分析化学知识点归纳 第五章
分析化学讲义第五章
第五章重量分析壹、重量分析簡介一、重量分析主要類型貳、沉澱法一、重量分析所要的沉澱應具有的特性二、沉澱物的形成三、影響沉澱純度的因素四、如何獲得純淨沉澱八、過濾、洗滌、烘乾、灼燒九、選用洗滌液的原則十、洗滌沉澱的原則十一、烘乾與灼燒5-3 熱重分析術一、熱分析是利用物質緩緩加熱時的變化進行分析的各種方法總稱。
加熱過程會發生脫水、熔融、蒸發、分解。
二、熱重分析術簡稱TG(thermogravimetry)，試料要進行熱重分析，必須因加熱而產生重量變化。
1.反應物→生成物+ 氣體。
2. 反應物+ 氣體→生成物。
可由溫度對失重百分率做出圖形。
三、影響熱重分析結果的因素：1.熱重分析時，試樣量要少，一般只要2-5mg，試樣粒度愈細愈好，儘量將試樣鋪平。
2.試樣皿必須耐高溫，且不會與試樣、中間產物及最終產物等起反應。
例如碳酸鈉會與石英和陶瓷中的SiO2起反應，所以像碳酸鈉這類鹼性物質，不適合以鋁石英玻璃陶瓷的試樣皿；鉑試樣皿不適合盛裝含磷、硫和鹵素的聚合物試樣。
3.升溫速度不宜過快，過快會使TG曲線的分辨力下降。
4.熱重分析環境會影響TG曲線；例如CaCO3在真空空氣或CO2等環境做熱重分析，分解溫度相差600℃。
5.揮發物的冷凝：揮發物從試樣中揮發出來，往往會在低溫處再度冷凝，會影響熱重分析結果；可以加大氣體流速，使揮發物立刻離開試樣皿。
四、熱重分析的應用：1.可得知沉澱物的正確乾燥溫度。
2.已知成分的混合物，可由加熱分解的氣體重，推算混合物組成。
第五章-水分析化学知识点
第五章 氧化还原滴定法[1]氧化还原反应的特点①有电子得失(转移)，价态发生变化，且数目不固定例：+-+−→−+247Mn O Mn H ↑−→−+-+242423O C O C O H CO Mn H O C MnO 222242*********+↑+→++++--电对：+-24/MnMnO 2242/CO O C - --−−→−-244MnO MnO OH 电对：--244/MnO MnO ②复杂反应，由基元反应组成，分步进行基元反应：粒子一次碰撞而反应(零级或一级反应，具有简单级数的反应) ③反应条件苛刻④反应速度慢，必须克服反应势能(活化能)才能反应[2]提高氧化还原速度的措施①增加反应物浓度(增加碰撞的机率)②提高反应温度(增加活化分子的数量，越能克服反应势能)例：反应迅速彻底−−→−+C O C Na KMnO 0804224 ③加入催化剂(参加反应，改变反应历程减小活化能，但成分不变)，加速（化学反应）或减速(如工业在核反应堆中)例1：−−→−++24224Mn O C Na KMnO 快例2：测COD 时，加42SO Ag [3]氧化还原平衡1．能斯特(Nerst)方程 ][Re ][ln 0d Ox nF RT +=ϕϕ 2．0ϕ：标准电极电位；25℃，当L mol d Ox /1][Re ][==或有气体参加反应，其分压P=101.325kPa 时的电极电位值。
0ϕ用途：① 判断氧化或还原剂的强弱：对一个电对来讲θϕ为正且越大，氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力越弱；θϕ为负，还原态的还原能力越强。
②判断反应方向：电队的电极电位大的氧化态物质可以氧化电极电位小的还原态物质。
3．条件电极电位'ϕ (反应条件改变或不可逆)例：曝气法除铁 ↑+↓→++2322238)(42)(4CO OH Fe O H O HCO FeV V Fe Fe OH O 77.040.00/0/232=<=++-ϕϕ(理论上不能反应) 由于生成Fe(OH)3沉淀，[Fe 3+]≠1mol/L ，不能用0/23++Fe Fe ϕ处理此问题 实际V Fe OH Fe 50.1'230/)(-=+ϕ ∴'2320/)(0/+->Fe OH Fe OH ϕϕθ，曝气法去除铁工程可行 由于副反应作用，使得氧化态或还原态物质的浓度改变，导致氧化还原电对的电极电位发生变化，如果是氧化态物质浓度下降，则电极电位下降，反之相反。
