第6章-酸碱平衡和酸碱滴定法1分析课件.ppt

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1、第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法,1.电解质溶液理论简介2.布朗斯特酸碱理论3.路易斯电子酸碱理论4.水溶液中酸碱计算的一般原则5.酸度对弱酸(碱)各物种分布的影响6.酸碱溶液中H+浓度的计算,第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法,7.缓冲溶液8.滴定分析方法概述9.酸碱滴定曲线10.酸碱滴定的终点误差11.酸碱滴定法的应用,1.Arrhenius部分电离理论2.强电解质溶液理论的基本概念,第一节 电解质溶液理论简介,Arrhenius部分电离理论,电解质,非电解质,强电解质,弱电解质,(强酸、强碱、大部分盐),(蔗糖、甘油等),(弱酸、弱碱、某些盐，如Pb(Ac)2、HgCl2),Arrhenius部分

2、电离理论,阿仑尼乌斯认为在水溶液中电解质是部分电离的，在离子和未电离的分子之间建立了平衡，并提出电离度（）的概念，溶液越稀，电离度越大。电离度是达到电离平衡时，总分子数中电离成离子的分数。,强电解质在水中都百分之百地电离，但由于离子间的相互作用，离子的行动并不完全自由。由于带不同电荷的离子相互吸引的结果，离子在水溶液中的分布是不均匀的。正离子附近，负离子多；负离子附近，正离子多。在中心离子周围形成一个带相反电荷的“离子氛”，包围着中心离子。,强电解质溶液理论的基本概念,电解质溶液通电时，带正电荷的离子向负极移动，但它的“离子氛”却要向正极移动，由于相互吸引的结果，离子运动的速度显然要比自由离子

3、慢些。因此，溶液的导电性就比理论上要低一些，即表现为电离程度降低。,强电解质溶液理论的基本概念,Arrhenius的电离理论认为凡是水溶液中产生H+离子的物质就叫酸，产生OH-离子的就叫碱，故也称为水-离子理论。该理论建立了对酸碱强度的定量描述；适用于pH计算、电离度计算、缓冲溶液计算、溶解度计算。但也存在着很大的局限性：具有酸、碱性的物质并不一定含有H+，OH-；此理论只限于水溶液。,第二节 布朗斯特酸碱理论,1.质子论酸碱的定义2.质子论的酸碱反应3.质子酸碱的强度4.共轭酸碱对Ka和Kb的关系,第二节 布朗斯特酸碱理论,布朗斯特酸碱理论，也叫“酸碱质子理论”。定义：凡是能提供质子（氢离子

4、）的任何分子或离子就是酸，凡是能与质子化合（或接受质子）的分子或离子就是碱。即酸是质子给予体，碱是质子接受体。酸和碱的关系如下：酸 碱+质子(H+),质子论酸碱的定义,HAc Ac-+H+H2PO4-HPO42-+H+HPO42-PO43-+H+NH4+NH3+H+,酸 共轭碱+质子,酸和碱可以是分子，正离子或负离子。有些物质在某一共轭酸碱对中是酸，在另一共轭酸碱对中是碱，称为两性物质。,质子论酸碱的定义,水-离子理论把溶剂限制于水，而质子论不受溶剂的限制，它强调的是有质子参加反应的物质。因此质子论的酸碱范围就广泛得多。水-离子理论把物质分为酸、碱和盐，而质子论把物质分为酸、碱和非酸非碱物质。

5、如Na2CO3：,质子论酸碱的定义,水-离子理论认为其是盐；质子论则认为CO32-是碱，而Na+是非酸非碱物质。,质子的离子半径小、带正电荷，所以不可能以游离状态存在。事实上，质子在溶液中的平均寿命只有10-14 s。因此，质子一出现，便立即附着于另一分子或离子，产生一种酸。比如：,质子 碱 酸,质子论的酸碱反应,HAc Ac-+H+酸1 碱1 H+H2O H3O+碱2 酸2 总反应:HAc+H2O Ac-+H3O+酸1 碱2 碱1 酸2,酸碱反应的实质是质子在两个共轭酸碱对之间的传递。每个反应不能单独进行，称为酸碱半反应。,质子论的酸碱反应,酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱；酸碱反

