基礎(chǔ)化學(xué)第九章：溶液中的質(zhì)子酸堿平衡

第9章溶液中的質(zhì)子酸堿平衡

電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)(strongelectrolyte)和弱電解質(zhì)(weekelectrolyte)

強(qiáng)電解質(zhì)是指在水溶液中完全電離為離子的化合物弱電解質(zhì)則指在溶液中部分電離的化合物9.1.強(qiáng)電解質(zhì)的電離

一.問(wèn)題的提出

實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明，在1L濃度為0.1molL-1

的蔗糖溶液中，能獨(dú)立發(fā)揮作用的溶質(zhì)的粒子數(shù)目是0.1mol個(gè)。但是對(duì)于電解質(zhì)溶液，情況則有所不同。首先討論強(qiáng)電解質(zhì)的情形。以0.1molL-1

的KCl

溶液為例，在1L的溶液中，發(fā)揮作用的粒子的數(shù)目并不是0.1mol個(gè)，也不是0.2mol個(gè)。而是隨著KCl

的濃度的不同，其粒子數(shù)目呈現(xiàn)出規(guī)律性的變化，見(jiàn)下面的表格:KCl(molL-1)0.10

0.05

0.01

0.005

0.001N(KCl個(gè)數(shù))

0.10

0.05

0.01

0.005

0.001

實(shí)際粒子數(shù)是N的倍數(shù)i

1.92

1.94

1.97

1.98

1.99

從表中可以看出KCl

在水溶液發(fā)生解離。有兩個(gè)問(wèn)題需要解決：一是怎樣解離?

是

KCl=K+Cl

(1)

還是KCl=K++Cl-

(2)

KCl

溶液的導(dǎo)電性，說(shuō)明解離的方式是(2)

第二個(gè)問(wèn)題是解離得是否徹底。表上的數(shù)據(jù)說(shuō)明這種解離是不完全的。理由是沒(méi)有得到2倍的粒子。

以上是1887年Arrhenius

提出電離學(xué)說(shuō)時(shí)的觀點(diǎn)。進(jìn)一步的研究表明，在KCl

的水溶液中根本不存在KCl

分子。這一問(wèn)題的提出，促進(jìn)了電解質(zhì)溶液理論的發(fā)展。

強(qiáng)電解質(zhì)

理論上100%電離但數(shù)據(jù)表明：①對(duì)于一些強(qiáng)電解質(zhì)，如HNO3，KCl等，其電離度接近100%；②電解質(zhì)溶液越濃，電離度越小。為什么電解質(zhì)在水溶液中是完全離解而實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)又表現(xiàn)不完全離解的現(xiàn)象？二、強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論

1923年，荷蘭人Debye

和德國(guó)人Hückel

提出了強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論，成功地解釋了前面提出的矛盾現(xiàn)象。

觀點(diǎn)：強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中是完全電離的，但是由于離子間的相互作用，每一個(gè)離子都受到相反電荷離子的束縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，我們稱(chēng)這種現(xiàn)象為存在離子氛。其表現(xiàn)是：溶液導(dǎo)電能力下降，電離度下降，依數(shù)性異常。1.離子氛模型離子氛示意圖注意：1）由于離子氛的存在，離子的活動(dòng)受到限制，正負(fù)離子間相互制約。

2）溶液的濃度越大，離子氛的作用就越大，離子的真實(shí)濃度就越得不到正常發(fā)揮。

1摩爾的離子不能發(fā)揮1摩爾離子的作用。

3）強(qiáng)電解質(zhì)水溶液中的離子只有在無(wú)限稀釋時(shí)才能完全忽略離子間的相互作用。

2、活度與活度系數(shù)活度：是指有效濃度，即單位體積電解質(zhì)溶液中表現(xiàn)出來(lái)的表觀離子有效濃度，即扣除了離子間相互作用的濃度。以a（activity）表示。

aB=rB

×

cB

rB

：活度系數(shù)活度a,它能更真實(shí)地體現(xiàn)溶液的行為

1）溶液的濃度:濃度大，活度a偏離濃度c越遠(yuǎn)，rB越?。粷舛刃?，a和c越接近，rB越接近于1。2）離子的電荷:電荷高，離子氛作用大，a和c偏離大，rB

