缓冲溶液pH的计算共46页文档
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dpH dpH
2.根据所需pH求总浓度c: =2.3c·x0·x1 3.按x0与x1的比值配成总浓度为c的缓冲溶液.
例： 欲制备200 mL pH=9.35 的NH3NH4Cl缓冲溶液，且使该溶液在加入1.0 mmol 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1.0 mol/L氨水？ [pKb(NH3)=4.75]
4.5.4 重要的缓冲溶液 常用标准缓冲溶液
缓冲溶液 饱和酒石酸氢钾 (0.034mol·kg-1) 邻苯二甲酸氢钾 (0.050mol·kg-1)
0.025mol·kg-1 KH2PO4 + 0.025mol·kg-1 Na2HPO4
硼砂 (0.010mol·kg-1) 饱和氢氧化钙
pH (25oC)
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:
pH1pKalgccb a ccaa Ka
3.据ca,cb及所需溶液体积配制溶液.
解
=
db dpH
=1.0200=4.210-2 0.12
又
=2.3c([HK+a][+HK+]a)2
c= 4 .2 2 .1 3 0 -2 1 (0 1 - 0 9 .- 2 9 5 .2 51 + 0 1 -0 9 .3 -9 5 .3 5 )2= 0 .0 7 4m o lL -1
(pH 4.5 ～ 6 )
2.不干扰测定(EDTA滴定Pb2+,不用HAc-Ac-)。
常用缓冲溶液
缓冲溶液 氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH 甲酸+NaOH
HAc+NaAc 六次甲基四胺+HCl
H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl 硼砂(H3BO3+H2BO3-)
NH4++NH3
pKa
2.35 2.86 3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 9.24 9.25
酸性,略去[OH-]: 碱性,略去[H+]:
[Hபைடு நூலகம்]
=
ca cb
-[H+] +[H+]
Ka
[H+]=
ca +[OH-] cb -[OH-]
Ka
若Ca >> [OH-] - [H +] 或Cb >> [H +] - [OH-]
则最简式
计算方法:
[H+ ] =
ca cb
Ka
(1) 先按最简式计算[H+].
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 = db =- da
(2) 再将[OH-]或[H+]与ca,cb比较, 看忽略是否合理.
例
(a) 0.040mol·L-1 HAc – 0.06mol·L-1 NaAc 先按最简式: [H + ]= c c b aK a= 0 0 ..0 0 4 6 0 0 1 0 - 4 .7 6= 1 0 -4 .9 4 m o lL -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
[H +]=[[H A A -]]Ka=c cb a-+ [[H H + + ]]+ -[[O O H H --]]Ka
3.557 4.008
6.865
9.180 12.454
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∶1
HAc— NaAc : pKa=4.76 (pH 4～5.5) NH4Cl—NH3: pKb=4.75 (pH 8～10 ) (CH2)6N4— (CH2)6N4H+: pKb=8.87
dpH
dpH
dpH
2.3[H]2.3[OH]2.3HAACHA
→强酸控制溶液pH时， 2.3[H]
→强碱控制溶液pH时， 2.3[OH]
→弱酸控制溶液pH（pH=pKa±1）时，
2.3HA A C HA
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。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。
Ka
解一元二次方程，[H+]=10-1.65 mol·L-1 , pH=1.65
4.5.2 缓冲指数（buffer index）
→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。
dC db da
dpH dpH dpH
H
OH
HA
d[H] d[OH] d[HA]
∵ca>>[H+], cb>>[H+] ∴结果合理 pH=4.94 (b) 0.080mol·L-1二氯乙酸 – 0.12mol·L-1二氯乙酸钠
先用最简式: [H +]0.080101.26101.440.037mol·L-1
0.12
应用近似式:
[H+]
=
ca cb
-[H+] +[H+]
m(NH4Cl)=（cV ）M(NH4Cl)
V(NH3)=（c V ）/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：
缓冲范围
1.5～3.0 2～3.5 3～4.5 4～5.5 4.5～6.0 6.5～8 7.5～9 8.5～10 8.5～10
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,
2.根据所需pH求总浓度c: =2.3c·x0·x1 3.按x0与x1的比值配成总浓度为c的缓冲溶液.
