1、K的求法的求法:由由K的定义的定义 多重平衡原理：多重平衡原理：(1)+(2)=(3)K3=K1K2(1)-(2)=(3)K3=K1/K2 rGm=-RTK 范德霍夫的等压方程式范德霍夫的等压方程式211212303.2lgTTTTRHKKmrH+OH-=H2O Ag+Cl-=AgClAg+2 NH3=Ag(NH3)2+Ag+2 NH3H2O=Ag(NH3)2+2 H2O Zn+Cu2+=Cu+Zn2+酸碱平衡沉淀-溶解平衡配位-离解平衡氧化-还原平衡K=1/K =1/K =/2K =/第四章第四章酸碱平衡酸碱平衡三个内容：三个内容：溶液理论溶液理论酸碱理论酸碱理论质子酸碱平衡质子酸碱平衡1溶
2、液理论溶液理论1-1非电解质溶液的依数性非电解质溶液的依数性1-2Debye-Hckel离子互吸理论离子互吸理论2酸碱理论酸碱理论2-1Arrhenius酸碱酸碱2-2Bronsted-Lowry酸碱酸碱（质子酸碱）（质子酸碱）2-3Lewis酸碱酸碱3质子酸碱平衡质子酸碱平衡3-1弱酸弱酸/碱的电离平衡碱的电离平衡3-2盐的水解盐的水解3-3缓冲溶液缓冲溶液中心问题：溶液性质与溶剂有何不同中心问题：溶液性质与溶剂有何不同授课思路授课思路：实验数据实验数据 规律，理论规律，理论1 溶液理论在结冰的路面上散盐，可使其融化；在结冰的路面上散盐，可使其融化；在汽车水箱中加入甘油，可防止其冻裂；在汽车
3、水箱中加入甘油，可防止其冻裂；等质量摩尔浓度的溶液：等质量摩尔浓度的溶液：蔗糖溶液和甘油溶液的凝固点相等；蔗糖溶液和甘油溶液的凝固点相等；图 非电解质稀溶液及水溶剂的饱和蒸汽压与温度的关系 蒸气压蒸气压凝固点凝固点沸点沸点 渗透压渗透压溶液体积溶质的摩尔数M体积摩尔浓度体积摩尔浓度质量摩尔浓度质量摩尔浓度 溶剂质量溶质摩尔数mmol/Lmol/kg各组分摩尔数之和的摩尔数组分A XA摩尔分数XA+XB=1 p=pA0XA=pA0(1-XB)XA 溶剂的摩尔分数XB 溶质的摩尔分数(2)溶液凝固点下降溶液凝固点下降Tf=T溶剂溶剂-T溶液溶液=Kf mm:molkg-1Kf 溶剂的凝固点降低常数
4、：Kkgmol-1.例：汽车散热需用冷却水，冬季加入甘油 或乙二醇，可防止其结冻，避免冻裂水箱。在1kg水中加入甘油92g，可使水溶液的凝固点下降多少度？（MC3H8O3=92g/mol）解：Tf=Kf m Tf=1.86 1=1.86(K)Kf（H2O）=1.86 Kkgmol-1 m=(92 92)1kg=1molkg-1(3)溶液沸点升高溶液沸点升高Tb=T溶液溶液-T溶剂溶剂=Kb mm:molkg-1Kb溶剂沸点升高常数溶剂沸点升高常数:Kkgmol-1渗透半透膜Scheme of semipermeable membrane during hemodialysis.Red=红细胞,
5、blue=dialysing fluid,yellow=膜semipermeable membranepasssomemoleculesbutnotothers.cell membrane,eyelid membranethe lining of intestines p Osmosis is the movement of a solvent through a semipermeable membrane into a solution of higher solute concentration that tends to equalize the concentrations of s
6、olute on the two sides of the membrane.pOsmotic pressure(p p):the excess hydrostatic pressure on the concentrated solution than on the pure solvent/dilute solution.semipermeable membrane渗透渗透-自发过程自发过程反渗透反渗透-非自发过程非自发过程P=pP p人为什么不能喝海水?渗透渗透.When you put salty water in your stomach,osmotic pressure begin