6、应（质子传递反应）一般总是朝着生成比原先更弱的酸和碱的方向进行。一种化合物是否表现为酸，与溶剂的性质有关（如HCl溶于苯，但不显示酸性）。酸碱是相对的，一种物质是酸是碱由它在酸碱反应中所起的作用决定。,质子论的酸碱反应,质子自递反应：,半反应1:H2O OH-+H+半反应2:H+H2O H3O+总反应:H2O+H2O OH-+H3O+,平衡常数,质子论的酸碱反应,质子自递常数：,简写成Kw称为水的质子自递常数，其数值与温度有关。,质子论的酸碱反应,25 水中质子自递常数,25 纯水,质子论的酸碱反应,优点：将酸碱概念从“水体系”推广到所有能发生质子传递的系统（无论物理状态、是否有溶剂）。原则上

7、讲，任何含有氢的化合物都可能成为酸，但实际上很多含氢化合物（如烃类）失去质子的趋势极小，所以通常不把它们看作酸。同样，对于非常强的酸的共轭碱（如Cl-）接受质子的趋势很小，所以通常不把它们看作碱。,质子论的酸碱反应,酸碱质子理论实例,质子酸或碱的强度是指它们给出质子或接受质子的能力。容易给出质子的是强酸，容易接受质子的是强碱；反之为弱酸或弱碱。酸越强，其共轭碱的碱性越弱。因为质子必须在两个共轭酸碱对之间传递，所以不能根据酸或碱本身来确定它们的强度，只有在与其他酸碱比较时才有意义。,质子酸碱的强度,比较质子酸的强度时，若不特别说明，通常指的是在水溶液中，比较酸相对于水的酸性的强弱（酸提供质子给水

8、分子的能力）：平衡常数Ka称为酸的质子传递常数或酸的解离常数。,质子酸碱的强度,质子酸碱的强度,Ka虽然形式上与水-离子理论的解离常数相同，但已不是经典意义上酸碱本身的电离，它是水溶液中酸强度的量度；Ka的值越大（pKa越小），表示酸越强，其值大于10时为强酸，如HCl、HNO3、HClO4以及H2SO4的一级解离等，它们的共轭碱都很弱。Ka与温度有关，一般指在常温下的Ka。,同样，比较碱的强度时，若不特别说明，通常也是比较碱相对于水的碱性的强弱（碱从水分子中接受质子的能力）：平衡常数Kb是为水溶液中碱强度的量度；其值越大，碱越强。,质子酸碱的强度,共轭酸碱对Ka与Kb的关系为,pKa+pKb

9、=pKw=14.00（25）,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,多元弱酸在水溶液中是逐级解离的:,H3PO4+H2O H3O+H2PO4-H2PO4-+H2O H3O+HPO42-HPO42-+H2O H3O+PO43-三种酸的强度为：H3PO4 H2PO4-HPO42-,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,多元弱碱在水溶液中是逐级解离的:,PO43-+H2O OH-+HPO42-HPO42-+H2O OH-+H2PO4-H2PO4-+H2O OH-+H3PO4三种碱的强度为：PO43-HPO42-H2PO4-,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,多元酸碱的解离反应,pKb1+pKa3=14.00pKb2+pKa2

10、=14.00pKb3+pKa1=14.00,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,课本表6.6（p173）：1.酸性自上而下依次递减，最下面的酸性最弱。水溶液中，酸性最强的为H+，最弱的为H2O；2.碱性自上而下依次递增，最下面的碱性最强。水溶液中，碱性最强的为OH-，最弱的为H2O。,共轭酸碱对Ka和Kb的关系,酸碱质子理论将酸碱概念从“水体系”推广到所有能发生质子传递的系统（无论物理状态、是否有溶剂）；但仍其有局限性，不能讨论不含质子的物质，也不适用于无质子传递的反应，例如：,第三节 路易斯电子酸碱理论,Lewis理论，也叫“酸碱电子论”。定义：在反应过程中，能接受电子对的任何分子、原子团或离子称为

11、酸；能给出电子对的任何分子、原子团或离子称为碱。在酸碱反应过程中电子发生转移，碱性物质提供电子对，酸性物质接受电子对，形成配位共价键，其生成物称为酸碱加和物。酸+:碱=A:B(酸碱加合物),路易斯电子酸碱理论,路易斯电子酸碱理论,路易斯电子酸碱理论,优点：适用范围较为广泛。缺点：路易斯酸碱的强度没有统一的标准，缺乏像质子论那样明确的定量关系。一种物质究竟是酸或是碱，需从具体的反应中才能确定。因此，在处理水溶液体系中的酸碱问题时，或在基础课的教学中常采用质子理论或水-离子理论。,路易斯电子酸碱理论,本节根据质子理论讨论水溶液中酸碱平衡的有关计算。如前所述，平衡常数表达了平衡时各物种平衡浓度间的关

