分析化学第二章-缓冲溶液

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分析化学课后习题(详解)

分析化学（第五版）课后习题答案第二章误差及分析数据的统计处理3. 某矿石中钨的质量分数(%)测定结果为：20.39，20.41，20.43。

计算标准偏差s 及置信度为95%时的置信区间。

答：分析结果的平均值x =20.41%()()()()2412043204120412041203920122212......-+-+-=--=∑=n xxs ni i=0.02%n=3，置信度为95%时，t = 4.303，有μ=nts x ±= (20.410.05)%7. 有一标样，其标准值为0.123%，今用一新方法测定，得四次数据如下(%)：0.112，0.118，0.115和0.119，判断新方法是否存在系统误差。

(置信度选95%) 答：x =0.116%，s=0.003%n=6，置信度为95%时，t = 3.182，有t 计算=n sx μ-=4003012301160⨯-...=4.667> t新方法存在系统误差，结果偏低。

11.按有效数字运算规则，计算下列各式： (1) 2.187×0.854 + 9.6×10-5 - 0.0326×0.00814； (2) 51.38/(8.709×0.09460)；(3);(4)688103310161051---⨯⨯⨯⨯... 解：(1)1.868；(2)62.36；(3)705.2 ；(4)1.7×10-5。

第三章滴定分析3.7. 计算下列溶液滴定度，以g·mL -1表示：(1) 以0.2015 mol·L -1HCl 溶液，用来测定Na 2CO 3，NH 3 (2) 以0.1896 mol·L -1NaOH 溶液，用来测定HNO 3,CH 3COOH 解： (1) 根据反应式Na 2CO 3 + 2HCl = H 2CO 3 + NaCl NH 3·H 2O + HCl = H 2O + NH 4 Cl 可以得到关系式 n Na 2CO 3 = HCl n 21， HCl NH n n =3，所以=11000232-⋅⨯⨯L mL M c CO Na HCl =0.01068g/mL=110003-⋅⨯LmL M c NH HCl =0.003432g/mL(2) 根据NaOH 与HNO 3的反应可知 n NaOH =n HNO3 根据NaOH 与CH 3COOH 的反应可知 n NaOH =n CH3COOH所以=110003-⋅⨯LmL M c HNO NaOH = 0.01195g/mL ；=110003-⋅⨯L mL M c COOHCH NaOH = 0.01138g/mL3.8. 计算0.01135 mol·L -1HCl 溶液对CaO 的滴定度。

分析化学实验-常用缓冲溶液的配制及原理-北理工

分析化学实验-缓冲溶液配制原理&常用缓冲溶液的配制一、缓冲溶液与缓冲作用原理（一）缓冲作用与缓冲溶液纯水在25℃时PH 值为7.0，但只要与空气接触一段时间，因为吸收二氧化碳而使PH 值降到5.5左右。

1滴浓盐酸（约12.4mol·L-1）加入1升纯水中，可使[H ＋]增加5000倍左右（由1.0×10-7增至5×10-4mol·L-1），若将1滴氢氧化钠溶液（12.4mol·L-1）加到1升纯水中，PH 变化也有3个单位。

可见纯水的PH 值因加入少量的强酸或强碱而发生很大变化。

然而，1滴浓盐酸加入到1升HAc-NaOAc 混合溶液或NaH2PO4-Na2HPO4混合溶液中，[H+]的增加不到百分之一（从1.00×10-7增至1.01×10-7mol·L-1）,PH 值没有明显变化.这种能对抗外来少量强酸\强碱或稍加稀释不引起溶液PH 值发生明显变化的作用叫做缓冲作用;具有缓冲作用的溶液,叫做缓冲溶液。

（二）缓冲溶液的组成缓冲溶液由足够浓度的共轭酸碱对组成。

其中，能对抗外来强碱的称为共轭酸，能对抗外来强酸的称为共轭碱，这一对共轭酸碱通常称为缓冲对、缓冲剂或缓冲系，常见的缓冲对主要有三种类型。

1．弱酸及其对应的盐例如，HAc-NaOAc （实际上是Ac-）；H2CO3-NaHCO3；H2C8H4O4-KHC8H4O4（邻苯二甲酸-邻苯二甲酸氢钾）；H3BO3-Na2B4O7（四硼酸钠水解后产生H2BO-3）。

2．多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐，例如，NaHCO3-Na2CO3；NaH2PO4-Na2HPO4；NaH2C5HO7（柠檬酸二氢钠）-Na2HC6H5O7；KHC8H4O4-K2C8H4O4。

3．弱碱及其对应的盐例如NH3-NH+4CL-；RNH2-RNH+3A-（伯胺及其盐）；Tris-TrisH+A-（三羟甲基烷及其盐）。

缓冲溶液.

