第四节 酸碱缓冲溶液.ppt

第四节 酸碱缓冲溶液 分 类 1. 一般酸碱缓冲溶液 用于控制溶液酸度，这类缓冲溶液大多是由一定浓度的共轭酸碱对所组成。 2. 标准酸碱缓冲溶液 它是由规定浓度的某些逐级离解常数相差较小的单一两性物质，或由不同型体的两性物质所组成。 标准酸碱缓冲溶液的pH值是根据国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)所规定的pH操作定义经实验准确测定的，其值在国际上用作测量溶液pH时的参照溶液。 一、缓冲溶液pH的计算 (一) 一般缓冲溶液 现以一元弱酸及其共轭碱缓冲体系为例来讨论。 设:弱酸(HA)的浓度为ca mol·L-1 ， 共轭碱(NaA)的浓度为cb mol·L-1。 对HA-H2O而言 PBE: [H+]=[OH-]+[A-] 则 [HA]=ca-[A-]= ca-[H+] +[OH-]……..(1) 对A--H2O而言 PBE： [H+]+[HA]=[OH-] 则 [A-]= cb-[HA]=cb+[H+] -[OH-]………(2) 将(1)(2)式代入： Ka=[H+][A-]/[HA] 得： 近似处理 2. 如果缓冲体系是在碱性范围内（pH ≥ 8）起缓冲作用(如NH3-NH4Cl等)，溶液中[OH-] [H+]，可忽略[H+]， 则 3. 若ca、cb远较溶液中［H+］和［OH-］大时，既可忽略水的离解，又可在考虑总浓度时忽略弱酸和共轭碱（或弱碱与共轭酸）的解离。 例1： 10.0mL 0.200 mol.L-1的HAc溶液与5.5mL 0.200 mol.L-1的NaOH溶液混合。求该混合液的pH值。pKa = 4.74。 解：加入HAc的物质的量为: 0.200 mol.L-1 ?10.0?10-3 L= 2.00?10-3 mol 加入NaOH的物质的量为: 0.200 mol.L-1 ? 5.5 ?10-3 L = 1.1?10-3 mol 反应后生成的Ac－的物质的量为=1.1?10-3 mol 例2： 由0.20 mol.L-1 NH3---0.30 mol.L-1 NH4Cl组成的缓冲溶液200mL ，往该溶液中 (1) 加入50mL 0.10 mol.L-1 NaOH溶液； (2) 加入50mL 0.10 mol.L-1 HCl溶液； 问溶液的pH各改变了多少？ 已知：NH4+的pKa=9.26 解： 先按最简式计算0.20 mol.L-1 NH3--0.30 mol.L-1 NH4Cl溶液的pH； (1)加入50mL 0.10 mol.L-1 NaOH溶液后。 加入50mL 0.10 mol.L-1 HCl溶液后。 (二) 标准缓冲溶液 前面曾讲到，标准缓冲溶液的pH值是经过实验准确地确定的，即测得的是H+的活度。因此，若用有关公式进行理论计算时，应该校正离子强度的影响，否则理论计算值与实验值不相符。 例如：由0.0025 mol·L-1 Na2HPO4和0.025 mol·L-1 KH2PO4所组成的缓冲溶液，经精确测定，pH值为6.86。 1. 活度和浓度的关系 a= ? c ? -活度系数 对于c≤0.1 mol·L-1的稀电解质溶液； 2. I 的定义式 式中：ci为溶液第i种离子的的浓度。　 溶液的Ｉ越大， ?i值越小，离子活度与浓度之间的差值越大。当? →１时，a≈c。 一般情况， ? 1， a c 。 例1： 计算0.025 mol·L-1 KH2PO4 — 0.025 mol·L-1 Na2HPO4缓冲溶液的pH。 已知：pKa1=2.12, pKa2=7.20, pKa3=12.36 (1)不考虑离子强度的影响。 (2)考虑离子强度的影响。 解： (1)不考虑离子强度的影响 注 意： 由MBE、CBE和PBE导出的计算[H+]的计算公式，其平衡常数为浓度常数，它表明了在反应达到平衡时各组分浓度之间的关系。如果用附录或手册上查得的活度常数代入各式进行计算，就会造成一定的误差，此时应先计算有关的浓度常数，然后根据公式求出[H+] ，再计算出?H+ ，从而得到aH+ 。 式中酸常数为浓度常数。 考虑离子强