在“知曉溶液的基本知識(shí)”過程中，我們知道了溶液滲透壓在醫(yī)藥中的重要意義；通過“解悟電解質(zhì)溶液的奧妙”，我們將認(rèn)識(shí)電解質(zhì)及溶液的酸堿性在維持正常生命活動(dòng)中的重要作用。第一節(jié)

電解質(zhì)第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH第三節(jié)

離子反應(yīng)第四節(jié)

鹽溶液的酸堿性第五節(jié)緩沖溶液在“知曉溶液的基本知識(shí)”過程中，我們知道了溶11.了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念第一節(jié)

電解質(zhì)

2.了解電解質(zhì)的解離及強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)3.了解弱電解質(zhì)的解離平衡學(xué)習(xí)要求

1.了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)的概念第一節(jié)電解質(zhì)2.了解電解質(zhì)2第一節(jié)

電解質(zhì)

化學(xué)上把在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物稱為電解質(zhì)，將在水溶液中或熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物稱為非電解質(zhì)。【觀察與討論】

5只燒杯從左到右依次盛放的是0.1mol/L的鹽酸、醋酸、氫氧化鈉、葡萄糖及氨水溶液。對(duì)上述5種溶液做導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)，觀察燈泡發(fā)光的明亮程度。

觀察與討論提示：5個(gè)燈泡是否都能夠亮起來？明亮程度是否一樣？第一節(jié)電解質(zhì)化學(xué)上把在水溶液中或熔融3鹽酸醋酸氫氧化鈉葡萄糖氨水導(dǎo)電性強(qiáng)燈泡亮完全電離強(qiáng)電解質(zhì)鹽酸氫氧化鈉導(dǎo)電性弱燈泡暗不完全電離弱電解質(zhì)醋酸氨水不導(dǎo)電燈泡不亮不電離非電解質(zhì)葡萄糖鹽酸醋酸氫氧化鈉葡萄糖氨水導(dǎo)電性強(qiáng)4第一節(jié)

電解質(zhì)實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明，葡萄糖溶液連接的燈泡不亮，其他溶液連接的燈泡都亮了。其中，鹽酸、氫氧化鈉溶液連接的燈泡較亮。葡萄糖溶液連接的燈泡不亮，說明該水溶液不導(dǎo)電，因?yàn)槠咸烟鞘欠请娊赓|(zhì)；其他溶液連接的燈泡都亮了，說明其他溶液均可導(dǎo)電，因?yàn)辂}酸、氫氧化鈉、醋酸及氨水均為電解質(zhì)。燈泡的明亮程度不同，說明濃度相同的不同電解質(zhì)，在同一條件下的導(dǎo)電能力是可以不同的。第一節(jié)電解質(zhì)實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明，葡萄糖溶液5第一節(jié)

電解質(zhì)

電解質(zhì)溶液之所以能夠?qū)щ?，是因?yàn)槿芤褐杏凶杂梢苿?dòng)的離子。溶液中單位體積內(nèi)離子數(shù)目的多少，不僅與電解質(zhì)溶液的濃度有關(guān)，而且與電解質(zhì)的解離程度有關(guān)。第一節(jié)電解質(zhì)電解質(zhì)溶液之所以能夠?qū)щ姡且?第一節(jié)

電解質(zhì)一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸（HCl、H2SO4、HNO3等）、強(qiáng)堿[KOH、NaOH、Ba（OH）2等]及絕大多數(shù)鹽(NaCl、NaHCO3、CH3COONa等)都是強(qiáng)電解質(zhì)。

在水溶液中能夠全部解離成離子的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)。強(qiáng)電解質(zhì)在水中均以離子形式存在，其解離過程是不可逆的，解離方程式用“”表示。如：＝＝HClH++Cl-NaOHNa++OH-NaClNa++Cl-＝＝第一節(jié)電解質(zhì)一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)1、強(qiáng)電解質(zhì)7第一節(jié)

電解質(zhì)一、有強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)2、弱電解質(zhì)

