第四章第四章 酸堿平衡酸堿平衡第一節(jié)第一節(jié) 酸和堿酸和堿波義耳波義耳(Boyle)，17世紀中葉世紀中葉 有酸味，使石蕊變紅的物質叫做酸；有酸味，使石蕊變紅的物質叫做酸； 有澀味，使石蕊變藍的物質叫做堿。有澀味，使石蕊變藍的物質叫做堿。波義耳發(fā)現(xiàn)酸堿指示劑 酸堿指示劑是一些弱的有機酸或有機堿，如石蕊、酚酞、甲基橙等，當溶液的pH改變時，它們由于本身結構的變化，而發(fā)生顏色的變化。 當時的農夫都是用嘴品嘗土壤的方法，來鑒別土壤的酸堿性，以進行適宜的耕種。但常有農夫因為品嘗土壤而生病。在愛人的支持下，波義耳進行了長時間的實驗。他非常喜歡紫羅蘭花，一次，他把花帶入實驗室，倒鹽酸時濺到了花上，用水沖洗后，他發(fā)現(xiàn)紫羅蘭的藍紫色變成了鮮艷的紅色。經過實驗，他成為了世界上第一位把天然植物的汁液用作酸堿指示劑的化學家。在這些指示劑中，有的被配成溶液，有的被做成試紙。石蕊試紙就是波義耳首先發(fā)明的。 酸指在水中電離出的陽離子全部為酸指在水中電離出的陽離子全部為H+ H2SO4 = HSO4 + 2H+ 堿指在水中電離出的陰離子全部為堿指在水中電離出的陰離子全部為OH- - NaOH = Na+ + OH- 中和反應的實質中和反應的實質 H+ + OH- - = H2OSvante August Arrhenius 瑞典化學家瑞典化學家 S.A. Arrehenius Acid Base Theory, 1887局限：狹隘，不能解釋所有物質，如局限：狹隘，不能解釋所有物質，如NH4Cl水溶液呈酸性。水溶液呈酸性。一、酸堿質子理論一、酸堿質子理論酸酸(質子給體質子給體)：能：能給出給出質子質子的分子或離子的分子或離子堿堿(質子受體質子受體)：能：能接受質子接受質子的分子或離子的分子或離子 布朗斯臺德（布朗斯臺德（JNBronsted，丹麥），丹麥）洛里（洛里（TMLowry，英國），英國），1923年年( (一一) ) 定義定義酸堿的定義酸堿的定義: 阿倫尼烏斯的電離理論，能離解出阿倫尼烏斯的電離理論，能離解出H+和和OH-的物質。局限：狹隘，不能解釋所有物質，如的物質。局限：狹隘，不能解釋所有物質，如NH4Cl水溶液呈酸性。水溶液呈酸性。 HCl H+ ClHAc H + AcH2CO3 H+ HCO3HCO3 H+ CO32NH4+ H+ NH3H3O+ H+ H2OH2O H+ OHAl(H2O)63+ H+ Al(H2O)5OH2+分子，分子， 分子，分子，陰、陽離子陰、陽離子 陰、陽離子陰、陽離子酸堿半反應酸堿半反應注：注：如如H2O，HCO3既是既是酸又是堿，兩性物質。酸又是堿，兩性物質。鹽也有酸堿性，如鹽也有酸堿性，如Na2CO3，NH4Cl等。等。 紅紅藍藍互為共軛酸堿對互為共軛酸堿對Acids protons + Bases二、酸堿反應的實質二、酸堿反應的實質 醋酸溶液中：醋酸溶液中： 酸堿半反應酸堿半反應1：HAc H+ + Ac 酸堿半反應酸堿半反應2：H+ + H2O H3O+ 酸酸1 堿堿1 堿堿2 酸酸2總反應：總反應：HAc + H2O H3O+ Ac 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 H+ 實質：兩對共軛酸堿對之間的實質：兩對共軛酸堿對之間的質子質子(H+)傳遞反應。傳遞反應。反應介質：水，非水溶劑或氣相。反應介質：水，非水溶劑或氣相。共軛酸堿對共軛酸堿對強酸弱堿，弱酸強堿強酸弱堿，弱酸強堿下列那些是酸，堿和兩性物質下列那些是酸，堿和兩性物質NH4+, NH3, HCO3-, H2O, HS-, S2-, OH-酸堿質子理論的優(yōu)點酸堿質子理論的優(yōu)點v與電離理論相比，與電離理論相比，擴大了酸和堿的范圍擴大了酸和堿的范圍。