缓冲溶液pH的计算
关于缓冲溶液pH值计算最简式适用范围的讨论
关于缓冲溶液pH值计算最简式适⽤范围的讨论关于缓冲溶液pH值计算最简式适⽤范围的讨论缓冲溶液是⼀个有着较特殊性质的重要溶液体系。
该体系中[H+]及pH值的计算也是化学⼯作者回避不了的基本问题。
但是，这种溶液中[H+]及pH近似计算公式的适⽤条件，则很少有系统的讨论。
⼀、现⾏教材对缓冲溶液pH近似计算的处理⽅法不仅在分析化学教材中对缓冲溶液pH值的计算有介绍，在⼀般的⽆机化学教学中也会涉及到这种计算。
只是，后者的讨论深度要更表⾯化⼀些。
1. 理科《⽆机化学》教材对缓冲溶液pH计算的介绍[1]就⼀元弱酸及其盐混合溶液的⼀个实例，教材推导出了[H+]的⼀般近似计算公式。
为 (1)并就弱碱及其盐溶液中[OH-]的计算，给出了公式 (2)对这两个公式的适⽤范围，教材并没有进⾏任何讨论。
2. ⼯科《⽆机化学》教材对缓冲溶液pH计算的介绍[2]可能是有实际的需求，⼯科教材对缓冲溶液pH值计算的要求似乎更细致了⼀些。
在给出公式（1）的同时，还指出了其适⽤条件为：Ka不太⼤（如< 10-4），c(酸)或c(碱)不太⼩（没有给出定量的数据）。
教材还特别指出了，在“计算酸性较强的缓冲溶液（如H3PO4-H2PO4-）的pH值时，不能⽤这⼀近似公式”。
3. 理科《分析化学》教材对缓冲溶液pH计算的介绍[3]分析化学教材理应对缓冲溶液pH计算有更详细的讨论。
因此，就弱酸HB及其共轭碱NaB组成的缓冲溶液，先后给出了三个计算公式。
精确式， (3)近似式，当溶液的pH⼩于6时，为 (4)当溶液的pH⼤于8时，为 (5)并从酸或其共轭碱平衡浓度的⾓度，限定最简式（）的使⽤条件是：c(HB) [OH-]-[H+]，c(B-)[H+] -[OH-]。
实际上是限定了c(HB)及c(B-)都要较⼤。
并给出如下的实例，来说明这个限定条件的使⽤⽅法。
例1，计算0.20 mol•L-1 HAc与4.0×10-3 mol•L-1NaAc组成的缓冲溶液的pH。
缓冲溶液 pH值的推导
缓冲溶液 pH值的推导科普2009-12-0116:45:29阅读873评论13字号:大中小订阅任何人都是可以推倒的!任何公式都是可以推导的!虽然翻开书本就会有现成的公式，也许你会说，背下来直接套用，不是更简单么?诚然，可我们不能知其然不知其所以然，有时候大脑风暴也是一种不错的锻炼方法，至少万一考试时忘了公式，咱还能现成推一遍…1.反应平衡常数K(在弱酸或弱碱的解离/电离反应中又被称为解离常数):维基定义:"可逆化学反应达到平衡时，每个产物浓度系数次幂的连乘积与每个反应物浓度系数次幂的连乘积成正比，这个比值叫做平衡常数。
反应进行得越完全，平衡常数就越大。
"这个定义太他妈拗口了，不知道是哪个语言学家写出来的…不管了，我们就这么想，反应平衡常数是反应化学反应平衡时(饱和不变)，用掉了多少反应物，生成了多少生成物。
比较简便的方法就是观察原来给了多少反应物，现在又生产了多少生成物，所有东西按照浓度来计算，然后做个比例，就能看出反应物被反应掉了百分之多少。
所以K=【生成物】/【反应物】(【】表示浓度)对于A-B的反应，直接套用以上公式，K=【B】/【A】;(-这个符号不确切，对于可逆反应其实应该写=，但是为了科盲阅读方便，我们还是暂时用-)如果是A+B-C+D，光是一个反应物或生成物不能代表结果，但也不能直接相加，所以我们用相乘，也就是K=【C】×【D】/【A】×【B】因为这种数字经常会出现0.00000X或XXX0000这种要么很大要么很小的情况，让我们理解时很不直观，所以这帮变态佬科学家们就采取了一种更不直观的方式--取对数-lgK来代替K(注意负号!)，也就是我们常说的pK值。
pK=-lgK=-lg【生成物(乘积)】/【反应物(乘积)】(为啥你MB要加个负号啊?为什么呢?这到底是为什么呢?!)(数学闲话:lg代表了10的多少次方。
比如100是10的2次方，所以lg100=2;lg1000=3;lg10000=4…而10的1次方就是10，所以lg10=1;10的0次方等于1，所以lg1=0;10的-1次方是1/10，也就是0.1，所以lg0.1=-1，同理lg0.01=-2;lg0.001=-3…同样我们也可以看到，由于10的A次方乘以10的B次方=10的(A+B)次方，所以lgA×B=lgA+lgB，lgA/B=lgA-lgB，lgA^B=BlgA，想不通的自己面壁去…)对于电解质溶液的解离过程(酸或碱或盐在水中的解离/溶解)一般都是这样的方程:(以酸HA为例，A表示某一个酸根离子)HA-H++A-所以此处的平衡常数K也就是解离常数Ks=【H+】×【A-】/【HA】由于一般来说H和A总是成对(因为从一个HA里放出一个酸根离子必然也伴随着一个氢离子)，所以【H+】=【A-】，因此Ks=【H+】×【H+】/【HA】=【H+】^2/【HA】因此pKs=-lgKs=-lg【H+】^2/【HA】=-2lg【H+】+lg【HA】在强酸里，由于所有的HA都会无条件完全解离为H+和A-，因此【H+】=【HA】因此pKs-强酸=-2lg【H+】+lg【H+】=-lg【H+】;同理，pKs-强碱=-lg【OH-】。
