1、第三章第三章 酸堿解離平衡酸堿解離平衡 3.1 強電解質(zhì)溶液強電解質(zhì)溶液3.2 弱電解質(zhì)溶液弱電解質(zhì)溶液3.3 酸堿理論酸堿理論3.4 水的解離平衡和溶液的水的解離平衡和溶液的pH 電解質(zhì)：電解質(zhì)：在熔融狀態(tài)或水溶液中能夠離解成離在熔融狀態(tài)或水溶液中能夠離解成離子子( (導電導電) )的物質(zhì)。的物質(zhì)。u導電能力導電能力u滲透壓滲透壓電解質(zhì)與非電解質(zhì)溶液性質(zhì)的差別電解質(zhì)與非電解質(zhì)溶液性質(zhì)的差別3.1 強電解質(zhì)溶液（強電解質(zhì)溶液（strong electrolyte）強堿強堿 弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)強電解質(zhì)強電解質(zhì)電解質(zhì)電解質(zhì)強酸強酸 典型鹽類典型鹽類弱酸弱酸 弱堿弱堿 一、電解質(zhì)的概念與分類一、電解質(zhì)

2、的概念與分類n 1、電解質(zhì)：溶于水中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。其水溶液稱為電解質(zhì)溶液。NaCl(s)Na+(aq) + Cl-(aq)H2O+ 2、分類：電解質(zhì)可分為兩類。 在水溶液中能完全離解成離子的化合物就是強電解質(zhì)。例如 弱電解質(zhì)在水溶液中只能部分解離成離子的化合物。例如： 二、強電解質(zhì)理論二、強電解質(zhì)理論- -離子互吸學說離子互吸學說 （interionic attraction theory ） 1923年由德拜年由德拜(P.Debye)和休克爾和休克爾(E.Hckel)提出提出離子氛離子氛+離子對離子對離子氛與離子氛與“離子對離子對”示意圖示意圖結(jié)論結(jié)論 實測解離度不是真正的解離

3、度，稱為實測解離度不是真正的解離度，稱為表觀表觀解離度解離度 強電解質(zhì)的離解是完全的，只是由于離子氛強電解質(zhì)的離解是完全的，只是由于離子氛和和“離子對離子對”的存在，才造成了強電解質(zhì)不完的存在，才造成了強電解質(zhì)不完全解離的假象（實測離解度小于全解離的假象（實測離解度小于100%）。）。強電解質(zhì)強電解質(zhì) KCl ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH 表觀解離度表觀解離度/% 86 40 92 92 61 91一些強電解質(zhì)的表觀解離度（一些強電解質(zhì)的表觀解離度（298K，0.10molL-1）三、活度與活度系數(shù)三、活度與活度系數(shù)活度活度(activity) 也叫也叫離子的有效濃度離子

4、的有效濃度，是指溶液，是指溶液中能發(fā)揮離子效能的離子濃度。符號中能發(fā)揮離子效能的離子濃度。符號a。活度單位為活度單位為1；通常，離子活度因子通常，離子活度因子 B小于小于1。濃度越稀，。濃度越稀， B越接近于越接近于1；中性分子或弱電解質(zhì)溶液，中性分子或弱電解質(zhì)溶液， B視為視為1。aB = BcB/c B活度因子；活度因子； c標準態(tài)的濃度（標準態(tài)的濃度（1molL-1）cB /c=cr,B aB = Bcr,B 溶液中陽離子和陰離子的活溶液中陽離子和陰離子的活度系數(shù)的幾何平均值度系數(shù)的幾何平均值 。對。對1-1型電解質(zhì)：型電解質(zhì)：平均活度因子平均活度因子: : 對于溶液中的陰、陽離子：對于

5、溶液中的陰、陽離子： a+ = +cr,+ a- = -cr,- r,ca r,-ca 離子強度與活度因子離子強度與活度因子離子強度離子強度 2ii23322221121)(21zczczczcI活度因子的計算活度因子的計算IzzA lg（適用范圍：對適用范圍：對1-11-1型，型，c 0.02molL-1）( (德拜德拜- -休克爾極限公式休克爾極限公式) )( (溶液中離子的電荷所形成的靜電場強度的量度溶液中離子的電荷所形成的靜電場強度的量度) ) 分別用離子濃度和離子活度計算分別用離子濃度和離子活度計算0.02molL-1NaCl溶液在溶液在25時的滲透壓。時的滲透壓。例：例：0.02)