12、系，是进行酸碱平衡计算的基本关系式。但是式中有很多变量，必须引进其他一些关系式（物料平衡式、电荷平衡式）才能求解。比如，对于HAc的水溶液，存在两个独立的平衡：,第四节 水溶液中酸碱平衡计算的一般原则,HAc Ac-+H+H2O H+OH-,上面两个方程中Ka、Kw已知，另有四个未知数，故还需要另外两个方程才能求解。,第四节 水溶液中酸碱平衡计算的一般原则,物料平衡式（MBE）：某组分各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度（该组分在溶液中的总浓度）。,电荷平衡式（CBE）：溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带负电荷的总数（电中性原则）。,质子平衡式（PBE）：溶液中酸失去的质子数等于碱得到的

13、质子数。,第四节 水溶液中酸碱平衡计算的一般原则,某组分各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度（该组分在溶液中的总浓度）。,1、0.2molL-1 HAc溶液2、0.1molL-1 H2C2O4溶液3、0.1 molL-1 Na3PO4溶液,物料平衡式,例如：2 10-3 mol/L ZnCl2 和 0.2 mol/L NH3,Cl-=4 10-3 mol/L,Zn2+Zn(NH3)2+Zn(NH3)22+Zn(NH3)32+Zn(NH3)42+=2 10-3 mol/L,NH3+Zn(NH3)2+2Zn(NH3)22+3Zn(NH3)32+4Zn(NH3)42+=0.2 mol/L,物料平衡式,

14、例如：Na2C2O4水溶液,Na+H+=OH-+HC2O4-+2C2O42-,溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带负电荷的总数（电中性原则）。,电荷平衡式,溶液中酸失去的质子数等于碱得到的质子数。,1.选择适当的物质作为考虑质子传递的参照物(零水准)，通常选择大量存在并参与质子转移的物质，一般选取溶质本身及H2O；2.将零水准得质子产物写在等式一边，失质子产物写在等式另一边；3.浓度项前乘上得失质子数。,质子平衡式,（1）Na2HPO4水溶液,H+H2PO4-+2H3PO4=OH-+PO43-,零水准：H2O、HPO42-,（3）Na(NH4)HPO4,H+H2PO4-+2H3PO4=O

15、H-+NH3+PO43-,（2）Na2CO3,H+HCO3-+2H2CO3=OH-,质子平衡式,（4）cb molL-1 NH3H2O和ca molL-1 NH4Cl水溶液,NH4+-ca+H+=OH-,零水准：H2O、NH3,零水准：H2O、NH4+,H+=OH-+NH3-cb,注意：选择零水准时不能把共轭酸碱对的两个组分都选作零水准，而只能选择其中的任何一种。,质子平衡式,例:浓度为c molL-1 的Na2NH4PO4 水溶液,MBE 2c=Na+c=NH4+NH3 c=PO43-+HPO42-+H2PO4-+H3PO4,PBE H+HPO42-+2H2PO4-+3H3PO4=OH-+N

16、H3,CBE Na+NH4+H+=OH-+H2PO4-+2HPO42-+3PO43-,第四节 水溶液中酸碱平衡计算的一般原则,酸度：溶液中H的平衡浓度或活度，用pH表示 pH=-lg H+,酸的浓度：酸的分析浓度，包括未解离和已解离的 酸的浓度 对于一元弱酸：cHAHA+A-,第五节 酸度对弱酸(碱)各物种分布的影响,各物种的分布一般用该物种的摩尔分数（或分布分数）来表示。其值等于溶液中该物种的平衡浓度占其分析浓度的分数，用 x 表示：,各物种的平衡浓度是未知的，但一定温度下的Ka是一定的，而 Ka又与该物种的平衡浓度和H+有关，所以酸度会影响弱酸（碱）各物种的分布。,第五节 酸度对弱酸(碱)

