酸碱平衡基础知识概述课件

酸碱平衡

酸碱平衡1教学要求掌握酸碱质子理论的概念。了解路易斯酸碱理论。掌握水的质子自递平衡。掌握一元弱酸弱碱的电离平衡及相关计算。掌握同离子效应和盐效应及相关计算。掌握缓冲溶液的概念、组成、作用机理及pH值的计算，了解缓冲溶液的选择与配制。教学要求掌握酸碱质子理论的概念。2一、酸碱质子理论（一）酸碱的定义（1）酸：凡能给出质子（H+）的物质.（2）碱：凡能接受质子（H+）的物质.S.A.ArreheniusAcidBaseTheory★酸指在水中电离出的阳离子全部为H+HCl=Cl

-

+H+★碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-NaOH=Na++OH-★中和反应的实质H++OH-=H2OSvanteAugustArrhenius

瑞典化学家

酸和碱一、酸碱质子理论（一）酸碱的定义S.A.Arreheni3

酸质子+碱

HClH+Cl–HAcH+Ac–H2CO3

H+

HCO3–HCO3–

H+CO32–NH4+

H+NH3H3O+

H+

H2OH2OH+OH–[Al(H2O)6]3+

H+[Al(H2O)5OH]2+分子，

分子，阴、阳离子

阴、阳离子红－蓝互为共轭酸碱对！酸质子+碱H4练习根据酸碱质子理论,下列哪些是酸,碱及两性物质

NH4+,CO32-,H2PO4-,NH3,H2S,Ac-,OH-,H2O练习根据酸碱质子理论,下列哪些是酸,碱及两性物质5(1)电离作用:HCl+H2O⇋H3O++Cl－酸1碱2酸2碱1H+

(2)中和反应:H3O+

+OH－

⇋H2O+H2O

酸1碱2酸2碱1H+

(3)水解反应:H2O+Ac－

⇋HAc+OH－

酸1碱2酸2碱1H+

1.酸碱反应的实质

实质：两对共轭酸碱对之间的质子(H+)传递反应。反应介质：水，非水溶剂或气相。酸和碱(1)电离作用:HCl+H2O⇋H3O++Cl－62.酸碱质子理论的优点扩大了酸和碱的范围扩大了酸碱反应的范围建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。酸和碱2.酸碱质子理论的优点扩大了酸和碱的范围酸和碱7（二）酸碱的强弱HAc+H2O⇋H3O++Ac–

----acid，KaNH3+H2O⇋NH4+

+OH－----

base，Kb

Ka越大，酸性越强；

Kb越大，碱性越强；

常见弱酸(碱)的酸(碱)度常数见附录三(P364).

酸和碱（二）酸碱的强弱HAc+H2O⇋H3O++Ac–81.共轭酸碱的Ka、Kb与Kw的关系∴Kw=Ka.Kb，即固定温度下，Ka与Kb成反比。HAH++A–①HA的解离-

Ka：A–+H2OOH—+HA②A–离子的水解Kb：H2OH++OH–

③水的解离Kw

：共轭酸碱对——强酸弱碱，弱酸强碱酸和碱1.共轭酸碱的Ka、Kb与Kw的关系∴Kw=Ka.K9【例1】已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH4+的Ka。解：NH4+是NH3的共轭酸,故:Ka=Kw/Kb=1.00×10-14/(1.79×10-5)=5.59×10-10答：NH4+的Ka为5.59×10-10.酸和碱【例1】已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH102.电离度

α↗，酸碱电离就越完全，酸性或碱性越强。由此，可根据α的大小，判断酸碱的相对强弱注意：强弱是相对某种溶剂而言，通常为水。酸和碱2.电离度α↗，酸碱电离就越完全，酸性或碱性越强。注意113.酸碱的分类一元弱酸、弱碱多元弱酸、弱碱两性物质酸和碱3.酸碱的分类一元弱酸、弱碱酸和碱12酸碱平衡H2OH++OH–

