3酸碱理论与解离平衡教学课件

3酸碱理论与解离平衡怎样思想，就有怎样的生活3酸碱理论与解离平衡3酸碱理论与解离平衡怎样思想，就有怎样的生活6.3缓冲溶液6.3.1同离子效应与盐效应6.3.2缓冲溶液及缓冲原理6.3.3缓冲溶液pH值的近似计算6.3.4缓冲容量和缓冲范围6.3.5缓冲溶液的配制6.3缓冲溶液同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。平衡移动方向思考题：产生同离子应的必要条件是什么?6.3.1同离子效应0.10mol·L-1HAc溶液：pH=2.89，α=1.3%

pH=4.74，α=0.018%x=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5mol·L-10.10±x≈0.10实验（加入1滴）50ml纯水pH=7

50mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74 0.05mlHCl1mol·L-1

pH=3pH=4.730.05ml

NaOH1mol·L-1pH=11pH=4.75

1900年，生物学家费恩巴赫（Fernbach)和胡伯特（Hubert)

6.3.2缓冲溶液缓冲溶液：

定义：

具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液叫缓冲溶液。

特性：能抵抗外来少量酸或碱，而保持溶液的pH值几乎不变。

组成：

1,弱酸及其盐;2.弱碱及其盐;共同点：一对共轭酸碱

3.酸式盐之间;常见的某些缓冲系

缓冲系pKaΘ(25℃)pH范围

HAc-NaAc4.763.76~5.76H2CO3-NaHCO36.355.35~7.35H3PO4-NaH2PO42.161.16~3.16NH4Cl-NH39.258.25~10.25NaH2PO4-Na2HPO47.216.2~8.2Na2HPO4-Na3PO412.3211.3~13.36.3缓冲溶液

缓冲原理（缓冲对）分析由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA),c0(A－)代替[c(HA)],c(A－)。

溶液中较大量的HA与外加的少量的OH－生成A–和H2O，当达到新平衡时,c(A–)略有增加,c(HA)略有减少，其浓度比变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。加入少量强碱：加入少量强酸：

溶液中大量的A–与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A–)略有减少，其浓度比变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。⒈弱酸—弱酸盐：6.3.3缓冲溶液pH值的计算平衡浓度例:HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3判据：C/K>5002.弱碱—弱碱盐

NH3·

H2O—NH4Cl3.由多元弱酸酸式盐组成的缓冲溶液①溶液为酸性或中性例1：如NaHCO3—Na2CO3,NaH2PO4—Na2HPO4②溶液为碱性应按水解平衡精确计算。例1：思考题：为什么？例2：分析：Kb2>Ka2故主要考虑CO32-的水解结论：③缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)

，c(B)及c(A－)或c(BH+)较大时,缓冲能力强。②缓冲溶液的缓冲能力是有限的；①缓冲溶液的pH值主要是由pKaθ或14-pKbθ决定，求300mL0.50mol·L-1H3PO4和500mL0.50mol·L-1NaOH的混合溶液的pH值。反应继续反应解：先反应再计算例题:得到H2PO4--——HPO42-的缓冲溶液

例题：若在50.00ml0.150mol·L-1NH3(aq)和0.200mol·L-1NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml1.00mol·L-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？解：加入HCl前：4.缓冲溶液的缓冲性能的计算加入HCl后：加HCl前浓度/(mol·L-1)

0.150-0.0020+y0.200+0.0020-yx

0.1500.200加HCl后初始浓度/(mol·L-1)0.150-0.00200.200+0.0020平衡浓度/(mol·L-1)①所选择的缓冲溶液，除了参与和H+或OH–有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应；缓冲溶液的选择和配制原则：②

pKaθ或14-pKbθ尽可能接近所需溶液的pH值；缓冲范围：缓冲能力：pH改变1.0所需的强酸或强碱*6.3.4缓冲范围和缓冲能力欲配制的缓冲溶液的pH值应选择的缓冲组分③

若pKaθ或14-pKbθ与所需pH不相等，依所需pH调整若使用相同浓度的弱酸及其共轭碱配制缓冲溶液，则c0(盐)=c0(酸)（混合前）。混合体系中上述三种计算式是不同的表示形式。解：缓冲组分应为Na2HPO4—

Na3PO4，pKa3θ=12.35,小于所需pH值，说明PO43-应过量，则2.0LNa3PO4

应全部用上。设需0.10mol·L-1NaH2PO4xL。例题：

今有2.0L0.10mol·L-1的Na3PO4溶液和2.0L0.10mol·L-1的NaH2PO4

溶液，仅用这两种溶液（不可再加水）来配制pH=12.50的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？反应前n/mol2×0.100.10x0反应后

n/mol0.20–0.10x 0 0.20x平衡浓度/(mol·L-1)初始浓度/(mol·L-1)解得x=0.12能配制2.12L缓冲溶液(2LNa3PO4+0.12LNaH2PO4)。例:欲用等体积的NaH2PO4溶液和Na2HPO4

溶液配制1.00LpH=7.20的缓冲溶液，当将50.00mL的该缓冲溶液与5.00mL0.10mol·L-1HCl混合后，其pH值变为6.80，问⑴缓冲溶液中NaH2PO4

和Na2HPO4的浓度是多大？⑵如果该缓冲溶液是由0.500mol·L-1H3PO4和1.0mol·L-1NaOH配制，应分别取多少毫升？解：⑴

2H3PO4+3NaOH→NaH2PO4+Na2HPO4+H2O

反应后n之比/mol:11

反应前n/mol:23

反应前物质的量之比有：

0.5×V(H3PO4)＝2V(H3PO4)=41.0×V(NaOH)＝3V(NaOH)=3

即体积比为:V(H3PO4):V(NaOH)=4:3补充说明:⑵根据题意要求配制1000ml则有：缓冲溶液小结：1.定义、组成和原理；2.溶液的pH值及影响因素:

pH=pKa-lg[c(酸)/c(盐)]

pOH=pKb-lg[c(碱)/c(盐)]3.缓冲范围：pH=pKa±1或pOH=pKb±14.缓冲能力（有限的）及影响因素5.适当稀释时,pH几乎不变本章重点:1．酸碱质子理论、酸碱电子理论2．缓冲溶液：同离子效应，缓冲溶液的配制；3．各种类型水溶液pH的计算：包括弱酸、弱碱、各种盐溶液、缓冲溶液的pH的计算。这些计算的依据是化学平衡原理，其实质是水溶液中化学平衡组成的计算。p132-133