1、 第四章第四章 酸與堿酸與堿酸：酸：在在水溶液水溶液中電離生成的陽離子中電離生成的陽離子 全部全部是是H+的物質。的物質。 堿：堿：在在水溶液水溶液中電離生成的陰離子中電離生成的陰離子 全部全部是是OH-的物質。的物質。 酸堿反應的實質是酸堿反應的實質是:Na2CO3 具有堿性，卻不屬于堿？具有堿性，卻不屬于堿？ H+ + OH - H2OHCl（g） + NH3（g） NH4Cl（s）阿累尼烏斯阿累尼烏斯酸堿電離理論酸堿電離理論一、酸堿質子理論一、酸堿質子理論（Proton theory of acid and base）（一）酸堿的定義（一）酸堿的定義 酸酸(acid )：凡能：凡能給出給

2、出質子質子(H+)的物質。的物質。堿堿(base)：凡能：凡能接受接受質子質子(H+)的物質的物質。 HAcH+Ac-NH4+H+NH3布朗斯特布朗斯特 從酸堿的定義及上述例子可以看出酸堿之間從酸堿的定義及上述例子可以看出酸堿之間存在共軛存在共軛(conjugation)關系：關系：酸失去質子變為堿，酸失去質子變為堿，堿得到質子變為酸。堿得到質子變為酸。這種共軛關系可用下式表示：這種共軛關系可用下式表示： 表示共軛酸堿之間轉換關系的式子就叫表示共軛酸堿之間轉換關系的式子就叫酸堿半酸堿半反應。反應。 通過通過一個一個質子的得失相互轉化的酸堿對，稱質子的得失相互轉化的酸堿對，稱為為共軛酸堿對共軛酸

3、堿對(conjugate acid-base couple)。共軛酸 共軛堿 + H+ 4H2CO3 和和CO32-是不是共軛酸堿對？是不是共軛酸堿對？H2CO3+HCO3-H+HCO3-H+結論：結論：1 1：質子酸堿既可以是中性分子，也可以是帶電：質子酸堿既可以是中性分子，也可以是帶電荷的離子。荷的離子。：酸堿的概念是相對的：酸堿的概念是相對的。兩性物質：。兩性物質：既可給既可給出質子又可接受質子的物質。出質子又可接受質子的物質。：酸堿質子理論中沒有鹽的概念。：酸堿質子理論中沒有鹽的概念。Na2CO3 NH4Cl NH4AcCO32-例：請指出下列是否為共軛酸堿對例：請指出下列是否為共軛酸

4、堿對HAcNaAcH3O+H2ONH4ClNH3H2CO3NaHCO3H2CO3Na2CO3H2ONaOHAl(H2O)63+ Al(H2O)4(OH)2+Al(H2O)5(OH)2+ NaHCO36（二）酸堿反應的實質（二）酸堿反應的實質酸堿反應實質：酸堿之間質子的傳遞酸堿反應實質：酸堿之間質子的傳遞酸的共軛堿 堿的共軛酸+酸酸 + 堿堿H+H+酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1共軛共軛共軛共軛HAc + H2OH3O+ + Ac-如如水的解水的解離離OHOHOHOH322+-+酸的解酸的解離離 AcOHOHHAc32+-+堿的解離堿的解離 OHNHOHNH423+-+鹽的水解鹽的水解 OHNH

5、OHNH3324+鹽的水解鹽的水解 OHHAcOHAc2+-Cl(s)NHHCl(g)(g)NH43+酸堿質子理論的應用酸堿質子理論的應用n鹽的水解反應用酸堿質子平衡理鹽的水解反應用酸堿質子平衡理論來處理，可以簡化計算。論來處理，可以簡化計算。n研究高級有機酸的分離提純方法。研究高級有機酸的分離提純方法。n研究人體血液的緩沖機制。研究人體血液的緩沖機制。n非水滴定。非水滴定。Kw稱為水的離子積常數，簡稱水的離子積。稱為水的離子積常數，簡稱水的離子積。 25時時 Kw= H+OH-=1.010-14一一 、水的質子自遞反應、水的質子自遞反應第二節第二節 酸堿反應酸堿反應OH2+OH2+H3O+O

