第五章酸堿解離平衡

Chapter5AqueousAcid-BaseEquilibrium第五章Cha1外語詞匯：酸堿質子理論protontheoryofacidandbase

共軛酸堿對conjugateacid-basepair同離子效應commonioneffect

鹽效應salteffect

緩沖溶液buffersolution

緩沖作用bufferaction

緩沖容量buffercapacity

緩沖范圍buffereffectiverange

外語詞匯：2第五章酸堿解離平衡第一節酸堿理論第二節水的解離平衡和水溶液的pH第三節弱酸弱堿的解離平衡第四節酸堿溶液H3O+,OH-離子濃度的計算第五節緩沖溶液基礎化學-酸堿平衡課件3第一節

酸堿理論

一、酸堿電離理論二、酸堿質子理論三、酸堿電子理論第一節

酸堿理論

一、酸堿電離理論4一、酸堿電離理論1.定義：

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。酸堿反應的實質就是H+與OH-作用生成H2O。2.優點：

簡便地說明酸堿在水溶液中的反應。3.局限性：

僅限于水溶液中，無法說明非水溶劑中的酸堿性。

一、酸堿電離理論5（一）酸和堿的定義：酸堿質子理論

protontheoryofacidandbase凡能給出質子的物質都是酸凡能接受質子的物質都是堿酸是質子的給予體堿是質子的接受體。酸

H+

+堿二、酸堿質子理論（一）酸和堿的定義：酸堿質子理論protontheor6HB(酸)

B(堿)+H+

(質子)HCl

Cl-

+H+HAc

Ac-+H+NH4+

NH3

+H+H2O

OH-

+H+H3O+

H2O

+H+[Cu(H2O)4]2+

[Cu(H2O)3OH]+

+H+H2CO3

HCO3-

+H+HCO3-

CO32-

+H+HB(酸)B(堿)+H+(質子)H7共軛酸堿對(conjugateacid-basepair)酸與它的共軛堿或堿與它的共軛酸,只差一個H質子。如：HAc與Ac-是一對共軛酸堿對。共軛酸堿對(conjugateacid-basepair8兩性物質:有些物質既可以作為酸給出質子，又可以作為堿接受質子，這些物質稱為兩性物質。例如:H2O

(酸)

OH-(堿)+H+H3O+

(酸)

H2O(堿)+H+兩性物質:有些物質既可以作為酸給出質子，又可以作為堿接受質子9總結：1.酸失去質子后即成為其共軛堿，堿得到質子后即成為其共軛酸，共軛酸堿對只差一個質子。2.共軛酸堿對中，若酸的酸性越強，其共軛堿的堿性就越弱；若酸的酸性越弱，其共軛堿的堿性就越強。3.酸和堿可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子。4.有些物質既可以作為酸給出質子，又可以作為堿接受質子，這些物質稱為兩性物質。5.在質子理論中沒有鹽的概念。

總結：1.酸失去質子后即成為其共軛堿，堿得到質子后即成為其共10(二）酸堿反應的實質HAc+H2O酸1堿2H+HCl+NH3Cl-+NH4+H+方向：較強酸+較強堿=較弱堿+較弱酸Ac-+H3O+堿1酸2實質:兩對共軛酸堿對之間的質子傳遞(二）酸堿反應的實質HAc+H2O酸1堿211練習：在下列各組分子和離子中，不屬于共軛酸堿關系的是（）。H2CO3–CO32-(B)HCl–Cl-(C)H2O–OH-(D)NH4+-NH3A練習：A12酸堿的電子理論(一)定義：

酸：能接受電子對的物質(電子對接受體)

堿：能給出電子對的物質(電子對給予體)酸堿的電子理論(一)定義：13(二)酸堿反應的實質：

酸堿反應的實質是堿提供電子對，與酸形成配位鍵而生成酸堿配合物的過程。酸+堿

酸堿配合物(二)酸堿反應的實質：酸+堿14第五章酸堿解離平衡第一節酸堿理論第二節水的解離平衡和水溶液的pH

第三節弱酸弱堿的解離平衡第四節酸堿溶液H3O+,OH-離子濃度的計算第五節緩沖溶液基礎化學-酸堿平衡課件15一、水的解離平衡1.質子自遞反應：發生在同種分子之間的質子傳遞反應稱為質子自遞反應。一、水的解離平衡16水的質子自遞反應，也稱水的解離反應在一定溫度下，水的解離反應達到平衡時：Kw

:水的離子積常數y水的質子自遞反應，也稱水的解離反應在一定溫度下，水的解離反應17水的解離反應是吸熱反應，溫度升高，Kwy

隨之增大。通常可簡寫為：水的解離反應是吸熱反應，溫度升高，Kwy隨之增大。通18

當溫度在室溫附近變化時，變化不大，一般可認為。表5-1不同溫度下水的離子積常數當溫度在室溫附近變化時，變化不大，一般可認為19二、水溶液的pH（1）不論酸性或堿性水溶液，都同時存在H+和OH-，

