液中加入NaCl晶體，溶液的離子強度增大，使Ac-與H3O+結(jié)合為HAc的速率減慢，HAc的解離度略有增大。這種在弱電解質(zhì)溶液中加入不具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度增大的現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。由于鹽效應(yīng)對弱電解質(zhì)的解離度影響較小，不顯著，因此在計算中可以忽略鹽效應(yīng)。例題

（二）

鹽效應(yīng)第五十九頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-10

在1L0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl晶體(不考慮體積的變化）計算溶液中H3O+濃度和HAc的解離度。解：可忽略水的解離。由于溶液中離子濃度較大，需要用活度進行計算。溶液的離子強度為：

H3O+和Ac-

的活度因子為：，第六十頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日當(dāng)HAc的解離達平衡時：溶液中H3O+相對濃度為：第六十一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

HAc的解離度為：

計算結(jié)果表明：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl晶體，當(dāng)NaCl濃度為0.10mol·L-1時，HAc的解離度由1.3％增大到1.7％，約為原來的1.3倍。第六十二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日第六節(jié)

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理二、緩沖溶液的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制五、標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液六、緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義第六十三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日一、緩沖溶液的組成及作用機理

能抵抗外加少量強酸或強堿，而維持pH基本不發(fā)生變化的溶液稱為緩沖溶液。緩沖溶液所具有的抵抗外加少量強酸或強堿的作用稱為緩沖作用。緩沖溶液是由弱酸和它的共軛堿所組成，而且它們的濃度都比較大。習(xí)慣上把組成緩沖溶液的共軛酸堿對稱為緩沖對，緩沖溶液是由足夠濃度的緩沖對組成的混合溶液。（一）緩沖溶液的組成第六十四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日（二）緩沖作用機理在HA-NaA混合溶液中，HA和A-的濃度都較大，而H3O+濃度卻很小。溶液中存在下述解離平衡：

向此緩沖溶液中加入少量強酸時，強酸解離出的H3O+與A-結(jié)合生成HA和H2O，使解離平衡逆向移動，H3O+濃度不會顯著增大，溶液的pH基本不變。共軛堿A-起到抵抗少量強酸的作用，稱為緩沖溶液的抗酸成分。第六十五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日向此緩沖溶液中加少量強堿時，強堿解離產(chǎn)生的OH-

與溶液中的H3O+結(jié)合生成H2O，HA的解離平衡正向移動，H3O+濃度也不會顯著減小，pH也基本不變。共軛酸HA起到抵抗少量強堿的作用，稱為緩沖溶液的抗堿成分。緩沖溶液之所以具有緩沖作用，是因為溶液中同時存在足量的共軛酸堿對，它們能夠抵抗外加的少量強酸或強堿，從而保持溶液的pH基本不變。如果加入大量的強酸或強堿，緩沖溶液中的抗酸成分或抗堿成分將耗盡，緩沖溶液就喪失了緩沖能力。第六十六頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日二、緩沖溶液pH的計算

在緩沖溶液中，存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：

緩沖溶液中存在下述關(guān)系：

第六十七頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日整理得：

在緩沖溶液中：

由上式得：第六十八頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日緩沖溶液中較大：

上式簡化為：

取負(fù)常用對數(shù)：

常改寫成如下通式：

例題或第六十九頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-11

時，1.0LHAc-NaAc緩沖溶液中含有0.10molHAc和0.20molNaAc。（1）計算此緩沖溶液的pH；（2）向100mL該緩沖溶液中加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，計算緩沖溶液的pH；（3）向100mL該緩沖溶液中加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶液后，計算緩沖溶液的pH；（4）向100mL該緩沖溶液中加入1L水稀釋后，計算緩沖溶液的pH。第七十頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日解：時，Ka(HAc)＝1.8×10-5。（1）HAc和Ac-的濃度都較大，緩沖溶液的pH為：（2）加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為：第七十一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

HAc和Ac-的濃度都較大，緩沖溶液的pH為：加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，溶液的pH由5.05降為4.98，僅減小了0.07，表明緩沖溶液具有抵抗少量強酸的能力。第七十二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

