第八章 酸堿平衡

第八章酸堿平衡第1頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月酸堿質(zhì)子理論化學(xué)反應(yīng)非水體系（少部分）水溶液中（大多數(shù)）AcidBaseSalt酸堿反應(yīng)沉溶反應(yīng)氧還反應(yīng)配離反應(yīng)離子反應(yīng)第2頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月主要的酸堿理論十八世紀(jì)拉瓦錫的“氧酸”說和戴維、李比希的“氫酸”說。Arrhenius阿累尼烏斯（1887）的酸堿電離理論。富蘭克林（1905）的酸堿溶劑理論Bronsted－Lowry布朗斯特德-勞瑞的（1923）酸堿質(zhì)子理論Lewis路易斯（1923）的酸堿電子理論皮爾遜（1963）的軟硬酸堿理論酸堿質(zhì)子理論第3頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月Arrhenius’s電離理論酸堿質(zhì)子理論Cation十AnionElectrolyte

Acid

―在水溶液中電離生成的

cation(陽離子)全部是H＋的物質(zhì)

Base

―在水溶液中電離生成的

anion(陰離子)全部是OH－的物質(zhì)局限性：如AlCl3、FeCl3等的水溶液也呈酸性Na2CO3、Na3PO4等的水溶液也呈堿性第4頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月Bronsted－Lowry’s質(zhì)子理論酸:凡是能給出質(zhì)子的分子或離子

protondonor堿:凡是能與質(zhì)子結(jié)合的分子或離子

protonacceptor酸堿質(zhì)子理論共軛酸堿對conjugateacidproton十conjugatebaseHClH+十Cl－NH4+H+十NH3

HCO32－H+十CO32－第5頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月HCl十H2O═H3O＋十Cl－H＋

A1＋

B2

A2＋

B1

H2O十NH3═NH4＋十OH－H＋

A1＋

B2

A2＋

B1

有酸就有堿，有堿亦有酸酸中有堿，堿可變酸（酸堿相互依存和轉(zhuǎn)化）酸堿質(zhì)子理論第6頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月第7頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月電離平衡常數(shù)－ΔGf?396.6237.19237.19369.4kJ·mol－1＝－4.767(C[H3O＋]/C?)·(C[Ac－]/C?)Kθ=─────────────C[HAc]/C?

酸堿強(qiáng)度

HAc(aq)＋H2O(l)H3O＋(aq)＋Ac－(aq)

K?HAc的電離常數(shù)簡化為：[H3O＋]·[Ac－]K=──────[HAc]＝1.75×10－5

（1）酸堿本身釋放質(zhì)子和接受質(zhì)子的能力（2）溶劑接受和釋放質(zhì)子的能力a第8頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月一元弱堿(氨水)的電離過程+

[H＋][Ac－][HAc][OH－]

K?a?K?b

=—————?——————=[H+][OH－]=K?w[HAc][Ac－]K?b＝K?w／K?a

HAc+H2OAc－+H3O+

Ac－+H2OHAc+OH－

2H2OH3O++OH－

[H＋]·[Ac－]K?a=──────[HAc][HAc]·[OH－]K?b=──────[Ac－]conjugateacidconjugatebaseK?w=[H+][OH－]第9頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月一元弱堿的電離過程K?b＝K?w／K?a

電離常數(shù)K?a、K?b是一種平衡常數(shù)，K?i值越小，表示電離程度愈小，電解質(zhì)越弱；電離常數(shù)與所有的平衡常數(shù)一樣，決定于體系的本性，與溫度有關(guān)，而與濃度無關(guān)；電離常數(shù)可以通過實(shí)驗(yàn)測定，亦可通過熱力學(xué)數(shù)據(jù)計(jì)算。

ΔrG?=－RT

lnK?a第10頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月第11頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月電離常數(shù)是平衡常數(shù)的一種形式，與T有關(guān)，與C無關(guān)；電離度是轉(zhuǎn)化率的一種形式，與T、C、溶劑都有關(guān)；電離常數(shù)與電離度有定量關(guān)系HAA－+H+

電離度(α)第12頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月

HAA－＋H＋起始:C00平衡:C(1－α)CαCα當(dāng)

C/K?≥400或

α≤5%時(shí)，1－α

≈1濃度C固定時(shí)，α

隨K?