僅僅是它們的相對含量不同而已。（2）水溶液中的酸度或堿度都可以用H+濃度表示。（3）體液中的酸度較低，如血清中

ceq(H3O+)

=

3.98×10-8mol·L-1

二、水溶液的pH20ln(X)?lg(X)pH的定義：

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：ln(X)=2.303lg(X)ln(X)?lg(X)pH的定義：21水溶液的pH

pH的定義為：

同理：y水溶液的pHpH的定義為：同理：y22pH＋pOH＝pKwpH=pOH=7.0溶液呈中性pH<7.0溶液呈酸性pH>7.0溶液呈堿性H3O+

濃度與pH之間有如下關系：ypH＋pOH＝pKwpH=pOH=7.0溶液呈中性23第三節

弱酸、弱堿的解離平衡

一、一元弱酸、弱堿的解離平衡二、多元弱酸、弱堿的解離平衡三、共軛酸堿的Ka

與Kb

的關系yy第三節

弱酸、弱堿的解離平衡一、一元弱酸、弱堿的解離平24一元弱酸的解離平衡:達到平衡時：KaceqyHA的標準解離常數平衡濃度{ceq}相對平衡濃度一元弱酸的解離平衡:達到平衡時：KaceqyHA的標準解離常25溫度一定，Kay為常數，它表示酸在水中釋放質子能力的大小。Kay(HA)越大，----HA給出H+的能力越強，

----酸性就越強。溫度一定，Kay為常數，它表示酸在水中釋放質子能力的大小。26練習：試比較HSO-4，HAc，NH4+的酸性大小。HSO4-+H2OH3O++SO2-4

Ka(HSO4-)=1.0×10-2HAc

+H2OH3O++Ac-

Ka(HAc)=1.8×10-5NH4++H2OH3O++NH3

Ka(NH4+)=5.6×10-10解：查附錄三∴酸性由大到小的順序：HSO-4＞HAc＞NH4+練習：HSO4-+H2OH3O+27第四節

弱酸、弱堿的解離平衡

一、一元弱酸、弱堿的解離平衡

二、多元弱酸、弱堿的解離平衡三、共軛酸堿的Ka

與Kb

的關系yy第四節

弱酸、弱堿的解離平衡一、一元弱酸、弱堿的解離平28多元弱酸的解離平衡：以H3PO4為例，它的解離是分成三步進行的。多元弱酸的解離平衡：以H3PO4為例，它的解離是分成三步進29

Ka1(H3PO4)=6.7×10-3

Ka2(H3PO4)=6.2×10-8Ka3(H3PO4)=4.5×10-13

Ka1(H3PO4)>>Ka2(H3PO4)>>Ka3(H3PO4

)多元酸的相對強弱就取決于Ka1y的相對大小

Ka1y

越大，多元酸的酸性就越強。

Ka1(H3PO4)=6.7×10-3Ka2(H30多元堿在水溶液中的解離也是分步進行的。以CO32-

為例，它的解離是分成兩步進行的。多元堿在水溶液中的解離也是分步進行的。以CO32-為例，31

Kb1(CO32-

)=2.14×10-4

Kb2

(CO32-

)=2.24×10-8

Kb1(CO32-

)>>

Kb2

(CO32-

)多元堿的相對強弱就取決于Kb1

的相對大小，Kb1越大，多元堿的堿性就越強。yyKb1(CO32-)=2.14×10-4Kb232第四節

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

的關系

yy第四節

弱酸、弱堿的解離平衡一、一元弱酸、弱堿的解離平33共軛酸堿HA-A-

在水溶液中存在如下質子轉移反應：達到平衡時，存在下列定量關系：以上兩式相乘得：共軛酸堿HA-A-在水溶液中存在如下質子轉移反應：達到平34例5-1已知25℃時，HAc的Kay為1.8×10-5，計算Ac-離子的Kby。解：Ac-

是HAc的共軛堿，Ac-

的Kby

為：例5-1已知25℃時，HAc的Kay為1.8×35練習：求NH4+的標準解離常數。已知：Kb(NH3)

=1.8×10-5

yyyy練習：yyyy36多元弱酸、弱堿Ka

與Kb

的關系yy例：計算

PO43-的各步標準解離常數。已知：

H3PO4的Ka1y

(H3PO4)=6.7×10-3

Ka2y(H3PO4)=6.2×10-8；Ka3y(H3PO4)=4.5×10-13

解：PO43-+H2OHPO42-+OH-多元弱酸、弱堿Ka與Kb的關系yy例：計算PO37HPO42-+H2OH2PO4-+OH-H2PO4-+H2OH3PO4+OH-

Kb1y

(PO43-)>>Kb2y

(PO43-)>>Kb3y

(PO43-)HPO42-+H2OH2PO4-+38基礎化學-酸堿平衡課件39基礎化學-酸堿平衡課件40第五章酸堿解離平衡第一節酸堿理論第二節水的解離平衡和水溶液的pH第三節弱酸弱堿的解離平衡第四節酸堿溶液H3O+,OH-離子濃度的計算第五節緩沖溶液基礎化學-酸堿平衡課件41第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算六、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H42近似計算的依據：基礎化學中:計算H3O+

