北京市一零一中学2013年高中化学竞赛 第8讲 电解质溶液和电离平衡
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第8讲 电解质溶液和电离平衡 【竞赛要求】 酸碱质子理论。
弱酸、弱碱的电离常数。
缓冲溶液。
利用酸碱平衡常数的计算。
溶度积原理及有关计算。
离子方程式的正确书写。
一、酸碱质子理论（Bronsted 理论） 酸使石蕊变红，有酸味； 碱使石蕊变蓝，有涩味。
当酸碱相混合时，性质消失。
Arrhenius）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。
HA=H+ + A－ 电离出的正离子全部是 H+ ；MOH=M+ + OH－ 电离出的负离子全部是OH－。
进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即、。
阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。
：，无法用的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。
理论Bronsted）和英国化学家劳里（Lowry）于1923年分别提出了酸碱质子理论1、酸碱的定义 ，HSO，H2PO等都是酸，因为它们能给出质子；CN－，NH3，HSO，SO都是碱，因为它们都能接受质子。
为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。
由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。
若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO等，通常称为酸式酸根离子。
2、酸碱的共轭关系 碱 + 质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。
例如NH3是NH的共轭碱，反之，NH是NH3的共轭酸。
又例如，对于酸碱两性物质，HCO的共轭酸是H2CO3，HCO的共轭碱是CO。
换言之，H2CO3和HCO是一对共轭酸碱，HCO和CO是另一对共轭酸碱。
3、酸和碱的反应 碱1 + 酸2 例如： HCl + NH3 Cl－ + NH H2O + NH3 OH－ + NH HAc + H2O Ac－+ H3O+ H2S + H2O HS－+ H3O+ H2O + S 2－ OH－ + HS－ H2O + HS－ OH－ + H2S 这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸 碱 + H+ 称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应。
强弱电解质及电离平衡ppt课件
变：条件改变时，电离平衡发生移动 —勒夏特列原理
强电解质和弱电解质
弱电解质电离的特点
1.电离过程是吸热的。
2.弱电解质的电离属于可逆过程，分子、离子共存。
3.弱电解质在溶液中的电离都是微弱的。
如0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液中，c(H＋)在1×10-3 mol·L-1左右。
【结论】
• HCl 分子在水中完全电离；
• CH3COOH 分子在水中部分电离，且非常微弱。
强电解质和弱电解质
强电解质
电解质
在水溶液里全部电离成离子
①强酸：HCl、H2SO4等；②强碱：NaOH、Ca(OH)2等
③绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等
④活泼金属氧化物：Na2O、CaO等
弱电解质
在水溶液里只有部分分子电离成离子
选项
强电解质
弱电解质
非电解质
A
NaCl
HF
Cl2
B
NaHSO4
NaHCO3
CCl4
C
Ba(OH)2
HCl
Cu
D
AgCl
H2 S
C2H5OH
随堂训练
2.将1 mol冰醋酸加入一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项
中，表明已达到电离平衡状态的是( D
)
A．CH3COOH的浓度达到1 mol·L－1
NH3、SO2、CO2 ；
3.电解质的导电：导电的条件是溶于水或熔融状态；
4.导电的本质是自由离子的定向移动；
5.导电能力与离子浓度和离子所带电荷有关。
强电解质和弱电解质
【实验3-1】探究盐酸和醋酸的电离程度