（3）加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為：

HAc和Ac-的濃度都比較大，緩沖溶液的pH為：第七十三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶液后，溶液的

pH由5.05升高到5.11，僅增大了0.06，表明緩沖溶液具有抵抗少量強堿的能力。

（4）加入1L水稀釋后，HAc和Ac-的濃度分別為：第七十四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

HAc和Ac-的濃度都較大，緩沖溶液的pH為：加入1L水稀釋后，溶液的pH未發(fā)生變化，表明緩沖溶液具有抗稀釋的作用。第七十五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日三、緩沖容量和緩沖范圍（一）緩沖容量緩沖容量定義為：

利用上式可以推導(dǎo)出緩沖容量的計算公式：第七十六頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日1.緩沖容量與總濃度的關(guān)系同一共軛酸堿對組成的緩沖溶液，當(dāng)緩沖比相同時，總濃度越大,緩沖容量就越大。

例題2.緩沖容量和緩沖比的關(guān)系同一共軛酸堿對組成的緩沖溶液，當(dāng)總濃度相同時，緩沖比越接近1，其緩沖容量就越大。

例題通常把緩沖比為1時的緩沖容量稱為最大緩沖容量，用符號表示：第七十七頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

例5-12計算下列緩沖溶液的緩沖容量：（1）0.10mol·L-1HAc-0.10mol·L-1NaAc溶液；（2）0.010mol·L-1HAc-0.010mol·L-1NaAc溶液。

解：(1)(2)第七十八頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-13計算下列緩沖溶液的緩沖容量：（1）0.10mol·L-1HAc-0.10mol·L-1NaAc溶液；（2）0.15mol·L-1HAc-0.050mol·L-1NaAc溶液；（3）0.020mol·L-1HAc-0.180mol·L-1NaAc溶液。

（1）解：三種緩沖溶液的總濃度均為0.20mol·L-1。

第七十九頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

（2）（3）第八十頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日（二）緩沖范圍

只有當(dāng)緩沖比在0.1~10范圍內(nèi)，緩沖溶液才能發(fā)揮緩沖作用。通常把緩沖溶液能發(fā)揮緩沖作用（緩沖比為0.1~10）的pH范圍稱為緩沖范圍。HA-A-緩沖溶液的緩沖范圍為：第八十一頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日四、緩沖溶液的選擇與配制（1）選擇合適的緩沖對，使所配制的緩沖溶液的pH在所選擇的緩沖對的緩沖范圍內(nèi)，且盡量接近弱酸的，使緩沖溶液具有較大的緩沖容量。（2）緩沖溶液的總濃度要適當(dāng)，一般在0.05~0.2mol·L-1之間。（3）所選擇的緩沖對不能與反應(yīng)物或生成物發(fā)生作用，藥用緩沖溶液還必須考慮是否有毒性等。第八十二頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日（4）選定緩沖對后，計算出所需共軛酸、堿的量。

（5）根據(jù)計算結(jié)果把共軛酸、堿溶液混合，就可配成一定體積所需pH的緩沖溶液。若要求精確配制時，可用pH計或精密pH試紙對所配制緩沖溶液的pH進行校正。

例題第八十三頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日例5-14用濃度均為0.10mol·L-1的弱酸和其共軛堿溶液配制100mLpH為5.00的緩沖溶液。

解：所選擇的緩沖對中弱酸的

應(yīng)在4～6之間，HAc的，因此可選擇HAc-NaAc緩沖對。若需0.10mol·L-1HAc溶液的體積為V(HAc),則需0.10mol·L-1NaAc溶液的體積為100mL-V(HAc)。第八十四頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日代入數(shù)據(jù)得：所需NaAc溶液的體積為：

將35.5mL0.10mol·L-1HAc溶液與64.5mL0.10mol·L-1NaAc溶液混合，即可配制成100mLpH為5.00的緩沖溶液。第八十五頁，共九十一頁，編輯于2023年，星期日

緩沖溶液的配制及其緩沖容量

5.803.6－5.904.60.0106.005.60.0116.106.80.0126.208.10.0156.309.70.0176.4011.60.0216.5013.90.0246.6016.40.0276.7019.3