+H++H2OH3O+H2O+H2OOH–+H3O+离子积Kw=[H3O+][OH–]=[H+][OH–]，Kw与T有关。25℃纯水时，[H+]=[OH–]＝（1）水的离子积：酸碱平衡H2O13（2）pH值：25℃时，pH+pOH=14体液pH体液pH血清成人胃液婴儿胃液唾液7.35~7.450.9~1.55.06.35~6.85大肠液乳汁泪水尿液8.3~8.46.0~6.9~7.44.8~7.5表1人体各种体液的pH酸碱平衡（2）pH值：25℃时，pH+pOH=14体液pH体液14趣闻－IQ值与pH值1996年，英国皇家学会汇编：标志人类智力水平的智商与大脑皮层的酸碱度成正比。光谱磁共振法；研究对象：42个6-13岁男童相关程度>0.5(0-毫无关系，1完全对应)pH值＝6.99～7.09时，IQ值＝63～138。趣闻－IQ值与pH值1996年，英国皇家学会汇编：标志人类智15一、一元弱酸的质子传递平衡例：试计算浓度为C的弱酸HA水溶液的[H+]。解一：

(1)忽略水的质子自递平衡，则：HAH++A–

起始浓度：C00电离浓度：[H+][H+][H+]平衡浓度：C—[H+][H+][H+]酸碱平衡一、一元弱酸的质子传递平衡例：试计算浓度为C的弱酸HA水溶16….①，近似公式酸碱平衡….①，近似公式酸碱平衡17(2)当C/Ka≥500时,α<5%，即C-[H+]≈C，则:….②，最简式…..③

酸碱平衡(2)当C/Ka≥500时,α<5%，即C-[H+]≈18【例2】已知浓度为0.10mol/L的HAc溶液，求溶液中的H+浓度和电离度α。解：Ka

=1.74×10-5，C=0.10mol/LKa

>>Kw

，C/Ka=5.7×103>500。pH=-lg[H+]=-lg(1.32×10-3)=2.88酸碱平衡【例2】已知浓度为0.10mol/L的HAc溶液，求溶液19【例3】计算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的pH值。解：查表得Ka(HA)=1.40×10-3，C=0.10mol/L。Ka>>Kw,C/Ka=1.40×102<500,设[H+]为x

mol/L.HAH++A–

起始浓度：0.1000电离浓度：x

x

x平衡浓度：0.10—xx

xx=1.12×10-2

mol/LpH=1.95对比用最简式计算的结果。酸碱平衡【例3】计算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOO20二、一元弱碱的质子传递平衡：(1)当Kb>>Kw时，忽略水的质子传递平衡：(2)当C/Kb

≥500，即α<5%时：酸碱平衡二、一元弱碱的质子传递平衡：(1)当Kb>>Kw时，忽21【例4】计算0.100mol·L-1NaAc溶液的pH值。

已知Ka(HAc)=1.74×10-5

=7.58×10-6mol·L-1

解：Kb(Ac-)=Kw/Ka(HAc)

=(1.0×10-14)

/(1.74×10-5)=5.75×10-10∵Kb

>>Kw,c

/Kb=0.10/(5.75×10-10)>500,则：酸碱平衡【例4】计算0.100mol·L-1NaAc溶液的p22所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=(1.00×10-14)

/(7.58×10-6)=1.32×10-9mol·L-1

酸碱平衡所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=23指示剂：甲基橙pH：3.1～4.4橙红色←→黄色HAc⇋Ac-+H+

酸碱平衡指示剂：甲基橙酸碱平衡24指示剂：酚酞pH：8.0～9.6无色─→红色NH3·H2O⇋

NH4++OH-酸碱平衡指示剂：酚酞酸碱平衡25同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质有共同离子的强电解质而使电离平衡向左移动，从而降低弱电解质的电离度的现象。酸碱平衡同离子效应：酸碱平衡26解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10mol·L-1,Ka=1.74×10-5:【例5】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol·L-1(设溶液体积不变)，计算溶液的[H+]和电离度。起始浓度：0.1000.10解离浓度：[H+][H+][H+]平衡浓度：0.10-[H+][H+]0.10+[H+]HAcH++Ac–

