子項目二酸堿平衡任務一酸堿理論任務二酸堿解離平衡任務三緩沖溶液課件

子項目二酸堿平衡§任務一

酸堿理論§任務二

酸堿解離平衡§任務三

緩沖溶液子項目二酸堿平衡§學習內容一

掌握溶溶液pH的計算（重點、難點）§學習內容二

掌握緩沖作用原理（重點、難點）知道基本概念：酸堿質子理論、緩沖溶液、同離子效應、緩沖容量掌握基本理論：質子傳遞平衡、緩沖作用原理學會基本技能：

配制緩沖溶液、pH計、計算弱酸、弱堿、緩沖溶液的pH一、酸堿質子理論

能否利用酸堿電離理論，解釋NH4Cl的水溶液呈酸性。案例導入

酸堿電離理論存在一定的局限性，科學家提出“酸堿質子理論”，可以解釋NH4Cl的水溶液呈酸性的原因。案例導入

NH3+H2O

NH+4

+OH-

NH+4

+H2O

NH3

+

H3O+

NH3

：接受1個H+

H2O

：給出1個H+

NH3+H2O

NH+4

+OH-

NH+4

+H2O

NH3

+

H3O+

NH+4

：給出1個H+

H2O

：接受1個H+一、質子酸、質子堿質子酸(monoproticacid)：酸是能給出質子的物質，如HAc、HCN、HF、NH4+、HCOOH等；質子堿(monoproticbase)：堿是能接受質子的物質，如Ac-、CN-、F-、NH3、HCOO-等。

NH3+H2O

NH+4

+OH-

NH3

：質子堿（接受1個H+）

H2O

：質子酸（給出1個H+）水溶液中，顯堿性的原因H2O：質子堿，接受1個H+

NH+4

：質子酸，給出1個H+NH+4

+H2O

NH3

+

H3O+

水溶液中，顯酸性的原因

NH3+HCl

Cl-

+NH+4（氣相中）

NH3

：質子堿（接受質子）

HCl：質子酸（給出質子）

H2CO3

+H2O

HCO3-

+H3O+

HCO3-

+H2O

CO32-

+

H3O+

一、質子酸、質子堿寫出哪些是質子酸，哪些是質子堿？

H2PO4-

+H2O

HPO42-

+H3O+

HPO42-

+H2O

PO43-

+

H3O+

H2PO4-

+H2O

H3PO4

+

OH-

質子酸質子堿名稱

化學式名稱

化學式鹽酸HCl氯離子Cl-硝酸HNO3硝酸根離子NO3-硫酸H2SO4硫酸氫根離子HSO4-亞硝酸HNO2亞硝酸根離子NO2-水合離子H3O+水H2O水H2O氫氧根離子OH-醋酸HAC醋酸根離子AC-氫硫酸H2S硫氫根離子HS-磷酸二氫根離子H2PO4-磷酸氫根離子HPO42-銨離子NH4+氨NH3碳酸氫根離子HCO3-碳酸根離子CO32-磷酸氫根離子HPO42-磷酸根離子PO43-一、質子酸、質子堿既有強酸，又有弱酸共軛

酸堿對：在組成上相差1個質子的酸與堿

二、共軛關系、共軛酸堿對共軛

關系：共軛酸堿對之間相互依存，并通過1個質子而相互轉化的關系

HCO3-

+H2O

CO32-

+H3O+

CO32-

+H2O

HCO3-

+

OH-

共軛

酸堿對：在組成上相差1個質子的酸與堿，通過質子的轉移，相互轉化

一、質子酸、質子堿

H2PO4-

+H2O

HPO42-

+H3O+

HPO42-

+H2O

PO43-

+

H3O+

共軛

酸堿對：在組成上相差1個質子的酸與堿，通過質子的轉移，相互轉化

一、質子酸、質子堿

HCO3-

+H2O

H2CO3

+OH-

HCO3-

+H2O

CO32-

+H3O+

一、質子酸、質子堿兩性物質：既可以給出質子，又可以接受質子的物質寫出下列酸堿的各自相應的共軛堿或共軛酸：H2CO3、H2PO4-、H2O、PO43-、S2-、Ac-二、酸堿反應的實質及質子傳遞平衡HAc(aq)

