化學(xué)第三章-酸堿解離平衡課件

體液中電解質(zhì)離子存在的作用？舉例說(shuō)明？維持水鹽平衡

調(diào)節(jié)體液pH值（

HCO3-，H2PO4-）導(dǎo)言2.它們又是如何調(diào)節(jié)體液的pH值？與酸堿平衡的移動(dòng)有關(guān)腎衰竭

腎小管酸中毒（由腎功能不全引起）

糖尿病酮癥酸中毒

乳酸中毒

體液中電解質(zhì)離子存在的作用？維持水鹽平衡調(diào)節(jié)1第三章酸堿解離平衡和沉淀-溶解平衡

[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件2主要內(nèi)容酸堿的質(zhì)子理論水溶液中的酸堿平衡酸堿溶液pH值的計(jì)算緩沖溶液主要內(nèi)容酸堿的質(zhì)子理論3目的要求1.了解強(qiáng)電解質(zhì)溶液的理論和概念。2.掌握酸堿質(zhì)子理論的概念、溶液的pH和酸堿強(qiáng)度的概念。3.掌握一元質(zhì)子弱酸和弱減水溶液pH及有關(guān)物種濃度的計(jì)算。4.掌握緩沖溶液的特點(diǎn)和pH計(jì)算。目的要求1.了解強(qiáng)電解質(zhì)溶液的理論和概念。4電解質(zhì)：是在水溶液中或熔融狀態(tài)能夠?qū)щ姷幕衔?。如：酸、堿、鹽都是電解質(zhì)。基本概念電解質(zhì)：基本概念5電解質(zhì)的分類(lèi)一、電解質(zhì)溶液的定義及分類(lèi):

電解質(zhì)(electrolyte)熔融或溶液狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物強(qiáng)電解質(zhì)(strongelectrolyte)在水溶液中幾乎完全解離成離子弱電解質(zhì)(weakelectrolyte)在水溶液中只能部分解離成離子強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽弱酸弱堿一元二元三元電解質(zhì)的分類(lèi)一、電解質(zhì)溶液的定義及分類(lèi):電解質(zhì)(elec6強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全解離為離子的化合物。如NaCl、HCl等。它主要以正、負(fù)離子的形式存在于溶液中。HCl→H++Cl-NaCl→Na++Cl-強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全解離為離子的化合物。如NaCl、HCl7弱電解質(zhì)在水溶液中僅能部分解離的化合物。如HAc、NH3等。它主要以分子狀態(tài)存在于溶液中，只有少部分解離成正、負(fù)離子。由于離子濃度小，導(dǎo)電性差，其解離過(guò)程是可逆的。弱電解質(zhì)在水溶液中僅能部分解離的化合物。8

可以用解離度（α）定量表示弱電解質(zhì)解離程度的大小：α＝（已解離的分子數(shù)∕分子總數(shù)）×100％

解離度是指在一定的溫度下當(dāng)解離達(dá)到平衡時(shí)，已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù)與解離前分子總數(shù)的比率。

弱電解質(zhì)在水溶液中的電離可以用解離度（α）定量表示弱電解質(zhì)解離9

當(dāng)25℃,0.1mol/LHAc溶液中的HAc分子的解離達(dá)到平衡時(shí),每10000個(gè)HAc分子中有約134個(gè)分子解離成H+，Ac-。

例:25℃時(shí),0.1mol/LHAc的α=1.34%的表示意義:當(dāng)25℃,0.1mol/LHAc溶液中的H10討論:

①對(duì)于不同的弱電解質(zhì)，解離度α不同。②α可表示電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱：α>30%強(qiáng)電解質(zhì),α<5%弱電解質(zhì)③弱電解質(zhì)才有解離度的概念討論:11第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論1.酸堿理論的發(fā)展酸堿解離理論（阿累尼烏其斯）

酸堿質(zhì)子理論（布朗斯特）

酸堿電子理論（路易斯）第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論1.酸堿理論的發(fā)展酸堿解離理論（阿累尼122.Arrhenius的電離理論：定義:水溶液中，能解離出H+的物質(zhì)——酸水溶液中，能解離出OH-的物質(zhì)——堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：H++OH-→H2O優(yōu)勢(shì)①在物質(zhì)的化學(xué)組成上揭示了酸堿的本質(zhì)。②通過(guò)化學(xué)平衡的原理量度酸堿的強(qiáng)弱。2.Arrhenius的電離理論：13局限性：把酸堿限制在溶液中，無(wú)法解釋?zhuān)喝绶撬軇┲械乃釅A反應(yīng)NH3+HCl=NH4Cl如NH4C1水溶液呈酸性；NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈堿性局限性：把酸堿限制在溶液中，無(wú)法解釋?zhuān)?4

凡是能給出質(zhì)子H+的物質(zhì)都是酸(如：HAc，NH4+，H3PO4，H2PO4-，HCl，H2O等);

一、

酸堿的定義

凡是能與質(zhì)子H+結(jié)合的物質(zhì)都是堿(如：NH3，PO43-，H2PO4-，Cl-，H2O等)。3.酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：

既可以給出質(zhì)子，也能夠結(jié)合質(zhì)子的物質(zhì)稱(chēng)為兩性物質(zhì)(如：H2O，HCO3-，HPO42-，H2PO4-等)。凡是能給出質(zhì)子H+的物質(zhì)都是酸(如：HAc，NH15兩性物質(zhì)：反應(yīng)中，HCO3-為堿。反應(yīng)中，HCO3-為酸。即HCO3-既可以失去質(zhì)子，也可以接受質(zhì)子。兩性物質(zhì)：反應(yīng)中，HCO3-為堿。反應(yīng)中，HCO3-為酸。即16酸堿的共軛關(guān)系當(dāng)HA給出一個(gè)H+后形成相應(yīng)的堿A-，稱(chēng)A-是該酸HA的共軛堿；同樣，堿接受H+后形成了酸HA，稱(chēng)HA為該堿A-的共軛酸。酸堿的共軛關(guān)系當(dāng)HA給出一個(gè)H+后形成相應(yīng)的堿A-，稱(chēng)A-是17例：HAc是Ac-的共軛酸，Ac-是HAc的共軛堿。NH4+是NH3的共軛酸，NH3是NH4+的共軛堿。例：18

