第5章+酸碱平衡课件.ppt

1、第五章第五章 酸碱平衡酸碱平衡缓冲溶液缓冲溶液盐的水解平衡盐的水解平衡弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱的解离平衡水的解离平衡和水的解离平衡和pH值值酸碱质子理论简介酸碱质子理论简介酸：酸：凡是能释放出质子（凡是能释放出质子（H+）的任何）的任何含氢原子的分子或离子的物种。含氢原子的分子或离子的物种。（质子的给予体）（质子的给予体）碱：碱：凡是能与质子（凡是能与质子（H+）结合的分子）结合的分子或离子的物种。或离子的物种。（质子的接受体）（质子的接受体）酸碱质子理论简介酸碱质子理论简介1 基本概念基本概念酸 H+碱-+AcHHAc -+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+34N

2、HHNH+2333NHCHHNHCH+252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H+422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H 反应式中，左边的物质都是质子酸；这些质子酸在反反应式中，左边的物质都是质子酸；这些质子酸在反应中给出质子后，形成的物质都是质子碱。应中给出质子后，形成的物质都是质子碱。通过上面的酸碱定义及举例，我们应意识到如下几点通过上面的酸碱定义及举例，我们应意识到如下几点：1)酸和碱均可以是分子、正离子和负离子；酸和碱均可以是分子、正离子和负离子；2)有的物质在不同的反应中可以是酸，也可以是碱，有的物质在不同的反应中可以是酸，也可以是碱，如如HPO42-；3)酸和碱

3、之间的关系是：酸和碱之间的关系是：酸 H+碱例：HAc的共轭碱是Ac，Ac的共轭酸HAc，HAc和Ac为一对共轭酸碱。两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。等。如：-+-HS,OH,HCO,)OFe(OH)(H,HSO232524酸 H+碱课堂练习5-4 根据酸碱质子理论，确定下列物种哪些是酸，哪些是碱，哪些是两性物质 SO32-,H3AsO3,Cr2O72-,HCO3-,BO-,H2PO4-,HS-,H3PO3,酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。H+酸(1)碱(2)酸(2)

4、碱(1)HF(aq)H+F(aq)H+H2O(l)H3O+(aq)HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F(aq)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NaAc水解：酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)H+NH4Cl水解：酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)H+Ac+H2O OH+HAc +H2O H3O+NH3+4NH 非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：H+液氨中的酸碱中和反应：H+-+Cl NH NH HCl43NaCl 2NH NaNH ClNH324+(1)(2)(2)1(碱酸碱酸(1)(

5、2)(2)1(碱酸碱酸 酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。酸和碱的强度不仅取决于本身的性质，还取决于溶剂的性质。2 酸的相对强度和碱的相对强度酸的相对强度和碱的相对强度阅读阅读P61-62，回答下面的问题。，回答下面的问题。酸和碱的强度与什么有关？酸和碱的强度与什么有关？H2O可以区分酸或者碱的强度如何？可以区分酸或者碱的强度如何？区分强酸或者区分强碱应该用什么样的溶剂？区分强酸或者区分强碱应该用什么样的溶剂？酸和碱的强度对应关系？酸和碱的强度对应关系？HCNHAc区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。例如：H2O可以区分HAc，HC

6、N酸性的强弱。拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。1.810-5K a5.810-10 水对强酸起不到区分作用，水能够同等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的质子全部夺取过来。选取比水的碱性弱的溶剂，如冰醋酸为溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例如上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为：HIHClO4HClH2SO4HNO3课堂练习 以水做溶剂，对下列各组物质有区分效应的是（）(A)HCl,HAc,NH3,CH3OH(B)HI,HClO4,NH4+,Ac-(C)HNO3,NaOH,Ba(OH)2,H3PO4(D)NH3,N2H4,CH3NH2,NH2O