缓冲溶液
一.缓冲溶液及分类
对溶液的酸度起稳定作用的溶液称为缓冲溶液,可分为两类:
a. 弱酸及其共轭碱溶液,缓冲酸度:3—11,常用.
b. 强酸或强碱溶液, 缓冲酸度:pH<2,pH>12.
二.缓冲溶液pH值计算
1.计算公式及推导
对弱酸HB及共轭碱NaB组成的缓冲溶液
...最简式
或:
公式推导如下:
若弱酸HB及其共轭碱NaB的分析浓度分别为CHB、CB-mol/L,则
物料平衡式:[HB]+[B-]=CHB+CB-(*1)
电荷平衡式:[H+]+[Na+]=[OH-]+[B-] (*2)
其中:[Na+]=CB-
(*1) +(*2)得: [HB]=CHB-[H+]+[OH-]
由(*2)得， [B-]=CB-+[H+]-[OH-]
代入酸度常数式得到[H+]的精确计算式,
此式实际几乎不用
若pH<6,[OH-]可略,故得近似式为:
或 pH>8 ,[H+]可略,可得另一近似式为：
这些公式也不常用.
又若酸碱的分析浓度较大,即同时满足CHB>>[OH-]-[H+], CB->>[H+]-[OH-], 则得计算[H+]的最简式为：
即:
此为最常用的最简式.
2.pH 值的计算
(1)一般缓冲溶液pH值计算示例(略）
(2)标准缓冲溶液的用途及pH计算.
三.缓冲容量
定义:
β的意义是使一升溶液的pH值增加dpH单位时所需强碱db摩尔或使一升溶液的pH减少dpH单位时所需强酸da摩尔.(酸增加使pH降低,在da/dpH前加一负号使β值为正)β 越大,溶液缓冲能力越大.

分析化学第三版重点考试习题参考答案

第二章习题参考答案3.答：应选用1mol•L-1HCl作洗涤液。

因为HCl含有与氯化物沉淀的共同离子，可以减少洗涤时的溶解损失，又可保持一定的酸度条件，避免某些水解盐的沉淀析出，另外HCl为强电解质可避免因洗涤引起的胶溶现象。

如果用蒸馏水洗涤，则不具备上述条件，使沉淀的溶解损失增大，特别是PbCl2。

HNO3不含共同离子，会引起盐效应而使沉淀溶解度增大。

NaCl虽具有共同离子，但不具备酸性条件，故亦不宜采用。

4.（1）用NH4Ac溶液，PbSO4溶解，而Hg2SO4不溶。

（2）用氨水，Ag2CrO4溶解，而Hg2CrO4不溶。

（3）用NaOH溶液，PbCrO4溶解，而Hg2CrO4不溶。

（4）用氨水，AgCl溶解，而PbSO4不溶。

（5）用稀HNO3，Pb(OH)2溶解，而AgCl不溶。

（6）用氨水，AgCl溶解，而Hg2SO4不溶。

5.解：17解:由分组试验未得到肯定结果，可判断第一、二组阴离子肯定不存在；由挥发性试验和氧化还原性试验未得到肯定结果，可肯定NO2-、S2O32-不存在；只有NO3-、Ac-不能肯定其存在与否，还需进行鉴定。

19解：第一、二组阴离子的铅盐都难溶于水。

所以第一、二组阴离子不可能存在，故第一、二组阴离子（SO42-、SO32-、S2O32-、SiO32-、CO32-、PO43-、Cl-、Br-、I-、S2-）可不必鉴定。