濃度或OH-

濃度時，通常允許有不超過±5%

的相對誤差。當兩個數相加減時，若其中的較大數大于較小數的20倍時，可以將較小數忽略不計。近似計算的依據：基礎化學中:43當在一元弱酸HA溶液中，（近似式）當在一元弱酸HA溶液中，（近似式）44當而且：可用最簡式：在一元弱酸HA溶液中，當而且：可用最簡式：在一元弱酸HA溶液中，45例5-2計算25

℃時0.10mol

·

L-1HAc溶液的pH。

解：{c(HAc)}(HAc)=1.8×10-6>20，且

可以用最簡式計算：溶液的pH為：例5-2計算25℃時0.10mol·46解離度α一元弱酸HA在溶液中的解離程度常用解離度α表示α(HA)=c(HA)–ceq(HA)c(HA)×100%α(HA)=ceq(H3O+)c(HA)×100%解離度α一元弱酸HA在溶液中的解離程度常用解離度α表示α(47α(HA)={c(HA)}·ka(HA){c(HA)}={c(HA)}Ka(HA)稀釋定律α(HA)={c(HA)}·ka(HA){c(HA)}=48結論:

一定溫度下,一元弱酸解離度在一定范圍內與起始濃度的平方根成反比,起始濃度越小,其解離度越大.結論:49例5-3計算25

℃時0.10mol·L-1HAc溶液中

HAc的解離度。

解：25℃

時，已知。由于

{c(HAc)}

，，故HAc的解離度為：例5-3計算25℃時0.10mol·L-150第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算六、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H3O51當而且：可用最簡式：在一元弱堿A溶液中，例題當而且：可用最簡式：在一元弱堿A溶液中，例題52例5-4計算0.010mol·L-1NH3溶液的pH，已知時Kb(NH3)=1.8×10-5。解：可利用最簡公式計算：溶液的pH為：例5-4計算0.010mol·L-1NH353第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算

四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算六、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H3O54多元弱酸溶液是一個復雜的酸堿平衡系統，以二元酸為例，它在水溶液中存在下列平衡：多元弱酸溶液是一個復雜的酸堿平衡系統，以二元酸為例，它在水溶55二元弱酸要滿足三個條件：可以用最簡式計算：{c(H2A)}/Ka1(H2A)}>400二元弱酸要滿足三個條件：可以用最簡式計算：{c(H2A)}/56第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算

六、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H3O57多元弱堿溶液可仿照多元弱酸溶液的方法。

可用最簡式計算：二元弱堿要滿足三個條件：多元弱堿溶液可仿照多元弱酸溶液的方法。

可用最簡式計算：二元58例5-6

計算0.10mol·L-1Na2C2O4溶液的pH。已知時解：的第一級標準解離常數和第二級標準解離常數分別為：例5-6計算0.10mol·L-1Na2C2O459由于:可以用最簡公式進行計算：溶液的pH為：由于:可以用最簡公式進行計算：溶液的pH為：60第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算七、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H3O61在弱電解質溶液中加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度降低的現象成為同離子效應。

同離子效應：commonioneffect

NaAc→Ac-+Na+在弱電解質溶液中加入與弱電解質具有相同離子的強電解62求0.10mol·L—1HAc溶液的解離度?如果在此溶液中加入NaAc晶體，使NaAc的濃度達到0.10mol·L—1，溶液中HAc的解離度又是多少？求0.10mol·L—1HAc溶液的解離度?如果在此溶液中加63計算結果表明、HAc溶液中如入NaAc后，其電離度比不加NaAc時，降低了約72倍。計算結果表明、HAc溶液中如入NaAc后，其電離度比不加Na64由于鹽效應對弱電解質的解離度影響較小，因此在計算中可以忽略鹽效應。

鹽效應salteffect

NaCl→Na++Cl-在弱電解質溶液中加入不具有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度增大的現象稱為鹽效應。由于鹽效應對弱電解質的解離度影響較小，因此在計算中可65

HAc+NaAcNaCl（0.10mol·L-1）（0.10mol·L-1）（0.10mol·L-1）解離度α1.3％0.018％1.7％為原來的1/721.3倍同離子效應>>鹽效應

產生同離子效應的同時，必然伴隨鹽效應

HAc66第五章酸堿解離平衡第一節酸堿理論第二節水的解離平衡和水溶液的pH第三節弱酸弱堿的解離平衡第四節酸堿溶液H3O+,OH-離子濃度的計算第五節緩沖溶液

基礎化學-酸堿平衡課件67

第五節

緩沖溶液buffersolution

一、緩沖溶液的組成及作用機理

二、緩沖溶液pH的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制六、緩沖溶液在醫學上的意義

第五節

緩沖溶液buffersolution

一68緩沖溶液的概念:能抵抗外加少量強酸或強堿，而維持pH基本不發生變化的溶液。緩沖溶液的組成：弱酸-共軛堿弱堿-共軛酸緩沖溶液是由足夠濃度的緩沖對組成的混合溶液。緩沖溶液的概念:能抵抗外加少量強酸或強堿，而維持pH基本69緩沖作用機理：以HAc-NaAc緩沖溶液為例：