6、10.021(0.022122 I =0.85 =20.850.028.31298=84.2(kPa) 0.021)(10.509lg 解：解： 離子濃度為離子濃度為20.02=0.04(molL1) =cRT=0.04 8.31 298=99.1(kPa)實測值：實測值：86.1kPa.一、弱酸弱堿的離解平衡一、弱酸弱堿的離解平衡 1 1、一元弱酸弱堿的離解平衡與離解常數(shù)、一元弱酸弱堿的離解平衡與離解常數(shù)3.2 弱電解質(zhì)溶液（弱電解質(zhì)溶液（weak electrolyte）HAAHi KKa酸，酸，Kb堿；堿；pKa-lgKa，pKb-lgKb離解常數(shù)離解常數(shù)K除與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)外，還與

7、溫度除與弱電解質(zhì)的本性有關(guān)外，還與溫度有關(guān)，而有關(guān)，而與濃度無關(guān)；與濃度無關(guān)； 離解常數(shù)可表示酸堿的相對強弱；離解常數(shù)可表示酸堿的相對強弱；HA H+ + A-注意表達式中各濃度項的含義。注意表達式中各濃度項的含義。離解度及其與離解常數(shù)的關(guān)系離解度及其與離解常數(shù)的關(guān)系離解度：離解度：離解達到平衡時，已離解的分子數(shù)占離解達到平衡時，已離解的分子數(shù)占溶質(zhì)分子總數(shù)的百分數(shù)。符號溶質(zhì)分子總數(shù)的百分數(shù)。符號 。 1HAAH2acccccKHA H+ A- c-c c c 當當5%，或，或c/Ka500時：時：2a cK cKa 或或cKaH 稀釋定律稀釋定律 BOHOHBb KcKb cKbOH BOH

8、 B+OH-對濃度為對濃度為c的弱堿：的弱堿：當當5%，或，或c/Kb500時：時：34342a1107.52POPO H3PO4H+ 42POH 42POH 24HPO H+84224a2106.23PHPO 24HPO 34PO H+132434a3102.2HPP 2、多元酸堿在溶液中的離解多元酸堿在溶液中的離解平衡與離解常數(shù)平衡與離解常數(shù)a3a2a1KKK溫度；同離子效應；鹽效應。溫度；同離子效應；鹽效應。二、弱電解質(zhì)解離平衡的移動二、弱電解質(zhì)解離平衡的移動同離子效應同離子效應: :在弱電解質(zhì)溶液中，加入一在弱電解質(zhì)溶液中，加入一種與該弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)種與該弱電解質(zhì)具有相

9、同離子的強電解質(zhì)時，弱電解質(zhì)離解度降低的現(xiàn)象。時，弱電解質(zhì)離解度降低的現(xiàn)象。 HAc H+ + Ac-NaAc = Na+ + Ac-從平衡常數(shù)表達式分析：從平衡常數(shù)表達式分析：例例 ：25時，向時，向lL濃度為濃度為0.1molL-1HAc溶溶液中加入液中加入0.1molNaAc，求求HAc的離解度。的離解度。(設(shè)設(shè)溶液總體積不變，溶液總體積不變，KHAc=1.7610-5) 5101.760.100)(0.100 xxxHAc H+ Ac-0.100 x x 0.100+x解、解、x=1.7610-5 molL-10.0176%100% cx 鹽效應：鹽效應：在弱電解質(zhì)溶液中，若加入與弱電

10、在弱電解質(zhì)溶液中，若加入與弱電解質(zhì)不具有相同的離子的強電解質(zhì)時，該弱解質(zhì)不具有相同的離子的強電解質(zhì)時，該弱電解質(zhì)的解離度增大的現(xiàn)象。電解質(zhì)的解離度增大的現(xiàn)象。 鹽效應一般影響較小，非精確計算不考慮鹽效應一般影響較小，非精確計算不考慮同離子效應發(fā)生的同時也有鹽效應。同離子效應發(fā)生的同時也有鹽效應。 在在0.100molL-1HOAc溶液中，加入溶液中，加入NaCl使其濃使其濃度為度為0.100molL-1，計算，計算HOAc的離解度。的離解度。例：例：解解:HOAcOAcHa KHOAcHHOAcOAcH22a K-1Lmol 0.100 I =0.78 0.780.100101.76HOAcH