7、H酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。OHNHCOHHAc POHSOHHClO 243243424+酸性：-OHNHHCOAc POH HSO ClO 334244碱性：共轭酸碱对的规律共轭酸碱对的规律 酸碱反应是质子的争夺过程，对于酸碱中和反应，强酸、强碱的电离，反应的方向总是强酸与强碱反应生成相应的弱酸和弱碱。HCl(强酸强酸)H2O(强碱强碱)H3O+(弱酸弱酸)Cl(弱碱弱碱)H3O+(强酸强酸)+OH(强碱强碱)H2O(弱酸弱酸)H2O(弱碱弱碱)对于水解反应，弱酸、弱碱的电离，方向则正好相反。HAc(弱酸弱酸)+H2O(弱碱弱碱)H3O+(强酸强酸)Ac(强碱强碱)H2O

8、(弱酸弱酸)+NH3(弱碱弱碱)NH4+(强酸强酸)OH(强碱强碱)Ac-(弱碱弱碱)+H2O(弱酸弱酸)OH-(强碱强碱)HAc(强酸强酸)课堂练习 对于反应 HC2O4-(aq)+H2O(l)H2C2O4(aq)OH-(aq)其中强酸和弱碱是其中强酸和弱碱是()(A)H2C2O4和 OH-(B)H2C2O4和 HC2O4-(C)H2O和 HC2O4-(D)H2C2O4和H2OLewis 酸酸：凡是可以接受电子对的分子、：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子离子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。Lewis 碱碱：凡是给出电子对的离子或分子：凡是给出电子对的离子或分子，如:X,:NH

9、3,:CO,H2O:等。Lewis酸与Lewis碱之间 以配位键配位键结合生成 酸碱加合物。酸碱电子理论酸碱电子理论-+ClHHNH H NH HCl3-FFBF F BF3+F+23333NH NH CuNH NH Cu2+4 NH3 Lewis 酸碱电子理论的适用范围比酸碱质子酸碱电子理论的适用范围比酸碱质子理论更广泛。理论更广泛。根据酸碱电子理论，下列物质中不能作为根据酸碱电子理论，下列物质中不能作为Lewis 碱的是（碱的是（）(A)H2O (B)NH3 (C)Ni2+(D)CN-水的解离平衡和溶液的水的解离平衡和溶液的 pH 1 水的离子积常数水的离子积常数 H2OH2O H3O+O

10、H 或或 H2O H+OH)OH()OH(3-+=cc或KW)OH()OH(3-+=ccccKW 水的离子积常数，简称水的离子积。KW25纯水：c(H+)=c(OH)=1.010-7molL-1100纯水：=1.010-14KW=5.4310-13KWT，KW)(OHlgpOH-=-令c)O(HlgpH 3-=+c2溶液的溶液的pH值值101.0)(OH)O(H143=-+根据ccKW14lg)OH(lg)H(lg =-=-+即ccKW14ppOHpH=+KW课堂练习 将pH4.00的强酸溶液与pH12.00的强碱溶液等体积混合，混合后的pH为 9.00 8.00 11.69 12.003 酸

11、碱指示剂酸碱指示剂 借助于颜色的改变来指示溶液借助于颜色的改变来指示溶液pH的物质叫做酸碱指的物质叫做酸碱指示剂。酸碱指示剂通常是一种复杂的有机物，并且都是弱示剂。酸碱指示剂通常是一种复杂的有机物，并且都是弱酸或弱碱。酸或弱碱。酸分子酸分子 HIn 显红色，酸根离子显红色，酸根离子 In 显黄色，当显黄色，当 HIn和和 In 相等时溶液显橙色。相等时溶液显橙色。例如甲基橙指示剂就是一种有机弱酸例如甲基橙指示剂就是一种有机弱酸:HIn H+In 其平衡常数表达式为：其平衡常数表达式为：iHInHInK+=-可化成可化成:式中式中 Ki 是指示剂的解离常数。可以看出，当是指示剂的解离常数。可以看

12、出，当 H+Ki，即，即 pHp Ki 时，溶液中时，溶液中 InHIn，这时溶液，这时溶液显显HIn和和In的中间颜色，例如甲基橙的橙色。故将的中间颜色，例如甲基橙的橙色。故将 pHp Ki 称为指示剂的理论变色点。称为指示剂的理论变色点。当当 HInIn10 时，明确显示时，明确显示 HIn 的颜色；的颜色；对于一般指示剂：对于一般指示剂：当当 InHIn10 时，明确显示时，明确显示In的颜色。的颜色。iInHInK-+=H指示剂指示剂变色范围变色范围pH酸酸 色色碱碱 色色甲基橙甲基橙3.2 4.4红红黄黄溴酚蓝溴酚蓝3.0 4.6黄黄蓝蓝溴百里酚蓝溴百里酚蓝6.0 7.6黄黄蓝蓝中性

