医用基础化学第四章缓冲体系
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4章-缓冲溶液-医化
原因：多种缓冲系，以及在肾、肺共同协调作用
基础化学（第9版）
第五节 血液中的缓冲系
• 碳酸缓冲系，维持血液pH的正常起主要作用。
• CO2溶于血液生成的H2CO3 ， 与HCO3- 达成平衡：
CO2(溶解)+H2O(l)
H2CO3(aq)
H+(aq) + HCO3-(aq)
• 正常人，[HCO3-]=24mmol·L-1 ，[CO2 (aq)] =1.2mmol·L-1。 37℃时，血浆中 I=0.16mol.kg-1，经校正后， pKa′ =6.10，
解 H3Cit的pKa1=3.13、pKa2=4.76、pKa3=6.40。
过量H2Cit-与OH-反应：
H2Cit-(aq) + OH-(aq)
HCit2-(aq) + H2O(l)
剩余的H2Cit-与生成的HCit2-组成缓冲系
c(H2Cit-) = 0.025 mol·L-1
基础化学（第9版）
第四节 缓冲溶液的配制
基础化学（第9版）
（二）常用配制方法
1. 常用同浓度的共轭酸碱溶液配制。 2. 可采用过量弱酸（碱）与强碱（酸）反应，
如 HAc (过量) + NaOH ═ NaAc + H2O(l) 优点： HCl 和 NaOH 溶液为常备试剂，容易获得。 弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 在pH计监控下，滴加强碱/酸校正。
第二节
缓冲溶液pH的计算
基础化学（第9版）
第二节 缓冲溶液pH的计算
一、缓冲溶液pH的近似计算公式
1. Henderson-Hasselbalch方程式
HB — B- 组成的缓冲溶液：
HB + H2O
基础化学（第9版）
第五节 血液中的缓冲系
• 碳酸缓冲系，维持血液pH的正常起主要作用。
• CO2溶于血液生成的H2CO3 ， 与HCO3- 达成平衡：
CO2(溶解)+H2O(l)
H2CO3(aq)
H+(aq) + HCO3-(aq)
• 正常人，[HCO3-]=24mmol·L-1 ，[CO2 (aq)] =1.2mmol·L-1。 37℃时，血浆中 I=0.16mol.kg-1，经校正后， pKa′ =6.10，
解 H3Cit的pKa1=3.13、pKa2=4.76、pKa3=6.40。
过量H2Cit-与OH-反应：
H2Cit-(aq) + OH-(aq)
HCit2-(aq) + H2O(l)
剩余的H2Cit-与生成的HCit2-组成缓冲系
c(H2Cit-) = 0.025 mol·L-1
基础化学（第9版）
第四节 缓冲溶液的配制
基础化学（第9版）
（二）常用配制方法
1. 常用同浓度的共轭酸碱溶液配制。 2. 可采用过量弱酸（碱）与强碱（酸）反应，
如 HAc (过量) + NaOH ═ NaAc + H2O(l) 优点： HCl 和 NaOH 溶液为常备试剂，容易获得。 弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 在pH计监控下，滴加强碱/酸校正。
第二节
缓冲溶液pH的计算
基础化学（第9版）
第二节 缓冲溶液pH的计算
一、缓冲溶液pH的近似计算公式
1. Henderson-Hasselbalch方程式
HB — B- 组成的缓冲溶液：
HB + H2O
922902-医用化学-第四章 缓冲溶液
3.有一由HAc-NaAc组成的缓冲溶液，若溶液 中c(HAc)＞c(NaAc)，则该缓冲溶液抵抗外 来酸的能力l的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入 5ml的0.15mol/L氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？ 如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固体NH4Cl， 然后再加5ml的0.15mol/L氨水，是否还能生成 Mn(OH)2沉淀？
例：欲配制pH = 9.0的缓冲溶液 应选择NH3-NH4Cl体系, pKb = 4.74, pKa = 9.26
2.配制的缓冲溶液的总浓度要适当，总浓度太 低缓冲容量过小，总浓度太高，离子强度太大 或渗透压力过高而不适用也会造成试剂的浪费。 所以通常选用总浓度在0.05～0.2mol·L-1范围之 内。
3.计算所需缓冲系的量 通常使用相同浓度的弱酸及其共轭碱。
医学上广泛使用的缓冲溶液的配方列于表4－5 和表4－6，以便参考。