≈0.10≈0.10∴[H+]=Ka·[HAc]/[Ac-]=1.74×10-5×0.10/0.10=1.74×10-5mol·L-1=[H+]/C0=(1.74×10-5)/0.10=1.74×10-4=0.0174%解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10m27例如：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使其浓度为0.10mol·L-1，则溶液中的[H+]由1.32×10-3mol·L-1→1.82×10-3mol·L-1，HAc的电离度由1.32%→1.82%。显然，在有同离子效应的同时，也有盐效应，只不过盐效应较弱未考虑。（三）盐效应盐效应：在弱电解质中加入不含共同离子的强电解质，引起电解质电离度稍增大的效应。酸碱平衡例如：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使28表3影响平衡移动的因素[H+]或[OH-]电离度α酸或碱的浓度增大↑↓同离子效应↓↓盐效应↑↑酸碱平衡表3影响平衡移动的因素[H+]或[OH-]电离度α酸或29酸碱平衡基础知识概述30一、缓冲溶液的定义：能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不变的溶液。缓冲溶液一、缓冲溶液的定义：缓冲溶液31二、缓冲溶液的组成：一般要有一对起缓冲作用的物质。弱酸+共轭碱弱碱+共轭酸HAc－NaAcNH3－NH4ClH2CO3

－NaHCO3缓冲溶液二、缓冲溶液的组成：弱酸+共轭碱弱碱+共轭酸HAc－NaAc32表4常用的缓冲溶液缓冲溶液pKa(25℃)缓冲范围HAc－NaAcH2CO3－NaHCO3NH4Cl－NH3Na2HPO4－Na3PO44.746.359.2512.323.74～5.745.35～7.358.25～10.2511.32～13.32缓冲溶液表4常用的缓冲溶液缓冲溶液pKa(25℃)缓冲范围HAc－33三、缓冲作用原理HAcH++Ac–

NaAc→Na++Ac–(1)加入H+时：HAc←H++Ac-消耗H+，pH不会显著降低，Ac-为抗酸成分(2)加入OH–时：补充H+，pH不会显著升高，HAc为抗碱成分。H++OH–H2O……抗酸……抗碱结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，但缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。缓冲溶液三、缓冲作用原理HAcH+34HAH++A–

起始：Ca0Cb电离：xxx平衡：Ca-x

xCb+x

≈Ca≈Cb

两边取负对数得：-lg[H+]=-lgKa+lg四、缓冲溶液pH值的计算缓冲溶液HAH++A–起始：Ca35【例6】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol·L-1(设溶液体积不变)，计算溶液的[H+]和电离度。解:

Ca＝0.10mol·L-1,Cb＝0.10mol·L-1,pKa=4.75：=4.75∴[H+]=1.74×10-5mol·L-1=[H+]/Ca=(1.74×10-5)/0.10=1.74×10-4=0.0174%缓冲溶液【例6】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固体Na36【例7】含

0.1mol·L-1HAc及0.1mol·L-1NaAc混合液1.00L四份分别不加，滴加0.010molHCl,0.010molNaOH(设溶液体积不变)及10.0ml水,试计算这四份溶液的pH(pKa=4.75)解：⑴HAc–NaAc组成缓冲溶液。CHAc=CAc-=0.1mol·L-1缓冲溶液【例7】含0.1mol·L-1HAc及0.1mol·37(2)滴加0.010molHCl后,平衡左移,则H+与Ac-结合生成HAc：CHAc≈0.10+0.01=0.11mol·L-1CAc-≈0.10－0.01=0.09mol·L-1缓冲溶液(2)滴加0.010molHCl后,平衡左移,则H+38⑶滴加0.010molNaOH,使HAc消耗0.010mol·L-1CHAc≈0.10－0.01=0.09mol·L-1CAc-≈0.10＋0.01=0.11mol·L-1缓冲溶液⑶滴加0.010molNaOH,使HAc消耗0.010mo39(4)加10.0ml水时缓冲溶液(4)加10.0ml水时缓冲溶液40c碱=c酸

