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1、第五节第五节 同离子效应同离子效应第七章第七章 电解质溶液电解质溶液教学要求：教学要求： 熟悉同离子效应，理解缓冲原理，掌握缓冲溶液pH的计算本节重点：本节重点：本节难点：本节难点： 缓冲溶液的计算 缓冲原理1、定义、定义：在弱电解质溶液中，加入含有相同离子强电解质，使弱电解质解离度降低的现象。一、同离子效应一、同离子效应 例：例： 在在0.1molL-1HAc溶液中，加入固体溶液中，加入固体NaAc使其使其浓度为浓度为0.1molL-1，求此溶液中，求此溶液中C(H+)和和HAc的电离度。的电离度。解：设：解：设：C(H+) = xmolL-1 HAc H+ + Ac-平衡浓度平衡浓度/mo
2、lL-1 0.1-x x 0.1+xKa =0.1-x=1.810-5x(0.1+x) C/Ka 500，则：，则：0.1-x 0.1 0.1+x0.1 x = 1.810-5 即即C(H+) =1.810-5molL-1 0.1molL-1 100%=0.018% 0.1molL-1HAc溶液的 =1.34%，C(H+)=1.3410-3molL-1 说明：同离子效应使溶液中C(H+)和 (HAc) 降低。同离子效应实质为平衡移动原理。 如 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-Ac- 平衡 HAc 同理，加入HCl，也将使HAc的电离度减小。 由弱酸-弱酸盐或弱碱-弱碱盐组
3、成，具有保持pH值相对稳定性能的溶液，叫做缓冲溶液。如 HAc + NaAc混合液 HAc H+ + Ac- 大量 极小量 大量 NaAc抗酸，加少量稀酸，平衡左移 ；HAc抗碱，加少量碱，平衡右移。1、缓冲溶液及缓冲原理缓冲溶液及缓冲原理二二 、缓冲溶液缓冲溶液 总之，由于缓冲溶液中同时含有较大量的弱酸(抗碱成分)和共轭碱(抗酸成分)，它们通过弱酸解离平衡的移动以达到消耗掉外来的少量强酸、强碱，或对抗稍加稀释的作用，使溶液的H+离子或OH-离子浓度没有明显的变化，因此缓冲溶液具有缓冲作用。 但缓冲溶液的缓冲作用不是无限的。 当溶液稀释时，H+和Ac-离子浓度同时降低，同离子效应减弱，使HAc
4、解离度增大，HAc进一步解离产生的H+可使溶液的pH保持基本不变2 、 缓冲溶液缓冲溶液pH值计算值计算(1) 弱酸-弱酸盐体系HA H+ + Ac-起始浓度 C(弱酸) 0 C(弱酸盐)平衡浓度 C(弱酸) - x x C(弱酸盐) + x 当C(酸)/Ka 500，C(HA)或C(Ac-)不太小时，x很小，可近似认为： C(弱酸)-x C(弱酸)、 C(弱酸盐)+x C(弱酸盐)Ka =xC(弱酸盐)C(弱酸)C(弱酸)C(H+ )= x =Ka C(弱酸盐)pH=pKa - lgC(弱酸)C(弱酸盐)(2)弱碱弱碱-弱碱盐缓冲体系弱碱盐缓冲体系同理：C(OH- )= Kb C(弱碱)C(
5、弱碱盐)pOH=pKb - lgC(弱碱)C(弱碱盐)pH=14 - pKb + lgC(弱碱)C(弱碱盐)说明： a.缓冲溶液的缓冲能力是有限的。C(弱碱)C(弱碱盐)或C(弱酸)C(弱酸盐)1时，缓冲能力最强。b. 将缓冲溶液稀释，pH值基本不变。缓冲区间解：解： NH3H2O NH4+ + OH-例：求0.1mol/L NH3H2O 0.1mol/L NH4Cl缓冲溶液pH值。（Kb=1.810-5 )3 、缓冲溶液的配制缓冲溶液的配制若若C C( (酸酸) )=C=C( (盐盐) ) pH= pH=pKpKa a 若若C C( (碱碱) )=C=C( (盐盐) ) pH=14 - pH
6、=14 - pKpKb b pH=pH=pKpKa a - - lglgC C( (弱酸弱酸) )C C( (弱酸盐弱酸盐) )pH=14 -pH=14 -pKpKb b + + lglgC C( (弱碱弱碱) )C C( (弱碱盐弱碱盐) )a.选定的缓冲体系不与反应物或生成物反应b.为了使缓冲溶液具有最大的缓冲能力，应使 pKa (14 pKb )尽可能接近所要求的pH值。原则原则：缓冲溶液冲溶液pKipH值范范围HAc-NaAc4.763.6 5.6NH3H2O-NH4Cl4.768.3 10.3NaHCO3-Na2CO310.339.2 11.0KH2PO4-K2HPO47.205.9 8.0H3BO3-Na2B4O79.27.2 9.2弱酸与弱酸盐；弱碱与弱碱盐；多元弱酸盐及次级盐常见的缓冲溶液常见的缓冲溶液4、缓冲溶液的应用缓冲溶液的应用 人体血液 改变0.4，生命有危险。 人血中含缓冲对： 分析化学 NH3 NH4Cl pH = 9.0 缓冲液中:完全，而Mg2+不沉淀 土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成“缓冲对”，pH=5.08.0的土壤适合农作物生长。 工业、农业、生物、医学、化学 小结：1.同离子效应 2. 缓冲原理