7、s drawing water out of your body to try to dilute the salt in your stomach.Eventually,you dehydrate and die.如何使海水脱盐如何使海水脱盐?反渗透反渗透输液时用输液时用0.9%稀溶液:p=c RT理想气体:p=(n/V)RTJacobusHenricusvantHoff 范特霍夫范特霍夫（1856-1911）In1901范特霍夫的成就：创立的碳的四面体结构学说；创立了化学反应速度概念；创立了渗透压理论；两篇著名论文化学动力学研究和气体体系或稀溶液中的化学平衡使他获得首届诺贝尔化学奖。在结冰
8、的路面上散盐，可使其融化；在结冰的路面上散盐，可使其融化；在汽车水箱中加入甘油，可防止其冻裂；在汽车水箱中加入甘油，可防止其冻裂；等质量摩尔浓度的溶液：等质量摩尔浓度的溶液：蔗糖溶液和甘油溶液的凝固点相等；蔗糖溶液和甘油溶液的凝固点相等；问题：电解质溶液问题：电解质溶液“依数性依数性”反常反常解释：完全电离，且离子互吸解释：完全电离，且离子互吸1-2 Debye-Hckel离子互吸理论离子互吸理论Peter Joseph William Debye 德拜德拜(18841966)In 1936强电解质溶液互吸理论要点：强电解质溶液互吸理论要点：（1）强电解质在水中完全电离，电离度）强电解质在水中
9、完全电离，电离度=100%。-+（2）正）正、负离子静电作用，形成、负离子静电作用，形成球形对称的球形对称的“离子氛离子氛”当电流通过时，阳离子向阴极移动，但它的当电流通过时，阳离子向阴极移动，但它的“离子氛离子氛”却向阳极移动。离子的移动速度比自由却向阳极移动。离子的移动速度比自由离子慢，溶液的导电性低，产生电离不完全的假象。离子慢，溶液的导电性低，产生电离不完全的假象。强电解质的解离度是强电解质的解离度是“表观解离度表观解离度”，它反映它反映溶液中离子间相互牵制作用的强弱溶液中离子间相互牵制作用的强弱（3）活度（有效浓度）：溶液中实际发挥作用的）活度（有效浓度）：溶液中实际发挥作用的离子浓
10、度。离子浓度。0ccaf0mmaf（4）“活度活度”根源在于离子间作用力，根源在于离子间作用力，m、z越大，越大，作用力越大，用离子强度来衡量。作用力越大，用离子强度来衡量。221Iiiizm（5）德拜德拜-休克尔的极限公式休克尔的极限公式25稀溶液稀溶液Izz509.0f lgIIzz1509.0f lgfff:AB fff:AB m I 0.01mol/kgI 0.01mol/kg例例10.1molkg-1盐酸和盐酸和0.1molkg-1CaCl2溶液等体积溶液等体积混和，计算该溶液的混和，计算该溶液的I及及aH+。解：解：mH+=0.05molkg-1mca2+=0.05molkg-1m
11、cl-=0.15molkg-1I=0.5mizi2=0.5(0.0512+0.0522+0.1512)=0.2molkg-1f(HCl)=-0.509 11 0.212/（1+0.212）=-0.1573f=0.70aH+=0.700.05=0.035IIzz1509.0f lg例例2I=1.010-4molkg-1,计算计算NaCl溶液，溶液，MgSO4溶液的溶液的f。三价离子三价离子f=-0.509 33 (1.0104)12=-0.0458,f=0.90四价离子四价离子f=-0.509 44 (1.0104)12=-0.0814,f=0.83结论：结论：I一定时，一定时，z越小，越小，f
12、 1。Izz509.0f lg解：解：I=1.010-4molkg-1一价离子一价离子NaClf=-0.509 11 (1.0104)12=-0.00509,f=0.99二价离子二价离子MgSO4f=-0.509 22 (1.0104)12=-0.02036,f=0.95例例3：分别计算浓度为：分别计算浓度为1.010-2molkg-1，1.010-3molkg-1和和1.010-4molkg-1的的NaCl溶液中溶液中Na+和和Cl-的活度系数及活度。的活度系数及活度。解：解：I=0.5mizi2=0.50.0112+0.50.0112=0.01molkg-1m=1.010-3molkg-1
