第四章解离平衡4.1弱电解质的解离平衡和强电解质溶液4.2溶液的酸碱性4.3缓冲溶液4.4酸碱理论4.5沉淀溶解平衡和溶度积4.6沉淀的生成和溶解缓冲溶液§4.3缓冲溶液当外加少量的H+后，由于同离子效应，上述平衡体系将发生移动，向减小H+浓度的方向移动，从而部分抵消了外加的少量H+，保持了溶液pH基本不变；（4）缓冲溶液的pH计算例1计算100.00mL含有0.040mol·L-1HAc和0.060mol·L-1NaAc溶液的pH，当向该溶液中加入10.00mL0.0500mol·L-1HCl、NaOH及10.00mLH2O之后溶液的pH？解：Kaә=1.8×10-5,pKa=4.74当加入10.00mL0.0500mol·L-1HCl后：当加入10.00mLH2O后：2缓冲溶液的配制原则：所选用的缓冲溶液中的弱酸的pKaә值要尽可能和所需的pH值相近。缓冲溶液的配制的步骤：（1）根据要求配制的缓冲溶液的pH，选择合适的缓冲对，其pKaә应尽量靠近所要配制的缓冲溶液的pH，最大差别不要超过1，即pH=pKaә1;（2）根据选择的缓冲对的pKaә和所要配制的缓冲溶液的pH，计算出缓冲对的浓度比；（3）根据上述结果，配制缓冲溶液，并使共轭酸碱的浓度在0.1~1mol·L-1范围内（4）配制的缓冲溶液还应不干扰化学反应，不影响正常的生理代谢。例4.用1.0mol·L-1的氨水200mL,制备pH=9.35的NH3-NH4Cl缓冲溶液,需加入多少氯化铵M(NH4Cl)=53.49g·mol-1,pKb(NH3)=4.74.解:该缓冲溶液体系的共轭酸碱对是NH3与NH4+Ka(NH4+)=Kw/Kb(NH3)=109.26例5.50.0mL纯水中,加入0.050mL浓度为1.0mol·L-1的HCl,求溶液中pH值的变化.若向50mL浓度0.10mol·L-1HAc-0.10mol·L-1NaAc缓冲溶液中加入相同量的HCl,求溶液中pH值的变化.n1(H3PO4):n2(NaOH)=2:3时，NaOH使H3PO4生成H2PO4-与HPO42-,且n(H2PO4-)=n(HPO42-).例7欲配制pH=7.00的缓冲溶液500mL，应选用HCOOH-HCOONa、HAc-NaAc、NaHPO4-Na2HPO4、NH3-NH4Cl中的哪一对缓冲对？如果上述各物质溶液的浓度均为1.00mol·L-1，应如何配制？即将190mL1.00mol·L-1NaH2PO4溶液与310mL1.00mol·L-1Na2HPO4溶液混匀，得pH=7.00的缓冲溶液500mL。例8配制1.0LpH=9.80，c(NH3)=0.10mol·L-1的缓冲溶液。需用6.0mol·L-1NH3·H2O多少毫升和固体(NH4)2SO4多少克？已知(NH4)2SO4摩尔质量为132g·mol-1。酸碱电离理论的局限性：（1）将酸碱这两种密切相关的物质完全割裂开来，将酸、碱及酸碱反应仅限于水溶液中。无法解释HCl和NH3在苯中反应生成NH4Cl所表现的酸碱中和反应的性质。（2）将碱限制于氢氧化物。对于HCO3-，若说它是酸，可是它的水溶液的pH值大于7；若说它是碱，但它可以和NaOH反应生成Na2CO3。酸碱质子理论:把酸、碱的定义放在一个动态的过程中，酸、碱具有了相对性，它可解释HCO3-等问题，说它是酸，是因为它可以给出H+：HCO3-H++CO32-；说它是碱，是因为它可以接受H+：HCO3-+H+H2O+CO2。在无机及分析应用中，普遍以质子理论作为理论分析的依据，尤其是酸碱平衡和酸碱滴定分析更是如此，它已能够解释所遇到的问题！酸碱电子理论：对于反应过程中没有H+参与的现象可做出满意的解释，尤其是对有机物。HAA-+H+酸碱质子HClCl-+H+NH4+NH3+H+HAcAc-+H+H2CO3HCO3-+H+HCO3-CO32-+H+H3O+H2O+H+H2OOH-+H+[Fe(H2O)6]3+[Fe(OH)(H2O)5]2++H+（2）酸碱反应（4）酸碱解离多元弱酸、碱的解离是分步进行，如H2CO3:H2CO3+H2OHCO3-+H3O+HCO3-+H2OCO32-+H3O+可简化为：H2CO3HCO3-+OH-HCO3-CO32-+OH-共轭酸碱具有相互依存的关系，其Kaә和Kbә之间的关系如下：注意：所谓酸碱化学，在很大程度上是认识何者为酸何者为碱的问题。各种酸碱概念之间的不同不在于哪一种是“正确的”，而在于哪一种在实际情况中运用是“最方便的”。酸碱不同定义也与其所在的溶剂有关。水-离子论：认为酸是在水溶液中电离产生氢离子的物质