的增大而增大，T一定，K?

不變時(shí)，溶液越稀α

越大。電離度(α)稀釋定律第13頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)HCl十NH3═NH4＋十Cl－H＋

A1(strong)

B2(strong)

A2(weak)

B1(weak)

自耦反應(yīng)電離反應(yīng)中和反應(yīng)酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的傳遞較強(qiáng)的堿與較強(qiáng)的酸作用生成較弱的共軛酸和共軛堿第14頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月酸堿反應(yīng)

H++:OH===H:OHNH4++:NH2－===2NH3BF3+:F－===BF4－

Cu2++4:NH3===[Cu(NH3)4]2+酸堿電子理論凡是能給出電子對的分子、離子或原子團(tuán)都叫作堿，凡是能接受電子對的分子、離子或原子團(tuán)都叫作酸。酸的中心原子有空的價(jià)軌道堿的中心原子有未用的電子對第15頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月酸堿反應(yīng)是電子的轉(zhuǎn)移，是堿性物質(zhì)提供電子對與酸性物質(zhì)生成配位共價(jià)鍵的反應(yīng)。酸的范圍質(zhì)子（含氫的物質(zhì)）金屬離子缺電子的分子等。Lewis酸堿是著眼于物質(zhì)的結(jié)構(gòu)過于廣泛，有時(shí)不易掌握酸堿特征酸堿電子理論第16頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月1963年，Pearson根據(jù)Lewis酸堿得失電子對的難易程度酸:軟、硬酸堿:軟、硬堿軟硬酸堿理論（1963）硬酸:Al3+、Ti4+等a類金屬元素硬堿:F－、Cl－、H2O…；軟酸:Ag+、Pt2+、Hg2+等b類金屬元素軟堿:I－、S2-…；交界酸:Cu2+、Fe2+等交界堿:NO2－、SO32-等酸堿結(jié)合傾向的規(guī)律：“硬酸優(yōu)先和硬堿結(jié)合，軟酸優(yōu)先和軟堿結(jié)合”，第17頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月各酸堿理論的適用范圍非水溶液中的酸堿性——質(zhì)子理論；水溶液體系中的酸堿性——質(zhì)子理論甚至Arrhenius理論；有機(jī)化學(xué)和配位化學(xué)中的問題——Lewis電子理論；無機(jī)化合物性質(zhì)——軟硬酸堿理論。酸堿質(zhì)子理論第18頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月水的自耦電離平衡的標(biāo)準(zhǔn)電離平衡常數(shù)水的離子積常數(shù)，用Kw表示。

Kθ

=[H3O+][OH-]=1.0x10-14(T=298K)不同溫度時(shí)水的離子積常數(shù)水的自耦電離平衡水的離子積常數(shù)KwH2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+HO-(aq)ΔGof/(kJ

mol-1)-237.19-237.19-237.19-157.29ΔGo298=–79.90kJ

mol-1lgKθ

=-14.00第19頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月溶液酸度和堿度的常用表示法（pH，pOH）pH=-lg[H3O+]pOH=-lg[OH－]pKw=-lgKwpH和pOH的使用范圍一般在0－14之間在這個(gè)范圍以外，用物質(zhì)的量濃度表示酸度和堿度反而更方便。溶液的酸度和堿度:水溶液中的凈[H3O+]和[OH-]酸或堿的濃度則包括未電離和已電離濃度之總和pH+pOH=pKw=14中性：pH=7酸性：pH<7堿性：pH>7

Kwθ=[H3O+][OH-]=1.0x10-14(T=298K)第20頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月1、一元弱酸弱堿的電離平衡例：求0.10mol/dm3HAc水溶液的酸度，已知

