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氰化物 酸和碱的特征 Acids Base (Properties) (Properties) .Taste Sour .Taste Bitter .Neutralizes bases -Denatures Proteins .Dissolves metals .Neutralizes acids .Turns metal to hydroxides 酸 Examples: .Juices Examples: .Lime water .Wine .Ammonia 配合物及水带液中的 .Banana Coffee .blood .Vitamin C .Soap 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： 和配合物及溶中的平 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
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 • 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 电解质 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 Acids (Properties) •Taste Sour •Neutralizes bases •Dissolves metals Examples: •Juices: •Wine •Banana •Coffee •Vitamin C 酸和碱的特征 Base (Properties) •Taste Bitter •Denatures Proteins •Neutralizes acids •Turns metal to hydroxides 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)NH3H2O,Na2CO3是碱？ 凡能给出质子的分子或离子都是酸 第 (2)仅限于水溶液体系，且只限于分子酸和分 凡能与质子结合的分子或离子都是碱 子碱： ·HAC(分子酸)、NH,(阳离子酸、HCO3(阴离子酸) (3)忽略了酸碱对立统一的规律。 和配合物及本中的平 共轭酸一共轭碱+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—质子的传递 Acetic Acid CH COOH 酸 1. ofHS of HCO 配合物及水带液中的 Acid 水溶中的 of NHg of HSO Soerensen &Lawrence 水的电离 水是弱电解质 水的电离 Henderson.1924 2 K=[H]-[OH] 线和城的平新 104 22℃时，纯水的离子积常数为 K=1.0×10-14 298K时，1升纯水含有(55.551.004×107)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
第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 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； （3）忽略了酸碱对立统一的规律。 5.1 酸碱理论及其发展 （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 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) 5.1 酸碱理论及其发展 + 共轭酸 共轭碱＋ YZZ ZZX H 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 弱酸和共轭碱 Acetic Acid CH3COOH 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 酸碱反应——质子的传递 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 + − θ θ ⋅ =× = [ ][ ] K H OH w θ + − = ⋅ 14 1.0 10 Kw θ − 22℃时，纯水的离子积常数为 = × " p"→"−lg" H OH lg[H ] lg[OH ] p p + − = − = − pH + pOH =14 水的电离 Sφerensen &Lawrence Henderson,1924
水的电离 PH值的测定 1.0×10-4<H+]<1.0时 pH试纸 pH计（酸度计） 化学滴定 几种常用酸碱指示剂及其在各种H值下的颜色 酸碱质子理论 特点： 甲基红 ·不存在盐 酸碱共轭 优点： 溴百里酚蓝 ·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： 酚酞 不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3)的酸碱反 应 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，存在着已电离的弱电解质的 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章 ·给出质子的能力愈强，酸性就愈强 HAcH*+Ac" ·接受质子的能力愈强，碱性就愈强 和配合物及水溶液中的平 .-[u-Tdc-] [HAc]
14 1.0 10 1.0 [ ] H − + ×< < 时 水的电离 pH值的测定 pH试纸 pH计（酸度计） 化学滴定 溴百里酚蓝 酚酞 甲基红 几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 酸碱质子理论 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。 缺点： 不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3）的酸碱反 应 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 5.3.1 酸碱的离解平衡 1.酸碱的离解平衡 • 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 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 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： [ ] a H A c K HAc + − ⎡ ⎤⎡ ⎤ ⎣ ⎦⎣ ⎦ = + - HAc H +Ac YZZ ZZX