17、各物种分布的影响,cHAc=HAc+Ac-,酸度对一元弱酸各物种分布的影响,cHAc=HAc+Ac-,酸度对一元弱酸各物种分布的影响,x 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关,对于给定弱酸，x 仅与pH有关,酸度对一元弱酸各物种分布的影响,例 计算pH4.00和8.00时HAc的x(HAc)、x(Ac-),解：已知HAc的Ka=1.7610-5（1）pH=4.00时,（2）pH=8.00时 x(HAc)=5.710-4,x(Ac-)1.0,x(Ac-)=1-0.85=0.15,酸度对一元弱酸各物种分布的影响,对于给定弱酸，以 x 对pH作图分布分数图,不同pH下的x HA与xA-,H

18、Ac 的分布分数图（pKa=4.76),4.76,酸度对一元弱酸各物种分布的影响,4.761.0,HF 的分布分数图(pKa=3.17),酸度对一元弱酸各物种分布的影响,HCN 的分布分数图(pKa=9.31),酸度对一元弱酸各物种分布的影响,HA的分布分数图,pHpKa时，溶液中以A-为主。,酸度对一元弱酸各物种分布的影响,0,0.5,1.0,pKa,cH2A=H2A+HA-+A2-,酸度对二元弱酸各物种分布的影响,H2CO3的分布分数图(pKa1=6.38,pKa2=10.25),酸度对二元弱酸各物种分布的影响,H2C2O4的分布分数图(pKa1=1.25,pKa2=4.27),酸度对二元

19、弱酸各物种分布的影响,分布分数定义物料平衡解离平衡常数,酸度对多元弱酸各物种分布的影响,H3PO4的分布分数图(pKa1=2.15,pKa2=7.20,pKa3=12.35),2.16,7.20,12.32,酸度对多元弱酸各物种分布的影响,x 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关,对于给定弱酸，x 仅与pH有关,H+n,=,x0,H+n+H+n-1Ka1+Ka1 Ka2.Kan,H+n-1 Ka1,=,x1,H+n+H+n-1Ka1+Ka1 Ka2.Kan,=,xn,H+n+H+n-1Ka1+Ka1 Ka2.Kan,Ka1 Ka2.Kan,酸度对弱酸各物种分布的影响,酸碱溶液的几种类

20、型,1.强酸/碱(Ka10/Kb10)2.一元弱酸碱 HA3.多元弱酸碱 H2A,H3A4.混合酸碱 强+弱，弱+弱5.两性物质 HA-6.缓冲溶液 HA+A-,第六节 酸碱溶液中H+浓度的计算,代数法思路,近似式,计算H+的精确式,最简式（掌握）,平衡常数表达式,近似处理,进一步近似处理,质子平衡式,第六节 酸碱溶液中H+浓度的计算,强酸（如盐酸）：在水中完全电离,质子平衡式：H+=ca+OH-,精确式：,若ca 10-6mol L-1，可忽略水的解离。,最简式：H+=ca,若10-8mol L-1 ca 10-6mol L-1，用精确式,若ca 10-8mol L-1，pH7,强酸(碱)溶

21、液,精确式:,若cb 10-6mol L-1，可忽略水的解离。,最简式:OH-=cb,若10-8mol L-1 cb 10-6mol L-1，用精确式,若cb 10-8mol L-1，pH7,强酸(碱)溶液,强碱（如NaOH）：在水中完全电离,质子平衡式：OH-=cb+H+,碱溶液pH的计算：只要将同类型的酸溶液pH计算有关公式中的Ka换成Kb、H+换成OH-即可。,第六节 酸碱溶液中H+浓度的计算,展开则得一元三次方程，数学处理麻烦!,质子平衡式：H+=A-+OH-,平衡常数表达式,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),最简式：,适用条件：Kaca20Kw且ca/Ka 500 酸的电离度很小（溶液不

22、太稀）可忽略水的电离（酸不太弱）,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),一元弱碱处理方式与一元弱酸类似,用Kb代替Ka，OH-代替H+，一元弱酸的公式可直接用于一元弱碱的计算,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),最简式：,适用条件：Kbcb20Kw且cb/Kb 500 碱的电离度很小（溶液不太稀）可忽略水的电离（碱不太弱）,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),利用公式求出OH-后，再求H+或者利用公式pH=14-pOH，求出pH,例1 计算0.10 molL-1HAc 溶液的pH值。已知Ka(HAc)=1.7510-5,pH=-lgH+=2.88,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),解：,例2 计算0.10 molL-