小。電荷低，離子氛作用小，a和c接近，rB接近于1。討論問(wèn)題，有時(shí)要用到a和rB

，但是在本章的計(jì)算中，如不特殊指出，則認(rèn)為a=c,rB=1。

弱電解質(zhì)的溶液中，也有離子氛存在影響活度系數(shù)rB大小的因素有:實(shí)驗(yàn)方法來(lái)求得電解質(zhì)溶液離子的平均活度因子r±

1-1價(jià)型電解質(zhì)的離子平均活度因子定義為陽(yáng)離子和陰離子的活度因子的幾何平均值，即和分別是正、負(fù)離子的活度因子離子的平均活度離子強(qiáng)度

I=?∑cizi2ci：溶液中第i種離子的濃度，

zi：第i種離子的電荷離子強(qiáng)度

I

表示離子在溶液中產(chǎn)生的電場(chǎng)強(qiáng)度的大小。離子強(qiáng)度越大，正負(fù)離子間作用力越大。

表明：①

離子強(qiáng)度越大，離子間相互作用越顯著，

活度系數(shù)越?。虎?/p>

離子強(qiáng)度越小，活度系數(shù)約為1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于濃度。③

離子電荷越大，相互作用越強(qiáng)，活度系數(shù)越小。

Debye-Hückel公式:。。在極稀溶液，可用以下公式1-1價(jià)型的電解質(zhì)，其適用濃度的范圍不超過(guò)0.020mol·L-1

酸：凡是能釋放出質(zhì)子（H+）的任何含氫原子的分子或離子的物種。（質(zhì)子的給予體）

堿：凡是能與質(zhì)子（H+）結(jié)合的分子或離子的物種。（質(zhì)子的接受體）

9.2酸堿質(zhì)子理論一、酸堿質(zhì)子理論1.酸堿定義酸H++堿-++AcHHAc

-+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+++34NHHNH[]+++2333NHCHHNHCH

++++252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H[][]++++422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H[][]2.酸堿共軛關(guān)系HAH++A-HA:酸（質(zhì)子給予體protondonor)A-:堿（質(zhì)子接受體protonacceptor)A-

稱(chēng)為HA的共軛堿，HA稱(chēng)為A-的共軛酸

HA、A-

稱(chēng)為共軛酸堿對(duì)(Conjugatepairofacid-base)HClH++Cl-HAcH++Ac-NH4+H++NH3HCO3-H++CO32-Al(H2O)63+H++[Al(OH)(H2O)5]2+僅相差一個(gè)質(zhì)子的一對(duì)酸、堿才為共軛酸堿對(duì)例：HAc的共軛堿是Ac－，

Ac－的共軛酸HAc，

HAc和Ac－為一對(duì)共軛酸堿。酸H++堿酸堿存在著對(duì)應(yīng)的相互依存的關(guān)系；物質(zhì)的酸性或堿性要通過(guò)給出質(zhì)子或接受質(zhì)子來(lái)體現(xiàn)注意：①酸和堿可以是分子，也可以是陽(yáng)離子或陰離子②有的酸和堿在某對(duì)共軛酸堿中是堿，但在另一對(duì)共軛酸堿對(duì)中是酸；③質(zhì)子論中不存在鹽的概念，它們分別是離子酸或離子堿

在某一共軛酸堿對(duì)中是酸，而在另一共軛酸堿對(duì)中是堿的分子或離子稱(chēng)為兩性物質(zhì)(Amphotericcompound)H2CO3

HCO3-+H+HCO3-CO32-+H+兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)。判斷一種物質(zhì)是酸還是堿，一定要在具體的反應(yīng)中根據(jù)質(zhì)子得失關(guān)系來(lái)判斷。

質(zhì)子論的酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)

Acid–basereactionsofprotontheory

在大多數(shù)的溶劑中(特別是在水中)H+

是不能以游離狀態(tài)單獨(dú)存在的（在水溶液中，H+的平均壽命是10-14s）。在水溶液中的實(shí)際反應(yīng)

HAcH++Ac-

H++H2OH3O+

酸1堿1

堿2酸2總反應(yīng)

HAc+H2OH3O++Ac-H+酸堿半反應(yīng)(Half–reactionofAcid-base)

