《无机化学》课件-项目六 酸碱平衡与缓冲体系

化学无机项目六酸碱平衡与缓冲体系

1.溶液的酸碱性溶液的酸碱性花卉土壤的酸碱性是重要指标。溶液的酸碱性喜酸植物喜碱植物知识回顾Kw=[H3O+][OH−]根据水的质子转移平衡：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知识回顾溶液的酸碱性用pH表示：pH=-lg[H3O+]电解质酸碱盐[H3O+]=[OH−]pH=7[H3O+]＞[OH−]pH<7[H3O+]<[OH−]

pH＞7

溶液的pHpH[H3O+]1001011021031041051061071081091010101110121013101401234567891011121314酸性增强碱性增强中性溶液溶液的pHpH范围pH范围：0~14；当[H3O+]或[OH-]≥1.0mol/L，用浓度表示酸碱性。pOHpOH=-lg[[OH-]pH+pOH=14pH的计算例题1计算0.01mol/L的HCl溶液的pH[H3O+]=0.01mol/L解：HCl是强电解质，在溶液中完全解离。pH=-lg[H3O+]=-lg0.01=2pH的计算例题2计算0.01mol/L的NaOH溶液的pHNaOH也是强电解质，在溶液中完全解离，[OH−]=0.01mol/LpOH=-lg[OH−]=2pH=14-pOH=12。pH的测定方法（一）pH试纸pH的测定方法（一）pH试纸备试纸滴溶液比颜色pH的测定方法（二）pH计2.酸碱的定义发展历史酸：有酸味碱：滑腻感、苦涩味酸碱电离理论阿伦尼乌斯（一）酸碱的定义水溶液中电离出的阳离子全部都是H+。酸电离出的阴离子全部都是OH-。碱（二）酸碱反应的本质本质H+与OH-结合生成水的反应（三）常见的酸碱盐酸、硫酸、硝酸、碳酸、醋酸……酸氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钙……碱（四）多元酸碱的解离H2PO4−HPO42−H3PO4

PO43−H+

H+

H+

（五）应用范围定量，适用于水溶液的体系酸碱质子理论（一）酸碱的定义酸凡是能够给出质子(H+)的物质碱凡是能够接受质子的物质质子酸质子碱Cl-+H+

HCl酸碱的范围扩大，包括分子和离子布朗斯特+劳里质子酸酸碱质子理论（一）酸碱的定义H2PO4−HPO42−H3PO4

PO43−H+

H+

H+

HCO3−H2CO3

H+

CO32−H+

质子酸质子碱质子碱质子酸质子碱两性物质两性物质两性物质（二）酸碱的共轭关系H++Ac−HAc

HAc是Ac-的共轭酸Ac-是HAc的共轭碱共轭酸碱对:相差一个质子的一对酸碱酸碱质子

酸碱质子理论HCO3-共轭酸是H2CO3共轭碱是CO32-H2PO4-共轭酸是H3PO4共轭碱是HPO42-1212共轭碱共轭酸

H+

3.一元弱酸溶液pH的计算一元弱酸弱酸特点常见弱酸解离度α小有特定的Ka甲酸、乙酸、氢氟酸…一元弱酸一元弱酸HA（

camol/L）水溶液中，存在的质子转移平衡：

HA+H2O

H3O++A−H2O+H2O

H3O++OH−[H3O+][A−]

[HA]Ka=计算公式当弱酸的Ka∙ca≥20Kw时，忽略水的解离对H3O+浓度的影响，只考虑弱酸。[H3O+]≈[A−][HA]≈ca－[H3O+]计算公式当Ka•ca≥20Kw和ca/Ka<500时：（近似式）pH

=-lg[H3O+]计算公式（最简式）当ca/Ka≥500时，ca－[H3O+]≈ca

，则有：计算公式适用条件选择公式公式形式Ka•ca≥20Kw且ca/Ka<500近似式Ka•ca≥20Kw且ca/Ka≥500时最简式计算公式计算步骤1判断酸碱性2判断条件3选择公式4算出[H3O+]再算pH公式应用解Ka∙Ca=1.76×10-5×0.10=

1.76×10-6

＞20Kw∵Ca/Ka=0.10/1.76×10-5＞500例1：计算298K时0.10mol/LHAc的pH和α。

（HAc的Ka=1.76×10−5）公式应用∴pH=-lg[H3O+]=-lg(1.33×10−3)=2.88例1：计算298K时0.10mol/LHAc的pH和α。

（HAc的Ka=1.76×10−5）解公式应用例2：计算常温下0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。（NH3∙H2O的Kb=1.8×10−5）解NH4Cl→NH4++Cl−

