化學(xué)無機(jī)項(xiàng)目六酸堿平衡與緩沖體系

1.溶液的酸堿性溶液的酸堿性花卉土壤的酸堿性是重要指標(biāo)。溶液的酸堿性喜酸植物喜堿植物知識回顧Kw=[H3O+][OH?]根據(jù)水的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：T/(K)KWT/(K)KW2731.03×10-153031.89×10-142833.60×10-153133.80×10-142917.40×10-153235.60×10-142938.60×10-153331.26×10-132951.00×10-153533.40×10-132981.27×10-153737.40×10-13知識回顧溶液的酸堿性用pH表示：pH=-lg[H3O+]電解質(zhì)酸堿鹽[H3O+]=[OH?]pH=7[H3O+]＞[OH?]pH<7[H3O+]<[OH?]

pH＞7

溶液的pHpH[H3O+]1001011021031041051061071081091010101110121013101401234567891011121314酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)中性溶液溶液的pHpH范圍pH范圍：0~14；當(dāng)[H3O+]或[OH-]≥1.0mol/L，用濃度表示酸堿性。pOHpOH=-lg[[OH-]pH+pOH=14pH的計(jì)算例題1計(jì)算0.01mol/L的HCl溶液的pH[H3O+]=0.01mol/L解：HCl是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全解離。pH=-lg[H3O+]=-lg0.01=2pH的計(jì)算例題2計(jì)算0.01mol/L的NaOH溶液的pHNaOH也是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全解離，[OH?]=0.01mol/LpOH=-lg[OH?]=2pH=14-pOH=12。pH的測定方法（一）pH試紙pH的測定方法（一）pH試紙備試紙滴溶液比顏色pH的測定方法（二）pH計(jì)2.酸堿的定義發(fā)展歷史酸：有酸味堿：滑膩感、苦澀味酸堿電離理論阿倫尼烏斯（一）酸堿的定義水溶液中電離出的陽離子全部都是H+。酸電離出的陰離子全部都是OH-。堿（二）酸堿反應(yīng)的本質(zhì)本質(zhì)H+與OH-結(jié)合生成水的反應(yīng)（三）常見的酸堿鹽酸、硫酸、硝酸、碳酸、醋酸……酸氫氧化鈉、氫氧化鉀、氫氧化鈣……堿（四）多元酸堿的解離H2PO4?HPO42?H3PO4

PO43?H+

H+

H+

（五）應(yīng)用范圍定量，適用于水溶液的體系酸堿質(zhì)子理論（一）酸堿的定義酸凡是能夠給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)堿凡是能夠接受質(zhì)子的物質(zhì)質(zhì)子酸質(zhì)子堿Cl-+H+

HCl酸堿的范圍擴(kuò)大，包括分子和離子布朗斯特+勞里質(zhì)子酸酸堿質(zhì)子理論（一）酸堿的定義H2PO4?HPO42?H3PO4

PO43?H+

H+

H+

HCO3?H2CO3

H+

CO32?H+

質(zhì)子酸質(zhì)子堿質(zhì)子堿質(zhì)子酸質(zhì)子堿兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)（二）酸堿的共軛關(guān)系H++Ac?HAc

HAc是Ac-的共軛酸Ac-是HAc的共軛堿共軛酸堿對:相差一個質(zhì)子的一對酸堿酸堿質(zhì)子

酸堿質(zhì)子理論HCO3-共軛酸是H2CO3共軛堿是CO32-H2PO4-共軛酸是H3PO4共軛堿是HPO42-1212共軛堿共軛酸

H+

3.一元弱酸溶液pH的計(jì)算一元弱酸弱酸特點(diǎn)常見弱酸解離度α小有特定的Ka甲酸、乙酸、氫氟酸…一元弱酸一元弱酸HA（

camol/L）水溶液中，存在的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：

HA+H2O

H3O++A?H2O+H2O

H3O++OH?[H3O+][A?]