取等体积、0.1 mol/L的盐酸和醋酸溶液，比较其pH值的大小，试验其导电能力，
高中化学竞赛辅导讲座电解质溶液
因此,实验测出的解离度，并不代表强电解 质在溶液中的实际解离度，故称“表观解离 度”。 表观解离度小于理论解离度。为了表达溶液中 离子氛或离子对的影响，引入活度。 离子的活度(activity)：它是电解质溶液中 实际上能起作用的离子浓度。 符号为aB，单位为一
16
活度aB与质量摩尔浓度bB的关系为： aB =
3
第一节 强电解质溶液理论
一、强电解质和弱电解质
二、强电解质溶液理论要点
三、离子的活度和活度因子
一、强电解质和弱电解质
强电解质 可溶性电解质 电解质 难溶性电解质 弱电解质 说明:电解质的强弱 与溶剂有关(一般以 水作溶剂)。
5
强电解质(strong electrolyte)：在水溶液中 几乎是完全解离的，具有较强的导电能力。 特点：强电解质的解离是不可逆的，不存 在解离平衡，在水溶液中全部以水合离子状态 存在；导电性强。包括离子型化合物(如NaCl、 KCl)和强极性键化合物(如HCl)。 例如： NaCl HCl Na+ + Cl- （离子型化合物） H+ + Cl（强极性分子）
质。
10
理论上，强电解质的解离度应为100%。但
从一些实验结果表明，其解离度并不是100%。
对于强电解质溶液，实验求得的解离度称为 表观解离度。如何解释这种相互矛盾的现象呢? 这是强电解质溶液理论需要解决的问题。
11
二、强电解质溶液理论要点
1923年Debye P和Hü ckel E提出了电解质 离子相互作用理论(ion interaction theory）。
=0.1(1+α) mol· kg-1
9
根据
△ Tf = Kf b 得
高中化学竞赛资料包
专题八电解质溶液和电离平衡学号姓名得分1、根据酸碱的质子理论，“凡是能给出质子[H]的分子或离子都是酸；凡是能结合质子的分子或离子都是碱。
”按这个理论，下列微粒：①HS，②CO3，③HPO4，④NH3，⑤OH，⑥H2O，⑦HCO3，⑧HAc，⑨KHSO4（1）只属于碱的微粒是：；（2）只属于酸的微粒是：；（3）属于两性的微粒是：。
（填编号）。
2、人体血液的pH值变化范围较小，pH值只能在7.0～7.8的范围内变化，否则将会有生命危险。
实验证明，在50 mL的血液中加入1滴（0.05 mL）10 mol·L 的盐酸时，pH值由7.4降至7.2，如果向50 mL、pH值为7.4的NaOH溶液中加入1滴（0.05mL）10 mol·L－1－1－2－2－－－＋盐酸时，pH值大约将变为。
显然，人体血液具有的作用。
3、经测定，H2O2为二元弱酸，其酸性比碳酸弱，它在碱性溶液中极不稳定，易分解生成H2O 和O2。
若向Na2O2中通入干燥的CO2气体，Na2O2与CO2并不起反应。
（1）写出H2O2在水溶液中的电离方程式（2）用化学方程式表示Na2O2和潮湿的CO2气体反应的过程。
4、将食盐晶体与浓磷酸共热可得磷酸二氢钠与氯化氢气体；在磷酸二氢钠溶液中通入氯化氢气体又可得磷酸与氯化钠。
上述两反应是否矛盾？若不矛盾，试以平衡移动原理解释。
5、把0.10 mol CH3COONa加到1.0 L 0.10 mol·L CH3COOH溶液中（设加CH3COONa溶液体积不变），求溶液的pH（已知pKa= 4.74）。
6、已知Kb= 1.8 ×10，计算 0.10 mol·L 的 NH3·H2O 的 [OH]；若向其中加入固体NH4Cl ，使[NH] 的浓度达到 0.20 mol·L ，求 [OH]。
7、已知硫酸的第一步电离（H2SO4 = H＋HSO）是完全的，但第二步电离（HSO＋－1＋－1－－5－1－－1 H－1?2?+ SO24）并不完全。
2013高考化学大一轮复习讲义 第八章 第1讲 水溶液中的离子平衡课件
基础再现·深度思考
第1讲
2．强电解质一定易溶于水吗？易溶于水的电解质一定是 强电解质吗？
答案 强电解质不一定易溶于水，如 CaCO3、BaSO4 都 是强电解质；易溶于水的也不一定是强电解质，如 NH3、 H2O、H3PO4、HF 等，故强、弱电解质与溶解性无必然 联系。
基础再现·深度思考
第1讲
基础再现·深度思考
第1讲
深度思考
11．为什么说温度升高电离平衡常数(Ka 或 Kb)增大？
提示 由于电解质的电离是吸热过程，升高温度，电 离程度增大，故 Ka 或 Kb 增大。
基础再现·深度思考
第1讲
12．为什么多元弱酸的 Ka1≫Ka2≫Ka3? 答案 (1)一级电离电离出的 H＋抑制了二级电离，依次类推。
(2)一级电离完成后，酸式酸根离子是一个阴离子，从阴离子 中电离出 H＋是比较耗能的，且酸式酸根离子带的负电荷越 多，电离出 H＋越困难。
