缓冲溶液与缓冲作用原理
缓冲溶液的缓冲原理
缓冲溶液的缓冲原理缓冲溶液是指能够抵抗外界酸碱变化，保持溶液pH值稳定的溶液。
缓冲溶液的缓冲原理是通过共存的酸碱物质对氢离子的吸收和释放来保持溶液pH值的稳定。
在生物化学实验和工业生产中，缓冲溶液起着至关重要的作用。
本文将详细介绍缓冲溶液的缓冲原理。
缓冲溶液的缓冲原理主要有两种，一种是酸碱对的共存，另一种是酸碱对的共存。
首先我们来看酸碱对的共存。
当酸碱对的浓度相等时，缓冲溶液的pH值等于酸碱对的pKa值。
当外界酸度增加时，酸碱对中的酸会向碱转化，吸收外界的氢离子，从而使得溶液的pH值保持稳定。
反之，当外界酸度减小时，酸碱对中的碱会向酸转化，释放氢离子，也能够保持溶液的pH值稳定。
这种缓冲原理适用于大多数生物化学实验中。
另一种缓冲原理是酸碱对的共存。
这种情况下，缓冲溶液中同时存在弱酸和其共轭碱，或者同时存在弱碱和其共轭酸。
当外界酸度增加时，弱碱会向其共轭酸转化，吸收外界的氢离子，使得溶液的pH值保持稳定。
反之，当外界酸度减小时，弱酸会向其共轭碱转化，释放氢离子，同样能够保持溶液的pH值稳定。
这种缓冲原理适用于一些特殊的生物化学实验和工业生产中。
除了以上介绍的两种缓冲原理外，缓冲溶液的缓冲效果还与溶液中酸碱对的浓度有关。
一般来说，酸碱对的浓度越高，缓冲效果越好。
因此，在实验和生产中，需要根据具体情况选择合适的酸碱对和浓度，以达到最佳的缓冲效果。
在生物化学实验中，缓冲溶液的应用非常广泛。
例如，在酶活性实验中，为了保持酶的活性，需要在一定pH范围内进行实验，这时就需要用到缓冲溶液。
在细胞培养和PCR实验中，也需要使用缓冲溶液来保持培养液和反应体系的稳定。
在工业生产中，缓冲溶液也被广泛应用于药品生产、食品加工等领域。
总之，缓冲溶液的缓冲原理是通过共存的酸碱对对外界的酸碱变化进行抵消，从而保持溶液的pH值稳定。
在生物化学实验和工业生产中，缓冲溶液扮演着非常重要的角色，对于保证实验和生产的准确性和稳定性起着至关重要的作用。
医用化学-缓冲溶液
缓冲对中的共轭碱发挥了抵抗外来强酸的作用， 因此称为抗酸成分。同理，缓冲对中的共轭酸发 挥了抵抗外来强碱的作用，因此称为抗碱成分。
对溶液进行适当稀释时，溶液的pH基本不变。 由于缓冲溶液中含有大量的抗酸成分和抗碱成分， 而且它们之间又存在质子转移平衡，因此可对抗 外来的少量强酸、强碱，使溶液的pH基本保持不 变。
c( NH 3 H 2 O) 0.10 9 . 25 lg 9.55 c( NH 4 ) 0.050
n( NH 3 )
例3-3 将100 mL 0.10 mol· L-1盐酸加入到300 mL 0.10 mol· L-1氨水中，求混合后溶液的pH， pK NH H = 4.75。 b 2O的 3· 解： HCl + NH3 NH4Cl n( 起始） 100×0.10 300×0.10 0 n( 剩余） 0 （300-100）×0.10 100×0.10 n ( HCl ) 由于 n( NH ＞ ，所以加入的 HCl完全与NH3反应生 3) 成NH4Cl，剩余的NH3与生成的NH4Cl组成一对缓 冲对。混合溶液中NH4+和NH3的浓度分别为：
三、缓冲作用原理 HAc和NaAc组成的缓冲体系中，存在下面 的解离式： ① NaAc
溶液中加入少量强酸时
Na+ + Ac-
+
HAc
H+
溶液中存在大量的Ac-，只有少量与H+发生反应， 达到平衡时[Ac-]略有增加，[HAc]略有减少，因 此溶液的pH几乎不变。
② HAc + H2O
H3O+ +通常将这两种成分称为缓冲对或缓冲系。 缓冲对就是共轭酸碱对，其中共轭碱能对抗 外来强酸称为抗酸成分（antacid ingredient），共轭酸能对抗外来强碱称为抗 碱成分（antalkaline ingredient）。
3第三章缓冲溶液