+H2O(l)H3O+

(aq)+Ac

(aq)

一、質子傳遞反應NH3(aq)+H2O(l)

NH+4

(aq)+OH-(aq)

HAc、NH3在水中解離，實際上包含兩個哪兩個酸堿半反應？半反應1HAc（酸1）Ac-

（堿1）+H+半反應2H2O（堿2）H3O+

（酸2）+H+一、質子傳遞反應H3O+（酸2）

+Ac-（堿1）

HAc（酸1）

+H2O（堿2）

H+conjugateacidandbasepair共軛酸堿對

一、質子傳遞反應一、質子傳遞反應NH3(aq)+H2O(l)

NH+4

(aq)+OH-(aq)

酸堿反應、鹽的水解、弱酸（弱堿）的解離等反應的實質是兩個共軛酸堿對之間質子的傳遞反應（質子的轉移）H+

根據酸堿質子理論，水既能給出質子，又能接受質子。在純水中，水分子之間可以發(fā)生如下的質子傳遞反應：

H2O(l)+H2O(l)

H3O+(aq)+OH-(aq)這種在同種分子之間所發(fā)生的質子傳遞反應稱為質子自遞反應，存在質子自遞平衡二、質子自遞反應在一定溫度下，達到質子自遞平衡后，生成物的濃度以反應方程式中化學計量數為指數的冪的乘積與反應物的濃度以反應方程式中化學計量數為指數的冪的乘積之比是一個常數。二、質子自遞反應H2O(l)

+H2O(l)

H3O+(aq)+OH-(aq)水的質子自遞平衡常數表達式i

實驗證明，水是極弱的電解質，在反應中水分子的濃度幾乎不變，可看成是一個常數，將它合并到解離平衡常數Ki，得Kw。

Kw=[H3O+

][OH-]=K[H2O

]2=Kw

Kw稱為水的質子自遞平衡常數或稱為水的離子積二、質子自遞反應i水的質子自遞平衡常數可表達為：

實驗證明，水是極弱的電解質，在反應中水分子的濃度幾乎不變，可看成是一個常數，將它合并到解離平衡常數K,得Kw。

Kw=[H3O+

][OH-]=K[H2O

]2=Kw

Kw稱為水的質子自遞平衡常數或稱為水的離子積HAc(aq)

+H2O(l)H3O+

(aq)+Ac

(aq)NH3(aq)+H2O(l)

NH+4

(aq)+OH-(aq)

其他質子弱酸（弱堿）發(fā)生的質子傳遞反應，也存在平衡，稱為質子傳遞平衡三、共軛酸、堿常數的關系在一定溫度下，達到質子傳遞平衡后，生成物的濃度以反應方程式中化學計量數為指數的冪的乘積與反應物的濃度以反應方程式中化學計量數為指數的冪的乘積之比是一個常數。HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac

(aq)Ka稱為弱酸的解離平衡常數或酸常數、質子傳遞平衡常數三、共軛酸、堿常數的關系NH3(aq)+H2O(l)NH+4(aq)+OH-(aq)Kb稱為弱堿的解離平衡常數或堿常數

注意：解離平衡常數與溫度有關而與弱電解質的濃度無關。三、共軛酸、堿常數的關系HAc+H2OH3O++Ac

Ac-+H2OHAc+OH-三、共軛酸、堿常數的關系將兩個式子進行相乘的數學處理可得：？三、共軛酸、堿常數的關系將兩個式子進行相乘的數學處理可得：兩邊同時取負對數得：Ka與Kb成反比，Ka越大，弱酸越強，其共軛堿越弱；反之亦然。共軛酸堿對Ka與Kb之間的關系：三、共軛酸、堿常數的關系T（K）283293303313323333Ka1.73×10-51.75×10-51.75×10-51.70×10-51.63×10-51.54×10-5不同溫度下HAc的Ka