不同浓度的HAc容液中HAC的电离度和电离常数(293K) 。 电离度：已电离的分子数和溶质分子总数 (M) 未经f三 经∫修正 之比。一般用a表示。 0.00002901 0.559 1,7×106 1.75×163 0.0004 0.327 1.8×10 1.7×105 溶液中已电离的电解质酚子数 a= 0.600181 0.2477 1.78×10 1.75×103 溶液中原电解质分子数 0.0m1025 0.1258 1.80×10 1.75×103 0.0414 0.0829 1.1×103 1.75×103 和配合物及本中的平 强电解质，a=1; 0.0g91 0.0340 1.82×105 1.26×103 0.009842 0.0422 1.83×10 1.75×103 弱电解质，a≤1。 配合物水 0,02000 0.02986 1.81×105 1.74×105 中的平衡 0,00000 0.01905 1.5×10门 1.78×105 0.10000 0.01350 1.85×103 1.70×103 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， 第5 H,P0,=H+H,POK1=7.52×103 表示电离程度愈大。 H,P0,=F+HP02K2=6.23x10- ·电离常数与溶液的 HPOH'+PO, K3=2.20×10-15 浓度基本无关，但 配合物及水带液中的学衡 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 H2O =H,0*+Ac- K,=[H'Ac-] [HAc] Ac-+H20±HAc+OH- K=[HACIIOH - [Ac-] o K.·K.世7e1 HACTOH=H*IOH1 [HAc] [Ac-] KK,=K=10或K,=K, pKp=pKw-pKa 共扼酸碱对的关系
第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 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。 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 α = 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 • 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。 电离常数与电离度的讨论 • 多元酸碱分步电离，例如H3PO4 • 一般来说，Ka1>>Ka2>>Ka3，所以可以用 Ka1来比较酸的相对强弱 + 3 34 24 1 +2 8 24 4 2 2 + 3 13 4 43 H PO H +H PO 7.52 10 H PO H +HPO 6.23 10 HPO H +PO 2.20 10 a a a K K K − − − − − −− − = × = × = × YZZ ZZX YZZ ZZX YZZ ZZX 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 共轭酸碱对的关系 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 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 − − = [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 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为
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HNO3浓度为1.0X10-4mol/L溶液的pH值。 当ca≥10-molL时 解：pH=-1g[日]=-1g1.0×10)=4.0 最简式 [H]=CHA,pH=一lgCA 例求NaOH浓度为0.1mol/L溶液的pH值。 物及水中的平 解：p=14-p0H=14-(-lg[OH])=13 强酸、强碱溶液即H值的计算举例2 例如：10ml0.01mol/dm3HCl稀释至 (2)当强酸或强碱的浓度较稀时， 1.0x107mlpH=？ c,介于10-6molL~10-8molL之间时，得精 确式： 稀释后CHC-108 pH=8>7 应用精确公式计算： [H]-6,+居+4K) 酸 (3)当c≤1.0×10-8molL时，溶液pH值主要 配合物及水带液中的 [H]=,++4K) 物 由水的离解决定： [H1.05×10-7pH=6.98 H]=区 强酸、强碱 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 TABLE 17.2 HCI CH,COOH ·一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算 on strong Acids and Strong Bases 部分电离，通常电离度较小。 Acids Bases 若ca≤10-7molL时~强电解质 LiOH 一元弱酸HA COH HAH++A H.SO Mg(OH) Ca(OH) Thymol Blue Indicator 电离常数 pH12≤pH≤28H K8= [H][A] [HA]
第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 完全电离 最简式： [H+]=cHA，pH＝－lgcHA 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 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： p 例 求NaOH浓度为0.1mol/L溶液的pH值。 解： H =14 − OH =14 − (−lg[OH ]) =13 − p p 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 例如：10ml 0.01mol/dm3HCl稀释至 1.0×107ml pH=？ 稀释后 CHCl=10-8 pH=8>7 ? 1 2 [] ( 4) 2 H ccK aa w + = ++ 强酸、强碱溶液pH值的计算举例2 应用精确公式计算: [H+]=1.05×10-7 pH=6.98 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 （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： （3）当c≤1.0×10－8mol/L时，溶液pH值主要 由水的离解决定： 1 2 [] ( 4) 2 H ccK aa w + = ++ 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 [ ][ ] [ ] a H A K HA + − θ = 电离常数 一元弱酸HA HA H + + A -