第一节 缓冲作用 第二节 缓冲溶液的pH值 第三节 缓冲容量
引言
生物体液都有各自相对稳定的pH值。比如血液 pH=7.35～7.45，超过此范围，就会引起酸中毒 或碱中毒。而生物体自身代谢一些酸碱物质， 如柠檬酸、乳酸等，体外也要引入酸碱物质， 但体液pH值并不以这些酸碱性物质的摄入而改 变－－体液的缓冲作用。
第三节 缓冲容量（buffer capacity）
一、缓冲容量（β）的定义
使单位体积（1升或1毫升）缓冲溶液的pH值改变1
个pH单位时，所需外加一元强酸或一元强碱的物
质的量(mol)。
OH-
HB HB
pH
db da
dpH dpH H+
pH
HB HB
缓冲容量是溶液的一个状态参数，当溶液的状 态发生变化时，缓冲容量也发生变化。
同理，当体内碱性物质增多并进入血浆时，平
衡正向移动，H2CO3浓度降低，而HCO3-浓度增 大，此时则由肺部控制对CO2的呼出，以及由肾 脏加速对HCO3-的排泄，保持血浆的pH 恒定。
Henderson-Hasselbalch方程的意义
提供了计算缓冲溶液pH值的工具。
计算时注意： 式中Ka为缓冲系中共轭酸的酸常数。 [B-]、[HB]是平衡浓度，但因CHB、CB-都较大， B-对HB的同离子效应，使CHB ≈[HB]， CB-≈[B-]， 具体计算时平衡浓度可近似用配制浓度代替。
缓冲溶液有限稀释时， Ka与缓冲比均不变，pH不变，即 缓冲溶液也有抗稀释的作用。
对溶液稀释过程pH变化的控制
pH pH
7
6
a)
HCl
5
4
缓冲溶液的作用原理
缓冲溶液的作用原理
缓冲溶液是一种能够稳定溶液酸碱性的溶液。
它主要通过含有弱酸和其共轭碱（或弱碱和其共轭酸）的混合物来实现，这种混合物可以接受或释放H+离子，从而抵消外界对溶液酸碱性的改变。
缓冲溶液的作用原理基于平衡原理。
在缓冲溶液中，存在着弱酸（或弱碱）和其共轭碱（或共轭酸）之间的反应平衡。
当外界加入酸或碱时，这种平衡会偏离原始状态，但会在一定程度上重新建立新的平衡，使得溶液的酸碱性变化较小。
以弱酸和其共轭碱的缓冲溶液为例，当弱酸和共轭碱都存在于溶液中时，它们会根据酸解离常数的大小进行反应，产生H+离子和其共轭碱。
当外界酸度增加时，会有更多的H+离子与共轭碱结合形成弱酸；而当外界碱度增加时，会有更多的弱酸解离生成H+离子和共轭碱。
这样，溶液中H+离子的浓度可以相对稳定，从而稳定溶液的酸碱性。
缓冲溶液的工作原理也可通过酸碱中和反应来解释。
当外界酸度增加时，缓冲溶液中的共轭碱会接受外界的H+离子，从而减少溶液中的酸度；相反，当外界碱度增加时，溶液中的弱酸会释放H+离子与外界的OH-离子中和，减少碱度。
综上所述，缓冲溶液通过弱酸和共轭碱之间的反应平衡或酸碱中和反应，能够抵消外界对溶液酸碱性的改变。
这使得缓冲溶液在实验室和生物体内起到了稳定酸碱性的重要作用，适用于许多化学和生化反应的条件控制。
缓冲溶液
[HCO3 ] pH pK a1 ' lg [CO2 (溶解)]
(pKa1’ = 6.10)
正常人血浆中[HCO3-]和[CO2(aq)]浓度分别为 0.024mol· L-1和0.0012mol· L-1
pH=6.10+lg(0.024/0.0012)=7.40
人体血浆内重要 的缓冲对的缓冲比为20/1， 超出缓冲范围，为什么能起缓冲作用？ 敞开体系，与外界有物质与能量的交换， 肺与肾的调节功能
第三节 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量β
定义：使单位体积缓冲溶液的 pH 改变1 个单位时，所需加入一元强酸或一元强 碱的物质的量n 称为缓冲容量(buffer capacity)。用β表示。
pKa=4.75
pKa=7.21
pKa=9.27
7
二、影响缓冲容量的因素
