【正文】 1 范圍之內(nèi)， pH約等于 pKa； (3)具有足夠的緩沖容量，緩沖組分的濃度在 mol/L之間，且緩沖組分的濃度相接近。 解： NaOH+HAc=NaAc+H2O, HAcNaAc緩沖溶液體系 cAc=( 50)/(50+100)= mol/L cHAc=( 50)/(50+100)= mol/L [H+]=KacHAc/cAc= 105 105 mol/L pH= (確認(rèn) cHAc 20[H+]， cAc20[H+]) 緩沖溶液 pH的計(jì)算 例： 計(jì)算含有 mL HAc和 103 mol/L NaAc溶液 pH 解：利用最簡(jiǎn)式求得溶液近似 H+濃度： [H+]=Ka(cHAc/cAc)= 105 ( 103) = 104 mol/L cHAc 20[H+]， cAc 與 [H+] 相近 故采用近似式： [H+]=Ka(cHB –[H+])/(cB+[H+]) ≈ 105 ( 103+[H+]) [H+]= 104 mol/L, pH= 最簡(jiǎn)式和近似式計(jì)算誤差： ( 104 – 104)/ 104 ＝ 18％ 緩沖溶液 pH的計(jì)算 緩沖溶液具有 緩沖容量 緩沖容量的大小與共軛酸堿的濃度及其比值有關(guān)。dm–3 解離度 630[ H ] 9 .0 1 0 9 .0 1 0 %0 .1ac????? ? ? ? 在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與其具有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離平衡左移，從而降低弱電解質(zhì)的解離度。 dm–3 的 HAc 溶液中加入固體 NaAc，使 NaAc 的濃度達(dá) mol 人體血液的 pH= ~ 。 =Kw/Kb) 5. 混合溶液 (1) 兩弱酸混合溶液 [H+]=(KHAcHA+KHBcHB) 1/2 (2) 強(qiáng)酸與弱酸混合溶液近似公式 [H+]=[(cHClKa)+{(cHClKa)2＋ 4Ka(cHCl+cHA)} 1/2 ]/2 cHCl20[A], 最簡(jiǎn)式： [H+] = cHCl 緩沖溶液 緩沖溶液的概念及緩沖溶液的 重要性 緩沖溶液 pH的計(jì)算 緩沖容量與緩沖范圍 緩沖溶液的種類、選擇和配制 緩沖溶液的概念及緩沖溶液的重要性 50 mL H2O, pH= + mol/L HCl mL pH= + mol/L NaOH mL pH= 50 mL mol/L HAc+ mol/L NaAc溶液 , pH= + mol/L HCl mL pH= + mol/L NaOH mL pH= 緩沖溶液的概念及緩沖溶液的重要性 緩沖溶液： 具有保持 pH相對(duì)穩(wěn)定性能的溶液叫做緩沖溶液 (buffer solution)。 又： 2Ka2/ (Ka1c)1/2 , 忽略第二級(jí)電離 ，按一元弱酸處理 : [H+]2+Ka1[H+]cKa1=0 若： cKa1≧ 20Kw, 2Ka2/ (Ka1c)1/2 , 且 c/Ka1500， 則用最簡(jiǎn)式 : [H+]=(cKa)1/2 酸堿溶液的 pH的計(jì)算 例： 計(jì)算 。 (c 106mol/L) 強(qiáng)酸 (c106mol/L) 強(qiáng)堿 例： 計(jì)算 107mol/L HCl溶液的 pH值 解： c 106 mol/L, [H+]= [c+(c2+4Kw)1/2]/2 = 107 mol/L, pH= 2w+ ( c + c + 4 K )[ H ] = 22w ( c + c + 4 K )[ O H ] = 2 酸堿溶液的 pH的計(jì)算 一元弱酸，弱堿溶液 [H+]2+Ka[H+]cKa= 0 ， cKa≧ 20Kw，且 c/Ka≧ 500，則用最簡(jiǎn)式 [H+] = (Kac)1/2 cKa20Kw，而 c/Ka≧ 500，則采用 [H+] = (Kw+Kac)1/2 一元弱酸 [H+]的近似公式 （公式推導(dǎo)略） 條 件 2a a a+ ( K + K + 4 K C )[ H ] = 2例 :計(jì)算 mol/L HAc溶液的 pH。 據(jù)此可以計(jì)算溶液中 H+濃度和有關(guān)組分濃度。 ? 表示： δ ? δ ：分布系數(shù)決定于該組分的電離常數(shù)和溶液 的酸度。 起始濃度 c0 越小，離解度 a 值越大。 dm–3 HAc 溶液的 [H+] 和離解度； b) 計(jì)算 10–3 mol H2O NH4+ ＋ OH－ 20[ O H ][ O H ]c??? ?Kb? 當(dāng) c0 ＞ 500 Kb? 時(shí)，有 b0[ O H ] Kc? ?? 一般把 Ka? ， Kb? 值 小于 102的酸稱為弱酸 、弱堿。 化學(xué)平衡的特點(diǎn)： 化學(xué)平衡常數(shù) 在一定的溫度下，對(duì)于任一可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡： a A ＋ b B ? g G ＋ h H 化學(xué)平衡常數(shù)為： ( G ) ( H )( A ) ( B )ghaccKc c b?2. 弱酸和弱堿的電離平衡 一元弱酸 、 弱堿的電離平衡 電離平衡常數(shù) 醋酸 CH3COOH (簡(jiǎn)寫做 HAc) 溶液中存在著平衡： 或： HAc ＋ H2O H3O+ ＋ Ac－ HAc H+ ＋ Ac－ 其平衡常數(shù)表達(dá)式可寫成： 式中 Ka 是酸式電離平衡常數(shù) ， [H+]、 [Ac－ ] 和 [HAc] 分別表示 H+ 、 Ac－ 和 HAc 的平衡濃度。 3. 強(qiáng)電解質(zhì)活度的計(jì)算 － lg γ? ＝ I1/2 DebyeH?ckel極限 公式：離子強(qiáng)度較小，某離子的活度系數(shù) DebyeH?ckel極限公式：電解質(zhì) AmBn,平均活度系數(shù) － lg γ ＝ I1/2 + mZ2A + nZ2B m + n ＝ ZB I1/2 弱電解質(zhì)溶液的電離平衡 1. 化學(xué)平衡及化學(xué)平衡常數(shù) 2. 弱酸和弱堿的電離平衡 3 離解度 (1)一種動(dòng)態(tài)平衡 ， 平衡條件破壞 ， 平衡將發(fā)生移動(dòng) 。通常用下式表示： a = γ c 式中 : a 表示活度， c 表示濃度， γ 稱為活度系數(shù)。dm– 3 鹽酸和 mol 離子強(qiáng)度： 用來衡量一種溶液對(duì)于存在于其中的離子的影響的大小。但離子間存在著相互作用，正離子要受到其周圍負(fù)離子的靜電引力，負(fù)離子要受到其周圍正離子的靜電引力。Debye)和休克爾 (E 相對(duì)性 H2SO H+ + HSO4 兩性物質(zhì)！ H2O , HCO3 , HSO4 ? 酸堿質(zhì)子理論 (3) HAc H+ + Ac H+ + H2O H3O+ (酸 1)