NaAc→Ac-+Na+由于同離子效應，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。抗酸成分：共軛堿Ac-抗堿成分：共軛酸HAc緩沖作用機理：以HAc-NaAc緩沖溶液為例：Na70第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理二、緩沖溶液pH的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制六、緩沖溶液在醫學上的意義

第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理71緩沖溶液pH的計算：這就是著名的Henderson–Hasselbalch方程（亨·哈方程）計算公式經推導整理后得如下通式：緩沖溶液pH的計算：這就是著名的Henderson–72由緩沖溶液pH計算通式看出：1.

pH首先取決于緩沖系中的pKa2.pKa值一定，pH隨緩沖比而變化，當緩沖比等于1時，pH=pKa3.

緩沖溶液稍加水稀釋時，pH不變。yyy由緩沖溶液pH計算通式看出：1.pH首先取決于緩沖系中的p73例5-14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。例5-14時，1.0LHAc-NaAc緩沖74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：y解：時，Ka(HAc)＝1.8×10-575（2）加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為：HAc和Ac-的濃度都較大，緩沖溶液的pH為：（2）加入10mL0.10mol·L-1HCl溶76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。加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，溶77（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：（3）加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶78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。加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶液79（4）加入1L水稀釋后，HAc和Ac-的濃度分別為：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未發生變化，表明緩沖溶液具有抗稀釋的作用。（4）加入1L水稀釋后，HAc和Ac-的濃度分別為：HAc80第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理

二、緩沖溶液pH的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制六、緩沖溶液在醫學上的意義

第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理81（一）緩沖容量buffercapacity緩沖容量定義：使單位體積緩沖溶液的pH值改變1，所需加入一元強酸或一元強堿的物質的量。用微分式定義為：（一）緩沖容量buffercapacity緩沖容量定義82緩沖容量的計算公式：緩沖容量的計算公式：83注意：2.β越大，緩沖能力越強。1.β的單位是mol·L-1。3.影響緩沖容量的因素主要有：(1)緩沖溶液的總濃度c總=c（HA）+c（A-）(2)緩沖比注意：2.β越大，緩沖能力越強。1.β的單位是mol84緩沖容量與總濃度的關系:當緩沖比相同時，總濃度越大,緩沖容量就越大。例5-15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。緩沖容量與總濃度的關系:當緩沖比相同時，總濃度越大,緩沖容量85解：(1)c總=c（HAc）+c（Ac-）=0.2mol·L-1緩沖比為1(2)c總=c（HAc）+c（Ac-）=0.02mol·L-1緩沖比為1解：(1)c總=c（HAc）+c（Ac-）=0.2mo86緩沖容量和緩沖比的關系:當總濃度相同時，緩沖比越接近1，其緩沖容量就越大。例5-16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。緩沖容量和緩沖比的關系:當總濃度相同時，緩沖比越接近87解：三種緩沖溶液的總濃度均為0.20mol·L-1。（1）緩沖比為1（2）緩沖比為1/3（3）緩沖比為9解：三種緩沖溶液的總濃度均為0.20mol·L-1。（188最大緩沖容量:把緩沖比為1時的緩沖容量稱為最大緩沖容量，用符號βmax表示βmax=0.58c總最大緩沖容量:把緩沖比為1時的緩沖容量稱為最大緩沖容量，βm89例如：HAc-Ac-：pKa=4.74緩沖范圍是

3.74～5.74(二）緩沖范圍buffereffectiverange把緩沖溶液能發揮緩沖作用（緩沖比為0.1-10）的pH范圍稱為緩沖范圍。y例如：HAc-Ac-：pKa=4.74緩沖范圍是390練習：某緩沖溶液共軛堿的Kb=1.0×10-6，從理論推算該緩沖溶液緩沖范圍的pH是（）。(A)6~8(B)5~7(C)7~9(D)4~6Cy練習：Cy91第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理

二、緩沖溶液pH的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制

六、緩沖溶液在醫學上的意義

第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理92緩沖溶液的配制原則和步驟：（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，且盡量接近pKa。（2）緩沖溶液的總濃度要適當,在0.05-0.2mol·L-1

之間。（3）所選擇的緩沖對不能與反應物或生成物發生作用，藥用緩沖溶液還必須考慮是否有毒性等。緩沖溶液的配制原則和步驟：（1）選擇合適的緩沖對：使所配制93（4）選定緩沖對后，計算出所需共軛酸、堿的量。（常選相同濃度的共軛酸堿溶液）（5）根據計算結果把共軛酸、堿溶液混合。若要求精確配制時，可用pH計或精密pH試紙所配制緩沖溶液的pH進行校正。例題y（4）選定緩沖對后，計算出所需共軛酸、堿的量。（5）根據計算94例5-17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：HAc的，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)。y例5-17用濃度均為0.10mol·L-1的弱酸和95代入數據得：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。代入數據得：所需NaAc溶液的體積為：將3596第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理