如。如NH4Cl與與NaAc，在電離理論中認為是鹽，而質子理論認，在電離理論中認為是鹽，而質子理論認為為NH4Cl中的中的NH4+是酸，是酸， NaAc中的中的Ac-是堿。是堿。 酸堿反應是質子傳遞過程，符合這種要求的反應都酸堿反應是質子傳遞過程，符合這種要求的反應都可劃歸為酸堿反應，從而可劃歸為酸堿反應，從而擴大了酸堿反應的范圍擴大了酸堿反應的范圍。 建立了酸堿強度和質子傳遞反應的辨證關系，把酸建立了酸堿強度和質子傳遞反應的辨證關系，把酸或堿的性質和溶劑的性質聯(lián)系起來或堿的性質和溶劑的性質聯(lián)系起來。如在。如在HAc水中是弱水中是弱酸，而在液氨中卻是強酸；酸，而在液氨中卻是強酸；HNO3在水中是強酸，而在在水中是強酸，而在冰醋酸中卻是弱酸。冰醋酸中卻是弱酸。( (二二) ) 酸堿的強弱酸堿的強弱( (以水為溶劑進行比較以水為溶劑進行比較) )HA + H2O H3O+ + A 可簡寫為可簡寫為HA H+ + A 平衡常數(shù)平衡常數(shù)cccK/HA/A/Ha1Lmol1cHAa,KaK酸度常數(shù)，酸度常數(shù)，acidity constant弱酸Ka越大，酸性越強；越大，酸性越強；B + H2O BH+ + OH 平衡常數(shù)平衡常數(shù)一元弱堿的一元弱堿的堿度常數(shù)，堿度常數(shù)，basicity constant注意：注意：K只與物質的本性和溫度只與物質的本性和溫度T有關，與濃度無關。有關，與濃度無關。 bBOHBHKcccKb或Kb越大，堿性越強；越大，堿性越強；二、二、Lewis的酸堿理論，的酸堿理論，美國物理化學家美國物理化學家1理論要點：理論要點： 凡可以接受電子對的分子、原子團、離子為酸；凡可以接受電子對的分子、原子團、離子為酸； 凡可以給出電子對的物質為堿凡可以給出電子對的物質為堿。2.酸堿反應的實質是形成配位鍵的反應；堿提供酸堿反應的實質是形成配位鍵的反應；堿提供電子對，酸以空軌道接受電子對形成配位鍵。電子對，酸以空軌道接受電子對形成配位鍵。3Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點：的酸堿電子理論的優(yōu)缺點：優(yōu)點：一切化學反應都可概括為酸堿反應優(yōu)點：一切化學反應都可概括為酸堿反應缺點：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性缺點：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性 無法判斷酸堿性的強弱無法判斷酸堿性的強弱第二節(jié)第二節(jié) 酸堿平衡酸堿平衡酸堿的分類酸堿的分類v強、強堿強、強堿v一元弱酸、弱堿一元弱酸、弱堿v多元弱酸、弱堿多元弱酸、弱堿v兩性物質兩性物質一、水的質子自遞平衡一、水的質子自遞平衡ccKwOHOH325純水，純水，Kw110-14（1）離子積）離子積mol/L101101714wKH+ = OH = H2O H+ + OH + H+ + H2O H3O+ H2O + H2O OH + H3O+ ccKOHHW1Lmol1cWKKW 與溫度有關 OHHWK水的離子積適用于純水和所有稀水溶液。水的離子積適用于純水和所有稀水溶液。 任何物質的水溶液都同時含任何物質的水溶液都同時含H+、OH-，同一溶液中，始終保持同一溶液中，始終保持H+ OH-=1.010-14 共軛酸堿的共軛酸堿的Ka、Kb與與Kw的關系的關系 HA + H2O H3O+ A A+ H2O OH+ HA H2O + H2O OH + H3O+ HAAOH3aKAHAOHbK Kw = H3O+OH Kw = Ka.Kb，即固定溫度下，即固定溫度下，Ka與與Kb成反比。