21解：（1）试样本身无色，溶液也无色，则有色离子如Cu2+、Fe3+、Fe2+、Cr3+、Mn2+、Co2+、Ni2+不可能存在；试样易溶于水，则易水解生成难溶化合物的离子Bi3+、Sb3+、Sb5+、Sn2+、Sn4+不可能存在；（2）焰色试验时火焰为黄色，表明有Na+存在；其它有明显焰色反应的离子Ba2+、Ca2+、Cu2+、K+不可能存在；（3）则Ag+、Hg22+、Pb2+不存在，且在酸性溶液中具有挥发性的阴离子SO32-、S2O32-、S2-、CO32-、NO2-及与酸作用能生成沉淀的SiO32-都不可能存在；（4）则能生成难溶性硫酸盐的离子Pb2+、Ba2+、Ca2+、Ag+、Hg22+不存在；另外挥发性阴离子及还原性强的I-不存在；（5）则NH4+不存在；生成有色沉淀的阳离子Ag+、Hg22+、Cu2+、Hg2+、Fe3+、Fe2+、Cr3+、Mn2+、Co2+、Ni2+不存在；（6）表明第一组阴离子（SO42-、SO32-、S2O32-、SiO32-、CO32-、PO43-）不存在。

分析化学实验

分析化学实验目录第一章分析化学实验基本知识第一节分析化学实验的目的与要求第二节分析化学实验常用试剂与溶液配置第二章实验内容第一节化学分析实验一、酸碱滴定实验一氢氧化钠标准溶液的配制、标定和苯甲酸的测定实验二混合酸(盐酸和磷酸)的测定实验三.盐酸标准溶液的标定和药用氢氧化钠的测定二、非水滴定实验四高氯酸标准溶液的标定三、配位滴定实验五EDTA 标准溶液的标定和水的硬度的测定实验六药用明矾的测定实验七氧化还原滴定（一）硫代硫酸钠标准溶液的配制与标定（二）高锰酸钾标准溶液的标定和过氧化氢的测定实验八沉淀滴定硝酸银标准溶液、硫氰酸铵标准溶液的标定第二节仪器分析实验一、电化学分析法实验一用pH计测定溶液的pH值实验二磷酸的电位滴定实验三磺胺嘧啶的测定二、紫外—可见分光光度法实验三邻二氮菲比色法测定铁的条件实验实验四校正曲线法测定水中铁的含量实验五双波长分光光度法测定复方磺胺甲基恶唑中磺胺甲基恶唑和甲氧苄啶实验六导数光谱法测定安钠咖注射液中咖啡因的含量三、荧光分析法实验七硫酸奎宁的激发光谱、发射光谱的测定和含量的测定四、红外分光光度法实验八傅立叶变换红外光谱仪的性能检查和阿司匹林红外光谱的测定五、色谱法实验九薄层色谱法测定氧化铝的活性实验十氧化铝的活性测定方法(柱色谱法)实验十一纸色谱分离鉴别氨基酸成分实验十二纸色谱分离鉴别糖类成分实验十三苯、甲苯、二甲苯的分离鉴别和含量测定实验十四内标对比法测定酊剂中的乙醇实验十五内标对比法测定对乙酰氨基酚实验十六校正因子法测定复方炔诺酮中炔诺酮和炔雌醇实验十七外标法测定阿莫西林第三节综合性实验实验一未知样品的鉴别及含量测定实验二铜盐含量的测定(取样方法、含量测定)实验三葡萄糖中水及葡萄糖的含量测定(重量分析、滴定分析)实验四对乙酰氨基酚的吸光系数测定(精制、HPLC归一化法纯度检查、吸光系数测定)第四节设计性实验实验一化学定量分析实验二仪器分析第一章分析化学实验基本知识第一节分析化学实验的目的和要求分析化学是一门实践性很强的学科，分析化学实验与分析化学理论课一样，是化学和药学类专业的主要基础课程之一。