6、H-H3O+ OH-H2O2= KI 水分子是一種兩性物質，它既可以給出質子又可以水分子是一種兩性物質，它既可以給出質子又可以接受質子；于是在水分子之間也可以發生質子傳遞反應，接受質子；于是在水分子之間也可以發生質子傳遞反應，稱為水的質子稱為水的質子自遞反應自遞反應。3cOHcOH-+wK10 由于水離解時要吸收大量的熱，所以溫度升高，水由于水離解時要吸收大量的熱，所以溫度升高，水的的K KW W也相應地增大。也相應地增大。 水的離子積原理不僅適用于純水，也適用于一切稀水的離子積原理不僅適用于純水，也適用于一切稀的水溶液。的水溶液。在任何稀的水溶液中，不論在任何稀的水溶液中，不論HH+ + 和

7、和OHOH- - 怎樣怎樣改變，它們的乘積總是等于改變，它們的乘積總是等于K KW W。（一）水溶液的酸堿性及（一）水溶液的酸堿性及pH值值 溶液的溶液的pH值是氫離子濃度的負對數值。值是氫離子濃度的負對數值。 它的數學表示式為：它的數學表示式為： pH=-lgH+ 即即 H+=10-pH pOH=-lgOH- 即即 OH- =10-pOH pH+pOH=pKw=14 11、在一個共軛酸堿對中，酸越強則其共軛堿越弱；酸越、在一個共軛酸堿對中，酸越強則其共軛堿越弱；酸越 弱則其共軛堿越強。弱則其共軛堿越強。HCl HAc Cl - Ac- 、酸堿強度與溶劑的關系：、酸堿強度與溶劑的關系： 溶劑接

8、受質子的能力越強，酸在其中表現出的酸性越強溶劑接受質子的能力越強，酸在其中表現出的酸性越強,溶劑給出質子的能力越強，堿在其中表現出的堿性越強。溶劑給出質子的能力越強，堿在其中表現出的堿性越強。如：如： HAc（ H2O ）弱酸，）弱酸， HAc（ NH3）強酸）強酸 NH3 （ H2O ）弱堿）弱堿 ， NH3（HAc）強堿）強堿 酸堿H+（二）酸堿的強度（二）酸堿的強度 酸堿強度是指質子酸和質子堿給出質子或結合質子能酸堿強度是指質子酸和質子堿給出質子或結合質子能力的大小。力的大小。12（三）（三）酸和堿的解離平衡常數酸和堿的解離平衡常數HB+H2OB-H3O+-acidcHBcOHcB3,K

9、Kaa酸常數：酸與水之間的質子傳遞反應的標準平衡常數叫酸酸常數：酸與水之間的質子傳遞反應的標準平衡常數叫酸常數，酸常數越大，酸的酸性越強。常數，酸常數越大，酸的酸性越強。B-+H2OHBOH-+-basecBcOHcHB，bK堿常數：堿與水堿常數：堿與水之間的質子傳遞反應的標準平衡常數之間的質子傳遞反應的標準平衡常數叫堿常叫堿常數，堿常數越大，堿的堿性越強。數，堿常數越大，堿的堿性越強。131、利用、利用 Ka和和 Kb可判斷酸堿的強弱。可判斷酸堿的強弱。pKa= - lgKa pKb= - lgKb2、多元弱酸弱堿存在多步解離常數。、多元弱酸弱堿存在多步解離常數。343242242241b2