例:欲配置250ml的pH＝5.00的缓冲溶液，应在 125ml浓度为1.0mol/L的NaAC溶液中加入浓度 为6.0mol/L的HAC和H2O各多少ml。
（已知：Ka=1.8×10－5）
第二节 缓冲溶液的pH计算
缓冲溶液pH值的计算（弱酸弱碱同离子效应） 弱酸及其共轭碱：[H+]=Kac酸/c共轭碱 弱碱及其共轭酸： [OH-]=Kbc碱/c共轭酸
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.01mol的 HAc和0.03mol的NaAc，计算该缓冲溶液 的pH。已知Ka(HAc)=1.75×10-5。 [H+]=Kac酸/c共轭碱
已知：Mn(OH)2的KSP=410-14， NH4Cl的分子量=53.5，氨水的Kb=1.810-5
CO2（溶解）+H2O H2CO3 H+ + HCO3-
例：欲配制pH = 9.0的缓冲溶液 应选择NH3-NH4Cl体系, pKb = 4.74, pKa = 9.26
2.配制的缓冲溶液的总浓度要适当，总浓度太 低缓冲容量过小，总浓度太高，离子强度太大 或渗透压力过高而不适用也会造成试剂的浪费。 所以通常选用总浓度在0.05～0.2mol·L-1范围之 内。
3.计算所需缓冲系的量 通常使用相同浓度的弱酸及其共轭碱。
医学上广泛使用的缓冲溶液的配方列于表4－5 和表4－6，以便参考。
例:欲配置250ml的pH＝5.00的缓冲溶液，应在 125ml浓度为1.0mol/L的NaAC溶液中加入浓度 为6.0mol/L的HAC和H2O各多少ml。
（已知：Ka=1.8×10－5）
第二节 缓冲溶液的pH计算
缓冲溶液pH值的计算（弱酸弱碱同离子效应） 弱酸及其共轭碱：[H+]=Kac酸/c共轭碱 弱碱及其共轭酸： [OH-]=Kbc碱/c共轭酸
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.01mol的 HAc和0.03mol的NaAc，计算该缓冲溶液 的pH。已知Ka(HAc)=1.75×10-5。 [H+]=Kac酸/c共轭碱
已知：Mn(OH)2的KSP=410-14， NH4Cl的分子量=53.5，氨水的Kb=1.810-5
CO2（溶解）+H2O H2CO3 H+ + HCO3-
基础化学 第04章 缓冲溶液
第四章缓冲溶液许多反应，往往都需要在一定的pH值条件下才能正常进行，例如，细菌培养、生物体内酶催化反应等。
当溶液的pH值不合适或反应过程中溶液的pH值有了较大改变时，都会影响反应的正常进行。
人体内的各种体液都具有一定的pH值范围，如正常人血液的pH值范围为7.35～7.45，如超出这个范围，就会出现不同程度的酸中毒或碱中毒症状，严重时可危及生命。
怎样才能使溶液（或体液）的pH值基本恒定，这是一个在化学上和医学上都同样重要的问题。
第一节缓冲溶液及缓冲机制一、缓冲溶液的缓冲作用和组成实验表明，分别在1L 0.10mol·L-1NaCl溶液和1L 含HAc和NaAc均为0.10mol的溶液中，加入0.010mol强酸（HCl）或0.010mol强碱（NaOH），NaCl 溶液的pH值发生了显著变化（改变了5个pH单位），而HAc和NaAc混合溶液的pH值改变很小（仅改变了不足0.1个pH单位）。
如用水稍加稀释时，HAc 和NaAc混合溶液的pH值随稀释而改变的幅度也很小。
这说明HAc和NaAc混合溶液有抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持pH值基本不变的能力。
我们把这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不变的溶液称为缓冲溶液（buffer solution）。
缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用称为缓冲作用（buffer action）。
较浓的强酸如HCl溶液或较浓的强碱如NaOH溶液，当加入少量强酸、强碱，其pH值基本保持不变，所以它们也具有缓冲作用。
但由于这类溶液的酸性或碱性太强，实用上很少当作缓冲溶液使用。
我们通常所说的缓冲溶液一般是由足够浓度的共轭酸碱对的两种物质组成的。
例如：HAc-NaAc、NH3-NH4Cl、NaH2PO4-Na2HPO4等。
在实际应用中，往往还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反应物组成缓冲系，如：弱酸（过量）+ 强碱：HAc（过量）+ NaOH强酸+弱酸的共轭碱（过量）：HCl+NaAc（过量）实际上它们形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。