酸和堿可以是中性分子、陽(yáng)離子、陰離子，共軛酸比共軛堿多一個(gè)單位正電荷。酸和堿可以是中性分子、陽(yáng)離子、陰離子，共軛酸比共軛19

質(zhì)子是以什么形式存在的？

思考

質(zhì)子不能單獨(dú)存在。作為酸，它放出質(zhì)子必須為另一堿所接受；作為堿，也只能從其它酸獲得質(zhì)子。質(zhì)子是以什么形式存在的？思考20

二、酸堿反應(yīng)H3O++NH3NH4++H2OH+酸1酸2堿1堿2酸堿中和反應(yīng)：二、酸堿反應(yīng)H3O++NH3NH4++H2OH+21Ac-+H2OOH-+HAcH+堿1堿2酸1酸2水解反應(yīng)Ac-+H2OOH-+HAcH+堿1堿2酸1酸2水解反應(yīng)22電離式：HAcH++Ac-解離式：HAc+H2OH3O++Ac-H+酸1酸2堿1堿2解離反應(yīng)電離式：HAcH++Ac-解離式：HAc+H2OH3O++A23酸1酸2堿1堿2

酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞過(guò)程。H+A1+B2

A2+B1酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：

反應(yīng)方向：較強(qiáng)的酸和較強(qiáng)的堿作用，生成較弱的酸和較弱的堿。酸1酸2堿1堿2酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)24思考題

寫(xiě)出下列各酸的共軛堿的化學(xué)式：NH4+；HCl；H2O；H2PO4-；HCO3-；H2SO4思考題寫(xiě)出下列各酸的共軛堿的化學(xué)式：25

溶液的pH值表示的意義？如何計(jì)算一元弱酸、弱堿溶液的pH值呢？思考溶液的pH值表示的意義？思考26第三節(jié)

水溶液的酸堿平衡一.水的質(zhì)子自遞反應(yīng)第三節(jié)

水溶液的酸堿平衡一.水的質(zhì)子自遞反應(yīng)27Kw稱(chēng)為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。25℃時(shí)Kw=[H+][OH-]=1.0×10-14此關(guān)系不僅適用于純水，也可用于任何稀溶液。Kw稱(chēng)為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。此關(guān)系不僅適用于純水28回顧:水溶液的pH值定義：pH=-lg［H+］關(guān)系：pH+pOH=14酸性pH<7堿性pH>7回顧:29二、酸堿的解離平衡1、酸和堿的解離平衡及解離平衡常數(shù)

酸:HB+H2OB-+H3O+

堿:B-+H2OHB-+OH-二、酸堿的解離平衡30Ka—酸的解離平衡常數(shù)，

Kb—堿的解離平衡常數(shù)Ka和Kb與HB的本性及T有關(guān)，與c無(wú)關(guān)Ka表示酸在水中釋放質(zhì)子能力的大小:Ka越大，表明其酸性越強(qiáng)；Kb表示堿在水中接受質(zhì)子能力的大小:Kb越大，表明其堿性越強(qiáng)。Ka—酸的解離平衡常數(shù)，312.共軛酸堿解離平衡常數(shù)的關(guān)系

酸:HB+H2OB-+H3O+

堿:B-+H2OHB-+OH-

Ka·Kb=[H+][OH-]=Kw2.共軛酸堿解離平衡常數(shù)的關(guān)系32一定T,Kw是一常數(shù)，Ka大，則Kb就小共軛酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性就越弱；反之亦然。酸的濃度：CHB

酸性：由其本性決定，Ka大，酸性強(qiáng)；

Kb大，堿性強(qiáng)。酸度：溶液中的[H+]一定T,Kw是一常數(shù)，Ka大，則Kb就小33例:已知HAc的Ka為1.76×10-5，計(jì)算Ac-的Kb。解：答：Ac-的Kb為5.68×10-5。例:已知HAc的Ka為1.76×10-5，計(jì)算Ac-的Kb。343.多元弱酸在水中的質(zhì)子傳遞反應(yīng)以碳酸為例：H2CO3H2CO3+H2OHCO3-+H3O+HCO3-+H2OCO32-+H3O+Ka1=[HCO3-][H3O+]/[H2CO3]Ka2=[CO32-][H3O+]/[HCO3-]3.多元弱酸在水中的質(zhì)子傳遞反應(yīng)以碳酸為例：H2CO3HC35三、一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算

（一）水溶液的酸堿性及pH值溶液的pH值是氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)值。表示式為：pH=-lg[H+]即

[H+]=10-pH

如某酸溶液[H+]=0.001mol/L，則：pH=-lg[H+]=-lg0.001=-(-3)=3三、一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算（一）水溶液的酸堿性及36pH和pOH之間的關(guān)系在室溫下，因：[H3O+][OH-]=1.0×10-14pH+pOH=pKw故pH+pOH=-lg1.0×10-14=14pH和pOH之間的關(guān)系在室溫下，因：37例：計(jì)算0.002mol/LNaOH溶液pH？（二）一元強(qiáng)酸（堿）溶液pH值的計(jì)算例：計(jì)算0.002mol/LNaOH溶液pH？（二）一元強(qiáng)酸38（二）一元強(qiáng)酸（堿）溶液pH值的計(jì)算（二）一元強(qiáng)酸（堿）溶液pH值的計(jì)算39（三）一元弱酸（堿）溶液pH值的計(jì)算若c.Ka≧20Kw，可以忽略水的解離。以弱酸HA為例：設(shè)弱酸的總濃度為c（三）一元弱酸（堿）溶液pH值的計(jì)算若c.Ka≧20Kw，可40由于弱酸的解離度很小(c/Ka≧500)，故c-[H3O+]≈c因此當(dāng)：c.Ka≧20Kw，c/Ka≧500

一元弱酸溶液的[H3O+]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式為：由于弱酸的解離度很小(c/Ka≧500)，故c-[H341例：計(jì)算298K時(shí)，0.10mol.L-1HAc溶液的pH值。例：計(jì)算298K時(shí)，0.10mol.L-1HAc溶液的pH值42所以：所以：43一元弱堿溶液[OH-]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式弱堿的總濃度一元弱堿溶液[OH-]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式弱堿的總濃度44例：計(jì)算0.10mol.L-1NH3.H2O溶液的pH值。例：計(jì)算0.10mol.L-1NH3.H2O溶液的pH值。45[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件46[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件47[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件481．同離子效應(yīng)三．同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)ki=[H+][Ac-]/[HAc]平衡向左移動(dòng)，解離度減小1．同離子效應(yīng)三．同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)ki=[H+][Ac49這種在弱電解質(zhì)溶液中，加入與該弱電解質(zhì)具有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，導(dǎo)致弱電解質(zhì)的解離度降低的效應(yīng)稱(chēng)為同離子效應(yīng)。定義：HCl＝H++

