上海交通大学：《大学化学（通识）》课程教学资源（课件讲义）第5章 酸、碱和配合物及水溶液中的平衡

电解质 ·强电解质 强酸(HCIO4、HCI、H2SO) 强碱(KOH、NaOH) 大多数盐类 第5章 ·弱电解质 无机弱酸(H2S、HCN、H2CO)、弱碱 酸，碱和配合物及水溶液中的平衡 (NH2H2O) 大多数有机酸、大多数有机碱 少数金属的卤化物和氧化物 酸和碱的特征 Acids Base (Properties) (Properties) .Taste Sour .Taste Bitter .Neutralizes bases -Denatures Proteins 第5章 .Dissolves metals .Neutralizes acids .Turns metal to hydroxides Examples: .Juices: Examples: .Lime water .Wine .Banana Ammonia 合物及水液中的衡 .Coffee -blood .Vitamin C $oa即 5.1酸碱理论及其发展 (1)阿仑尼乌酸碱电离理论 Arrhenius:指出，在水溶液中 电离产生的阳离子全部是H+的化合物称为酸 电离产生的阴离子全部为OH的化合物称为碱 酸碱中和反应的实质是： 碳和配合物及水溶液中的平 丹宁酸 H++OH-=H2O 用漂白剂洗杯子，用小苏打刷牙 水溶液中的酸碱的强度是相对的 1

1 第5章 酸,碱和配合物及水溶液中的平衡 • 强电解质 强酸(HClO4、HCl、H2SO4) 强碱(KOH、NaOH) 大多数盐类 电解质 • 弱电解质 无机弱酸(H2S、HCN、H2CO3)、弱碱 (NH3·H2O) 大多数有机酸、大多数有机碱 少数金属的卤化物和氰化物 第 5 章 Acids (Properties) •Taste Sour •Neutralizes bases •Dissolves metals 酸和碱的特征 Base (Properties) •Taste Bitter •Denatures Proteins •Neutralizes acids •Turns metal to hydroxides 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 Examples: •Juices: •Wine •Banana •Coffee •Vitamin C Examples: •Lime water •Ammonia •blood •Soap 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 丹宁酸 用漂白剂洗杯子，用小苏打刷牙 5.1 酸碱理论及其发展 （1）阿仑尼乌酸碱电离理论 Arrhenius指出，在水溶液中 电离产生的阳离子全部是 H+的化合物称为酸； 电离产生的阴离子全部为OH- 的化合物称为碱。 酸碱中和反应的实质是： H+ ＋ OH- ＝ H2O 水溶液中的酸碱的强度是相对的

5.1酸碱理论及其发展 5.1酸碱理论及其发展 (2)酸碱质子理论 ·电离理论的不足之处： 1923年，Bronsted和Lowrey各自提出： (1)NH3HO,NaCO3是碱？ 凡能给出质子的分子或离子都是酸 第5 (2)仅限于水溶液体系，且只限于分子酸和分 凡能与质子结金的分子或离子都是碱 子碱： (3)忽略了酸碱对立统一的规律。 ·HAC(分子酸、NH,(阳离子酸、HCO3阴离子酸 和配合物及本中的平 共轭酸日的共轭碱十H 酸是质子的给予体：碱是质子的接受体。 弱酸和共轭碱 酸碱反应一质子的传递 Acetic Acid CH COOH 1. c02 MIHS- of HCO, 合物及水液中的衡 Acid H ofNH of HSO, +H10° Soerensen &Lawrence 水的电离 水是弱电解质 水的电离 Henderson.1924 2 K=[H*][OH] 和城的平新 104 22℃时，纯水的离子积常数为 Kg=1.0x10-14 298K时，1升纯水含有(55.55-1.004×10-7)mol的水分子。 "p"→"-lg"→ pH=-Ig[H*] K°=H]OH].[H*]HOH1 [H*][OH] 55.55-1.004×107 pOH=-Ig[OH [H,O] 55.55 [H*][0H]=K°×55.55=K pH+pOH=14 2