乙酸乙酸钠缓冲溶液ph计算公式
乙酸乙酸钠缓冲溶液ph计算公式乙酸乙酸钠缓冲溶液pH计算公式缓冲溶液是指能够维持溶液pH值稳定的一种溶液。
在实验室中，乙酸乙酸钠缓冲溶液是常见的一种缓冲体系。
乙酸乙酸钠缓冲溶液的pH值可以通过一个简单的公式来计算。
乙酸乙酸钠缓冲溶液主要由乙酸和乙酸钠组成，乙酸是弱酸，乙酸钠是其盐。
在溶液中，乙酸可以与水分解产生乙酸根离子(CH3COO-)和H+离子，而乙酸钠可以与水分解产生乙酸根离子和Na+离子。
乙酸的离解方程式如下：CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+乙酸钠的离解方程式如下：CH3COONa ⇌ CH3COO- + Na+在乙酸乙酸钠缓冲溶液中，乙酸和乙酸根离子相互转化，维持了溶液中乙酸根离子和乙酸的浓度比例，从而维持了溶液的pH值稳定。
乙酸乙酸钠缓冲溶液pH计算公式如下：pH = pKa + log ([A-]/[HA])其中，pH为溶液的pH值，pKa为乙酸的酸解离常数的负对数，[A-]为乙酸根离子的浓度，[HA]为乙酸的浓度。
pKa值是乙酸的一个重要参数，它表示了乙酸的酸性强弱。
pKa值越小，乙酸的酸性越强。
在实验中，我们可以通过测定乙酸和乙酸钠的溶液的pH值，然后利用公式计算出pKa值。
乙酸乙酸钠缓冲溶液的pH值可以通过改变乙酸和乙酸钠的浓度比例来调节。
当乙酸和乙酸根离子的浓度相等时，溶液的pH值等于乙酸的pKa值。
当乙酸根离子的浓度大于乙酸的浓度时，溶液呈碱性；当乙酸根离子的浓度小于乙酸的浓度时，溶液呈酸性。
乙酸乙酸钠缓冲溶液的pH值计算公式可以帮助我们预测和调节溶液的酸碱性，对于化学实验和生物实验中的pH控制非常重要。
通过合理选择乙酸和乙酸钠的浓度比例，我们可以制备出不同pH值的缓冲溶液，用于各种实验和研究领域。
总结一下，乙酸乙酸钠缓冲溶液pH计算公式为pH = pKa + log ([A-]/[HA])，其中pKa为乙酸的酸解离常数的负对数，[A-]为乙酸根离子的浓度，[HA]为乙酸的浓度。
缓冲溶液pH的计算
dC db da
dpH dpH dpH
H
OH
HA
d[H ] d[OH ] d[HA]
dpH
dpH
dpH
2.3[H ] 2.3[OH ] 2.3 HA ACHA
= 5.0×10-5 mol·L-1
pOH = 4.30 , pH = 14-4.30= 9.70
讨论:强碱滴定强酸的滴定曲线
1）滴定前加入18mL,溶液pH变化仅:2.28-1=1.28； 而化学计量点前后共0.04 mL(约1滴),溶液pH 变化 为:9.70-4.30=5.40 (突跃)。
2）指示剂变色点(滴定终点)与化学计量点并不一 定相同，但相差不超过±0.02mL,相对误差不超过 ±0.1%。符合滴定分析要求。
[In-]=[HIn],pH=pKHIn,溶液的颜色是酸色和碱色 的中间色； [In-]/[HIn]=1/10时,则pH1=pKHIn–1,酸色，勉强 辨认出碱色；
[In-]/[HIn]=10/1时,则pH2=pKHIn+1,碱色勉强辨认 出酸色。
指示剂的变色范围为：pH = pKHIn±1
结论： 1）酸碱指示剂的变色范围取决于指示剂常 数值KHIn 2）各种指示剂在变色范围内显示出过渡色 3）指示剂的变色间隔不会大于2个pH单位 4）指示剂加入量影响：适当少些颜色明显； 加的多,消耗滴定剂。
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
缓冲溶液pH的计算
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：
HIn + H2O = H3O+ + InKHIn=（[In-][H+]/[HIn]） KHIn/[H+]=[In-]/[HIn]
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+ ]
=
[HA] [A- ]
Ka
=
ca cb
- [H+ ] + [OH- ] + [H+ ] - [OH- ]
(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
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pH值计算公式(学习资料)