Cl-ki=[H+][Ac-]/[HAc]平衡向左移動(dòng)，解離度減小這種在弱電解質(zhì)溶液中，加入與該弱電解質(zhì)具有相同離子502．鹽效應(yīng)

平衡向右移動(dòng)，解離度增大定義：這種在弱電解質(zhì)溶液中加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，引起弱電解質(zhì)的解離度增大的效應(yīng)稱(chēng)為鹽效應(yīng)。2．鹽效應(yīng)定義：這種在弱電解質(zhì)溶液中加入不含相同離51兩種效應(yīng)的發(fā)生原因及其協(xié)同作用。同時(shí)存在，且同離子效應(yīng)>鹽效應(yīng)。討論：兩種效應(yīng)的發(fā)生原因及其協(xié)同作用。同時(shí)存在，且同離子效應(yīng)>鹽52第四節(jié)緩沖溶液一、緩沖溶液的緩沖作用和組成實(shí)驗(yàn)：樣品1，1L0.10mol·L-1NaCl溶液樣品2，1L含HAc和NaAc均為0.10mol的溶液操作：分別加入0.010mol強(qiáng)酸（HCl）觀察現(xiàn)象：pH值的變化結(jié)論：HAc和NaAc混合溶液有抵抗外來(lái)少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿而保持pH值基本不變的能力。第四節(jié)緩沖溶液一、緩沖溶液的緩沖作用和組成53HAc-NaAcsystemNaClsolutionHAc-NaAcsystemNaClsolution54緩沖溶液：能抵抗外加少量

強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稍加稀釋?zhuān)３制鋚H值基本不變的溶液緩沖作用（bufferaction）：緩沖溶液對(duì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的抵抗作用緩沖溶液的組成：由足夠濃度的共軛酸堿對(duì)組成。緩沖系(buffersystem)或緩沖對(duì)(bufferpair)：構(gòu)成緩沖溶液的共軛酸及其共扼堿。緩沖溶液：能抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稍55

二緩沖溶液的組成1．弱酸及其對(duì)應(yīng)的鹽例如，HAc-NaAc

2．多元弱酸的酸式鹽及其對(duì)應(yīng)的次級(jí)鹽。

3．弱堿及其對(duì)應(yīng)的鹽例如：NH3-NH4Cl例如：NaHCO3-Na2CO3二緩沖溶液的組成1．弱酸及其對(duì)應(yīng)的鹽例如，HA56

以HAc-NaAc緩沖溶液為例（與酸作用）少量H+平衡向左移動(dòng)共軛堿是抗酸成分三緩沖溶液的作用原理以HAc-NaAc緩沖溶液為例（與酸作用）少量H+平57以HAc-NaAc緩沖溶液為例（與堿作用）：共軛酸是抗堿成分以HAc-NaAc緩沖溶液為例（與堿作用）：共軛酸是抗堿成分58總結(jié)

由于緩沖體系中存在著弱酸（或弱堿）的離解平衡，且共軛酸堿的濃度都是較大的，因此加入少量的H+或OH-時(shí)，只是使平衡發(fā)生了移動(dòng)，當(dāng)重新建立平衡時(shí)，體系中的H+量并無(wú)明顯變化，從而保持體系的pH值相對(duì)穩(wěn)定。總結(jié)由于緩沖體系中存在著弱酸（或弱堿）的離解平衡，59四、緩沖溶液pH的計(jì)算(一)弱酸以及共軛堿組成的緩沖溶液以為HA—A-例：緩沖對(duì)質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：四、緩沖溶液pH的計(jì)算(一)弱酸以及共軛堿組成的緩沖溶液以為60Ka:弱酸的解離常數(shù)。ca:共軛酸的濃度cb:共軛堿的濃度。Ka:弱酸的解離常數(shù)。61弱酸及其共軛堿組成的緩沖溶液pH的計(jì)算公式

緩沖溶液的pH值決定于共軛酸的解離常數(shù)和平衡時(shí)共軛堿與共軛酸的比值，該比值稱(chēng)為緩沖比。弱酸及其共軛堿組成的緩沖溶液pH的計(jì)算公式緩沖溶62(二)弱堿以及共軛酸組成的緩沖溶液(二)弱堿以及共軛酸組成的緩沖溶液63

公式中的濃度也可以用物質(zhì)的量表示，若以nA-表示共軛堿的物質(zhì)的量，以nHA表示共軛酸的物質(zhì)的量，V表示溶液的體積，則溶液的pH值為：公式中的濃度也可以用物質(zhì)的量表示，若以nA-表示共軛堿64（三）.應(yīng)用兩種溶液混合求pH值（方法）★兩種溶液混合，濃度將改變★判斷反應(yīng)物的性質(zhì)（酸堿必反應(yīng)）★找到反應(yīng)最終產(chǎn)物（僅相差一個(gè)H+就不會(huì)反應(yīng)了），如果相差一個(gè)H+，則為緩沖溶液，用亨—哈方程式求pH值。（三）.應(yīng)用65

例:1L緩沖溶液中含有0.10molHAc和0.20molNaAc,求該緩沖溶液的pH值。解：該緩沖溶液中含有HAc-NaAc緩沖對(duì)又Ka(HAc)=1.76×10-5

Ca=0.10mol·L-1

Cb=0.20mol·L-1

pH=CbCa0.200.10pKa+lg——=4.75+lg——=5.05例:1L緩沖溶液中含有0.10molHAc和0.20m66例:將100ml0.10mol·L-1鹽酸溶液加入到400ml0.10mol·L-1氨水中，求混合后溶液的pH值，已知Kb(NH3)=1.76×10-5

例:將100ml0.10mol·L-1鹽酸溶液加入到4067[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件68（一）、緩沖容量1.緩沖容量：定義：?jiǎn)挝惑w積緩沖溶液的pH值改變1個(gè)單位時(shí)，所需加入一元強(qiáng)酸或一元強(qiáng)堿的物質(zhì)的量。符號(hào)：β五、影響緩沖溶液的緩沖能力的因素

（一）、緩沖容量五、影響緩沖溶液的緩沖能力的因素

69總濃度當(dāng)緩沖比一定，總濃度越大，緩沖容量越大。緩沖比a.最大緩沖能力當(dāng)總濃度一定時(shí)，緩沖比等于1時(shí)，緩沖容量最大，此時(shí)溶液：總濃度70緩沖容量與緩沖比的關(guān)系