二、緩沖溶液pH的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制六、緩沖溶液在醫學上的意義

第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理97正常人血液的pH在7.35-7.45之間pH﹤7.35，acidosis；pH﹥7.45，alkalosis;pH﹤7.0;pH﹥7.8，生命危險。正常人血液的pH在7.35-7.45之間pH﹤7.35，98六、緩沖溶液在醫學上的意義正常人血液的pH在7.35～7.45之間在血漿中維持其pH恒定的緩沖對主要有:H2CO3-NaHCO3，Na2HPO4-KH2PO4，Na-蛋白質-H-蛋白質六、緩沖溶液在醫學上的意義正常人血液的pH在7.35～7.99在紅細胞中主要有:KHCO3-H2CO3，K2HPO4-KH2PO4，K-血紅蛋白-H-血紅蛋白，K-氧合血紅蛋白-H-氧合血紅蛋白。

在紅細胞中主要有:100體溫37℃、離子強度為0.16mol·L-1

的血漿中，

pKa1,

(H2CO3)=6.10yc(HCO-

3)=0.024mol·L-1c(CO2)溶解=0.0012mol·L-1

y體溫37℃、離子強度為0.16mol·L-1的血漿中，y101血漿中HCO-

3

是抗酸成分，習慣上稱為堿儲血漿中HCO-3是抗酸成分，習慣上稱為堿儲102本章習題P148

1、5（1、2）、20、24、26、27、29、30本章習題103教學基本要求：1.掌握酸堿質子理論的基本內容及其應用。2.掌握一元酸、堿溶液中H3O+濃度和pH的計算方法。3.掌握酸、堿標準解離常數（Ka、Kb）的應用及共軛酸堿對Ka

、Kb的關系。熟悉其有關計算。4.掌握緩沖溶液pH的計算。5.掌握緩沖容量的概念及影響因素。6.熟悉活度、活度因子的概念。7.熟悉多元弱酸、多元弱堿H3O+濃度和pH的計算方法。8.熟悉緩沖溶液的配制原則、方法。9.熟悉血液中的主要緩沖系及在恒定血液pH過程中的作用。10.了解同離子效應、鹽效應。11.了解離子強度的概念和簡單計算。12.了解緩沖溶液的組成和緩沖作用原理。教學基本要求：104

第五章酸堿解離平衡

Chapter5AqueousAcid-BaseEquilibrium第五章Cha105外語詞匯：酸堿質子理論protontheoryofacidandbase

共軛酸堿對conjugateacid-basepair同離子效應commonioneffect

鹽效應salteffect

緩沖溶液buffersolution

緩沖作用bufferaction

緩沖容量buffercapacity

緩沖范圍buffereffectiverange

外語詞匯：106第五章酸堿解離平衡第一節酸堿理論第二節水的解離平衡和水溶液的pH第三節弱酸弱堿的解離平衡第四節酸堿溶液H3O+,OH-離子濃度的計算第五節緩沖溶液基礎化學-酸堿平衡課件107第一節

酸堿理論

一、酸堿電離理論二、酸堿質子理論三、酸堿電子理論第一節

酸堿理論

一、酸堿電離理論108一、酸堿電離理論1.定義：

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。酸堿反應的實質就是H+與OH-作用生成H2O。2.優點：

簡便地說明酸堿在水溶液中的反應。3.局限性：

僅限于水溶液中，無法說明非水溶劑中的酸堿性。

一、酸堿電離理論109（一）酸和堿的定義：酸堿質子理論

protontheoryofacidandbase凡能給出質子的物質都是酸凡能接受質子的物質都是堿酸是質子的給予體堿是質子的接受體。酸

H+

+堿二、酸堿質子理論（一）酸和堿的定義：酸堿質子理論protontheor110HB(酸)

B(堿)+H+

(質子)HCl

Cl-

+H+HAc

Ac-+H+NH4+

NH3

+H+H2O

OH-

+H+H3O+

H2O

+H+[Cu(H2O)4]2+

[Cu(H2O)3OH]+

+H+H2CO3

HCO3-

+H+HCO3-

CO32-

+H+HB(酸)B(堿)+H+(質子)H111共軛酸堿對(conjugateacid-basepair)酸與它的共軛堿或堿與它的共軛酸,只差一個H質子。如：HAc與Ac-是一對共軛酸堿對。共軛酸堿對(conjugateacid-basepair112兩性物質:有些物質既可以作為酸給出質子，又可以作為堿接受質子，這些物質稱為兩性物質。例如:H2O

(酸)

OH-(堿)+H+H3O+

(酸)

H2O(堿)+H+兩性物質:有些物質既可以作為酸給出質子，又可以作為堿接受質子113總結：1.酸失去質子后即成為其共軛堿，堿得到質子后即成為其共軛酸，共軛酸堿對只差一個質子。2.共軛酸堿對中，若酸的酸性越強，其共軛堿的堿性就越弱；若酸的酸性越弱，其共軛堿的堿性就越強。3.酸和堿可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子。4.有些物質既可以作為酸給出質子，又可以作為堿接受質子，這些物質稱為兩性物質。5.在質子理論中沒有鹽的概念。