①

酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)，如HF在水溶液中的解離反應(yīng)是由給出質(zhì)子的半反應(yīng)和接受質(zhì)子的半反應(yīng)組成的。②水是兩性物質(zhì)，它的自身解離反應(yīng)也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)HF(aq)H++F－(aq)H++H2O(l)H3O+(aq)HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F－(aq)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)③

鹽類(lèi)水解反應(yīng)也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。例如NaAc水解：酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H+NH4Cl水解：酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H+Ac－+H2OOH－

+HAc+H2OH3O++NH3④非水溶液中的酸堿反應(yīng)，也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。例如NH4Cl的生成：H+液氨中的酸堿中和反應(yīng)：H+9.2.2質(zhì)子酸堿的強(qiáng)度

取決于（1）酸堿本身釋放質(zhì)子和接受質(zhì)子的能力（2）溶劑接受和釋放質(zhì)子的能力例如：HAc

在水中為弱酸，但在液氨中為強(qiáng)酸！

酸堿的強(qiáng)弱用Ka,Kb(電離平衡常數(shù)）來(lái)表征

在水溶液中，酸堿的強(qiáng)、弱用其電離平衡常數(shù)（或稱(chēng)質(zhì)子傳遞常數(shù)）來(lái)表示。定義：酸+H2O堿+H3O+Kaθ:酸的質(zhì)子傳遞常數(shù)(constantofprotontrasfer)

酸的解離常數(shù)(ionizationconstant)HAc+H2OH3O++Ac或簡(jiǎn)寫(xiě)HAc

H++Ac－

+H2OH3O++NH3

或簡(jiǎn)寫(xiě)H++NH3

HS－

+H2OH3O++S2－或簡(jiǎn)寫(xiě)HS－

H++S2－

由Ka值的大小可知它們的強(qiáng)弱次序?yàn)镠Ac＞NH4+＞HS－

堿+H2O酸+OH-Kbθ：堿的質(zhì)子傳遞常數(shù)，或堿的解離常數(shù)9.2.3共軛酸堿對(duì)常數(shù)的相互關(guān)系共軛酸堿對(duì)(HA-A)的Ka與Kb的關(guān)系為對(duì)共軛酸堿對(duì)：通常堿的離解常數(shù)可由共軛酸的離解常數(shù)求得HAH++A-ΔGmθ(298K)=ΔfGm

θ(OH-)+ΔfGm

θ(H3O+)-2ΔfGm

θ(H2O)=(-157.29-237.19+2×237.19）kJ.mol-1=79.9kJ.mol-1

Kw:水的質(zhì)子自遞常數(shù)（水的離子積常數(shù))

酸和堿的相對(duì)強(qiáng)弱與酸、堿本身的性質(zhì)和溶劑的性質(zhì)有關(guān)；一般，Ka>10的為強(qiáng)酸；酸的酸性越強(qiáng),其共軛堿的堿性越弱；小結(jié)堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱；9.3水的解離平衡和pHH2O(l)+H2O(l)

H3O+(aq)+OH－(aq)或H2O(l)

H+(aq)+OH－(aq)—水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。25℃純水：c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1100℃純水：=1.0×10-14=5.43×10-13T

，)OH()OH(3-+=cc或)OH()OH(3-+=cccc△H>0t0C010202530405060pKw14.9614.5314.1614.0013.8313.5313.2613.02中性水的pH=7.00?中性水的pH=pOH在溶液中，只要有H2O,H+,OH-

三者共存，之間就存在如下的數(shù)量關(guān)系：[H+][OH-]=Kw

。不論溶液是酸性，堿性，還是中性。

常溫下，[H+]=10-7mol/L，表示中性。因?yàn)檫@時(shí):Kw=1.0×10-14

非常溫時(shí)，溶液的中性只能是指:[H+]=[OH-]}{)(OHlgpOH-=-令c{})O(HlgpH

3-=+c溶液的pH值（25℃）{}{}101.0)(OH)O(H143×==--+根據(jù)cc14lg)OH(lg)H(lg

=-=---+即cc14ppOHpH==+\pH是用來(lái)表示水溶液酸堿性的一種標(biāo)度。pH愈小，[H3O+]愈大，溶液的酸性愈強(qiáng)，堿性愈弱。酸性溶液[H3O+]＞[OH－]中性溶液[H3O+]=[OH－]堿性溶液[H3O+]＜[OH－]pH和pOH