缓冲溶液pH值计算公式裴老师教你学化学许多化学反应（包括生物化学反应）需要在一定的pH值范围内进行，然而某些反应有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值会随反应的进行而发生变化，从而影响反应的正常进行。
在这种情况下，就要借助缓冲溶液来稳定溶液的pH 值，以维持反应的正常进行。
在无机化学的教学中，为了使学生根据反应所要控制的pH值范围，能正确选择和配制缓冲溶液，就需要要求学生对缓冲溶液pH 值的计算公式熟练掌握并能灵活应用。
缓冲溶液pH值的计算公式，根据缓冲溶液的组成大致可分为两大类型。
1 由弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液设弱酸的浓度为C酸（mol·L-1），弱酸盐的浓度为C盐（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：HA H+ + A- ［1］(P78)平衡时：C酸-x xC盐+xKa°= x（C盐+x）/（C酸-x）x = ［H+］= Ka°（C酸-x）/（C盐+x）由于Ka°值较小，且因存在同离子效应，此时x很小，因而C酸-x≈C酸，C盐+x≈C盐，所以［H+］= Ka°C酸/ C盐将该式两边取负对数：-log［H+］=-logKa°-logC酸/ C盐，所以pH = pKa°-logC酸/ C盐（1）这就是计算一元弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
2 由弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液设弱碱的浓度为C碱（mol·L-1），弱碱盐的浓度为C碱（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：B + H2O BH+ + OH- ［2］( P140)平衡时：C碱-x C盐+xxKb°= x（C盐+x）/ （C碱-x）x = ［OH-］= Kb°（C碱-x）/ （C盐+x）由于Kb°较小，且因存在同离子效应此时x很小，因此C碱-x≈C碱，C 盐+x≈C盐，所以，［OH-］= Kb°C碱/ C盐将该式两边取负对数：-log［OH-］=-logKb°-logC碱/ C盐pOH = p Kb°-logC碱/ C盐又因pH = 14 - pOH，所以pH = 14 -pKb°+ logC碱/ C盐（2）这就是计算一元弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
缓冲溶液pH值计算公式
缓冲溶液pH值计算公式裴老师教你学化学许多化学反应（包括生物化学反应）需要在一定的pH值范围内进行，然而某些反应有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值会随反应的进行而发生变化，从而影响反应的正常进行。
在这种情况下，就要借助缓冲溶液来稳定溶液的pH值，以维持反应的正常进行。
在无机化学的教学中，为了使学生根据反应所要控制的pH值范围，能正确选择和配制缓冲溶液，就需要要求学生对缓冲溶液pH值的计算公式熟练掌握并能灵活应用。
缓冲溶液pH值的计算公式，根据缓冲溶液的组成大致可分为两大类型。
1 由弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液设弱酸的浓度为C酸（mol·L-1），弱酸盐的浓度为C盐（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：HA H+ + A- ［1］ (P78)平衡时： C酸-x xC盐+xKa°= x（C盐+x）/（C酸-x）x = ［H+］ = Ka°（C酸-x）/（C盐+x）由于Ka°值较小，且因存在同离子效应，此时x很小，因而C酸-x≈C酸，C盐+x≈C盐，所以［H+］ = Ka°C酸 / C盐将该式两边取负对数：-log［H+］ =-logKa°-logC酸 / C盐，所以pH = pKa°-logC酸 / C盐（1）这就是计算一元弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
2 由弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液设弱碱的浓度为C碱（mol·L-1），弱碱盐的浓度为C碱（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：B + H2O BH+ + OH- ［2］ ( P140)平衡时： C碱-x C盐+xxKb°= x（C盐+x）/ （C碱-x）x = ［OH-］ = Kb°（C碱-x）/ （C盐+x）由于Kb°较小，且因存在同离子效应此时x很小，因此C碱-x≈C碱，C 盐+x≈C盐，所以，［OH-］ = Kb°C碱 / C盐将该式两边取负对数：-log［OH-］ =-logKb°-logC碱 / C盐pOH = p Kb°-logC碱 / C盐又因pH = 14 - pOH，所以pH = 14 -pKb°+ logC碱 / C盐（2）这就是计算一元弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