總結：1.酸失去質子后即成為其共軛堿，堿得到質子后即成為其共114(二）酸堿反應的實質HAc+H2O酸1堿2H+HCl+NH3Cl-+NH4+H+方向：較強酸+較強堿=較弱堿+較弱酸Ac-+H3O+堿1酸2實質:兩對共軛酸堿對之間的質子傳遞(二）酸堿反應的實質HAc+H2O酸1堿2115練習：在下列各組分子和離子中，不屬于共軛酸堿關系的是（）。H2CO3–CO32-(B)HCl–Cl-(C)H2O–OH-(D)NH4+-NH3A練習：A116酸堿的電子理論(一)定義：

酸：能接受電子對的物質(電子對接受體)

堿：能給出電子對的物質(電子對給予體)酸堿的電子理論(一)定義：117(二)酸堿反應的實質：

酸堿反應的實質是堿提供電子對，與酸形成配位鍵而生成酸堿配合物的過程。酸+堿

酸堿配合物(二)酸堿反應的實質：酸+堿118第五章酸堿解離平衡第一節酸堿理論第二節水的解離平衡和水溶液的pH

第三節弱酸弱堿的解離平衡第四節酸堿溶液H3O+,OH-離子濃度的計算第五節緩沖溶液基礎化學-酸堿平衡課件119一、水的解離平衡1.質子自遞反應：發生在同種分子之間的質子傳遞反應稱為質子自遞反應。一、水的解離平衡120水的質子自遞反應，也稱水的解離反應在一定溫度下，水的解離反應達到平衡時：Kw

:水的離子積常數y水的質子自遞反應，也稱水的解離反應在一定溫度下，水的解離反應121水的解離反應是吸熱反應，溫度升高，Kwy

隨之增大。通常可簡寫為：水的解離反應是吸熱反應，溫度升高，Kwy隨之增大。通122

當溫度在室溫附近變化時，變化不大，一般可認為。表5-1不同溫度下水的離子積常數當溫度在室溫附近變化時，變化不大，一般可認為123二、水溶液的pH（1）不論酸性或堿性水溶液，都同時存在H+和OH-，

僅僅是它們的相對含量不同而已。（2）水溶液中的酸度或堿度都可以用H+濃度表示。（3）體液中的酸度較低，如血清中

ceq(H3O+)

=

3.98×10-8mol·L-1

二、水溶液的pH124ln(X)?lg(X)pH的定義：

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：ln(X)=2.303lg(X)ln(X)?lg(X)pH的定義：125水溶液的pH

pH的定義為：

同理：y水溶液的pHpH的定義為：同理：y126pH＋pOH＝pKwpH=pOH=7.0溶液呈中性pH<7.0溶液呈酸性pH>7.0溶液呈堿性H3O+

濃度與pH之間有如下關系：ypH＋pOH＝pKwpH=pOH=7.0溶液呈中性127第三節

弱酸、弱堿的解離平衡

一、一元弱酸、弱堿的解離平衡二、多元弱酸、弱堿的解離平衡三、共軛酸堿的Ka

與Kb

的關系yy第三節

弱酸、弱堿的解離平衡一、一元弱酸、弱堿的解離平128一元弱酸的解離平衡:達到平衡時：KaceqyHA的標準解離常數平衡濃度{ceq}相對平衡濃度一元弱酸的解離平衡:達到平衡時：KaceqyHA的標準解離常129溫度一定，Kay為常數，它表示酸在水中釋放質子能力的大小。Kay(HA)越大，----HA給出H+的能力越強，

----酸性就越強。溫度一定，Kay為常數，它表示酸在水中釋放質子能力的大小。130練習：試比較HSO-4，HAc，NH4+的酸性大小。HSO4-+H2OH3O++SO2-4

Ka(HSO4-)=1.0×10-2HAc

+H2OH3O++Ac-

Ka(HAc)=1.8×10-5NH4++H2OH3O++NH3

Ka(NH4+)=5.6×10-10解：查附錄三∴酸性由大到小的順序：HSO-4＞HAc＞NH4+練習：HSO4-+H2OH3O+131第四節

弱酸、弱堿的解離平衡

一、一元弱酸、弱堿的解離平衡

二、多元弱酸、弱堿的解離平衡三、共軛酸堿的Ka

與Kb

的關系yy第四節

弱酸、弱堿的解離平衡一、一元弱酸、弱堿的解離平132多元弱酸的解離平衡：以H3PO4為例，它的解離是分成三步進行的。多元弱酸的解離平衡：以H3PO4為例，它的解離是分成三步進133