23、1 NH4Cl 溶液的 pH值。已知Ka(NH4+)=5.7010-10 解：NH4+为一元弱酸，Cl-为非酸非碱的物质 pH=-lgH+=5.12,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),例3 计算0.10 molL-1 NH3 溶液的 pH值。已知Ka(NH4+)=5.7010-10解：NH3是 NH4+的共轭碱，cb=0.10 molL-1 pOH=-lgOH-=2.88 pH=14.00-pOH=11.12,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),例4 计算0.10 molL-1 NaAc溶液的 pH值。已知Ka(HAc)=1.7610-5解：Na+为非酸非碱物质，Ac-是HAc的共轭碱。，cb=0.10

24、 molL-1pOH=-lgOH-=5.12pH=14.00-pOH=8.88,弱酸(碱)溶液一元弱酸(碱),忽略多元弱酸第二、三级解离，将其近似的按一元弱酸处理，则,即使pKa很小，只要溶液不太稀，都可以用按一元酸近似计算多元弱酸溶液的pH,弱酸(碱)溶液多元弱酸(碱),最简式：,适用条件：2Ka2/H+1,忽略多元弱碱第二、三级解离，将其近似的按一元弱碱处理，则,即使pKb很小，只要溶液不太稀，都可以用按一元碱近似计算多元弱碱溶液的pH,弱酸(碱)溶液多元弱酸(碱),最简式：,适用条件：2Kb2/OH-1,例5 计算0.10 mol/L丁二酸(C4H6O4，琥珀酸)溶液的pH值。已知Ka1

25、=6.210-5，Ka2=2.3 10-6解：,弱酸(碱)溶液多元弱酸(碱),例6 计算0.10 mol/L Na2CO3溶液的pH值。已知Ka1=4.4 10-7，Ka2=4.710-11解：Na+为非酸非碱物质，CO32-是H2CO3的共轭碱。,pOH=-lgOH-=2.34pH=14.00-pOH=11.66,弱酸(碱)溶液多元弱酸(碱),1.强酸(HA)+弱酸(HB),忽略弱酸的解离:最简式：H+cHA,混合酸碱强酸+弱酸,2.强碱+弱碱,忽略弱碱的解离:最简式：OH-c(强碱),混合酸碱强碱+弱碱,HA cHA HBcHB,质子平衡式：H+=A-+B-+OH-,平衡常数表达式,混合酸

26、碱弱酸+弱酸,有些物质在某一共轭酸碱对中是酸，在另一共轭酸碱对中是碱，称为两性物质。也就是说，两性物质在溶液中既可以给出质子又可以接受质子。,多元酸的酸式盐 Na2HPO4,NaH2PO4,NaHCO3弱酸弱碱盐 NH4Ac氨基酸,两性物质溶液,质子平衡式:H+H2A=A2-+OH-,精确表达式:,平衡常数表达式,1.酸式盐 NaHA,两性物质溶液酸式盐,一般HA-的酸式解离和碱式解离的倾向都较小，故HA-c,近似式：,如果 c 20Ka1,则Ka1可忽略 最简式:,若Ka2c 20Kw，则 Kw可忽略,两性物质溶液酸式盐,pH=1/2(pKa1+pKa2),最简式：,1.酸式盐 NaHA,适

27、用条件：1、该酸式盐酸式解离和碱式解离的倾向都较小；2、忽略水的电离；3、该溶液不太稀。,两性物质溶液酸式盐,2.弱酸弱碱盐(1:1)NH4Ac,最简式：,两性物质溶液弱酸弱碱盐,pH=1/2(pKa+pKa),氨基乙酸(甘氨酸)NH2CH2COOH 阳离子 双极离子 阴离子NH3+CH2COOH NH3+CH2COO-NH2CH2COO-pKa1=2.35 pKa2=9.78,两性物质溶液氨基酸,例7 计算0.050molL-1 NaHCO3溶液的pH。已知pKa1=6.38,pKa2=10.25,两性物质溶液,解：因为Ka2c 20Kw且c 20Ka1，故使用最简式pH=1/2(pKa1+

28、pKa2)=8.32,H2CO3的分布分数图(pKa1=6.38,pKa2=10.25),两性物质溶液,例8 计算 0.10 mol/L NH4Ac 溶液的pH。已知HAc的 Ka=1.7510-5；NH4+的Ka=5.610-10,解：Ka=Ka(HAc)=1.7510-5，所以pKa=4.76 Ka=Ka(NH4+)=5.7010-10，所以pKa=9.24 因为Kac 20Kw且c 20Ka，故使用最简式,两性物质溶液,例9 计算0.033molL-1 Na2HPO4溶液的pH。已知H3PO4的pKa1 pKa3分别为2.16,7.21,12.32,解:Ka3 c=10-12.32 0.