[HA]Ka=計(jì)算公式當(dāng)弱酸的Ka?ca≥20Kw時，忽略水的解離對H3O+濃度的影響，只考慮弱酸。[H3O+]≈[A?][HA]≈ca－[H3O+]計(jì)算公式當(dāng)Ka?ca≥20Kw和ca/Ka<500時：（近似式）pH

=-lg[H3O+]計(jì)算公式（最簡式）當(dāng)ca/Ka≥500時，ca－[H3O+]≈ca

，則有：計(jì)算公式適用條件選擇公式公式形式Ka?ca≥20Kw且ca/Ka<500近似式Ka?ca≥20Kw且ca/Ka≥500時最簡式計(jì)算公式計(jì)算步驟1判斷酸堿性2判斷條件3選擇公式4算出[H3O+]再算pH公式應(yīng)用解Ka?Ca=1.76×10-5×0.10=

1.76×10-6

＞20Kw∵Ca/Ka=0.10/1.76×10-5＞500例1：計(jì)算298K時0.10mol/LHAc的pH和α。

（HAc的Ka=1.76×10?5）公式應(yīng)用∴pH=-lg[H3O+]=-lg(1.33×10?3)=2.88例1：計(jì)算298K時0.10mol/LHAc的pH和α。

（HAc的Ka=1.76×10?5）解公式應(yīng)用例2：計(jì)算常溫下0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。（NH3?H2O的Kb=1.8×10?5）解NH4Cl→NH4++Cl?

Cl?是極弱的堿，溶液酸堿性主要取決于NH4+，按一元弱酸計(jì)算。公式應(yīng)用解pH=-lg[H3O+]=-lg(7.5×10?6)=5.12Ka?ca=5.6×10?11＞20Kw，ca/Ka=0.10/5.6×10?10＞500公式應(yīng)用例2：計(jì)算常溫下0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。（NH3?H2O的Kb=1.8×10?5）4.弱酸弱堿的解離平衡一元弱酸的解離平衡弱電解質(zhì)在水溶液中是部分解離的，它的解離過程，實(shí)質(zhì)上是弱電解質(zhì)與溶劑水分子的質(zhì)子傳遞反應(yīng)，分子與離子間存在可逆平衡。一元弱酸的解離平衡當(dāng)分子解離的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等時，溶液中電解質(zhì)的分子濃度和離子濃度均不在隨時間而改變，此時，達(dá)到解離平衡。Ka

(HAc)=

酸解離平衡常數(shù)

[H3O+][Ac–][HAc]HAc＋H2OH3O+＋Ac－一元弱堿的解離平衡一元弱堿的解離與一元弱酸相似，如氨(NH3)溶液中存在著平衡：NH3＋H2ONH4+＋OH－Kb

(NH3)=

堿解離平衡常數(shù)

[NH4+][OH–][NH3]解離平衡常數(shù)Ka、Kb的意義Ka、Kb弱電解質(zhì)解離程度電解質(zhì)Ka、Kb的影響因素（1）電解質(zhì)的本性。T一定時，不同電解質(zhì)的Ka、Kb不同；（2）與溫度、溶劑有關(guān)；（3）與濃度無關(guān)。共軛酸堿對Ka與Kb的關(guān)系HA

+H2O

H3O++A?[H3O+][A?]

[HA]Ka=A?

+H2O

HA+OH?[HA][OH?]

[A?]Kb=Ka?Kb=KwHA-A?溶液=[H3O+][OH?]Ka?Kb=[H3O+][A?]

[HA][HA][OH?]

[A?]?解離度解離度是弱電解質(zhì)解離程度的另外一種表示方法在溫度相等的條件下，弱電解質(zhì)的濃度越大，α

越低。弱電解質(zhì)在溶劑中解離達(dá)到平衡后，已解離的弱電解質(zhì)的分子與解離前該電解質(zhì)分子總數(shù)百分?jǐn)?shù)。已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù)解離前弱電解質(zhì)分子總數(shù)解離度(α)＝×100%多元弱酸的解離平衡多元弱酸在水溶液中的解離是逐級進(jìn)行的，每一級解離都有對應(yīng)的解離常數(shù)。以298K下H3PO4的解離為例：HPO42?+H2O

H3O++PO43?

Ka3=2.2×10?13H2PO4?+H2O

H3O++HPO42?

Ka2=6.23×10?8H3PO4+H2O

H3O++H2PO4?

Ka1=7.52×10?3第一步第二步第三步多元弱酸的解離平衡

多元弱酸的解離常數(shù)都是Ka1≥Ka2≥Ka3，一般相差104倍以上。這表明多元弱酸的下一級解離比上一級解離難得多，溶液中的H3O+主要來自于第一步解離，多元弱酸酸性的強(qiáng)弱取決于Ka1的大小。Ka1越大，多元弱酸的酸性越強(qiáng)。

解離常數(shù)間的關(guān)系多元弱堿的解離平衡

多元弱堿與多元弱酸相似，在水溶液中的解離是逐級進(jìn)行的。以298K下PO43?（磷酸根）的解離為例：堿性的強(qiáng)弱取決于Kb1的大小。Kb1越大，多元弱堿的堿性越強(qiáng)。

PO43?