1.

c總一定,b/a=1,β極大=0.576C總；2.b/a>10:1或b/a<1:10,β較小，緩沖能力顯著下降[Ac-]mol·L-1[HAc]mol·L-1緩沖比c總mol·L-1βmol·L-1·pH-1Ⅰ0.0950.00519∶10.10.0109Ⅱ0.090.019∶10.10.0207Ⅲ0.050.051∶10.10.0576Ⅳ0.010.091∶90.10.0207V0.0050.0951∶190.10.0109溶液緩沖容量與緩沖比的關(guān)系溶液71b.緩沖范圍（具有緩沖作用的pH范圍）當(dāng)緩沖比等于10時(shí)，pH=pKa+1當(dāng)緩沖比等于1/10時(shí)，pH=pKa-1pH值大致在pKa-1至pKa+1約兩個(gè)pH單位范圍內(nèi)

b.緩沖范圍（具有緩沖作用的pH范圍）72（二）緩沖溶液的配制

（1）選用適當(dāng)?shù)木彌_對(duì)

使緩沖對(duì)中弱酸的pKa值與待配緩沖溶液的pH值接近或相等，從而使緩沖溶液的緩沖比接近1:1，所配制溶液的pH值在緩沖對(duì)的緩沖范圍內(nèi)，具有較大的緩沖容量。（二）緩沖溶液的配制

（1）選用適當(dāng)?shù)木彌_對(duì)73（二）緩沖溶液的配制

（2）有一定的總濃度

保證緩沖溶液中有足夠的抗酸成分和抗堿成分。總濃度太小，β值較小，總濃度為：0.05~0.20mol·L-1β值：0.01~0.1mol·L-1

·pH-1（二）緩沖溶液的配制

（2）有一定的總濃度74（二）緩沖溶液的配制

注：在實(shí)際工作中常用相同濃度的弱酸和共軛堿按一定體積比來(lái)混合。pH=pKa(HA)+lg———VA-VHA（二）緩沖溶液的配制

注：在實(shí)際工作中常用相同75六緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義

緩沖系的緩沖作用對(duì)于人的正?；顒?dòng)有著重要的意義。人體的血液或其他體液中的化學(xué)反應(yīng)都必須在一定的pH值條件下進(jìn)行，所以要依靠存在于體液中的各種緩沖系來(lái)使它們的pH值保持恒定。六緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義緩沖系的緩沖作用對(duì)76

人體血液的pH值在7.35~7.45之間，pH﹤7.35就會(huì)出現(xiàn)酸中毒，pH﹥7.45就會(huì)出現(xiàn)堿中毒。

血液的pH值能夠維持在一個(gè)很小的范圍內(nèi)，是由于血液中存在著多種緩沖系的緩沖作用以及肺、腎作用的結(jié)果。人體血液的pH值在7.35~7.45之間，pH﹤77人體血液中的緩沖對(duì)主要有：注意：碳酸–碳酸氫鹽緩沖對(duì)在血液中濃度最高，緩沖能力最大，維持血液正常pH值的作用也最重要.人體血液中的緩沖對(duì)主要有：注意：碳酸–碳酸氫鹽緩沖對(duì)78血液中緩沖系統(tǒng)的作用機(jī)理H2CO3—HCO3-緩沖系血液中緩沖系統(tǒng)的作用機(jī)理H2CO3—HCO3-緩沖系79能引起血液中酸度增加的因素能引起血液中酸度增加的因素80能引起血液中堿度增加的因素能引起血液中堿度增加的因素81第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡一．難溶強(qiáng)電解質(zhì)的溶解度與溶度積(KSP)難溶電解質(zhì)(微溶電解質(zhì)):溶解度小于0.1g/100g1.以AgCl為例:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)沉淀與溶解達(dá)平衡時(shí):

Ksp=[Ag+][Cl-]

Ksp—溶度積常數(shù)（簡(jiǎn)稱(chēng)溶度積）溶解沉淀第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡一．難溶強(qiáng)電解質(zhì)的溶解度與溶度積82第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡2.溶度積的定義定義:在一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中離子濃度冪之乘積為一常數(shù)通式：AaBb=aAb++bBa-

Ksp=[Ab+]a[Ba-]b說(shuō)明：①飽和溶液:v溶解=v沉淀②冪代表溶度積公式中的指數(shù)，實(shí)為方程式相應(yīng)離子前的系數(shù)第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡2.溶度積的定義83第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡3.溶度積和溶解度的關(guān)系公式推導(dǎo)AB:AB(s)=A+(aq)+B-(aq)SSS

Ksp=[A+][B-]=S?S∴S=Ksp1/2

A2B或AB2:A2B(s)=2A+(aq)+B2-(aq)S2SS

Ksp=[A+]2[B2-]=(2S)2?S∴S=(Ksp/4)1/3第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡3.溶度積和溶解度的關(guān)系84第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡公式說(shuō)明①適用無(wú)副反應(yīng)的難溶強(qiáng)電解質(zhì)②S單位：mol·L-1③同種類(lèi)型，由Ksp比較S大小，不同種類(lèi)型需由Ksp求S比較大小類(lèi)型電解質(zhì)KspSABAgCl1.77×10-101.33×10-5A2BAg2CrO41.12×10-126.54×10-5AB2Mg(OH)25.61×10-121.12×10-4第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡公式說(shuō)明85第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡二、影響難溶電解質(zhì)溶解度的因素溫度的影響（對(duì)Ksp）～不詳細(xì)討論同離子效應(yīng)：使溶解度大大降低鹽效應(yīng)：使溶解度略有增大有同離子效應(yīng)存在時(shí)，鹽效應(yīng)可忽略不計(jì)。第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡二、影響難溶電解質(zhì)溶解度的因素86第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡三．沉淀平衡的移動(dòng)1.溶度積規(guī)則離子積IP（IonProduct）:表示任意條件下，難溶電解質(zhì)溶液中離子濃度冪的乘積。如：Mg(OH)2溶液中

IP

=C(Mg2+)·C2(OH-)