缓冲比一定时缓冲溶液的总浓度(cHB+cB-)越大, 缓冲容量β越大。 总浓度一定时, 缓冲比越接近于1， 缓冲容量β越大。
加入OH 后, OH + HAc → Ac +H2O
-
∴c(Ac-) = (0.1+0.01) mol/L
c(HAc) = (0.04-0.01)mol/L
c( B ) pH pKa lg c( HB)
0.1 0.01 4.75 lg =5.31 0.04 0.01
△pH= 5.31-5.15= +0.16
三、缓冲范围
一般认为, 当缓冲比大于10:1或小于1:10时,缓 冲溶液已基本失去缓冲作用能力。
缓冲范围 pKa-1 ≤ pH ≤ pKa+1
第四节 配制缓冲溶液的原则
1.选择合适的缓冲系 缓冲对的pKa越接近所需的pH越好。 缓冲对不能与反应物或生成物反应。
缓冲溶液的缓冲原理.
谢
制作人：
谢
杨斌
+
外来H-
平衡移动结果：外来H+被消耗。溶液pH没有明 显降低 抗酸缓冲作用
缓冲作用的原理
HAc + H2O 平衡移动方向 Ac－ + H3O +
+
OH-
H2O 平衡移动结果：外来OH－被消耗。HAc 解离补充了 消耗的H＋，pH没有明显升高 抗碱缓冲作用
缓冲作用的原理
• 1．弱酸及其对应盐的缓冲作用原理 （HAc — NaAc）
– 抗酸成分： Ac-（主要来自NaAc） – 抗碱成分：HAc
抗酸作用：Ac-+H+
抗碱作用：HAc+OH-
HAc
Ac-+H2O
缓冲作用的原理
• 2． 弱碱及其对应盐的缓冲作用原理： (NH3· H2O-NH4Cl)
抗酸成分：NH3 抗碱成分： NH4+ （主要来自NH4Cl）
抗酸作用：NH3+H+ 抗碱作用：NH4+ +OH-
药用基础化学/ 同离子效应和缓冲溶液
缓冲溶液的缓冲原理
பைடு நூலகம்冲作用的原理
以HAc~NaAc缓冲体系为例： HAc + H2O 因NaAc的同离子效应 抑制了HAc 的解离 体系中存在大量HAc和Ac－ H3O + + Ac－
缓冲作用的原理
在HAc~NaAc缓冲体系中加入少量强酸时： HAc + H2O H3O + + Ac－ 平衡移动方向
NH4+ NH3· H 2O
缓冲作用的原理
• 3．多元酸的酸式盐及其对应的次级盐的缓 冲作用原理 NaHCO3-Na2CO3 抗酸成分： CO32-（Na2CO3） 抗碱成分： HCO3-（NaHCO3） 抗酸：CO32-+H+ HCO3抗碱：HCO3-+OHCO32-+H2O
第4章 缓冲溶液
缓冲溶液pH的计算
例 将20 mL 0.10 mol· -1 的 H3PO4溶液与 30 mL L 0.10 mol· -1 的 NaOH溶液混合，求所得缓冲溶 L 液的pH=？( pKa1=2.16, pKa2=7.21, pKa3=12.32 )
解: 反应后 H3PO4 0 NaH2PO4 反应前 反应后 2.0 mmol 1.0 mmol + NaOH 1.0 mmol + NaOH 1.0 mmol 0
1
分子分母同乘 ([HB]+[B-])
分子分母同除[HB-]
4.3.2 缓冲比与最大缓冲容量βmax
1 2.303 c总 [B ] [HB] 1 [HB ] 1 [B ] 缓冲比等于1时， 1
2.303
lg i Azi
2
I
实际应用中，常用pH计测量缓冲溶液pH值， 然后滴加少量强酸强碱加以调节。
不同I和z时缓冲溶液的校正因数（20oC）
I 0.01 0.05 z = +1 +0.04 +0.08 z=0 -0.04 -0.08 z = -1 -0.13 -0.25 z = -2 -0.22 -0.42
第四章 缓冲溶液
Buffer Solution
本章要点
缓冲溶液的组成及作用机理
缓冲容量
缓冲溶液pH值计算
缓冲溶液的应用
4.1缓冲溶液及缓冲机制
实验现象： 向1.8×10－5mol/LHCl 溶液中(pH=4.74)中加入少 量酸或碱，pH值会发生显
