緩沖溶液H的計算ppt課件

《緩沖溶液H的計算ppt課件》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《緩沖溶液H的計算ppt課件（46頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

4 5緩沖溶液pH的計算 HA A p57 先寫出質(zhì)子條件 HA ca H OH A cb H OH 代入平衡關系 得精確式 酸性 略去 OH 堿性 略去 H 若Ca OH H 或Cb H OH 則最簡式 計算方法 1 先按最簡式計算 H 2 再將 OH 或 H 與ca cb比較 看忽略是否合理 例 a 0 040mol L 1HAc 0 06mol L 1NaAc先按最簡式 b 0 080mol L 1二氯乙酸 0 12mol L 1二氯乙酸鈉先用最簡式 mol L 1 ca H cb H 結(jié)果合理pH 4 94 應用近似式 解一元二次方程 H 10 1 65mol L 1 pH 1 65 4 5 2緩沖指數(shù) bufferindex 物理意義 使1L溶液PH值增加或減小dpH單位時 所需強堿或強酸的量 強酸控制溶液pH時 強堿控制溶液pH時 弱酸控制溶液pH pH pKa 1 時 當Ca Cb 1 1時 pKa pH時 有極值 緩沖容量的大小與緩沖物質(zhì)的總濃度以及組成此緩沖溶液的Ca Cb有關 總濃度愈大 一般為0 01 1mol L之間 Ca Cb應在1 10 10 1范圍內(nèi) 濃度愈接近1 1 緩沖容量愈大 4 5 4重要的緩沖溶液 標準緩沖溶液的pH是實驗測定的 用于校準酸度計 常用標準緩沖溶液 緩沖溶液的選擇原則 1 有較大的緩沖能力 c較大 0 01 1mol L 1 pH pKa即ca cb 1 1 4 5 6 8 10 HAc NaAc pKa 4 76 pH4 5 5 NH4Cl NH3 pKb 4 75 pH CH2 6N4 CH2 6N4H pKb 8 87 pH 2 不干擾測定 EDTA滴定Pb2 不用HAc Ac 常用緩沖溶液 緩沖溶液的配制方法 1 按比例加入HA和A NaAc HAc NH4Cl NH3 2 溶液中 H 大 加過量A 溶液中 OH 大 加過量HA 3 溶液中有HA 可加NaOH中和一部分 溶液中有A 可加HCl中和一部分 形成HA A 共軛體系 配制緩沖溶液的計量方法 方法1 確定引入酸or堿 1 按所需pH求ca cb pH0 pKa lg cb ca 2 按引入的酸 堿 量 ca及pH變化限度計算ca和cb 3 據(jù)ca cb及所需溶液體積配制溶液 方法2 確定引入酸or堿 1 分別計算pH0和pH1時的x HA x A 2 引入酸的量c HCl x HA c總 引入堿的量c NaOH x A c總 求出c總3 pH0時ca c總 x HA cb c總 x A 方法3 引入酸堿均適用 1 根據(jù)引入的酸 堿 量求2 根據(jù)所需pH求總濃度c 2 3c x0 x13 按x0與x1的比值配成總濃度為c的緩沖溶液 例 欲制備200mLpH 9 35的NH3 NH4Cl緩沖溶液 且使該溶液在加入1 0mmol的HCl或NaOH時 pH的改變不大于0 12單位 需用多少克NH4Cl和多少毫升1 0mol L氨水 pKb NH3 4 75 解 又 m NH4Cl cV M NH4Cl V NH3 cV c NH3 五 酸堿指示劑的變色原理及選擇 1 酸堿指示劑 酸堿指示劑一般是有機弱酸或弱堿 當溶液中的pH值改變時 指示劑由于結(jié)構(gòu)的改變而發(fā)生顏色的改變 以HIn表示弱酸型指示劑 其在溶液中的平衡移動過程 可以簡單表示如下 HIn H2O H3O In KHIn In H HIn KHIn H In HIn 指示劑的顏色轉(zhuǎn)變依賴于比值 In HIn In 代表堿式色 HIn 代表酸式色酸堿指示劑 一類有顏色的有機物質(zhì) 隨溶液pH的不同呈現(xiàn)不同顏色 顏色與結(jié)構(gòu)相互關聯(lián) 酚酞 三苯甲烷類 堿滴酸時用 變色范圍 8 10 無色變紅色 甲基橙 偶氮類結(jié)構(gòu) 