－任意狀態(tài)下

KSP

=[Mg2+][OH-]2－平衡狀態(tài)下第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡三．沉淀平衡的移動(dòng)87第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡IP與Ksp的異同：①兩者表達(dá)式相似：離子濃度冪的乘積。②其含義不同：IP是一任意值；Ksp為一定溫度下飽和溶液（達(dá)溶解—沉淀平衡時(shí)的一個(gè)常數(shù)；③兩者相關(guān)聯(lián)系，通過(guò)比較IP和Ksp可以判斷溶液中的沉淀生成情況。第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡IP與Ksp的異同：88第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡2.溶度積規(guī)則：內(nèi)容:①I(mǎi)P=Ksp飽和，達(dá)平衡，無(wú)沉淀；②IP<Ksp不飽和,無(wú)沉淀生成或沉淀溶解；③IP>Ksp過(guò)飽和,產(chǎn)生沉淀。由此，可判斷沉淀的生成和溶解。第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡2.溶度積規(guī)則：89沉淀生成:①判斷依據(jù)：IP>Ksp則有沉淀生成②方法步驟:計(jì)算有關(guān)離子濃度;求IP;IP與Ksp比較,判斷是否有沉淀生成沉淀生成:903.沉淀的溶解判斷依據(jù)：IP<Ksp,則沉淀溶解即:降低該難溶電解質(zhì)飽和溶液中某一離子的濃度，如使其生成弱電解質(zhì)（通常為弱酸、

弱堿、H2O、配離子），或利用氧化還原反應(yīng)。3.沉淀的溶解91本章小結(jié)酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：凡是給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)是酸，凡是接受質(zhì)子的物質(zhì)是堿。酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。弱酸或弱堿在水溶液中的質(zhì)子傳遞反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，其平衡常數(shù)則為酸或堿的解離平衡常數(shù)(Ka或Kb)，根據(jù)Ka或Kb的大小，可以判斷其酸或堿的強(qiáng)度，共軛酸堿對(duì)之間存在Ka·Kb=Kw。本章小結(jié)酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：凡是給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)是酸，凡923.一元弱酸:當(dāng)弱酸的ca／Ka≥500時(shí)，4.一元弱堿:當(dāng)cb／Kb≥500時(shí)，

3.一元弱酸:當(dāng)弱酸的ca／Ka≥500時(shí)，93

Henderson—Hasselbalch方程式pH＝pKa+lg＝pKa+lgpH＝pKa+lg＝pKa+lgpH＝pKa+lg＝pKa+lg5、緩沖溶液的計(jì)算Henderson—Hasselbalch方程式pH＝pK94體液中電解質(zhì)離子存在的作用？舉例說(shuō)明？維持水鹽平衡

調(diào)節(jié)體液pH值（

HCO3-，H2PO4-）導(dǎo)言2.它們又是如何調(diào)節(jié)體液的pH值？與酸堿平衡的移動(dòng)有關(guān)腎衰竭

腎小管酸中毒（由腎功能不全引起）

糖尿病酮癥酸中毒

乳酸中毒

體液中電解質(zhì)離子存在的作用？維持水鹽平衡調(diào)節(jié)95第三章酸堿解離平衡和沉淀-溶解平衡

[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件96主要內(nèi)容酸堿的質(zhì)子理論水溶液中的酸堿平衡酸堿溶液pH值的計(jì)算緩沖溶液主要內(nèi)容酸堿的質(zhì)子理論97目的要求1.了解強(qiáng)電解質(zhì)溶液的理論和概念。2.掌握酸堿質(zhì)子理論的概念、溶液的pH和酸堿強(qiáng)度的概念。3.掌握一元質(zhì)子弱酸和弱減水溶液pH及有關(guān)物種濃度的計(jì)算。4.掌握緩沖溶液的特點(diǎn)和pH計(jì)算。目的要求1.了解強(qiáng)電解質(zhì)溶液的理論和概念。98電解質(zhì)：是在水溶液中或熔融狀態(tài)能夠?qū)щ姷幕衔?。如：酸、堿、鹽都是電解質(zhì)。基本概念電解質(zhì)：基本概念99電解質(zhì)的分類(lèi)一、電解質(zhì)溶液的定義及分類(lèi):

電解質(zhì)(electrolyte)熔融或溶液狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物強(qiáng)電解質(zhì)(strongelectrolyte)在水溶液中幾乎完全解離成離子弱電解質(zhì)(weakelectrolyte)在水溶液中只能部分解離成離子強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽弱酸弱堿一元二元三元電解質(zhì)的分類(lèi)一、電解質(zhì)溶液的定義及分類(lèi):電解質(zhì)(elec100強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全解離為離子的化合物。如NaCl、HCl等。它主要以正、負(fù)離子的形式存在于溶液中。HCl→H++Cl-NaCl→Na++Cl-強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中完全解離為離子的化合物。如NaCl、HCl101弱電解質(zhì)在水溶液中僅能部分解離的化合物。如HAc、NH3等。它主要以分子狀態(tài)存在于溶液中，只有少部分解離成正、負(fù)離子。由于離子濃度小，導(dǎo)電性差，其解離過(guò)程是可逆的。弱電解質(zhì)在水溶液中僅能部分解離的化合物。102

可以用解離度（α）定量表示弱電解質(zhì)解離程度的大小：α＝（已解離的分子數(shù)∕分子總數(shù)）×100％

解離度是指在一定的溫度下當(dāng)解離達(dá)到平衡時(shí)，已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù)與解離前分子總數(shù)的比率。

弱電解質(zhì)在水溶液中的電離可以用解離度（α）定量表示弱電解質(zhì)解離103

當(dāng)25℃,0.1mol/LHAc溶液中的HAc分子的解離達(dá)到平衡時(shí),每10000個(gè)HAc分子中有約134個(gè)分子解離成H+，Ac-。

例:25℃時(shí),0.1mol/LHAc的α=1.34%的表示意義:當(dāng)25℃,0.1mol/LHAc溶液中的H104討論:

①對(duì)于不同的弱電解質(zhì)，解離度α不同。②α可表示電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱：α>30%強(qiáng)電解質(zhì),α<5%弱電解質(zhì)③弱電解質(zhì)才有解離度的概念討論:105第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論1.酸堿理論的發(fā)展酸堿解離理論（阿累尼烏其斯）