Ka1(H3PO4)=6.7×10-3

Ka2(H3PO4)=6.2×10-8Ka3(H3PO4)=4.5×10-13

Ka1(H3PO4)>>Ka2(H3PO4)>>Ka3(H3PO4

)多元酸的相對強弱就取決于Ka1y的相對大小

Ka1y

越大，多元酸的酸性就越強。

Ka1(H3PO4)=6.7×10-3Ka2(H134多元堿在水溶液中的解離也是分步進行的。以CO32-

為例，它的解離是分成兩步進行的。多元堿在水溶液中的解離也是分步進行的。以CO32-為例，135

Kb1(CO32-

)=2.14×10-4

Kb2

(CO32-

)=2.24×10-8

Kb1(CO32-

)>>

Kb2

(CO32-

)多元堿的相對強弱就取決于Kb1

的相對大小，Kb1越大，多元堿的堿性就越強。yyKb1(CO32-)=2.14×10-4Kb2136第四節

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

的關系

yy第四節

弱酸、弱堿的解離平衡一、一元弱酸、弱堿的解離平137共軛酸堿HA-A-

在水溶液中存在如下質子轉移反應：達到平衡時，存在下列定量關系：以上兩式相乘得：共軛酸堿HA-A-在水溶液中存在如下質子轉移反應：達到平138例5-1已知25℃時，HAc的Kay為1.8×10-5，計算Ac-離子的Kby。解：Ac-

是HAc的共軛堿，Ac-

的Kby

為：例5-1已知25℃時，HAc的Kay為1.8×139練習：求NH4+的標準解離常數。已知：Kb(NH3)

=1.8×10-5

yyyy練習：yyyy140多元弱酸、弱堿Ka

與Kb

的關系yy例：計算

PO43-的各步標準解離常數。已知：

H3PO4的Ka1y

(H3PO4)=6.7×10-3

Ka2y(H3PO4)=6.2×10-8；Ka3y(H3PO4)=4.5×10-13

解：PO43-+H2OHPO42-+OH-多元弱酸、弱堿Ka與Kb的關系yy例：計算PO141HPO42-+H2OH2PO4-+OH-H2PO4-+H2OH3PO4+OH-

Kb1y

(PO43-)>>Kb2y

(PO43-)>>Kb3y

(PO43-)HPO42-+H2OH2PO4-+142基礎化學-酸堿平衡課件143基礎化學-酸堿平衡課件144第五章酸堿解離平衡第一節酸堿理論第二節水的解離平衡和水溶液的pH第三節弱酸弱堿的解離平衡第四節酸堿溶液H3O+,OH-離子濃度的計算第五節緩沖溶液基礎化學-酸堿平衡課件145第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算六、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H146近似計算的依據：基礎化學中:計算H3O+

濃度或OH-

濃度時，通常允許有不超過±5%

的相對誤差。當兩個數相加減時，若其中的較大數大于較小數的20倍時，可以將較小數忽略不計。近似計算的依據：基礎化學中:147當在一元弱酸HA溶液中，（近似式）當在一元弱酸HA溶液中，（近似式）148當而且：可用最簡式：在一元弱酸HA溶液中，當而且：可用最簡式：在一元弱酸HA溶液中，149例5-2計算25

℃時0.10mol

·

L-1HAc溶液的pH。

解：{c(HAc)}(HAc)=1.8×10-6>20，且

可以用最簡式計算：溶液的pH為：例5-2計算25℃時0.10mol·150解離度α一元弱酸HA在溶液中的解離程度常用解離度α表示α(HA)=c(HA)–ceq(HA)c(HA)×100%α(HA)=ceq(H3O+)c(HA)×100%解離度α一元弱酸HA在溶液中的解離程度常用解離度α表示α(151α(HA)={c(HA)}·ka(HA){c(HA)}={c(HA)}Ka(HA)稀釋定律α(HA)={c(HA)}·ka(HA){c(HA)}=152結論:

一定溫度下,一元弱酸解離度在一定范圍內與起始濃度的平方根成反比,起始濃度越小,其解離度越大.結論:153例5-3計算25

℃時0.10mol·L-1HAc溶液中

HAc的解離度。

解：25℃

時，已知。由于

{c(HAc)}

，，故HAc的解離度為：例5-3計算25℃時0.10mol·L-1154第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算六、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H3O155當而且：可用最簡式：在一元弱堿A溶液中，例題當而且：可用最簡式：在一元弱堿A溶液中，例題156例5-4計算0.010mol·L-1NH3溶液的pH，已知時Kb(NH3)=1.8×10-5。解：可利用最簡公式計算：溶液的pH為：例5-4計算0.010mol·L-1NH3157第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算

四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算六、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H3O158多元弱酸溶液是一個復雜的酸堿平衡系統，以二元酸為例，它在水溶液中存在下列平衡：多元弱酸溶液是一個復雜的酸堿平衡系統，以二元酸為例，它在水溶159二元弱酸要滿足三個條件：可以用最簡式計算：{c(H2A)}/Ka1(H2A)}>400二元弱酸要滿足三個條件：可以用最簡式計算：{c(H2A)}/160第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算