成反比。 HA的解離：的解離： A離子的水解：離子的水解： 水的解離：水的解離： HA在水溶液中達到平衡時，離子的濃度只有一個。在水溶液中達到平衡時，離子的濃度只有一個。 Ka與與Kb成反比，說明酸愈弱，其共軛堿愈強；成反比，說明酸愈弱，其共軛堿愈強；堿愈弱，其共軛酸愈強。堿愈弱，其共軛酸愈強。 【例【例 】已知】已知NH3的為的為Kb為為1.7910-5 ，試求，試求NH4+的的Ka。解：解：NH4+是是NH3的共軛酸的共軛酸, 故故:Ka = Kw / Kb= 1.00 10-14 / (1.7910-5 )= 5.59 10-10答：答： NH4+的的Ka為為5.59 10-10.（2）pH值：值：HlgpHOHlgpOH25時，時，pH +pOH = 14; pH 7 堿性堿性 體液體液pH體液體液pH血清血清成人胃液成人胃液嬰兒胃液嬰兒胃液唾液唾液7.357.450.91.55.06.356.85大腸液大腸液乳汁乳汁淚水淚水尿液尿液8.38.46.06.97.44.87.5H+ OH-=1.010-14電離度電離度 %100 起起始始濃濃度度平平衡衡時時已已電電離離的的濃濃度度 例：試計算濃度為例：試計算濃度為c的弱酸的弱酸HA水溶液的水溶液的H+。解：解： (1) 忽略水的質子自遞平衡，則：忽略水的質子自遞平衡，則： HA H+ + A 起始濃度：起始濃度： c 0 0 電離濃度：電離濃度： c =H+ H+ H+ 平衡濃度：平衡濃度： c - H+ H+ H+ HHHAAH2_cKa二、弱酸、弱堿與水之間的質子傳遞平衡二、弱酸、弱堿與水之間的質子傳遞平衡（一）一元弱酸、弱堿（一）一元弱酸、弱堿一元弱酸中一元弱酸中H+濃度的近似計算公式濃度的近似計算公式24H2cKKKaaa設設HA的解離度為的解離度為當當c/Ka500時時，計算誤差計算誤差 5%，即即c-H+ c，則：，則：ccKa22HHHcKaH一元弱酸中一元弱酸中H+的最簡計算公式的最簡計算公式ccKcaH計算酸性溶液中計算酸性溶液中H+濃度、濃度、pH值的步驟值的步驟判斷酸的強弱判斷酸的強弱弱酸弱酸強酸強酸 H+完全電離完全電離 H+部分電離部分電離酸cH 判斷判斷c/Ka與與500的大小關系的大小關系c/Ka 500c/Ka Kw，c/Ka = 5.7103 500pH = -lgH+ = -lg (1.3210-3) = 2.88 mol/L1032. 110. 01074. 1H35cKa%32. 110. 01074. 1H5cKcacKcaHcKaHc，H+ ,c0，100【例【例 3】計算】計算0.10 mol/L一氯乙酸一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的溶液的pH值。值。解：解： 查表得查表得Ka(HA) = 1.4010-3，c = 0.10 mol/L。Ka Kw , c/Ka=1.40102 Ka2 a1HcKHSSH22aKS2-是是HS- 釋放質子的產物，根據釋放質子的產物，根據Ka2計算計算S2- H+ HSS2- Ka21. 采用酸堿指示劑采用酸堿指示劑 甲基橙甲基橙 (橙紅色橙紅色) 變色范圍變色范圍 pH： 3.14.4 紅色紅色 黃色黃色2. HAc Ac- + H+ 加Ac-,平衡左移四、同離子效應和鹽效應四、同離子效應和鹽效應( (一一) )同離子效應同離子效應HAc + H2O H3O+ + Ac-Ac + Na+ NaAc平衡向左移動平衡向左移動同離子效應：同離子效應： 在弱酸或弱堿的水溶液中，加入與弱酸或在弱酸或弱堿的水溶液中，加入與弱酸或弱堿含有弱堿含有相同的離子相同的離子的的易溶性強電解質易溶性強電解質，使弱，使弱酸或弱堿的酸或弱堿的解離度降低解離度降低的現(xiàn)象。