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cK≥20K,两个条 HA→H+A: 件，则可进一步简化为（最简式） 初始浓度(mol.L)c 00 平衡浓度(mol.L)cca caca 稀释定律 K?-HI]ca-cac [HA c(1-)1-a K=ca2或= [H]=a=-+区+4g LH']=ca=K2c pH=-lg[H门=pkg-2ec 一些一元弱酸的电离平衡常数 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算举例1 例HAc在293K时K,=1.75X105,求下列各浓度HAc 溶液的[H+]和电高度： (1)0.10mol/(2)0.01mol/L;(3)1.0×10-5mol/L. 解：对(1)和(2)，cK>500,cK,≥20K,所以可应用稀释定律。 65×切 4)[H1=√K8c=,75x10×0.1=1.3×10-3mol-1 at HCH 1.75×10-3 ydo HOO H-0C Hydexyeak IIN I-CN 4w×m 物及水液中的 (②日]=VKe=75x10x0.0i=42x10m01-r a=001 = .75×10- -=4.2% 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算举例1续 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.1氨水溶液的[oH]和pH值(K,=1.79×10-) 解： 设[OH=x [Hr1=√K8c=.75x10×10=l3x10mol.P>c NH:H2O -NH*+OH 平衡浓度(mol.L-)0.10-x H]=-kK++4-71x10*mal.r Xx=1.79×10 :c/K>500 K8=010-x a=H1k100%=71% .x=[0H-]≈1.79x105×0.10=1.34×10-3m0l-1 pH=14-p0H=14-(-1 g[OH-D)=11.1
2 [ ][ ] [ ] (1 ) 1 a H A cc c K HA c + − θ α⋅ α α = == −α −α c cα cα 0 0 c- cα 初始浓度(mol.L-1) 平衡浓度(mol.L-1) 2 ()4 [ ] 2 K K Kc aa a H c θθ θ + −+ + = α= HA H + + A - 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 稀释定律 [ ] 1 1 lg[ ] lg 2 2 a a H c Kc pH H pK c + θ + θ = α= =− = − 2 K c a θ = α Ka c θ 或 α = 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） 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 一些一元弱酸的电离平衡常数 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 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 + θ − −− θ − = = × × =× ⋅ × α= = = (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 + θ − −− θ − = = × × =× ⋅ × α= = = 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 (3) 2 6 1 ()4 [ ] 7.1 10 2 [ ] 100% 71% K K Kc aa a H mol l H c θθ θ + −− + −+ + = =× ⋅ α= × = 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 + θ −− − − = = × × =× ⋅> ? 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算举例1-续 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(mol.L-1) 0.10-x x x 5 1.79 10 0.10 b x x K x θ − ⋅ = =× − / 500 b c Kθ ∵ > -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 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算举例2
5.3.2酸碱溶液pH值的计算 5.3.2酸碱溶液p值的计算 ·多元弱酸、弱碱 K9>K92◆ [H']sKac 计算0.10 mol/L.H,S水蒋液的H,01和S,以及H,S 的电离度。 多元弱碱 [OH]≈VKgc 一级电离： H2S H HS K=H15]-=91x10*(2980 [H2S] 1每州箱 a或 二级电离： HS H+S2- 75时 K2-HS生1Ix10-e2980 12x to [HS] 4铜器情 5.5缓冲溶液 K与K,的关系 base strength 5.5.1缓冲溶液的定义和组成 (1)同高子效应 ·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 K×K。=Kw 的强电解质，可使弱电解质的电离度降低。 第5 pKa +pKo =pKw HAC=H+Ac↑ ·K越大则K越小，酸 越强，其共轭碱越 Weak ·缓冲溶液 配合物及水带液中的 弱，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)级冲作用的原理1 缓冲溶液的性质 HAc NaAc HAc H+Ac 初始浓度(mol.L-) CHAc CNaAc 100Lwam+0010 mol C 平衡浓度(mol.L-) CHe-x≈ CNadc+x 第5 CHAc ≈Cac 100Ltr010 m HO K,=HLAc]=xca些 国和 [HAc] =K。,C 物水溶中的平 p明=p水，+lg Cg酸 1mLhf+00104H C共值从10→0.1时 C剪袋 pH=pK。±l