10、42343a3342242a342421a342243KOHPOHOHPOHKOHPOHOHHPOKOHHPOOHPOKOHPOOHHPOKOHHPOOHPOHKOHPOHOHPOH-+-+-+-+14練習練習: :寫出下列物質的酸常數或堿常數表達式寫出下列物質的酸常數或堿常數表達式. .343423-+-+NHOHNHNHKOHNHOHNHb）（2-+AcOHHAcAcKOHHAcOHAcb）（43343324+NHOHNHNHKOHNHOHNH）（332-+-+-+HAcOHAcHAcKOHAcOHHAc）（ HAc Ac- NH4+ NH3 HCN CN- H2CO3 HCO3- CO3

11、2- 15 KaKb = Kw +H2OH3O+-AHA+H2O+-AHAOH-Ka=H3O+ A-HA=A-HAKbOH-（四）共軛酸堿解離平衡常數之間的關系（四）共軛酸堿解離平衡常數之間的關系16寫出寫出34 (Ka1 Ka2 Ka3 Kb1 Kb2 Kb3 ) 中各級離中各級離解常數之間的關系解常數之間的關系32423224224224212341243KOHPOHKOHHPOKOHHPOKOHPOHKOHPOKOHPOHaaba+-43:POH-444243POHPOKKKHPOPOHKKKPOHPOHKKKwbawbawba17-2331233132:COHCOKKKHCOCOHKK

12、KCOHwbawba寫出寫出H2C3 (Ka1 Ka2 Kb1 Kb2 )中各級離解常數中各級離解常數之間的關系之間的關系181、物料平衡：在平衡狀態下，某組份的分析濃度即該組、物料平衡：在平衡狀態下，某組份的分析濃度即該組份在溶液中的總濃度等于它各種存在狀態的平衡濃度份在溶液中的總濃度等于它各種存在狀態的平衡濃度的加和。的加和。如：如：c(HAc)=HAc+Ac- 練習：練習：H2CO32、電荷平衡：是指溶液必須保持電中性，即溶液中正負、電荷平衡：是指溶液必須保持電中性，即溶液中正負電荷的數量相等。電荷的數量相等。 如，醋酸溶液中，如，醋酸溶液中，H3O+= Ac-+ OH- 練習：練習：N

13、aHCO3計算計算pHpH的基本關系式的基本關系式第三節第三節 酸堿平衡中濃度的計算酸堿平衡中濃度的計算3 3、質子平衡：酸堿反應中得到的質子數等于失去的質子數。、質子平衡：酸堿反應中得到的質子數等于失去的質子數。如：如：HAc+H2OHAc+H2O = H3O+ + Ac-H2O + H2O = H3O+ + OH- 得質子的物質：得質子的物質： H2O， H2O H3O+得質子的量：得質子的量：H3O+失質子的物質：失質子的物質： H2O、 HAc， H2O OH- HAc Ac- 失質子的量：失質子的量：OH-+Ac- H3O+= OH-+Ac- HA + H2O H3O+ + A-（1

14、）當）當Kaca 20Kw時，可忽略水的質子自遞平衡，時，可忽略水的質子自遞平衡， 只考慮酸的質子傳遞平衡只考慮酸的質子傳遞平衡 （2）當）當ca/Ka500時，上式可變為時，上式可變為 3- -+ +HAAOHK 3- - -+ +- -AcaAOHK 3+ +OHK3+ +OH- - -Aca一元弱酸：一元弱酸：213+ +OH2 2KacaKa(ca-A-)對于一元弱堿溶液，同理可得簡化公式：對于一元弱堿溶液，同理可得簡化公式： bbOHcK - - 使用公式應注意使用公式應注意: 僅適用于稀的單一電解質存在時。僅適用于稀的單一電解質存在時。 當弱酸當弱酸(或弱堿或弱堿)的的Kaca(或

