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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）。
大连理工大学2024年硕士研究生入学考试大纲科目代码：630 科目名称：无机化学及无机化学实验具体复习大纲如下：一、气体和溶液1、理想气体的概念、理想气体状态方程、理想气体状态方程的应用.2、混合气体中组分气体、分压的概念，分压定律、分体积定律.3、真实气体与理想气体的差别.4、液体的蒸发及饱和蒸汽压.5、稀溶液的依数性.二、热化学1、系统、环境、相、热、功、热力学能和焓等概念.2、热力学第一定律.3、热化学方程式、化学反应的标准摩尔焓变（Δr H mӨ）.4、物质的标准摩尔生成焓（Δf H mӨ）、物质的标准摩尔燃烧焓（Δc H mӨ）.5、Hess定律及有关计算.三、化学反应速率1、化学反应速率、（基）元反应、复合反应等概念.2、反应速率方程、速率系数、反应级数的确定.3、活化分子、活化能等概念、阿伦尼乌斯方程.4、用碰撞理论和活化络合物理论说明浓度、温度和催化剂对反应速率的影响.四、化学平衡熵和Gibbs函数1、化学平衡、标准平衡常数、平衡组成的计算、多重平衡规则.2、反应商判据、Le Chaterlier原理.3、浓度、压力、温度对化学平衡移动的影响及相关计算.4、熵的概念、吉布斯函数的概念，物质的标准摩尔熵S mӨ、物质的标准摩尔生成Gibbs函数、反应的Δr S mӨ和Δr G mӨ的简单计算，Δr G mӨ与Δr H mӨ和Δr S mӨ的关系、Δr G mӨ与KӨ的关系.5、介绍反应的Δr G m，用Δr G m和Δr G mӨ判断反应进行的方向和程度.五、酸碱平衡1、酸碱质子理论、水的解离平衡、水的离子积常数、常见酸碱指示剂的变色范围.2、强酸、强碱溶液有关离子浓度和pH的计算.3、一元（多元）弱酸（碱）的解离平衡、解离常数和平衡组成的计算.4、一元弱酸强碱盐和一元强酸弱碱盐的水解平衡、水解常数和平衡组成的计算.5、多元弱酸强碱盐的分步水解及其平衡组成的计算、酸式盐溶液pH的近似计算.6、同离子效应、缓冲溶液、缓冲能力、缓冲溶液pH的计算.7、酸碱电子理论、配合物的基本概念、配合物的命名、配合物的不稳定常数和稳定常数、配体过量时配位平衡组成的计算、酸碱反应与配合反应共存时溶液平衡组成的计算.六、沉淀-溶解平衡1、难溶电解质的沉淀-溶解平衡、标准溶度积常数、标准溶度积常数与溶解度之间的关系和有关计算.2、溶度积规则、用溶度积规则判断沉淀的生成和溶解.3、pH对难溶金属氢氧化物沉淀-溶解平衡的影响及有关计算、沉淀的配位溶解及其简单计算.4、分步沉淀和两种沉淀间的转化及有关计算.七、氧化还原反应电化学基础1、氧化还原反应的基本概念、氧化反应方程式的配平.2、原电池的基本概念、电池电动势的概念.3、电极电势的概念及其影响因素、Nernst方程式及其相关计算、电极电势的应用.4、元素电势图及其应用.八、原子结构和元素周期律1、氢原子光谱、Bohr原子结构理论、电子的波粒二象性、量子化和能级、原子轨道、概率密度、概率、电子云.2、四个量子数的名称、符号、取值和意义.3、s、p、d原子轨道与电子云的形状和空间伸展方向.4、多电子原子轨道能级图和核外电子排布的规律、写出常见元素原子的核外电子排布、根据核外电子排布确定它们在周期表中的位置.5、周期表中元素的分区、结构特征.6、原子半径、电离能、电子亲和能和电负性的变化规律.