13、时，时，I=1.010-3molkg-1时时f=0.96，aNa+=aCl-=0.9610-3m=1.010-4molkg-1时，时，I=1.010-4molkg-1，f=0.99,aNa+=aCl-=0.9910-4结果表明结果表明：m越稀越稀I越小，则越小，则f1，am。logf=-0.509 11 0.01=-0.0509f=f+=f-=0.89aNa+=aCl-=0.8910-2酸碱理论酸碱理论Arrhenius酸碱酸碱Bronsted-Lowry酸碱（质子酸碱）酸碱（质子酸碱）Lewis酸碱酸碱酸碱平衡酸碱平衡SvanteAugustArrhenius阿累尼乌斯阿累尼乌斯(1859-
14、1927)in1903天体物理学教科书天体物理学教科书免疫化学免疫化学生物化学中的定量定律生物化学中的定量定律 酸的浓度：c(mol/L)酸度：H+,pH酸的强度：,Ka稀盐溶液混合的热效应为零。稀盐溶液混合的热效应为零。.所有强酸强碱的摩尔反应热均等于所有强酸强碱的摩尔反应热均等于-55.84kJmol-1例外例外:H2SO4+Ba(OH)2=BaSO4+H2O所有弱酸弱碱的摩尔反应热均少于所有弱酸弱碱的摩尔反应热均少于-55.84kJmol-1酸碱反应的实质酸碱反应的实质质子交换质子交换H+OH-=H2O rHm=-55.84kJmol-1 优点：使溶液化学系统化、理论化优点：使溶液化学系
15、统化、理论化缺陷：酸碱的概念局限于水溶液缺陷：酸碱的概念局限于水溶液2-2质子酸碱质子酸碱提供提供质子质子(H+)的为酸，接受质子的为碱。的为酸，接受质子的为碱。酸酸=碱碱+H+HCl=Cl-+H+NH4+=NH3+H+酸碱质子理论酸碱质子理论凡能给出质子凡能给出质子（H+）的物质都可以作为酸的物质都可以作为酸凡能接受质子的物质都可以作为碱凡能接受质子的物质都可以作为碱酸和碱可以是分子、正、负离子酸和碱可以是分子、正、负离子酸和碱不是孤立的。酸给出质子后生成碱，酸和碱不是孤立的。酸给出质子后生成碱，碱接受质子后就变成酸碱接受质子后就变成酸酸：酸：HCl、NH4+、HSO4-、H2PO4-及及(
16、Fe(H2O)6)3+碱：碱：Cl-、NH3、HSO4-、SO42-、OH-及及Fe(H2O)5OH2+酸酸=碱碱+质子质子HCl=Cl-+H+H2SO4=HSO4-+H+NH4+=NH3+H+H2PO4-=HPO42-+H+HPO42-=PO43-+H+酸酸-碱碱:共轭酸碱对共轭酸碱对酸越强，它的共轭碱的碱性越弱；酸越强，它的共轭碱的碱性越弱；碱越强，它的共轭酸的酸性越弱碱越强，它的共轭酸的酸性越弱。说明：说明：酸酸/碱可以是分子、阳离子、阴离子碱可以是分子、阳离子、阴离子酸与碱相互转化酸与碱相互转化两性物质两性物质 没有“盐”的概念HCl+NH3=NH4+Cl-酸碱反应实质酸碱反应实质HC
17、lCl-NH3NH4+质质子子传传递递共轭酸碱对共轭酸碱对1共轭酸碱对共轭酸碱对2质质子子传传递递评价n扩大了酸碱、酸碱反应的范围，摆脱了扩大了酸碱、酸碱反应的范围，摆脱了酸碱反应必须在水中发生的局限性。酸碱反应必须在水中发生的局限性。n限于质子的给出和接受，不能解释不含限于质子的给出和接受，不能解释不含氢的一类化合物的反应。氢的一类化合物的反应。2-3Lewis酸碱酸碱接受电子对的物质为接受电子对的物质为Lewis酸酸；提供电子对的物质为提供电子对的物质为Lewis碱。碱。FFBF F BF3+F23333NH NH CuNH NH Cu2+4 NH3ClHHNH H NH HCl3Lewi