pH=pKac碱/c酸=10

0.1pH=pKa1因HAc的pKa=4.74故HAc/NaAc组成的缓冲溶液pH=3.74~5.74缓冲溶液五、缓冲溶液的范围c碱=c酸pH=pKac碱/c酸=1041六、缓冲溶液的选择和配制1.选择合适的缓冲对：a.pH与pKa接近b.物质应该稳定，无毒，不会发生反应。例：H2CO3-Na2CO3不稳定；硼酸－硼酸盐，有毒。2.总浓度：0.05～0.50mol/L浓度太低：缓冲容量小。浓度太高：离子强度，渗透压大，浪费试剂。3.计算用量：一般[B-]=[HB]现成配方：弱酸+共轭碱，弱酸(过量)＋强碱，弱碱(过量)＋强酸缓冲溶液六、缓冲溶液的选择和配制1.选择合适的缓冲对：缓冲溶液42小结掌握酸碱质子理论的概念；掌握水的离子积常数KW、pH值的含义。掌握一元弱酸弱碱的电离平衡；并熟练掌握一元弱酸弱碱pH值计算的最简公式及其适用范围。掌握同离子效应和盐效应的概念。掌握缓冲溶液的概念、组成和作用机理，判断抗酸和抗碱成分。掌握缓冲溶液pH值的计算方法。

作业：P102:3;13;16小结掌握酸碱质子理论的概念；431.同离子效应使弱酸的电离度（），盐效应使弱酸的电离度（）。2.缓冲对NaAc–HAc中，抗酸成分是（），抗碱成分是（）习题1.同离子效应使弱酸的电离度（），盐效应使弱酸的电离44酸碱平衡

酸碱平衡45教学要求掌握酸碱质子理论的概念。了解路易斯酸碱理论。掌握水的质子自递平衡。掌握一元弱酸弱碱的电离平衡及相关计算。掌握同离子效应和盐效应及相关计算。掌握缓冲溶液的概念、组成、作用机理及pH值的计算，了解缓冲溶液的选择与配制。教学要求掌握酸碱质子理论的概念。46一、酸碱质子理论（一）酸碱的定义（1）酸：凡能给出质子（H+）的物质.（2）碱：凡能接受质子（H+）的物质.S.A.ArreheniusAcidBaseTheory★酸指在水中电离出的阳离子全部为H+HCl=Cl

-

+H+★碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-NaOH=Na++OH-★中和反应的实质H++OH-=H2OSvanteAugustArrhenius

瑞典化学家

酸和碱一、酸碱质子理论（一）酸碱的定义S.A.Arreheni47

酸质子+碱

HClH+Cl–HAcH+Ac–H2CO3

H+

HCO3–HCO3–

H+CO32–NH4+

H+NH3H3O+

H+

H2OH2OH+OH–[Al(H2O)6]3+

H+[Al(H2O)5OH]2+分子，

分子，阴、阳离子

阴、阳离子红－蓝互为共轭酸碱对！酸质子+碱H48练习根据酸碱质子理论,下列哪些是酸,碱及两性物质

NH4+,CO32-,H2PO4-,NH3,H2S,Ac-,OH-,H2O练习根据酸碱质子理论,下列哪些是酸,碱及两性物质49(1)电离作用:HCl+H2O⇋H3O++Cl－酸1碱2酸2碱1H+

(2)中和反应:H3O+

+OH－

⇋H2O+H2O

酸1碱2酸2碱1H+

(3)水解反应:H2O+Ac－

⇋HAc+OH－

酸1碱2酸2碱1H+

1.酸碱反应的实质

实质：两对共轭酸碱对之间的质子(H+)传递反应。反应介质：水，非水溶剂或气相。酸和碱(1)电离作用:HCl+H2O⇋H3O++Cl－502.酸碱质子理论的优点扩大了酸和碱的范围扩大了酸碱反应的范围建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。酸和碱2.酸碱质子理论的优点扩大了酸和碱的范围酸和碱51（二）酸碱的强弱HAc+H2O⇋H3O++Ac–

----acid，KaNH3+H2O⇋NH4+

+OH－----

base，Kb

Ka越大，酸性越强；

Kb越大，碱性越强；

常见弱酸(碱)的酸(碱)度常数见附录三(P364).