著变化；
向HAc-NaAc混合液中 加入少量酸或碱，溶液的 pH值几乎不变。
基础化学第7章缓冲溶液
由此得出：
缓冲溶液具有抗酸性、抗碱性和抗稀释性.。
【例题2】 在0.10mol·L-1NaH2PO4溶液300ml中 加 入0.10 mol·L-1NaOH溶液200ml 和400ml ， 求混合溶液的pH值。 解：（1）在NaH2PO4溶液中加入200ml0.10 mol·L-1NaOH溶液后有如下反应， 过量
pH 4.75 lg 0.055 4.75 0.56 5.31 0.015
即缓冲溶液的pH值由原来的5.15升至5.31
（3）加入100ml水后，溶液的pH值:
[HAc] = 0.020 1000 0.018 (mol·L-1) 1100
[NaAc]= 0.0501000 0.045 (mol·L-1) 1100
缓冲比在 1 ～ 10 具有有效缓冲作用
10
1
pH = pKa ±1
pKa + 1～ pKa -1
常用缓冲系的缓冲范围
缓冲系
HCl-KCl
H2C8H4O4- NaOH KHC8H4O4- NaOH
HAc-NaAc
KH2PO4- NaHPO4 H3BO3- NaOH
NaHCO3- Na2CO3
pKa 缓冲范围 1.0～2.2
7.0
指示剂
溴麝香草酚蓝
颜色 绿 绿
绿
加酸 黄 黄
绿
加碱 蓝 蓝
绿
黄 6.0~~绿~~~7.6 蓝
2．定义：
把能够抵抗外来少量强酸、强碱或 稍加稀释而保持pH值基本不变的溶液称 为缓冲溶液。
把溶液能够抵抗外来少量强酸、强 碱或稀释而保持pH值基本不变的作用称 为缓冲作用。
缓冲溶液的缓冲作用原理
缓冲溶液的缓冲作用原理缓冲溶液是指具有抑制溶液酸碱性质变化的能力的溶液。
缓冲作用是由溶液中溶质的种类和浓度决定的。
当外加强酸性或碱性物质时，缓冲溶液能够抵抗溶液酸碱性质的改变，使溶液的pH值保持稳定。
缓冲作用有以下几个方面的原理。
1.酸碱中和作用：缓冲溶液中一部分组分是弱酸或弱碱，当外加酸碱物质时，缓冲溶液中的弱酸或弱碱与外加物质发生反应进行酸碱中和反应。
例如，乙酸钠溶液是一种常用的缓冲溶液，其中乙酸可以中和外加的碱，乙酸钠可以中和外加的酸，从而维持溶液的酸碱性质不发生明显变化。
2.酸碱离解平衡：缓冲溶液中弱酸和其对应的盐或弱碱和其对应的盐的存在，可以形成酸碱离解平衡。
在这种酸碱离解平衡中，酸和碱可以互相转化，维持溶液pH值的稳定。
例如，醋酸-醋酸钠缓冲溶液中，醋酸和醋酸钠处于酸碱离解平衡状态，当外界加入强酸或强碱时，酸和碱之间的转化可以保持溶液pH值的稳定。
3.离子效应：缓冲溶液中的阳离子和阴离子也可以对溶液的缓冲作用起到重要的影响。
当溶液中含有与表面电荷相同的阴离子或阳离子时，缓冲效果更明显。
例如，磷酸盐缓冲溶液中的磷酸盐离子可以缓冲外加的酸或碱，同时还可以与金属离子形成沉淀或配位络合，缓冲作用更加显著。
4.缓冲溶液的浓度：缓冲作用与溶液中缓冲剂的浓度有密切关系。
一般来说，缓冲溶液的缓冲能力与其浓度成正比。
当缓冲剂浓度较低时，外加的酸碱物质会消耗很多缓冲剂离子，导致溶液的酸碱性质发生明显变化。
但是当浓度超过一定范围时，会引起其他问题，如溶液的黏度变大、成本增加等。
5.pH值选择：总之，缓冲溶液的缓冲作用原理是多方面因素的综合结果。
酸碱中和作用、酸碱离解平衡、离子效应、缓冲溶液的浓度以及pH值的选择都对缓冲作用起到重要的影响。
通过合理选择缓冲剂和溶液条件，可以得到适用于各种实验和工业应用的缓冲溶液。
各种缓冲溶液原理教学内容