高中化学选修五期末复习第五章考点知识点归纳总结
高中化学选修5第五章期末复习【本章重点】1.掌握加聚反应和缩聚反应的原理。
2.掌握判断高聚物单体的方法。
3.掌握有机推断题的解答方法。
【考点归纳】1.高分子化合物（1）高分子化合物：有许多小分子化合物以共价键结合成的、相对分子质量很高（通常为104～106）的一类化合物。
也称聚合物或高聚物。
（2）单体：用来合成高分子化合物的小分子化合物。
（3）链节：组成高分子链的化学组成和结构均可以重复的最小单位。
也可称为最小结构单元，是高分子长链中的一个环节。
（4）链节数：高分子链节的数目，也称重复结构单元数，以n表示。
2. 高分子化合物的分类（1）按照高分子化合物的来源分类，可分为天然高分子化合物和合成高分子化合物。
天然有机高分子化合物有淀粉、纤维素、蛋白质、天然橡胶。
（2）按照高分子化合物分子链分类，可分为线型高分子、支链型高分子和体型高分子。
（3）按照高分子化合物受热时的不同行为分类，可分为热塑性高分子和热固性高分子。
（4）按照高分子化合物的工艺性质和使用分类，可分为塑料、橡胶、纤维、涂料、黏合剂和密封材料。
3. 加聚反应(1)加聚反应是合成高分子化合物的基本反应之一，发生加聚反应的单体具有不饱和键(双键或三键)。
(2)高分子化合物由链节和聚合度共同构成。
加聚产物的链节与对应单体组成相同。
(3)链节上只有碳原子的聚合物为加聚产物。
(4)加聚产物寻找单体的口诀为单键两两断，双键四个碳；单键变双键，双键变单键。
4.(1)缩聚反应是合成高分子化合物的基本反应之一，发生缩聚反应的单体至少含有两个能相互发生反应的官能团。
(2)缩聚产物的链节与对应单体的组成不相同。
(3)链节上存在或结构的聚合物为缩聚产物。
(4)缩聚产物寻找单体的方法为将链节上的或分解，在上补充—OH形成—COOH，在—O—或—NH—上补充H，形成—OH或—NH2，即可得到对应单体。
①产物中含有酚羟基结构，单体一般为酚和醛。
②链节中含有以下结构：，其单体必为一种，去掉中括号和n即为单体。
初中化学第五章知识点(精华版)
第五单元化学方程式
课题一、质量守恒定律
1、内容：参加化学反应的各物质的质量总和，等于反应后生成的各物质的质量总和
说明：①质量守恒定律只适用于化学变化，不适用于物理变化
②不参加反应的物质质量和不是生成物的物质质量不能计入“总和”中
③要考虑空气中的物质是否参加反应或物质（如气体）有无遗漏
2、微观解释：在化学反应前后，原子的种类、数目、质量均保持不变
3、化学反应前后：
①一定不变：a.宏观：反应物、生成物总质量不变，元素种类不变
b.微观：原子的种类、数目、质量不变
②一定改变：a.宏观：物质的种类一定变
b.微观：分子种类一定变
③可能改变：分子总数可能变
课题二、如何正确书写化学方程式
1、遵循原则：①以客观事实为依据
②遵守质量守恒定律
2、书写：一写：写出正确的反应物和生成物，并用短线连接
二配：配平化学方程式
三标：标明反应发生的条件、生成物的状态，并把短线改成等号
四查：检查化学方程式是否配平、反应条件、生成物的状态、等号
课题三、利用化学方程式的简单计算
计算步骤：
①根据题意设未知量x（x不带单位）
②根据题意写出正确的化学方程式
③写出有关物质的相对分子(原子)质量及已知量、未知量。
写在化学方程式中对应化学式的下面
④列出比例式，求解
⑤写答。
2021年初中化学第五章第六章知识点总结
初中化学第五章第六章知识点总结大成培训教学案第五章金属与矿物一常见金属的物理性质常温下除汞外均为固体，有金属光泽，多数为电和热的优良导体，有延展性，密度较大，熔点较高。
