《缓冲溶液pH的计算》PPT课件

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1、4.5缓冲溶液pH的计算(HA+A-)(p57)先写出质子条件[HA]=ca-[H+]+[OH-][A-]=cb+[H+]-[OH-]代入平衡关系,得精确式酸性,略去[OH-]:碱性,略去[H+]:若Ca>>[OH-]-[H+]或Cb>>[H+]-[OH-]则最简式计算方法:(1)先按最简式计算[H+].(2)再将[OH-]或[H+]与ca,cb比较,看忽略是否合理.例(a)0.040mol·L-1HAc–0.06mol·L-1NaAc先按最简式:(b)0.080mol·L-1二氯乙酸–0.12mol

2、·L-1二氯乙酸钠先用最简式:mol·L-1∵ca>>[H+],cb>>[H+]∴结果合理pH=4.94应用近似式:解一元二次方程，[H+]=10-1.65mol·L-1,pH=1.654.5.2缓冲指数（bufferindex）→物理意义：使1L溶液PH值增加或减小dpH单位时，所需强碱或强酸的量。→强酸控制溶液pH时，→强碱控制溶液pH时，→弱酸控制溶液pH（pH=pKa±1）时，当Ca/Cb=1：1时，pKa=pH时，β有极值。缓冲容量的大小与缓冲物质的总浓度以及组成此缓冲溶液的Ca/Cb有关。

3、总浓度愈大（一般为0.01～1mol/L之间）；Ca/Cb应在1/10～10/1范围内，浓度愈接近1：1，缓冲容量愈大。4.5.4重要的缓冲溶液标准缓冲溶液的pH是实验测定的,用于校准酸度计。缓冲溶液pH(25oC)饱和酒石酸氢钾(0.034mol·kg-1)3.557邻苯二甲酸氢钾(0.050mol·kg-1)4.0080.025mol·kg-1KH2PO4+0.025mol·kg-1Na2HPO46.865硼砂(0.010mol·kg-1)9.180饱和氢氧化钙12.454常用标准缓冲溶液缓冲溶液

4、的选择原则1.有较大的缓冲能力:c较大(0.01～1mol·L-1);pH≈pKa即ca∶cb≈1∶14.5～68～10HAc—NaAc:pKa=4.76(pH4～5.5)NH4Cl—NH3:pKb=4.75(pH)(CH2)6N4—(CH2)6N4H+:pKb=8.87(pH)2.不干扰测定(EDTA滴定Pb2+,不用HAc-Ac-)。常用缓冲溶液缓冲溶液pKa缓冲范围氨基乙酸+HCl2.351.5～3.0氯乙酸+NaOH2.862～3.5甲酸+NaOH3.773～4.5HAc+NaAc4.764～

5、5.5六次甲基四胺+HCl5.134.5～6.0H2PO4-+HPO42-7.216.5～8三羟甲基甲胺+HCl8.217.5～9硼砂(H3BO3+H2BO3-)9.248.5～10NH4++NH39.258.5～10缓冲溶液的配制方法1.按比例加入HA和A(NaAc+HAc,NH4Cl+NH3);2.溶液中[H+]大,加过量A-,溶液中[OH-]大,加过量HA;3.溶液中有HA,可加NaOH中和一部分,溶液中有A,可加HCl中和一部分;形成HA-A-共轭体系配制缓冲溶液的计量方法方法1:(确定引入酸

6、or碱)1.按所需pH求ca/cb:pH0=pKa+lg(cb/ca);2.按引入的酸(碱)量△ca及pH变化限度计算ca和cb:3.据ca,cb及所需溶液体积配制溶液.方法2:(确定引入酸or碱)1.分别计算pH0和pH1时的x(HA)、x(A)2.引入酸的量c(HCl)=△x(HA)×c总(引入碱的量c(NaOH)=△x(A)×c总)求出c总3.pH0时ca=c总×x(HA)cb=c总×x(A)方法3:(引入酸碱均适用)1.根据引入的酸(碱)量求2.根据所需pH求总浓度c:=2.3c·x0·x13

7、.按x0与x1的比值配成总浓度为c的缓冲溶液.例：欲制备200mLpH=9.35的NH3-NH4Cl缓冲溶液，且使该溶液在加入1.0mmol的HCl或NaOH时，pH的改变不大于0.12单位，需用多少克NH4Cl和多少毫升1.0mol/L氨水？[pKb(NH3)=4.75]解又m(NH4Cl)=（cV）M(NH4Cl)V(NH3)=（cV）/c(NH3)五、酸碱指示剂的变色原理及选择1．酸碱指示剂：酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，当溶液中的pH值改变时，指示剂由于结构的改变而发生颜色的改变。以HIn表

8、示弱酸型指示剂，其在溶液中的平衡移动过程，可以简单表示如下：HIn+H2O=H3O++In-KHIn=（[In-][H+]/[HIn]）KHIn/[H+]=[In-]/[HIn]指示剂的颜色转变依赖于比值[In-]/[HIn][In-]代表碱式色[HIn]代表酸式色酸碱指示剂：一类有颜色的有机物质，随溶液pH的不同呈现不同颜色，颜色与结构相互关联。酚酞：三苯甲烷类，碱滴酸时用。变色范围：8－10，无色变红色。甲基橙：偶氮类结构，酸滴碱时用。变色范围：3.