答案 D
基础再现·深度思考
第1讲
5．下列事实能说明醋酸是弱电解质的是__③__④__⑥__。 ①醋酸与水能以任意比互溶；②醋酸溶液能导电； ③醋酸稀溶液中存在醋酸分子；④常温下，0.1 mol·L－1 醋酸的 pH 比 0.1 mol·L－1 盐酸的 pH 大；⑤醋酸能和碳 酸钙反应放出 CO2；⑥0.1 mol·L－1 醋酸钠溶液的 pH＝ 8.9；⑦pH＝a 的溶液的物质的量浓度等于 pH＝a＋1 的 溶液的物质的量浓度的 10 倍
基础再现·深度思考
第1讲
8 ． 已 知 0.1 mol·L － 1 的 醋 酸 溶 液 中 存 在 电 离 平 衡 ：
CH3
3COO－＋H＋，要使溶液中
cH＋ 值增大，可以采取的措施是 cCH3COOH
《强弱电解质及电离平衡》课件
强弱电解质及电离平衡
围绕考纲确定知能目标：
（1）了解电解质的概念。了解强电解质、弱电解质 的概念。 （2）了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶 液的导电性。能正确书写电解质的电离方程式。 （3）理解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
实验一：溶液的导电性实验《化学I》第53页
电离过程
电离过程 表示形式
溶质 存在粒子 常见物质
强电解质
弱电解质
溶于水，完全电离的化合物 溶于水，部分电离的化合物
离子化合物、共价化合逆
离子 强酸、强碱、绝大部分盐
离子、分子 弱酸、弱碱、水、少部分盐
【 讨论 】 将物质的量浓度相同的醋酸溶液和NaOH溶液混合，混合前 后溶液的导电性可能会如何变化，请画出变化曲线。
现象
原因（或结论）
50mL 1mol·L—1盐 酸
50mL 1mol·L—1醋
产生气泡快，气球膨胀快 盐酸电离程度大， 产生气泡慢，气球膨胀慢 醋酸电离程度小
酸
实验2中除了看到 盐酸与镁反应产生气泡速率较快 外，还可以看 到的现象是反应结束后两个气球 一样大 ，请用电离平衡的知
识解析原因。
【 练习3】
电离平衡的移动符合平衡移动原理（勒夏特列原理）
4、教学必须从学习者已有的经验开始。——杜威 5、构成我们学习最大障碍的是已知的东西，而不是未知的东西。——贝尔纳 6、学习要注意到细处，不是粗枝大叶的，这样可以逐步学习摸索，找到客观规律。——徐特立 7、学习文学而懒于记诵是不成的，特别是诗。一个高中文科的学生，与其囫囵吞枣或走马观花地读十部诗集，不如仔仔细细地背诵三百首诗。——朱自清 8、一般青年的任务，尤其是共产主义青年团及其他一切组织的任务，可以用一句话来表示，就是要学习。——列宁 9、学习和研究好比爬梯子，要一步一步地往上爬，企图一脚跨上四五步，平地登天，那就必须会摔跤了。——华罗庚 10、儿童的心灵是敏感的，它是为着接受一切好的东西而敞开的。如果教师诱导儿童学习好榜样，鼓励仿效一切好的行为，那末，儿童身上的所有缺点就会没有痛苦和创伤地不觉得难受地逐渐消失。——苏霍姆林斯基
电解质溶液及电离平衡课件
电解质溶液及电离平衡课件集团标准化工作小组 [Q8QX9QT-X8QQB8Q8-NQ8QJ8-M8QMN]电解质溶液及电离平衡一、强电解质和弱电解质1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。
弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。
一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。
2．弱电解质的电离平衡⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。
当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。
这个平衡是动态平衡的。
⑵电离平衡的特征：1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。
2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。
3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。
二、水的离子积和溶液的PH写出水的电离方程式。