六、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H3O161多元弱堿溶液可仿照多元弱酸溶液的方法。

可用最簡式計算：二元弱堿要滿足三個條件：多元弱堿溶液可仿照多元弱酸溶液的方法。

可用最簡式計算：二元162例5-6

計算0.10mol·L-1Na2C2O4溶液的pH。已知時解：的第一級標準解離常數和第二級標準解離常數分別為：例5-6計算0.10mol·L-1Na2C2O4163由于:可以用最簡公式進行計算：溶液的pH為：由于:可以用最簡公式進行計算：溶液的pH為：164第五節酸堿溶液的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、多元弱酸溶液H3O+

濃度的計算四、多元弱堿溶液OH-

濃度的計算七、同離子效應和鹽效應

第五節酸堿溶液的pH的計算一、一元弱酸溶液H3O165在弱電解質溶液中加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度降低的現象成為同離子效應。

同離子效應：commonioneffect

NaAc→Ac-+Na+在弱電解質溶液中加入與弱電解質具有相同離子的強電解166求0.10mol·L—1HAc溶液的解離度?如果在此溶液中加入NaAc晶體，使NaAc的濃度達到0.10mol·L—1，溶液中HAc的解離度又是多少？求0.10mol·L—1HAc溶液的解離度?如果在此溶液中加167計算結果表明、HAc溶液中如入NaAc后，其電離度比不加NaAc時，降低了約72倍。計算結果表明、HAc溶液中如入NaAc后，其電離度比不加Na168由于鹽效應對弱電解質的解離度影響較小，因此在計算中可以忽略鹽效應。

鹽效應salteffect

NaCl→Na++Cl-在弱電解質溶液中加入不具有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度增大的現象稱為鹽效應。由于鹽效應對弱電解質的解離度影響較小，因此在計算中可169

HAc+NaAcNaCl（0.10mol·L-1）（0.10mol·L-1）（0.10mol·L-1）解離度α1.3％0.018％1.7％為原來的1/721.3倍同離子效應>>鹽效應

產生同離子效應的同時，必然伴隨鹽效應

HAc170第五章酸堿解離平衡第一節酸堿理論第二節水的解離平衡和水溶液的pH第三節弱酸弱堿的解離平衡第四節酸堿溶液H3O+,OH-離子濃度的計算第五節緩沖溶液

基礎化學-酸堿平衡課件171

第五節

緩沖溶液buffersolution

一、緩沖溶液的組成及作用機理

二、緩沖溶液pH的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制六、緩沖溶液在醫學上的意義

第五節

緩沖溶液buffersolution

一172緩沖溶液的概念:能抵抗外加少量強酸或強堿，而維持pH基本不發生變化的溶液。緩沖溶液的組成：弱酸-共軛堿弱堿-共軛酸緩沖溶液是由足夠濃度的緩沖對組成的混合溶液。緩沖溶液的概念:能抵抗外加少量強酸或強堿，而維持pH基本173緩沖作用機理：以HAc-NaAc緩沖溶液為例：

NaAc→Ac-+Na+由于同離子效應，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。抗酸成分：共軛堿Ac-抗堿成分：共軛酸HAc緩沖作用機理：以HAc-NaAc緩沖溶液為例：Na174第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理二、緩沖溶液pH的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制六、緩沖溶液在醫學上的意義

第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理175緩沖溶液pH的計算：這就是著名的Henderson–Hasselbalch方程（亨·哈方程）計算公式經推導整理后得如下通式：緩沖溶液pH的計算：這就是著名的Henderson–176由緩沖溶液pH計算通式看出：1.

pH首先取決于緩沖系中的pKa2.pKa值一定，pH隨緩沖比而變化，當緩沖比等于1時，pH=pKa3.

緩沖溶液稍加水稀釋時，pH不變。yyy由緩沖溶液pH計算通式看出：1.pH首先取決于緩沖系中的p177例5-14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。例5-14時，1.0LHAc-NaAc緩沖178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：y解：時，Ka(HAc)＝1.8×10-5179（2）加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為：HAc和Ac-的濃度都較大，緩沖溶液的pH為：（2）加入10mL0.10mol·L-1HCl溶180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。加入10mL0.10mol·L-1HCl溶液后，溶181（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：（3）加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶182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。加入10mL0.10mol·L-1NaOH溶液183（4）加入1L水稀釋后，HAc和Ac-的濃度分別為：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未發生變化，表明緩沖溶液具有抗稀釋的作用。（4）加入1L水稀釋后，HAc和Ac-的濃度分別為：HAc184第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理

二、緩沖溶液pH的計算三、緩沖容量和緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制六、緩沖溶液在醫學上的意義

第六節

緩沖溶液

一、緩沖溶液的組成及作用機理185（一）緩沖容量buffercapacity緩沖容量定義：使單位體積緩沖溶液的pH值改變1，所需加入一元強酸或一元強堿的物質的量。用微分式定義為：（一）緩沖容量buffercapacity緩沖容量定義186緩沖容量的計算公式：緩沖容量的計算公式：187注意：2.β越大，緩沖能力越強。1.β的單位是mol·L-1。3.影響緩沖容量的因素主要有：(1)緩沖溶液的總濃度c總=c（HA）+c（A-）(2)緩沖比注意：2.β越大，緩沖能力越強。1.β的單位是mol188緩沖容量與總濃