13、红中性红6.8 8.0红红亮黄亮黄酚酚 酞酞8.2 10.0无色无色红红达旦黄达旦黄12.0 13.0黄黄红红 把这一把这一 pH 间隔称为指示剂的变色间隔或变色范围。间隔称为指示剂的变色间隔或变色范围。存在关系式：存在关系式：ipHpK=1 1.一元弱酸的解离平衡一元弱酸的解离平衡初始浓度/molL-1 0.10 0 0平衡浓度/molL-1 0.10 x x xx=1.3103弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)HAc()Ac()OH()HAc(3ccc-+=K ax10.0 x)HAc(2-=K a解离度(a)%100%100

14、0eq0-=ccc初始浓度已解离的浓度c(H3O+)=c(Ac)=1.3103 molL-1 c(HAc)=(0.10-1.3103)molL-10.10molL-1c(OH)=7.71012 molL-1 89.2)O(HlgpH3=-=+c%3.1%10010.0103.13=-醋酸的解离度=c(H3O+)c(OH)KW与 的关系：K aHA(aq)H+(aq)+A(aq)平衡浓度 c cc c初始浓度 c 00稀释定律：稀释定律：在一定温度下(为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。K a 11 102-=1 2acK2aHA cK=）（cK HA a）（=?10HA)(4a

15、Kcc0 0.200 0 05108.1-=327.11)109.1lg(14pOH14pH-=-=-=3109.1%95.0200.0)OH(-=c2.一元弱碱的解离平衡：一元弱碱的解离平衡：例：已知25时，0.200molL-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH),pH值和氨的解离常数。)aq(OH (aq)NH O(l)H (aq)NH423-+解：ceq 0.200(1 0.95%)0.2000.95%0.2000.95%323343109.1200.0)109.1()NH()OH()NH()NH(-+-=cccK b3 多元弱酸的解离平衡多元弱酸的解离平衡(aq)HCO(aq)O

16、H O(l)H(aq)COH33232第一步：+(aq)CO(aq)OH O(l)H(aq)HCO23323第二步：+7323332a1102.4)COH()HCO()OH()COH(-+=cccK11323332a2107.4)HCO()CO()OH()COH(-+=cccK做近似处理。解离平衡的计算可按一元弱酸的反应，主要来自于第一步解离溶液中的)OH(OH 10333a2a1+cKK 例题：计算 0.010 molL-1 H2CO3溶液中的 H3O+,H2CO3,，和OH的浓度以及溶液的pH值。23CO3HCO(aq)HCO(aq)OH O(l)H(aq)COH 33232+解：5106

17、.5010.0 0.010 =xx1533Lmol105.6)HCO()OH(=+cc132Lmol010.0)COH(=cxxccc0.010)COH()HCO()OH(23233=+732a1102.4)COH(-=K 0.010 )Lmol/(1xxx平衡浓度-：根据第二步解离计算)CO(23c 10.56 10.56 )Lmol/(aq)CO (aq)OH O(l)H(aq)HCO 551eq23323yyyc+-+yyyccc-+=-+553233105.6)105.6()HCO()CO()OH(1132a2107.4)COH(-=K11a255107.4 ,106.5106.5-=

18、Kyy1111a223Lmol107.4Lmol )CO(-=Kc的解离平衡：来自OHOH2-(aq)OH (aq)OH O(l)HO(l)H322-+19.4)OH(lgpH3=-=+c101Lmol105.1)OH(-=c01101.5-=z415101.0106.5-=z55106.5106.5-+zy1453101.0)106.5()(OH)O(H-+=+=zzycczzyc 106.5)L/(mol51eq +-结论结论：对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H3O+)成反比。多元弱酸的解离是分步进行的，一般 。溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c