18、s酸酸+Lewis碱碱=酸碱配合物酸碱配合物例如例如:H+OH-=H2OH+NH3=NH4+Ag+2NH3=Ag(NH3)2+Cu2+4NH3=Cu(NH3)42+BF3+F-=BF4-Al3+6H2O=Al(H2O)63+Ag+Cl-=AgClHCl+NH3=NH4Cl酸酸-金属离子等金属离子等优点：优点：(1)立论于活跃的电子揭示酸碱的本质，立论于活跃的电子揭示酸碱的本质，扩大了酸碱的范围扩大了酸碱的范围(2)在有机化学中得到广泛的应用在有机化学中得到广泛的应用碱碱-与金属离子结合的负离子或中性分子与金属离子结合的负离子或中性分子酸碱配合物酸碱配合物-盐类（如盐类（如MgCl2）、）、金属
19、氧化物（金属氧化物（CaO）及大多数无机化合物）及大多数无机化合物不足：不足：(1)对酸碱的认识过于笼统，不易掌握酸碱的特征对酸碱的认识过于笼统，不易掌握酸碱的特征(2)不能定量测定酸碱的强度不能定量测定酸碱的强度水中酸的电离反应水中酸的电离反应-酸碱反应酸碱反应HCl+H2O=H3O+Cl-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1弱酸给质子的能力较弱，其共轭碱碱性较强正向反应弱酸给质子的能力较弱，其共轭碱碱性较强正向反应不能进行完全，为可逆反应不能进行完全，为可逆反应 HAc+H2O=H3O+Ac-强酸给质子的能力强，其共轭碱得质子能力极弱，强酸给质子的能力强，其共轭碱得质子能力极弱，几乎不能结合质子几乎不
20、能结合质子中和反应中和反应-酸碱反应酸碱反应H3O+OH-=H2O+H2O酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1HAc+NH3=NH4+Ac-水解反应水解反应-酸碱反应酸碱反应 NH4+2H2O=H3O+NH3H2OFe(H2O)63+H2O=H3O+Fe(H2O)5(OH)2+酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1 氨及其衍生物和水反应氨及其衍生物和水反应-呈弱碱性呈弱碱性H2O+NH3=NH4+OH-H2O+NH2OH=NH3OH+OH-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1水的自偶电离水的自偶电离-体现水的酸碱两性体现水的酸碱两性H2O+H2O=H3O+OH-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1液氨的自偶电离液氨的自偶电离?3.酸碱平衡酸碱
21、平衡水溶液中的质子转移水溶液中的质子转移核心问题：核心问题：H+的计算的计算弱酸弱酸/碱溶液碱溶液盐溶液盐溶液缓冲溶液缓冲溶液酸与其共轭碱的定量关系？酸与其共轭碱的定量关系？酸与其共轭碱以相近的数量共存时，表现出怎样的性质？酸与其共轭碱以相近的数量共存时，表现出怎样的性质？3-1水的离子积水的离子积KwH2O H+OH-rHm=55.84kJmol-1Kw=H+OH-T,Kw pH=-logH+酸性溶液酸性溶液:H+OH-中性溶液中性溶液:H+=OH-碱性溶液碱性溶液:H+Ka2酸的逐级离解常数相差几个数量级，可忽略第二酸的逐级离解常数相差几个数量级，可忽略第二级电离，简化级电离，简化pH计算
22、。计算。解解:H2SHS-+H+t00.100te0.1-x 0.1xxx=H+=HS-=Ka1c0=1.14 10-4M例例2计算饱和计算饱和H2S溶液（溶液（0.1M）的各离子的浓度。）的各离子的浓度。HS-S2-+H+t01.14 10-401.14 10-4te1.14 10-4-yy1.14 10-4+y 1.14 10-4 1.14 10-4y=Ka2=7.1 10-15MH2OH+OH-x+y+OH-xOH-OH-=Kw/x=8.8 10-11M结论:H+=Ka1c0 3-3盐的水解盐的水解NaCl,NaAc,NH4Cl,NH4Ac,NaHCO3盐溶于水时盐溶于水时,水的水的pH