在水溶液中只有部分能夠解離成離子的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。弱電解質(zhì)的水溶液中只有少量離子，大部分仍以分子的形式存在。其解離過程是可逆的。解離方程式用“”表示。如：弱酸(H2CO3、CH3COOH等)，弱堿(NH3·H2O)及水都是弱電解質(zhì)。NH3·H2ONH+OH-CH3COOHH++CH3COO-醋酸醋酸根離子

第一節(jié)電解質(zhì)一、有強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)2、弱電解質(zhì)8第一節(jié)

電解質(zhì)多元弱酸的解離

常見的多元弱酸是碳酸和磷酸。它們的解離是分步進(jìn)行的。其中，第1步解離程度最大，第2步解離程度明顯降低，并依次遞減。例如：碳酸和磷酸的解離

H2CO3H++HCO3

HCO3H++CO3H3PO4H++H2PO4H2PO4H++HPO4HPO4H++PO4

--2---2-2-3-知識(shí)拓展第一節(jié)電解質(zhì)多元弱酸的解離9第一節(jié)

電解質(zhì)二、弱電解質(zhì)的解離平衡

弱電解質(zhì)的解離過程是可逆的。正方向是弱電解質(zhì)的解離，逆方向是離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子。如醋酸的解離：

開始醋酸分子以解離為主，隨著解離的進(jìn)行，離子結(jié)合成醋酸分子的速率逐漸提高，在某一個(gè)時(shí)刻達(dá)到平衡。此時(shí)，溶液中醋酸分子、氫離子和醋酸根離子的濃度不再隨時(shí)間改變。該平衡狀態(tài)稱為弱電解質(zhì)的解離平衡狀態(tài)。CH3COOHH++CH3COO-第一節(jié)電解質(zhì)二、弱電解質(zhì)的解離平衡弱電解質(zhì)的10第一節(jié)

電解質(zhì)二、弱電解質(zhì)的解離平衡

解離平衡與化學(xué)平衡一樣，為動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)濃度、溫度等條件發(fā)生變化時(shí)，解離平衡也會(huì)發(fā)生移動(dòng)。如在醋酸溶液中加入醋酸鈉后，由于醋酸鈉能夠解離出大量的CH3COO-，增大了溶液中CH3COO-的濃度，所以解離平衡就會(huì)發(fā)生逆向移動(dòng)。第一節(jié)電解質(zhì)二、弱電解質(zhì)的解離平衡解離111.理解水的離子積第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH2.理解用pH表示溶液酸堿性的方法3.了解人體體液的pH學(xué)習(xí)要求

1.理解水的離子積第二節(jié)水的離子積和溶液的pH2.理解用p12第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH一、水的解離與水的離子積水是一種極弱的電解質(zhì)。水的解離方程式為：

經(jīng)過測(cè)定，在25℃的平衡狀態(tài)時(shí)，1L純水(物質(zhì)的量為55.6mol)中只有1.0×10-7mol水分子解離，氫離子的平衡濃度[H+]=1.0×10-7mol/L，氫氧根離子的平衡濃度[OH-]=1.0×10-7mol/L。H2O

H++OH-第二節(jié)水的離子積和溶液的pH一、水的解離與水的離子積水是一13第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH一、水的解離與水的離子積如果將水中的H+

和OH-

的濃度相乘，就可以得到一個(gè)常數(shù)，稱為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積，用KW表示：KW=[H+][OH-]KW是隨溫度變化的常數(shù)。25℃時(shí)，KW=1.0×10-14。第二節(jié)水的離子積和溶液的pH一、水的解離與水的離子積14第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH一、水的解離與水的離子積水的離子積KW適用于純水和稀溶液，它表明在純水和稀溶液中，[H+]和[OH-]之間是互相制約的。[H+]增大，[OH-]則減?。籟H+]減小，[OH-]則增大；任何一種離子的濃度無論多小，都不可能等于零。利用KW，可以進(jìn)行[H+]和[OH-]之間的計(jì)算。如某溶液中[H+]=1.0×10-5mol/L，則[OH-]=Kw/[H+]

