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§4-4緩沖溶液1.實驗事實:向純水(pH=7.0)中加入少量酸或堿,pH值會發(fā)生顯著變化向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或堿,溶液的pH值幾乎不變。2.緩沖溶液:
是一種能抵抗少量強酸、強堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液。1例5-13
:向1dm30.1mol·dm-3HAc-NaAc混合液中分別滴加0.1cm3
1mol·dm-3HCl或NaOH溶液,pH改變多少解:⑴0.1mol·dm-3HAc-NaAc溶液的pH值:HAcH++Ac-
0.10.1
pH=pKa=4.752
⑵滴加0.1cm3
1mol·dm-3HCl后:HAcH++Ac-
0.1+1×10-40.1-1×10-4
pH=pKa=4.753⑶滴加0.1cm3
1mol·dm-3NaOH溶液后:HAcH++Ac-
0.1×10-40.1+1×10-4
pH=pKa=4.75結(jié)論:加入少量酸堿pH值不發(fā)生改變43.緩沖原理:
HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-加入酸,如HCl,H+與Ac-結(jié)合,生成HAc,cAc-/cHAc變化不大,溶液的pH值變化不大。加入堿,如NaOH,HAc與OH-與結(jié)合,生成Ac-,cAc-/cHAc變化不大,溶液pH值變化也不大結(jié)論:少量外來酸堿的加入不會影響溶液的pH值,緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。54.緩沖溶液[H+]的計算弱酸—弱酸強堿鹽HAcH++Ac-
平
c酸
xc鹽
,
弱堿—強酸弱堿鹽的緩沖體系:65.結(jié)論:
緩沖溶液的pH取決于兩個因素,即Ka(Kb)及
c酸/c鹽(c堿/c鹽)
適當(dāng)?shù)叵♂尵彌_溶液時,由于酸和鹽同等程度地減少,pH值基本保持不變。
稀釋過度,當(dāng)弱酸電離度和鹽的水解作用發(fā)生明顯變化時,pH值才發(fā)生明顯的變化。7例:
緩沖溶液的組成為1.00moldm-3的NH3·H2O和1.00moldm-3的NH4Cl,試計算(1)緩沖溶液的pH值;(2)將1.0cm3濃度為1.00moldm-3的NaOH溶液加入到50cm3該溶液時引起的pH值變化;(3)將同量的NaOH加入到50cm3純水中引起的pH值變化解:(1)=4.74,
pH=9.268(2)在50cm3緩沖溶液中含NH3·H2O和NH4+各為0.05mol,加入NaOH的量為0.001molOH-,它將消耗0.001molNH4+并生成0.001molNH3·H2O,故:
NH3·H2O=NH4++OH-平x
pH=9.27(3)pH=12.397.緩沖溶液的應(yīng)用許多化學(xué)反應(yīng)要在一定pH范圍內(nèi)進行;人體血液必須維持pH在7.4左右。10§5-5沉淀溶解平衡一、溶度積常數(shù)AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)當(dāng)溶解與結(jié)晶速度相等時,達(dá)到平衡狀態(tài)KAgClr=[Ag+][Cl-]為一常數(shù),該常數(shù)稱為溶度積常數(shù),用Ksp表示。
AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)則Ksp,
AnBm=[Am+]n[Bn-]m11例1、計算298K時AgCl的Ksp,AgCl解:AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)
同一類型的電解質(zhì),可以用Ksp直接比較溶解度的大小,不同類型的難溶電解質(zhì),不能用Ksp比較。12溶度積與溶解度之間的關(guān)系例2、已知Ksp,AgCl=1.7810-10,Ksp,Ag2CrO4=1.7810-10,試求AgCl和Ag2CrO4的溶解度解:(1)設(shè)AgCl的溶解度為S1(moldm-3),則:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)平S1S1
(2)設(shè)Ag2CrO4的溶解度為S2(moldm-3),則:
Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)平2S2S2
13例3、把足量的AgCl放入1dm
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