2 第 5 章 • 电离理论的不足之处： （1）NH3·H2O， Na2CO3是碱？ （2）仅限于水溶液体系，且只限于分子酸和分 子碱 5.1 酸碱理论及其发展 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 子碱； （3）忽略了酸碱对立统一的规律。 （2）酸碱质子理论 1923年，Bronsted和Lowrey各自提出： 凡能给出质子的分子或离子都是酸 凡能与质子结合的分子或离子都是碱 5.1 酸碱理论及其发展 酸是质子的给予体；碱是质子的接受体。 • HAc(分子酸)、NH4 + (阳离子酸)、HCO3 - (阴离子酸) + 共轭酸 共轭碱＋ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ H 第 5 章 弱酸和共轭碱 Acetic Acid CH3COOH 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 第 5 章 酸碱反应——质子的传递 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 1. HCO3 - (aq) + HS- (aq)  H2S(aq) + CO3 2 - (aq) Acid Base Conj. acid Conj. base of HS- of HCO3 - 2. HSO3 - (aq) + NH3 (aq)  NH4 + (aq) + SO3 2 - (aq) Acid Base Conj. acid Conj. base of NH3 of HSO3 - 水的电离 水是弱电解质 298K时，1升纯水含有 (55.55-1.004×10-7) mol 的水分子。 [ ] [ ] 55.55 H OH K Kw        [ ][ ] K H OH w      14 K 1 0 10   22℃时 纯水的离子积常数为   水的电离 Serensen &Lawrence Henderson,1924 1.0 10 22℃时，纯水的离子积常数为 Kw   " p""lg" H OH lg[H ] lg[OH ] p p       pH  pOH 14

水的电离 酸碱质子理论 1.0×10-14<H+]<1.0时 特点： ·不存在盐 ·酸碱共轭 优点： ·把酸碱反应扩大到气相、液相、电离和水解反应 ,·在水溶液中，酸强度标度与Arrhenius理论一致。 1的 缺点： 不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3)的酸碱反 5.3酸、碱、配合物在溶液中的行为 电离常数 5.3.1酸碱的离解平衡 在弱电解质溶液中，存在着己电离的弱电解质的 1.酸碱的离解平衡 离子和未电离的弱电解质分子之间的平衡： 第5 懒·给出质子的能力愈强，酸性就愈强 HAc日DH+Ac' ·接受质子的能力愈强，碱性就愈强 K。= [H·][Ac-] 合物及本液中的学衡 HAc 不同法度的HAC溶液中HAC的电离度和电南常数(293K) 电离度：已电离的分子数和溶质分子总数 c(M) 9 未经f修王 之比。一般用a表示。 0.00002931 0.6593 1.77×105 1.75×105 溶液中已电离的电解质粉子数 5 0.000I1119 0.327 1.78×10% 1.%×105 Q= 0.3477 1,78x10s 1.r5<10 溶液中原电解质分子数 0.0m1028 0.125 1,0×10r5 1.76×10 0.0mt414 0.082 1,81×105 1.75×105 和配合物及术溶中的平 强电解质，α=1； 0.0501 0.0540 1,82×103 1.76×105 0.0049 0.0422 1,53×105 1.5×10 弱电解质，a≤1。 和配合物及水溶中的平衡 0.0290 1.84×106 1.74×10 0.06000 0.D190t 1.85×105 1.72×10 0.10000 0.01360 1.55×103 1.70×103 3

3 14 1.0 10 1.0 [ ] H     时 水的电离 第 5 章 酸碱质子理论 特点： • 不存在盐 • 酸碱共轭 优点： 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 把酸碱反应扩大到气相、液相、电离和水解反应 • 在水溶液中，酸强度标度与Arrhenius理论一致。 缺点： 不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3）的酸碱反 应 第 5 章 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 5.3.1 酸碱的离解平衡 1.酸碱的离解平衡 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 给出质子的能力愈强，酸性就愈强 • 接受质子的能力愈强，碱性就愈强 第 5 章 电离常数 在弱电解质溶液中，存在着已电离的弱电解质的 离子和未电离的弱电解质分子之间的平衡： + ￾ ￾￾ 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡   a H A c K HAc          + - HAc H +Ac ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ 第 5 章 电离度：已电离的分子数和溶质分子总数 之比。一般用α表示。 溶液中已电离的电解质分子数 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 强电解质，α＝1; 弱电解质，α≤1。 溶液中原电解质分子数 溶液中已电离的电解质分子数   第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡

5.3酸、碱、配合物在溶液中的行为 电离常数与电离度的讨论 ·多元酸碱分步电离，例如H3PO4 ·电离常数是一种平 衡常数。K值愈大， 5 H,PO,目0H+H,PO,K1=7.52×103 表示电离程度愈大。 H,P0,目®H+HP0,2K2=6.23×10- HP0,2日0r+P0,Kg=2.20x10-1 胜不 浓度基本无关，但 电离度却随浓度的 减少而明显增大。 ·一般来说，K>K2>>K3’所以可以用 K,来比较酸的相对强弱 5.3酸、碱、配合物在溶液中的行为 5.3酸、碱、配合物在溶液中的行为 共轭酸碱对的K和K,之间存在着一定的关系 HAc+H2OHO+Ac- K.=HIAc-] 0 [HAc] Ac-+H20 HAc +OH- K。=HAcHIOH [Ac] H.S K,K。-四Ac1xHeO1-H*IoH1 [HAcl {Ac】 KK。=K=101域K,=K, pKp=pKw-pKa 共轭酸碱对的关系 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 ·强酸、强碱溶液pH值的计算 强酸、强碱溶液pH值的计算举例1 完全电离 例求HNO浓度为1.0X104mol/L溶液的pH值。 当ca≥10-moL时 解：pH=-lg[H]=-lg1.0×10)=4.0 最简式： [H]=CHa'pH=一lgCa 例求NaOH浓度为O.1mol/L溶液的pH值。 解：pH=14-p0H=14-(-lg[OH])=13 4

4 第 5 章 • 电离常数是一种平 衡常数。K值愈大， 表示电离程度愈大。 电离常数与电离度的讨论 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 电离常数与溶液的 浓度基本无关，但 电离度却随浓度的 减少而明显增大。 • 多元酸碱分步电离，例如H3PO4 + 3 34 24 1 +2 8 H PO H +H PO 7.52 10 H PO H +HPO 6 23 10 Ka K          ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 • 一般来说，Ka1>>Ka2>>Ka3，所以可以用 Ka1来比较酸的相对强弱 24 4 2 2 + 3 13 4 43 H PO H +HPO 6.23 10 HPO H +PO 2.20 10 a a K K       ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 共轭酸碱对的关系 共轭酸碱对的Ka和Kb之间存在着一定的关系 HAc + H2O H3O+ + Ac－ [HAc] [H ][Ac ] K a    HAc + OH－ Ac－ + H2O [Ac ] [HAc][OH ] K b    5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 [ ] [H ][OH ] [Ac ] [HAc][OH ] [HAc] [H ][Ac ] K a K b           KaKb＝ Kw ＝10－14或 Kb ＝ a w K K pKb ＝ pKw － pKa 第 5 章 完全电离 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 •强酸、强碱溶液pH值的计算 当ca≥10－6mol/L时 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 最简式： [H+]=cHA，pH＝－lgcHA 强酸、强碱溶液pH值的计算举例1 例 求HNO3浓度为1.0×10-4 mol/L溶液的pH值。 H lg[H ] lg(1 0 10 ) 4 0 4         解： pH  lg[H ]  lg(1.010 )  4.0 例 求NaOH浓度为0.1mol/L溶液的pH值。 解： H 14  OH 14  (lg[OH ]) 13  p p