一般的取值范圍是1-14,但也有時(shí)超出,

如[H+]=10,則pH=-1

小結(jié)名稱(chēng)PH名稱(chēng)PH胃液1.0~3.0唾液6.5~7.5檸檬汁2.4牛奶6.5醋3.0純水7.0葡萄汁3.2血液7.35~7.45橙汁3.5眼淚7.4尿4.8~8.4氧化鎂乳10.6暴露在空氣中的水5.5常見(jiàn)液體的pH純水時(shí)：

[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7

（mol/dm3)pH=-lg[H3O+]=7=pOH加入0.10mol/dm3強(qiáng)酸時(shí)，

[OH–]=Kw

/[H3O+]=1.0×10–14/1.0×10–1

=1.0×10–13（mol/dm3)加入0.10mol/dm3強(qiáng)堿時(shí)，

[H3O+]=Kw

/[OH–]

=1.0×10–14/1.0×10–1

=1.0×10–13（mol/dm3)水溶液中(純水、或酸堿溶液），H3O+

和OH–

同時(shí)存在，Kw是個(gè)常數(shù)。（酸溶液中也有OH–

，堿溶液中也有H3O+

）例題：胃酸的主要成分是HCl(aq)，某成人的胃酸pH=1.50(25℃)。試計(jì)算其中的[H3O+]和[OH－]和pOH。該成人胃酸中的鹽酸濃度是多少？解：

[H3O+]=10－pHmol·L-1=10－1.50mol·L-1=0.032mol·L-1=3.1×10-13mol·L-1

pOH=14.00－pH=12.50由于鹽酸是強(qiáng)酸，在水溶液中完全解離。因此，該胃酸中鹽酸濃度(即[H3O+])為0.032mol·L-1。

1.一元弱酸的解離平衡初始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10－x

x

xx=1.3×10－39.4一元弱酸、弱堿的解離平衡HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq){}{}{})HAc()Ac()OH()HAc(

3ccc-+=x10.0x)HAc(

2-=c(H3O+)=c(Ac－)=1.3×10－3mol·L-1c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1c(OH－)=7.7×10－12mol·L-1=c{(H3O+)}{c(OH－)}解離度(a):α與的關(guān)系：HA(aq)

H+(aq)+ A－(aq)平衡濃度 c–cα

cα

cα初始濃度 c

0

0稀釋定律：在一定溫度下(

為定值)，某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大。一元弱酸溶液的[H3O+]的簡(jiǎn)化公式假定：1)在HA水溶液中，水本身的電離可忽略，即由H2OH3O+

產(chǎn)生的[H3O+]<10-7(mol/dm3)2)2．一元弱堿溶液的解離平衡例：將2.45克固體NaCN配制成500cm3的水溶液，計(jì)算此溶液的酸度是多少。已知：HCN的Ka

為4.93×10－10。解：CN－的濃度為2.45/(49.0×0.500)=0.100(mol/dm3)

CN－+H2OOH－

+HCN=Kw/Ka=1.00×10－14/4.93×10－10=2.03×10－5因?yàn)閏/Kb=0.100/2.03×10－5=4.93×103>500（α<0.01）則[OH－]=（Kb·c)0.5=(2.03×10－5×0.100)0.5

=1.42×10－3(mol/dm3)

pH=14.0－pOH=14.0－2.85=11.153．兩性物質(zhì)的解離平衡------弱酸弱堿的混合溶液或鹽溶液的解離平衡如：NH4CN、NH4Ac設(shè)弱酸HA和弱堿B組成的化合物HAB形成的水溶液溶液中存在HA、B、A、HB、OH-和H3O+等組分，如果不太大。弱酸弱堿鹽解：

H2PO4–+H2OH3O++HPO42–

Ka2(H3PO4)=6.23×10–8

H2PO4–+H2OOH–+H3PO4

∵Ka2>>Kb3∴溶液顯酸性試定性說(shuō)明為什么

NaH2PO4

溶液顯酸性。

H+H+例題試計(jì)算濃度為0.100mol·L-1HCOONH4溶液的pH值。已知9.4.2多元弱酸、弱堿的解離平衡1．多元弱酸的解離平衡特點(diǎn)：分步電離

H2S：H2S

+H2OH3O++HS–

Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8

HS–+H2OH3O++S2–

Ka2

=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12一般來(lái)說(shuō)，第二步電離較第一步電離更難，Ka1較Ka2大幾個(gè)數(shù)量級(jí)。