Ka=1.76×10–5

解：HAc+H2OH3O++Ac–

0.10-xxx

設(shè)H3O+

的平衡濃度為x

則Ka=[H3O+][Ac–]/[HAc]=x2/(0.10-x)

x2/0.10

=1.76×10–5

x=[H3O+]=(0.10×1.76×10–5)0.5

=1.3×10–3(mol/dm3)電離度

=x/C0=

1.3×10–3/0.10=0.013(1.3%)IonizationEquilibriumofWeakacidorBase第21頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月一元弱酸（堿）溶液的[H3O+]（或[OH–])的簡化公式假定：（1）在0.10mol/dm3HA水溶液中，水本身的電離可忽略，即由H2OH3O+

產(chǎn)生的[H3O+]<10-7(mol/dm3)；（2）HA的電離度

5%

，或

c/K400

其中，c為HA的起始濃度；K為平衡常數(shù)。一元弱酸（堿）溶液的[H3O+]（[OH–])的簡化公式：第22頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月example8.1因c/Ka＝0.010/4.5×10－2<<400，不能用簡化法，設(shè)溶液中該酸已電離的部分為x，則求0.010mol·dm－3CHCl2COOH溶液中[H+]，已知Ka=4.5×10－2

Solution:CHCl2COOH＋H2OCHCl2COO-＋H3O＋0.010－x

x

x

Wehave＝4.5×10－2x2＋4.5×10－2x－4.5×10－4＝0

x＝[H3O＋]＝8.0×10－3mol·dm－3

Soluteequation第23頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月例2：將2.45克固體NaCN配制成500cm3的水溶液，計(jì)算此溶液的酸度是多少。已知：HCN的Ka為6.2×10－10。解：CN－的濃度為2.45/(49.0×0.500)=0.100(mol/dm3)

CN－+H2OOH－+HCN=Kw/Ka=1.00×10－14/6.2×10－10=1.6×10－5因?yàn)閏/Kb=0.100/1.6×10－5>400則[OH－]=（Kb·c)0.5=(2.03×10－5×0.100)0.5

=1.42×10－3(mol/dm3)

pH=14.0－pOH=14.0－2.85=11.15第24頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月2、多元弱酸弱堿的電離平衡分部電離

H2S：H2S+H2OH3O++HS–

Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8

HS–+H2OH3O++S2–

Ka2

=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12一般來說，第二步電離較第一步電離更難，Ka1較Ka2大幾個(gè)數(shù)量級。

第25頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月例1：解：H2S+H2OH3O++HS–

平衡濃度：0.1-xx+yx-y

HS–+H2OH3O++S2–

x-yx+yy

Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8

Ka2=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12∵Ka1>>Ka2，且c/Ka1

=0.1/9.1×10–8

>>400∴[H3O+]

＝x+y≈x

＝（9.1×10–8×0.1)0.5=9.5×10–5（mol/dm3）

pH=4.02

計(jì)算0.10mol/dm3H2S水溶液的[H3O+]和[S2–]，以及H2S的電離度。

第26頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月例1：解：H2S+H2OH3O++HS–

平衡濃度：0.10-xx+yx-y

HS–+H2OH3O++S2–

x-yx+yy

[S2–]=Ka2×([HS–]/[H3O+])=Ka2×(x-y/x+y)∵x

>>y

，∴[HS–]≈[H3O+]∴[S2–]≈Ka2=1.1×10–12（mol/dm3）H2S的電離度

=x/c=9.5×10–5/0.10=9.5×10–4（≈0.1%)可見：溶液中絕大部分是未電離的H2S分子。計(jì)算0.10mol/dm3H2S水溶液中的[H3O+]和[S2–]，以及H2S的電離度。