在室溫范圍內，可以忽略溫度對解離平衡常數的影響。三、共軛酸、堿常數的關系弱酸（弱堿）的解離平衡常數有什么意義？解離平衡常數用來衡量某一弱電解質的解離程度的大小。

對于弱酸，Ka越大，表明弱酸解離出的H3O+越多，酸性相對較強；反之亦然。

對于弱堿，Kb越大，表明弱堿解離出的OH-越多，堿性相對較強；反之亦然。三、共軛酸、堿常數的關系共軛酸HAKapKa共軛堿A-

H2C2O45.6×10-21.25HC2O4-H2SO31.4×10-21.85HSO3-HSO4-1.3×10-21.99SO42-H3PO46.9×10-32.16H2PO4-HF6.3×10-43.20F-HNO25.6×10-43.25NO2-HCOOHHC2O4-1.8×10-41.5×10-43.753.81HCOO-C2O42-HAc1.75×10-54.76Ac-H2CO34.5×10-76.35HCO3-H2S8.9×10-87.05HS-HSO3-6.0×10-87.20SO32-H2PO4-6.2×10-87.21HPO42-HClO4.0×10-87.40ClO-HCN6.2×10-109.21CN-HCO3-4.7×10-1110.33CO32-HPO42-4.8×10-1312.32PO43-HS-1.0×10-1919.00S2-H2O1.0×10-1414.00OH-堿性增強酸性增強例如：在298.15K時，HCOOH、HAc、HCN的Ka分別為1.8×10-4、1.75×10-5、6.2×10-10則這三種弱酸的酸性強弱順序為:HCOOH>HAc>HCN則其相對應的共軛堿堿性強弱順序為:HCOO-<Ac-<CN-三、共軛酸、堿常數的關系小結：1.Ka與Kb成反比2.同類型的一元弱酸，可以通過比較Ka，判斷酸性的相對強弱3.只要知道弱酸的Ka

可以求出共軛堿的Kb，反之亦然例8：已知HAc的Ka=1.75×10-5，求Ac-的Kb。三、共軛酸、堿常數的關系四.同離子效應(commoneffect)在HAc溶液中加入少量強電解質NaAc平衡向左移動α使HAc的解離平衡向左移動，HAc的解離度降低，溶液酸性減弱。HAc+H2OH3O++Ac-

NaAcNa++Ac-同理：在NH3溶液中加入少量強電解質NH4Cl

NH3+H2ONH4++OH-

同理：在NH3溶液中加入少量強電解質NH4Cl

NH3+H2ONH4++OH-

NH4ClNH4+

+Cl-平衡向左移動α

使NH3的解離平衡向左移動，NH3的解離度α降低，溶液堿性減弱。

由于同離子效應的存在，［H3O+］由1.3×10-3mol·L-1下降到1.75×10-5mol·L-1，解離度也由1.3%下降到0.0175%，兩者下降的幅度都相當大。故同離子效應對弱酸（或弱堿）解離程度的影響極為顯著。同離子效應：這種在弱電解質中加入含有相同離子的易溶強電解質使，弱電解質解離度降低的現象稱為同離子效應。2.鹽效應(salteffect)HAc+H2OH3O++Ac-NaClNa++Cl-

平衡向右移動α使HAc的α增大，溶液酸性增強。2.鹽效應(salteffect)

在弱電解質溶液中加入與弱電解質不含相同離子的易溶強電解質時，可使弱電解質的解離度略有增大的現象稱為鹽效應。HAc+H2OH3O++Ac-NaClNa++Cl-

平衡向右移動α使HAc的α增大，溶液酸性增強。

原因是：加入了能完全解離的強電解質NaCl，其解離出大量的Cl-、Na+，聚集在HAc解離出的Ac-、H3O+周圍，形成離子氛，降低了Ac-

和H3O+重新結合成HAc的概率。溶液的離子強度增大，使溶液中離子之間的牽制作用增強，因此，HAc解離度隨之增大。由于鹽效應的存在，HAc溶液的[H3O+]由1.3×10-3mol/L略增到1.9×10-3mol/L，HAc的解離度由1.3%增至1.9%。想一想：什么叫同離子效應和鹽效應？在同離子效應存在的同時，是否存在鹽效應？以哪一個效應為主？想一想：在氨水中加入下列少量物質時，NH3·H2O的質子轉移平衡將向哪個方向移動？(1)NH4C1(2)H2O(3)NaOH(4)HC1(5)NaCl三、水溶液中的酸堿平衡體液pH