的現(xiàn)象。一定溫度時的醋酸稀溶液中：一定溫度時的醋酸稀溶液中：降低降低降低降低H例例計算計算(1) 0.10 moll-1HAc溶液的溶液的H+濃度及電離度濃度及電離度.已知已知 HAc的的 Ka=1.7610-5500/HAc1aKc為一元弱酸，）解：（135Lmol103 . 110. 01076. 1HcKa%3.1%10010.0103.13AcHHAcH，設xxxx10.010.0 平衡濃度的電離度更小，由于同離子效應，HAc10. 010. 0Ac ,10. 010. 0HAcxxaKHAcAcH代入15Lmol1076.1H x%018.0%10010.01076.1%1000.10H5(2)在在1.00升該溶液中加入升該溶液中加入0.10molNaAc（忽略引起（忽略引起的體積變化）后溶液中的體積變化）后溶液中H+濃度和電離度。濃度和電離度。51076.110.010.0 x1. 采用酸堿指示劑采用酸堿指示劑 酚酞酚酞 變色范圍變色范圍 pH： 8.09.6 無色無色 紅色紅色2. NH3H2O NH4+OH-加NH4+，平衡左移( (二二) )鹽效應鹽效應 在在HAc溶液中加入不含相同離子的強電解質如溶液中加入不含相同離子的強電解質如NaCl ，離子之間的相互牽制作用增大，使，離子之間的相互牽制作用增大，使HAc的的解離度略有增大的解離度略有增大的效應。效應。 例如例如 在在0.10molL-1 HAc溶液中加入溶液中加入NaCl使其濃度為使其濃度為0.10molL-1 ，則溶液中，則溶液中H+由由1.3210-3molL-1 1.8210-3molL-1 HAc的解離度由的解離度由1.32%1.82%。 產生同離子效應時，必然伴隨有鹽效應，但同離產生同離子效應時，必然伴隨有鹽效應，但同離子效應的影響比鹽效應要大得多，所以一般情況下，子效應的影響比鹽效應要大得多，所以一般情況下，不考慮鹽效應不會產生明顯影響。不考慮鹽效應不會產生明顯影響。影響平衡移動的因素影響平衡移動的因素H+ 或或OH- 電離度電離度酸或堿的酸或堿的濃度增大濃度增大同離子效應同離子效應鹽效應鹽效應v拉平效應拉平效應 強度不同的酸或堿，在某種溶劑的作用下，齊酸度或堿度被定位在同一水平上。v區(qū)分效應區(qū)分效應 在某種溶劑中，強度十分接近的酸和堿，在另一種溶劑中，酸堿強弱卻會表現(xiàn)出明顯的差別。習習 題題1.根據酸堿質子理論，寫出下列分子或離子的共軛酸的化根據酸堿質子理論，寫出下列分子或離子的共軛酸的化學式：學式：SO42- ;S2-;H2PO4;NH3 ;H2O ;Cr(H2O)5(OH)2+。 解：解：HSO4 ;HS ; H3PO4 ; NH4+ ;H3O+; Cr(H2O)63+ 2. 已知已知0.30 molL1 NaX溶液的溶液的pH=9.50，計算弱酸，計算弱酸HX解離常數(shù)解離常數(shù)Ka。 解：已知解：已知Cb 0.30 molL1 ，pH=9.50：50. 4pH14pOH CK10OHb50. 4 9250. 4b1033. 330. 0)10(K 69141031033. 3100 . 1KbKwKa第三節(jié)第三節(jié) 緩沖溶液緩沖溶液M2+ + H2Y MY + 2H+反應條件反應條件: pH= 6.5-7.5起始濃度：起始濃度：0. 