• 多元弱酸、弱碱 H2S H+ + HSHS- H+ + S2- 8 1 2 [ ][ ] 9.1 10 (298 ) [ ] a H HS K K H S + − θ − = =× 2 12 2 [ ][ ] 1.1 10 (298 ) [ ] a H S K K HS + − θ − − = =× 一级电离： 二级电离： 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 Ka a 1 2 K θ θ >> 1 [ ] H K c a + θ ≈ 1 [ ] OH K c b − ≈ 多元弱碱 θ 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 Ka与Kb的关系 • 对于一对共轭酸碱对 Ka × Kb = Kw pKa + pKb = pKw • 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- •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 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 缓冲溶液的性质 HAc H+ + Ac- HAc + NaAc 平衡浓度(mol.L-1) cHAc-x≈ cHAc x cNaAc+x ≈ 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1 初始浓度(mol.L-1) cHAc cNaAc
(2)缀冲作用的原理2 (3)缓冲范图和缓冲容量 or Buifer ith cal r ·定义：指溶液具有缓冲能力的H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±1或pOH=pK,±1 HX 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。 +-HX 凉中的 (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 第5 ·缓冲溶液的浓度要大，常用浓度在0.1~ HAc NaAc 1mol/L的范围内； pH=4~6 ②弱碱及其共轭酸 NH3 +NH4CI pH=9~10 ·不应对测量有干扰。 配合物及水带液中的 ③其他共轭酸碱对 NaH2PO,-Na2HPO 典型的缓冲溶液p137表52 (6)缓冲溶液的计算1 5.5.2常见的缨冲体系和缓冲作用 工业上 例用HAc+NaAc配制pH=4.O的级冲溶液，求所需 CHAe/CNaAC的比值。 氢氟酸腐蚀硅片：HF-NH,F 解： SiO,+6HF=H2[SiF ]+2H,O pH=pK。+lgSa CHAc ·农业上 土壤中：H2 CO,-NaHCO3NaH2PO4-Na2HPO4以及 4.0=-lg1.75×105)-lg94 其他有机弱酸及其共轭碱 所以 CHAc=5.75 ·生物学 CNake 植物、动物
(2)缓冲作用的原理2 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 (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： 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。 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 (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～ 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 = + NaAc HAc c c 4.0 lg(1.75 10 ) lg 5 = − × − − = 5.75 NaAc HAc c c 所以 (6)缓冲溶液的计算1 • 工业上 氢氟酸腐蚀硅片：HF-NH4F • 农业上 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 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
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 人体液的H随部位的不同而不同。 血液pH47.35 ·血浆，pH=7.35~7.45 连达 .Depression of the acute nervous system ·唾液，pH=6.35~6.85 ,西量 ·胆囊胆汁，pH=5.4~6.9 选死亡pHk6.8 原因： 机理： 人体中有如下缓冲对： L呼吸性驶中接 1吧吸性腹中耋 8·H2C03/HC03 呼项不足，使CO,不能及 CO,不能及时由肺高开 时由帅离开 使血液中的HCO,含量升高 物及水溶中的 ·H2PO,-/HPO2- Na蛋白质-H蛋白质 2代谢性酸中辜 2代嫩性藏中鉴 饥续或节食时的侧烈运动 身体得不到食物而清耗脂防 酸，运动时产生乳腋 碱中毒(Alkalosis) ·血液pH↑7.45 碳酸氢盐缓冲体系与肺和肾的关系 症状 神经系统过度兴奋 ,肌肉座摩 排出H补充H 贮备的碳酸氢盐 惊 死亡pH7.8 原因： 机理： 储存 1呼吸性熊中童 L呼吸性醴中耋 卷惧、发桃、药物引起的换 气过度 装品染 2代激性被中耋 2代激性碱中童 代谢失调或或过度驱吐 从胃里吐出过多的酸性物质 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 第章 ·酸碱pH计算（最简式）p115 城和配合物及水溶液中的平 。 沉淀平衡和移动p131-136 缓冲溶液P136-140
第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 •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 人体中有如下缓冲对： • H2CO3 / HCO3 － • H2PO4 －/ HPO4 2− • Na蛋白质-H蛋白质 5.5.2 常见的缓冲体系和缓冲作用 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 酸中毒（Acidosis） •血液 pH L 7.35 症状: •Depression of the acute nervous system •昏晕 •昏迷死亡 pH7.8 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 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 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pH计算（最简式）p115 • 沉淀平衡和移动p131-136 • 缓冲溶液P136-140