各种缓冲溶液原理缓冲溶液(原理,组成,缓冲作用,缓冲值,缓冲指数,缓冲范围,缓冲系)( 关键词：溶液,缓冲溶液,缓冲作用,亨德森方程式,缓冲溶液PH值,缓冲容量,缓冲值,缓冲指数,缓冲范围,缓冲系 )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5×10-4 mol·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HOAc-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，HOAc-NaOAc（实际上是OAc-）；H2CO3-NaHCO3；H2C8H4O4-KH C8H4O4（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；NaH2C5H O7（柠檬酸二氢钠）-Na2HC6H5O7；KHC8H4O4-K2C8H4O4。
缓冲溶液作用原理
缓冲溶液作用原理缓冲溶液，顾名思义，就是一种能够缓冲pH值变化的溶液。
简而言之，就是在酸性或碱性条件下，能够保持溶液缓慢的pH值变化，使之基本不变的溶液。
缓冲溶液在化学学科中有着广泛的应用，例如在生物化学、生物工程和医学等领域中，缓冲溶液都是不可或缺的基础实验工具。
缓冲溶液的原理其实很简单，就是在酸性或碱性环境下添加一定量的缓冲剂，通过化学反应来吸收或释放溶液中的H+离子，从而保持溶液的pH值基本不变。
当溶液中有酸性物质时，缓冲剂中的弱碱缓冲剂会将H+离子中和，保持pH值在一定范围内不变；同理，当溶液中有碱性物质时，缓冲剂中的弱酸缓冲剂会释放H+离子，将碱性物质中和，保持pH值在一定范围内的相对稳定。
缓冲溶液的作用非常重要，尤其在生物学和医学领域中。
由于人体组织中的生化反应和代谢过程对pH值非常敏感，因此缓冲溶液的作用在这些领域中尤为重要。
例如，生化实验中，当分离出的蛋白质在原始生长的条件下运作时，为了保证酶的最佳工作效果，pH值必须控制在一个相对稳定的范围内。
同样，在人体内，pH值的变化可能会影响到各种重要的生化反应的进行，甚至引起严重的生理障碍。
缓冲溶液的应用依据其原理，采用合适的缓冲剂，可以根据实验需要调节不同的pH值。
缓冲剂的选择应根据所研究反应的性质和所希望维持的pH范围来决定。
卫生环保、发酵等领域都需要使用缓冲剂，不同领域选择的缓冲剂有所不同。
一些常见的缓冲剂有磷酸盐缓冲液、醋酸缓冲液、碳酸氢钠缓冲液、黄瓜酸缓冲液等。
缓冲溶液在实际的应用中，需要注意的有几点。
首先是要根据具体实验所需的pH值选择缓冲剂；其次是要注意缓冲溶液的成分是否会影响实验结果，特别是生化实验中，以保证实验的可靠性和准确性；其次是在配制过程中要严格控制溶液的浓度和pH值。
如果出现异常情况，需要及时调整溶液的浓度和pH值，以保证实验得到准确的结果。
综上所述，缓冲溶液在化学学科中是一项非常重要的实验工具。
其主要作用是为实验和研究提供一种可以缓冲pH值变化的稳定环境，并且可以保持实验结果的准确性和可靠性。
缓冲溶液的组成及其作用
由于缓冲溶液中同时含有较大量 的抗碱成分和抗酸成分， 的抗碱成分和抗酸成分，它们通过弱 酸解离平衡的移动以达到消耗掉外来 的少量强酸、强碱，或对抗稍加稀释 的少量强酸、强碱，
+离子或 的作用，使溶液H度未有明显的变化，因此具有缓冲 作用。 作用。
（二）弱碱及其共轭酸
抗酸成分 抗碱成分 NH3H2O -------- NH4Cl CH3NH2 -------- CH3NH3+Cl(甲胺 甲胺) 盐酸甲胺） 甲胺 （盐酸甲胺）
三、缓冲作用原理
HAc－NaAc － ++AcHAc＋H2O H3O ＋ + +AcNaAc Na 当在该溶液中加入少量强酸时， 当在该溶液中加入少量强酸时， +＋ Ac- → HAc 共轭碱为抗酸成分 H 当溶液中加入少量强碱时， 当溶液中加入少量强碱时， OH +H3O+ → 2H2O 共轭酸为抗碱成分