九、分子结构1、化学键的分类、共价键价键理论的基本要点、共价键的特征和类型.2、杂化轨道理论的概念和类型、用杂化轨道理论解释简单分子和离子的几何构型.3、价层电子对互斥理论的要点、用价层电子对互斥理论推测简单分子或离子的几何构型.4、分子轨道的概念、第二周期同核双原子分子的能级图、电子在分子轨道中的分布、推测第二周期同核双原子分子（离子）的磁性和稳定性（键级）.5、键级、键能、键长、键角等概念.十、晶体结构1、晶体的类型、特征和组成晶体的微粒间的作用力.2、金属晶体的三种密堆积结构及其特征、金属键的形成和特征.3、三种典型离子晶体的结构特征、晶格能的概念、离子电荷和半径对晶格能的影响、晶格能对离子化合物熔点、硬度的影响、晶格能的热化学计算方法.4、离子极化及其对键型、晶格类型、溶解度、熔点、颜色的影响.5、键的极性和分子的极性、分子的偶极矩和变形性及其变化规律、分子间力的产生及其对物质性质的影响.6、氢键形成的条件、特点及对物质某些性质的影响.7、过渡性晶体结构（如：层状晶体）.十一、配合物结构1、配合物价键理论的基本要点、配合物的几何构型与中心离子杂化轨道的关系、内轨型和外轨型配合物的概念、中心离子价电子排布与配离子稳定性和磁性的关系.2、配合物晶体场理论的基本要点、八面体场中d电子的分布、高自旋和低自旋配合物、推测配合物的稳定性和磁性、配合物的颜色与d-d跃迁的关系.十二、s区元素1、碱金属和碱土金属的通性、单质的重要物理性质和化学性质.2、碱金属和碱土金属的重要氢化物、氧化物、过氧化物、超氧化物的生成和基本性质.3、碱金属和碱土金属氢氧化物碱性强弱的变化规律、重要盐类的溶解性和稳定性.4、锂和铍的特殊性、对角线规则.十三、p区元素（一）1、硼族元素的通性、缺电子原子和缺电子化合物的概念、乙硼烷的结构和重要性质、硼酸的晶体结构和性质、硼砂的结构和性质、硼的卤化物的结构和水解.2、铝及其重要化合物的性质.3、碳族元素的通性、碳单质的结构、碳的氧化物、碳酸及其盐的重要性质、用离子极化理论说明碳酸盐的热稳定性.4、硅单质、硅的氢化物、硅的氧化物、硅酸及其盐的重要性质.5、硅的卤化物的结构和水解.6、锡和铅的氧化物和氢氧化物的酸碱性及其变化规律、Sn(Ⅱ)的还原性、Pb(Ⅳ)的氧化性、锡和铅硫化物的颜色、生成和溶解性.十四、p区元素（二）1、氮族元素的通性、氮分子的结构和特殊稳定性、铵盐的性质、氮的氧化物的结构、硝酸的结构和性质、硝酸盐和亚硝酸盐的性质.2、磷的单质、氢化物、氧化物、卤化物的结构和性质.3、磷酸及其盐的性质、亚磷酸、次磷酸、焦磷酸、聚磷酸、聚偏磷酸的结构和性质.4、砷、锑、铋氧化物及其水合物的酸碱性及其变化规律.5、砷、锑、铋化合物氧化还原性的变化规律和重要反应.6、砷、锑、铋硫化物的颜色、生成和溶解性及砷、锑的硫代酸盐.7、氧族元素的通性、氧单质的结构和性质、过氧化氢的结构和性质及其重要反应.8、硫单质的结构和性质、硫化氢的性质、金属硫化物的溶解性、多硫化物的性质、二氧化硫和三氧化硫的结构、亚硫酸及其盐的性质、硫酸及其盐的性质、硫代硫酸盐的结构和性质、过二硫酸盐的结构和性质、焦硫酸盐和连二亚硫酸盐的性质.