29、033=10-13.80 Kw c/Ka2=0.033/10-7.21=105.73 20 故Kw不可忽略：,pH=-lgH+=9.66,两性物质溶液,当溶液中加入少量强酸或强碱，或稍加稀释时，溶液的pH值不发生明显的改变，这种对pH的稳定作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。即缓冲溶液是一种酸度具有相对稳定性的溶液，能减缓加入强酸强碱或稀释而引起的溶液pH的变化。,缓冲溶液的类型：共轭弱酸碱对（缓冲对，通过弱酸的解离平衡起作用）；高浓度的强酸强碱,缓冲溶液,缓冲溶液(camol/L HA+cbmol/L NaA)pH值的计算,质子平衡式：以A-和H2O作为零水准：HA-ca+H+

30、=OH-以HA和H2O作为零水准：H+=A-cb+OH-,（精确式）,缓冲溶液,HA H+A-,pH 6(酸性)略去OH-,pH 8(碱性)略去H+,若ca 20H+;cb 20H+,若ca 20OH-;cb 20OH-,均可得到最简式：,缓冲溶液,缓冲溶液(camol/L HA+cbmol/L NaA)pH值的计算：(1)先按最简式计算OH-或H+；(2)再与ca和cb比较，看其是否可以忽略。如果不能忽略，再按近似式计算。,通常情况下，由共轭酸碱对组成的缓冲溶液可以用最简式直接计算溶液的pH,缓冲溶液,例10 计算0.10 mol/L NH4Cl 0.20 mol/L NH3 溶液的pH。p

31、Ka(NH4+)=9.24,解：先按最简式计算显然，OH-10-4 ca，且OH-cb故可用最简式计算。,缓冲溶液,由此可见，缓冲溶液的pH主要决定于pKa，同时也与cb/ca有关，适当改变其比值，就可能在一定范围内（即pKa附近）制备pH稍有不同的缓冲溶液。,缓冲溶液,缓冲溶液(camol/L HA+cbmol/L NaA)：,缓冲溶液的缓冲能力有一定的限度。缓冲能力的大小常以缓冲容量来量度，其定义为使1L溶液的pH增加一个单位时所需强碱的物质的量(db)，或降低一个pH单位所需强酸的物质的量(da)。,越大，则缓冲能力越大。,缓冲溶液,影响缓冲容量的因素1.缓冲对总浓度对缓冲容量的影响 由

32、上述公式可知，若c(HA)和c(A-)都以相同的倍数增大，则缓冲容量的值也以相同的倍数增大，所以缓冲对的总浓度越大，缓冲容量越大。因此，若缓冲溶液过稀，则将近乎失去缓冲能力，实践中以 0.01M1M为宜。,缓冲溶液,影响缓冲容量的因素2.缓冲比对缓冲容量的影响 当缓冲对的总浓度一定时，c(HA)和c(A-)的值越接近，它们的乘积值越大，即缓冲容量越大：当缓冲比为1，即Ac-/HAc=1:1时，达到极大值。此时缓冲溶液的pH=pKa。,缓冲溶液,当缓冲比小于1/10或大于10/1，即缓冲溶液pH值与pKa值相差1以上时，其缓冲容量已很小，通常认为已不再具有缓冲能力。因此缓冲溶液的缓冲范围为pH=pKa1。不同缓冲系的缓冲溶液，由于其pKa值不同，因而有不同的pH缓冲范围。,缓冲溶液,缓冲溶液的选择原则 1.不干扰测定；2.所需控制的pH值应在所选缓冲溶液的缓冲范围内，缓冲对的pKa值与所需pH值尽量接近；3.有足够的缓冲容量，一般缓冲对的总浓度大致在(0.010.1molL-1)。,缓冲溶液,常用缓冲溶液（查手册）,缓冲溶液,标准缓冲溶液：准确知其pH的缓冲溶液,缓冲溶液,