010 0.010 0 0 mol/L 反應濃度：反應濃度：0.005 0.005 0.005 0.010 mol/LpH=lgcH+ = lg 0.01 = 2 隨著反應的進行，體系的隨著反應的進行，體系的pH值不斷減小，超值不斷減小，超出反應條件，從而反應無法繼續(xù)進行。出反應條件，從而反應無法繼續(xù)進行。一、一、 緩沖溶液組成和作用機理緩沖溶液組成和作用機理能夠抵抗外加少量酸、堿和稍加稀釋，而能夠抵抗外加少量酸、堿和稍加稀釋，而本身本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用緩沖作用。具有緩沖作用的溶液稱為具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液緩沖溶液。緩沖溶液一般由共軛酸堿對的緩沖溶液一般由共軛酸堿對的兩種物質兩種物質組成。組成。緩沖系或緩沖對緩沖系或緩沖對:弱酸共軛堿：弱酸共軛堿：HAc-NaAc； H2CO3 NaHCO3 弱堿共軛酸：弱堿共軛酸：NH3-NH4Cl強酸或強堿溶液也是緩沖溶液強酸或強堿溶液也是緩沖溶液Explainations:例例 :HAc-NaAc 體系體系 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- 加加OH- HAc H+ + Ac- 釋放釋放H+ pH不會顯著升高不會顯著升高 HAc為為 抗堿成分抗堿成分; 溶液中存在濃度較大的抗酸成分和抗堿成分，溶液中存在濃度較大的抗酸成分和抗堿成分，通過通過弱酸解離平衡的移動以達到消耗外來的少量強酸、強堿，弱酸解離平衡的移動以達到消耗外來的少量強酸、強堿，或對抗稍加稀釋作用，或對抗稍加稀釋作用，保持溶液的保持溶液的pH相對穩(wěn)定。相對穩(wěn)定。結論結論：少量外來酸堿的加入不會影響溶液的：少量外來酸堿的加入不會影響溶液的pH值，但緩值，但緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。沖溶液的緩沖能力有一定限度。加加H+ HAc H+ + Ac- 減少減少H+ pH不會顯著降低不會顯著降低 Ac-為抗酸成分為抗酸成分 1、 Henerson-Hasselbalch Equation令令H+濃度為濃度為x初始濃度初始濃度(molL-1) cHB 0 cB-平衡濃度平衡濃度(molL-1) cHB x x cB- + x平衡時平衡時HB = cHB x cHBB- = cB x cBHB H+ + B 二、二、 緩沖溶液的計算緩沖溶液的計算則則等式兩邊各取負對數(shù)，則得等式兩邊各取負對數(shù)，則得HBBHBBHccxKaBHBHccKxaHBBHBBlgplgppHnnKaccKaHBBb-lgp14pOH-14ccK -BHBbHBBblgplgppOHccKccK例例 計算計算0.10molL-1NH3 20ml和和0.20molL-1NH4Cl 15ml混合溶液的混合溶液的pH值值解解 緩沖系為緩沖系為NH4+NH3 , 查表查表pKa(NH4+)9.25 代入式代入式(5-15c)得得pHpKa+lg 9.25+lg 9.25-0.179.08n Bn HB0.1 0.020.2 0.015例例 欲配制欲配制pH=4.70的緩沖溶液的緩沖溶液500 cm3，問應該用，問應該用50 ml、1.0 mol/L 的的NaOH 水溶液和多少水溶液和多少ml 的的1.0 mol/L的的HAc 水溶水溶液混合，并需加多少水？液混合，并需加多少水？