酸堿平衡基礎知識概述課件

酸堿平衡

酸堿平衡1教學要求掌握酸堿質子理論的概念。了解路易斯酸堿理論。掌握水的質子自遞平衡。掌握一元弱酸弱堿的電離平衡及相關計算。掌握同離子效應和鹽效應及相關計算。掌握緩沖溶液的概念、組成、作用機理及pH值的計算，了解緩沖溶液的選擇與配制。教學要求掌握酸堿質子理論的概念。2一、酸堿質子理論（一）酸堿的定義（1）酸：凡能給出質子（H+）的物質.（2）堿：凡能接受質子（H+）的物質.S.A.ArreheniusAcidBaseTheory★酸指在水中電離出的陽離子全部為H+HCl=Cl

-

+H+★堿指在水中電離出的陰離子全部為OH-NaOH=Na++OH-★中和反應的實質H++OH-=H2OSvanteAugustArrhenius

瑞典化學家

酸和堿一、酸堿質子理論（一）酸堿的定義S.A.Arreheni3

酸質子+堿

HClH+Cl–HAcH+Ac–H2CO3

H+

HCO3–HCO3–

H+CO32–NH4+

H+NH3H3O+

H+

H2OH2OH+OH–[Al(H2O)6]3+

H+[Al(H2O)5OH]2+分子，

分子，陰、陽離子

陰、陽離子紅－藍互為共軛酸堿對！酸質子+堿H4練習根據(jù)酸堿質子理論,下列哪些是酸,堿及兩性物質

NH4+,CO32-,H2PO4-,NH3,H2S,Ac-,OH-,H2O練習根據(jù)酸堿質子理論,下列哪些是酸,堿及兩性物質5(1)電離作用:HCl+H2O?H3O++Cl－酸1堿2酸2堿1H+

(2)中和反應:H3O+

+OH－

?H2O+H2O

酸1堿2酸2堿1H+

(3)水解反應:H2O+Ac－

?HAc+OH－

酸1堿2酸2堿1H+

1.酸堿反應的實質

實質：兩對共軛酸堿對之間的質子(H+)傳遞反應。反應介質：水，非水溶劑或氣相。酸和堿(1)電離作用:HCl+H2O?H3O++Cl－62.酸堿質子理論的優(yōu)點擴大了酸和堿的范圍擴大了酸堿反應的范圍建立了酸堿強度和質子傳遞反應的辨證關系，把酸或堿的性質和溶劑的性質聯(lián)系起來。酸和堿2.酸堿質子理論的優(yōu)點擴大了酸和堿的范圍酸和堿7（二）酸堿的強弱HAc+H2O?H3O++Ac–

----acid，KaNH3+H2O?NH4+

+OH－----

base，Kb

Ka越大，酸性越強；

Kb越大，堿性越強；

常見弱酸(堿)的酸(堿)度常數(shù)見附錄三(P364).

酸和堿（二）酸堿的強弱HAc+H2O?H3O++Ac–81.共軛酸堿的Ka、Kb與Kw的關系∴Kw=Ka.Kb，即固定溫度下，Ka與Kb成反比。HAH++A–①HA的解離-

Ka：A–+H2OOH—+HA②A–離子的水解Kb：H2OH++OH–

③水的解離Kw

：共軛酸堿對——強酸弱堿，弱酸強堿酸和堿1.共軛酸堿的Ka、Kb與Kw的關系∴Kw=Ka.K9【例1】已知NH3的Kb為1.79×10-5，試求NH4+的Ka。解：NH4+是NH3的共軛酸,故:Ka=Kw/Kb=1.00×10-14/(1.79×10-5)=5.59×10-10答：NH4+的Ka為5.59×10-10.酸和堿【例1】已知NH3的Kb為1.79×10-5，試求NH102.電離度

α↗，酸堿電離就越完全，酸性或堿性越強。由此，可根據(jù)α的大小，判斷酸堿的相對強弱注意：強弱是相對某種溶劑而言，通常為水。酸和堿2.電離度α↗，酸堿電離就越完全，酸性或堿性越強。注意113.酸堿的分類一元弱酸、弱堿多元弱酸、弱堿兩性物質酸和堿3.酸堿的分類一元弱酸、弱堿酸和堿12酸堿平衡H2OH++OH–

