文档介绍：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℃,但只要与空气接触一段时间,。1滴浓盐酸(·L-1)加入1升纯水中,可使[H+]增加5000倍左右(×10-7增至5×10-4mol·L-1),若将1滴氢氧化钠溶液(·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(×10-×10-7mol·L-1),\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。
,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)。
,例如,NaHCO3-Na2CO3;NaH2PO4-Na2HPO4;NaH2C5HO7(柠檬酸二氢钠)-Na2HC6H5O7;KHC8H4O4-K2C8H4O4。
-NH+4CL-;RNH2-RNH+3A-(伯***及其盐);Tris-TrisH+A-(三羟***烷及其盐)。
(三)缓冲溶液的作用原理
现以HAc-NaOAc缓冲溶液为例,说明缓冲溶液之所以能抵抗少量强酸或强碱使PH稳定的原理。醋酸是弱酸,在溶液中的离解度很小,溶液中主要以HAc分子形式存在,Ac-的浓度很低。醋酸钠是强电解质,在溶液中全部离解成Na+和Ac-,由于同离子效应,加入NaOAc后使HAc离解平衡向左移动,使HAc的离解度减小,[HAc]增大。所以,在HAc-NaOAc混合溶液中,存在着大量的HAc和Ac-。其中HAc主要来自共轭酸HAc,Ac-主要来自NaOAc。这个溶液有一定的[H+],即有一定的PH值。
在HAc-NaOAc缓冲溶液中,存在着如下的化学平衡:
在缓冲溶液中加入少量强酸(如HCL),则增加了溶液的[H+]。假设不发生其他反应,溶液的PH值应该减小。但是由于[H+]增加,抗酸成分即共轭碱Ac-与增加的H+结合成HAc,破坏了HAc原有的离解平衡,使平衡左移即向生成共轭碱HAc分子的方向移动,直至建立新的平衡。因为加入H+较少,溶液中Ac-浓度较大,所以加入的H+绝大部分转变成弱酸HAc,因此溶液的PH值不发生明显的降低。
在缓冲溶液中加入少量强碱(如NaOH),则增加了溶液中OH-的浓度。假设不发生其他反应,溶液的PH值应该增大。但由于溶液中的H+立即加入的OH-结合成更难离解的H2O,这就破坏了HAc原有的离解平衡,促使HAc的离解平衡向右移动,即不断向生成H+和Ac-的方向移动,直至加入的OH-绝大部分转变成H2O,建立新的平衡为止。因为加入的OH-少,溶液中抗碱成分即共轭酸HAc的浓度较大,因此溶液的PH值不发生明显升高。
在溶液稍加稀释时,其中[H+]虽然降低了,但[Ac-]同时降低了,同离子效应减弱,促使HAc的离解度增加,所产生的H+可维持溶液的PH值不发生明显的变化。所以,溶液具有抗酸、抗碱和抗稀释作用。
多元酸的酸式盐及其对应的次级盐的作用原理与前面讨论的相似。例如,在NaH2PO4-Na2HPO4溶液中存在着离解平衡:
足量共轭酸,主要来自磷酸二氢钠足量共轭碱,主要来自磷酸氢二钠
HPO2-4是抗酸成分,通过平衡移能对抗外加酸的影响。H2PO2-4是抗碱成分,通过平衡右移能对抗外加碱的影响。
弱碱及其对应盐的缓冲作用原理,例如,NH3-NH4CL(即NH3-NH+4)溶液中,NH3能对抗外加酸的影响是抗酸成分,NH+4能对抗外加碱的影响是抗碱成分。前者通过下述平衡向右移动而抗酸,后者通过平衡向左移动而抗碱,从而使溶液的PH值稳定。
足量共轭酸,主要来自氨气足量共轭碱,主要来自***化铵
二、缓冲溶液PH的计算
(一)亨德森方程式
在缓冲溶液例如HAc-NaAc溶液中,有以下的离解平衡:
等式两边各取负对数,则
即
HAc的离解度比较小,由于溶液