11、5a K1.70101.70H2 c 查表：查表：3.3 酸堿理論（酸堿理論（theory of acid-base）1663年年 波義耳波義耳(R.Boyle)提出提出酸堿概念。酸堿概念。 1889年年 阿累尼烏斯提出阿累尼烏斯提出酸堿電離理論。酸堿電離理論。1905年年 富蘭克林富蘭克林酸堿溶劑理論。酸堿溶劑理論。1923年年 布朗斯特和費萊布朗斯特和費萊(T.M.Lowry)幾乎同幾乎同時各自獨立地提出了時各自獨立地提出了酸堿的質(zhì)子理論。酸堿的質(zhì)子理論。同年，同年，路易斯提出了路易斯提出了酸堿的電子理論。酸堿的電子理論。1963年年 皮爾遜提出皮爾遜提出硬軟酸堿原則。硬軟酸堿原則。概述概

12、述一、酸堿質(zhì)子理論一、酸堿質(zhì)子理論酸酸:能給出質(zhì)子能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)。的物質(zhì)。質(zhì)子給予體。質(zhì)子給予體。特點特點1、擴大了酸堿概念；、擴大了酸堿概念； 2、酸堿概念有相對性；、酸堿概念有相對性；3、酸堿相互依存；、酸堿相互依存； 4、沒有了鹽的概念、沒有了鹽的概念共軛酸堿對共軛酸堿對:僅相差一個質(zhì)子的一對酸、堿。僅相差一個質(zhì)子的一對酸、堿。中性物質(zhì)中性物質(zhì):不能給出質(zhì)子，也不能接受質(zhì)子的物質(zhì)。不能給出質(zhì)子，也不能接受質(zhì)子的物質(zhì)。兩性物質(zhì)兩性物質(zhì):既能給出質(zhì)子，也能接受質(zhì)子的物質(zhì)。既能給出質(zhì)子，也能接受質(zhì)子的物質(zhì)。堿堿:能接受質(zhì)子的物質(zhì)。能接受質(zhì)子的物質(zhì)。質(zhì)子的接受體。質(zhì)子的接受體。1、基本

13、概念、基本概念例：例：HCl H+Cl-Al(H2O)63+ H+Al(H2O)5OH2+H2O H+OH-H3O+ H+H2ONH4+ H+NH3HCO3- H+CO32 -H2CO3 H+HCO3-HOAc H+OAc-共軛酸共軛酸 共軛堿共軛堿2、酸堿的強弱酸堿的強弱HNO3H2SO4 H2NO3+HSO4- -HNO3HOAc H2OAc+NO3- - HNO3H2O H3O+NO3- -酸強，其共軛堿就弱；酸弱，其共軛堿就強。酸強，其共軛堿就弱；酸弱，其共軛堿就強。 同一溶劑中，同一溶劑中，Ka值愈大，酸性愈強；反之，則堿值愈大，酸性愈強；反之，則堿性愈強。性愈強。 酸堿性的強弱還與

14、反應對象（溶劑）的性質(zhì)有關(guān)。酸堿性的強弱還與反應對象（溶劑）的性質(zhì)有關(guān)。3、共軛酸堿對的共軛酸堿對的Ka與與Kb的關(guān)系的關(guān)系 HA HA HAAHa KAH2O HAOHawbHHAHAOHAHAOHKKK 水的離水的離子積常子積常數(shù)數(shù)wbaKKK （酸強，共軛堿弱；酸弱，共軛堿強）（酸強，共軛堿弱；酸弱，共軛堿強）4、酸堿反應的本質(zhì)、酸堿反應的本質(zhì) 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 HClNH3 NH4+Cl酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1HClH2O H3O+Cl反應實質(zhì)：反應實質(zhì)：兩對共扼酸堿對間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應。兩對共扼酸堿對間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應。H3O+OH H2O H2O 酸酸1 堿堿2 酸

15、酸2 堿堿1 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 H2ONH3 NH4+OH反應方向：反應方向：由較強的酸和較強的堿作用，向由較強的酸和較強的堿作用，向著生成較弱的酸和較弱的堿方向進行。著生成較弱的酸和較弱的堿方向進行。酸酸1 1 堿堿2 2 酸酸2 2 堿堿1 1 強強 強強 弱弱 弱弱 HClNH3 NH4+ Cl5、拉平效應和區(qū)分效應拉平效應和區(qū)分效應 溶劑的拉平效應溶劑的拉平效應結(jié)果結(jié)果：溶液中能夠存在的唯：溶液中能夠存在的唯一最強酸是溶劑合質(zhì)子，能夠存在的唯一最一最強酸是溶劑合質(zhì)子，能夠存在的唯一最強堿是溶劑的陰離子。強堿是溶劑的陰離子。 HClH2O=H3O+ClHBrH2O=H3O+

