盐与缓冲溶液

IB 化学 HL· Topic 18.1· 25 分钟阅读

1. 盐的水解与盐溶液pH★★☆☆☆⏱ 8 min

📘 定义

盐的水解

溶解的盐离子与水发生反应，生成 $H^{+}$ 或 $O H^{-}$ 离子，使溶液pH偏离中性的反应。

例:

铵根离子与水反应生成水合氢离子

强酸 + 强碱生成的盐：中性（不发生水解，pH ≈ 7）
弱酸 + 强碱生成的盐：碱性（弱酸的共轭碱水解生成 $O H^{-}$ ，pH > 7）
强酸 + 弱碱生成的盐：酸性（弱碱的共轭酸水解生成 $H^{+}$ ，pH < 7）
弱酸 + 弱碱生成的盐：pH取决于酸的 $K_{a}$ 和碱的 $K_{b}$ 的相对大小

📐 例题

预测乙酸钠（ $C H_{3} C O O N a$ ）水溶液呈酸性、碱性还是中性，并证明你的结论。

1
将盐解离为离子，确定对应的母酸和母碱：
2
$CH_3COONa(s) \rightarrow CH_3COO^-(aq) + Na^+(aq)$
3
母酸：乙酸（ $C H_{3} C O O H$ ，弱酸），母碱：氢氧化钠（ $N a O H$ ，强碱）
4
找出可水解离子： $N a^{+}$ 不与水反应， $C H_{3} C O O^{-}$ 是弱酸的共轭碱，因此会发生水解：
5
$CH_3COO^-(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons CH_3COOH(aq) + OH^-(aq)$
6
生成 $O H^{-}$ 使pH升高至7以上，因此溶液呈碱性。

Exam tip:

预测pH前一定要同时检查阳离子和阴离子是否水解——绝不能默认所有盐都呈中性。

2. 缓冲溶液的组成与作用机理★★★☆☆⏱ 7 min

📘 定义

缓冲溶液

由一对共轭弱酸-弱碱组成

加入少量强酸、强碱或水后，能抵抗pH变化的溶液。

缓冲溶液通常有两种配制方式：将弱酸与其共轭碱（以可溶性盐的形式）混合，或将弱碱与其共轭酸（以可溶性盐的形式）混合。强酸和强碱无法形成缓冲溶液，因为它们完全解离，没有可以吸收外加离子的平衡体系。

📐 例题

解释当加入少量 $N a O H$ 时，氨/氯化铵缓冲溶液如何抵抗pH升高。

1
缓冲溶液中的主要物种： $N H_{3}$ （弱碱，高浓度）， $N H_{4}^{+}$ （来自氯化铵的共轭酸，高浓度）
2
加入的 $N a O H$ 完全解离，产生额外的 $O H^{-}$ 离子。
3
过量的 $O H^{-}$ 与共轭酸 $N H_{4}^{+}$ 反应：
4
$NH_4^+(aq) + OH^-(aq) \rightleftharpoons NH_3(aq) + H_2O(l)$
5
几乎所有过量的 $O H^{-}$ 都被消耗，因此pH仅略微升高。

3. 缓冲溶液pH计算：亨德森-哈塞尔巴尔赫方程★★★☆☆⏱ 8 min

✓ 计算器

🔬 推导

目标:

推导酸性缓冲溶液的亨德森-哈塞尔巴尔赫方程

起点:

弱酸 $H A$ 的酸解离平衡

1
写出酸解离平衡和 $K_{a}$ 表达式：
2
$HA(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons H_3O^+(aq) + A^-(aq)$
3
$K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}$
4
整理得到 $[H_{3} O^{+}]$ 的表达式：
5
$[H_3O^+] = K_a \times \frac{[HA]}{[A^-]}$
6
对两边取 $- lo g_{10}$ ，利用 $p H = - lo g [H_{3} O^{+}]$ 和 $p K_{a} = - lo g K_{a}$ 化简：
7
$-\log[H_3O^+] = -\log K_a - \log\left(\frac{[HA]}{[A^-]}\right)$

结果:

[object Object]