基础化学 第四章 缓冲溶液(统)
一、缓冲溶液的配制
配制的一般步骤： 1.选择合适的缓冲对，使其弱酸的pKa与
所需溶液的pH值相等或相近。
2.因pKa与pH值不相等，调整c(共轭碱） / c(共轭酸）的比值，一般应控制在 0.1～10之间。
3.c总浓度宜在0.05～0.2mol/L之间。
1．弱酸（弱碱）及其共轭碱（共轭 酸）直接配制的计算
一般为了配制方便，常使用相同浓度的 弱酸及其共轭碱配制，此时缓冲比等于 体积比
例1.在500mL的氨水中加入多少克NH4Cl 可配制pH=9.30缓冲溶液1L？
已知:NH3的pKb =4.75 M(NH4Cl)=53.5mol·L-1
2．过量弱酸（弱碱）与强碱（强酸） 混合，配成缓冲溶液的计算
过量弱酸HB（弱碱B‾ ）与强碱（强 酸）混合反应后，剩余弱酸HB （弱 碱B‾ ）与反应产物B‾ （ HB ）组成 缓冲系，配成缓冲溶液。
1.弱酸及其共轭碱
例：HAc-NaAc、H2CO3-NaHCO3、 (CH2)6N4H+-(CH2)6N4 2.弱碱及其共轭酸
例： NH3 - NH4 + 、 Na2CO3 - Na2HCO3 NH2 CH2COO – - NH2 CH2COOH 3.两性物质
例： Na2HPO4 、 NaH2PO4 、
缓冲容量随溶液的pH值的变化而变化。
例3.将 0.20mol·L-1 HB溶液和0.20 mol·L-1 B –溶液以9:1、3:1及1:1的体积 比混合 ，计算各种情况下缓冲系的缓冲容 量。
二、影响缓冲容量的因素 缓冲溶液的总浓度和缓冲比
是影响缓冲容量的两个重要因素
1.缓冲溶液的总浓度对缓冲容量 的影响
c(B ) pH pKa lg c(HB)
配制的一般步骤： 1.选择合适的缓冲对，使其弱酸的pKa与
所需溶液的pH值相等或相近。
2.因pKa与pH值不相等，调整c(共轭碱） / c(共轭酸）的比值，一般应控制在 0.1～10之间。
3.c总浓度宜在0.05～0.2mol/L之间。
1．弱酸（弱碱）及其共轭碱（共轭 酸）直接配制的计算
一般为了配制方便，常使用相同浓度的 弱酸及其共轭碱配制，此时缓冲比等于 体积比
例1.在500mL的氨水中加入多少克NH4Cl 可配制pH=9.30缓冲溶液1L？
已知:NH3的pKb =4.75 M(NH4Cl)=53.5mol·L-1
2．过量弱酸（弱碱）与强碱（强酸） 混合，配成缓冲溶液的计算
过量弱酸HB（弱碱B‾ ）与强碱（强 酸）混合反应后，剩余弱酸HB （弱 碱B‾ ）与反应产物B‾ （ HB ）组成 缓冲系，配成缓冲溶液。
1.弱酸及其共轭碱
例：HAc-NaAc、H2CO3-NaHCO3、 (CH2)6N4H+-(CH2)6N4 2.弱碱及其共轭酸
例： NH3 - NH4 + 、 Na2CO3 - Na2HCO3 NH2 CH2COO – - NH2 CH2COOH 3.两性物质
例： Na2HPO4 、 NaH2PO4 、
缓冲容量随溶液的pH值的变化而变化。
例3.将 0.20mol·L-1 HB溶液和0.20 mol·L-1 B –溶液以9:1、3:1及1:1的体积 比混合 ，计算各种情况下缓冲系的缓冲容 量。
二、影响缓冲容量的因素 缓冲溶液的总浓度和缓冲比
是影响缓冲容量的两个重要因素
1.缓冲溶液的总浓度对缓冲容量 的影响
c(B ) pH pKa lg c(HB)
基础化学第四章(缓冲溶液)8
+2滴1molL-1NaOH pH=7.22
3
pH=7.21
1.缓冲溶液的概念 能抵抗外来少量强酸 强碱 少量强酸、强碱 少量强酸 强碱或稍加 稀释，而能保持其pH基本不变 基本不变的溶液， 基本不变 称为缓冲溶液（buffer solution）。 缓冲溶液（ solution） 缓冲溶液 缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作 用称为缓冲作用（buffer action）。 缓冲作用（ action） 缓冲作用
1mmolNaOH
0.1m ol/L H Ac 0.1m ol/L N aAc
0.01mol/LHAc 0.01mol/LNaAc
pH1 = pKa = 4.75 0.1×1+1×103 pH2 = pKa + lg 0.1×11×103 pH2 = 4.76 pH = 0.01
pH1 = pKa = 4.75 0.01×1+1×103 pH2 = pKa + lg 0.01×11×103 pH2 = 4.84 pH = 0.09