15、或Kbcb)20Kw， 且且ca /Ka (cb / Kb)500時。時。 ca或或 cb為起始濃度。為起始濃度。 H3O+=Kaca條件條件：caKa 20KW, ca/Ka 50022解：解：CNH3/Kb= 0.1/1.7610-5 500 CNH3Kb =0.11.7610-5 20Kw OH- KbcB = 0.11.7610-5 = 1.3310-3mol/LH+=Kw/OH-=1.010-14/1.3310-3=7.510-12mol/L pH=-lgH+=-lg7.510-12=11.12 pOH=-lgOH-=-lg1.3310-3=2.88例例1: 298K時，時，0.1m

16、ol/L NH3水溶液的水溶液的H+、OH-、pH、pOH為多少？為多少？(NH3的的Kb =1.7610-5mol/L）23例例2: 計算計算0.100molL-1NH4Cl溶液的溶液的pH。 (已知已知Kb(NH3)=1.7910-5)解：解：Kaca 20Kw, ca/Ka =0.100/(5.5910-10) 500，10514bwa105.59101.7910- - - - KKK =7.4810-6 (molL-1) pH=5.13 0.100105.59H10aa - -+ +cK 24例例3: 計算計算0.100molL-1NaAc溶液的溶液的pH值。值。（已知（已知 Ka(H

17、Ac)=1.7410-5 ）=7.5810-6（molL-1）H+=Kw/OH-=10-14/(7.5810-6) pH = 8.88解：解：溶液中存在溶液中存在 Ac- + H2O = HAc + OH- K b(Ac-)=Kw/Ka(HAc)=1.0010-14/(1.7410-5) =5.7510-10.由于由于Kbcb20Kw ,cb/Kb=0.100/(5.7510-10) 5000.100105.75OH10bb - - -cK25時，cOH31a2a1aKKK+(二二)多元弱酸弱堿多元弱酸弱堿H2CO3+H2O=HCO3-+H3O+ Ka1=4.3010-7HCO3-+ H2O

18、=CO32-+ H3O+ Ka2=5.6110-11H2O+ H2O= H3O+OH-Kw=110-14當當Ka1Ka2時，可做一元弱酸處理，即：時，可做一元弱酸處理，即：cOH1b2b1bKKK-時，同理：同理：當當Kb1Kb2時，可做一元弱堿處理，即：時，可做一元弱堿處理，即：例題：例題：101頁，頁，4 - 326Ka：兩性物質的酸常數，：兩性物質的酸常數， Ka/：兩性物質共軛酸的酸常數：兩性物質共軛酸的酸常數如如HCO3- Ka=Ka2,Ka/=Ka1NH4AcKa=Kw/Kb(NH3)Ka/=Ka(HAc)練習：練習： 寫出寫出 H2PO4- 和和 HPO42-的酸度計算公式。的酸

19、度計算公式。) pKpK(21pHKKOHaaaa3+ + + +或或( (三三) ) 兩性物質溶液（以兩性物質溶液（以HCO3-為例說明）為例說明）2732/32421/342 : :aaaaaaaaKKKKOHHPOKKKKOHPOH+-+-H2PO4- Ka=Ka2,Ka/=Ka1HPO42-Ka=Ka,Ka/=Ka28例如例如 在非水溶劑如甲醇中，可以區分出氫鹵酸的相對強弱為在非水溶劑如甲醇中，可以區分出氫鹵酸的相對強弱為HIHBrHCl，甲醇是這些強酸的，甲醇是這些強酸的區分溶劑區分溶劑，甲醇的作用稱，甲醇的作用稱為為區分效應區分效應。1.1.拉平效應拉平效應 溶劑使物質的相對酸堿強

20、度區分不出來的作用，稱為溶溶劑使物質的相對酸堿強度區分不出來的作用，稱為溶劑的拉平效應。該溶劑稱為拉平溶劑。劑的拉平效應。該溶劑稱為拉平溶劑。例如例如 HClHCl、HIHI、H H2 2SOSO4 4、HNOHNO3 3和和HClOHClO4 4等在水中都是強酸，所以等在水中都是強酸，所以水是這些物質的水是這些物質的拉平溶劑拉平溶劑，水的這種作用稱水的，水的這種作用稱水的拉平效應拉平效應。同理同理，液氨對，液氨對HAcHAc和和HClHCl具有拉平效應，是具有拉平效應，是HAcHAc和和HClHCl的拉平的拉平溶劑，醋酸對溶劑，醋酸對NaOHNaOH和和NHNH3 3具有拉平效應，是具有拉平