强酸、强碱溶液即H值的计算举例2 (2)当强酸或强碱的浓度较稀时， 例如：10ml0.01mol/dm3HCl稀释至 1.0×107mlpH=？ ca介于10-6mol/L~10-8molL之间时，得精 确式： 稀释后CHC10-8pH=8>7 应用精确公式计算： H1+医+4k) 酸 (3)当c≤1.0×10-8moL时，溶液pH值主要 和配合物及本中的平 [H门=+VG+4K) 配合物 由水的离解决定： [H]=1.05×107pH=6.98 中的 []=K 强酸、强碱 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 TABLE 17.2 HCI CHgCOOH ·一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算 部分电离，通常电离度较小。 Acids Bases 若ca≤10-7mol机时~强电解质 NaOH 一元弱酸HA KOH HA =H++A H.so. MEiOH CHOHI SrOH) Thymol Blue Indicator 电离常数 B减OHh pH12≤pH<28<H K [H] 41H.80 [HA 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 如果同时满足c/K≥500和c水≥20K两个条件， HA==Ht+A· 则可进一步简化为（最简式） 初始浓度(mol.L1) c 00 平衡浓度(mol.L)cca 稀释定律 ca ca K-H ]=caca=ca [HA c1-o)1-a K8=ca2或o= c [H]=a=-K8+K9P+4K [H']-ca-K2e plpk- 5

5 第 5 章 例如：10ml 0.01mol/dm3HCl稀释至 1.0107ml pH=？ 稀释后 CHCl=10-8 pH=8>7 ? 强酸、强碱溶液pH值的计算举例2 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 1 2 [] ( 4) 2 H ccK aa w    应用精确公式计算: [H+]=1.0510-7 pH=6.98 第 5 章 （2）当强酸或强碱的浓度较稀时， ca介于10－6mol/L10－8mol/L之间时，得精 确式： 1 2 [] ( 4) 2 H ccK aa w    酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 （3）当c≤1.0×10－8mol/L时，溶液pH值主要 由水的离解决定： 2 H  Kw  [ ] 强酸、强碱 HCl CH3COOH Thymol Blue Indicator pH < 1.2 < pH < 2.8 < pH 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 • 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算 部分电离，通常电离度较小。 若cHA≤10－7mol/L时～强电解质 一元弱酸HA [ ][ ] [ ] a H A K HA     电离常数 元弱酸HA HA H + + A - 2 [ ][ ] H A cc c       c c c 0 0 c- c 初始浓度(mol.L-1) 平衡浓度(mol.L-1) HA H + + A - 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 [ ][ ] [ ] (1 ) 1 a H A cc c K HA c         2 ()4 [ ] 2 K K Kc aa a H c        稀释定律 K 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 如果同时满足c／Ka≥500和cKa≥20Kw两个条件， 则可进一步简化为（最简式） [ ] 1 1 lg[ ] lg 2 2 a a H c Kc pH H pK c          2 K c a    Ka c 或  

一些一元弱酸的电离平衡常数 元弱酸、弱碱溶液H值的计算举例1 SOME WEAK ACIDS IN正RI25C 例HAc在293K时K=1.75×10-5,求下列各浓度HAc 溶液的[H+]和电离度： (1)0.10mol/L;(2)0.01mol/L;(3)1.0×10-5mol/L. 65x1n -0--0 N" 45×10 解：对(1)和(2)，c/K>500,cK220K所以可应用稀释定律。 开A .1 65X0* ()[H*]=√Kgc=V.75x103x0.i=1.3x10m0l.r -=1.3% 黑和配合物及水本中的 K-0-a 30￥10◆ IN -C Or 4gX1山+ ②)H]=√Kgc=V75x10×0.0i=42×10mol-H HOCE -0O 13￥切 1.75×10-5 a=ve-v =4.2% 0.01 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算举例1-续 一元弱酸、弱碱溶液H值的计算举例2 ()如果应用稀释定律（近似公式），会有如下结果： 例计算0.10mol.氨水溶液的[0H]和pH值(K,=1.79×10) 解： 设[OH]=x [H*]=√K8=V1.75x10x10°=1.3x10mol-P>c NHH2O一NH+OH 平衡浓度(mol.L)Q.10-x x x [Hr1=-8+K+4 Xx=1.79×105 =7.1×10mo-1 0.10-x c/K9>500 a=H1x100%=71% x=[0H]≈1.79×103×0.10=1.34×103mol-11 c pH=14-pOH=14-(-lgOH])=11.1 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 ·多元弱酸、弱碱 Ko>>Koz [H]≈√Ke 计算0.10 mol/L H2S水溶液的H,0和S2-,以及HS 的电离度。 多元弱碱 [OH]≈VKBe 一级电离： H.S H HS Kg=HLs]=9.1x10(298K0 [H2S] 二级电离：HS一 H+S2. 579 6 3-H7S-1x102980 象4就的 12据 [HS-] H 14x 适深的” 6