+H++H2OH3O+H2O+H2OOH–+H3O+離子積Kw=[H3O+][OH–]=[H+][OH–]，Kw與T有關。25℃純水時，[H+]=[OH–]＝（1）水的離子積：酸堿平衡H2O13（2）pH值：25℃時，pH+pOH=14體液pH體液pH血清成人胃液嬰兒胃液唾液7.35~7.450.9~1.55.06.35~6.85大腸液乳汁淚水尿液8.3~8.46.0~6.9~7.44.8~7.5表1人體各種體液的pH酸堿平衡（2）pH值：25℃時，pH+pOH=14體液pH體液14趣聞－IQ值與pH值1996年，英國皇家學會匯編：標志人類智力水平的智商與大腦皮層的酸堿度成正比。光譜磁共振法；研究對象：42個6-13歲男童相關程度>0.5(0-毫無關系，1完全對應)pH值＝6.99～7.09時，IQ值＝63～138。趣聞－IQ值與pH值1996年，英國皇家學會匯編：標志人類智15一、一元弱酸的質子傳遞平衡例：試計算濃度為C的弱酸HA水溶液的[H+]。解一：

(1)忽略水的質子自遞平衡，則：HAH++A–

起始濃度：C00電離濃度：[H+][H+][H+]平衡濃度：C—[H+][H+][H+]酸堿平衡一、一元弱酸的質子傳遞平衡例：試計算濃度為C的弱酸HA水溶16….①，近似公式酸堿平衡….①，近似公式酸堿平衡17(2)當C/Ka≥500時,α<5%，即C-[H+]≈C，則:….②，最簡式…..③

酸堿平衡(2)當C/Ka≥500時,α<5%，即C-[H+]≈18【例2】已知濃度為0.10mol/L的HAc溶液，求溶液中的H+濃度和電離度α。解：Ka

=1.74×10-5，C=0.10mol/LKa

>>Kw

，C/Ka=5.7×103>500。pH=-lg[H+]=-lg(1.32×10-3)=2.88酸堿平衡【例2】已知濃度為0.10mol/L的HAc溶液，求溶液19【例3】計算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的pH值。解：查表得Ka(HA)=1.40×10-3，C=0.10mol/L。Ka>>Kw,C/Ka=1.40×102<500,設[H+]為x

mol/L.HAH++A–

起始濃度：0.1000電離濃度：x

x

x平衡濃度：0.10—xx

xx=1.12×10-2

mol/LpH=1.95對比用最簡式計算的結果。酸堿平衡【例3】計算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOO20二、一元弱堿的質子傳遞平衡：(1)當Kb>>Kw時，忽略水的質子傳遞平衡：(2)當C/Kb

≥500，即α<5%時：酸堿平衡二、一元弱堿的質子傳遞平衡：(1)當Kb>>Kw時，忽21【例4】計算0.100mol·L-1NaAc溶液的pH值。

已知Ka(HAc)=1.74×10-5

=7.58×10-6mol·L-1

解：Kb(Ac-)=Kw/Ka(HAc)

=(1.0×10-14)

/(1.74×10-5)=5.75×10-10∵Kb

>>Kw,c

/Kb=0.10/(5.75×10-10)>500,則：酸堿平衡【例4】計算0.100mol·L-1NaAc溶液的p22所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=(1.00×10-14)

/(7.58×10-6)=1.32×10-9mol·L-1

酸堿平衡所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=23指示劑：甲基橙pH：3.1～4.4橙紅色←→黃色HAc?Ac-+H+

酸堿平衡指示劑：甲基橙酸堿平衡24指示劑：酚酞pH：8.0～9.6無色─→紅色NH3·H2O?

NH4++OH-酸堿平衡指示劑：酚酞酸堿平衡25同離子效應：在弱電解質溶液中，加入與該弱電解質有共同離子的強電解質而使電離平衡向左移動，從而降低弱電解質的電離度的現(xiàn)象。酸堿平衡同離子效應：酸堿平衡26解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10mol·L-1,Ka=1.74×10-5:【例5】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固體NaAc，使其濃度為0.10mol·L-1(設溶液體積不變)，計算溶液的[H+]和電離度。起始濃度：0.1000.10解離濃度：[H+][H+][H+]平衡濃度：0.10-[H+][H+]0.10+[H+]HAcH++Ac–