ph5缓冲溶液的配制
要配制pH为5的缓冲溶液，您可以参考以下方法：
1. 磷酸盐缓冲液：首先取0.2mol/L的磷酸二氢钠溶液一定量。
随后，使用氢氧化钠试液调节pH值至5.0，即可得到pH为5的磷酸盐缓冲液。
2. 醋酸-醋酸钠缓冲溶液：根据醋酸的解离常数Ka=1.8*10^-5，当pH=5时，可以通过公式PH=PKa+lg[C(NaAc)/C(HAc)] 来计算醋酸和醋酸钠的浓度比。
具体地，将PH=5代入公式，得到的C(NaAc)/C(HAc)=5.6。
这意味着，为了制备pH为5的醋酸-醋酸钠缓冲溶液，醋酸钠和醋酸的浓度比应为5.6:1。
在实际操作中，为了确保缓冲溶液的稳定性和准确性，建议使用高精度的仪器进行pH 测量和调节，如pH计。
同时，确保所使用的水是高质量的去离子水或蒸馏水，以避免杂质对实验结果的影响。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
定相同，但相差不超过±0.02mL,相对误差不超过
±0.1%。符合滴定分析要求。
3）滴定突跃随浓度增大而增大。当酸、碱浓度
均增加10倍时，滴定突跃范围就增加2个pH单位，则
选择指示剂范围更宽。
pH=7
2.强碱滴定弱酸
例: 0.1000 mol·-1 NaOH 溶液滴定20.00mL L 0.1000mol·-1 HAc溶液 L 绘制滴定曲线时, 通常用最简式来计算溶液的 pH值。 1）滴定开始前，一元弱酸(用最简式计算)
+
+
-
酸性,略去
[OH-]
:
碱性,略去[H+]:
ca - [H ] [H ] = Ka + cb + [H ] ca +[OH ] + [H ] = Ka cb - [OH ]
+
+
若Ca >> [OH-] - [H +] 或Cb >> [H +] - [OH-]
则最简式
计算方法:
ca [H ] = K a cb
+
(1) 先按最简式计算[H+]. (2) 再将[OH-]或[H+]与ca,cb比较, 看忽略是否合理.
例 (a) 0.040mol· -1 HAc – 0.06mol· -1 NaAc L L 先按最简式: ca 0.040 + - 4.76 -4.94 -1 [H ] = K a = 10 = 10 mol L cb 0.060
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 pKa 2.35 2.86 3.77 4.76 缓冲范围 1.5～3.0 2～3.5 3～4.5 4～5.5
六次甲基四胺+HCl
H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl 硼砂(H3BO3+H2BO3-) NH4++NH3
ca - [H ] Ka 应用近似式: [H ] = + cb + [H ]
+
+
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] dpH dpH dpH 2.3[ H ] 2.3[OH ] 2.3 HA ACHA
甲基橙：三苯甲烷类，酸滴碱时用。变色范围： 3.14.4，黄色变橙色。
酚酞：偶氮类结构，碱滴酸时用。变色范围： 810，无色变红色。
变色原理：
以HIn表示弱酸型指示剂，在溶液中的平衡移 动过程，可以简单表示如下： HIn + H2O = H3+O + InHIn = H+ + In-
KHIn=([H+][In-])/[HIn]
= 5.00 10-5 mol / L
cb =19.98 0.1000 / ( 20.00 + 19.98 )
=5.0010-2 mol / L
[H+] = Ka ca / cb = 10-4.74[5.0010-5/(5.0010-2)] =1.8210-8 溶液 pH=7.74
pKHIn
2．混合指示剂 为了使指示剂的变色范围变窄，在终点时颜 色变化敏锐，可以采用混合指示剂。混合指示剂 是利用颜色的互补作用，使变色范围变窄的。 有两种配制方法： （1）由两种或两种以上的指示剂混合而成。 例如:溴甲酚绿 + 甲基红，在pH=5.1时，甲基 红呈现的橙色和溴甲酚绿呈现的绿色，两者互 为补色而呈现灰色，这时颜色发生突变，变色 十分敏锐。 （2）在某种指示剂中加入一种惰性染料。
