第三章电解质溶液和电离平衡要点分析.ppt

3.2.5 缓冲溶液的配制 p61 3.2.2缓冲作用的原理 以HAc-NaAc组成的缓冲溶液为例，体系中同时含有相当大量的 HAc 和 Ac-，并存在着HAc的解离平衡： HAc + H2O H3O+ + Ac? 当外加适量酸时，溶液中的Ac-瞬间即与外加 H+ 结合成 HAc，平衡左移；当外加适量碱时，溶液中未解离的HAc就继续解离以补充 H+ 的消耗，平衡右移。 3.2.3缓冲溶液PH值的计算 以HAc－NaAc缓冲对为例，有下列反应： HAc≒H＋　＋Ac－　NaAc→Na＋＋Ac- ［H＋］＝ pH＝ = 同理，NH3－NH4Cl组成的缓冲对， 3.2.4 缓冲溶液的缓冲能力（容量和范围） 缓冲溶液的缓冲能力大小用缓冲容量表示。所谓的缓冲容量，是使1L（或1ml）缓冲溶液的pH值改变1个单位所需加入强酸（H＋）或强碱（OH－）的物质的量（mol或mmol）。缓冲容量常用符号β表示。缓冲容量越大，说明缓冲溶液的缓冲能力越强。 c盐：c酸＝1时，此时缓冲溶液的缓冲能力最大。对于任何一个缓冲体系都有一个有效的缓冲范围，这个范围是： 弱酸及其盐体系　　pH＝pKa±1 弱碱及其盐体系　　pOH＝pKb±1 4). 在化学化工的实验和生产中许多离子的分离、提纯以及分析检验时也大量用到缓冲溶液。 可有选择性地除去杂质离子。 3.2.6 缓冲溶液的应用 1）人体血浆就是个很好的缓冲体系，其pH正常值为7.35-7.45, 若低于7.0或高于7.8, 其后果将是致命性的.主要由碳酸-碳酸氢根, 磷酸一氢根-磷酸二氢根等组成. 2). 土壤也是含有这些缓冲对的缓冲体系, 适宜作物生长的pH范围在5~8. 3). 在制药工业, 大多数药物都有自己稳定的pH范围. 例如配制氯霉素眼药水时,要加入硼酸缓冲溶液, 保持在7.0左右. 某些盐类溶于水中会呈现出一定的酸碱性： 盐的类型 0.1mol/L溶液 PH值 强酸强碱盐 NaCl 7 弱酸强碱盐 NaAc 8.88 弱碱强酸盐 (NH4)2SO4 4.96 弱酸弱碱盐 NH4Ac 7 NH4CO2H 6.5 NH4CN 9.3 其中弱酸弱碱盐的PH值由弱酸和弱碱的离子强度决定。 盐本身不具有H+或OH-，但呈现一定酸碱性，说明发生了盐的水解作用，即盐的阳离子或阴离子和水电离出来的H+或OH-结合生成弱酸或弱碱，使水的电离平衡发生移动。 盐类水解：由于盐电离出的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合成弱酸或弱碱而使水离解的过程。 3.3 盐类的水解 3.3.1盐的水解 水解常数 水解度 KwΘ KaΘ KhΘ = = c’(HAc) ·c’(OH-) c’(Ac-) h = ×100% 已水解的浓度 盐的起始浓度 1、强酸强碱盐在水中完全电离形成水合离子而不水解 2、弱酸强碱盐的水解 Ac- + H2O HAc + OH-， H2O OH- + H+ NaAc → Na+ + Ac- + HAc h = √KhΘ/c’ =√KwΘ/（KaΘ·c’） c’(HAc) ·c’(OH-) c’h·c’h KhΘ = = c’(Ac-) c’（1 – h） 水解度h、水解常数KhΘ和盐浓度c之间的关系： Ac- + H2O HAc + OH- 起始浓度c0 c 0 0 平衡浓度c c（1- h） ch ch  当KhΘ较小时， 1- h ≈1， 则有 KhΘ = c=’h2， 同一种盐，浓度越小，其水解程度越大。 h = √KhΘ/c’ =√KwΘ/（KbΘ·c’） KwΘ KbΘ KhΘ = = c ’(NH3·H2O) ·c’(H+) c’(NH4+) h =