第四节 缓冲溶液的组成及其作用 一、缓冲作用及缓冲溶液的概念 缓冲溶液：能抵抗外来少量强酸、 缓冲溶液：能抵抗外来少量强酸、强 碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不 碱或稍加稀释，而保持其 值基本不 变的溶液
缓冲作用：缓冲溶液对强酸、 缓冲作用：缓冲溶液对强酸、强碱或 稀释的抵抗作用
二、缓冲溶液的组成
抗酸成分 组成：缓冲对（缓冲系） 组成：缓冲对（缓冲系） 抗碱成分 （一）弱酸及其共轭碱 抗碱成分 抗酸成分 HAc -------- NaAc NaHCO3 -------- Na2CO3 NaH2PO4 -------- Na2HPO4 H3BO3 -------- Na2B4O7 H2C8H4O4 -------- KHC8H4O4 (邻苯二甲酸 邻苯二甲酸) （邻苯二甲酸氢钾） 邻苯二甲酸氢钾） 邻苯二甲酸
医用化学-第3章 缓冲溶液
确定总浓度（以Tris· HCl-Tris为例）： 根据要求具备中等缓冲能力，并且要使计算量尽可能 小，可以选用0.1 mol· L-1的Tris· HCl和0.1 mol· L-1的Tris 溶液配制
14
则
即将173 mL 0.1mol· L-1的Tris和827 mL 0.1 mol· L-1的Tris · HCl 溶液混合配制混合就可配制1 L pH=7.40的缓冲溶液；最后在 酸度计的监测下校正pH。
θ b
c碱 c共轭酸
(2)10.25
6
二、 缓冲pH范围
缓冲对的有效缓冲范围为：
pH =pKa±1 或 pOH =pKb±1
缓冲容量：
7
练习
血液中（ H2CO3—NaHCO3 ）缓冲对的功能之一是从细胞 组织中迅速地除去运动以后产生的乳酸（ HLac ），已知： Ka(HLac)=8.410-4, Ka1(H2CO3)=4.310-7, Ka2(H2CO3)=5.610-11, (1)计算HLac + HCO3- =H2CO3 + Lac- -的平衡常数。 (2)正常血液的pH=7.4，分析血液中H2CO3主要的存 在形态。 (3)若血液中碳酸的总浓度为2.8 10-2 mol∙L-1，计算血 液中c(H2CO3)和c(HCO3-)
28
加入固体NaOH mg：
0.070mol L-1 0.50L
4.90 = 4.76 + lg
mg 40g mol -1 mg -1 0.130mol L 0.50L 40g mol -1
解得：m = 0.92
在pH=4.90的缓冲溶液中： [HAc] = 0.130 mol· L-10.92g -1 4sp ) n(Asp ) pH pK a lg 3.50 lg 2.95 n(HAsp) n(HAsp)
说明缓冲溶液的作用原理
说明缓冲溶液的作用原理。
答案：缓冲溶液的作用原理:缓冲溶液中存在着大量的共轭酸碱对HB和B-,往缓冲溶液中加入少量强酸或强碱时,它们分别与共轭碱B-或共轭酸HB发生酸碱反应,从而消除了外加游离H+或OH-对溶液酸度的影响,从而溶液的pH值基本稳定。
能够抵抗少量外加强酸强碱或稀释的影响,而保持溶液本身的pH值相对稳定的溶液称为缓冲溶液。
缓冲溶液通常由浓度较大的共轭酸碱对的混合物组成,组成缓冲溶液的共轭酸碱对又称为缓冲对。
缓冲作用原理
缓冲作用原理
缓冲作用原理是指在化学反应中添加一种称为缓冲剂的物质，以维持溶液中的酸碱度在一定范围内稳定。
缓冲剂由一个弱酸和其共轭碱或一个弱碱和其共轭酸组成。
在溶液中，弱酸会部分解离成为其共轭碱和氢离子，而弱碱则部分接受溶液中的氢离子形成共轭酸。
这样，溶液中就同时存在着弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸两种形式。
当酸性溶液中加入缓冲剂时，缓冲剂中的共轭碱会接受溶液中的额外氢离子，从而阻止酸度的剧烈增加。
同样地，当碱性溶液中加入缓冲剂时，缓冲剂中的共轭酸会释放出氢离子，阻止碱度的剧烈增加。