21、效應，是NaOHNaOH和和NHNH3 3的拉平的拉平溶劑。溶劑。2.2.區分效應區分效應: : 溶劑能使物質的相對酸堿強度區分出來的作用，稱為溶溶劑能使物質的相對酸堿強度區分出來的作用，稱為溶劑的區分效應。該溶劑稱為區分溶劑。劑的區分效應。該溶劑稱為區分溶劑。291 1同離子效應同離子效應 同離子效應和鹽效應同離子效應和鹽效應HAc+Ac-H+NaAc=Na+Ac-HAc+Ac-H+=Na+NaClCl-2 2鹽效應鹽效應 平衡向左移動平衡向左移動定義：在弱電解質溶液中，加入與該弱電解質具有相同離定義：在弱電解質溶液中，加入與該弱電解質具有相同離子的易溶強電解質，導致弱電解質的解離度降低。子

22、的易溶強電解質，導致弱電解質的解離度降低。 平衡向右移動平衡向右移動定義：在弱電解質溶液中，加入不含相同離子的強電解質定義：在弱電解質溶液中，加入不含相同離子的強電解質時，該弱電解質的解離度增加。時，該弱電解質的解離度增加。30一、緩沖溶液組成和作用機制一、緩沖溶液組成和作用機制50mlH2O1滴滴1.0mol/LNaOHpH111滴滴1.0mol/L HClpH3|pH|=41滴滴1.0mol/LNaOHpH4.761滴滴1.0mol/L HClpH4.740.1mol/LHAc0.1mol/LNaAcpH=4.75|pH|=0.01第四節第四節 緩沖溶液緩沖溶液31緩沖作用：能抵抗外來緩沖

23、作用：能抵抗外來少量少量強酸強堿或稀釋，而強酸強堿或稀釋，而 自身的自身的pHpH值值基本不變基本不變的作用。的作用。緩沖溶液：能抵抗外來緩沖溶液：能抵抗外來少量少量強酸、強堿或稍加稀強酸、強堿或稍加稀 釋，而保持其釋，而保持其pHpH值值基本不變基本不變的溶液。的溶液。 “少量少量”、“基本不變基本不變”緩沖作用有限度緩沖作用有限度 緩沖作用應同時具有抗酸和抗堿的雙重作用。緩沖作用應同時具有抗酸和抗堿的雙重作用。（1 1）濃的強酸、強堿有緩沖作用嗎？濃的強酸、強堿有緩沖作用嗎？（2 2）較大濃度的弱酸、弱堿有緩沖作用嗎？）較大濃度的弱酸、弱堿有緩沖作用嗎？（一）緩沖溶液（一）緩沖溶液32（二

24、）緩沖溶液組成（二）緩沖溶液組成質子酸堿理論看：質子酸堿理論看：共軛酸堿對共軛酸堿對弱酸及弱酸鹽弱酸及弱酸鹽弱堿及弱堿鹽弱堿及弱堿鹽多元酸及其次級鹽多元酸及其次級鹽以下混合物溶液都有緩沖作用：以下混合物溶液都有緩沖作用： HAc-NaAc NH4+-NH3 H3PO4 -H2PO4- H2PO4-HPO42- HPO42-PO43-33 緩沖溶液的基本狀況緩沖溶液的基本狀況:（1）共軛酸和共軛堿的濃度都較大）共軛酸和共軛堿的濃度都較大（2）共軛酸堿對之間存在質子轉移平衡）共軛酸堿對之間存在質子轉移平衡 HB + H2O = H3O+ + B-共軛酸共軛酸共軛堿共軛堿（三）緩沖作用機理（三）緩沖

