化学竞赛专题辅导-《酸碱理论4》.ppt

（5 ）缓冲溶液 a、缓冲溶液的定义 　　实验：在一试管中放入10毫升0.1mol·L-1HAc溶液和10毫升0.1mol·L-1NaAc溶液，混合后分成四份，分别用甲基红作指示剂(变色范围pH=4.4-6.2,颜色红→黄) ，一份加1滴2mol·L-1HCl，另一份加1滴2mol·L-1NaOH，第三份入等体积的水稀释，第四份做比较。 　结果颜色均无变化。即溶液的pH值基本不变。 　　这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稀释的影响，而能保持pH值基本不变的溶液叫做缓冲溶液。缓冲溶液的这种作用叫做缓冲作用。 b、缓冲溶液的pH值 弱酸及其盐组成的缓冲溶液的pH值为： pH=pKa – lg (c酸/c盐) （缓冲溶液公式）汉德森公式 弱碱及其盐组成的缓冲溶液的pH值为： pOH=pKb – lg (c碱/c盐) （缓冲溶液公式） ∴pH值决定于Ka或Kb和(c酸/c盐)或(c碱/c盐)两个因素。 　　 利用缓冲溶液公式，可以计算缓冲溶液的pH值和外 加酸碱后溶液pH的变化。 d.缓冲溶液的选择和配制原则 （1）所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或OH– 有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生副反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑缓冲溶液毒性问题。 （2）pKa 或 14- pKb尽可能接近所需的pH值， 例 拟配制pH=7的缓冲溶液，如何从下列信息中选择缓冲对？配比应如何？ （6）酸碱指示剂 HIn表示指示剂的共轭酸,称为“酸型”,In表示指示剂的共轭碱,称为“碱型”。 指示剂检出溶液的pH的原理是基于指示剂的酸型和碱型的颜色是不同。 使用指示剂时应注意控制指示剂的用量，以能观察颜色变化为度，加过多的指示剂反而难以观察到颜色的变化。 变色点和变色范围： 以甲基橙为例说明这些概念： HIn（红） = In-(黄) + H+ Ka = 4×10-4 。 当 [In-] = [HIn] 时，[H+] = Ka , 即pH = pKa = 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 = pKa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 = pKa±1 , 这是指示剂的变色范围。但各种颜色互相掩盖的能力并不相同。红色易显色，对甲基橙，当[HIn] = 2[In-]时，即可显红色；而当[In-] =10[HIn]时，才显黄色。 故甲基橙的实际变色范围为pH值在3.1和4.4之间。酚酞为8.0 - 10.0。选用指示剂时，可以从手册中查找其变色点和实际变色范围。 4.盐类的水解 4.1 水解的概念 盐电离出来的离子，与 H2O 电离出的H+和或OH-结合成弱电解质的过程叫做盐类的水解。水解过程中，溶液的pH值经常发生变化。例如： 又如： 4.2 水解平衡的计算 （1 ）一元弱酸强碱盐（以NaAc为例） 进一步可以求出 pOH和pH值。 用水解度h 表示水解程度，则 例 求 0.10 的 NaAc 溶液的 pH 和水解度 h 。 * * 具体推导如下： 一元弱酸及其盐的混合溶液[H+]的计算式 设[H]+=x (忽略水电离） HA H+ + A_ 初始浓度 C酸 0 C盐 平衡浓度 C酸 - x x C盐 + x ,可近似处理: 代入平衡式： c. 缓冲原理： 对于HB - B-缓冲溶液来说: HB(大量,抗碱成分) B- (大量,抗酸成分) + H+ 当加入少量酸时，如HCl，H+与B- 结合，生成HB ，cB--/cHB变化不大，溶液的pH值变化不大。 当加入少量碱时，如NaOH，HB与OH-与结合，生成B-，cB-/cHB变化不大，溶液PH值变化也不大。 给溶液一定程度稀释时, cB-和cHB同时变小, cB--/cHB不变，溶液PH值不变。 结论：少量外来酸碱的加入和一定