16、BrH2SO4H2O=H3O+HSO4HNO3H2O=H3O+NO3HClO4H2O=H3O+ClO4拉平效應：拉平效應：不同強度的酸不同強度的酸( (堿堿) )被溶劑調(diào)整到被溶劑調(diào)整到同一酸同一酸( (堿堿) )強度水平的作用。強度水平的作用。區(qū)分效應：區(qū)分效應： 酸堿強度被溶劑區(qū)分開來的作用。酸堿強度被溶劑區(qū)分開來的作用。在冰醋酸中，酸的強度順序：在冰醋酸中，酸的強度順序： HClO4HBrHClH2SO4HNO3 區(qū)分溶劑區(qū)分溶劑 可把酸堿強度區(qū)分開來的溶劑?？砂阉釅A強度區(qū)分開來的溶劑。一般而言，酸性溶劑可以對酸產(chǎn)生區(qū)分效應，一般而言，酸性溶劑可以對酸產(chǎn)生區(qū)分效應，而對堿產(chǎn)生拉平效應，堿

17、性溶劑則可對堿產(chǎn)而對堿產(chǎn)生拉平效應，堿性溶劑則可對堿產(chǎn)生區(qū)分效應，而對酸產(chǎn)生拉平效應。生區(qū)分效應，而對酸產(chǎn)生拉平效應。酸堿質(zhì)子理論的優(yōu)點酸堿質(zhì)子理論的優(yōu)點 比起阿累尼烏斯的解離理論來，它擴大比起阿累尼烏斯的解離理論來，它擴大了酸和堿的范圍了酸和堿的范圍 。將酸堿反應歸納為質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程，加深將酸堿反應歸納為質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程，加深了人們對酸堿反應的認識。了人們對酸堿反應的認識。質(zhì)子理論能象電離理論一樣，可應用平質(zhì)子理論能象電離理論一樣，可應用平衡常數(shù)定量地衡量在某溶劑中酸或堿的衡常數(shù)定量地衡量在某溶劑中酸或堿的強度，得到廣泛應用。強度，得到廣泛應用。酸堿質(zhì)子理論的局限性酸堿質(zhì)子理論的局限性 由于它立論

18、于質(zhì)子的授受，對有質(zhì)子轉(zhuǎn)由于它立論于質(zhì)子的授受，對有質(zhì)子轉(zhuǎn)移的反應都可以說明，卻不能說明無質(zhì)移的反應都可以說明，卻不能說明無質(zhì)子轉(zhuǎn)移的反應。子轉(zhuǎn)移的反應。 例如：例如： CaOCO2 CaCO3 SO3CaO CaSO4二、酸堿電子理論簡介二、酸堿電子理論簡介酸酸（路易斯酸）（路易斯酸） 能接受電子對的物質(zhì)。能接受電子對的物質(zhì)。電子對接受體。電子對接受體。堿堿（路易斯堿）（路易斯堿） 指能給出電子對的物質(zhì)。指能給出電子對的物質(zhì)。電子對的給予體。電子對的給予體。酸堿反應本質(zhì)：酸堿反應本質(zhì)：堿的未共用電子對通過配堿的未共用電子對通過配位鍵填充到酸的空軌道中，生成配合物。位鍵填充到酸的空軌道中，生成

19、配合物。例例 酸酸 堿堿 酸堿配合物酸堿配合物優(yōu)點優(yōu)點立論于電子，更具有普遍性，更能體現(xiàn)物質(zhì)的本性。立論于電子，更具有普遍性，更能體現(xiàn)物質(zhì)的本性。局限性局限性對酸堿的認識過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特性；對酸堿的認識過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特性；不能對酸堿的強弱定量。不能對酸堿的強弱定量。 H+ + OH H OH HCl + NH 3 NH 4 Cl Ag+ + 2 NH 3 Ag( NH 3)+ Ag+ + Cl - Ag Cl3.4 水的解離平衡和溶液的水的解離平衡和溶液的pH(dissociation equilibrium of water and pH of solution)