分析化学第3章缓冲溶液

pH
HB H B
式中a与b分别代表加入的强酸或强碱的浓度。
缓冲容量是溶液的一个状态参数，当溶液的状态发生变化时，缓冲容量也发生变化。
例如，当缓冲溶液被稀释时；往缓冲溶液中加入酸或碱时。
影响缓冲容量的因素讨论：
设一缓冲体系（HA—NaA）由cHAmol/L HA 和 cA mol/L 的NaA构成，总浓度c= cHA + cA。若以HA和H2O为
3.4.2 缓冲溶液的pH计算
设Ca mol/L HB 和Cb mol/L B- 构成的缓冲溶液：
参考水准： H2O, HB
参考水准： H2O, B-
PBE [H ] [OH ] [B] - Cb PBE [H ] [HB] - Ca [OH ]
[B] Cb [H ] -[OH ]
[HB] Ca [H ] [OH ]
3）H2PO4-—HPO42-，pKa2 = 7.21
6.21 ~ 8.21
4）Na2B4O7， pKa = 9.18
8.18 ~ 10.18
B4O72 5H 2O 2H 2BO3 2H3BO3
5）NH3-NH4+， pKa = 9.25
8.25 ~ 10.25
缓冲指数分布图
1.0
0.8
缓冲容量
有效缓冲范围：
pKa 1
0.1 [A] 10 [HA]
1.2
分布 0.9 分数 0.6 或缓 0.3 冲指0 数2
HAcpKa = 4.76 Ac
4
6
8
pKa 1
pH
缓冲体系
1）HF-F-，pKa = 3.17 2）HAc-Ac-， pKa = 4.76
有效缓冲范围
2.17 ~ 4.17 3.76 ~ 5.76

分析化学(第7版)课后答案解析

第二章误差和分析数据处理1、指出下列各种误差是系统误差还是偶然误差？如果是系统误差，请区别方法误差、仪器和试剂误差或操作误差，并给出它们的减免方法。

答：①砝码受腐蚀：系统误差(仪器误差)；更换砝码。

②天平的两臂不等长：系统误差(仪器误差)；校正仪器。

③容量瓶与移液管未经校准：系统误差(仪器误差)；校正仪器。

④在重量分析中，试样的非被测组分被共沉淀：系统误差(方法误差)；修正方法，严格沉淀条件。

⑤试剂含被测组分：系统误差(试剂误差)；做空白实验。

⑥试样在称量过程中吸潮：系统误差(操作误差)；严格按操作规程操作。

⑦化学计量点不在指示剂的变色范围内：系统误差(方法误差)；另选指示剂。

⑧读取滴定管读数时，最后一位数字估计不准：偶然误差；严格按操作规程操作，增加测定次数。

⑨在分光光度法测定中，波长指示器所示波长与实际波长不符：系统误差(仪器误差)；校正仪器。

⑩在HPLC 测定中，待测组分峰与相邻杂质峰部分重叠:系统误差(方法误差)；改进分析方法 6、两人测定同一标准试样，各得一组数据的偏差如下：② 为什么两组数据计算出的平均偏差相等，而标准偏差不等； ③ 哪组数据的精密度高？解：①nd d d d d321n++++=0.241=d 0.242=d12i -∑=n d s0.281=s 0.312=s②标准偏差能突出大偏差。

③第一组数据精密度高。

7、测定碳的相对原子质量所得数据：12.0080、12.0095、12.0099、12.0101、12.0102、12.0106、12.0111、12.0113、12.0118及12.0120。

求算：①平均值；②标准偏差；③平均值的标准偏差；④平均值在99%置信水平的置信限。

解：①12.0104i=∑=nx x ②0.00121)(2i =--∑=n x x s③0.00038==ns s④0.00120.000383.25 25.3t 92-2 0.01±=⨯±==±±=＝时，，查表置信限＝f nstn s tx u 8、在用氯丁二烯氯化生产二氯丁二烯时，产品中总有少量的三氯丁二烯杂质存在。

分析化学各章节名词解释

第一章绪论1、分析化学——是人们获得物质的化学组成和结构信息的科学。

2、化学分析——利用物质的化学反应及其计量关系确定被测物质的组成及其含量。

3、化学定量分析——根据化学反应中试样和试剂的用量，测定物质各组分的含量。

4、化学定性分析——根据分析化学反应的现象和特征鉴定物质的化学成分。

5、仪器分析——借助仪器，以物质的物理或物理化学性质为依据的分析方法。

6、重量分析——通过化学反应及一系列操作，使试样中的待测组分转化为另一种纯粹的、固定化学组成的化合物，再称量该化合物的重量(或质量)从而计算出待测组分的含量。

7、滴定分析(titrimetric analysis )——也叫容量分析。

将已知准确浓度的试剂溶液滴加到待测物质溶液中，使其与待测组分恰好完全反应，根据加入试剂的量(浓度与体积)，计算出待测组分含量。

8、样品——所谓样品或试样是指分析工作中被采用来进行分析的体系,它可以是固体、液体或气体。

第二章滴定分析法概论1、滴定分析法——将一种已知准确浓度的试剂溶液（标准溶液），滴加到被测物质的溶液中，直到所加的试剂与被测物质按化学计量关系定量反应为止，然后根据所加试剂溶液的浓度和体积，计算出被测物质的量。