酸滴堿時用 變色范圍 3 1 4 4 黃色變橙紅色 甲基橙 三苯甲烷類 酸滴堿時用 變色范圍 3 1 4 4 黃色變橙色 酚酞 偶氮類結(jié)構(gòu) 堿滴酸時用 變色范圍 8 10 無色變紅色 變色原理 以HIn表示弱酸型指示劑 在溶液中的平衡移動過程 可以簡單表示如下 HIn H2O H3 O In HIn H In KHIn H In HIn KHIn稱指示劑常數(shù) 在一定溫度下 它是個常數(shù) 將上式改寫為 In HIn KHIn H 顯然 指示劑顏色的轉(zhuǎn)變依賴于 In 和 HIn 的比值 若將上式等號兩邊取對數(shù) 則 lg In HIn lgKHIn lg H pH pKHIn lg In HIn KHIn一定 指示劑顏色隨溶液 H 濃度改變而變化 In HIn pH pKHIn 溶液的顏色是酸色和堿色的中間色 In HIn 1 10時 則pH1 pKHIn 1 酸色 勉強辨認出堿色 In HIn 10 1時 則pH2 pKHIn 1 堿色勉強辨認出酸色 指示劑的變色范圍為 pH pKHIn 1 1 酸堿指示劑的變色范圍取決于指示劑常數(shù)值KHIn2 各種指示劑在變色范圍內(nèi)顯示出過渡色3 指示劑的變色間隔不會大于2個pH單位4 指示劑加入量影響 適當少些顏色明顯 加的多 消耗滴定劑 pKHIn 2 混合指示劑為了使指示劑的變色范圍變窄 在終點時顏色變化敏銳 可以采用混合指示劑 混合指示劑是利用顏色的互補作用 使變色范圍變窄的 有兩種配制方法 1 由兩種或兩種以上的指示劑混合而成 例如 溴甲酚綠 甲基紅 在pH 5 1時 甲基紅呈現(xiàn)的橙色和溴甲酚綠呈現(xiàn)的綠色 兩者互為補色而呈現(xiàn)灰色 這時顏色發(fā)生突變 變色十分敏銳 2 在某種指示劑中加入一種惰性染料 六 酸堿滴定法的基本原理 滴定曲線的作用 1 確定滴定終點時 消耗的滴定劑體積 2 判斷滴定突躍大小 3 確定滴定終點與化學計量點之差 4 選擇指示劑 滴定曲線的計算 一 一元酸堿滴定曲線的計算1 強堿滴定強酸例 0 1000mol L 1NaOH溶液滴20 00mL0 1000mol L 1HCl溶液 1 滴定前 未加入滴定劑 NaOH 時 0 1000mol L 1鹽酸溶液 H 0 1000mol L 1 pH 1 00 2 滴定中 加入滴定劑體積為18 00mL時 H 0 1000 20 00 18 00 20 00 18 00 5 3 10 3mol L 1 pH 2 28加入滴定劑體積為19 98mL時 離化學計量點差約半滴 H 0 1000 20 00 19 98 20 00 19 98 5 0 10 5mol L 1 pH 4 30 3 化學計量點 加入滴定劑體積為 20 00mL 反應完全 溶液中 H 10 7mol L 1 pH 7 0 4 化學計量點后 加入滴定劑體積為20 02mL 過量約半滴 OH 0 1000 0 02 20 00 20 02 5 0 10 5mol L 1pOH 4 30 pH 14 4 30 9 70 討論 強堿滴定強酸的滴定曲線 1 滴定前加入18mL 溶液pH變化僅 2 28 1 1 28 而化學計量點前后共0 04mL 約1滴 溶液pH變化為 9 70 4 30 5 40 突躍 2 指示劑變色點 滴定終點 與化學計量點并不一定相同 但相差不超過 0 02mL 相對誤差不超過 0 1 符合滴定分析要求 3 滴定突躍隨濃度增大而增大 當酸 堿濃度均增加10倍時 滴定突躍范圍就增加2個pH單位 則選擇指示劑范圍更寬 2 強堿滴定弱酸例 0 1000mol L 1NaOH溶液滴定20 00mL0 1000mol L 1HAc溶液繪制滴定曲線時 通常用最簡式來計算溶液的pH值 1 滴定開始前 一元弱酸 用最簡式計算 與強酸相比 滴定開始點的pH抬高 2 化學計量點前開始滴定后 溶液即變?yōu)镠Ac ca NaAc cb 緩沖溶液 按緩沖溶液的pH進行計算 加入滴定劑體積19 98mL時 ca 0 02 0 1000 20 00 19 98 5 00 10 5mol Lcb 19 98 0 1000 20 00 19 98 5 00 10 2mol L H Ka ca