=1.0×10-14/1.0×10-5mol/L=1.0×10-9mol/L。第二節(jié)水的離子積和溶液的pH一、水的解離與水的離子積15第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH1、溶液的酸堿性與氫離子濃度【觀察與討論】取3支試管，分別加入2mL蒸餾水，用pH試紙測(cè)定水的pH。而后在其中的1支試管中加入1～2滴0.1mol/LHCl溶液、在另1支試管中加入1～2滴0.1mol/LNaOH溶液，振蕩混勻，再用pH試紙測(cè)定這2支試管中溶液的pH。觀察與討論提示：在水中加入酸或堿后，pH試紙的顏色發(fā)生了什么變化？說明什么第二節(jié)水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH116第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH1、溶液的酸堿性與氫離子濃度廣泛pH試紙1314135791124681012蒸餾水鹽酸溶液氫氧化鈉溶液pH=3pH=7pH=11第二節(jié)水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH117第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH1、溶液的酸堿性與氫離子濃度實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明，水的pH等于7；HCl溶液使pH試紙呈紅色，溶液pH減??；NaOH溶液使pH試紙呈藍(lán)紫色，溶液pH增大。

在純水中，[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol/L，為中性；加入HCl后，H+濃度增加，即[H+]＞[OH-]，溶液變?yōu)樗嵝裕艏尤隢aOH，OH-濃度增加，即[OH-]＞[H+]，溶液變?yōu)閴A性。第二節(jié)水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH118第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH1、溶液的酸堿性與氫離子濃度中性溶液：[H+]=1.0×10-7mol/L

=[OH-]酸性溶液：[H+]＞1.0×10-7mol/L＞[OH-]堿性溶液：[H+]＜1.0×10-7mol/L＜[OH-]

任何溶液中都同時(shí)含有H+和OH-，只是二者的濃度相對(duì)大小不同。[H+]越大或[OH-]越小，溶液的酸性越強(qiáng)；[H+]越小或[OH-]越大，溶液的堿性越強(qiáng)。實(shí)際應(yīng)用中，多采用[H+]表示溶液的酸堿性。第二節(jié)水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH119第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH2、溶液的酸堿性和pH在稀溶液中，由于[H+]的數(shù)值很小，用物質(zhì)的量濃度表示很不方便，所以通常用pH表示溶液的酸堿性。pH就是氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)：pH=-lg[H+]例：[H+]=1.0×10-3mol/LpH=-lg(1.0×10-3)

=3[H+]=1.0×10-7mol/LpH=-lg(1.0×10-7)

=7[OH-]=1.0×10-5mol/L則：[H+]=Kw/[OH-]=1.0×10-14/1.0×10-5mol/L=1.0×10-9mol/LpH=-lg(1.0×10-9)

=9第二節(jié)水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH220第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH2、溶液的酸堿性和pH溶液的酸堿性與[H+]、pH的關(guān)系可以歸納為：中性溶液：[H+]=1.0×10-7mol/L，pH=7酸性溶液：[H+]＞1.0×10-7mol/L，pH＜7堿性溶液：[H+]＜1.0×10-7mol/L，pH＞7[H+]10010-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14pH01234567891011121314酸性增強(qiáng)中性堿性增強(qiáng)第二節(jié)水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH221第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH2、溶液的酸堿性和pH

pH只適用于[H+]在1.0～1.0×10-14mol/L的溶液，取值范圍為0～14。[H+]越大，pH就越小，溶液的酸性越強(qiáng)；[H+]越小，pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)。溶液pH降低1個(gè)單位，[H+]擴(kuò)大10倍；溶液pH增加1個(gè)單位，[H+]減小1/10。

第二節(jié)水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH222利用酸堿指示劑或廣泛pH試紙，可以快速簡(jiǎn)便地測(cè)出溶液的近似pH。如果要精確測(cè)定溶液的pH，可以使用酸度劑。