體液pH血液7.35~7.45

腦脊液7.35~7.5成人胃液0.9~1.5

胰液7.5~8.0嬰兒胃液5.0

大腸液8.3~8.4尿液4.7~8.4

小腸液~7.6唾液6.5~7.5

糞便4.6~8.4乳汁6.6~7.6

膽汁6.8~7.0淚水~7.4

十二指腸液4.8~8.2

pH在醫(yī)藥學上具有特別重要的作用，人體內各種生物化學反應和酶的活性等均需在一定的pH范圍內才能正常進行和保持活性，人體的體液各有自己的pH范圍許多溶液的[H3O+]數值很小，example:血液的[H3O+]＝4.0×10-8mol/L，計算和使用時都不方便。

通常用H3O+濃度的負對數表示溶液的酸堿性，以符號pH表示。pH＝-lg[H3O+][H3O+]OH-]＝Kw兩邊各取負對數，則有：

三、水溶液中的酸堿平衡例題．成人胃液的pH=1.4,嬰兒胃液的pH=5.0,其氫離子濃度相差多少倍？六、弱酸(堿)溶液pH的計算一元弱酸（HA）在水溶液中存在著兩種質子傳遞平衡？六、弱酸(堿)溶液pH的計算①HA(aq)

+H2O(l)H3O+(aq)

+A-(aq)

②H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)Kw=[H3O+

][OH-]六、弱酸(堿)溶液pH的計算當弱酸的ca·Ka≥20Kw，可以忽略水的質子自遞平衡②H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)×六、弱酸(堿)溶液pH的計算當ca

Ka≥20Kw，而ca/Ka≤500時，可用近似式計算[H3O+]近似式ca

/Ka=0.010/5.0×10-2=0.20<500，應采用近似式解

[H3O+]=8.54×10-3mol/LpH＝-lg[H3O+]=-lg8.54×10-3=2.07例2:計算0.010mol/L二氯乙酸（CHCl2COOH）溶液的pH（已知：CHCl2COOH的Ka=5.0×10-2）

當弱酸的ca·Ka≥20Kw，且ca/Ka≥500，忽略水的解離對H3O+濃度的影響，只考慮弱酸的解離。ca-[H3O+]≈ca

最簡式例3計算0.10mol/LHAc溶液的pH

。

（已知：HAc的Ka

=1.75×10-5

）ca/Ka=0.10/1.8×10-4>500,應采用最簡式解

pH＝-lg[H3O+]=-lg1.33×10-3=2.87同理，計算物質的量濃度為cb的一元弱堿溶液中[OH-]的近似計算公式和最簡計算公式分別為：①當Kb·cb

≥20Kw，忽略Kw，只考慮弱堿提供的OH-濃度。近似式②當Kb·cb≥20

Kw，且cb/Kb≥500時最簡式六、弱酸(堿)溶液pH的計算例

在298.15K時，計算1.0×10-4mol/L乙胺（C2H5NH2）溶液的pH。(已知：C2H5NH2的Kb=4.5×10-4)解

cb/Kb=1.0×10-4/4.5×10-4＜500pH=14-3.51=10.49例計算0.010mol/LNH3溶液的pH。（已知：NH3的Kb=1.8×10-5）

解

cb/Kb=0.010/1.8×10-5>500，應采用最簡式pOH=-lg[OH-]=-lg4.2×10-4=3.38pH=14-pOH=14-3.38=10.62六、弱酸(堿)溶液pH的計算例:解熱鎮(zhèn)痛藥阿司匹林的有效成分是乙酰水楊酸(HC9H7O4)，其為一元弱酸，將6.5g乙酰水楊酸溶于少量水中溶解，再加水稀釋至650ml，計算該弱酸溶液的pH。（已知：乙酰水楊酸的Ka=3.0x10-4六、弱酸(堿)溶液pH的計算例:解熱鎮(zhèn)痛藥阿司匹林的有效成分是乙酰水楊酸(HC9H7O4)，其為一元弱酸，將6.5g乙酰水楊酸溶于少量水中溶解，再加水稀釋至650ml，計算該弱酸溶液的pH。（已知：乙酰水楊酸的Ka=3.0x10-41.同離子效應(commoneffect)在HAc溶液中加入少量強電解質NaAc平衡向左移動α使HAc的解離平衡向左移動，HAc的解離度降低，溶液酸性減弱。HAc+H2OH3O++Ac-