在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH-1、水的离子积常数25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数）其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少其中水电离出来的H+浓度是多少2．溶液的酸碱性和PHPH = - lgc(H+)当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便3、pH的测定方法：(1)广范pH试纸、精密pH试纸（2)酸碱指示剂 3)pH计石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙~红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄4、PH相关计算例1：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl 溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。
高中化学竞赛电解质溶液课件共张
a[H] KaӨc0 KaӨ
c0
c0
c0
NH ·H O 的解离度为： 32
a
K
Ө
b
c0
解离度 a 经常用百分数表示。 平衡常数 K Ө 和 K Ө不随浓度变化，但作为转化百分数的解离度 a ，却随起始浓 度的变化而变化a。起始浓b 度 c 越小，解离度 a 值越大。
0
例：
a) 计算 0.10 mol ·dm–3 HAc 溶液的 [H+] 和解离度； b) 计算 1.0×10–3 mol ·dm–3 NH ·H O 的 [OH－] 和解离度。
1
HS－ 的第二步解离极小可以被忽略，即 [HS－] ≈ [H+]
而且
[S2–] ＝ K Ө 2
如果将 K Ө 和 K Ө 的表达式相乘，即可得到
1
2
HS
பைடு நூலகம்
2H+ ＋ S2–
2
其平衡常数 KӨ 的表达式为：
KӨ [H]2[HS]1.41020 [H2S]
从二元弱酸 H S 的讨论中可得到以下结论 : 2
K b
Ө
5.9×10–4
4.0×10–10
1.5×10–9
K Ө ，K Ө 与温度有关。但由于弱电解质解离过程的热效应不大，所以温度变化 对二者a影响较b小。
2. 解离度
弱酸、弱碱在溶液中解离的程度可以用解离度 a 表示，HAc 的解离度 a 表示平衡 时已经电离的醋酸的浓度与醋酸起始浓度之比，即：
电离度
a[H]1.34103 1.34%
c0
0.10
若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式中，则有：
K
Ө
a
x2 0.10
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第8讲 电解质溶液和电离平衡【竞赛要求】酸碱质子理论。
弱酸、弱碱的电离常数。
缓冲溶液。
利用酸碱平衡常数的计算。
溶度积原理及有关计算。
离子方程式的正确书写。
【知识梳理】一、酸碱质子理论（Bronsted 理论）最初阶段人们从性质上认识酸碱。
酸：使石蕊变红，有酸味； 碱：使石蕊变蓝，有涩味。
当酸碱相混合时，性质消失。
当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。
阿仑尼乌斯（Arrhenius ）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。
HA = H + + A －电离出的正离子全部是 H + ；MOH = M + + OH － 电离出的负离子全部是 OH －。
进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即a K 、b K 。
阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。
例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。
为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted ）和英国化学家劳里（Lowry ）于1923年分别提出了酸碱质子理论。
1、酸碱的定义质子理论认为：凡能给出质子（H +）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。
如HCl ，NH +4，HSO -4，H 2PO -4等都是酸，因为它们能给出质子；CN －，NH 3，HSO -4，SO -24都是碱，因为它们都能接受质子。