2、滴定——进行滴定分析时，将被测物质溶液置于锥形瓶中，然后将标准溶液（滴定剂）通过滴定管逐滴加到被测物质溶液中进行测定。

3、化学计量点——当加入的滴定剂的量与被测物质的量之间，正好符合化学反应式所表示的计量关系时，称到达了化学计量点。

4、指示剂——被加入的能指示计量点到达的试剂。

5、滴定终点(终点)——滴定时，滴定至指示剂改变颜色即停止滴定，这一点称为滴定终点。

6、滴定终点误差（滴定误差）——由于滴定终点和化学计量点不相符引起的相对误差，属于方法误差，用TE%表示。

7、滴定曲线——以溶液中组分（被滴定组分或滴定剂）的浓度对加入的滴定剂体积作图。

8、滴定突跃——滴定过程中，溶液浓度及其相关参数如Ph的突变。

缓冲溶液的配制

2．缓冲溶液组分浓度的测定
• 缓冲溶液组分浓度的测定可采用双指示剂法进行。
• 在Na3PO4—Na2HPO4的混合液中，先加入酚酞（或百里酚酞）作指示剂，用HCl标准溶液滴定至溶液由红色变微红色或无色，此时溶液中 Na3PO4被滴至Na2HPO4。
• 反应如下：
• HCl + Na3PO4= Na2HPO4+ NaCl
• 一、原理
•
1．pH=12缓冲溶液的配制根据缓冲溶液酸度计算公式： pH=pKa+lg
c共轭碱 c共轭酸
• 缓冲pH主要决定于pKa，同时与共轭酸碱对浓度比有关,对于某一种缓冲液pKa一定，pH随共轭酸碱对浓度
• 比(缓冲比)而变。配制一定pH的溶液时：
• （1）选择合适的缓冲对：原则一是所选缓冲对弱酸的pKa尽量接近于所需pH，并尽量在缓冲对的缓冲范围内（pH= pKa±1）。二是所选缓冲对不能与溶液中主要物质发生作用。（2）缓冲溶液的总浓度要适当，一般0.1-0.5 mol·L-1之间（3）计算所需缓冲对的量，为方便计算和配制，常用相同浓度的共轭酸、碱溶液，分别取不同体积混合即可。
需NaH2PO4 2H2O=0.11.0156.01=15.6g 需Na2HPO4 12H2O=0.061.0358.14=26.6g
2．缓冲溶液组分浓度的测定
• 缓冲溶液组分浓度的测定可采用双指示剂法进行。
• 在NaH2PO4—Na2HPO4的混合液中，先加入酚酞（或百里酚酞）作指示剂，用NaOH 标准溶液滴定至溶液呈微红色，此时溶液中NaH2PO4被滴至Na2HPO4。
pH≈4.66 滴定体积为V2mL
滴定示意图
NaH2PO4
Na2HPO4

无机及分析化学课件第三节缓冲溶液讲解

简化：当溶液pH＜6时，忽略[OH-]
ca [H ] [H ] K a cb [H ]

…………….(7)近似式
当溶液pH＞8，忽略[H+]
ca [OH ] [H ] K a cb [OH ]

……………..(8)近似式
对⑦ 当ca ＞20 [H+] cb ＞20 [H+] 对⑧ 当ca ＞20 [OH-] cb ＞20 [OH-]
解：因为要求溶液中HAc浓度为0.20mol/L，所以需要2.0mol/L的HAc溶液的量为：
0.20mol/L 1000mL 100mL 2.0mol/L
nHA 0.20mol/L 1L pH pK a log 4.74 log 5.00 n x A log( x) 5.00 4.74 log(0.20) -0.439 x 0.36mol
加入0.05mL1.0mol/L NaOH:
0.10 50 1.0 0.05 [Ac ] 50 0.05

