緩沖溶液pH值計算公式

1、-作者xxxx-日期xxxx緩沖溶液pH值計算公式【精品文檔】緩沖溶液pH值計算公式裴老師教你學化學 許多化學反應（包括生物化學反應）需要在一定的pH值范圍內(nèi)進行，然而某些反應有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值會隨反應的進行而發(fā)生變化，從而影響反應的正常進行。在這種情況下，就要借助緩沖溶液來穩(wěn)定溶液的pH值，以維持反應的正常進行。在無機化學的教學中，為了使學生根據(jù)反應所要控制的pH值范圍，能正確選擇和配制緩沖溶液，就需要要求學生對緩沖溶液pH值的計算公式熟練掌握并能靈活應用。 緩沖溶液pH值的計算公式，根據(jù)緩沖溶液的組成大致可分為兩大類型。1 由弱酸及弱酸鹽組成的緩沖溶液 設弱酸的濃度為

2、C酸（mol·L-1），弱酸鹽的濃度為C鹽（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡： HA H+ + A- 1 (P78) 平衡時： C酸-x xC鹽+x Ka°= x（C鹽+x）/（C酸-x） x = H+ = Ka°（C酸-x）/（C鹽+x） 由于Ka°值較小，且因存在同離子效應，此時x很小，因而C酸-xC酸，C鹽+xC鹽，所以 H+ = Ka°C酸 / C鹽 將該式兩邊取負對數(shù)： -logH+ =-logKa°-logC酸 / C鹽，所以 pH = pKa°-logC酸 / C鹽（1） 這就是計算一元弱酸及弱

3、酸鹽組成的緩沖溶液pH值的通式。2 由弱堿及弱堿鹽組成的緩沖溶液 設弱堿的濃度為C堿（mol·L-1），弱堿鹽的濃度為C堿（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡： B + H2O BH+ + OH- 2 ( P140) 平衡時： C堿-x C鹽+xx Kb°= x（C鹽+x）/ （C堿-x） x = OH- = Kb°（C堿-x）/ （C鹽+x） 由于Kb°較小，且因存在同離子效應此時x很小，因此C堿-xC堿，C鹽+xC鹽，所以，OH- = Kb°C堿 / C鹽 將該式兩邊取負對數(shù)： -logOH- =-logKb°-lo

4、gC堿 / C鹽 pOH = p Kb°-logC堿 / C鹽 又因pH = 14 - pOH，所以 pH = 14 -pKb°+ logC堿 / C鹽（2） 這就是計算一元弱堿及弱堿鹽組成的緩沖溶液pH值的通式。 以上兩種類型的緩沖溶液由于組成不同，其計算pH值的公式也不相同。這就給教師的教學和學生的學習帶來一定困難。如果我們將這兩種不同類型的緩沖溶液用酸堿質子理論進行處理，就可將這兩種計算pH值的公式統(tǒng)一起來。討論如下： 對于弱酸及弱酸鹽組成的緩沖溶液，如HAc-NaAc緩沖溶液，根據(jù)酸堿質子理論Ac-可以接受質子是堿，而HAc可以給出質子是酸，它們是一共軛酸堿對。設A

5、c-的濃度為C堿（mol·L-1），HAc的濃度為C酸（mol·L-1），在溶液中存在下列解離平衡。 HAc H+ + Ac- 平衡時：C酸-x x C堿+x Ka°= x（C堿+x）/ （C酸-x） x = Ka°（C酸-x）/ （C堿+x） 因Ka°值較小，且因存在同離子效應，此時x很小，因而C酸-xC酸，C堿+xC堿，所以 x = H+ = Ka°C酸 / C堿 將該式兩邊取負對數(shù)，得 -logH+ =-logKa°-logC酸 / C堿 pH = p Ka°-logC酸 / C堿（3） 對于弱堿及弱堿鹽組成

6、的緩沖溶液，如NH3-NH4+緩沖溶液。根據(jù)酸堿質子理論，NH3可以接受質子是堿，而NH4+可以給出質子是酸，它們是一共軛酸堿對。設NH3的濃度為C堿（mol·L-1），NH4+的濃度為C酸（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡。 NH4+ H+ + NH3 平衡時：C酸-x x C堿+x Ka°= x（C堿+x）/ （C酸-x） x = Ka°（C酸-x）/ （C堿+x） 因Ka°值較小，且因存在同離子效應，x很小，C酸-xC酸，C堿+xC堿，所以 x = H+ = Ka°C酸 / C堿 將該式兩邊取負對數(shù)，得： -logH+ =-logKa°-logC酸 / C堿 pH = p Ka°-logC酸 / C堿（4） NH4+的Ka°一般化學手冊上沒有直接列出，但我們可根據(jù)共軛酸堿對的Ka°與Kb°的關系，Ka°= Kw°/ Kb°，即可以根據(jù)NH3的Kb°就可求出共軛酸NH4+的Ka°。 通過上面的討論可以看出（3）與（4）式完全相同，這樣我們就將兩種不同類型的緩沖溶液pH值的計算公式統(tǒng)一起來了。這對我們的教學十分便利，它不但簡化了公式的推導過程，也減少了公式的個數(shù)。這樣