这是因为缓冲剂中的共轭碱或共轭酸能够与溶液中的氢离子发生相互作用，使得酸碱浓度的变化被部分抵消。
因此，缓冲剂能够维持溶液的酸碱度在一定范围内，使得化学反应能够在稳定的环境中进行。
总之，缓冲作用原理是通过添加包含弱酸和共轭碱或弱碱和共轭酸的缓冲剂，使得溶液中的酸碱度得以稳定，阻止酸碱浓度的剧烈变化。
这种原理在许多化学和生物化学实验中被广泛应用，以保持实验环境的稳定性和准确性。
缓冲溶液的缓冲原理
缓冲溶液的缓冲原理
由弱酸HA及其盐NaA所组成的缓冲溶液对酸的缓冲作用，是由于溶
液中存在足够量的碱A-的缘故。
当向这种溶液中加入一定量的强酸时，
H+离子基本上被A-离子消耗，所以溶液的pH值几乎不变；当加入一定量
强碱时，溶液中存在的弱酸HA消耗OH-离子而阻碍pH的变化。
在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液pH值变化不大，但
若加入酸，碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用。
这说明它的缓
冲能力是有一定限度的。
缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲溶液的组分浓度有关。
0.1mol·L-1HAc和0.1mol· L-1NaAc组成的缓冲溶液，比0.01mol·L-
1HAc和0.01mol·L-1NaAc的缓冲溶液缓冲能力大。
关于这一点通过计算
便可证实。
但缓冲溶液组分的浓度不能太大，否则，不能忽视离子间的作用。
组成缓冲溶液的两组分的比值不为1∶1时，缓冲作用减小，缓
冲能力降低，当c（盐）/c（酸）为1∶1时△pH最小，缓冲能力大。
不
论对于酸或碱都有较大的缓冲作用。
缓冲溶液的pH值可用下式计算：此时缓冲能力大。
缓冲组分的比值离1∶1愈远，缓冲能力愈小，甚至不能起缓冲作用。
对于任何缓冲体系，存在有效缓冲范围，这个范围
大致在pKaφ（或pKbφ）两侧各一个pH单位之内。
弱酸及其盐（弱酸及其共轭碱）体系pH=pKaφ±1
弱碱及其盐（弱碱及其共轭酸）体系pOH=pKbφ±1。
缓冲溶液
需NaOH溶液65.3ml。）
缓冲溶液在医学上的意义
血液pH=7.35 ~ 7.45，由多种缓冲对起作用。
HCO 其中 3 / H 2 CO 3 浓度最高，缓冲能力最大。
抗酸成分
H +HC O3
+
-
θ K1
H2C O3
θ K2
H2O + C O2 (由肺呼出)
( 从肾脏排出 )
抗碱成分
如：HAc ~ Ac 、NH4 ~ NH3
+
酸——抗碱成分；碱——抗酸成分。
1）弱酸及其对应盐：HAc ~ NaAc
2）酸式盐及其次级盐：NaH2PO4 ~ Na2HPO4
3）弱碱及其对应盐：NH4Cl ~ NH3
问题：1. H2CO3和Na2CO3能否组成缓冲对？
否。如H2CO3 ~ NaHCO3，NaHCO3 ~ Na2CO3均可。
缓冲溶液
1、缓冲溶液和缓冲作用原理 2、缓冲溶液的pH值
3、缓冲溶液的配制
4、缓冲溶液在医学上的意义
缓冲溶液和缓冲作用原理
一、缓冲作用和缓冲溶液
缓冲作用：抵抗少量强酸、强碱或
稀释的影响，pH值不变。
缓冲溶液——具有缓冲作用的溶液。 见表4-1
二、缓冲溶液的组成
具有足够浓度的共轭酸碱对——缓冲对。
2. 1mol· L NaOH和1mol· L HAc等体积 混合，有否缓冲作用？
否。因全部生成NaAc。
-1 -1
-1
-1
1mol· L NaOH和2mol· L HAc等体积 混合，有否缓冲作用？
有。HAc ~ NaAc组成缓冲对。
三、缓冲溶液的作用原理
缓冲溶液作用原理举例
缓冲溶液作用原理举例
缓冲溶液，是指在一定条件下，能够抵抗外部添加物质所引发的pH值变化的溶液。