酸堿質(zhì)子理論（布朗斯特）

酸堿電子理論（路易斯）第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論1.酸堿理論的發(fā)展酸堿解離理論（阿累尼1062.Arrhenius的電離理論：定義:水溶液中，能解離出H+的物質(zhì)——酸水溶液中，能解離出OH-的物質(zhì)——堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：H++OH-→H2O優(yōu)勢(shì)①在物質(zhì)的化學(xué)組成上揭示了酸堿的本質(zhì)。②通過(guò)化學(xué)平衡的原理量度酸堿的強(qiáng)弱。2.Arrhenius的電離理論：107局限性：把酸堿限制在溶液中，無(wú)法解釋?zhuān)喝绶撬軇┲械乃釅A反應(yīng)NH3+HCl=NH4Cl如NH4C1水溶液呈酸性；NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈堿性局限性：把酸堿限制在溶液中，無(wú)法解釋?zhuān)?08

凡是能給出質(zhì)子H+的物質(zhì)都是酸(如：HAc，NH4+，H3PO4，H2PO4-，HCl，H2O等);

一、

酸堿的定義

凡是能與質(zhì)子H+結(jié)合的物質(zhì)都是堿(如：NH3，PO43-，H2PO4-，Cl-，H2O等)。3.酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：

既可以給出質(zhì)子，也能夠結(jié)合質(zhì)子的物質(zhì)稱(chēng)為兩性物質(zhì)(如：H2O，HCO3-，HPO42-，H2PO4-等)。凡是能給出質(zhì)子H+的物質(zhì)都是酸(如：HAc，NH109兩性物質(zhì)：反應(yīng)中，HCO3-為堿。反應(yīng)中，HCO3-為酸。即HCO3-既可以失去質(zhì)子，也可以接受質(zhì)子。兩性物質(zhì)：反應(yīng)中，HCO3-為堿。反應(yīng)中，HCO3-為酸。即110酸堿的共軛關(guān)系當(dāng)HA給出一個(gè)H+后形成相應(yīng)的堿A-，稱(chēng)A-是該酸HA的共軛堿；同樣，堿接受H+后形成了酸HA，稱(chēng)HA為該堿A-的共軛酸。酸堿的共軛關(guān)系當(dāng)HA給出一個(gè)H+后形成相應(yīng)的堿A-，稱(chēng)A-是111例：HAc是Ac-的共軛酸，Ac-是HAc的共軛堿。NH4+是NH3的共軛酸，NH3是NH4+的共軛堿。例：112

酸和堿可以是中性分子、陽(yáng)離子、陰離子，共軛酸比共軛堿多一個(gè)單位正電荷。酸和堿可以是中性分子、陽(yáng)離子、陰離子，共軛酸比共軛113

質(zhì)子是以什么形式存在的？

思考

質(zhì)子不能單獨(dú)存在。作為酸，它放出質(zhì)子必須為另一堿所接受；作為堿，也只能從其它酸獲得質(zhì)子。質(zhì)子是以什么形式存在的？思考114

二、酸堿反應(yīng)H3O++NH3NH4++H2OH+酸1酸2堿1堿2酸堿中和反應(yīng)：二、酸堿反應(yīng)H3O++NH3NH4++H2OH+115Ac-+H2OOH-+HAcH+堿1堿2酸1酸2水解反應(yīng)Ac-+H2OOH-+HAcH+堿1堿2酸1酸2水解反應(yīng)116電離式：HAcH++Ac-解離式：HAc+H2OH3O++Ac-H+酸1酸2堿1堿2解離反應(yīng)電離式：HAcH++Ac-解離式：HAc+H2OH3O++A117酸1酸2堿1堿2

酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞過(guò)程。H+A1+B2

A2+B1酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：

反應(yīng)方向：較強(qiáng)的酸和較強(qiáng)的堿作用，生成較弱的酸和較弱的堿。酸1酸2堿1堿2酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)118思考題

寫(xiě)出下列各酸的共軛堿的化學(xué)式：NH4+；HCl；H2O；H2PO4-；HCO3-；H2SO4思考題寫(xiě)出下列各酸的共軛堿的化學(xué)式：119

溶液的pH值表示的意義？如何計(jì)算一元弱酸、弱堿溶液的pH值呢？思考溶液的pH值表示的意義？思考120第三節(jié)

水溶液的酸堿平衡一.水的質(zhì)子自遞反應(yīng)第三節(jié)

水溶液的酸堿平衡一.水的質(zhì)子自遞反應(yīng)121Kw稱(chēng)為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。25℃時(shí)Kw=[H+][OH-]=1.0×10-14此關(guān)系不僅適用于純水，也可用于任何稀溶液。Kw稱(chēng)為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。此關(guān)系不僅適用于純水122回顧:水溶液的pH值定義：pH=-lg［H+］關(guān)系：pH+pOH=14酸性pH<7堿性pH>7回顧:123二、酸堿的解離平衡1、酸和堿的解離平衡及解離平衡常數(shù)

酸:HB+H2OB-+H3O+

堿:B-+H2OHB-+OH-二、酸堿的解離平衡124Ka—酸的解離平衡常數(shù)，

Kb—堿的解離平衡常數(shù)Ka和Kb與HB的本性及T有關(guān)，與c無(wú)關(guān)Ka表示酸在水中釋放質(zhì)子能力的大小:Ka越大，表明其酸性越強(qiáng)；Kb表示堿在水中接受質(zhì)子能力的大小:Kb越大，表明其堿性越強(qiáng)。Ka—酸的解離平衡常數(shù)，1252.共軛酸堿解離平衡常數(shù)的關(guān)系

酸:HB+H2OB-+H3O+

堿:B-+H2OHB-+OH-

Ka·Kb=[H+][OH-]=Kw2.共軛酸堿解離平衡常數(shù)的關(guān)系126一定T,Kw是一常數(shù)，Ka大，則Kb就小共軛酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性就越弱；反之亦然。酸的濃度：CHB

酸性：由其本性決定，Ka大，酸性強(qiáng)；

Kb大，堿性強(qiáng)。酸度：溶液中的[H+]一定T,Kw是一常數(shù)，Ka大，則Kb就小127例:已知HAc的Ka為1.76×10-5，計(jì)算Ac-的Kb。解：答：Ac-的Kb為5.68×10-5。例:已知HAc的Ka為1.76×10-5，計(jì)算Ac-的Kb。1283.多元弱酸在水中的質(zhì)子傳遞反應(yīng)以碳酸為例：H2CO3H2CO3+H2OHCO3-+H3O+HCO3-+H2OCO32-+H3O+Ka1=[HCO3-][H3O+]/[H2CO3]Ka2=[CO32-][H3O+]/[HCO3-]3.多元弱酸在水中的質(zhì)子傳遞反應(yīng)以碳酸為例：H2CO3HC129三、一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算