6 第 5 章 一些一元弱酸的电离平衡常数 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 例 HAc在293K时Ka＝1.75×10-5，求下列各浓度HAc 溶液的[H+]和电离度： (1) 0.10mol/L; (2) 0.01mol/L; (3) 1.0×10-5mol/L。 解： (1) 5 31 [ ] 1 75 10 0 1 1 3 10 H K c mol l           对(1)和(2)，c/Ka>500, cKa≥20Kw所以可应用稀释定律。 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算举例1 (1) 5 [] 1.75 10 0.1 1.3 10 1.75 10 1.3% 0.1 a a H K c mol l K c            (2) 5 41 5 [ ] 1.75 10 0.01 4.2 10 1.75 10 4.2% 0.01 a a H K c mol l K c                 (3) 如果应用稀释定律(近似公式)，会有如下结果： 55 5 1 [ ] 1.75 10 10 1.3 10 H K c mol l c a            一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算举例1-续 2 6 1 ()4 [ ] 7.1 10 2 [ ] 100% 71% K K Kc aa a H mol l H c              ? 设 [OH- ] = x 例 计算0.10mol.l-1氨水溶液的[OH- ]和pH值(Kb＝1.79×10-5)。 解： NH3 H2O NH4 + + OH- 平衡浓度( lL 1) 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算举例2 平衡浓度(mol.L-1) 0.10-x x x 5 1.79 10 0.10 b x x K x       / 500 b c K   -5 3 1 [ ] 1.79 10 0.10 1.34 10     x  OH      mol l H 14  OH 14  (lg[OH ]) 11.1  p p • 多元弱酸、弱碱 H2S H+ + HS- [ ][ ] H HS   一级电离： 计算0.10 mol/L H2S 水溶液的[H3O+] 和 [S2–]，以及H2S 的电离度。 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 HS- H+ + S2- 8 1 2 [ ][ ] 9.1 10 (298 ) [ ] a H HS K K H S      2 12 2 [ ][ ] 1.1 10 (298 ) [ ] a H S K K HS        二级电离： Ka a 1 2 K    1 [ ] H K c a    1 [ ] OH K c b   多元弱碱  5.3.2 酸碱溶液pH值的计算

Relative Relative 5.5缀冲溶液 K与K,的关系 acid strength 5.5.1缓冲溶液的定义和组成 (1)同离子效应 ·对于一对共轭酸碱对 在弱电解质中，加入含有相同离子的易溶 K2×K。=Kw 的强电解质，可使弱电解质的电离度降低。 第5章 pKa+pKo pKw HAc=H+Ac↑ 溶火 越强，其共轭碱越弱， Weak ·缓冲溶液 反之亦然 弱酸和弱酸盐（弱碱）的混合溶液的H值能 在一定范围内不因少量稀释或外加少量强 酸或强碱而发生显著变化。 (2)缓冲作用的原理1 缓冲溶液的性质 HAc NaAc HAc H+Ac 初始浓度(mol.L-) CHAc CNaAc 平衡浓度(mol.L) CHAC-X x CNade+x 1001.water CHAc ≈CNae K.-[H"ILAc ]x.c [HAc] r=K。,C CNale pH=pK,+lg共送 C药酸 C共磁值从10→0.1时 C酸 pH=pK±I (2)缓冲作用的原理2 (3)缓冲范图和缓冲容量 o r ·定义：指溶液具有缓冲能力的pH范围。 ·对弱酸（碱）和其共轭碱（酸）组成的缓 冲溶液，缓冲范围为： pH=pK,士1或pOH=pK士1 HX 当缓冲溶液的总浓度一定时，则缓冲对组 分浓度的比值越接近1，缓冲容量越大