十五、p区元素（三）1、卤素的通性、卤素单质的制备和性质、卤化氢的制备及其性质（还原性、酸性、稳定性）的变化规律、氯的含氧酸及其盐的性质及其变化规律、溴和碘的含氧酸的基本性质.2、稀有气体的重要性质及其变化规律、稀有气体化合物及其几何构型.3、p区元素的氢化物、氧化物及其水合物性质的递变规律.4、p区元素化合物的氧化还原性递变规律、p区元素含氧酸盐的热稳定性递变规律.十六、d区元素（一）1、过渡元素的原子结构特征和通性.2、钛单质的性质和用途.3、铬单质的性质、Cr(Ⅲ)和Cr(Ⅵ)化合物的酸碱性和氧化还原性及其相互转化，杂多酸盐磷钼酸铵.4、Mn(Ⅱ)、Mn(Ⅳ)、Mn(Ⅵ)、Mn(Ⅶ)重要化合物的性质.5、Fe(Ⅱ)、Co(Ⅱ)、Ni(Ⅱ)重要化合物的性质及其变化规律.6、Fe(Ⅲ)、Co(Ⅲ)、Ni(Ⅲ)重要化合物的性质及其变化规律.7、铁、钴、镍的重要配合物.十七、d区元素（二）1、铜族元素的通性.2、铜的氧化物、氢氧化物、重要铜盐的性质.3、Cu(Ⅰ)和Cu(Ⅱ)相互转化、铜的重要配合物、水溶液中Cu2+的重要反应.4、银的氧化物和氢氧化物的性质、银的重要配合物、水溶液中Ag+的重要反应.5、锌族元素的通性、氢氧化锌的性质、水溶液中Zn2+的重要反应、锌的重要配合物.6、镉的重要化合物的性质.7、汞的重要化合物的性质、Hg(Ⅰ)和Hg(Ⅱ)间的相互转化、水溶液中Hg2+和Hg22+的重要反应.十八、无机化学实验1.实验基本操作：加热、洗涤、过滤等无机化学实验操作。
化学实验中的常见化学试剂化学实验是学习化学科学的重要环节之一，而化学试剂是进行化学实验所必需的物质。
下面将介绍一些常见的化学试剂及其用途。
一、酸碱指示剂酸碱指示剂是一种用来检测溶液酸碱性质的试剂。
它可以根据溶液的pH值显示不同的颜色。
常见的酸碱指示剂有酚酞、溴甲酚、甲基橙等。
二、中和指示剂中和指示剂是用于判断酸碱中和反应终点的试剂。
它们在酸性和碱性条件下的颜色不同。
常用的中和指示剂有酚酞、溴甲酚、甲基橙等。
三、还原剂还原剂是一种用于还原反应的试剂。
它们可以向其他物质捐赠电子，使其他物质发生一系列的化学反应。
常见的还原剂有亚硫酸钠、氢气等。
四、氧化剂氧化剂是一种用于氧化反应的试剂。
它们可以夺取其他物质的电子，使其他物质发生一系列的化学反应。
常见的氧化剂有高锰酸钾、过氧化氢等。
五、络合剂络合剂是一种可以与金属离子形成络合物的试剂。
它们具有很强的亲金属特性，可以用于沉淀分析和配位化学等实验。
常见的络合剂有乙二胺四乙酸酸钠、硫氰酸铵等。
六、沉淀剂沉淀剂是一种用于沉淀反应的试剂。
它们可以与溶液中的离子发生反应，生成沉淀。
常见的沉淀剂有氢氧化钠、氢氧化铵等。
七、指示剂指示剂是用于判断反应终点的试剂。
它们可以通过改变颜色或其他物理性质来提示反应是否完成。
常见的指示剂有淀粉溶液、硫酸铜溶液等。
八、溶剂溶剂是一种用于溶解其他物质的试剂。
它们可以改变物质的溶解性质，使其被完全溶解或分散。
常见的溶剂有水、醇类、醚类等。
九、催化剂催化剂是一种可以加速反应速率的物质。
它们通常以很小的量加入反应体系中，能够提供反应的新途径，降低反应的活化能，使反应更容易进行。
常见的催化剂有酶、过渡金属离子等。
十、指示剂指示剂是一种用于检测成分或物性的试剂。
它们可以通过颜色变化或其他物理性质的变化来提示所需成分的存在。
常见的指示剂有凡纳滨、邻苯二胺等。
十一、缓冲溶液缓冲溶液是一种具有稳定pH值的溶液。
它们能够在一定程度上抵抗外界酸碱变化，用于稳定实验体系。
初中化学实验酸碱反应教案
实验名称：酸碱反应