Cl−是极弱的碱，溶液酸碱性主要取决于NH4+，按一元弱酸计算。公式应用解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公式应用例2：计算常温下0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。（NH3∙H2O的Kb=1.8×10−5）4.弱酸弱碱的解离平衡一元弱酸的解离平衡弱电解质在水溶液中是部分解离的，它的解离过程，实质上是弱电解质与溶剂水分子的质子传递反应，分子与离子间存在可逆平衡。一元弱酸的解离平衡当分子解离的速率与离子结合成分子的速率相等时，溶液中电解质的分子浓度和离子浓度均不在随时间而改变，此时，达到解离平衡。Ka

(HAc)=

酸解离平衡常数

[H3O+][Ac–][HAc]HAc＋H2OH3O+＋Ac－一元弱碱的解离平衡一元弱碱的解离与一元弱酸相似，如氨(NH3)溶液中存在着平衡：NH3＋H2ONH4+＋OH－Kb

(NH3)=

碱解离平衡常数

[NH4+][OH–][NH3]解离平衡常数Ka、Kb的意义Ka、Kb弱电解质解离程度电解质Ka、Kb的影响因素（1）电解质的本性。T一定时，不同电解质的Ka、Kb不同；（2）与温度、溶剂有关；（3）与浓度无关。共轭酸碱对Ka与Kb的关系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−]•解离度解离度是弱电解质解离程度的另外一种表示方法在温度相等的条件下，弱电解质的浓度越大，α

越低。弱电解质在溶剂中解离达到平衡后，已解离的弱电解质的分子与解离前该电解质分子总数百分数。已解离的弱电解质分子数解离前弱电解质分子总数解离度(α)＝×100%多元弱酸的解离平衡多元弱酸在水溶液中的解离是逐级进行的，每一级解离都有对应的解离常数。以298K下H3PO4的解离为例：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离平衡

多元弱酸的解离常数都是Ka1≥Ka2≥Ka3，一般相差104倍以上。这表明多元弱酸的下一级解离比上一级解离难得多，溶液中的H3O+主要来自于第一步解离，多元弱酸酸性的强弱取决于Ka1的大小。Ka1越大，多元弱酸的酸性越强。

解离常数间的关系多元弱碱的解离平衡

多元弱碱与多元弱酸相似，在水溶液中的解离是逐级进行的。以298K下PO43−（磷酸根）的解离为例：碱性的强弱取决于Kb1的大小。Kb1越大，多元弱碱的碱性越强。

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.同离子效应和盐效应实验探究HAc溶液甲基橙指示剂NaAc实验探究HAc+H2O=H3O++Ac-pH<3.1NaAc=Na++Ac-pH>4.4甲基橙同离子效应同离子效应在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度显著降低的现象。加NaAcα1=1.33%α2=0.018%同离子效应向氨水中加入氯化铵晶体，溶液的pH会发生什么变化呢？NH4Cl=NH4++Cl–

NH3·H2ONH4++OH–pH降低同离子效应的应用草酸提纯传统工艺新工艺热水溶解冷却结晶过滤溶解除杂质结晶同离子效应盐效应α1=1.33%HAc溶液加NaAcα2=0.018%盐效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不相同离子的强电解质时，弱电解质的解离度略有增大。盐效应的应用盐效应的特点：增大不同组分的性质差异、降低能耗。二者比较在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度显著降低的现象。同离子效应在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不相同离子的强电解质时，弱电解质的解离度略有增大。盐效应同离子效应>>盐效应6.缓冲溶液的概念与组成缓冲现象缓冲：减缓冲击力，使某种事物进行减慢或减弱变化过程。消防救援气垫关节软骨对比实验实验一50ml纯水，pH=7.00|ΔpH|=4.00pH→11.001滴1.0mol/LNaOHpH→3.001滴1.0mol/LHCl对比实验实验二50ml混合溶液，pH=4.75pH→4.761滴1.0mol/LNaOHpH→4.741滴1.0mol/LHCl|ΔpH|=4.00缓冲溶液的概念缓冲作用（bufferaction）溶液能抵抗外加的少量强酸、强碱或稍加稀释而保持溶液的pH值基本不变的作用。缓冲溶液的概念缓冲溶液（buffersolution）具有缓冲作用的溶液。抗酸成分（共轭碱）缓冲溶液的组成缓冲对抗酸成分（共轭碱）缓冲对即共轭酸碱对缓冲溶液的组成常见缓冲对HAc-Ac-、H2CO3-HCO3-NH4+-NH3H2PO4−-HPO42−缓冲溶液的组成缓冲对HAc-NaAcNH4Cl-NH3共轭酸抗碱成分共轭碱抗碱成分NaAcHAc