19、(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。321 KKK 对于二元弱酸，当 时，c(酸根离子)，而与弱酸的初始浓度无关。2K21KK)CO(2)OH(233-+cc a2a12223)AH()A()OH(KKcccK=-+232a2a12)OH()AH()A(+-=ccKKc(aq)A(aq)O2H O(l)H2A(aq)H2322-+(aq)A(aq)OH O(l)H(aq)HA232-+-+(aq)HA(aq)OH O(l)HA(aq)H322-+1.强酸弱碱盐（离子酸）强酸弱碱盐（离子酸）(1)+(2)=(3)则盐的水解平衡盐的水解平衡(aq)Cl (aq)NH Cl(s)NH4O(l)H

20、42-+(1)(aq)OH (aq)OH (l)OH (l)OHw322K+-+)(NH)OH()OH()NH()NH()OH()(NH3bw4334aKKcccccK=-+a3324 (3)(aq)OH)aq(NH O(l)H (aq)NHK+1 (2)O(l)H)aq(NH (aq)OH (aq)NHb234K+-+%100%1000eq0-=ccc盐的初始浓度的浓度水解平衡时盐水解部分水解度类的水解度。的解离度就是所谓的盐+4NH两边分别取负对数 wbabwaKKKKKK=即：通式wba pppKKK=+14pp ,C25ba0=+KK2.弱酸强碱盐（离子碱）弱酸强碱盐（离子碱）NaAc

21、,NaCN一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：(aq)OHHAc(aq)O(l)H(aq)Ac2-+)HAc()Ac()OH()HAc()Ac(awbKKcccK=-的水解常数。的解离常数，也就是是质子碱-AcAc)Ac(bK如Na3PO4的水解：)aq(OH)aq(HPO O(l)H)aq(PO24234-+)aq(OH)aq(POH )l(OH)aq(HPO42224-+21314a,3wb,1102.2105.4100.1-=KKK7814a,2wb,2106.1102.6100.1-=KKK 多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的

22、阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。12314a,1wb,3105.1107.6100.1-=KKK)aq(OH)aq(POH )l(OH)aq(POH43242-+a,3a,2a,143 POHKKK对于b,3b,2b,134 PO KKK-?例题：计算0.10molL-1Na3PO4溶液的pH值。ceq/(molL-1)0.10 x x x解：)aq(OH)aq(HPO )l(OH)aq(PO24234-+57.12)037.0lg(14pOH14pH=-=-=1Lmol037.0)OH(037.0-=cx即0102.2022.032=-+-xx21314102.2105.41

23、00.1-=)POH()PO(10.043a,3w341,b2KKKxx=-*3.酸式盐酸式盐 解离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性；相反,Na2HPO4溶液解离小于水解,显弱碱性。(aq)OH(aq)HPO O(l)H(aq)POH324242+-+(aq)OH(aq)POH (l)OH(aq)POH43242-+843a,2102.6)POH(-=K1231443a,1w34b,3105.1107.6100.1)POH()(PO-=KKK*4.弱酸弱碱盐-+AcNHAcNH44HAcOHNH OHAcNH2324+-+523b10a4ba108.1 O)H(NH 108.5(HCN)C

24、NNH -=KKKK碱性523b5a4ba108.1 O)H(NH 108.1(HAc)AcNH -=KKKK中性523b4a4ba108.1 O)H(NH 109.6(HF)FNH -=KKKK酸性课堂练习 1下列溶液的浓度均为0.100mol/L,其pH最大的是 Na2HPO4 Na2CO3 NaHCO3 Na3PO4 2习题516 NaBr HBr NH4Br (NH4)2CO3 Na3PO4 Na2CO35.影响盐类水解的因素盐的浓度：c盐,水解度增大。有些盐类，如有些盐类，如Al2S3,(NH4)2S 可以完全水解。可以完全水解。总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。溶液的酸碱度：加酸

25、可以引起盐类水解平衡的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。温度：水解反应为吸热反应，0，T,K，水解度增大。rHm2HClSbOCl(s)OHSbCl2HNO(s)BiONO OH)Bi(NOHCl)Sn(OH)Cl(s OHSnCl233323322+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。缓冲溶液缓冲溶液HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)Ac(aq)+NaNaAc(aq)(aq)+平衡移动方向1 同离子效应同离子效应例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NaAc(s)，使 NaAc的浓度为