≈0.10≈0.10∴[H+]=Ka·[HAc]/[Ac-]=1.74×10-5×0.10/0.10=1.74×10-5mol·L-1=[H+]/C0=(1.74×10-5)/0.10=1.74×10-4=0.0174%解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10m27例如：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使其濃度為0.10mol·L-1，則溶液中的[H+]由1.32×10-3mol·L-1→1.82×10-3mol·L-1，HAc的電離度由1.32%→1.82%。顯然，在有同離子效應的同時，也有鹽效應，只不過鹽效應較弱未考慮。（三）鹽效應鹽效應：在弱電解質中加入不含共同離子的強電解質，引起電解質電離度稍增大的效應。酸堿平衡例如：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使28表3影響平衡移動的因素[H+]或[OH-]電離度α酸或堿的濃度增大↑↓同離子效應↓↓鹽效應↑↑酸堿平衡表3影響平衡移動的因素[H+]或[OH-]電離度α酸或29酸堿平衡基礎知識概述30一、緩沖溶液的定義：能抵抗外來少量強酸、強堿或稍加稀釋，而保持其pH值基本不變的溶液。緩沖溶液一、緩沖溶液的定義：緩沖溶液31二、緩沖溶液的組成：一般要有一對起緩沖作用的物質。弱酸+共軛堿弱堿+共軛酸HAc－NaAcNH3－NH4ClH2CO3

－NaHCO3緩沖溶液二、緩沖溶液的組成：弱酸+共軛堿弱堿+共軛酸HAc－NaAc32表4常用的緩沖溶液緩沖溶液pKa(25℃)緩沖范圍HAc－NaAcH2CO3－NaHCO3NH4Cl－NH3Na2HPO4－Na3PO44.746.359.2512.323.74～5.745.35～7.358.25～10.2511.32～13.32緩沖溶液表4常用的緩沖溶液緩沖溶液pKa(25℃)緩沖范圍HAc－33三、緩沖作用原理HAcH++Ac–

NaAc→Na++Ac–(1)加入H+時：HAc←H++Ac-消耗H+，pH不會顯著降低，Ac-為抗酸成分(2)加入OH–時：補充H+，pH不會顯著升高，HAc為抗堿成分。H++OH–H2O……抗酸……抗堿結論：少量外來酸堿的加入不會影響溶液的pH值，但緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。緩沖溶液三、緩沖作用原理HAcH+34HAH++A–

起始：Ca0Cb電離：xxx平衡：Ca-x

xCb+x

≈Ca≈Cb

兩邊取負對數(shù)得：-lg[H+]=-lgKa+lg四、緩沖溶液pH值的計算緩沖溶液HAH++A–起始：Ca35【例6】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固體NaAc，使其濃度為0.10mol·L-1(設溶液體積不變)，計算溶液的[H+]和電離度。解:

Ca＝0.10mol·L-1,Cb＝0.10mol·L-1,pKa=4.75：=4.75∴[H+]=1.74×10-5mol·L-1=[H+]/Ca=(1.74×10-5)/0.10=1.74×10-4=0.0174%緩沖溶液【例6】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固體Na36【例7】含

0.1mol·L-1HAc及0.1mol·L-1NaAc混合液1.00L四份分別不加，滴加0.010molHCl,0.010molNaOH(設溶液體積不變)及10.0ml水,試計算這四份溶液的pH(pKa=4.75)解：⑴HAc–NaAc組成緩沖溶液。CHAc=CAc-=0.1mol·L-1緩沖溶液【例7】含0.1mol·L-1HAc及0.1mol·37(2)滴加0.010molHCl后,平衡左移,則H+與Ac-結合生成HAc：CHAc≈0.10+0.01=0.11mol·L-1CAc-≈0.10－0.01=0.09mol·L-1緩沖溶液(2)滴加0.010molHCl后,平衡左移,則H+38⑶滴加0.010molNaOH,使HAc消耗0.010mol·L-1CHAc≈0.10－0.01=0.09mol·L-1CAc-≈0.10＋0.01=0.11mol·L-1緩沖溶液⑶滴加0.010molNaOH,使HAc消耗0.010mo39(4)加10.0ml水時緩沖溶液(4)加10.0ml水時緩沖溶液40c堿=c酸

