AB ? A+ + B-
初始浓度（mol·L-1） c 0 0 平衡浓度（mol·L-1） c-cα cα cα
?A??B?==?c??K==
??i
?AB?c?2==
c?c?1??2
2（Ki很小，α也很小，1－α≈1），故Ki=cα或α=
Ki c意义：（1）同一弱电解质α∝1/C C↑→ α↑
（2）相同浓度的不同弱电解质α∝K
[提问] 1.水的电离方程式？水的电离常数？（Kw=[H][OH]=10）
+-+-7
2.溶液的酸碱性判断的标准？（H与OH的相对大小，H与10的相对大小，pH与7的相对大小）
3.溶液酸碱性的测定方法？（pH试纸，pH计，酸碱指示剂） 4.pH值的计算方法？
三、一元弱酸（弱碱）的电离平衡： +
这部分实际上就是解决如何计算一元弱酸（碱）溶液中H的浓度。对于强电解质（如
+
HCl），完全电离，所以H浓度等于强酸的浓度；而弱电解质（如HAc）只能部分电离，不能
+
由酸的浓度直接等于H的浓度。以HAc为例进行下面的推导。
+
[推导]HAc的初始浓度为c，电离常数为Ka，[H]=x
+ -HAc ? H+ Ac
初始浓度（mol·L-1） c 0 0 平衡浓度（mol·L-1） c-x x x
+
--14
?H??Ac?==K==
?_a
?HAc?x2 c?x解此一元二次方程可得到H浓度的精确计算公式：
x==[H]==
+
+
?Ka?Ka?4Kac22
以HAc为例，说明x与c相比可以忽略。推而广之，当（1）酸的Ka不很大；（2）酸的浓度不太小，即cKa≥500时，c-x≈c，从而得到一元弱酸H+浓度的近似计算公式：
+
x==[H]==Kac
注意 1.计算酸性溶液中H浓度时，首先判断是强酸还是弱酸；
2.若是弱酸，判断c+
Ka值，以确定所需公式；
3.近似公式必须熟练掌握；
-4.依此可相应得到一元弱碱中OH浓度的精确、近似公式以及近似公式成立的条件
6
（cKa≥500），即[OH]==Kbc
-
上述公式推导过程中，忽略了水的电离。若酸（碱）极弱，或浓度极小时，必须
考虑水的电离。如10-9mol·L-1的盐酸溶液的有关计算。
-5
[例题1]计算0.1mol·L-1的HAc，NH3·H2O的pH值。（Ka =1.76×10 ） 四、多元弱酸的电离平衡：（以H2CO3为例）
1．多元弱酸分步电离。多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，平衡时每一步都有一个
相应的电离平衡常数。现以H2S为例：
H2S
H+HS
＋
-
[H?][HS?]-8
Ka1==5.7×10一级电离常数
[H2S][H?][S2?]-12
Ka2==1.0×10 二级电离常数 ?[HS] HS
-
H+S
＋2-
Ka1>>Ka2说明二级电离比一级电离困难得多。 2-＋-＋
[解释]：（1）S对H的吸引力远大于HS对H的吸引力，
＋
（2）一级电离出的H对二级电离有抑制作用（同离子效应）。
同一溶液中同一离子的浓度只有一个值。 ＋＋＋＋＋
[H]=[H]1+[H]2 ?Ka1>>Ka2 [H]1>>[H]2
＋＋
∴[H]≈[H]1 －－－－－
[HS]=[HS]1-[HS]2 ?[HS]1>>[HS]2
－＋＋
∴[HS]≈[H]1≈[H] 2．溶液H+主要由第一步电离提供，即[H+]==Kac
所以比较多元弱酸的酸性时，只比较一级电离的氢离子[H]1
3.凡是二元弱酸，其酸根浓度均等于第二步电离的电离常数。
由第二步电离可知：
＋
?CO??H? K==
?HCO?2??a2
3?3若假定第二步HCO3-电离时产生的H+为x， 那么： Ka2==
+
?HCO??x?3-
xH??x????