7 第 5 章 Ka与Kb的关系 • 对于一对共轭酸碱对 Ka  Kb = Kw pKa + pKb = pKw 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • Ka越大则 Kb越小，酸 越强，其共轭碱越弱， 反之亦然 5.5 缓冲溶液 5.5.1缓冲溶液的定义和组成 (1)同离子效应 在弱电解质中，加入含有相同离子的易溶 的强电解质，可使弱电解质的电离度降低。 HAc H+ + Ac - HAc H + Ac •缓冲溶液 弱酸和弱酸盐(弱碱)的混合溶液的pH值能 在一定范围内不因少量稀释或外加少量强 酸或强碱而发生显著变化。 第 5 章 缓冲溶液的性质 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 HAc H+ + Ac- HAc + NaAc 平衡浓度(mol.L-1) cHAc-x≈ cHAc x cNaAc+x ≈ cNaAc (2)缓冲作用的原理1 初始浓度(mol.L-1) cHAc cNaAc HAc NaAc a c x c HAc H Ac K      [ ] [ ][ ] NaAc HAc a c c x  K  lg a c pH pK c   共轭碱 弱酸 10 0.1 c c 共轭碱  弱酸 值从 时 pH  pKa 1 (2)缓冲作用的原理2 第 5 章 (3)缓冲范围和缓冲容量 • 定义：指溶液具有缓冲能力的pH范围。 • 对弱酸（碱）和其共轭碱（酸）组成的缓 冲溶液，缓冲范围为： 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 pH＝pKa±1 或 pOH＝pKb±1 • 当缓冲溶液的总浓度一定时，则缓冲对组 分浓度的比值越接近1，缓冲容量越大

(4)缓冲溶液的选择 (5)常用的缓冲溶液 ·pK,尽可能接近所需要控制的pH值； 一般可以分为三种类型： ①弱酸及其共轭碱 ·缓冲溶液的浓度要大，常用浓度在0.1~ HAc+NaAc pH=4~6 1molL的范围内； ②弱碱及其共轭酸 NH2 NH CI pH=9~10 和配合物及本中的平 ·不应对测量有干扰。 ③其他共轭酸碱对 NaH2PO-Na2HPO4 典型的缓冲溶液p137表5-2 (6)缓冲溶液的计算1 5.5.2常见的缓冲体系和缓冲作用 ·工业上 例用HAc+NaAc配制pH=4.O的级冲溶液，求所看 CHae/CAc的比值. 氢氟酸腐蚀硅片：HF-NH,F 解： SiO,+6HF=H2[SiF ]+2H2O pH=pK。+Ig Nade CHAC ·农业上 4.0=-lg1.75x10-)-1gS4 土壤中：H2CO3-NaHCO3、NaH2PO-Na2HPO4以及 其他有机弱酸及其共轭碱 CNaAc ·生物学 所以 CHc=5.75 CNakc 植物、动物 5.5.2常见的缓冲体系和缓冲作用 酸中毒(Acidosis) ·人体中的缓冲体系 血液pH↓7.35 人体液的pH随部位的不同而不同。 ·血浆，pH=7.35~7.45 症选 神经系统受到抑制 ·睡液，pH=6.356.85 ·胆囊胆汁，pH=5.46.9 西迷死亡pH<6.8 原因： 机理： 人体中有如下缓冲对： 1呼吸性酸中毒 1呼吸性藏中耋 和配合物及水溶准中的平 ·H2CO31HC03 呼吸不足，使C02不能及 CO,不能及时由肺高开 时由帅高开 使血液中的HC03含量升高 H2PO,-/HPO2- ·Na蛋白质-H蛋白质 2代性酸中塞 2代激性股中睾 饥快或节★时的酬烈运动 务体得不到食物而清耗嫩防 酸，运动时产生乳酸 8