例題：計(jì)算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O+,H2CO3,，和OH－的濃度以及溶液的pH值。結(jié)論：③對(duì)于二元弱酸，若c(弱酸)一定時(shí)，c(酸根離子)與c2(H3O+)成反比。

①多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般 。溶液中的H+主要來(lái)自于弱酸的第一步解離，計(jì)算c(H+)或pH時(shí)可只考慮第一步解離。②對(duì)于二元弱酸，當(dāng)時(shí)，c(酸根離子)≈，而與弱酸的初始濃度無(wú)關(guān)?！?：解：H2S

+H2OH3O++HS–

平衡濃度：0.1-x

x+y

x-y

HS–+H2OH3O++S2–

x-y

x+yy

Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8

Ka2=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12∵Ka1>>Ka2，且Ka1/c

=9.1×10–8

/0.1<<10-4∴[H3O+]

＝x+y

≈x

＝（9.1×10–8×0.1)0.5=9.5×10–5（mol/dm3）

pH=4.02

計(jì)算0.10mol/dm3H2S水溶液的[H3O+]和[S2–]，以及H2S

的電離度。

H2S

+H2OH3O++HS–

平衡濃度：0.10-x

x+y

x-y

HS–+H2OH3O++S2–

x-y

x+yy

[S2–]=Ka2×([HS–]/[H3O+])=Ka2

×(x-y/x+y

)∵x

>>y

，∴[HS–]≈[H3O+]∴[S2–]≈Ka2=1.1×10–12（mol/dm3）H2S的電離度

=x/c=9.5×10–5/0.10=9.5×10–4（≈0.1%)可見(jiàn)：溶液中絕大部分是未電離的H2S分子。2．多元離子堿的解離平衡如Na3PO4的水解：

多元弱酸強(qiáng)堿鹽也呈堿性，它們?cè)谒薪怆x產(chǎn)生的陰離子都是多元離子堿，它們的水解都是分步進(jìn)行的。例解：S2–+H2OOH–+HS–

HS–+H2OOH–+H2S

Kb1=Kw/Ka2

=1.0×10–14/1.1

×10–12=9.1×10–3Kb2=Kw/Ka1

=1.0×10–14/9.1

×10–8=1.1×10–7

∵Kb1>>Kb2，計(jì)算時(shí)不必考慮第二步電離計(jì)算0.10mol/dm3Na2S水溶液中的

[S2–]和[OH–],以及S2–的電離度。

解：S2–+H2OOH–+HS–

平衡濃度：0.10–

x

x

x

∵c/Kb1=0.10/

9.1×10–3=11<104∴不能簡(jiǎn)化計(jì)算，解一元二次方程得：

x=[OH–]=2.5×10–2（mol/dm3）

[S2–]=0.10–x=0.10–0.025=7.5×10–2（mol/dm3）S2–的電離度

=x/c=0.025

/0.10=0.25

（25%)多元弱酸弱堿

（小結(jié)）1.多元弱酸溶液中，[H3O+]主要由第一步電離決定

可按一元酸來(lái)計(jì)算

[H3O+]2.二元弱酸H2A溶液中，[A2–]≈Ka23.多元弱堿（如Na2S,Na2CO3,Na3PO4等）的情況與多元弱酸的相似，計(jì)算時(shí)用Kb代替Ka

即可。4.兩性物（H2PO4–,HCO3–

等）的酸堿性取決于相應(yīng)酸常數(shù)和堿常數(shù)的相對(duì)大小。兩種弱酸（弱堿）混合，當(dāng)兩者的濃度相近且Ka相差很大時(shí)，只考慮Ka

大的，來(lái)計(jì)算[H3O+]

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac–(aq)9.4.4同離子效應(yīng)Ac–(aq)NaAc(s)Na+(aq)+平衡移動(dòng)方向

鹽效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入不含共同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì),而使弱電解質(zhì)的解離度增大的效應(yīng)。相對(duì)同離子效應(yīng),鹽效應(yīng)的影響較小。2鹽效應(yīng)

例：在0.10mol·L-1的HAc

溶液中，加入NaAc(s)，使NaAc的濃度為0.10mol·L-1，計(jì)算該溶液的pH值和HAc的解離度。x=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5mol·L-10.10±x≈0.100.10mol·L-1HAc溶液：pH=2.89，α=1.3%