2-
而x<<[H]==[HCO3]，所以x==[CO3]==Ka2
[例题2] 计算298.15K时0.10mol.L-1H2S溶液中H+1、OH-、S-、S2-等离子的浓度。 [说明] 多元弱酸的电离平衡只需掌握上述三个特点。
通过上例计算归纳出以下结论：
（1）当多元酸的Ｋa1,》Ka2，且c/Ka1》500,溶液中的[]按一级电离计算。即：
C(H＋)=CaKa
（2）二元弱酸的酸根离子的浓度近似等于Ka2，与酸的起始浓度无关。若需要较高浓度的二
元或多元酸根离子时，只能有其对应盐溶液提供，不能由多元弱酸来提供 （3）三元弱酸根离子浓度不等于Ka3，必须根据相应的电离平衡常数来计算
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三、同离子效应与盐效应 [引出] 弱电解质的电离平衡是一动态平衡，若条件改变，平衡被破坏，电离反应将发生移动。如HAc中加入NaAc，对HAc的电离度如何影响？举一例题说明。
-1+
[例]往1L0.1mol·LHAc中加入0.1mol固体NaAc。比较加NaAc前后HAc的电离度及H浓
-5
度的变化。（Ka==1.76×10） 解；加NaAc前 [H+]==Kac==1.76?10??5?0.1==1.33×10-3（mol·L-1）
?3?H?×100%==1.33?10 α==
c0.1 加NaAc后，设[H]==x
+
+
×100%==1.33%
HAc ? H + Ac -1）
初始浓度（mol·L0.1 0.1
-1
平衡浓度（mol·L）0.1-x x 0.1+x
-3-3
（1.33×10比0.1小得多，加入NaAc之后，H+的浓度比1.33×10更小。因而，0.1-x≈0.1，0.1+x≈0.1）
-
?H??Ac? = x?0.1 = x = 1.76×10（mol·L）
所以， K =
?_-5
-1
a
?HAc?0.1?H?×100% = 1.76?10α =
??5c0.1×100% = 0.0176%
由上述计算结果可以定量比较出加NaAc之后，HAc的电离度下降了近100倍，其下降得原因是因为，加入了与HAc有相同离子Ac-的强电解质NaAc，使HAc的电离平衡被破坏，向结合分子的方向移动，故而HAc的电离度下降。这种现象就是同离子效应。 1．同离子效应：往弱电解质中加入具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离度下降的
现象。
[解释] 以HAc的电离为例。电离度下降的原因是因为加入了NaAc，使平衡发生了移动。
如果加入NaCl，这种不含相同离子的强电解质，对弱电解质HAc的电离度有没有影响？如何影响？
2.盐效应：在弱电解质的溶液中加入与若电解质 含有不同离子的强电解质，使弱电解质电
离度咯有增大的现象称为同盐效应。
[解释]：因为离子总浓度增大离子间的相互吸引和牵制作用增强，离子相互结合成分子的
机会减少。故α↑。实际上，同离子效应发生的同时也有盐效应的存在，但盐效应的影响很微弱。
+-[引出] 同离子效应的存在，使HAc的α下降。若往这样的一种溶液中加入H或OH，原
溶液pH值变化不大。这样的溶液成为缓冲溶液。
第三节 与缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成及缓冲原理 1、缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸强碱或释稀而保持PH值不发生明显变化的溶液。
该溶液一般由两种组分构成：一种为抗酸成分,一种为抗碱成分。两种组分合成体系又叫缓冲对。
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2、缓冲溶液的组成 ：可分四类
（1）弱酸及其盐，如：HAc—NaAc （2）弱碱及其盐，如：NH3H2O—NH4Cl
（3）多元弱酸的酸式盐及其次及盐。如：NaHCO3—Na2CO3 ;NaH2PO4—Na2HPO4 （4）单纯的两性物质也有缓冲作用，如：HCO3- 、甘氨酸 H2NCH2COOH