二常见金属的化学性质（1）金属与氧气的反应镁在空气中剧烈燃烧，发出耀眼的白光，生成白色粉末状固体。
铝表面容易被缓慢氧化生成一层致密的氧化物薄膜。
阻止铝的进一步氧化，抗腐蚀性。
在氧气中剧烈燃烧，发出耀眼的白光，放出大量的热，生成一种白色固体。
铁在氧气中剧烈燃烧火星四射生成一种黑色固体四氧化三铁。
铜丝加热表面逐渐生成黑色物质。
（2）金属与盐酸或稀硫酸的反应镁与酸反应产生大量的气泡，锌与酸反应产生气泡，铁产生气泡，溶液变为浅绿色。
铜无明显现象注意铁的化合物及溶液的颜色。
FeSFe3O4,FeO呈黑色Fe2O3呈红棕色FeCl2FeSO4溶液呈浅绿色FeCl3Fe2（SO4）3溶液呈棕黄色Fe（OH）3红褐色沉淀三置换反应一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质与另一种化合物的反应。
典型的置换反应（1）H2+CuO===Cu+H2OC+2CuO==2Cu+CO2（向上箭头）（2）2Mg+CO2=====2MgO+C （3）C+H2O====CO+H2（4）2Al+Fe2O3====2Fe+Al2O3（5）Fe+2HCl===FeCl2+H2（6）Fe+CuSO4===FeSO4+Cu四常见的金属矿物赤铁矿（主要成分三氧化二铁）磁铁矿（主要成分四氧化三铁）菱铁矿（主要成分碳酸铁）黄铜矿，孔雀石（主要成分Cu2（OH）2CO3）铝土矿和明矾矿（主要成分KAl（SO）4*12H2O第二节铁的冶炼合金一生铁的冶炼原料铁矿石，焦炭，石灰石和空气焦炭的作用提供热量和产生还原剂CO石灰石的作用造渣，除去铁矿石中SiO2等杂质设备高炉原理在高温条件下，利用还原剂一氧化碳从铁的氧化物中将铁还原出来。
炼铁的过程（1）焦炭产生热量及还原剂一氧化碳（2）氧化铁被一氧化碳还原成铁（3）二氧化硅与碳酸钙分解产生的氧化钙反应生成硅酸钙（炉渣的主要成分）三含杂质物质的有关化学方程式的计算纯净物的质量=含杂质物质的质量*纯度纯度=纯净物的质量/含杂质物质的质量*100%四合金生铁中含碳量高于钢合金的硬度一般比各成分金属大，多数合金的熔点低于组成它的成分金属。
九年级化学知识点第五章
九年级化学知识点第五章第五章电解质与非电解质化学是一门研究物质变化的科学，正是因为物质的变化，我们才能体验到丰富多彩的世界。
在九年级化学中，我们学习了许多重要的知识点，其中第五章的内容是关于电解质和非电解质的。
电解质和非电解质是我们生活中常见的两种物质，它们在化学变化中起到了重要的作用。
一、电解质电解质是指能在溶液中形成离子的物质。
我们生活中常见的电解质有酸、碱和盐。
电解质在溶液中能导电，这是因为在溶液中，电解质分子会解离为离子，并且溶液中的离子是带电的，能够传导电流。
酸是一种带酸性的物质，常见的有盐酸、硫酸等。
酸在水中溶解时会产生氢离子（H+），也就是我们常说的酸性氢离子。
酸的特点是呈酸性，能够与碱中的氢氧根离子（OH-）进行中和反应，生成盐和水。
碱是一种带碱性的物质，常见的有氢氧化钠、氢氧化钙等。
碱在水中溶解时会产生氢氧根离子（OH-），也就是我们常说的碱性氢氧根离子。
碱的特点是呈碱性，能够与酸中的氢离子（H+）进行中和反应，生成盐和水。
盐是酸和碱反应生成的产物，具有电解质的性质。
盐的形成是由于酸中的氢离子（H+）和碱中的氢氧根离子（OH-）结合而成。
二、非电解质非电解质是指在溶液中不能形成离子的物质。
我们生活中常见的非电解质有糖类、酒精等。
非电解质在溶液中不能导电，这是因为它们不能在溶液中解离成离子。
糖类是一种常见的非电解质，它们在水中溶解时不会产生离子，因此不能导电。
人们常常用糖类来调味食物，如蔗糖、果糖等。
酒精也是一种常见的非电解质，它在水中也不会产生离子，因此不能导电。