例： 欲制备200 mL pH=9.35 的NH3NH4Cl缓冲溶液，且使该溶液在加入1.0 mmol 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1.0 mol/L氨水？ [pKb(NH3)=4.75]
4.5.4 重要的缓冲溶液 常用标准缓冲溶液
缓冲溶液 饱和酒石酸氢钾 (0.034mol·kg-1) 邻苯二甲酸氢钾 (0.050mol·kg-1)
0.025mol·kg-1 KH2PO4 + 0.025mol·kg-1 Na2HPO4
硼砂 (0.010mol·kg-1) 饱和氢氧化钙
pH (25oC)
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:
pH1pKalgccb a ccaa Ka
3.据ca,cb及所需溶液体积配制溶液.
解
=
db dpH
=1.0200=4.210-2 0.12
又
=2.3c([HK+a][+HK+]a)2
c= 4 .2 2 .1 3 0 -2 1 (0 1 - 0 9 .- 2 9 5 .2 51 + 0 1 -0 9 .3 -9 5 .3 5 )2= 0 .0 7 4m o lL -1
(pH 4.5 ～ 6 )
2.不干扰测定(EDTA滴定Pb2+,不用HAc-Ac-)。
常用缓冲溶液
缓冲溶液 氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH 甲酸+NaOH
HAc+NaAc 六次甲基四胺+HCl
H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl 硼砂(H3BO3+H2BO3-)
NH4++NH3
pKa
2.35 2.86 3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 9.24 9.25
酸性,略去[OH-]: 碱性,略去[H+]:
[Hபைடு நூலகம்]
=
ca cb
-[H+] +[H+]
Ka
[H+]=
ca +[OH-] cb -[OH-]
Ka
若Ca >> [OH-] - [H +] 或Cb >> [H +] - [OH-]
则最简式
计算方法:
[H+ ] =
ca cb
Ka
(1) 先按最简式计算[H+].
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 = db =- da
(2) 再将[OH-]或[H+]与ca,cb比较, 看忽略是否合理.
例
(a) 0.040mol·L-1 HAc – 0.06mol·L-1 NaAc 先按最简式: [H + ]= c c b aK a= 0 0 ..0 0 4 6 0 0 1 0 - 4 .7 6= 1 0 -4 .9 4 m o lL -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
[H +]=[[H A A -]]Ka=c cb a-+ [[H H + + ]]+ -[[O O H H --]]Ka
3.557 4.008
6.865
9.180 12.454
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∶1
HAc— NaAc : pKa=4.76 (pH 4～5.5) NH4Cl—NH3: pKb=4.75 (pH 8～10 ) (CH2)6N4— (CH2)6N4H+: pKb=8.87
dpH
dpH
dpH
2.3[H]2.3[OH]2.3HAACHA
→强酸控制溶液pH时， 2.3[H]
→强碱控制溶液pH时， 2.3[OH]
→弱酸控制溶液pH（pH=pKa±1）时，
2.3HA A C HA
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。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。
Ka
解一元二次方程，[H+]=10-1.65 mol·L-1 , pH=1.65
4.5.2 缓冲指数（buffer index）
→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。
dC db da
dpH dpH dpH
H
OH
HA
d[H] d[OH] d[HA]
∵ca>>[H+], cb>>[H+] ∴结果合理 pH=4.94 (b) 0.080mol·L-1二氯乙酸 – 0.12mol·L-1二氯乙酸钠
先用最简式: [H +]0.080101.26101.440.037mol·L-1
0.12
应用近似式:
[H+]
=
ca cb
-[H+] +[H+]
m(NH4Cl)=（cV ）M(NH4Cl)
V(NH3)=（c V ）/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：
缓冲范围
1.5～3.0 2～3.5 3～4.5 4～5.5 4.5～6.0 6.5～8 7.5～9 8.5～10 8.5～10
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,