25、作用機理 組成緩沖溶液的組成緩沖溶液的共軛酸堿對共軛酸堿對的兩種物質合的兩種物質合稱為稱為緩沖系緩沖系( (buffer system) )或緩沖對或緩沖對( (buffer pair) )。 HAc-NaAc ； NH3-NH4Cl34 以以HAc-NaAc緩沖溶液為例緩沖溶液為例（）HAc + H2OH3O+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- 少量少量H+平衡向左移動平衡向左移動共軛堿是抗酸成分共軛堿是抗酸成分抗酸作用35以以HAc-NaAc緩沖溶液為例（緩沖溶液為例（）：）：HAc + H2OH3O+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- 少量少量OH-平衡向右移動平衡向右移

26、動共軛酸是抗堿成分共軛酸是抗堿成分抗堿作用36（1 1）較大濃度的共軛酸、共軛堿是緩沖作用）較大濃度的共軛酸、共軛堿是緩沖作用 的物質基礎。的物質基礎。（2 2）共軛酸堿物質之間的質子傳遞平衡是緩）共軛酸堿物質之間的質子傳遞平衡是緩 沖作用的內在動力。沖作用的內在動力。結論 總之總之，由于緩沖溶液中同時含有較大量的弱由于緩沖溶液中同時含有較大量的弱酸酸( (抗堿成分抗堿成分) )和共軛堿和共軛堿( (抗酸成分抗酸成分) )，它們通過自，它們通過自身的質子傳遞平衡移動以達到消耗掉外來的少量身的質子傳遞平衡移動以達到消耗掉外來的少量強酸強酸、強堿強堿，或對抗，或對抗稍加稀釋稍加稀釋的作用，使溶液的

27、的作用，使溶液的H+離子或離子或OH-離子濃度沒有明顯的變化，因此緩沖離子濃度沒有明顯的變化，因此緩沖溶液具有緩沖作用。溶液具有緩沖作用。 但緩沖溶液的緩沖作用不是無限的。但緩沖溶液的緩沖作用不是無限的。37二、緩沖溶液二、緩沖溶液pH的計算的計算-HBBOH3 + +aK-a3BHBOH + +K 以以HB-NaB 表示緩沖系，溶液中存在如下質表示緩沖系，溶液中存在如下質子轉移平衡：子轉移平衡：HB + H2O H3O+ + B- NaB Na+ + B-38兩邊取負對數兩邊取負對數: :HBBlgppH- -+ + aK共軛酸共軛堿lgppH+ + aK總濃度：總濃度： B-+HB (4.

28、15a) 上式是計算緩沖溶液上式是計算緩沖溶液pH的的Henderson-Hasselbach方程式方程式（亨德森（亨德森- -哈塞爾巴赫）哈塞爾巴赫）又稱又稱緩沖公式緩沖公式 pKa為弱酸的解離常數的負對數；為弱酸的解離常數的負對數； B-和和HB均為平衡濃度。均為平衡濃度。緩沖比：緩沖比：HBB-39)HB()B(lgpccKa- -+ + )()(lgpa共軛酸共軛堿ccK + + HB的濃度為的濃度為c(HB) ( (或稱起始濃度或稱起始濃度, ,配制濃度配制濃度) )，NaB的濃度為的濃度為c(NaB)；HB解離部分解離部分的濃度為的濃度為c(HB) 。式式(4.15a)又可表示為：

29、又可表示為：HBBlgppH- -+ + aK(4.15b) 則：則： HB 平平 = = c(HB) - c(HB) B- 平平 = = c(NaB)+ c(HB) HB 平平c(HB) ， B- 平平c(NaB) c(B-) 40式式( (4.15b) )可改寫為可改寫為: :)HB()B(lgppHnnKa- -+ + )HB()B()HB()B(HBBnncc- - - 緩沖比：-若緩沖溶液的體積以若緩沖溶液的體積以V 表示，則表示，則Vnc)B(B- - - )(Vnc)HB(HB )(4.15c)41根據緩沖溶液的計算公式可知：根據緩沖溶液的計算公式可知：1 1、緩沖溶液的、緩沖溶