20、OHOHH2 Kw2OHOHHKK 任何水溶液中，均存在著水的離解平衡。任何水溶液中，均存在著水的離解平衡。在純水和一切稀水溶液中在純水和一切稀水溶液中, KW只是溫度的函只是溫度的函數(shù)（在稀水溶液中數(shù)（在稀水溶液中H2O仍可看成常數(shù)仍可看成常數(shù) ）。）。水的離水的離子積常子積常數(shù)數(shù)簡寫式簡寫式: H2O H+ OH- - H2OH2O H3O+ OH- - H+一、水的解離平衡一、水的解離平衡二、溶液酸堿性表示法二、溶液酸堿性表示法以溶液中以溶液中H+與與OH-的相對大小定義酸堿性：的相對大小定義酸堿性：H+OH-或或H+1.0010-7（25） 酸性；酸性；H+越越大，酸性越強大，酸性越強

21、H+OH-或或H+=1.0010-7 （25） 中性中性H+OH-或或H+1.0010-7 （25） 堿性；堿性；OH-越越大，堿性越強大，堿性越強pH= -lg H+ ； pOH= -lgOH- 人體各種體液的人體各種體液的pH值值體液體液pH值值血血 漿漿成人胃液成人胃液唾唾 液液7.367.440.91.56.356.85酸中毒酸中毒(acidosis)： pH值值7.44pH + pOH = 14 （25）三、溶液三、溶液pH的計算的計算 一元弱酸弱堿溶液一元弱酸弱堿溶液 HA H+ + A- Kac 20Kw 時時 ：cK 12aH+= c Kac 20Kw ，且且cKa500或或

22、5%時時 ：cKaH 對一元弱堿溶液對一元弱堿溶液 ，有類似公式：，有類似公式：Kbc 20Kw時時cK 12bOH-= c Kbc 20Kw ，且且cKb500或或 5%時時 ：cKbOH BOH B+OH-例例1 1、計算計算0.10 molL-1 HOAc溶液的溶液的pH值。值。 （Ka=1.7610-5）解：解： Kac=1.7610-620Kw，cKa=0.10(1.7410-5)500，故：故： 135aLmol101.330.10101.76H cKpH=2.88 例例2、計算計算0.010 molL-1 NH4Cl溶液的溶液的pH值值（Kb，NH3=1.7910-5） 。 解：

23、解：Ka=Kw/Kb=5.5910-10，Kac20Kw， cKa=0.10(5.5910-10)500， 1610aLmol102.38 0.010105.59H cKpH=5.62 例例3、計算計算0.10 molL-1NaAc溶液的溶液的pH值值（Ka，HAc=1.7410-5 ）。）。解：解：Kb=KwKa=5.7510-10，Kbc20Kw, cKb=0.10(5.7510-10)500， 610bb107.58 0.10105.75OH cK614w107.58101.00OHH KpH=8.88 多元酸堿溶液多元酸堿溶液 (1)當當Ka1ca20Kw，可忽略水的離解。，可忽略水的

24、離解。(2)當當Ka1Ka2102時，可忽略二級以上時，可忽略二級以上的離解，當作一元弱酸處理，則的離解，當作一元弱酸處理，則H+HA-， H2A c(H2A) (3)若若cKa1500，則，則 AHa12a12AHHcKK A2-Ka2 對于對于多元弱堿多元弱堿溶液，有類似公式：溶液，有類似公式：Kb1cb20Kw， Kb1Kb2102 且且cKb1500時時Bb1b1BOHcKK 例、例、計算計算0.100 molL-1Na2CO3溶液的溶液的pH值。值。 解：解： 51114a2wb1102.14104.68101.0 KKK8714a1wb2102.24104.46101.0 KKKK

25、b1cb20Kw，Kb1Kb2102，cbKb1500， 34b1104.630.100102.14OH cKpOH=2.33 pH=14.00-2.33=11.67兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)Ka1-作為堿時其作為堿時其共軛酸的離解常數(shù)共軛酸的離解常數(shù)；Ka2-作為酸時作為酸時本身的離解常數(shù)本身的離解常數(shù)。 Na2HPO4溶液溶液pH計算公式？計算公式？H2PO4-、HPO42-、NH4OAc及氨基酸等及氨基酸等a2a1HKK )p(p21pHa2a1KK cKa220Kw，c20 Ka1 時時例例1 1、 計算計算0.10 molL-1NaH2PO4溶液的溶液的pH值。值。解：解： H3PO4的的pK

26、a1=2.16， pK a2=7.21， pK a3=12.32。 )p(p21pHa2a1KK 4.687.21)(2.1621 cKa220Kw，c20 Ka1計算計算0.10 molL-1NH4CN溶液的溶液的pH值。值。已知已知NH4+的的Ka為為5.5910-10，HCN的的Ka為為6.1710-10。 例例2、9.239.21)(9.2521)p(p21pHaa KK解：解：cKa20Kw，c20 Ka例例3 3、,104.463bWa1 KKK10a2101.56 K解：解：cKa220Kw，c20 Ka1 6.08)p(p21pHa2a1 KK10a101.56 K計算計算0.