[HAc]
0.10 50 1.0 0.05 50 0.05
[Ac ] 0.1 50 0.051.0 pH pK a lg 4.74 lg 4.75 [HAc] 0.1 50 0.051.0
3. 缓冲溶液的重要作用
⑴、一般缓冲溶液的主要作用就是控制溶液的pH值。 ⑵、标准缓冲溶液是测定溶液pH值时作为参照标准。
二、缓冲溶液pH值的计算
1、普通缓冲溶液pH值的计算设缓冲溶液HA—NaA , 浓度分别为ca 、cb _ + HA H + A
MBE: [Na+] = cb ……………………………(1) [HA] + [A-] =ca + cb…………………(2)

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推导过程
PBE： [H ] [OH ] [A- ] cA b
b [H ] [OH ] [A ] - cA [H ] db （ 1 [H ]2 Kw ( K a [ H ]) cKa
） d[H ] 2

-

Kw [H ]

cKa
Ka [H ]

cA
d[H ] dpH d( lg[H ]) 2.3[H ]
cK [H ] db a 2.3{[H ] [OH ] } 2 dpH ( K a [H ])
影响缓冲容量的因素的讨论(2)
( H OH HA )
- [OH ]

3.
Ca 20([H ] [OH ]), Cb 20 （[H ] - [OH ]）
Ca [H ] K a Cb

Cb pH pK a lg Ca
最简式
例题：求0.10 mol/L NH4HF2 溶液的pH。解：首先进行体系分析， 0.10 mol/L NH4HF2 体系中的酸：NH4+，HF；体系中的碱：F构成缓冲体系： 0.10 mol/L NH4F + 0.10 mol/L HF
[HB] Ca [H ] [OH ]
精确式
C [H ] [OH ] [HB] a [H ] K a Ka [B] Cb [H ] - [OH ]
简化：
1.pH < 6 [H ] K a

Ca [H ] Cb [H ]

2.pH > 8
C = 1.0 mol/L C = 0.5 mol/L C = 0.2 mol/L
缓冲 0.6 指数 0.4
¿ Ý Á å È º ³ »
0.2 0.0 0 2 4 6 pH 8 10 12 14
pKap=3.17 Ka = 4.76 pK 7.21 a2 = p KK p == 9.18 9.24 aa 问题：同浓度不同pKa的弱酸弱碱缓冲体系的异同？
3.4.4 缓冲溶液的选择

所控制的pH应尽量与pKa一致，且浓度较大。
缓冲溶液应对体系的反应无干扰。
有足够的缓冲容量，廉价易得，避免污染．
3.4.5 标准缓冲溶液
• 标准缓冲溶液是用来校准pH用的，它的pH值是经过实验准确测定的。 • 如果要用计算来求得某种标准缓冲溶液的pH，必须校准离子强度的影响
影响缓冲容量的因素讨论：设一缓冲体系（HA—NaA）由cHAmol/L HA 和 cA mol/L 的 NaA构成，总浓度c= cHA + cA。若以HA和H2O为参考水准： PBE：
[H ] [OH ] [A ] cA

-
若在该体系加入强碱，并使强碱的浓度为b， PBE： [H
3.4.2 缓冲溶液的pH计算设Ca mol/L HB 和Cb mol/L B- 构成的缓冲溶液：参考水准： H2O, HB 参考水准：
b
H2O, B-
PBE：[H ] [OH ] [B] - C
PBE： [H ] [HB] - Ca [OH ]
[B] Cb [H ] - [OH ]
有效缓冲范围：

C
pKa 1
0.1 [A] 10 [HA]
分布 0.9 分数 0.6 或缓 0.3 冲 0 指数 2
1.2
HAc
pKa = 4.76
Ac

4
pKa 1
6
8
pH
缓冲体系 1）HF-F-，pKa = 3.17
2）HAc-Ac-， pKa = 4.76 3）H2PO4-—HPO42-，pKa2 = 7.21 4）Na2B4O7， pKa = 9.18
2.303c NH3 NH
4
题解 = 0.043 mol L-1 pH-1 例3 用0.02000 mol L-1 EDTA滴定25.00mL浓度为0.02000 mol L-1 的Zn2+溶液，欲加入10 mL pH = 5.0 HAc-NaAc缓冲溶液（pKa = 4.74），为使滴定前后的pH改变不超过0.3 个单位，应配制总浓度为多大的缓冲溶液？题解 c0 = 0.78 mol L-1
题解
解：
1 1 b c A cK a ( ) K a [H ]2 K a [H ]1 9.25 1 1 0.10 10 ( 9.25 ) 10 108.73 109.25 109.73 0.052(mol / L)
例2
由0.10 mol L-1 NH3和0.10mol L-1 NH4Cl按体积比3：1的比例配成的缓冲溶液，其缓冲指数为多少？（pKa = 9.25）
] [OH ] [A ] cA b