26、 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。5108.110.0)10.0(-=-+xxxx=1.810-5 c(H+)=1.810-5 molL-1 0.10 x 0.100.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)ceq/(molL-1)0.10 x x 0.10+xc0/(molL-1)0.10 0 0.10 pH=4.74，=0.018%50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH=4.74 缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不

27、因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。加入1滴(0.05ml)1molL-1 HCl加入1滴(0.05ml)1molL-1 NaOH实验：50ml纯水pH=7 pH=3 pH=11 pH=4.73 pH=4.752 缓冲溶液缓冲溶液缓冲作用原理 缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱盐组成的。例如盐组成的。例如 HAc 和和 NaAc，NH3H2O 和和 NH4Cl，以，以及及NaH2PO4 和和 Na2HPO4 等都可以配制成保持不同等都可以配制成保持不同 pH 值值的缓冲溶液。的缓冲溶液。缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的

28、稀释而缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的保持体系的 pH 基本不变的溶液。基本不变的溶液。例：例：以以 HAc 和和 NaAc 构成的缓冲溶液构成的缓冲溶液 溶液中存在起始浓度为溶液中存在起始浓度为 c酸酸 的弱酸的解离平衡，由于的弱酸的解离平衡，由于起始浓度为起始浓度为 c盐盐 的强电解质弱酸盐的强电解质弱酸盐 NaAc 的存在，故平衡的存在，故平衡时各物质的浓度如下：时各物质的浓度如下：平衡浓度：平衡浓度：c酸酸x x c盐盐+x 由于同离子效应，近似有由于同离子效应，近似有 c酸酸x c酸酸，c盐盐+x c盐盐 HAc H+Ac 故故c盐xcaK酸=H CN HCN

29、+-上式说明：混合溶液的上式说明：混合溶液的 pH 首先决定于弱酸的首先决定于弱酸的 Ka 值，值，其次决定于弱酸和弱酸盐的浓度之比。这种溶液就是缓冲其次决定于弱酸和弱酸盐的浓度之比。这种溶液就是缓冲溶液。溶液。取负对数取负对数 故有故有H +=acKc酸盐a=-pHKpcc酸盐lg同理，如果由弱碱及其盐构成的缓冲溶液，则有同理，如果由弱碱及其盐构成的缓冲溶液，则有-pOHKb=pcc碱盐lg加入少量强碱：的比值。的大小取决于)A(/)HA()OH(3-+ccc较大量少量较大量 (aq)A (aq)OH O(l)H HA(aq)32-+)A()HA()HA()OH(a3-+=ccKc加入而有明

30、显变化。的不因较大，因为-+-OH)OH()A(,)HA(3ccc O(l)H(aq)A HA(aq)(aq)OH2+-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，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。)A()HA(-cc加入少量强酸：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，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。)A()HA(-ccO(l)H HA(aq)(aq)A(aq)OH23+-+弱酸弱酸盐：由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA

31、),c0(A)代替c(HA),c(A)。缓冲溶液缓冲溶液pH值的计算值的计算两边取负对数，则(aq)A(aq)OH O(l)H HA(aq)32-+)A()HA()HA()OH(a3-+=ccKc)A()HA(lg)HA(ppHa-=ccK平衡浓度例HAcNaAc，H2CO3NaHCO34243PONaH POH 2 -：例7a13 32104.2 NaHCO COH 1 -=-K：例)HCO()CO(Hlg ppH 332a1-=ccKxcxxcc+-AHA 1eq L/mol(aq)POH(aq)OH O(l)H(aq)POH423243-+3a1HAA107.6 )(-=-+-Kxcxc

32、x )A()HA(pH a1代之。浓度，不能用初始浓度应是平衡，值公式中的此时，缓冲溶液二次方程，不能忽略，必须解一元较大，因为-ccxK2.弱碱 弱碱盐 NH3 H2O NH4Cl(aq)OH(aq)BH O(l)HB(aq)2-+)B()OH()BH()B(bcccK-+=)BH()B()B()OH(b+-=ccKc)BH()B(lg)B(ppOHb+-=ccK)B()BH(lg)BH(p)BH()B(lg)B(p14pHabccKccK+-=+-=3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液溶液为酸性或中性8a2102.6-=K)HPO()PO(Hlg ppH2442a2-=ccK)aq(OH)