第27頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月例2：解：S2–+H2OOH–+HS–

HS–+H2OOH–+H2S

Kb1=Kw/Ka2

=1.0×10–14/1.1

×10–12=9.1×10–3Kb2=Kw/Ka1

=1.0×10–14/9.1

×10–8=1.1×10–7

∵Kb1>>Kb2，計(jì)算時(shí)不必考慮第二步電離計(jì)算0.10mol/dm3Na2S水溶液中的[S2–]和[OH–],以及S2–的電離度。

第28頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月例2：解：S2–+H2OOH–+HS–

平衡濃度：0.10–xxx

∵c/Kb1=0.10/

9.1×10–3=11<400∴不能簡化計(jì)算，解一元二次方程得：

x=[OH–]=2.5×10–2（mol/dm3）

[S2–]=0.10–x=0.10–0.025=7.5×10–2（mol/dm3）S2–的電離度

=x/c=0.025

/0.10=0.25

（25%)計(jì)算0.10mol/dm3Na2S水溶液中的[S2–]和[OH–],以及S2–的電離度。

第29頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月例3：解：

H2PO4–+H2OH3O++HPO42–Ka2(H3PO4)=6.23×10–8H2PO4–+H2OOH–+H3PO4

∵Ka2>>Kb3∴溶液顯酸性兩性離子的電離平衡試定性說明為什么NaH2PO4

溶液顯酸性。

H+H+第30頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月多元弱酸弱堿

（小結(jié)）1.多元弱酸溶液中，[H3O+]主要由第一步電離決定

可按一元酸來計(jì)算

[H3O+]

2.二元弱酸H2A溶液中，[A2–]≈Ka23.多元弱堿（如Na2S,Na2CO3,Na3PO4等）的情況與多元弱酸的相似，計(jì)算時(shí)用Kb代替Ka

即可。4.兩性物（H2PO4–,HCO3–

等）的酸堿性取決于相應(yīng)酸常數(shù)和堿常數(shù)的相對大小。（pH值的定量計(jì)算本課不要求）第31頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月四、酸堿電離平衡的移動—同離子效應(yīng)演示實(shí)驗(yàn)：（1）NH3·H2O+酚酞（粉紅色）加入NH4Cl(s)無色

NH3

+

H2OOH–+NH4+

平衡左移加入NH4+

使NH3

電離度降低（2）HAc+甲基橙（橘紅色）加入NaAc(s)黃色

HAc

+

H2OH3O++Ac–

平衡左移加入Ac–

使HAc

電離度降低第32頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)而使電離平衡向左移動，從而降低弱電解質(zhì)電離度的現(xiàn)象，稱為同離子效應(yīng)。①用同離子效應(yīng)來控制溶液的pH值；②通過調(diào)節(jié)pH值來控制共軛酸堿對的濃度。（1）調(diào)節(jié)pH值，可控制溶液中共軛酸堿對的比例：

例1HAc

+

H2OH3O++Ac–

[H3O+]>Ka即pH<pKa時(shí)，[Ac-]/[HAc]<1,以HAc為主[H3O+]=Ka即pH=pKa時(shí)，[Ac-]/[HAc]=1,Ac–與HAc濃度相等[H3O+]<Ka即pH>pKa時(shí)，[Ac-]/[HAc]>1,以Ac–為主第33頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月例3

調(diào)節(jié)H2S水溶液的pH值，控制S2-的濃度（硫化物的分離）

①

H2S+H2OH3O++HS–

②HS–

+

H2OH3O++S2–當(dāng)[H3O+]>Ka1,([HS–]/[H2S])<1,以H2S為主Ka1>[H3O+]>Ka2,以HS–

為主[H3O+]<Ka2,([S2–]/[HS–])>1,以S2–

為主合并①和②式：H2S

+2H2O2H3O++S2–

當(dāng)pH<5時(shí)，H2S電離部分可忽略，則:[H2S]≈C(H2S)=0.10(mol/dm3)