为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。
由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。
若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO -3等，通常称为酸式酸根离子。
2、酸碱的共轭关系质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。
这种关系称为酸碱共轭关系。
可用通式表示为：酸 碱 + 质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。
例如NH 3是NH +4的共轭碱，反之，NH +4是NH 3的共轭酸。
又例如，对于酸碱两性物质，HCO -3的共轭酸是H 2CO 3，HCO -3的共轭碱是CO -23。
换言之，H 2CO 3和HCO -3是一对共轭酸碱，HCO -3和CO -23是另一对共轭酸碱。
3、酸和碱的反应跟阿仑尼乌斯酸碱反应不同，布仑斯惕酸碱的酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应，通式为： 酸1 + 碱2 碱1 + 酸2例如： HCl + NH3 Cl －+ NH +4 H 2O + NH 3 OH －+ NH +4HAc + H 2O Ac －+ H 3O + H 2S + H 2O HS －+ H 3O +H2O + S 2－ OH － + HS － H 2O + HS － OH －+ H 2S这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸 碱 + H +称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应。
在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。
二、弱电解质的电离平衡 1、水的电离平衡（1）水的离子积常数H 2O(l) H +(aq) + OH －(aq) w K = [H +] + [OH －] （8-1）式中的w K 称为水的离子积常数。
w K 是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。
由于本讲中使用标准浓度极其频繁，故省略除以0c 的写法。
要注意它的实际意义。
由于水的电离是吸热反应，所以，温度升高时，w K 值变大。
表-1 不同温度下水的离子积常数K2[ H + ] [ OH －] = w K 不论溶液是酸性，碱性，还是中性。
常温下，[ H +] = 1×10–7，表示中性，因为这时w K = 1.0×10–14；非常温时，溶液的中性只能是指 [ H + ] = [ OH －]。
（2）pH 值和 pOH 值pH = – lg [ H +] （8-2） pOH = – lg [ OH －] （8-3）因为 [ H + ] [ OH － ] = 1.0×10–14所以 pH + pOH = 14 （8-4）pH 和 pOH 一般的取值范围是 1~14 ，但也有时超出，如：[ H +] = 10 ，则 pH = –1。
2、弱酸和弱减的电离平衡（1）一元弱酸和弱减的电离平衡将醋酸的分子式简写成 HAc ，用 Ac －代表醋酸根，则醋酸的电离平衡可以表示成：HAc H + + Ac －用0a K 表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作a K 。
且：氨水 NH 3·H 2O 是典型的弱碱，用0b K （简写成b K ）表示碱式电离的电离平衡常数，则有： NH 3·H 2O NH 4++ OH －b K =][]][[234O H NH OH NH ⋅-+=1.8×10–5（2）多元弱酸的电离平衡多元弱酸的电离是分步进行的，对应每一步电离，各有其电离常数。
以 H 2S 为例：第一步 H 2S H + + HS －721103.1][]][[--+⨯==S H HS H K第二步 HS －H ++ S 2－1522101.7][]][[---+⨯==HS S H K 显然，1K 2K 。
说明多元弱酸的电离以第一步电离为主。
将第一步和第二步的两个方程式相加，得：H 2S 2H + + S 2－22212221102.9][][][--+⨯=⋅==K K S H S H K平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。