27、lmoIL-1甘氨酸溶液的甘氨酸溶液的pH值值。( )12b1024. 2 K3.5 緩沖溶液（緩沖溶液（ ）lL純水純水pH7.0lL0.lmol醋酸和醋酸和0.1mol醋酸鈉醋酸鈉pH4.75通入通入0.01molHClpH： 2.0 pH：-5.00通入通入0.01molHClpH： 4.66pH：-0.09能夠抵制外加少量酸或堿，而保持溶液的能夠抵制外加少量酸或堿，而保持溶液的pH值不發(fā)生明顯改變的作用，叫值不發(fā)生明顯改變的作用，叫緩沖作用緩沖作用。具有緩沖作用的溶液叫具有緩沖作用的溶液叫緩沖溶液緩沖溶液一、緩沖溶液的組成一、緩沖溶液的組成抗酸成分抗酸成分（共軛堿）（共軛堿）抗堿成分抗

28、堿成分（共軛酸）（共軛酸）緩沖系或緩沖對緩沖系或緩沖對三種類型：三種類型：弱酸及其對應的鹽弱酸及其對應的鹽(HAc-NaAc、H2CO3-NaHCO3) 弱堿及其對應的鹽弱堿及其對應的鹽（NH3-NH4Cl、CH3NH2-CH3NH3Cl） 酸式鹽及其對應的次級鹽酸式鹽及其對應的次級鹽（NaH2PO4-Na2HPO4、NaHCO3Na2CO3） 二、緩沖作用原理二、緩沖作用原理 HB H+ + B- NaB = Na+ + B- 基本特點：基本特點：兩多一少兩多一少 定性：定性：抗酸成分消耗外加酸；抗酸成分消耗外加酸； 抗堿成分消耗外加堿?？箟A成分消耗外加堿。 定量：定量：HBBHa KHBB

29、Ha KHBBlgppHa K亨德森亨德森- -哈塞爾巴赫方程式哈塞爾巴赫方程式（Henderson-Hasselbach）BHBHa K即即三、三、 緩沖溶液的緩沖溶液的pH緩沖比緩沖比HB H+ + B- 弱酸弱酸- -共軛堿（共軛堿（HB-B-）：）：HBBalgppHccK 亨德森方程的意義亨德森方程的意義HBBlgppHa K pH取決于共軛酸的取決于共軛酸的pKa與緩沖比與緩沖比 當緩沖比等于當緩沖比等于1時，時，pH=pKa具有具有有限的有限的抗酸、抗堿及抗稀釋作用抗酸、抗堿及抗稀釋作用HBBalgppHnnK 由亨德森方程可推出：由亨德森方程可推出： 0.60L緩沖溶液中含有緩

30、沖溶液中含有0.35mol HOAc 和和0.25molNaOAc，計算溶液的，計算溶液的pH值。值。4.600.154.750.350.25lg4.75lgppHaba nnK解：解： na=0.35mol，nb=0.25mol例例1、 0.30molL-1HOAc溶液溶液100mL和和0.10 molL-1NaOH溶液溶液100mL混合，制成緩沖溶液，混合，制成緩沖溶液，計算溶液的計算溶液的pH值。值。4.450.020.01lg4.75lgppHaba nnK解：解： HOAc + NaOH = NaOAc+H2O 混合前：混合前：0.30.1 0.10.1 0 mol混合后：混合后：

31、0.02 0 0.01 mol例例2、 往往200mL0.2molL-1NH3-0.3molL-1NH4Cl緩沖溶液中，加入緩沖溶液中，加入50mL0.1molL-1NaOH溶液，溶液，溶液的溶液的pH值改變多少？值改變多少？pKa(NH4+)=9.26 解：解： NH4+ + OH- = NH3 + H2O加堿前：加堿前：0.30.2 0.20.2 mol加堿后：加堿后：0.06-0.005 0.04+0.005 molpH=0.099.080.060.04lg9.26lgppHaba1 nnK加堿前：加堿前：9.170.0550.045lg9.26lgppHaba2 nnK加堿后：加堿后：例例3、四、四、緩沖容量和緩沖范圍緩沖容量和緩沖范圍pH n 緩沖容量：緩沖容量：衡量