解：解： Ka(HAc) = 1.76 105 , pH=4.70，H3O+= 2.0 105 mol/L ， HAc /Ac= H3O+ /Ka= 2.0105/1.76105 = 1.1 Ac 由由NaOH 與與HAc 中和而來，中和而來， Ac = 1.0 50 / 500 HAc 由由NaOH 和和HAc 用量的差值而定，用量的差值而定， HAc = ( 1.0 VHAc 1.0 50) / 500 HAc /Ac = 1.1 = ( 1.0 VHAc 1.0 50) / 1.0 50即即 VHAc 105 ml混合溶液中需加水：混合溶液中需加水：500-105-50 = 345 mlConclusion：1. Ka 緩沖溶液緩沖溶液pH，溫度，溫度Ka，溫度，溫度緩沖溶液緩沖溶液pH2. 同一緩沖系的緩沖溶液，同一緩沖系的緩沖溶液，pKa值一定，值一定，pH隨隨緩沖比緩沖比 的改變而改變。當?shù)母淖兌淖?。?1時，時，pHpKa 。HBBcc/HBBcc/3. 緩沖比緩沖比( ) ，總濃度，總濃度( ) ，緩沖能力緩沖能力4. 總濃度總濃度( ) ，緩沖比，緩沖比( )=1，緩沖能力大，緩沖能力大HBBccHBBcc/HBBccHBBcc/HBBccKalgppH 緩沖比緩沖比緩沖溶液的總濃度緩沖溶液的總濃度HBBccHBBcc/2. 緩沖范圍緩沖范圍當緩沖溶液的總濃度一定時，當緩沖溶液的總濃度一定時，緩沖比愈接近緩沖比愈接近1，緩沖容量愈大緩沖容量愈大；緩沖比愈遠離；緩沖比愈遠離1時，緩沖容量愈小。時，緩沖容量愈小。當緩沖比大于當緩沖比大于10:1或小于或小于1:10時，可認為緩沖溶時，可認為緩沖溶液已基本失去緩沖作用的能力。液已基本失去緩沖作用的能力。一般認為一般認為pH = pKa 1為緩沖作用的有效區(qū)間，為緩沖作用的有效區(qū)間，稱為緩沖溶液的緩沖范圍稱為緩沖溶液的緩沖范圍。不同緩沖系，弱酸的。不同緩沖系，弱酸的pK值不同，緩沖范圍也各不相同。值不同，緩沖范圍也各不相同。常用的緩沖溶液常用的緩沖溶液緩沖溶液緩沖溶液pKa(25)緩沖范圍緩沖范圍HAcNaAcH2CO3NaHCO3NH4Cl NH3Na2HPO4Na3PO44.746.359.2512.323.745.745.357.358.2510.2511.3213.32三、三、 緩沖溶液的選擇和配制緩沖溶液的選擇和配制1. 選擇合適的緩沖系選擇合適的緩沖系 當當ca= cb時，時，pH = pKa。選擇。選擇pKa與所需與所需pH值相等或值相等或相近的共軛酸，可保證有較大的緩沖能力。相近的共軛酸，可保證有較大的緩沖能力。例例 欲配制欲配制pH = 5.0的緩沖溶液的緩沖溶液 應選擇體系應選擇體系NaAc - HAc體系，體系，pKa = 4.74 欲配制欲配制pH = 9.0的緩沖溶液，的緩沖溶液， 應選擇應選擇NH3-NH4Cl體系體系, pKb = 4.74, pKa = 9.262. 如如pKa與與pH 不相等，則按所要求的不相等，則按所要求的pH，利用緩，利用緩沖公式算出所需的沖公式算出所需的cb / ca3. 配制的緩沖溶液的配制的緩沖溶液的ca、 cb濃度要適當濃度要適當 濃度太低，緩沖容量過?。粷舛忍?，離子強濃度太低，緩沖容量過小；濃度太高，離子強度太大或滲透壓力過高而不適用，也造成試劑度太大或滲透壓力過高而不適用，也造成試劑的浪費。一般選用的浪費。一般選用ca、 cb濃度范圍在濃度范圍在0.050.2 mol L-14. 選擇緩沖對時，還要考慮緩沖對是否與主藥發(fā)選擇緩沖對時，還要考慮緩沖對是否與主藥發(fā)生配伍禁忌；緩沖對在加溫滅菌和貯存期內是生配伍禁忌；緩沖對在加溫滅菌和貯存期內是否穩(wěn)定；以及是否有毒等。否穩(wěn)定；以及是否有毒等。5. 必要時用必要時用pH計或精密計或精密pH試紙測定溶液的試紙測定溶液的pH值。