对一元弱酸碱共轭酸碱对K a 与K b 之间的关系为.ppt

图5-2 H2CO4各型体的δi-pH曲线 例1 写出NaHN4HPO4溶液的PBE。 得质子 零水准 失质子 PBE： 同时 此时有 　　在许多缓冲体系中，都只有一个pKa(或pKb)在起作用，其缓冲范围一般都比较窄。如果要求的pH值超出这个范围，就会降低缓冲容量。因此，为使同一缓冲体系能在较广泛的pH范围内起缓冲作用。例如，由柠檬酸(pKa1＝3.13，pKa2＝4.76，pKa3＝6.40)和磷酸氢二钠(H3PO4的pKa1＝2.12，pKa2=7.20, pKa1＝12.36)两种溶液按不同比例混合，可得到pH为2.0、2.2、…、8.0等一系列缓冲溶液。这类缓冲溶液的配方可在有关手册中查到。表5—2中列出了常用的一般缓冲溶液。 简单缓冲体系的配方,可利用有关公式计算得到。 解 ：cHAc=6.0×34.0/500=0.41 mol/L 又如，甲基橙是一种双色指示剂，它在溶液中发生如下的离解, 在碱性溶液中，平衡向左移动，由红色转变成黄色；反之由黄色转变成红色。 使用时，甲基橙常配成0.1moL·L-1的水溶液。 二、指示剂的pH变色范围  指示剂的变色范围，可由指示剂在溶液中的离解平衡过程来解释。现以弱酸型指示剂(HIn)为例来讨论。HIn在溶液中的离解平衡为： HIn ＝ H+ ﹢ In- (酸式色) (碱式色)式中KHIn为指示剂的离解常数； [In-]和[ HIn]分别为指示剂的碱式色和酸式色的浓度。由上式可知，溶液的颜色是由[In-]/[HIn]的比值来决定的，而此比值又与[H+]和及KHin有关。在一定温度下，KHin是一个常数，比值[In-]/[HIn]仅为[H+]的函数，当[H+]发生改变，[In-]/[HIn]比值随之发生改变，溶液的颜色也逐渐发生改变。需要指出的是，不是[In-]/[HIn]比值任何微小的改变都能使人观察到溶液颜色的变化，因为人眼辨别颜色的能力是有限的。 例如，甲基橙的pKHIn＝3.4，理论变色范围应为2.4-4.4，而实测变色范围是3.1-4.4。这说明甲基橙要由黄色变成红色，碱式色的浓度([In-])应是酸式色浓度([HIn])的l0倍；而酸式色的浓度只要大于碱式色浓度的2倍，就能观察出酸式色(红色)。 产生这种差异性的原因，是由于人眼对红的颜色较之对黄的颜色更为敏感的缘故，所以甲基橙的变色范围在pH值小的一端就短一些(对理论变色范围而言)。 §5-6 强酸(碱)和一元弱酸(碱)的滴定 一、强碱（酸）滴定强酸(碱) 这一类型滴定的基本反应为： H+ + OH- ＝ H2O 现以强碱(NaOH)滴定强酸(HCl)为例来讨论。设HCl的浓度为Ca(0.1000 mol/L),体积为Va(20.00mL)；NaOH的浓度为(0.1000 mol/L)，滴定时加入的体积为Vb整个滴定过程可分为四个阶段来考虑： (1) 滴定前; (2) 滴定开始至计量点前; (3) 计量点时; (4) 计量点后。 (一)滴定前（Vb=0） [H+]=ca=0.1000mol·L-1,pH=1.00 (二)滴定开始至计量点前（Va＞Vb） [H+]=( Va-Vb)/( Va+Vb)·ca 若 Vb=19.98ml (-0.1%相对误差) [H+]=5.00×10-5mol·L-1 , pH=4.30 (三)计量点时（Va=Vb） [H+]＝1.0×10-7mol·L-1 , pH＝7.00 (四)计量点后（Vb＞Va） 计量点之后，NaOH再继续滴入便过量了，溶液的酸度决定于过量的NaOH的浓度。 [OH-]=( Vb-Va)/( Va+Vb)·cb 若 Vb=20.02ml (+0.1%相对误差) [OH-]=5.00×10-5mol·L-1