[H3O+]2[S2–]=Ka1

×Ka2×C(H2S)=1.4×10–21

(飽和溶液）第34頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月例：在常溫常壓下，向0.30mol/dm3HCl溶液中通入H2S氣體直至飽和，實(shí)驗(yàn)測得[H2S]近似為0.10mol/dm3，計(jì)算溶液中S2–的濃度。解：[H3O+]2[S2–]=Ka1×Ka2×C(H2S)=1.4×10–21

(飽和溶液）

[S2–]=1.4×10–21

/(0.30)2=1.6×10–20

(mol/dm3)對比：H2S飽和水溶液（0.10mol/dm3）的[S2–]=Ka2

=1.1×10–12

(mol/dm3)二者相差10

7，說明調(diào)節(jié)酸度可大幅度改變S2–的濃度。第35頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月同離子效應(yīng)：（2）調(diào)節(jié)共軛酸堿對的濃度，可控制pH值計(jì)算含有0.10mol/dm3HAc和0.10mol/dm3NaAc溶液的pH及HAc的電離度。解：

HAc

+

H2OH3O++Ac–

起始：0.100.10

平衡：0.10–xx0.10+x

因同離子效應(yīng)，使HAc電離度減小[HAc]≈CHAc=0.10mol/dm3,[Ac–]≈CAc-=0.10mol/dm3x=[H3O+]=Ka·（CHAc/CAc-)=1.8×10–5pH=4.74（2.88無NaAc時(shí)）=1.8×10–5/0.10=1.8×10–4(0.018%)第36頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液緩沖溶液的作用原理緩沖溶液的計(jì)算緩沖溶液的配制緩沖溶液的應(yīng)用主要內(nèi)容第37頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月1L純水中加入2滴（0.1ml）1mol/L的NaOH.1L純水中加入2滴（0.1ml）1mol/L的HCl.1LNaH2PO4-Na2HPO4組成的溶液(pH=7.0)中加入2滴（0.1ml）1mol/L的NaOH(或HCl).pH=7.0→10.0ΔpH=3pH=7.0→4.0ΔpH=3pH=7.0→7.0ΔpH=0能夠抵抗外加少量酸堿或適當(dāng)稀釋，而本身pH不發(fā)生顯著變化的溶液純水不具備這種性質(zhì)。緩沖溶液的緩沖原理緩沖溶液第38頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液的組成弱酸-弱酸鹽弱堿-弱堿鹽HAc-NaAc,NH3-NH4Cl,NaHCO3-Na2CO3緩沖作用原理HAc-NaAcHAc?H++Ac-NaAc→Na++Ac-HAc和Ac-大量存在當(dāng)加入少量強(qiáng)酸時(shí)當(dāng)加入少量強(qiáng)堿時(shí)適當(dāng)稀釋時(shí)緩沖溶液第39頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液：HAc

+

H2OH3O++Ac–

(1)共軛酸堿對的濃度比例盡量接近1:1當(dāng)

CHAc和CAc-均為1.0mol/dm3，pH=pKa加入0.01mol的H3O+時(shí)，

pH=pKa+lg(1.0-0.01)/(1.0+0.01)

≈pKa

–0.01,pH改變0.01當(dāng)CHAc=1.98,CAc-=0.02(mol/dm3),pH=pKa+lg(0.02)/(1.98)(二者比為99:1)≈pKa–2.0加入0.01mol的H3O+時(shí)，

pH=pKa+lg(0.02-0.01)/(1.98+0.01)

≈pKa

–2.3,pH改變0.3實(shí)際工作中，二者比在1:10到10:1之間為宜

pH=pKa

±1

有效緩沖范圍緩沖能力取決于共軛酸堿對的比例大小，以及共軛酸堿對的濃度，同時(shí)pH盡量接近pKa.第40頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液：(2)適當(dāng)增加共軛酸堿對的濃度當(dāng)共軛酸堿對的濃度比為1:1時(shí)，如CHAc和CAc-均為0.10mol/dm3，加入0.01mol的H3O+時(shí)，