值。四、四、 人體正常人體正常pH的維持與失控的維持與失控人體血液的人體血液的pH值恒定，主要依靠各種排泄器官將過多值恒定，主要依靠各種排泄器官將過多的酸堿物質排出體外的酸堿物質排出體外;其次血液中的各種緩沖機構也起其次血液中的各種緩沖機構也起著非常重要的作用。著非常重要的作用。1. 血漿中：血漿中：H2CO3HCO3-、H2PO4-HPO42-、HnPHn-1P-(HnP代表蛋白質)2.紅細胞中：紅細胞中：H2bHb-(H2b代表血紅蛋白)、H2bO2HbO2-(H2bO2代表氧合血紅蛋白)、H2CO3-HCO3-、H2PO4-HPO42-1 人體血液人體血液pH=7.40.05，pH改變超過改變超過0.4個單位會個單位會有生命危險。有生命危險。堿堿 儲儲 在體內，在體內，HCO3-是血漿中含量最多的抗是血漿中含量最多的抗酸成分，在一定程度上可以代表血漿對體內酸成分，在一定程度上可以代表血漿對體內所產生非揮發(fā)性酸的緩沖能力，所以將血漿所產生非揮發(fā)性酸的緩沖能力，所以將血漿中的中的HCO3-稱為堿儲。稱為堿儲。 正常血漿中HCO3- CO2(溶解)緩沖系的緩沖比為20 1，已超出體外緩沖溶液有效緩沖比(即10 11 10)的范圍，但它們的緩沖能力卻很強。 H2CO3 HCO3- 肺 CO2+H2O 腎 血漿中碳酸緩沖系的緩沖作用與肺、腎的血漿中碳酸緩沖系的緩沖作用與肺、腎的調節(jié)作用的關系如下：調節(jié)作用的關系如下： +H+OH- -肺、腎對肺、腎對pH的調節(jié)作用關系圖的調節(jié)作用關系圖 正常人血液的正常人血液的pH值維持在值維持在7.357.45的的狹小范圍，狹小范圍， 主要因為：主要因為：（1）血液中多種緩沖系的緩沖作用。（2）肺、腎的調節(jié)作用。趣聞趣聞IQ值與值與pH值值v1996年，英國皇家學會匯編：標志人類智力年，英國皇家學會匯編：標志人類智力水平的智商與大腦皮層的酸堿度水平的智商與大腦皮層的酸堿度成正比成正比。v 光譜磁共振法；研究對象：光譜磁共振法；研究對象：42個個6-13歲男童歲男童v相關程度相關程度0.5 (0-毫無關系，毫無關系，1完全對應完全對應)vpH值值6.997.09時，時， IQ值值63138。小小 結結v掌握酸堿質子理論的概念；掌握酸堿質子理論的概念；v掌握水的離子積常數(shù)掌握水的離子積常數(shù)KW、pH值的含義。值的含義。v掌握一元弱酸弱堿的質子傳遞平衡；并熟練掌握掌握一元弱酸弱堿的質子傳遞平衡；并熟練掌握一元弱酸弱堿一元弱酸弱堿pH值計算的最簡公式及其適用范圍值計算的最簡公式及其適用范圍v掌握同離子效應和鹽效應的概念。掌握同離子效應和鹽效應的概念。v掌握緩沖溶液的概念、組成和作用機理，了解緩掌握緩沖溶液的概念、組成和作用機理，了解緩沖溶液的選擇與配制及緩沖溶液沖溶液的選擇與配制及緩沖溶液pH值的計算方法值的計算方法習題習題1. 根據酸堿質子理論根據酸堿質子理論,下列哪些是酸下列哪些是酸,堿及兩性物質堿及兩性物質NH4+, CO32-, H2PO4-, NH3, H2S, Ac-,OH-，H2O2. 下列說法是否正確：下列說法是否正確： （1）在一定溫度下，改變溶液）在一定溫度下，改變溶液pH值水的離子積不變。值水的離子積不變。（2）將氨水和）將氨水和NaOH溶液的濃度均稀釋為原來的溶液的濃度均稀釋為原來的1/2，則兩種溶液則兩種溶液OH-的濃度均減少為原來的的濃度均減少為原來的1/2。（3）弱電解質的濃度增大，電離度也增大，溶液中離）弱電解質的濃度增大，電離度也增大，溶液中離子濃度也增大。子濃度也增大。作業(yè)：作業(yè)：P 102習題習題2P 103習題習題 12(1)(4), 13