酒精是一种常用的溶剂，可以用于提取药品和制作酒类。
三、应用和意义电解质和非电解质在我们的日常生活中都有着重要的应用和意义。
电解质可以用于制作电池。
电池的工作原理是利用电解质中离子的移动来产生电流，从而驱动设备的正常运行。
非电解质在药品和化妆品生产中有着广泛的应用。
许多药品和化妆品中都含有非电解质成分，起到了稳定和溶解的作用。
九年级上册化学第五章复习知识点
九年级上册化学第五章复习知识点九年级上册化学第五章复习知识点勤劳一日，可得一夜安眠；勤劳一生，可得幸福长眠。
~第五章初识酸和碱5.1 日子中的酸和碱一、常见的酸和碱酸：H2SO4、HNO3、HCL（胃酸）、H2CO3、H2S（氢硫酸）、H3PO4、CH3COOH （HAc，乙酸、醋酸）：工业三大强酸碱：Ca（OH）2、NaOH、KOH、NH3.H2O（易分解，易挥发）二、酸的组成和分类组成：由氢元素和酸根组成的化合物分类物质类不：无机酸、有机酸是否含有氧元素：含氧酸（某酸）、无氧酸（某化氢/氢某酸）氧原子个数：一元酸（HCL）、二元酸（H2S）、三元酸（H3PO4）可结合（如：HCL一元无氧无机酸）三、碱的组成和分类组成：金属元素（或铵根）与氢氧根组成的化合物分类可溶性1、可溶：KOH、NaOH、Ba（OH）2、NH3.H2O2、微溶：Ca（OH）23、难溶：其余Fe（OH）3 红褐群，Cu（OH）2 蓝XXX，Mg（OH）2 白群5.2酸碱的性质研究一、酸的性质研究酸的溶液才有酸性H2SiO3硅酸难溶盐酸物理性质1、为混合物：HCL气体+水2、纯净的盐酸为无群液体工业盐酸别纯净，黄群，含铁的化合物3、有非常强挥发性浓盐酸（36%--37%），有刺激性气味打开浓盐酸瓶盖，瓶口产生白雾。
挥发出的HCL气体与水蒸气形成了盐酸小液滴（浓HNO3类比）一瓶浓盐酸敞口放置一会后，M质、M液、浓度均变小化学性质1、与酸碱指示剂反应2、与金属反应（方程式）单质铁在置换反应中一律生成亚铁，亚铁溶液呈浅绿群金属活动性顺序K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au 化学性质越稳定能与水反应，H前能与酸反应3、与碱反应HCL+NaOH==NaCL+H2O 放热中和反应定义：酸和碱反应生成盐和水并放热的反应实质：碱中的OH与酸中的H结合生成水的过程。
生成的水越多，放出热量越多。
九年级化学知识点总结第五章
九年级化学知识点总结第五章本章主要介绍了有机化合物的命名和结构式表示法、酸性物质的性质以及酸碱中的中和反应。
一、有机化合物的命名和结构式表示法有机化合物是碳元素为主要成分的化合物，它们的命名和结构式表示法是有一定规律可循的。
有机化合物的名称一般由以下三部分组成：基础名、官能团名和命名的功能前缀。
基础名由碳原子数目最多的连续碳链所决定，官能团名指的是有机分子中的特殊官能团，如醇、酮、醛等，命名的功能前缀用于表示有机化合物中某种功能基团的存在。
除了名字外，有机化合物还可以通过结构式来表示。
结构式有三种常用的表示法：分子式、结构式和键线式。
分子式表示了有机分子的元素组成和原子数目，结构式则详细展示了有机分子中各个原子间的连接方式和空间结构。
键线式是一种简化的结构式，用线条代表键，更加简洁明了。
二、酸性物质的性质酸性物质是指能够与碱发生酸碱中和反应，产生盐和水的物质。
酸性物质的性质主要体现在以下几个方面：1.酸性物质呈酸性溶液：酸性物质在溶液中能够释放出氢离子（H+），使溶液呈酸性，具有酸味和导电性。
2.酸性物质与金属反应：酸能与活泼金属反应，生成相应的盐和氢气。
3.酸性物质与碱反应：酸能与碱发生中和反应，生成盐和水。
4.酸性物质与金属氧化物反应：酸能与金属氧化物反应，生成相应的盐和水。
5.酸性物质与金属碱土金属反应：酸能与碱土金属反应，生成相应的盐和水。