pH=pKa+lg(0.10-0.01)/(0.10+0.01)≈pKa

–0.10,pH改變0.1而CHAc和CAc-均為1.0mol/dm3時(shí)，加入0.01mol的H3O+時(shí)，pH改變0.01二者相差10倍！

緩沖能力取決于共軛酸堿對的比例大小，以及共軛酸堿對的濃度，同時(shí)pH盡量接近pKa.第41頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月常用緩沖溶液（計(jì)算值）緩沖溶液共軛酸堿對pKa緩沖范圍HCO2H/NaOHHCO2H-HCO2–3.752.75-4.75CH3CO2H-CH3CO2NaHAc-Ac

–4.753.75-5.75NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4–

HPO42–7.216.21-8.21NH3·H2O-NH4ClNH4+-NH39.258.25-10.25NaHCO3-Na2CO3HCO3–-CO32–10.259.25-11.25Na2HPO4-NaOHHPO42–

-PO43–12.6611.66-13.66第42頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液pH由pKa和lg(C共軛堿/C弱酸)兩項(xiàng)決定，主要由pKa決定。緩沖溶液pH值可通過調(diào)整(C共軛堿/C弱酸)比值(0.1-10)來調(diào)整溶液的pH值范圍pH=pKa±1pH超出該pH范圍，將不具有緩沖能力緩沖溶液具有一定的緩沖容量當(dāng)C共軛堿/C弱酸

=1時(shí),緩沖能力最強(qiáng)緩沖溶液的計(jì)算緩沖溶液第43頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月盡量選擇pKa≈pH的弱酸或弱堿組成的緩沖對當(dāng)C共軛堿/C弱酸

=1，具有最大緩沖能力pH=7.0的緩沖溶液可選NaH2PO4-Na2HPO4（pKa2(H3PO4)=7.20）pH=5.0的緩沖溶液可選HAc-NaAc(pKa=4.75)pH=10.0的緩沖溶液可選Na2CO3-NaHCO3（pKa2(H2CO3)=10.25)配制緩沖溶液的基本原則緩沖溶液第44頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月所選緩沖對不能與反應(yīng)物或產(chǎn)物發(fā)生反應(yīng)。藥用的要求無毒。配制緩沖溶液的基本原則緩沖溶液通過調(diào)整C共軛堿/C弱酸可得指定pH的緩沖溶液第45頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液的應(yīng)用土壤必須維持一定的緩沖體系

NaH2PO4-Na2HPO4

等人體要維持一定的酸堿平衡也需要一定的緩沖體系科研工作中經(jīng)常大量使用各種pH值的緩沖溶液。緩沖溶液第46頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液的選擇與配制例1

要配制一定體積pH=3.20的緩沖溶液，選用HCO2H-HCO2Na、CH3CO2H-CH3CO2Na中的哪一對為好？解：pH=3.20，[H3O+]=6.3×10－4，應(yīng)選用Ka值接近[H3O+]的緩沖溶液體系，即：[弱酸]/[弱堿]=[H3O+]/Ka=1為好查表:Ka(HCO2H)=1.77×10－4,pKa=3.75Ka(HAc)=1.76×10－5,pKa=4.75

若選用HCO2H-HCO2Na緩沖體系

[HCO2H]/[HCO2–]=6.3×10－4/1.77×10－4=3.6/1

比值較接近于1，溶液緩沖能力大

若選用CH3CO2H-CH3CO2Na緩沖體系

[HAc]/[Ac–]=6.3×10－4/1.76×10－5=36/1

比值遠(yuǎn)大于1，溶液緩沖能力較小第47頁，課件共52頁，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液的選擇與配制例2

欲配制pH=9.20,C(NH3·H2O)=1.0mol/dm3

的緩沖溶液500cm3，問如何用濃NH3·H2O溶液和固體NH4Cl配制？解：

pH=9.20，則pOH=4.80,[OH–]=1.6×10－5mol/dm3

，

[NH3·H2O]/[NH4+]=[OH–]/Kb