NaAcNa++Ac-同理：在NH3溶液中加入少量強電解質NH4Cl

NH3+H2ONH4++OH-

同理：在NH3溶液中加入少量強電解質NH4Cl

NH3+H2ONH4++OH-

NH4ClNH4+

+Cl-平衡向左移動α

使NH3的解離平衡向左移動，NH3的解離度α降低，溶液堿性減弱。

由于同離子效應的存在，［H3O+］由1.3×10-3mol·L-1下降到1.75×10-5mol·L-1，解離度也由1.3%下降到0.0175%，兩者下降的幅度都相當大。故同離子效應對弱酸（或弱堿）解離程度的影響極為顯著。同離子效應：這種在弱電解質中加入含有相同離子的易溶強電解質使，弱電解質解離度降低的現象稱為同離子效應。2.鹽效應(salteffect)HAc+H2OH3O++Ac-NaClNa++Cl-

平衡向右移動α使HAc的α增大，溶液酸性增強。2.鹽效應(salteffect)

在弱電解質溶液中加入與弱電解質不含相同離子的易溶強電解質時，可使弱電解質的解離度略有增大的現象稱為鹽效應。HAc+H2OH3O++Ac-NaClNa++Cl-

平衡向右移動α使HAc的α增大，溶液酸性增強。

原因是：加入了能完全解離的強電解質NaCl，其解離出大量的Cl-、Na+，聚集在HAc解離出的Ac-、H3O+周圍，形成離子氛，降低了Ac-

和H3O+重新結合成HAc的概率。溶液的離子強度增大，使溶液中離子之間的牽制作用增強，因此，HAc解離度隨之增大。由于鹽效應的存在，HAc溶液的[H3O+]由1.3×10-3mol/L略增到1.9×10-3mol/L，HAc的解離度由1.3%增至1.9%。想一想：什么叫同離子效應和鹽效應？在同離子效應存在的同時，是否存在鹽效應？以哪一個效應為主？想一想：在氨水中加入下列少量物質時，NH3·H2O的質子轉移平衡將向哪個方向移動？(1)NH4C1(2)H2O(3)NaOH(4)HC1(5)NaCl多元弱酸（弱堿）與水之間的質子傳遞平衡五五、多元弱酸（弱堿）與水之間的質子傳遞平衡多元弱酸(polyproticacid)：

是能夠給出兩個或更多質

子的酸，如H2CO3、H2C2O4、H3PO4和H2S等；多元弱堿(polyproticbase)：

是能夠接受兩個或更多

質子的堿，如CO32-、C2O42-、PO43-和S2-等。

多元弱酸（弱堿）在水中的質子傳遞過程是分步解離并

可達到分步解離平衡，

每一步的解離都有其解離常數。五五、多元弱酸（弱堿）與水之間的質子傳遞平衡H2CO3+H2OHCO3-+H3O+HCO3-+H2OCO32-+H3O+

只需要比較它們的第一級解離常數即可，Ka1越大，說明多元弱酸的酸性越強。五五、多元弱酸（弱堿）與水之間的質子傳遞平衡PO43-+H2OHPO42-+OH-2.1×10-2H2PO4-+OH-HPO42-+H2O1.6×10-7H3PO4+OH-H2PO4-+H2O1.4×10-12多元堿在水中分步解離六、弱酸(堿)溶液pH的計算

多元弱酸溶液中的H3O+主要來源于它的第一級解離，多元酸的H3O+濃度可按一元弱酸的處理方式計算。六、弱酸(堿)溶液pH的計算

同理，對于多元弱堿溶液，當Kb1/Kb2>102時，可當作一元弱堿處理，即求[OH-]可根據其適應范圍分別用一元弱堿的簡單公式和近似公式進行計算。六、弱酸(堿)溶液pH的計算例:在298.15K，計算0.10mol/LNa2CO3水溶液的pH。（已知：CO32-的Kb1=2.1x10-4,Kb2=2.2x10-8兩性物質的pH計算六、弱酸(堿)溶液pH的計算