三、酸碱中的中和反应中和反应是指酸与碱按化学计量比例混合反应生成盐和水的过程。
在中和反应中，酸和碱的摩尔比必须满足等值关系，即酸碱摩尔比为1:1。
中和反应是一种放热反应，其特征是反应产热。
中和反应中，酸和碱发生反应后，产生的盐是中性的，溶液呈中性。
中和反应的应用十分广泛，例如制备食品、药品等过程中常常需要使用中和反应来控制酸碱度。
通过学习本章知识，我们了解了有机化合物的命名和结构式表示法、酸性物质的性质以及酸碱中的中和反应。
掌握这些知识对于理解有机化学和化学反应具有重要的意义，并且在日常生活和实际应用中有着广泛的应用价值。
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第五章 酸碱滴定法1、离子的活度和活度系数离子的活度是指其在化学反应中表现出来的有效浓度。
由于溶液中离子间存在静电作用，它们的自由运动和反应活性因此受到影响，这样它们在反应中表现出来的浓度与实际浓度间存在一定差别。
如果以i c 表示第i 种离子的平衡浓度，i a 表示活度。
它们之间的关系可表示为i i i c a γ=，比例系数i γ称为i 的活度系数，它反映了实际溶液与理想溶液之间偏差的大小。
对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子间距离变得相当大，以至于它们之间的作用力小至可以忽略不计。
这时可将其视为理想溶液，离子的活度系数可视为1，即i i c a =。
对于稀溶液(< 0.11-•L mol )中离子的活度系数，可以采用德拜—休克尔公式来计算，即⎥⎦⎤⎢⎣⎡+=-I aB Iz i i &1512.0lg 2γ，其中i z 为，i 离子的电荷数；B 是常数，25℃时为0.00328；a&为离子体积参数，约等于水化离子有效半径，以()m pm 1210-记，一些常见离子的a &值表列于下表；I 为溶液的离子强度。
当例子强度较小时，可不考虑水化离子的大小，活度系数可按德拜—休克尔公式的极限式计算，即I z i i 2512.0lg =-γ。
离子强度与溶液中各种离子的浓度及所带的电荷数有关，稀溶液的计算式为∑==n i i i z c I 1221；溶液中中性分子的活度系数近似等于1。
离子的&值2、溶液中的酸碱反应与平衡常数 ⑴酸碱反应的种类① 溶剂分子之间的之子转移反应称为质子自递反应，其平衡常数叫做溶剂分子的质子自递常数。
② 酸碱溶质与溶剂分子之间的反应叫做酸碱的解离，其平衡常数叫做溶质的解离常数。
③ 酸碱中和反应的反应常数叫做酸碱反应常数。
④ 水解反应。
(碱越强，其共轭酸越弱；酸越强，其共轭碱越弱) ⑵用活度或同时用活度和浓度表示反应平衡常数。
假设溶液中的化学反应为+-+=+HB A B HA 当反应物及生成物均以活度表示时，其平衡常数为HAA HB A a a a a K +--=ο,οK 称为活度常数，又叫热力学常数，它的大小与温度有关。
各组分都用平衡浓度表示时，则[][][][]HA B A HB Kc-+=,cK 称为浓度常数，其大小不仅与温度有关，还与溶液的离子强度有关。
οK与cK之间的关系为[][][][]-+-++-≈⨯=-=-+A HB c HAB AHB HAA HB A K HA B A HB a a a a K γγγγγγο。
若+HB 用活度表示，其他组分用浓度表示，则述反应的平衡常数表达式为[][][]HA B A a K HB mix -+=,mixK称为混合常数，其大小也与温度和离子强度有关。
3、溶液中的三大平衡⑴物料平衡 物料平衡是指在一个化学平衡体系中，某一给定物质的总浓度(即分析浓度)与各有关形式平衡浓度之和想等。
其数学表达式称为物料平衡方程，用MBE 表示。
⑵电荷平衡 由于溶液呈电中性，因此，同一溶液中阳离子所带正电荷的量应等于阴离子所带负电荷的量，此即电荷平衡。