酸和碱（二）酸碱的强弱HAc+H2O⇋H3O++Ac–521.共轭酸碱的Ka、Kb与Kw的关系∴Kw=Ka.Kb，即固定温度下，Ka与Kb成反比。HAH++A–①HA的解离-

Ka：A–+H2OOH—+HA②A–离子的水解Kb：H2OH++OH–

③水的解离Kw

：共轭酸碱对——强酸弱碱，弱酸强碱酸和碱1.共轭酸碱的Ka、Kb与Kw的关系∴Kw=Ka.K53【例1】已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH4+的Ka。解：NH4+是NH3的共轭酸,故:Ka=Kw/Kb=1.00×10-14/(1.79×10-5)=5.59×10-10答：NH4+的Ka为5.59×10-10.酸和碱【例1】已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH542.电离度

α↗，酸碱电离就越完全，酸性或碱性越强。由此，可根据α的大小，判断酸碱的相对强弱注意：强弱是相对某种溶剂而言，通常为水。酸和碱2.电离度α↗，酸碱电离就越完全，酸性或碱性越强。注意553.酸碱的分类一元弱酸、弱碱多元弱酸、弱碱两性物质酸和碱3.酸碱的分类一元弱酸、弱碱酸和碱56酸碱平衡H2OH++OH–

+H++H2OH3O+H2O+H2OOH–+H3O+离子积Kw=[H3O+][OH–]=[H+][OH–]，Kw与T有关。25℃纯水时，[H+]=[OH–]＝（1）水的离子积：酸碱平衡H2O57（2）pH值：25℃时，pH+pOH=14体液pH体液pH血清成人胃液婴儿胃液唾液7.35~7.450.9~1.55.06.35~6.85大肠液乳汁泪水尿液8.3~8.46.0~6.9~7.44.8~7.5表1人体各种体液的pH酸碱平衡（2）pH值：25℃时，pH+pOH=14体液pH体液58趣闻－IQ值与pH值1996年，英国皇家学会汇编：标志人类智力水平的智商与大脑皮层的酸碱度成正比。光谱磁共振法；研究对象：42个6-13岁男童相关程度>0.5(0-毫无关系，1完全对应)pH值＝6.99～7.09时，IQ值＝63～138。趣闻－IQ值与pH值1996年，英国皇家学会汇编：标志人类智59一、一元弱酸的质子传递平衡例：试计算浓度为C的弱酸HA水溶液的[H+]。解一：

(1)忽略水的质子自递平衡，则：HAH++A–

起始浓度：C00电离浓度：[H+][H+][H+]平衡浓度：C—[H+][H+][H+]酸碱平衡一、一元弱酸的质子传递平衡例：试计算浓度为C的弱酸HA水溶60….①，近似公式酸碱平衡….①，近似公式酸碱平衡61(2)当C/Ka≥500时,α<5%，即C-[H+]≈C，则:….②，最简式…..③

酸碱平衡(2)当C/Ka≥500时,α<5%，即C-[H+]≈62【例2】已知浓度为0.10mol/L的HAc溶液，求溶液中的H+浓度和电离度α。解：Ka

=1.74×10-5，C=0.10mol/LKa

>>Kw

，C/Ka=5.7×103>500。pH=-lg[H+]=-lg(1.32×10-3)=2.88酸碱平衡【例2】已知浓度为0.10mol/L的HAc溶液，求溶液63【例3】计算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的pH值。解：查表得Ka(HA)=1.40×10-3，C=0.10mol/L。Ka>>Kw,C/Ka=1.40×102<500,设[H+]为x

mol/L.HAH++A–

起始浓度：0.1000电离浓度：x

x

x平衡浓度：0.10—xx

xx=1.12×10-2

mol/LpH=1.95对比用最简式计算的结果。酸碱平衡【例3】计算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOO64二、一元弱碱的质子传递平衡：(1)当Kb>>Kw时，忽略水的质子传递平衡：(2)当C/Kb