实验目的：通过本实验，学生能够了解酸碱反应的基本原理，掌握酸碱指示剂的使用方法，能够进行简单的酸碱中和实验。
实验器材：试管、试管架、烧杯、滴管、pH试纸、酸碱指示剂、硫酸、氢氧化钠溶液。
实验步骤：
1. 将试管架搭起来，在试管中滴入几滴酸碱指示剂。
2. 分别取一小部分硫酸和氢氧化钠溶液，用滴管滴入试管中。
3. 观察试管中的颜色变化，记录下是否有颜色变化发生。
4. 使用pH试纸将试管中的溶液pH值进行测定，记录下测定结果。
实验原理：
在酸碱反应中，酸和碱反应会产生中间的盐和水，释放出一定的热量。
在中和反应中，酸
的氢离子与碱的氢氧根离子相结合，形成水和盐。
实验注意事项：
1. 实验时应戴上实验室服、手套和护目镜，注意实验室安全。
2. 实验中要小心操作，避免溶液溅出。
3. 实验后要及时清洗实验器具。
实验总结：
通过本实验，学生可以观察到酸碱反应的变化过程，掌握酸碱指示剂的使用方法，并能够
利用pH试纸进行酸碱溶液的pH值测定。
同时，学生还可以了解酸碱反应的基本原理，
加深对化学反应的理解。
一、ph=2.00标准缓冲液的定义ph=2.00标准缓冲液是一种具有稳定ph值的溶液，通常用于校正ph 计和控制溶液的酸碱度。
在化学实验室和工业生产中，ph=2.00标准缓冲液被广泛应用，以保证溶液的稳定性和准确性。
二、ph=2.00标准缓冲液的制备1. 基本原理ph=2.00标准缓冲液是由一定体积的酸和一定体积的盐的混合物构成，通过这种制备方法可以稳定ph值在2.00附近。
2. 制备方法（1）准备一定体积的0.1M的盐酸溶液；（2）将一定体积的0.1M盐酸溶液和适量的盐混合，并加入适量的纯水，搅拌均匀直至溶解；（3）用ph计测定溶液的ph值，根据需要进行微调，确保ph=2.00。
三、ph=2.00标准缓冲液的应用1. 校正ph计ph=2.00标准缓冲液常用于校正ph计，确保其准确性和稳定性。
在实验室中，ph计是一种重要的测试仪器，通过校正使用ph=2.00标准缓冲液可以保证测试结果的准确性。
2. 控制溶液酸碱度在实验室和工业生产中，很多反应的进行都需要在特定的酸碱条件下进行。
ph=2.00标准缓冲液可以作为一种稳定的酸性溶液，用于控制反应体系的酸碱度，保证反应的顺利进行。
四、ph=2.00标准缓冲液的质量控制1. 设备要求在制备ph=2.00标准缓冲液时，需要使用准确的容量瓶、称量瓶等实验仪器，确保溶液的体积和质量准确。
2. ph值测定制备完ph=2.00标准缓冲液后，需要使用精准的ph计进行测定，确保溶液的ph值在规定范围内。
3. 包装储存制备的ph=2.00标准缓冲液需要进行严格的包装和储存，避免受到外界环境的影响，确保其稳定性和准确性。
五、ph=2.00标准缓冲液的注意事项1. 防止污染在制备和使用ph=2.00标准缓冲液时，需要注意防止杂质和化学物质的污染，以免影响缓冲液的稳定性和准确性。
2. 严格按照制备方法操作制备ph=2.00标准缓冲液时，需要严格按照制备方法操作，确保溶液的准确性和稳定性。
实验八酸碱反应与缓冲溶液
实验目的
1.进一步理解和巩固酸碱反应的有关概念和原理(同离子效应盐类水解及其影响因素）
2.学习试管实验的一些基本操作
3.学习缓冲溶液的配制及其PH的的测定，了解缓冲溶液的缓冲性能
4.学习酸度计的使用方法
实验原理
1.同离子效应
强电解质兹水中全部解离。
弱电解质在水中部分解离。
在一定温度下，弱酸弱碱的竭力平衡如下；
HA(ag）+H