考虑各离子所带的电荷和浓度列出的表达式叫电荷平衡方程，用CBE 。
又因为在同一溶液中，体积相同，所以可以直接用平衡浓度离子电荷量之间的关系。
⑶质子平衡 质子平衡就是指在溶液中得质子物质得到的质子量与失质子物质失去的质子量相等。
根据质子得失数和相关组分的浓度列出的表达式叫质子平衡方程或质子条件式，用PBE 表示。
4、酸碱组分平衡浓度与分布系数δ溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数，称为分布系数，以δ表示分布系数的大小能定量说明溶液中各种酸碱组分的分布情况。
同一物质不同型体的分布系数的和恒为1. 5、溶液中+H 浓度计算 ⑴强酸或强碱溶液当强酸或强碱的浓度较大时，溶液中+H 或-OH 的浓度等于溶液中酸或碱的浓度；当它们的浓度在1810--•L mol 到1610--•L mol 之间时，除了考虑酸或碱本身电离出来的+H 或-OH 之外，还应考虑水电离出来的+H 或-OH ；当强酸或强碱的浓度小于1810--•L mol 时，它们本身电离出来的+H 或-OH 可以忽略，只考虑水的电离。
+H 的浓度称作溶液的酸度，用pH 表示，这是在忽略离子强度的影响的情况下的说法。
酸的浓度又叫酸的分析浓度，它是指单位体积溶液中所含的酸的量，包括未解离和已解离的酸的浓度。
溶液的总酸度一般可由酸碱滴定得到。
⑵弱酸或弱碱溶液 ① 一元弱酸或弱碱 精确式 [][]()[]023=-+-++++w a w a a K K H K c K H K H(任何情况下通用)近似式 [][]242cK K K HA K H a a a a ++-=≈+(100,10<>aw a K cK cK 时使用) 最简式 []a cK H=+(100,10≥>aw a K cK cK 时使用) 对于极稀或极弱酸，若100,10≥<aw a K cK cK ，则[]w a K cK H +=+对于一元弱碱，只需要将计算一元弱酸的公式中的a K 换为b K ，即可计算出一元弱碱溶液中-OH 的浓度。
后面关于+H 浓度的计算公式均可按以上方法转化为-OH 浓度的进算公式。
② 二元酸碱溶液 精确式[][]()[]()[]022********234=-+---++++++w a a a a w a w a a a a K K K H c K K K K HK c K K KH K H 近似式[][]24111122cK K K B H K H a a a a ++-=≈+(05.0,100,101211<<>a a a w a cK K K cK cK 时使用) 最简式 []1a cK H=+(05.0,100,10121<≥>a a a w a cK K K cK cK 时使用) 对于酒石酸等某些1a K 与2a K 相差不大的二元弱酸可采用迭代法计算[]+H，即先以分析浓度代替平衡浓度，通过最简式或近似式计算+H 的近似浓度，再根据所得+H 计算酸的平衡浓度，并将其代入+H 的计算式中求+H 的二级近似值。
如此反复计算，直到所得的+H 浓度基本不再变化，此即溶液中的+H 浓度。
③ 混合溶液a 、 弱酸或弱碱混合溶液对于弱酸HA 和弱酸HB 的混合溶液，[]HB HB HA HA c K c K H +=+,当HB HB HA HA c K c K >>,简化为最简式[]HA HA c K H =+b 、 弱酸和弱碱的混合溶液对于弱酸HA 和弱碱B 的混合溶液，[]+=+HB HA BHAK K c c H,在这类混合溶液中酸碱之间不应发生显著的酸碱反应。
对于发生酸碱反应的混合溶液，应根据反应产物或反应后溶液的组成来计算。