（一）水溶液的酸堿性及pH值溶液的pH值是氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)值。表示式為：pH=-lg[H+]即

[H+]=10-pH

如某酸溶液[H+]=0.001mol/L，則：pH=-lg[H+]=-lg0.001=-(-3)=3三、一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算（一）水溶液的酸堿性及130pH和pOH之間的關(guān)系在室溫下，因：[H3O+][OH-]=1.0×10-14pH+pOH=pKw故pH+pOH=-lg1.0×10-14=14pH和pOH之間的關(guān)系在室溫下，因：131例：計(jì)算0.002mol/LNaOH溶液pH？（二）一元強(qiáng)酸（堿）溶液pH值的計(jì)算例：計(jì)算0.002mol/LNaOH溶液pH？（二）一元強(qiáng)酸132（二）一元強(qiáng)酸（堿）溶液pH值的計(jì)算（二）一元強(qiáng)酸（堿）溶液pH值的計(jì)算133（三）一元弱酸（堿）溶液pH值的計(jì)算若c.Ka≧20Kw，可以忽略水的解離。以弱酸HA為例：設(shè)弱酸的總濃度為c（三）一元弱酸（堿）溶液pH值的計(jì)算若c.Ka≧20Kw，可134由于弱酸的解離度很小(c/Ka≧500)，故c-[H3O+]≈c因此當(dāng)：c.Ka≧20Kw，c/Ka≧500

一元弱酸溶液的[H3O+]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式為：由于弱酸的解離度很小(c/Ka≧500)，故c-[H3135例：計(jì)算298K時(shí)，0.10mol.L-1HAc溶液的pH值。例：計(jì)算298K時(shí)，0.10mol.L-1HAc溶液的pH值136所以：所以：137一元弱堿溶液[OH-]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式弱堿的總濃度一元弱堿溶液[OH-]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式弱堿的總濃度138例：計(jì)算0.10mol.L-1NH3.H2O溶液的pH值。例：計(jì)算0.10mol.L-1NH3.H2O溶液的pH值。139[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件140[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件141[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件1421．同離子效應(yīng)三．同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)ki=[H+][Ac-]/[HAc]平衡向左移動(dòng)，解離度減小1．同離子效應(yīng)三．同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)ki=[H+][Ac143這種在弱電解質(zhì)溶液中，加入與該弱電解質(zhì)具有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，導(dǎo)致弱電解質(zhì)的解離度降低的效應(yīng)稱(chēng)為同離子效應(yīng)。定義：HCl＝H++

Cl-ki=[H+][Ac-]/[HAc]平衡向左移動(dòng)，解離度減小這種在弱電解質(zhì)溶液中，加入與該弱電解質(zhì)具有相同離子1442．鹽效應(yīng)

平衡向右移動(dòng)，解離度增大定義：這種在弱電解質(zhì)溶液中加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，引起弱電解質(zhì)的解離度增大的效應(yīng)稱(chēng)為鹽效應(yīng)。2．鹽效應(yīng)定義：這種在弱電解質(zhì)溶液中加入不含相同離145兩種效應(yīng)的發(fā)生原因及其協(xié)同作用。同時(shí)存在，且同離子效應(yīng)>鹽效應(yīng)。討論：兩種效應(yīng)的發(fā)生原因及其協(xié)同作用。同時(shí)存在，且同離子效應(yīng)>鹽146第四節(jié)緩沖溶液一、緩沖溶液的緩沖作用和組成實(shí)驗(yàn)：樣品1，1L0.10mol·L-1NaCl溶液樣品2，1L含HAc和NaAc均為0.10mol的溶液操作：分別加入0.010mol強(qiáng)酸（HCl）觀察現(xiàn)象：pH值的變化結(jié)論：HAc和NaAc混合溶液有抵抗外來(lái)少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿而保持pH值基本不變的能力。第四節(jié)緩沖溶液一、緩沖溶液的緩沖作用和組成147HAc-NaAcsystemNaClsolutionHAc-NaAcsystemNaClsolution148緩沖溶液：能抵抗外加少量

強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稍加稀釋?zhuān)３制鋚H值基本不變的溶液緩沖作用（bufferaction）：緩沖溶液對(duì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的抵抗作用緩沖溶液的組成：由足夠濃度的共軛酸堿對(duì)組成。緩沖系(buffersystem)或緩沖對(duì)(bufferpair)：構(gòu)成緩沖溶液的共軛酸及其共扼堿。緩沖溶液：能抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稍149

二緩沖溶液的組成1．弱酸及其對(duì)應(yīng)的鹽例如，HAc-NaAc

2．多元弱酸的酸式鹽及其對(duì)應(yīng)的次級(jí)鹽。

3．弱堿及其對(duì)應(yīng)的鹽例如：NH3-NH4Cl例如：NaHCO3-Na2CO3二緩沖溶液的組成1．弱酸及其對(duì)應(yīng)的鹽例如，HA150

以HAc-NaAc緩沖溶液為例（與酸作用）少量H+平衡向左移動(dòng)共軛堿是抗酸成分三緩沖溶液的作用原理以HAc-NaAc緩沖溶液為例（與酸作用）少量H+平151以HAc-NaAc緩沖溶液為例（與堿作用）：共軛酸是抗堿成分以HAc-NaAc緩沖溶液為例（與堿作用）：共軛酸是抗堿成分152總結(jié)

由于緩沖體系中存在著弱酸（或弱堿）的離解平衡，且共軛酸堿的濃度都是較大的，因此加入少量的H+或OH-時(shí)，只是使平衡發(fā)生了移動(dòng)，當(dāng)重新建立平衡時(shí)，體系中的H+量并無(wú)明顯變化，從而保持體系的pH值相對(duì)穩(wěn)定?？偨Y(jié)由于緩沖體系中存在著弱酸（或弱堿）的離解平衡，153四、緩沖溶液pH的計(jì)算(一)弱酸以及共軛堿組成的緩沖溶液以為HA—A-例：緩沖對(duì)質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡：四、緩沖溶液pH的計(jì)算(一)弱酸以及共軛堿組成的緩沖溶液以為154Ka:弱酸的解離常數(shù)。ca:共軛酸的濃度cb:共軛堿的濃度。Ka:弱酸的解離常數(shù)。155弱酸及其共軛堿組成的緩沖溶液pH的計(jì)算公式