2O(l)↔H
3
O+(ag)+A-(ag)
B(ag)+H
2
O(l)↔BH+(ag)+OH-（ag）
在弱电解质溶液中，加入弱电解质含有相同离子的强电解质解离平衡向生成弱电解质的方向移动，是弱电解质的接力度下降。
这种现象成为：同离子效应。
2.盐类水解
强酸、强碱盐在水中不水解。
强酸弱碱盐（如NH
4
Cl）水解溶液显酸性，强酸弱碱盐（如NaAc）水解溶液显碱性。
弱酸弱碱盐（如NaAc）水解溶液的酸碱性取决于强酸弱碱的相对强弱。
例如：
Ac-（ag）+H
2
O（l）↔HAc(ag)+OH-（ag)
NH4+(ag)+Ac-(ag)+H
2O(l)↔NH
3
·H
2
O（ag）+HAc（ag）
水解反应时酸碱中和反应的逆反应。
中和反应是放热反应水解反应时吸热反应。
因此升高温度有利于盐类的水解
3.缓冲溶液
由弱酸（或弱碱）与弱酸（或弱碱）盐（如HAc-NaAc；NH
3·H
2
O-NH
4
Cl；H
3
PO4-NaH
2
PO
4
；
NaHPO
4;NaHPO
4
-Na
3
PO
4
等）组成的溶液具有保持溶液PH相对稳定的性质，这类溶液称为
缓冲溶液。
由弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液的PH可由下列公式计算: PH=PKgө（HA)-lgc(HA)/c(A-)
由弱酸-弱碱盐组成的缓冲溶液的PH可用下式计算；
PH=14-PKbө（B）+lgc(B)/c(BH)
缓冲溶液的PH可以用PH试纸来测定
缓冲溶液的缓冲能力与组成溶液的弱酸（或弱碱）及其共轭碱（或酸）的浓度有关，当弱碱（或弱酸）与它的共轭碱（或酸）浓度较大时，其缓冲溶液能力较强。
此外，缓冲能力还与c（HA）/c（A-)或c（B)/c（BH+)有关。
当比值接近1时，其缓冲能力最强。
此值通常选在~10范围内。
实验内容
2. 在1号缓冲溶液中加入L HCl 再加入1ml L NaOH溶液
四、思考题
1.如何配制SnCl
2溶液和Bi（NO
3
)
2
[SbCl
3
]溶液，写出其水解反应的离子方程式
答：⑴ Sn
2+ + H
2
O Sn(OH)+ + H+ Sn(OH)+ + Cl- Sn(OH) Cl
⑵Sb3+ + H
2O Sb(OH)2+ + H+ Sb(OH)2+ + H
2
O Sb(OH)
2
+ + H+
Sb(OH)
2+ + Cl- SbOCl + H
2
O
⑶Bi3+ + H
2O Bi(OH)2+ + H+ Bi(OH)2+ + H
2
O Bi(OH)
2
+ + H+
Bi(OH)
2+ + NO-
3
BiO(NO
3
) + H
2
O
2.影响盐类水解的因素有哪些
答:盐类水解度的大小主要取决于水解离子的本性.盐类溶液的浓度、浓度和酸度也是影响水解的重要因素.
3.缓冲溶液pH由哪些因素决定其中主要的决定因素是什么
答:⑴组成缓冲溶液的弱酸(或弱碱)及其共轭碱(或酸).
⑵选用合适的弱酸(或弱碱)和浓度.
实验重点讲授内容
一、酸度计的使用及注意事项
二、实验原理 1.同离子效应2.盐的水解3.缓冲溶液
三、试管、量筒、烧杯等玻璃仪器的洗涤与使用
四、失标签溶液A B C D 用PH试纸检测不用PH计
五、缓冲溶液的配制用PH计测定
六、实验报告规范化1.说明用品2.实验原理（同离子效应盐的水解缓冲溶液）3.实验内容（制表格画表格思考题）。