上述四类物质均可组成缓冲溶液，而单纯的弱酸、弱碱的缓冲能力很差，水不具有缓冲能力。这是为什么？ 3.缓冲原理：
以HAc—NaAc为例说明缓冲溶液的缓冲原理。
加酸、加碱、稀释
+-HAc ? H + Ac HAc：大量存在（抗碱成分） +--NaAc ? Na + Ac Ac：大量存在（抗酸成分） +-H2O ? H + OH
4.缓冲体系的存在：（血液：多品种缓冲液）
人体血液
二、缓冲溶液酸碱度的计算：（以HAc—NaAc体系为例）
+-[推导] HAc ? H + Ac
c酸 c盐 c酸-x x c盐+x
?H??Ac?==x?c K==
?_a
?HAc?盐?x?c酸?x==x
c盐c酸
∴X==[H+]==Ka
c酸c盐
1．弱酸及其盐： pH==pKa－lgc酸c盐（要求记）
同理：弱碱及其盐 [OH-]= Kb，pOH==pKb－lgc碱c盐
PH = PKw-PKb+Lg
Cb Cs可见：缓冲溶液的PH值首先取决于Ka或Kb同时也与Ca/Cs或Cb/Cs有关。 缓冲溶液稀释时两组分浓度以相同倍数减小，所以PH值变化很小。 [注意] 1.弱酸及其盐、弱碱及其盐溶液的pH值应选用不同的公式；
2．缓冲溶液的pH值首先决定于Ka（或Kb）；
3．缓冲溶液的pH值还与
c酸c盐（或
c碱c盐）有关；
pH==pKa－lg
c酸c盐==pKa－lg
c酸v总c盐v总 ==pKa－lg
n酸n盐
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同理，pOH==pKb－lg
c碱c盐==pKa－lg
c碱v总c盐v总 ==pKa－lg
n碱n盐
[例题3] 将0.10mol.LHAc溶液.和０.１０mol.LNaAc等体积混合后，溶液的pH值为多少？
５
（Ka＝１.７６×１０-
[例题4] 将50mL 0.1mol·L-1HCl加到200mL 0.1mol·L-1NH3·H2O中，求pH值。（pKa==4.75）（提示：HCl与NH3·H2O接触后反应，NH3·H2O过量，过量的NH3·H2O与生成的NH4Cl组成缓冲溶液）
缓冲溶液具有缓冲能力，这种能力是不是无限的？如何衡量其缓冲能力？ 2.缓冲容量： （1） 定义：1升缓冲溶液的pH值改变一个单位时所需加入的酸（或碱）的物质的量。 （2） 影响缓冲容量因素：a。酸、盐总浓度越大，缓冲容量越大；
b．酸、盐总浓度一定时，
c酸c盐（
c碱c盐）=1，缓冲容量最大。
（3） 缓冲范围：pKa±1 ， pKb±1
[引出] 工作中，或实验室，需配制一定pH值的缓冲溶液，如何配制？ 三、缓冲溶液的配制：
1. 根据pH值确定所选缓冲对； 2. 根据pH==pKa－lg
c酸c盐计算所需酸、盐用量；
3. 选择合适方法进行配制。
说明 1。配制缓冲溶液的缓冲对的缓冲范围与所需缓冲溶液的pH值应接近。如若需pH=4，
可选用HAc－NaAc缓冲对（3.75～5.75）
2．如果酸、盐是溶液，可用吸量管、量筒配制；如果有固体，根据计算的质量，称
取、溶解进行配制； 3．此内容将在实验中安排。
[例题5] 1.欲配制100mlpH=4.5的缓冲溶液，需用0.50mol.LHAc和0.50mol.LNaA各多少毫
升？
VHAc =64ml VNaAc=36ml
的
[例题6]欲配制1L lpH=5.00，所含HAc浓度为0.20 mol·L-1缓冲溶液，问（1）需浓度均为若用1.00mol·L-1的HAc和NaAc溶液各多少毫升？（2）若用NaAc。3H2O固体配制需多少克？
四、生物体内的缓冲体系 1、人体血液PH=7.4±0.05，PH改变超过0.4个单位会有生命危险。人体血液的PH值恒定：
主要依靠各种排泄器官将过多的酸 碱物质排出体外；其次血液中的各种缓冲机构也起
－－－
着非常重要的作用。如：H2CO3—HCO3 H2PO4—HPO42 蛋白质和蛋白盐等。 2、土壤中含有H2CO3—NaHCO3和NaH2PO4—Na2HPO4及有机酸及其盐类构成的复杂缓冲体系，所以能使土壤维持一定的PH值，从而保证了植物的正常生长。
第四节 盐类的水解
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