+H2O

HPO42?+OH?

Kb1=4.55×10?2HPO42?+H2O

H2PO4?+OH?

Kb2=1.61×10?7H2PO4?+H2O

H3PO4+OH?

Kb3=1.33×10?12第一步第二步第三步5.同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)實(shí)驗(yàn)探究HAc溶液甲基橙指示劑NaAc實(shí)驗(yàn)探究HAc+H2O=H3O++Ac-pH<3.1NaAc=Na++Ac-pH>4.4甲基橙同離子效應(yīng)同離子效應(yīng)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(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度顯著降低的現(xiàn)象。加NaAcα1=1.33%α2=0.018%同離子效應(yīng)向氨水中加入氯化銨晶體，溶液的pH會發(fā)生什么變化呢？NH4Cl=NH4++Cl–

NH3·H2ONH4++OH–pH降低同離子效應(yīng)的應(yīng)用草酸提純傳統(tǒng)工藝新工藝熱水溶解冷卻結(jié)晶過濾溶解除雜質(zhì)結(jié)晶同離子效應(yīng)鹽效應(yīng)α1=1.33%HAc溶液加NaAcα2=0.018%鹽效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時，弱電解質(zhì)的解離度略有增大。鹽效應(yīng)的應(yīng)用鹽效應(yīng)的特點(diǎn)：增大不同組分的性質(zhì)差異、降低能耗。二者比較在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度顯著降低的現(xiàn)象。同離子效應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時，弱電解質(zhì)的解離度略有增大。鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)>>鹽效應(yīng)6.緩沖溶液的概念與組成緩沖現(xiàn)象緩沖：減緩沖擊力，使某種事物進(jìn)行減慢或減弱變化過程。消防救援氣墊關(guān)節(jié)軟骨對比實(shí)驗(yàn)實(shí)驗(yàn)一50ml純水，pH=7.00|ΔpH|=4.00pH→11.001滴1.0mol/LNaOHpH→3.001滴1.0mol/LHCl對比實(shí)驗(yàn)實(shí)驗(yàn)二50ml混合溶液，pH=4.75pH→4.761滴1.0mol/LNaOHpH→4.741滴1.0mol/LHCl|ΔpH|=4.00緩沖溶液的概念緩沖作用（bufferaction）溶液能抵抗外加的少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稍加稀釋而保持溶液的pH值基本不變的作用。緩沖溶液的概念緩沖溶液（buffersolution）具有緩沖作用的溶液。抗酸成分（共軛堿）緩沖溶液的組成緩沖對抗酸成分（共軛堿）緩沖對即共軛酸堿對緩沖溶液的組成常見緩沖對HAc-Ac-、H2CO3-HCO3-NH4+-NH3H2PO4?-HPO42?緩沖溶液的組成緩沖對HAc-NaAcNH4Cl-NH3共軛酸抗堿成分共軛堿抗堿成分NaAcHAc

NH3NH4Cl緩沖溶液的組成緩沖溶液的類型弱酸及其鹽弱堿及其鹽多元酸的酸式鹽及其次級鹽HAc-NaAcNH4Cl-NH3KH2PO4-NaHPO4NaHCO3-Na2CO3巴比妥酸-巴比妥酸鈉HCl-NaOH7.緩沖溶液pH的計(jì)算常見緩沖溶液緩沖溶液質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡關(guān)系為：HA+H2OH3O++A￣計(jì)算公式等式兩邊取負(fù)對數(shù)：計(jì)算公式緩沖溶液中共軛酸的解離程度低，[共軛堿]≈cb、[共軛酸]≈ca。亨德森-哈塞爾巴赫方程式計(jì)算公式（1）pH主要取決于緩沖對的本性，其次是緩沖比。（2）稀釋時溶液pH基本不變。計(jì)算公式例題：用200ml0.10mol/LHAc溶液和300ml0.10mol/LNaAc溶液混合配成500ml緩沖溶液，計(jì)算此溶液的pH值。公式應(yīng)用ca=na/V=0.10×200×10?3/0.5=0.040（mol/L）