同离子效应抑制了弱酸的解离，因此计算时我们可以近似认为 $[H A] \approx$ 弱酸初始浓度， $[A^{-}] \approx$ 盐初始浓度。

📐 例题

计算含有0.15 mol dm⁻³丙酸（ $p K_{a} = 4.87$ ）和0.10 mol dm⁻³丙酸钠的缓冲溶液的pH值。

1
确定组分：弱酸为丙酸， $[酸] = 0.15$ ，共轭碱为丙酸根， $[碱] = 0.10$
2
代入亨德森-哈塞尔巴尔赫方程：
3
$pH = 4.87 + \log_{10}\left(\frac{0.10}{0.15}\right)$
4
计算对数项： $\frac{0.10}{0.15} \approx 0.667$ ， $lo g_{10} (0.667) \approx - 0.18$
5
计算最终pH值：
6
$pH = 4.87 - 0.18 = 4.69$

4. 缓冲容量★★☆☆☆⏱ 4 min

📘 定义

缓冲容量

衡量缓冲溶液在pH发生显著变化前，能够容纳的强酸或强碱的量。

缓冲组分的总浓度：总浓度越高，缓冲容量越大，因为有更多离子可以与外加的酸/碱反应。
缓冲组分的比例：当 $\frac{[ co nj ug a t e ba se ]}{[ w e ak a c i d ]} = 1$ （即 $p H =$ 弱酸的 $p K_{a}$ ）时，缓冲容量达到最大值。
缓冲溶液仅在弱酸 $p K_{a}$ 的 $p H = p K_{a} \pm 1$ 范围内有效。

5. 常见陷阱

错误做法:

默认所有盐的水溶液都呈中性

原因:

大多数由弱酸或弱碱生成的盐，其离子会发生水解改变pH

正确做法:

预测pH时一定要同时检查阳离子和阴离子是否水解，利用对应酸碱的规则进行判断

错误做法:

交换亨德森-哈塞尔巴尔赫方程中[酸]和[碱]项的位置

原因:

推导得到对数项中是共轭碱与弱酸的浓度比；交换后会得到错误的pH值

正确做法:

记住 $p H = p K_{a} + lo g (\frac{[ ba se ]}{[ a c i d ]})$ ，如果不确定可以从 $K_{a}$ 表达式快速重新推导

错误做法:

用强酸和强碱配制缓冲溶液

原因:

强酸/强碱完全解离，不存在可以吸收外加 $H^{+}$ 或 $O H^{-}$ 的平衡体系

正确做法:

缓冲溶液必须由一对共轭弱酸-弱碱组成

错误做法:

认为缓冲容量仅取决于组分的1:1比例

原因:

组分总浓度也会影响缓冲容量：即使比例为1:1，稀缓冲溶液的容量也更低

正确做法:

记住缓冲容量同时取决于组分比例（1:1时最大）和总浓度（总浓度越高，容量越大）

错误做法:

认为稀释缓冲溶液会导致pH大幅变化

原因:

稀释时[酸]和[碱]的变化倍数相同，因此它们的比值保持不变

正确做法:

稀释后缓冲溶液的pH几乎保持不变，只有极度稀释才会导致显著变化

6. 速查表

性质	规则
强酸+强碱盐	中性，pH ≈ 7
弱酸+强碱盐	碱性，pH > 7
强酸+弱碱盐	酸性，pH < 7
亨德森-哈塞尔巴尔赫方程（酸性缓冲液）	$p H = p K_{a} + lo g (\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]})$
最大缓冲容量	$p H = p K_{a}$ ，[碱]:[酸] = 1:1
有效缓冲pH范围	$p K_{a} \pm 1$

真题中的出现

AI 根据考纲规律估算的考点位置,请对照官方真题核实准确性。仅作复习重点参考。

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缓冲容量解释

下一步

盐与缓冲溶液是理解酸碱滴定的核心基础，酸碱滴定是IB化学HL考试中常见的拓展回答考点。缓冲溶液也有重要的生物学应用，例如维持人体血液pH的碳酸氢盐缓冲体系，这也是考试中经常考查的内容。接下来你可以学习酸碱滴定曲线和指示剂，你将应用对盐溶液pH和缓冲作用的理解，计算滴定过程中不同点（包括等当点）的pH值。