④ 两性物质溶液 a 、 酸式盐以二元弱酸的酸式盐NaHA 为例 精确式 [][]()[]--+++=HA K K HA K K Ha wa a 121近似式 []()cK K c K K Ha wa a ++=+121[]cK c K K H a a a +=+21(1210,10a w a K c K cK <>时使用)最简式 []21a a K K H =+(1210,10a w a K c K cK >>时使用)6、酸碱缓冲溶液 酸碱缓冲溶液是一类对溶液的酸度有稳定作用的溶液。
当向这类溶液中引入少量的酸或碱，或对其稍加稀释时，溶液的酸度基本保持不变。
酸碱缓冲溶液一般有浓度较大的弱酸及其共轭碱组成。
此外浓度较大的强酸、强碱溶液也可以作为缓冲溶液，这是因为强酸、强碱溶液中的+H 或-OH 浓度较大，增加少量的酸或碱不会对溶液的酸度产生较大影响。
显然，强酸、强碱溶液只适合做高酸度(2<pH )或高碱度(12>pH )时的缓冲溶液。
此外，它们对稀释不具有缓冲作用。
⑴缓冲溶液pH 的计算以弱酸HB 及其共轭碱NaB 组成的缓冲溶液为例： 精确式 [][][][][][][]-+-+-+-++-==-OH H c OH H c K B HB K HB HB aa近似式 [][][][][]++-++-==-H c H c K B HB K HB HB aa(6<pH 时使用) [][][][][]---+-+==-OH c OH c KB HB K HB HB aa（8>pH 时使用） 最简式 [][][]-==-+B HBaac c KB HB K H 即HBB a c c pK pH -+=lg ([][][][]-++-->>->>-OH H c H OH c BHB,时使用)通常都采用最简式计算⑵缓冲容量缓冲溶液的缓冲能力是一定的，如果加入的酸或碱的量过多，或是稀释的倍数过大，缓冲溶液的pH 将 不再保持基本不变。
缓冲溶液缓冲能力的大小用缓冲容量来衡量，以β表示。
其定义为：使L 1缓冲溶液的pH 增加dpH 单位所需强碱的量()mol db ，或是使使L 1缓冲溶液的pH 降低dpH 单位所需强酸的量()mol da 。
因此，缓冲容量β的数学表达式为dpHdadpH db -==β，β越大表示缓冲溶液的缓冲能力越强。
以--B HB 缓冲体系来说，[][][][]()230.230.230.2aa K H H cK OH H+++=++-+β，当[]+H和[]-OH 较小时可得近似式[][]()c K H H cK aa 10230.230.2δδβ=+=++，缓冲容量极大值c 575.0max =β，由此可知缓冲溶液浓度越大其缓冲容量也越大。
对于共轭酸碱对缓冲体系来说，两组分浓度相等时，缓冲容量最大。
缓冲溶液的有效缓冲范围为1±a pK 。
因此在配置缓冲溶液时，算选缓冲剂的a pK 应尽量与所需的pH 接近，这样所得的缓冲溶液缓冲能力较强。
选择缓冲溶液的原则：① 缓冲溶液对分析没有干扰② 所需控制的pH 应在缓冲溶液的缓冲范围之内。
如果缓冲溶液是由弱酸及其共轭碱组成，则a pK 应尽量与所需控制的pH 保持一致。
③ 缓冲溶液应有足够的缓冲容量。
通常组分浓度在0.01～11-•L mol 之间。
7、酸碱指示剂⑴酸碱指示剂的作用原理酸碱指示剂一般是弱的有机酸或有机碱，它的酸式和共轭碱式具有明显不同的颜色，当溶液的pH 改变时，指示剂失去质子由酸式变为碱式或得到质子由碱式变为酸式。
由于其酸碱式结构不同，因而颜色发生变化。
若以HIn 表示酸式色指示剂的形式，以-In 表示指示剂的碱式，它们在溶液中的解离平衡为-++⇔In H HIn ，因此有[][][]HIn In H K a-+=，即[][][]+-=H K HIn In a.一般认为，如果1-≤a pK pH ，即[][]10≥-In HIn ,看到的应该是HIn 的颜色；1+≥apKpH ，即[][]10≥-HIn In ，看到的是-In的颜色。