-
推导过程

cKa [H ] db 2.3{[H ] [OH ] } 2 dpH ( K a [H ])
( H OH HA )
HA
cKa [H ] 2.3 ( K a [H ])2
有效缓冲范围
2.17 ~ 4.17 3.76 ~ 5.76
6.21 ~ 8.21
8.18 ~ 10.18
2 B4O7
5H2O 2H2BO3
2H3BO3
8.25 ~ 10.25
5）NH3-NH4+， pKa = 9.25
缓冲指数分布图
1.0 0.8
1）HF-F-，pKa = 3.17 2）HAc-Ac-， pKa = 4.76
1 1 A K a ( ) K a [H ]2 K a [H ]1 1 1 10 ( 4.74 4.74 ) 4.77 5.00 10 10 10 10 0.192
4.74
b 0.0167 c0 6 6 0.78mol / L Ac 0.129
对溶液稀释过程pH变化的控制
7 6 5 a)
HCl
pH
7 6 5 4 3 2 1 0
b)
NaAc-HAc
pH
4 3 2 1 0 0 10 20 30 40 50
0
10
20
30
40
50
mL of Water
mL of Water
Plots of pH vs. mL of water added to (a ) 0.500 mL of 0.100 mol . L-1 HCl and (b) 0.500 mL of a solution 0.100 mol . L-1 in both HAc and NaAc.
1 1 ) K a [H ]2 K a [H ]1
△b﹥0为加入强碱， △b﹤0为加入强酸
例 1 50 mL由0.10 mol L-1 NH3和0.10 mol L-1 NH4Cl按体积比3：1的比例配成的缓冲溶液，当其pH由9.73改变到8.73 时能容纳多少盐酸？（pKa = 9.25）题解 0.052 mol/L
3.4.3 缓冲容量、缓冲指数与有效缓冲范围 buffer capacity buffer index buffer intensity buffer value
缓冲容量是指缓冲溶液抵御pH值变化的能力。定义为 OH-
db da
dpH

dpH
HB H B
pH
H+
pH
HB H B
式中a与b分别代表加入的强酸或强碱的浓度。缓冲容量是溶液的一个状态参数，当溶液的状态发生变化时，缓冲容量也发生变化。例如，当缓冲溶液被稀释时；往缓冲溶液中加入酸或碱时。
The definition of buffer capacity
Buffer capacity is defined as the number of moles of strong acid or base required to change the pH of 1 L of buffer solution by one pH unit.
HA
cKa [H ] 2.3 ( K a [H ])2
结论：影响缓冲溶液缓冲指数大小的因数为共轭酸碱对的分布分数和
缓冲溶液的总浓度。
[H ] Ka
max 0.575c
ý µ Ê ¼ Ï ·² ò Ö ¿ » Ý Á å È » º ³
HA 2.3c HA A
3.4 缓冲溶液
buffer solution
3.4.1 缓冲溶液的定义与种类 3.4.2 缓冲溶液的pH计算 3.4.3 缓冲容量、缓冲指数、及有效缓冲范围
3.4.4 缓冲溶液的选择
3.4.5 标准缓冲溶液
3.4.1 缓冲溶液的定义与种类
定义
分类
缓冲溶液是指具有稳定某种性质的溶液体系。
pH缓冲溶液具有稳定体系酸度的特性。
HF
pK a ( NH ) 9.25 pK a (HF) 3.17 +
4
F +H
Cb pH pK a lg 3.17 lg 0.10 3.17 Ca 0.10
对缓冲体系 HA H A ，若共轭酸碱对的浓度相差不大，pH pKa ，可由此估计[H+]和[OH-]，并依此判断该用近似式、最简式或精确式。
3）H2PO4-—HPO42-， pKa2 = 7.21 4）Na2B4O7， pKa = 9.18 5）NH3-NH4+， pKa = 9.24 6）强酸区 7）强碱区