cb 10 4 74 5 00 10 5 5 00 10 2 1 82 10 8溶液pH 7 74 3 化學計量點時 生成HAc的共軛堿NaAc 弱堿 其濃度為 cb 20 00 0 1000 20 00 20 00 5 00 10 2mol L 1此時溶液呈堿性 需要用pKb進行計算pKb 14 pKa 14 4 74 9 26 OH 2 cb Kb 5 00 10 2 10 9 26 5 24 10 6mol L 1pOH 5 28 pH 14 5 28 8 72 4 化學計量點后加入滴定劑體積20 02mL OH 0 1000 0 02 20 00 20 02 5 0 10 5mol L 1pOH 4 3pH 14 4 3 9 7滴加體積 0 19 98mL pH 7 74 2 87 4 87滴加體積 19 98 20 02mL pH 9 7 7 7 2滴定開始點pH抬高 滴定突躍范圍變小 0 1000mol L 1NaOH滴定20 00mL0 1000mol L 1HCl 突躍 強堿滴定弱酸滴定曲線的討論 1滴定前 弱酸在溶液中部分離解 溶液中 H 離子濃度較低 曲線開始點提高 2滴定開始時 溶液pH升高較快 這是由于中和生成的Ac 產(chǎn)生同離子效應 使HAc更難離解 H 降低較快 3繼續(xù)滴加NaOH 溶液形成緩沖體系 曲線變化平緩 4 接近化學計量點時 溶液中剩余的HAc已很少 pH變化加快 5 化學計量點前后 產(chǎn)生pH突躍 與強酸相比 突躍變小 6 甲基橙指示劑不能用于弱酸滴定 7 隨著弱酸的Ka變小 突躍變小 Ka在10 9左右 突躍消失 滴定條件 cKa 10 8 強堿滴定弱酸滴定曲線 一元酸堿滴定條件的討論 cKa Kb 10 8從滴定曲線上可以看出 強堿滴定弱酸的突躍范圍要短得多 pH 9 70 7 74 1 96 在堿性區(qū)域 可選用酚酞作指示劑 甲基橙指示劑不能用于弱酸滴定 影響pH突躍范圍的因素是 酸堿的強度 即Ka或Kb的大小 Ka或Kb增大 則pH突躍增大 如果被滴定的酸更弱 例如H3BO3 Ka 10 9 則不出現(xiàn)pH突躍 對這類極弱酸 在水溶液中無法用酸堿指示劑來指示滴定終點 因此就不能直接滴定 一般說來 當弱酸溶液的濃度c和弱酸的離解常數(shù)Ka的乘積cKa 10 8時 滴定突躍有 0 3pH單位 人眼能夠辨別出指示劑顏色的變化 滴定就可以直接進行 因此 cKa 10 8作為某種弱酸能否直接滴定的條件 判別式 cKb 10 8作為某種弱堿能否直接滴定的條件 判別式 極弱酸的共軛堿是較強的弱堿 例如苯酚 C6H5OH 其pKa 9 95 屬極弱的酸 但是它的共軛堿苯酚鈉 C6H5ONa 其pKb 4 05 是較強的弱堿 顯然能滿足cKb 10 8的要求 因此它可以用標準酸溶液直接滴定 同理 極弱堿的共軛酸是較強的弱酸 例如苯胺 C6H5NH2 其pKb 9 34 屬極弱的堿 但是它的共軛酸鹽酸苯胺 C6H5NH2H 其pKa 4 66 是較強的弱酸 顯然能滿足cKa 10 8的要求 因此它可以用標準堿溶液直接滴定 4 多元酸 混合酸 多元堿的滴定 A 多元酸的滴定例 NaOH滴定H3PO4 H3PO4為三元酸 其三級離解常數(shù)分別為 Ka1 10 2 12 Ka2 10 7 20 Ka3 10 12 36 用NaOH溶液滴定H3PO4溶液時 中和反應是分步進行的 即 H3PO4 NaOHNaH2PO4 H2ONaH2PO4 NaOHNa2HPO4 H2ONa2HPO4 NaOHNa3PO4 H2O 對多元酸要能準確滴定 又能分步滴定的條件 判別式 是 1 c0Ka1 10 8 c0為酸的初始濃度 2 Ka1 Ka2 104 4 多元酸 混合酸 多元堿的滴定 A 多元酸的滴定例 NaOH滴定H3PO4 H3PO4為三元酸 其三級離解常數(shù)分別為 Ka1 10 2 12 Ka2 10 7 20 Ka3 10 12 36 用NaOH溶液滴定H3PO4溶液時 中和反應是分步進行的 即 對多元酸要能準確滴定 又能分步滴定的條件 判別式 是 1 c0Ka1 10 8 c0為酸的初始濃度 2 Ka1 Ka2 104 此課件下載可自行編輯修改 供參考 感謝您的支持 我們努力做得更好