8 第 5 章 (4)缓冲溶液的选择 • pKa尽可能接近所需要控制的pH值； • 缓冲溶液的浓度要大，常用浓度在0.1～ 酸 1mol/L的范围内 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 1mol/L的范围内； • 不应对测量有干扰。 (5)常用的缓冲溶液 一般可以分为三种类型： ①弱酸及其共轭碱 HAc + NaAc pH ＝ 4～6 ②弱碱及其共轭酸 NH3 + NH4Cl pH ＝ 9～10 ③其他共轭酸碱对 NaH2PO4-Na2HPO4 典型的缓冲溶液p137表5-2 例 用HAc+NaAc配制pH=4.0的缓冲溶液，求所需 CHAc/CNaAC的比值。 解： lg NaAc a HAc c pH pK c   (6)缓冲溶液的计算1 NaAc HAc c c 4.0 lg(1.75 10 ) lg 5       5.75 NaAc HAc c c 所以 • 工业上 氢氟酸腐蚀硅片：HF-NH4F • 农业上 土壤中 CO CO O O 以及 2 26 2 SiO HF H SiF H O  6 [ ]2   5.5.2 常见的缓冲体系和缓冲作用 土壤中：H2CO3-NaHCO3、NaH2PO4-Na2HPO4以及 其他有机弱酸及其共轭碱 • 生物学 植物、动物 第 5 章 •人体中的缓冲体系 人体液的pH随部位的不同而不同。 • 血浆，pH = 7.35～7.45 • 唾液，pH = 6.35～6.85 • 胆囊胆汁，pH = 5.4～6.9 5.5.2 常见的缓冲体系和缓冲作用 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 p 人体中有如下缓冲对： • H2CO3 / HCO3 － • H2PO4 －/ HPO4 2 • Na蛋白质-H蛋白质 第 5 章 酸中毒（Acidosis） •血液 pH  7.35 症状: •神经系统受到抑制 •昏晕 •昏迷死亡 pH<6.8 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 原因: 1. 呼吸性酸中毒 呼吸不足，使 CO2 不能及 时由肺离开 2. 代谢性酸中毒 饥饿或节食时的剧烈运动 机理： 1.呼吸性酸中毒 CO2不能及时由肺离开 使血液中的 H2CO3 含量升高 2.代谢性酸中毒 身体得不到食物而消耗脂肪 酸，运动时产生乳酸

碱中毒(Alkalosis) ·血液pH↑7.45 碳酸氢盐缓冲体系与肺和肾的关系 庄 神竖系统过度兴音 肌肉座章 排出H补充州 ℃备的限酸氢盐 惊厥 死亡pH>7.B 、 c03+0 原因 机理： 上呼吸性藏中耋 L呼吸性藏中麦 恐惧、发绕、药物引起的换 过度消耗CO2使H,CO3液 配合物及本溶液中的平 气过度 度降低而HCO,浓度升高 2代道性藏中查 2代谶性感中蜜 代首失调或或过度呕吐 从胃题吐出过多的酸性物质 物皮水旅中的 本章要点 ·酸碱理论（电离理论，质子理论）p114-116 ·配合物的结构、命名、异构p117-121 第5章 ·酸碱pH计算（最简式）p115 合物 ·沉淀平衡和移动p131-136 及水溶液中的平 ·缓冲溶液P136-140 9

9 第 5 章 碱中毒（Alkalosis）• 血液 pH  7.45 症状: •神经系统过度兴奋 •肌肉痉挛 •惊厥 •死亡 pH>7.8 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 原因: 1. 呼吸性碱中毒 恐惧、发烧、药物引起的换 气过度 2. 代谢性碱中毒 代谢失调或或过度呕吐 机理： 1.呼吸性碱中毒 过度消耗 CO2 使H2CO3 浓 度降低而 HCO3 - 浓度升高 2.代谢性碱中毒 从胃里吐出过多的酸性物质 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 第 5 章 本章要点 • 酸碱理论（电离理论，质子理论）p114-116 • 配合物的结构、命名、异构p117-121 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 酸碱pH计算（最简式）p115 • 沉淀平衡和移动p131-136 • 缓冲溶液P136-140