NH3NH4Cl缓冲溶液的组成缓冲溶液的类型弱酸及其盐弱碱及其盐多元酸的酸式盐及其次级盐HAc-NaAcNH4Cl-NH3KH2PO4-NaHPO4NaHCO3-Na2CO3巴比妥酸-巴比妥酸钠HCl-NaOH7.缓冲溶液pH的计算常见缓冲溶液缓冲溶液质子转移平衡关系为：HA+H2OH3O++A‾计算公式等式两边取负对数：计算公式缓冲溶液中共轭酸的解离程度低，[共轭碱]≈cb、[共轭酸]≈ca。亨德森-哈塞尔巴赫方程式计算公式（1）pH主要取决于缓冲对的本性，其次是缓冲比。（2）稀释时溶液pH基本不变。计算公式例题：用200ml0.10mol/LHAc溶液和300ml0.10mol/LNaAc溶液混合配成500ml缓冲溶液，计算此溶液的pH值。公式应用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）解缓冲系为HAc-Ac−，HAc的pKa=4.75公式应用8.缓冲容量及影响因素缓冲溶液缓冲能力大小如何衡量？加入场景+白板的形式，参考右图，人设1，讲话。缓冲容量：单位体积缓冲溶液的pH改变1个单位时，加入的一元强酸或一元强碱的物质的量。缓冲溶液缓冲容量缓冲容量[mol/(L•pH)]加入一元强酸、碱物质的量（mol）pH改变的绝对值体积（L）β值越大，缓冲能力越强。缓冲容量例题：向1L缓冲溶液中加入0.005mol，pH下降了0.06，计算此缓冲溶液的缓冲容量。解：已知n=0.005mol，V=1L，|∆pH|=0.06，=0.005/0.06=0.083mol/L•pH影响因素缓冲容量总浓度c总=ca+cb缓冲比cb/ca影响因素βcb

∕ca0.1110c总=0.2mol∕Lc总=0.2mol∕L

HAc-NaAc缓冲溶液的β与缓冲比曲线图总浓度(c总)1cb/ca一定，c总越大，β越大。影响因素βcb

∕ca0.1110

HAc-NaAc缓冲溶液的β与缓冲比曲线图缓冲比(cb/ca)2当c总一定时，cb/ca越接近1，β

越大；cb/ca=1时，β

最大。总结c总越大，β

越大；1cb

/

ca

越接近于1，β

越大。2影响因素9.配制缓冲溶液的原则和步骤配制原则和步骤（一）选择合适的缓冲对（一）选择合适的缓冲对两点要求1.配制缓冲溶液的pH应在所选缓冲对的缓冲范围之内2.pH尽量接近共轭酸的pKa。（一）选择合适的缓冲对配制pH=4.8的缓冲溶液，选择哪个缓冲对？1配制pH=9.3的缓冲溶液，选择哪个缓冲对？2（二）选择适当的总浓度配制原则和步骤（一）选择合适的缓冲对（二）选择适当的总浓度保证有足够的抗酸成分和抗碱成分。总浓度太低，没有实用价值；总浓度太高，溶液的渗透压过高。0.05<c总<0.2mol/L0.01<β<0.1mol/(L•pH)配制原则和步骤（二）选择适当的总浓度（一）选择合适的缓冲对（三）计算各缓冲成分所需要的量（三）计算各缓冲成分所需要的量使用相同浓度的共轭酸、共轭碱溶液共轭碱共轭酸配制原则和步骤（二）选择适当的总浓度（一）选择合适的缓冲对（三）计算各缓冲成分所需要的量（四）用酸度计进行校正（四）用酸度计进行校正使溶液pH与要求一致（四）用酸度计进行校正如何配制100mlpH=7.0的缓冲溶液？配制原则和步骤（四）用酸度计进行校正（三）计算各缓冲成分所需要的量（二）选择适当的总浓度（一）合适缓冲对KH2PO4–Na2HPO4配制两个0.1mol∕L的溶液共轭酸61.7ml，共轭碱38.3ml酸度计调节至7.0配制原则和步骤经验配方10.缓冲作用的原理缓冲作用的原理

HAc—NaAc缓冲溶液NaAc(aq)=

Na+(aq)+Ac‾(aq)

HAc(aq)⇌

H+(aq)+Ac‾(aq)

一个平衡，两个大量。抗酸成分,大量抗碱成分,大量（一）加酸HAc（aq）⇌

H+

（aq）+Ac‾（aq）共轭碱共轭酸H++Ac‾→HAc，平衡左移，pH基本不变。抗酸成分共轭碱抗酸（二）加碱HAc（aq）⇌

H+

（aq）+Ac‾（aq）共轭碱共轭酸OH‾+H+→H2O，平衡右移，pH基本不变。抗碱成分共轭碱抗酸+

OH-H2O（三）稀释浓度降低同离子效应较弱解离