按照酸堿質子理論，HCO3-、H2PO4-、HPO42-、NH4Ac等都是兩性物質。以NaH2PO4為例討論兩性物質溶液pH的計算。

H2PO4-(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+HPO42-(aq)H2PO4-(aq)+H2O(l)H3PO4(aq)+OH-(aq)H2O(l)

+H2O(l)

H3O+(aq)+OH-(aq)

Kw=[H3O+][OH-]六、弱酸(堿)溶液pH的計算

當Kac

≥20Kw，且c

≥20Ka′（Ka′=Kw/Kb）時，經過推導和近似處理，可得：或六、弱酸(堿)溶液pH的計算或Ka為兩性物質H2PO4-作為酸時的解離常數Ka′則是兩性物質H2PO4-作為堿時其對應的共軛酸的解離常數。H2PO4-(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+HPO42-(aq)H2PO4-(aq)+H2O(l)

H3PO4(aq)+OH-(aq)KaKa′或H2PO4-(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+HPO42-(aq)HPO42-(aq)+H2O(l)

PO43-(aq)+

H3O+(aq)Ka1H3PO4(aq)+H2O(l)

H2PO4-(aq)

+H3O+(l)Ka2PO43-+H2O(l)

HPO42-(aq)

+OH-(aq)Kb1Kb2Ka3HPO42-(aq)+H2O(l)

OH-(aq)

+

H2PO4-(aq)H2PO4-(aq)

+H2O(l)

OH-(aq)

+

H3PO4(aq)Kb3Kb3Kb2Kb1Ka為兩性物質H2PO4-作為酸時的解離常數Ka′則是兩性物質H2PO4-作為堿時其對應的共軛酸的解離常數。解

pH=-lg[H3O+]=-lg2.1×10-5=4.6841例：在298.15K，計算0.10mol／LNaH2PO4溶液的pH。（已知：H3PO4的

Ka1=6.9x10-3,

Ka2=6.2x10-8,

Ka3=4.8x10-13)例：

計算0.10mol·L-1

Na2HPO4溶液的pH。Ka為兩性物質HPO42-作為酸時的解離常數Ka′則是兩性物質HPO42-

作為堿時其對應的共軛酸的解離常數。或H2PO4-(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+HPO42-(aq)HPO42-(aq)+H2O(l)

PO43-(aq)+

H3O+(aq)Ka1H3PO4(aq)+H2O(l)

H2PO4-(aq)

+H3O+(l)Ka2Ka3Kb3Kb2Kb1Ka為兩性物質HPO42-作為酸時的解離常數Ka′則是兩性物質HPO42-作為堿時其對應的共軛酸的解離常數。例：

計算0.10mol·L-1

Na2HPO4溶液的pH。解pH=-lg[H3O+]=-lg1.7×10-10=9.77Ka為兩性物質HPO42-作為酸時的解離常數Ka′則是兩性物質HPO42-

作為堿時其對應的共軛酸的解離常數。六、弱酸(堿)溶液pH的計算例：在298.15K，計算0.010mol／LNaHCO3溶液的pH。（已知：H2CO3的Ka1=4.5x10-7,

Ka2=4.7x10-11)六、弱酸(堿)溶液pH的計算例：已知：在298.15K，H2C2O4的Kb1=6.7x10-11,

Kb2=1.8x10-13，計算0.10mol／L

Na2C2O4水溶液的pH六、弱酸(堿)溶液pH的計算例：已知：在298.15K，H2C2O4的Kb1=6.7x10-11,

Kb2=1.8x10-13，計算0.10mol／L

Na2C2O4水溶液的pH六、弱酸(堿)溶液pH的計算寫出下列酸堿的各自相應的共軛堿或共軛酸：H2CO3、H2PO4-、H2O、PO43-、S2-、Ac-例5定性說明NaHCO3酸堿性。（已知：H2CO3的Ka1

=4.5×10-7，Ka2

=4.7×10-1