33、aq(HPO )l(OH)aq(POH324242+-+HPO POH2442-例1：如 NaH2PO4Na2HPO4,NaHCO3Na2CO3例2：HCO3-CO32-(aq)CO (aq)OH (l)OH(aq)HCO23323-+-+(aq)OH(aq)HCO O(l)H(aq)CO3223-+13a2102.4-=K4a2wb1101.2 -=KKK)HCO()(COlg p14pH323b1-+-=ccK)HCO()(COlg)lg(14323a2w-+-=ccKK)HCO()(COlg p323a2-+=ccK溶液为碱性结论：时，缓冲能力大接近或 1 )BH()(B )(A)HA(

34、+-cccc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。缓冲溶液的缓冲能力是有限的；有关；或还与 )BH()B()A()HA(+-cccc决定的，paK p14bK-缓冲溶液的pH值主要是由或例题：求 300mL 0.50molL-1 H3PO4和 500mL 0.50molL-1 NaOH的混合溶液的pH值。molNaOH25.0 POmolH15.043反应继续反应缓冲溶液得到 HPO POH 2442-解：先反应再计算4242PO0.05molNaHHPO0.10molNa 余下生成H0.10molNaO 余下42PO0.15

35、molNaH 生成7.51 30.021.7=+=100.00500.0lg102.6lg8-=-1-24Lmol800.0100.0)HPO(=-c Lmol800.00500.0)POH(1-42=-c(aq)OH(aq)HPO O(l)H(aq)POH324242+-+8a2102.6-=K)HPO()PO(Hlg ppH2442a2-=ccK课堂练习 0.10 L3、0.20mol/L3的HAc与0.050 L3、0.20mol/L3NaOH溶液混合，计算其pH值，其中Ka(HAc)=1.810-5.例题：若在 50.00ml 0.150molL-1 NH3(aq)和 0.200 mo

36、lL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-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14.9)12.0(26.9=-+=200.0150.0lg)108.1lg(145+-=-)BH()(Blg p14pHb+-=ccK加入 HCl 后：11Lmol0020.0Lmol10.50100.000.1)HCl(-=c加HCl前浓度/(molL-1)0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x0.150 0.200加HCl后初始浓度/(molL-1)0.150-0.0020 0.200+0

37、.0020平衡浓度/(molL-1)5108.10.148)202.0(-=-+xxx NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)9.12pH 4.88pOH=155Lmol101.32)OH(101.32-=cx公式算结果如何？公式算结果如何？缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制 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：或 尽可能接近所需溶液的pH值；p14 pbaKK-欲配制的缓冲溶液的 pH 值应选择的缓冲组分 若 或 与所需pH不相等，依所需pH调整。或)BH()B()A()HA(

38、+-cccc p14 pbaKK-35.12p PO Na-HPONa 12pHa34342=K33.10p CO Na-NaHCO 10pHa2323=K26.9p14 Cl NH-O H NH 9pHb423=-=K21.7p HPO Na-PO NaH 7pHa24242=K74.4p NaAc-HAc 5pHa=K 例题：欲配制1.00LpH为 5.00的缓冲溶液，其中HAc的浓度为0.200mol/L.计算所需2.00mol/LHAc 的体积和NaAc3H2O(M=136.1g/mol)晶体的质量。解：缓冲组分应为 HAc NaAcpH=5.00，Ka=1.8 10-5，C(HAc)=0.200代入得C(Ac-)=0.360mol/L)()(HAclg ppHa-=AcccK 配制pH=7的缓冲溶液，选择最合适的缓冲对是（）A.HAc-NaAc B.NH3-NH4Cl C.NaH2PO4-Na2HPO4 D.NaHCO3-NaCO3 Ka(HAc)=1.8105；Kb(NH3)=1.8105；H2CO3，Ka1=4.2107；Ka2=5.61011 H3PO4,Ka1=7.6103；Ka2=6.3108,Ka3=4.41013作业 P78 T 6,8,10,12,17(1)(2),19,24