23、受到影响。受到影响。(1)NaAcAc-+H2OHAc+OH-t0c000tec0-xxxx=OH-=Khc0=Kwc0/KaKh=Kb=HAcOH-H+/Ac-H+=Kw/Ka=5.6 10-10水解度水解度h=OH-/c0=Kw/Kac0共轭酸碱对共轭酸碱对:KaKb=Kw 酸越强，其共轭碱的碱性越弱；碱越强，其共轭酸的酸性越弱酸越强，其共轭碱的碱性越弱；碱越强，其共轭酸的酸性越弱。解解:Ac-+H2OHAc+OH-t00.0100te0.01-x 0.01xxx=OH-=Khc0=Kwc0/Ka=2.37 10-6MH+=4.23 10-9M,pH=8.37h=OH-/c0=0.0237
24、%例例3计算下列盐溶液的计算下列盐溶液的pH和水解度和水解度h:0.010MNaAc(Ka=1.8 10-5)0.010MNaCN(Ka=4.93 10-10)对于对于0.010MNaCNpH=10.65,h=4.5%弱酸盐的弱酸盐的Ka越小，其盐溶液的越小，其盐溶液的OH-和和h越大。越大。NaAcOH-=Khc0=Kwc0/KaNa2CO3OH-=Kh1c0=Kwc0/Ka2NH4ClH+=Khc0=Kwc0/KbNH4AcH+=KwKa/Kb(2)NaHCO3aCO3(c0)Na+(c0)+HCO3-(c0)两个趋势两个趋势:HCO3-H+CO32-Ka2=5.6 10-11HCO3-+
25、H2OOH-+H2CO3Kh2=Kw/Ka1=2.4 10-8OH-=H2CO3CO32-Kw/H+=H+HCO3-/Ka1-Ka2HCO3-/H+H+2HCO3-/Ka1=Kw+Ka2HCO3-H+2=Ka1(Kw+Ka2HCO3-)/HCO3-H+=Ka1(Kw+Ka2c0)/c0IfKa2c0Kw,H+=Ka1Ka2 解解:(a)H+=Ka1Ka2=4.85 10-9，pH=8.31(b)H+=Ka1Ka2(c)H+=Ka2Ka3=1.66 10-10，pH=9.78例例4计算计算0.1M盐溶液的盐溶液的pH:(a)NaHCO3(b)NaH2PO4(c)Na2HPO4练习练习:将下述将下
26、述0.1M盐溶液按照盐溶液按照pH从小到大排序从小到大排序:(a)KNO3,K2SO3,K2S,Fe(NO3)2(b)NH4NO3,NaHSO4,NaHCO3,Na2CO3(3)盐的水解的影响因素盐的水解的影响因素:h=OH-/c0=Kh/c0nc0,h 应用:通过调节 pH 来控制盐的水解例如：SnCl2/浓 HCl KCN/KOHT:rHm0T,Kh 3-4缓冲溶液缓冲溶液(1)定义、组成和原理定义、组成和原理50mLHAc-NaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH=4.74缓冲溶液：缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液,也就是不因加入少量强酸或强碱而
27、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=4.75 3-4缓冲溶液缓冲溶液(1)定义、组成和原理定义、组成和原理定义：定义：组成：由共轭酸碱对组成的溶液，其酸组成：由共轭酸碱对组成的溶液，其酸-共轭碱的共轭碱的浓度接近。浓度接近。原理：同离子效应原理：同离子效应以以HAcNaAc为例：为例：HAc+H2OH3O+Ac-NaAcNa+Ac-加少量加少量H+，平衡，平衡，使，使H+，pH值几乎不变。值几乎不变。加少量加少量OH-，平衡，平衡，补充减少的，
28、补充减少的H+，pH值几值几乎不变。乎不变。加少量水，加少量水，H+、Ac-，同离子效应，同离子效应，平衡，平衡，pH值几乎不变。值几乎不变。NaHCO3H2CO3，Na2HPO4NaH2PO4，KHCO3H2CO3，K2HPO4KH2PO4，Na-蛋白质蛋白质H-蛋白质蛋白质K-血红蛋白血红蛋白H-血红蛋白血红蛋白K-氧合血红蛋白氧合血红蛋白H-氧合血红蛋白氧合血红蛋白 血液血液pH=7.357.45，由多种缓冲对起作用。，由多种缓冲对起作用。其中其中浓度最高，缓冲能力最大。浓度最高，缓冲能力最大。323COHHCO/(从从肾肾脏脏排排出出)H+HCO3-H2CO3H2OCO2+(由肺呼出)