H ca K a 0.1000 10 4.74 10 2.87 ; pH 2.87
与强酸相比，滴定开始点的pH抬高。
2）化学计量点前
开始滴 定 后 ， 溶 液即 变 为 HAc(ca)-NaAc(cb)
缓冲溶液;按缓冲溶液的pH进行计算。
加入滴定剂体积 19.98 mL时： ca = 0.02 0.1000 / ( 20.00 + 19.98 )
5.13
7.21 8.21 9.24 9.25
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, 溶液中有A,可加HCl中和一部分; 形成HA-A-共轭体系
指示剂的颜色转变依赖于比值[In-]/[HIn] [In-]代表碱式色 [HIn]代表酸式色
酸碱指示剂：一类有颜色的有机物质 ，随溶液pH的不同呈现不同颜色，颜色与结
构相互关联。
酚酞：三苯甲烷类，碱滴酸时用。
变色范围： 8－10 ，无色变红色。
甲基橙：偶氮类结构，酸滴碱时用。 变色范围： 3.1--4.4 ，黄色变橙红色。
→强酸控制溶液pH时， →强碱控制溶液pH时，
2.3[ H ]
2.3[OH ]
→弱酸控制溶液pH（pH=pKa±1）时，
2.3HAACHA
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。
= 5.0×10-5 mol· -1 L pOH = 4.30 , pH = 14-4.30= 9.70
讨论:强碱滴定强酸的滴定曲线
1）滴定前加入18mL,溶液pH变化仅:2.28-1=1.28； 而化学计量点前后共0.04 mL(约1滴),溶液pH 变化 为:9.70-4.30=5.40 (突跃)。 2）指示剂变色点(滴定终点)与化学计量点并不一
解
db 1.0 200 -2 = = = 4.2 10 dpH 0.12
K a [H+ ] = 2.3c + 2 ([H ] + K a )
又
4.2 10-2 (10-9.25 +10-9.35 )2 c= = 0.074 mol L-1 2.3 10-9.25 10-9.35
∵ca>>[H+], cb>>[H+] ∴结果合理 pH=4.94 (b) 0.080mol· -1二氯乙酸 – 0.12mol· -1二氯乙酸钠 L L 先用最简式: 0.080 + 1.26 1.44 mol· -1 L [H ] 10 10 0.037
0.12
解一元二次方程，[H+]=10-1.65 mol· -1 , pH=1.65 L
KHIn称指示剂常数,在一定温度下,它是个常数.
将上式改写为:
[In-]/[HIn]=KHIn/[H+]
显然，指示剂颜色的转变依赖于[In-]和[HIn] 的比值。若将上式等号两边取对数，则: lg ([In-]/[HIn] )= lg KHIn-lg[H+]
pH = pKHIn + lg ([In-]/[HIn]) KHIn 一定，指示剂颜色随溶液[H+]浓度 改变而变化。
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:
cb ca pH1 pK a lg Ka ca ca
3.据ca,cb及所需溶液体积配制溶液.
方法2: (确定引入酸or碱)
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· -1) kg 邻苯二甲酸氢钾 (0.050mol· -1) kg
0.025mol· -1 KH2PO4 + kg 0.025mol· -1 kg Na2HPO4
pH (25oC)
3.557 4.008 6.865 9.180 12.454
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
六、酸碱滴定法的基本原理
滴定曲线的作用： (1) (2) (3) (4) 确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积； 判断滴定突跃大小； 确定滴定终点与化学计量点之差。 选择指示剂； 滴定曲线的计算。
（一）一元酸碱滴定曲线的计算
1.强碱滴定强酸
例：0.1000 mol· -1NaOH溶液滴20.00mL0.1000 L mol· -1 HCl溶液。 L (1)滴定前，未加入滴定剂(NaOH)时： 0.1000 mol· -1盐酸溶液： L [H+]= 0.1000mol· -1 , pH=1.00 L (2)滴定中，加入滴定剂体积为 18.00 mL时： [H+]=0.1000×(20.00-18.00)/(20.00+18.00) =5.3×10-3 mol· -1,pH =2.28 L 加入滴定剂体积为 19.98 mL时(离化学计量点差约 半滴):