pH=pKac堿/c酸=10

0.1pH=pKa1因HAc的pKa=4.74故HAc/NaAc組成的緩沖溶液pH=3.74~5.74緩沖溶液五、緩沖溶液的范圍c堿=c酸pH=pKac堿/c酸=1041六、緩沖溶液的選擇和配制1.選擇合適的緩沖對：a.pH與pKa接近b.物質應該穩(wěn)定，無毒，不會發(fā)生反應。例：H2CO3-Na2CO3不穩(wěn)定；硼酸－硼酸鹽，有毒。2.總濃度：0.05～0.50mol/L濃度太低：緩沖容量小。濃度太高：離子強度，滲透壓大，浪費試劑。3.計算用量：一般[B-]=[HB]現(xiàn)成配方：弱酸+共軛堿，弱酸(過量)＋強堿，弱堿(過量)＋強酸緩沖溶液六、緩沖溶液的選擇和配制1.選擇合適的緩沖對：緩沖溶液42小結掌握酸堿質子理論的概念；掌握水的離子積常數(shù)KW、pH值的含義。掌握一元弱酸弱堿的電離平衡；并熟練掌握一元弱酸弱堿pH值計算的最簡公式及其適用范圍。掌握同離子效應和鹽效應的概念。掌握緩沖溶液的概念、組成和作用機理，判斷抗酸和抗堿成分。掌握緩沖溶液pH值的計算方法。

作業(yè)：P102:3;13;16小結掌握酸堿質子理論的概念；431.同離子效應使弱酸的電離度（），鹽效應使弱酸的電離度（）。2.緩沖對NaAc–HAc中，抗酸成分是（），抗堿成分是（）習題1.同離子效應使弱酸的電離度（），鹽效應使弱酸的電離44酸堿平衡

酸堿平衡45教學要求掌握酸堿質子理論的概念。了解路易斯酸堿理論。掌握水的質子自遞平衡。掌握一元弱酸弱堿的電離平衡及相關計算。掌握同離子效應和鹽效應及相關計算。掌握緩沖溶液的概念、組成、作用機理及pH值的計算，了解緩沖溶液的選擇與配制。教學要求掌握酸堿質子理論的概念。46一、酸堿質子理論（一）酸堿的定義（1）酸：凡能給出質子（H+）的物質.（2）堿：凡能接受質子（H+）的物質.S.A.ArreheniusAcidBaseTheory★酸指在水中電離出的陽離子全部為H+HCl=Cl

-

+H+★堿指在水中電離出的陰離子全部為OH-NaOH=Na++OH-★中和反應的實質H++OH-=H2OSvanteAugustArrhenius

瑞典化學家

酸和堿一、酸堿質子理論（一）酸堿的定義S.A.Arreheni47

酸質子+堿

HClH+Cl–HAcH+Ac–H2CO3

H+

HCO3–HCO3–

H+CO32–NH4+

H+NH3H3O+

H+

H2OH2OH+OH–[Al(H2O)6]3+

H+[Al(H2O)5OH]2+分子，

分子，陰、陽離子

陰、陽離子紅－藍互為共軛酸堿對！酸質子+堿H48練習根據(jù)酸堿質子理論,下列哪些是酸,堿及兩性物質

NH4+,CO32-,H2PO4-,NH3,H2S,Ac-,OH-,H2O練習根據(jù)酸堿質子理論,下列哪些是酸,堿及兩性物質49(1)電離作用:HCl+H2O?H3O++Cl－酸1堿2酸2堿1H+

(2)中和反應:H3O+

+OH－

?H2O+H2O

酸1堿2酸2堿1H+

(3)水解反應:H2O+Ac－

?HAc+OH－

酸1堿2酸2堿1H+

1.酸堿反應的實質

實質：兩對共軛酸堿對之間的質子(H+)傳遞反應。反應介質：水，非水溶劑或氣相。酸和堿(1)電離作用:HCl+H2O?H3O++Cl－502.酸堿質子理論的優(yōu)點擴大了酸和堿的范圍擴大了酸堿反應的范圍建立了酸堿強度和質子傳遞反應的辨證關系，把酸或堿的性質和溶劑的性質聯(lián)系起來。酸和堿2.酸堿質子理論的優(yōu)點擴大了酸和堿的范圍酸和堿51（二）酸堿的強弱HAc+H2O?H3O++Ac–

----acid，KaNH3+H2O?NH4+

+OH－----

base，Kb

Ka越大，酸性越強；

Kb越大，堿性越強；

常見弱酸(堿)的酸(堿)度常數(shù)見附錄三(P364).