29、K1K2抗酸成分抗酸成分抗碱成分抗碱成分正常血浆内正常血浆内1201.224COHHCO223碳酸缓冲系pH值计算公式:HCOCOHlgppH-332a1 K酸中毒：酸中毒：pH7.45=6.1+1.3缓冲作用原理和计算公式的比值。和的大小取决于B/HBHa较大量少量较大量 B H HBBHBHHBBHaaKK加入少量强酸：加入少量强碱：B H HBB略有增加,HB略有减少，变化不大，因此溶液的H+或pH值基本不变。B/HBHB略有增加，B略有减少，变化不大，因此溶液的H+或pH值基本不变。B/HBHAcAc-HAcH+Ac-t0ca0cbtecax caxcb+x cbKa=xcs/caH+
30、=x=Kaca/cbpH=pKalgca/cbHendersonHasselbalch方程方程例5.一缓冲溶液由0.10M的Na2HPO4和0.10M的NaH2PO4组成。计算（1）该缓冲溶液的pH值;（2）在1.0L该缓冲溶液中分别加入10mL1.0M HCl和10mL1.0M NaOH后溶液的pH值。解:(1)2244H PO H PO 酸 碱 缓冲对8a2 6.2 10K共轭酸的解离常数为）（）（2442aHPOPOHlgppH2nnK=7.21(2)加入10ml1.0MHCl后，HCl 会使Na2HPO4转变为NaH2PO4。24()1.00.100.0101.00.11n H POL
31、MLMmol24()1.00.100.0101.00.09n HPOLMLMmol12.709.011.0lg21.7HPOPOHlgppH2442a2）（）（nnK（3）加入10ml1.0MNaOH后，NaOH 将使NaH2PO4会转变为Na2HPO4。30.711.009.0lg21.7HPOPOHlgppH2442a2）（）（nnK练习：取练习：取0.1molL-1H3PO450ml和和0.1molL-1NaOH70ml混合，求溶液混合，求溶液pH值。值。(已知已知H3PO4的的pKa1=2.12；pKa2=7.21；pKa3=12.67)解：解：NaH2PO4Na2HPO4组成缓冲对）
32、（）（2442aHPOPOHlgppH2nnK=7.21-lg 3/2=7.03(2)缓冲范围和缓冲容量缓冲范围和缓冲容量CT=ca+csca/csH+加入加入0.01mol强酸强酸H+升高百分率升高百分率V=1L,nT=na+nsca/cs=na/nsH+=Kana/nsH+=Ka(na+0.01)/(ns-0.01)(H+-H+)/H+2mol1:1Ka1.02Ka2%2mol1:100.1Ka0.105Ka5%2mol1:990.01Ka0.0152Ka 52%0.2mol1:1Ka1.22Ka 22%缓冲范围缓冲范围:ca/cs=0.1-10pH=pKa+1缓冲容量：溶液缓冲容量：溶液
33、pH不显著变化所能容纳的不显著变化所能容纳的酸或碱的数量。酸或碱的数量。例例6有三种酸有三种酸:(CH3)2AsOOHpKa=6.19ClCH2COOHpKa=2.85CH3COOHpKa=4.76(a)要配制要配制pH=6.50的缓冲溶液的缓冲溶液,应选择哪种酸应选择哪种酸?(b)配制配制pH=6.50的缓冲溶液的缓冲溶液1L,CT=1.00M,需要多少克酸和多少克需要多少克酸和多少克NaOH（s）?解：解：(b)HA+NaOH=NaA+H2Ot0(mol)yxte(mol)yx0 xxnT=(y-x)+x=y=1mol=1-x需要需要(CH3)2AsOOH1mol,即即138gpH=pKa
34、lgca/cs6.50=6.19-lg(1-x)/xx=0.67mol需要需要NaOH40 0.67=26.8g 例例7今有 1.0molL-1的氨水和NH4Cl固体为原料，如何配制1.0L pH=9.00、其中氨水的浓度是0.1molL-1的缓冲溶液？带入公式得解：解：其中弱酸NH4+的14a531.0 10 K()1.77 10WbKKNH10 lg5.6 109.25apK()9.009.25lgc共轭碱c(弱酸）()0.56c共轭碱c(弱酸）110.180.56LL0.1molc(弱酸）=mol1140.181.0L 53.5g mol9.6gNHClL的 质 量mol1310.11.