第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH利用酸堿指示劑或廣泛pH試紙，可以快速簡(jiǎn)便地測(cè)出溶液23第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH人體體液的pHpH在醫(yī)學(xué)中有重要的意義。正常人體血液的pH總是維持在7.35～7.45之間。如果人體血液的pH＜7.35時(shí)，臨床上稱為酸中毒，pH＞7.45，稱為堿中毒。例如人體血液pH偏離正常范圍0.4個(gè)單位以上就有生命危險(xiǎn)，必須采取適當(dāng)?shù)拇胧┘m正血液的pH。人體血液的pH可直接影響身體各部分的機(jī)能。如果血液的pH不正常，細(xì)胞的功能就不能正常發(fā)揮，體內(nèi)的酶也不能發(fā)揮最大的催化效率。人體各種體液的pH見表5-1。貼近醫(yī)藥

第二節(jié)水的離子積和溶液的pH24第二節(jié)

水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH體液pH體液pH成人胃液0.9～1.5大腸液8.3～8.4嬰兒胃液5.0乳汁6.6～6.9唾液6.35～6.85淚水7.4胰液7.5～8.0尿液4.8～7.5小腸液7.6腦脊液7.35～7.45表5-1人體各種體液的pH貼近醫(yī)藥

第二節(jié)水的離子積和溶液的pH二、溶液的酸堿性與溶液的pH體251.理解離子反應(yīng)及其發(fā)生的條件第三節(jié)

離子反應(yīng)2.了解離子方程式的書寫方法學(xué)習(xí)要求

1.理解離子反應(yīng)及其發(fā)生的條件第三節(jié)離子反應(yīng)2.了解離子方26第三節(jié)

離子反應(yīng)一、離子方程式電解質(zhì)在水溶液中都可解離出自由移動(dòng)的離子，所以電解質(zhì)在溶液中的反應(yīng)實(shí)質(zhì)上是離子之間的反應(yīng)。這種溶液中離子之間的反應(yīng)稱為離子反應(yīng)。用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)寫成的化學(xué)方程式稱為離子方程式。如：NaCl與AgNO3反應(yīng)的化學(xué)方程式為：NaCl+AgNO3

AgCl↓+NaNO3＝離子方程式：Cl-+Ag+

AgCl↓＝改寫為離子形式：Na++Cl-+Ag++NO3-

AgCl↓+Na++NO3-＝第三節(jié)離子反應(yīng)一、離子方程式電解質(zhì)在水溶液中都可解27第三節(jié)

離子反應(yīng)一、離子方程式如果書寫HCl或KCl與AgNO3的離子方程式，同樣可以得到Cl-

與Ag+

結(jié)合生成AgCl沉淀的離子方程式?？梢姡x子方程式不僅可以表示特定物質(zhì)間的反應(yīng)實(shí)質(zhì)，而且還能表示同一類型反應(yīng)的規(guī)律。離子方程式的書寫，一般經(jīng)4步完成。1.

寫出正確的化學(xué)反應(yīng)方程式：Na2SO4+BaCl2

BaSO4↓+2NaCl＝第三節(jié)離子反應(yīng)一、離子方程式如果書寫HCl28第三節(jié)

離子反應(yīng)一、離子方程式2.

把易溶于水的強(qiáng)電解質(zhì)用離子符號(hào)表示,而難溶于水的物質(zhì)、氣態(tài)物質(zhì)及難解離的物質(zhì)仍以化學(xué)式表示：3.

刪除反應(yīng)前后等量的相同離子，即得到離子方程式：4.檢查反應(yīng)前后各元素的原子數(shù)目及離子所帶電荷總數(shù)是否相等。2Na+

+SO42-+Ba2++2Cl-

BaSO4↓+2Na++2Cl-＝SO42-+Ba2+

BaSO4↓＝第三節(jié)離子反應(yīng)一、離子方程式2.把易溶于水的強(qiáng)電解質(zhì)用離29第三節(jié)