≥500，即α<5%时：酸碱平衡二、一元弱碱的质子传递平衡：(1)当Kb>>Kw时，忽65【例4】计算0.100mol·L-1NaAc溶液的pH值。

已知Ka(HAc)=1.74×10-5

=7.58×10-6mol·L-1

解：Kb(Ac-)=Kw/Ka(HAc)

=(1.0×10-14)

/(1.74×10-5)=5.75×10-10∵Kb

>>Kw,c

/Kb=0.10/(5.75×10-10)>500,则：酸碱平衡【例4】计算0.100mol·L-1NaAc溶液的p66所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=(1.00×10-14)

/(7.58×10-6)=1.32×10-9mol·L-1

酸碱平衡所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=67指示剂：甲基橙pH：3.1～4.4橙红色←→黄色HAc⇋Ac-+H+

酸碱平衡指示剂：甲基橙酸碱平衡68指示剂：酚酞pH：8.0～9.6无色─→红色NH3·H2O⇋

NH4++OH-酸碱平衡指示剂：酚酞酸碱平衡69同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质有共同离子的强电解质而使电离平衡向左移动，从而降低弱电解质的电离度的现象。酸碱平衡同离子效应：酸碱平衡70解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10mol·L-1,Ka=1.74×10-5:【例5】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol·L-1(设溶液体积不变)，计算溶液的[H+]和电离度。起始浓度：0.1000.10解离浓度：[H+][H+][H+]平衡浓度：0.10-[H+][H+]0.10+[H+]HAcH++Ac–

≈0.10≈0.10∴[H+]=Ka·[HAc]/[Ac-]=1.74×10-5×0.10/0.10=1.74×10-5mol·L-1=[H+]/C0=(1.74×10-5)/0.10=1.74×10-4=0.0174%解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10m71例如：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使其浓度为0.10mol·L-1，则溶液中的[H+]由1.32×10-3mol·L-1→1.82×10-3mol·L-1，HAc的电离度由1.32%→1.82%。显然，在有同离子效应的同时，也有盐效应，只不过盐效应较弱未考虑。（三）盐效应盐效应：在弱电解质中加入不含共同离子的强电解质，引起电解质电离度稍增大的效应。酸碱平衡例如：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使72表3影响平衡移动的因素[H+]或[OH-]电离度α酸或碱的浓度增大↑↓同离子效应↓↓盐效应↑↑酸碱平衡表3影响平衡移动的因素[H+]或[OH-]电离度α酸或73酸碱平衡基础知识概述74一、缓冲溶液的定义：能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不变的溶液。缓冲溶液一、缓冲溶液的定义：缓冲溶液75二、缓冲溶液的组成：一般要有一对起缓冲作用的物质。弱酸+共轭碱弱碱+共轭酸HAc－NaAcNH3－NH4ClH2CO3

－NaHCO3缓冲溶液二、缓冲溶液的组成：弱酸+共轭碱弱碱+共轭酸HAc－NaAc76表4常用的缓冲溶液缓冲溶液pKa(25℃)缓冲范围HAc－NaAcH2CO3－NaHCO3NH4Cl－NH3Na2HPO4－Na3PO44.746.359.2512.323.74～5.745.35～7.358.25～10.2511.32～13.32缓冲溶液表4常用的缓冲溶液缓冲溶液pKa(25℃)缓冲范围HAc－77三、缓冲作用原理HAcH++Ac–

NaAc→Na++Ac–(1)加入H+时：HAc←H++Ac-消耗H+，pH不会显著降低，Ac-为抗酸成分(2)加入OH–时：补充H+，pH不会显著升高，HAc为抗碱成分。H++OH–H2O……抗酸……抗碱结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，但缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。缓冲溶液三、缓冲作用原理HAcH+78HAH++A–

起始：Ca0Cb电离：xxx平衡：Ca-x

xCb+x

≈Ca≈Cb

两边取负对数得：-lg[H+]=-lgKa+lg四、缓