35、00.101.0mol LLNHLmol L水的体积配制时，先将9.6gNH4Cl溶于少量水中，然后加入1.0molL-1氨水0.10L，最后用水稀释至1.0L。3-5pH的测量的测量pH试纸试纸酸碱指示剂酸碱指示剂:有机弱酸有机弱酸/碱碱pH计计甲基橙甲基橙(CH3)2N(CH3)2N=N=N H=NNSO3-SO3-OH-H+pKa=3.4 4.4黄黄4.0橙橙3.1红红HIn+H2O=In-+H3O+HIn和和In互为共轭酸碱。互为共轭酸碱。HIn称为指示剂称为指示剂的的“酸型酸型”，In表示指示剂的表示指示剂的“碱型碱型”HInHInKHInIn/HIn1/10时时-HIn的颜色的颜色
36、In/HIn10/1时时-In的颜色的颜色In/HIn=1时时-理论变色点理论变色点指示剂的变色范围指示剂的变色范围:pH=pKHIn1HInH+In-K=H+In-/HInpH=pK-lgHIn/In-HIn/In-10,acidiccolorHIn/In-0.1,basiccolorTheoreticalchangingrangesoftheindicator：pH=pK+1Theoreticalchangingpointoftheindicator：pH=pK 指示剂指示剂颜色颜色pKHIn变色范围变色范围pH甲基橙甲基橙红红橙橙黄黄3.43.14.4甲基红甲基红红红橙橙黄黄5.04.4
37、6.2酚酚酞酞无色无色粉红粉红红红9.18.09.8用指示剂检测溶液的用指示剂检测溶液的pH时，要选择指示剂的时，要选择指示剂的pKHIn1的范围与欲测溶液的的范围与欲测溶液的pH相当相当H+H2O H+OH-Kw=H+OH-H+=Kw1/2H+H+H+=(1/2Ac-+H2OHAc+OH-Kh=Kb=HAcOH-H+/Ac-H+=Kw/KaOH-=(Khc0)1/2NH4+H2ONH3H2O+H+Kh=Ka=Kw/KbH+=(Khc0)1/2NH4AcAc-+H2OHAc+OH-NH4+H2ONH3H2O+H+H+=NH3H2O-HAcH+=(KwKa/Kb)1/2HCO3-H+CO32-H
38、CO3-+H2OOH-+H2CO3OH-=H2CO3CO32-H+=(Ka1Ka2)1/2HAcAc-HAcH+Ac-Ka=H+cs/capH=pKalgca/cb问题问题：1.H2CO3和Na2CO3能否组成缓冲对？2.1molL-1NaOH和1molL-1HAc等体积混合，有否缓冲作用？3.1molL-1NaOH和2molL-1HAc等体积混合，有否缓冲作用？答：否。若H2CO3 NaHCO3，NaHCO3 Na2CO3均可。答：否。因全部生成答：否。因全部生成NaAc。答：有。答：有。HAcNaAc组成缓冲对。组成缓冲对。练习练习：若配制pH为5.00缓冲液500ml，现有6molL-1
39、的HAc34.0ml，问需加入NaAc3H2O晶体多少克？如何配？如加入2molL-1NaOH溶液，需多少ml?答案：需答案：需NaAc3H2O晶体晶体49.4g,NaOH溶液溶液65.3ml。练习：用等体积的 NaH2PO4 溶液和 Na2HPO4 溶液配制 1.00L pH=7.20 的缓冲溶液。将该缓冲溶液50.00mL与5.00mL 0.10molL-1 HCl混合后，其 pH值变为 6.80，问 缓冲溶液中NaH2PO4 和 Na2HPO4 的浓度是多大？（Ka2=6.3 10-8）解：24a224(HPO)pHplg(H PO)cKc02442)HPO()POH(ccc2424(HPO)7.207.20lg(H PO)cc28424(HPO)7.20lg 6.310lg(H PO)cc 0.5050 50.050 0 mmol/00ccn反应后0050 50 0.105.0 mmol/ccn反应前00500.506.807.20lg500.50cc10Lmol0232.0c解得：00500.50lg0.40500.50cc 0050 50 0.105.0 mmol/ccn反应前 NaClPONaHHPONa HCl42420.5050 50.050 0 mmol/00ccn反应后
