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  ╃天糖 2017-05-23 21:14:10

  通HCl前，溶液是c(CH₃COOH)=c(CH₃COONa)=0.1mol/L的混合溶液，按照緩沖溶液pH的求法求. pH(1)=pKa+lg[c(CH₃COONa)/c(CH₃COOH)]=pKa=4.74 通HCl后，溶液是c(CH₃COOH)=0.2mol/L、c(NaCl)=0.1mol/L的混合溶液，溶液pH按照弱酸溶液pH的求法求. c(H⁺)=√[Ka*c(CH₃COOH)]=√(10^-4.74*0.2)=0.00191(mol/L)（采用了近似公式） pH(2)=-lg{c(H⁺)}=2.72 兩個pH求得，那么pH的變化量也就可得了.pH的變化量=|pH(2)-pH(1)|=|2.72-4.74|=2.02 1）PH緩沖溶液作用原理和pH值 　　當往某些溶液中加入一定量的酸和堿時，有阻礙溶液pH變化的作用，稱為緩沖作用，這樣的溶液叫做緩沖溶液.弱酸及其鹽的混合溶液（如HAc與NaAc），弱堿及其鹽的混合溶液（如NH3·H2O與NH4Cl）等都是緩沖溶液. 　　由弱酸HA及其鹽NaA所組成的緩沖溶液對酸的緩沖作用，是由于溶液中存在足夠量的堿A-的緣故.當向這種溶液中加入一定量的強酸時，H離子基本上被A-離子消耗： 　　所以溶液的pH值幾乎不變；當加入一定量強堿時，溶液中存在的弱酸HA消耗OH-離子而阻礙pH的變化. 　　2）PH緩沖溶液的緩沖能力 　　在緩沖溶液中加入少量強酸或強堿，其溶液pH值變化不大，但若加入酸，堿的量多時，緩沖溶液就失去了它的緩沖作用.這說明它的緩沖能力是有一定限度的. 　　緩沖溶液的緩沖能力與組成緩沖溶液的組分濃度有關.0.1mol·L-1HAc和0.1mol·L-1NaAc組成的緩沖溶液，比0.01mol·L-1HAc和0.01mol·L-1NaAc的緩沖溶液緩沖能力大.關于這一點通過計算便可證實.但緩沖溶液組分的濃度不能太大，否則，不能忽視離子間的作用. 　　組成緩沖溶液的兩組分的比值不為1∶1時，緩沖作用減小，緩沖能力降低，當c（鹽）/c（酸）為1∶1時△pHZ小，緩沖能力大.不論對于酸或堿都有較大的緩沖作用.緩沖溶液的pH值可用下式計算： 　　此時緩沖能力大.緩沖組分的比值離1∶1愈遠，緩沖能力愈小，甚至不能起緩沖作用.對于任何緩沖體系，存在有效緩沖范圍，這個范圍大致在pKaφ（或pKbφ）兩側各一個pH單位之內(nèi). 　　弱酸及其鹽（弱酸及其共軛堿）體系pH=pKaφ±1 　　弱堿及其鹽（弱堿及其共軛酸）體系pOH=pKbφ±1 　　例如HAc的pKaφ為4.76，所以用HAc和NaAc適宜于配制pH為3.76～5.76的緩沖溶液，在這個范圍內(nèi)有較大的緩沖作用.配制pH=4.76的緩沖溶液時緩沖能力Z大，此時（c（HAc）/c（NaAc）=1. 　　3）PH緩沖溶液的配制和應用 　　為了配制一定pH的緩沖溶液，首先選定一個弱酸，它的pKaφ盡可能接近所需配制的緩沖溶液的pH值，然后計算酸與堿的濃度比，根據(jù)此濃度比便可配制所需緩沖溶液. 　　以上主要以弱酸及其鹽組成的緩沖溶液為例說明它的作用原理、pH計算和配制方法.對于弱堿及其鹽組成的緩沖溶液可采用相同的方法. 　　PH緩沖溶液在物質分離和成分分析等方面應用廣泛，如鑒定Mg2 離子時，可用下面的反應： 　　白色磷酸銨鎂沉淀溶于酸，故反應需在堿性溶液中進行，但堿性太強，可能生成白色Mg（OH）2沉淀，所以反應的pH值需控制在一定范圍內(nèi)，因此利用NH3·H2O和NH4Cl組成的緩沖溶液，保持溶液的pH值條件下，進行上述反應.

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