30、液的pHpH值主要取決于共軛酸堿對中弱酸值主要取決于共軛酸堿對中弱酸 的的KaKa值，其次，取決于緩沖溶液的緩沖比。值，其次，取決于緩沖溶液的緩沖比。2 2、對于同一緩沖對的緩沖溶液，其、對于同一緩沖對的緩沖溶液，其pHpH值只取決于值只取決于 緩沖比，改變緩沖比，緩沖溶液的緩沖比，改變緩沖比，緩沖溶液的pHpH值也隨之值也隨之 改變改變, ,當緩沖比為當緩沖比為1 1時，緩沖溶液的時，緩沖溶液的pH=pH=pKapKa。3 3、適當稀釋緩沖溶液，緩沖比不變，計算的、適當稀釋緩沖溶液，緩沖比不變，計算的pHpH值值 亦不變，但加入大量水稀釋時，使亦不變，但加入大量水稀釋時，使pHpH值略有升值

31、略有升 高，稱為稀釋效應。高，稱為稀釋效應。42例例1：計算由：計算由0.080mol/LHAc溶液和溶液和0.20mol/LNaAc等體積混合成緩沖溶液的等體積混合成緩沖溶液的pH值。（值。（Ka1.8 10-5 ） 解：由于等體積混合后溶液的體積增大一倍，在解：由于等體積混合后溶液的體積增大一倍，在緩沖溶液中，各物質濃度發生變化（為它們原緩沖溶液中，各物質濃度發生變化（為它們原濃度的一半）濃度的一半） CHAc= 0.080/2 =0.040 mol/L CAc- =0.20/2 =0.10 mol/L 由緩沖公式，得：由緩沖公式，得：15.540.075.404.010.0lg)10-5

32、8.1lg( + + + + - - lgppH+ + - -HAAaccK43例例2 pH接近于接近于7.0的磷酸鹽緩沖溶液常用來培養酶，的磷酸鹽緩沖溶液常用來培養酶，某種酶僅能存在于某種酶僅能存在于pH為為6.90 7.15的培養液中。求含的培養液中。求含有有0.225molL-1 HPO42-和和0.330molL-1 H2PO4-的溶液的溶液的的pH。若在。若在250mL該溶液中分別加入該溶液中分別加入0.20 g及及0.40g NaOH固體，酶會分解嗎？固體，酶會分解嗎？ 04. 7330. 0225. 0lg21. 7lg42242+-POHHPOpKpHa11. 7402 . 0

33、25. 0330. 0402 . 025. 0225. 0lg21. 7lg42242-+-POHHPOpKpHa17. 7404 . 025. 0330. 0404 . 025. 0225. 0lg21. 7lg42242-+-POHHPOpKpHa44緩沖容量和緩沖范圍緩沖容量和緩沖范圍一、緩沖容量一、緩沖容量1 1、緩沖容量：使每升緩沖溶液的、緩沖容量：使每升緩沖溶液的pHpH值改變一個單值改變一個單位所需加入的一元強酸或強堿的物質的量。位所需加入的一元強酸或強堿的物質的量。dpHdcdpHdcdpHdcdpHVdnbababa=|=|=)()(dn :加入的強酸或強堿的物質的量（加入的

34、強酸或強堿的物質的量（mol）；）；V：溶液的體積（：溶液的體積（L)；|dpH|:緩沖溶液緩沖溶液pH值改變量的絕對值值改變量的絕對值 ：正值，單位是：正值，單位是molL-1pH-1(4.16)45cccba303.2=42)1(-1303.2xxcdxd+ + b b21303.2xxc+ + b b）（/ ccxcccabba + + 111cxxccxca+ + + + (4.17)46影響緩沖容量的因素：影響緩沖容量的因素：（1 1）總濃度）總濃度同一緩沖對組成的緩沖溶液，當同一緩沖對組成的緩沖溶液，當緩沖比一定緩沖比一定時，時，總濃度越大總濃度越大，緩沖作用越強，緩沖作用越強，其

