無機及分析化學(xué)：第四章 解離平衡-2

§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(jìn)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