緩沖溶液的pH值決定于共軛酸的解離常數(shù)和平衡時(shí)共軛堿與共軛酸的比值，該比值稱(chēng)為緩沖比。弱酸及其共軛堿組成的緩沖溶液pH的計(jì)算公式緩沖溶156(二)弱堿以及共軛酸組成的緩沖溶液(二)弱堿以及共軛酸組成的緩沖溶液157

公式中的濃度也可以用物質(zhì)的量表示，若以nA-表示共軛堿的物質(zhì)的量，以nHA表示共軛酸的物質(zhì)的量，V表示溶液的體積，則溶液的pH值為：公式中的濃度也可以用物質(zhì)的量表示，若以nA-表示共軛堿158（三）.應(yīng)用兩種溶液混合求pH值（方法）★兩種溶液混合，濃度將改變★判斷反應(yīng)物的性質(zhì)（酸堿必反應(yīng)）★找到反應(yīng)最終產(chǎn)物（僅相差一個(gè)H+就不會(huì)反應(yīng)了），如果相差一個(gè)H+，則為緩沖溶液，用亨—哈方程式求pH值。（三）.應(yīng)用159

例:1L緩沖溶液中含有0.10molHAc和0.20molNaAc,求該緩沖溶液的pH值。解：該緩沖溶液中含有HAc-NaAc緩沖對(duì)又Ka(HAc)=1.76×10-5

Ca=0.10mol·L-1

Cb=0.20mol·L-1

pH=CbCa0.200.10pKa+lg——=4.75+lg——=5.05例:1L緩沖溶液中含有0.10molHAc和0.20m160例:將100ml0.10mol·L-1鹽酸溶液加入到400ml0.10mol·L-1氨水中，求混合后溶液的pH值，已知Kb(NH3)=1.76×10-5

例:將100ml0.10mol·L-1鹽酸溶液加入到40161[化學(xué)]第三章-酸堿解離平衡課件162（一）、緩沖容量1.緩沖容量：定義：?jiǎn)挝惑w積緩沖溶液的pH值改變1個(gè)單位時(shí)，所需加入一元強(qiáng)酸或一元強(qiáng)堿的物質(zhì)的量。符號(hào)：β五、影響緩沖溶液的緩沖能力的因素

（一）、緩沖容量五、影響緩沖溶液的緩沖能力的因素

163總濃度當(dāng)緩沖比一定，總濃度越大，緩沖容量越大。緩沖比a.最大緩沖能力當(dāng)總濃度一定時(shí)，緩沖比等于1時(shí)，緩沖容量最大，此時(shí)溶液：總濃度164緩沖容量與緩沖比的關(guān)系

1.

c總一定,b/a=1,β極大=0.576C總；2.b/a>10:1或b/a<1:10,β較小，緩沖能力顯著下降[Ac-]mol·L-1[HAc]mol·L-1緩沖比c總mol·L-1βmol·L-1·pH-1Ⅰ0.0950.00519∶10.10.0109Ⅱ0.090.019∶10.10.0207Ⅲ0.050.051∶10.10.0576Ⅳ0.010.091∶90.10.0207V0.0050.0951∶190.10.0109溶液緩沖容量與緩沖比的關(guān)系溶液165b.緩沖范圍（具有緩沖作用的pH范圍）當(dāng)緩沖比等于10時(shí)，pH=pKa+1當(dāng)緩沖比等于1/10時(shí)，pH=pKa-1pH值大致在pKa-1至pKa+1約兩個(gè)pH單位范圍內(nèi)

b.緩沖范圍（具有緩沖作用的pH范圍）166（二）緩沖溶液的配制

（1）選用適當(dāng)?shù)木彌_對(duì)

使緩沖對(duì)中弱酸的pKa值與待配緩沖溶液的pH值接近或相等，從而使緩沖溶液的緩沖比接近1:1，所配制溶液的pH值在緩沖對(duì)的緩沖范圍內(nèi)，具有較大的緩沖容量。（二）緩沖溶液的配制

（1）選用適當(dāng)?shù)木彌_對(duì)167（二）緩沖溶液的配制

（2）有一定的總濃度

保證緩沖溶液中有足夠的抗酸成分和抗堿成分?？倽舛忍?，β值較小，總濃度為：0.05~0.20mol·L-1β值：0.01~0.1mol·L-1

·pH-1（二）緩沖溶液的配制

（2）有一定的總濃度168（二）緩沖溶液的配制

注：在實(shí)際工作中常用相同濃度的弱酸和共軛堿按一定體積比來(lái)混合。pH=pKa(HA)+lg———VA-VHA（二）緩沖溶液的配制

注：在實(shí)際工作中常用相同169六緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義

緩沖系的緩沖作用對(duì)于人的正?；顒?dòng)有著重要的意義。人體的血液或其他體液中的化學(xué)反應(yīng)都必須在一定的pH值條件下進(jìn)行，所以要依靠存在于體液中的各種緩沖系來(lái)使它們的pH值保持恒定。六緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義緩沖系的緩沖作用對(duì)170

人體血液的pH值在7.35~7.45之間，pH﹤7.35就會(huì)出現(xiàn)酸中毒，pH﹥7.45就會(huì)出現(xiàn)堿中毒。

血液的pH值能夠維持在一個(gè)很小的范圍內(nèi)，是由于血液中存在著多種緩沖系的緩沖作用以及肺、腎作用的結(jié)果。人體血液的pH值在7.35~7.45之間，pH﹤171人體血液中的緩沖對(duì)主要有：注意：碳酸–碳酸氫鹽緩沖對(duì)在血液中濃度最高，緩沖能力最大，維持血液正常pH值的作用也最重要.人體血液中的緩沖對(duì)主要有：注意：碳酸–碳酸氫鹽緩沖對(duì)172血液中緩沖系統(tǒng)的作用機(jī)理H2CO3—HCO3-緩沖系血液中緩沖系統(tǒng)的作用機(jī)理H2CO3—HCO3-緩沖系173能引起血液中酸度增加的因素能引起血液中酸度增加的因素174能引起血液中堿度增加的因素能引起血液中堿度增加的因素175第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡一．難溶強(qiáng)電解質(zhì)的溶解度與溶度積(KSP)難溶電解質(zhì)(微溶電解質(zhì)):溶解度小于0.1g/100g1.以AgCl為例:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)沉淀與溶解達(dá)平衡時(shí):

Ksp=[Ag+][Cl-]

Ksp—溶度積常數(shù)（簡(jiǎn)稱(chēng)溶度積）溶解沉淀第五節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡一．難