35、其b b就越大。就越大。（2 2）緩沖比）緩沖比同一緩沖對組成的同一緩沖對組成的總濃度相同總濃度相同的緩沖溶液，的緩沖溶液，緩沖緩沖比越接近于比越接近于1 1緩沖作用越強緩沖作用越強。緩沖比偏離緩沖比偏離1 1越遠，越遠，緩沖容量緩沖容量值越小，值越小，pHpH偏離偏離pKapKa越遠。越遠。而當而當緩沖緩沖比等于比等于1 1時，時， b b最大最大。47 對于具體的緩沖系，通過對于具體的緩沖系，通過調整調整緩沖比緩沖比來來調節其調節其pH值值只能在其只能在其有效緩沖范圍有效緩沖范圍內調節內調節！1pK=pHa 一般：當一般：當Cb/Ca10 /1，值太小，值太小， 溶液已不具有緩沖能力。溶液

36、已不具有緩沖能力。相應地：相應地： pHpKa +1所以所以:緩沖比在緩沖比在0.110范圍內，緩沖溶液才能發揮范圍內，緩沖溶液才能發揮 緩沖作用。此時的緩沖作用。此時的pH范圍稱為有效范圍稱為有效緩沖范圍緩沖范圍。48三、緩沖溶液的配制三、緩沖溶液的配制 1 1、選用適當的緩沖對，使緩沖對中弱酸的、選用適當的緩沖對，使緩沖對中弱酸的KaKa值盡值盡可能接近實際要求的值，從而使緩沖溶液的緩沖可能接近實際要求的值，從而使緩沖溶液的緩沖比接近比接近1 1: :1 1，所配制溶液的，所配制溶液的pHpH值在緩沖對的緩沖范值在緩沖對的緩沖范圍內，具有較大的緩沖容量。圍內，具有較大的緩沖容量。 例如，配

37、制例如，配制 pH值為值為4.8的緩沖溶液，可選擇的緩沖溶液，可選擇HAc-NaAc緩沖對，因為緩沖對，因為HAc的的pKa=4.76。又如配。又如配制制pH值為值為6.2的緩沖溶液，應選擇的緩沖溶液，應選擇H2CO3-NaHCO3緩沖對，因為緩沖對，因為H2CO3的的pKa=6.35，與欲配制緩沖，與欲配制緩沖溶液的溶液的pH值值(6.2)最接近。最接近。一、緩沖溶液的配制方法一、緩沖溶液的配制方法492、要有適當的總濃度，保證緩沖溶液中有足夠的、要有適當的總濃度，保證緩沖溶液中有足夠的抗酸成分和抗堿成分。總濃度太小，抗酸成分和抗堿成分。總濃度太小，值較小，但值較小，但總濃度也不宜過大，一般控制在總濃度也不宜過大，一般控制在0.050.50 molL-1之間，之間，值約在值約在0.010.1 molL-1 pH-1。3、選定緩沖對后，計算出所需共軛酸、堿的量。、選定緩沖對后，計算出所需共軛酸、堿的量。 為了使緩沖溶液具有較大的緩沖容量，應盡量為了使緩沖溶液具有較大的緩沖容量，應盡量使緩沖比接近于使緩沖比接近于1 1。實際工作，常常使用。實際工作，常常使用相同濃度相同濃度的共軛酸、堿溶液配制。的共軛酸、堿溶液配制。50設緩沖溶液的總體積為設緩沖溶液的總體積為V總總，共軛酸的體積為，共軛酸的體積為VHB、共軛堿的體積為共軛堿的體積為VB-，混合前共軛酸、堿的濃度均，混合