那么，缓冲溶液的作用原理究竟是什么呢？接下来，本文将为大家介绍缓冲溶液的作用原理并通过生活中的实例进行说明。
一、缓冲溶液的作用原理
缓冲溶液的作用原理主要是通过溶液中共存的弱酸和其共轭碱、
弱碱和其共轭酸之间进行反应，以吸收或释放H+离子，从而抑制外部
添加物质导致溶液pH值的变化。
常见的缓冲溶液有琼脂缓冲溶液、磷
酸盐缓冲溶液、TRIS缓冲溶液等。
二、缓冲溶液作用原理举例
缓冲溶液作用原理也存在于我们生活的方方面面，在此，我们以
胃酸和抗酸药物为例，联系实践，具体说明缓冲溶液怎么起作用。
胃酸作为一种强酸，含有大量的H+离子，pH值为1～3，主要是
对食物进行消化的。
但是，在制药过程中，胃酸往往会导致问题，例
如造成药物的过早分解或不良反应等。
此时，抗酸药物便派上用场了。
抗酸药物可以在胃酸中溶解，并释放出OH-离子，与胃酸中的H+离子
结合，从而中和胃酸中的酸性物质，抑制胃酸，达到保护药物的作用。
总结：
缓冲溶液的作用原理是利用弱酸和其共轭碱、弱碱和其共轭酸之
间的反应来吸收或释放H+离子，从而抑制外部添加物质导致溶液pH值的变化。
从生活的实例中我们也可以看到，缓冲溶液起到了保护药物
的作用，维持身体健康。
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（三）缓冲溶液的作用原理
现以HOAc-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HOAc分子形式存在，OAc-的浓度很低。醋酸钠是强电解质，在溶液中全部离解成Na+和OAc-，由于同离子效应，加入NaOAc后使HOAc离解平衡向左移动，使 HOAc的离解度减小，[HOAc]增大。所以，在HOAc-NaOAc混合溶液中，存在着大量的HOAc和OAc-。其中HOAc主要来自共轭酸HOAc，OAc-主要来自NaOAc。这个溶液有一定的[H+]，即有一定的pH值。
（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，HOAC-NaOAC（实际上是OAC-）；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）。
在HOAc-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OAc-与增加的H+结合成HOAc，破坏了HOAc原有的离解平衡，使平衡左移即向生成共轭碱HOAc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OAc-浓度较大，所以加入的H+绝大部分转变成弱酸HOAc，因此溶液的PH值不发生明显的降低。
缓冲溶液与Leabharlann 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5×10-4 mol·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HOAC-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1.01×10-7 mol·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。
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。
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）。
在溶液稍加稀释时，其中[H+]虽然降低了，但[OAc-]同时降低了，同离子效应减弱，促使HOAc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：