離子反應(yīng)二、離子反應(yīng)發(fā)生的條件1.生成難溶于水的物質(zhì)如硫酸銅溶液和氫氧化鈉溶液反應(yīng)，有難溶于水Cu(OH

)2沉淀生成。化學(xué)方程式為：

2.生成氣態(tài)物質(zhì)如碳酸鈣與鹽酸反應(yīng)，有二氧化碳?xì)怏w生成?；瘜W(xué)方程式為：CuSO4+2NaOH

Na2SO4+Cu(OH

)2↓離子方程式為：Cu2+

+2OH-

Cu(OH

)2↓＝＝CaCO3+2HCl

CaCl2

+CO2↑+H2O離子方程式為：

CaCO3+2H+

Ca2++CO2↑+H2O＝＝第三節(jié)離子反應(yīng)二、離子反應(yīng)發(fā)生的條件1.生成難溶于水的物30第三節(jié)

離子反應(yīng)二、離子反應(yīng)發(fā)生的條件3.

生成難解離的物質(zhì)如鹽酸與氫氧化鈉溶液的反應(yīng)，有弱電解質(zhì)水生成?；瘜W(xué)方程式為：除上述復(fù)分解反應(yīng)外，還有一些反應(yīng)也是離子反應(yīng)。如置換反應(yīng)。

NaOH+HCl

NaCl+H2O離子方程式為：OH-+H+

H2O＝＝.Zn+CuSO4

Cu2++ZnSO4離子方程式：

Zn+Cu2+Cu+Zn2+Cl2+2KI

I2

+2KCl離子方程式：

Cl2+

2I-I2+2Cl-＝＝＝＝第三節(jié)離子反應(yīng)二、離子反應(yīng)發(fā)生的條件3.生成難解離的物質(zhì)311.了解鹽類水解的概念及鹽的分類第四節(jié)

鹽溶液的酸堿性2.了解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解及其水溶液酸堿性的判斷學(xué)習(xí)要求

3.了解鹽類水解的醫(yī)藥應(yīng)用1.了解鹽類水解的概念及鹽的分類第四節(jié)鹽溶液的酸堿性2.了32第四節(jié)

鹽溶液的酸堿性一、鹽類的水解在鹽溶液中，鹽解離出的離子與水解離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)稱為鹽類的水解。鹽是否能夠發(fā)生水解反應(yīng)，決定于鹽的組成。第四節(jié)鹽溶液的酸堿性一、鹽類的水解在鹽溶液中，鹽解33第四節(jié)

鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性1、鹽的分類根據(jù)形成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱不同，鹽可分為4類。見表5-2。表5-2常見的4類鹽CH3COONH4弱酸弱堿鹽弱酸+弱堿NaCl、KNO3強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽強(qiáng)酸+強(qiáng)堿CH3COONa、Na2CO3、NaHCO3強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)堿+弱酸NH4Cl、(NH4)2SO4強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸+弱堿實(shí)例鹽的類型鹽的組成第四節(jié)鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性1、鹽的34第四節(jié)

鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性2、鹽溶液的酸堿性⑴強(qiáng)酸弱堿鹽強(qiáng)酸弱堿鹽都能發(fā)生水解反應(yīng)，水溶液顯酸性。如NH4Cl、FeCl3、Al2(SO4)3、Cu(NO3)2等。NH4ClNH4++Cl–+H2OOH-

+H+

NH3H2O＝＝水解反應(yīng)的離子方程式為：NH4++H2ONH3H2O+H+第四節(jié)鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性2、鹽溶35第四節(jié)

鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性2、鹽溶液的酸堿性⑵

強(qiáng)堿弱酸鹽強(qiáng)堿弱酸鹽也都能發(fā)生水解反應(yīng)，水溶液顯堿性。如CH3COONa、K2CO3、Na2CO3、NaHCO3等。CH3COONaNa++CH3COO-+H2OOH-

+H+CH3COOH水解離子方程式：CH3COO-

+H2OCH3COOH+OH-＝第四節(jié)鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性2、鹽溶36第四節(jié)

鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性2、鹽溶液的酸堿性強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，溶液中[OH-]和[H+]仍然相等，所以顯中性。如NaCl、KCl、KNO3等。弱酸弱堿鹽易發(fā)生水解反應(yīng)，且水解程度較大。如CH3COONH4等。由于這類鹽溶液的酸堿性情況比較復(fù)雜，所以不做討論。綜上所述，如果鹽是由弱酸或弱堿形成的，則可以發(fā)生水解反應(yīng)。水解反應(yīng)產(chǎn)生弱酸或弱堿，改變了水中[H+]和[OH-]，所以鹽溶液可以顯示不同的酸堿性。第四節(jié)鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性2、鹽溶37第四節(jié)

鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性鹽類水解的醫(yī)藥應(yīng)用：鹽的水解在醫(yī)藥中具有十分重要的意義。如臨床上常用強(qiáng)堿弱酸鹽碳酸氫鈉或乳(C3H5O3Na)治療酸中毒；用強(qiáng)酸弱堿鹽氯化銨治療堿中毒。又如，臨床上常用鋁鹽治療胃潰瘍，因?yàn)殇X鹽水解產(chǎn)生的膠狀氫氧化鋁可在潰瘍表面形成保護(hù)層。第四節(jié)鹽溶液的酸堿性二、鹽的分類與鹽溶液的酸堿性鹽類水解的381.理解緩沖溶液的緩沖作用第五節(jié)

緩沖溶液2.了解緩沖溶液的組成、類型及其在醫(yī)學(xué)上的重要意義學(xué)習(xí)要求

3.了解人體中重要的緩沖對(duì)1.理解緩沖溶液的緩沖作用第五節(jié)緩沖溶液2.了解緩沖溶液的39第五節(jié)

緩沖溶液一、緩沖作用和緩沖溶液在CH3COOH和H3COONa組成的溶液中加入少量酸或堿后，溶液的pH無明顯的變化。這種能夠?qū)雇鈦砩倭克峄蛏倭繅A而保持溶液pH幾乎不變的作用稱為緩沖作用，具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。第五節(jié)緩沖溶液一、緩沖作用和緩沖溶液在CH3C40第五節(jié)

緩沖溶液二、緩沖溶液的類型和組成緩沖溶液一般由2種化合物組成，分別稱為抗酸成分和抗堿成分?？顾岢煞趾涂箟A成分構(gòu)成1個(gè)緩沖對(duì)，也可稱為緩沖系。常見的緩沖對(duì)主要有3種類型，第五節(jié)緩沖溶液二、緩沖溶液的類型和組成緩沖溶液一般由41第五節(jié)

緩沖溶液二、緩沖溶液的類型和組成常見的三類緩沖對(duì)NaHCO3NaH2PO4Na2CO3Na2HPO4NaHCO3-Na2CO3NaH2PO4-Na2HPO4多元弱酸的酸式鹽及其對(duì)應(yīng)的次級(jí)鹽NH4ClNH3H2O

NH3H2O-NH4Cl弱堿及其對(duì)應(yīng)的鹽CH3COOHH2CO3CH3COONaNaHCO3CH3COOH-CH3COONaH2CO3-NaHCO3弱酸及其對(duì)應(yīng)的鹽抗堿成分抗酸成分實(shí)例緩沖對(duì)的類型第五節(jié)緩沖溶液二、緩沖溶液的類型和組成常見的三類緩沖對(duì)Na42第五節(jié)

緩沖溶液三、緩沖作用的原理以H2CO3-NaHCO3緩沖對(duì)為例，說明緩沖溶液的緩沖作用原理。在H2CO3

-NaHCO3緩沖溶液中，NaHCO3為強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中全部解離成Na+和HCO3-；H2CO3為弱電解質(zhì)，只解離出少量的H+和HCO3-

，絕大部分仍以H2CO3分子存在。它們的解離方程式如下：所以，在H2CO3

-NaHCO3溶液中，存在大量的H2CO3和HCO3-

。其中，H2CO3是抗堿成分，HCO3-是抗酸成分。NaHCO3

Na++HCO3H2CO3H++HCO3

-＝第五節(jié)緩沖溶液三、緩沖作用的原理以H2CO343第五節(jié)

緩沖溶液三、緩沖作用的原理當(dāng)向H2CO3

-NaHCO3溶液中加入少量酸時(shí)，HCO3-與外加的