cb=nb/V=0.10×300×10?3/0.5=0.060（mol/L）解緩沖系為HAc-Ac?，HAc的pKa=4.75公式應(yīng)用8.緩沖容量及影響因素緩沖溶液緩沖能力大小如何衡量？加入場景+白板的形式，參考右圖，人設(shè)1，講話。緩沖容量：單位體積緩沖溶液的pH改變1個單位時，加入的一元強(qiáng)酸或一元強(qiáng)堿的物質(zhì)的量。緩沖溶液緩沖容量緩沖容量[mol/(L?pH)]加入一元強(qiáng)酸、堿物質(zhì)的量（mol）pH改變的絕對值體積（L）β值越大，緩沖能力越強(qiáng)。緩沖容量例題：向1L緩沖溶液中加入0.005mol，pH下降了0.06，計(jì)算此緩沖溶液的緩沖容量。解：已知n=0.005mol，V=1L，|?pH|=0.06，=0.005/0.06=0.083mol/L?pH影響因素緩沖容量總濃度c總=ca+cb緩沖比cb/ca影響因素βcb

∕ca0.1110c總=0.2mol∕Lc總=0.2mol∕L

HAc-NaAc緩沖溶液的β與緩沖比曲線圖總濃度(c總)1cb/ca一定，c總越大，β越大。影響因素βcb

∕ca0.1110

HAc-NaAc緩沖溶液的β與緩沖比曲線圖緩沖比(cb/ca)2當(dāng)c總一定時，cb/ca越接近1，β

越大；cb/ca=1時，β

最大。總結(jié)c總越大，β

越大；1cb

/

ca

越接近于1，β

越大。2影響因素9.配制緩沖溶液的原則和步驟配制原則和步驟（一）選擇合適的緩沖對（一）選擇合適的緩沖對兩點(diǎn)要求1.配制緩沖溶液的pH應(yīng)在所選緩沖對的緩沖范圍之內(nèi)2.pH盡量接近共軛酸的pKa。（一）選擇合適的緩沖對配制pH=4.8的緩沖溶液，選擇哪個緩沖對？1配制pH=9.3的緩沖溶液，選擇哪個緩沖對？2（二）選擇適當(dāng)?shù)目倽舛扰渲圃瓌t和步驟（一）選擇合適的緩沖對（二）選擇適當(dāng)?shù)目倽舛缺ＷC有足夠的抗酸成分和抗堿成分。總濃度太低，沒有實(shí)用價值；總濃度太高，溶液的滲透壓過高。0.05<c總<0.2mol/L0.01<β<0.1mol/(L?pH)配制原則和步驟（二）選擇適當(dāng)?shù)目倽舛龋ㄒ唬┻x擇合適的緩沖對（三）計(jì)算各緩沖成分所需要的量（三）計(jì)算各緩沖成分所需要的量使用相同濃度的共軛酸、共軛堿溶液共軛堿共軛酸配制原則和步驟（二）選擇適當(dāng)?shù)目倽舛龋ㄒ唬┻x擇合適的緩沖對（三）計(jì)算各緩沖成分所需要的量（四）用酸度計(jì)進(jìn)行校正（四）用酸度計(jì)進(jìn)行校正使溶液pH與要求一致（四）用酸度計(jì)進(jìn)行校正如何配制100mlpH=7.0的緩沖溶液？配制原則和步驟（四）用酸度計(jì)進(jìn)行校正（三）計(jì)算各緩沖成分所需要的量（二）選擇適當(dāng)?shù)目倽舛龋ㄒ唬┖线m緩沖對KH2PO4–Na2HPO4配制兩個0.1mol∕L的溶液共軛酸61.7ml，共軛堿38.3ml酸度計(jì)調(diào)節(jié)至7.0配制原則和步驟經(jīng)驗(yàn)配方10.緩沖作用的原理緩沖作用的原理

HAc—NaAc緩沖溶液NaAc(aq)=

Na+(aq)+Ac￣(aq)

HAc(aq)?

H+(aq)+Ac￣(aq)

一個平衡，兩個大量。抗酸成分,大量抗堿成分,大量（一）加酸HAc（aq）?

H+

（aq）+Ac￣（aq）共軛堿共軛酸H++Ac￣→HAc，平衡左移，pH基本不變。抗酸成分共軛堿抗酸（二）加堿HAc（aq）?

H+

（aq）+Ac￣（aq）共軛堿共軛酸OH￣+H+→H2O，平衡右移，pH基本不變。抗堿成分共軛堿抗酸+

OH-H2O（三）稀釋濃度降低同離子效應(yīng)較弱解離