解：

HAc(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+Ac－(aq)ceq/(mol·L-1)

0.10–x

x0.10+xc0/(mol·L-1)

0.1000.10pH=4.74，α=0.018%例調(diào)節(jié)H2S水溶液的pH值，控制S2-的濃度（硫化物的分離）

①

H2S+H2OH3O++HS–

②

HS–

+

H2OH3O++S2–當(dāng)[H3O+]>Ka1,([HS–]/[H2S])<1,以H2S為主

Ka1>[H3O+]>Ka2,以

HS–

為主

[H3O+]<Ka2,([S2–]/[HS–])>1,以

S2–

為主合并①和②式：H2S

+2H2O2H3O++S2–

當(dāng)pH<5時(shí)，H2S電離部分可忽略，則:[H2S]≈C(H2S)=0.10(mol/dm3)

[H3O+]2[S2–]=Ka1

×Ka2×C(H2S)=1.0×10–20

(飽和溶液）問(wèn)：(1)是否體系中不存在HS-？（2）[S2–]是否等于1/2[H3O+]？綜合式：H2S

+2H2O2H3O++S2–

例：在常溫常壓下，向0.30mol/dm3

HCl

溶液中通入H2S氣體直至飽和，實(shí)驗(yàn)測(cè)得[H2S]近似為0.10mol/dm3

，計(jì)算溶液中S2–的濃度。解：[H3O+]2[S2–]=Ka1×Ka2×C(H2S)=1.0×10–20

(飽和溶液）

[S2–]=1.0×10–20

/(0.30)2=1.1×10–19

(mol/dm3)對(duì)比：H2S飽和水溶液（0.10mol/dm3

）的

[S2–]=Ka2

=

1.1×10–12

(mol/dm3)

二者相差10

7，說(shuō)明調(diào)節(jié)酸度可大幅度改變S2–

的濃度。50mLHAc-NaAcc(HAc)=0.10mol·L-1

c(NaAc)=0.10mol·L-1pH=4.74

緩沖溶液：具有能保持本身pH值相對(duì)穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋而顯著改變pH值的溶液)。加入1滴(0.05ml)1mol·L-1

HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1

NaOHpH=3

pH=4.73pH=4.759.5.4緩沖溶液實(shí)驗(yàn)：50ml純水pH=7pH=11

人體液(37℃)正常pH為7.35-7.45。每人每天耗O2600L,產(chǎn)生CO2酸量約合2L濃HCl,除呼出CO2及腎排酸外,歸功于血液的緩沖作用。血紅蛋白:HHb-KHb

血漿蛋白:HPr-NaPr氧絡(luò)血紅蛋白:HHbO2-KHbO2磷酸鹽:H2PO4--HPO42-碳酸鹽:H2CO3-HCO3-

(1.35mmol·L-1—27mmol·L-1)

pH=6.10+lg20=7.40生理緩沖溶液至少要有一對(duì)稱(chēng)為緩沖對(duì)的物質(zhì)：弱的共軛酸堿對(duì)。如：弱酸及其共軛堿（HAc—NaAc)弱堿及其共軛酸（NH3—NH4Cl)其中，弱酸稱(chēng)為抗堿組分，弱堿稱(chēng)為抗酸組分。一、緩沖溶液組成

緩沖作用原理加入少量強(qiáng)堿：達(dá)到新平衡時(shí),[A–]略有增加,[HA]略有減少，變化不大，因此溶液的[H3O+]基本不變。

達(dá)到新平衡時(shí)，[HA]略有增加，

[A–]略有減少，

變化不大，因此溶液的[H3O+]基本不變。加入少量強(qiáng)酸：⒈弱酸—共軛堿體系由于同離子效應(yīng)的存在，通常用配制濃度c(HA),c(A－)代替平衡濃度[HA],[A－]。二、緩沖溶液的計(jì)算例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO32.弱堿—共軛酸體系

NH3·

H2O—NH4Cl由于同離子效應(yīng)的存在，通常用配制濃度c(B),c(BH+)代替平衡濃度[B],[BH+]。例3：共軛體系緩沖容量的特點(diǎn)：（1）

∝c,c增大,

增大（2）[H+]=Ka

(pH=pKa)時(shí),

max=0.575c（3）