酸和堿（二）酸堿的強弱HAc+H2O?H3O++Ac–521.共軛酸堿的Ka、Kb與Kw的關系∴Kw=Ka.Kb，即固定溫度下，Ka與Kb成反比。HAH++A–①HA的解離-

Ka：A–+H2OOH—+HA②A–離子的水解Kb：H2OH++OH–

③水的解離Kw

：共軛酸堿對——強酸弱堿，弱酸強堿酸和堿1.共軛酸堿的Ka、Kb與Kw的關系∴Kw=Ka.K53【例1】已知NH3的Kb為1.79×10-5，試求NH4+的Ka。解：NH4+是NH3的共軛酸,故:Ka=Kw/Kb=1.00×10-14/(1.79×10-5)=5.59×10-10答：NH4+的Ka為5.59×10-10.酸和堿【例1】已知NH3的Kb為1.79×10-5，試求NH542.電離度

α↗，酸堿電離就越完全，酸性或堿性越強。由此，可根據(jù)α的大小，判斷酸堿的相對強弱注意：強弱是相對某種溶劑而言，通常為水。酸和堿2.電離度α↗，酸堿電離就越完全，酸性或堿性越強。注意553.酸堿的分類一元弱酸、弱堿多元弱酸、弱堿兩性物質酸和堿3.酸堿的分類一元弱酸、弱堿酸和堿56酸堿平衡H2OH++OH–

+H++H2OH3O+H2O+H2OOH–+H3O+離子積Kw=[H3O+][OH–]=[H+][OH–]，Kw與T有關。25℃純水時，[H+]=[OH–]＝（1）水的離子積：酸堿平衡H2O57（2）pH值：25℃時，pH+pOH=14體液pH體液pH血清成人胃液嬰兒胃液唾液7.35~7.450.9~1.55.06.35~6.85大腸液乳汁淚水尿液8.3~8.46.0~6.9~7.44.8~7.5表1人體各種體液的pH酸堿平衡（2）pH值：25℃時，pH+pOH=14體液pH體液58趣聞－IQ值與pH值1996年，英國皇家學會匯編：標志人類智力水平的智商與大腦皮層的酸堿度成正比。光譜磁共振法；研究對象：42個6-13歲男童相關程度>0.5(0-毫無關系，1完全對應)pH值＝6.99～7.09時，IQ值＝63～138。趣聞－IQ值與pH值1996年，英國皇家學會匯編：標志人類智59一、一元弱酸的質子傳遞平衡例：試計算濃度為C的弱酸HA水溶液的[H+]。解一：

(1)忽略水的質子自遞平衡，則：HAH++A–

起始濃度：C00電離濃度：[H+][H+][H+]平衡濃度：C—[H+][H+][H+]酸堿平衡一、一元弱酸的質子傳遞平衡例：試計算濃度為C的弱酸HA水溶60….①，近似公式酸堿平衡….①，近似公式酸堿平衡61(2)當C/Ka≥500時,α<5%，即C-[H+]≈C，則:….②，最簡式…..③

酸堿平衡(2)當C/Ka≥500時,α<5%，即C-[H+]≈62【例2】已知濃度為0.10mol/L的HAc溶液，求溶液中的H+濃度和電離度α。解：Ka

=1.74×10-5，C=0.10mol/LKa

>>Kw

，C/Ka=5.7×103>500。pH=-lg[H+]=-lg(1.32×10-3)=2.88酸堿平衡【例2】已知濃度為0.10mol/L的HAc溶液，求溶液63【例3】計算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的pH值。解：查表得Ka(HA)=1.40×10-3，C=0.10mol/L。Ka>>Kw,C/Ka=1.40×102<500,設[H+]為x

mol/L.HAH++A–

起始濃度：0.1000電離濃度：x

x

x平衡濃度：0.10—xx

xx=1.12×10-2

mol/LpH=1.95對比用最簡式計算的結果。酸堿平衡【例3】計算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOO64二、一元弱堿的質子傳遞平衡：(1)當Kb>>Kw時，忽略水的質子傳遞平衡：(2)當C/Kb