但是在我们的计算中，近似地认为活度系数 f = 1，即用浓度代替活度。
a K 、b K 的大小可以表示弱酸和弱碱的离解程度，K 的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。
3、缓冲溶液 （1）同离子效应HAc H + + Ac － 达到平衡时，向溶液中加入固体 NaAc （强电解质完全电离：NaAc = Na + + Ac －），由于Ac - 的引入，破坏了已建立的弱电解质的电离平衡：HAc H + + Ac －Ac －增多，使平衡左移，使 HAc 的电离度减小。
定义：在弱电解质的溶液中，加入与其具有相同离子的强电解质，从而使电离平衡左移，降低弱电解质的电离度。
这种现象称为同离子效应。
（2）缓冲溶液 ①概念能够抵抗外来少量酸碱的影响和较多水的稀释的影响，保持体系 pH 值变化不大的溶液，我们称之为缓冲溶液。
如向 1L 0.10 mol ·L －1 的HCN 和0.10 mol ·L －1NaCN 的混合溶液中（pH = 9.40），加入0.010 mol HCl 时，pH 变为 9.31；加入0.010 mol NaOH 时，pH 变为 9.49；用水稀释，体积扩大 10 倍时，pH 基本不变。
可以认为，0.10 mol ·L －1 HCN 和 0.10 mol ·L －1NaCN 的混合溶液是一种缓冲溶液，可以维持体系的 pH 值为 9.40 左右。
②原理缓冲溶液之所以具有缓冲作用是因为溶液中含有一定量的抗酸成分和抗碱成分。
当外加少量酸（或碱）时，则它与抗酸（或抗碱）成分作用，使弱酸盐弱酸c c /（或弱碱盐弱碱c c /）比值基本不变，从而使溶液pH 值基本不变。
适量水稀释时，由于弱酸与弱酸盐（或弱碱与弱碱盐）以同等倍数被稀释，其浓度比值亦不变。
缓冲溶液一般是由弱酸及其盐（如HAc 与NaAc ）或弱碱 及其盐（如NH 3与NH +4盐）以及多元弱酸及其次级酸式盐或酸式盐及其次级盐（如H 2CO 3与NaHCO 3，NaHCO 3与Na 2CO 3）组成。
这类缓冲溶液的pH 值 计算可概括为如下两种形式“（a ）弱酸及其盐[H +] = 盐酸c c K a ⋅（8-5） pH = 酸盐c c pK a lg+ （8-6）（b ）弱碱及其盐[OH －]= 盐碱c c K b ⋅（8-7） pOH = 碱盐c c pK b lg+ （8-8）缓冲溶液中的弱酸及其盐（或弱碱及其盐）称为缓冲对。
缓冲对的浓度愈大，则它抵制外加酸碱影响的作用愈强，通常称缓冲容量愈大。
缓冲对浓度比也是影响缓冲容量的重要因素，浓度比为1时，缓冲容量最大。
一般浓度比在10到0.1之间，因此缓冲溶液的pH （或pOH ）在p a K （或p b K ）1±范围内。
配制缓冲溶液时，首先选择缓冲对的p a K （或p b K ）最靠近欲达到的溶液pH （或pOH ），然后调整缓冲对的浓度比，使其达到所需的pH 。
上述计算未考虑离子间相互作用的影响，因此最后还应以pH 计测定值为准。
4、酸碱指示剂（1）指示剂的变色原理能通过颜色变化指示溶液的酸碱性的物质，如石蕊，酚酞，甲基橙等，称为酸碱指示剂。
酸碱指示剂一般是弱的有机酸。
现以甲基橙为例，说明指示剂的变色原理。
甲基橙的电离平衡表示如下：HIn In － + H + a K = 4×10–4分子态 HIn 显红色，而酸根离子 In － 显黄色。
当体系中 H +的浓度大时，平衡左移，以分子态形式居多时，显红色；当体系中 OH －的浓度大时，平衡右移，以离子态形式居多时，显黄色。
究竟 pH = ? 时，指示剂的颜色发生变化，则与弱酸 HIn 的电离平衡常数a K 的大小有关。
（2）变色点和变色范围仍以甲基橙为例， HIn In － + H + a K = 4×10–4 ；当 [In －] = [ HIn ] 时，[ H +] = p a K = 4×10–4，pH = p a K = 3.4，显橙色，介于红色和黄色之间。
当 pH < 3.4，HIn 占优势时，红色成分大； 当 pH > 3.4，In －占优势时，黄色成分大。
故 pH = p a K 称为指示剂的理论变色点。
甲基橙的理论变色点为 pH = 3.4, 酚酞的理论变色点为 pH = 9.1。
距离理论变色点很近时，显色并不明显，因为一种物质的优势还不够大。
当 [ HIn ] = 10 [In －] 时，显红色， 当 [In －] = 10 [ HIn ] 时，显黄色。
这时有关系式 pH = p a K 1±，这是指示剂的变色范围。