≥500，即α<5%時：酸堿平衡二、一元弱堿的質子傳遞平衡：(1)當Kb>>Kw時，忽65【例4】計算0.100mol·L-1NaAc溶液的pH值。

已知Ka(HAc)=1.74×10-5

=7.58×10-6mol·L-1

解：Kb(Ac-)=Kw/Ka(HAc)

=(1.0×10-14)

/(1.74×10-5)=5.75×10-10∵Kb

>>Kw,c

/Kb=0.10/(5.75×10-10)>500,則：酸堿平衡【例4】計算0.100mol·L-1NaAc溶液的p66所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=(1.00×10-14)

/(7.58×10-6)=1.32×10-9mol·L-1

酸堿平衡所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=67指示劑：甲基橙pH：3.1～4.4橙紅色←→黃色HAc?Ac-+H+

酸堿平衡指示劑：甲基橙酸堿平衡68指示劑：酚酞pH：8.0～9.6無色─→紅色NH3·H2O?

NH4++OH-酸堿平衡指示劑：酚酞酸堿平衡69同離子效應：在弱電解質溶液中，加入與該弱電解質有共同離子的強電解質而使電離平衡向左移動，從而降低弱電解質的電離度的現(xiàn)象。酸堿平衡同離子效應：酸堿平衡70解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10mol·L-1,Ka=1.74×10-5:【例5】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固體NaAc，使其濃度為0.10mol·L-1(設溶液體積不變)，計算溶液的[H+]和電離度。起始濃度：0.1000.10解離濃度：[H+][H+][H+]平衡濃度：0.10-[H+][H+]0.10+[H+]HAcH++Ac–

≈0.10≈0.10∴[H+]=Ka·[HAc]/[Ac-]=1.74×10-5×0.10/0.10=1.74×10-5mol·L-1=[H+]/C0=(1.74×10-5)/0.10=1.74×10-4=0.0174%解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10m71例如：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使其濃度為0.10mol·L-1，則溶液中的[H+]由1.32×10-3mol·L-1→1.82×10-3mol·L-1，HAc的電離度由1.32%→1.82%。顯然，在有同離子效應的同時，也有鹽效應，只不過鹽效應較弱未考慮。（三）鹽效應鹽效應：在弱電解質中加入不含共同離子的強電解質，引起電解質電離度稍增大的效應。酸堿平衡例如：在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使72表3影響平衡移動的因素[H+]或[OH-]電離度α酸或堿的濃度增大↑↓同離子效應↓↓鹽效應↑↑酸堿平衡表3影響平衡移動的因素[H+]或[OH-]電離度α酸或73酸堿平衡基礎知識概述74一、緩沖溶液的定義：能抵抗外來少量強酸、強堿或稍加稀釋，而保持其pH值基本不變的溶液。緩沖溶液一、緩沖溶液的定義：緩沖溶液75二、緩沖溶液的組成：一般要有一對起緩沖作用的物質。弱酸+共軛堿弱堿+共軛酸HAc－NaAcNH3－NH4ClH2CO3

－NaHCO3緩沖溶液二、緩沖溶液的組成：弱酸+共軛堿弱堿+共軛酸HAc－NaAc76表4常用的緩沖溶液緩沖溶液pKa(25℃)緩沖范圍HAc－NaAcH2CO3－NaHCO3NH4Cl－NH3Na2HPO4－Na3PO44.746.359.2512.323.74～5.745.35～7.358.25～10.2511.32～13.32緩沖溶液表4常用的緩沖溶液緩沖溶液pKa(25℃)緩沖范圍HAc－77三、緩沖作用原理HAcH++Ac–

NaAc→Na++Ac–(1)加入H+時：HAc←H++Ac-消耗H+，pH不會顯著降低，Ac-為抗酸成分(2)加入OH–時：補充H+，pH不會顯著升高，HAc為抗堿成分。H++OH–H2O……抗酸……抗堿結論：少量外來酸堿的加入不會影響溶液的pH值，但緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。緩沖溶液三、緩沖作用原理HAcH+78HAH++A–

起始：Ca0Cb電離：xxx平衡：Ca-x

xCb+x

≈Ca≈Cb

兩邊取負對數(shù)得：-lg[H+]=-lgKa+lg四、緩