21
1、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,所需加入的强酸、强碱的物质的量。 单位：mol/LpH或mmol/LpH 2 2、影响缓冲容量的因素 总浓度c总 c总= [共轭酸] + [共轭碱]， c总↑β↑ 缓冲比， [共轭碱]/ [共轭酸]= b / a a=b时β最大 base acid
8
第二节 缓冲溶液的pH
一、缓冲溶液pH值的计算公式
酸常数 共轭酸 共轭碱
HB -- BpH = pKaθ + lg { [B-]/[HB] } p代表-lg 平衡浓度 如Kaθ =1.76×10-5, pKaθ = -lg(1.76×10-5 ) = 4.75
基础化学 第四章 缓冲溶液[精]
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较浓的强酸、强碱也具有缓冲作用*，但 实际上很少作为缓冲溶液使用。
通常我们所说的缓冲溶液，一般是由足够 浓度的共轭酸碱对的两种物质组成。 *
第二节 缓冲溶液pH的计算
【内容提要】
一、缓冲溶液pH的近似计算公式 二、缓冲溶液pH的计算公式的校正
一、缓冲溶液pH的近似计算公式*
以HB-NaB 表示缓冲系，溶液中存在如下 质子转移平衡：*
[B-]平 = c(NaB)+ c'(HB)
*
[HB]平≈c(HB) ，[B-]平≈c(NaB) ＝c(B-) *
式(4-2)又可表示为：
pHpKa
lg[[H BB]]pKa
lgc(B) c(HB)
(4-3)
c(共轭碱 ) pKa lgc(共轭酸 )
若以n(HB)和n(B-)分别表示体积V 的缓冲溶 液中所含物质的量
结论： 纯水易受外加少量强酸或强碱的影 响，pH发生显著变化。*
不具有抵抗外加少量强酸或强碱而使溶液的 pH保持基本不变的能力。*
实验2： 在1L含HAc和NaAc均为0.1mol·L-1溶液中加入 0.01mol的强酸(HCl)，溶液的pH由4.75下降到4.66， 仅改变了0.09个pH单位； 若 改 加 入 0.01mol 强 碱 (NaOH) ， 溶 液 的 pH 由 4.75上升到4.84，也仅改变了0.09个pH单位； 此混合溶液pH改变很小。如用水稍加稀释时， 亦有类似现象，即HAc-NaAc溶液pH保持基本不变。
在实际应用中，往往还可采用酸碱反应的生成 物与剩余的反应物组成缓冲系，如:
弱酸(过量)+ 强碱：HAc(过量)+NaOH 强酸+弱酸的共轭碱(过量)：HCl+NaAc(过量) 实际上,形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。
基础化学第四章 缓冲溶液
(Henderson—Hasselbalch方程式 (Henderson—Hasselbalch方程式 ) 1. 方程
HB + H2O
H3O + B
+
-
[H3O+ ][B- ] ，式 边 取 对 等 两 各 负 数 Ka = [H ] B [B- ] pH = pKa + lg [H B]
第二节
缓冲溶液的pH值 缓冲溶液的pH值
第三节 缓式
β= ∆ na(b) V ∆pH
β=
d na(b) V dpH
V： 是缓冲溶液的体积 ，单位为L。 单位为L dna(b)：缓冲溶液中加入微小量的一元强酸 (dna) 或一元强碱(dnb)，单位是mol。 (dn 或一元强碱(dn 单位是mol。 |dpH|：为缓冲溶液pH值的改变量 |dpH|：为缓冲溶液pH值的改变量。 值的改变量。
第三节 缓冲容量和缓冲范围
(Buffer Capacity and Effective Range) 一、缓冲容量 1. 缓冲容量 ： 定义：单位体积缓冲溶液的pH值改变1 值改变1 定义：单位体积缓冲溶液的pH值改变 个单位时， 个单位时，所需加入一元强酸或一元强 碱的物质的量。 碱的物质的量。 符号： 符号：β
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
缓 系 冲 HAc-NaAc H2CO3-NaHCO3 H3PO4-NaH2PO4 质 转 平 子 移 衡 HAc+H2O H2CO3+ H2O H3PO4+H2O
+
Ac +H3O
-
-
+ +
HCO3 +H3O Tris+H3O NH3+H3O
HB + H2O
H3O + B
+
-
[H3O+ ][B- ] ，式 边 取 对 等 两 各 负 数 Ka = [H ] B [B- ] pH = pKa + lg [H B]
第二节
缓冲溶液的pH值 缓冲溶液的pH值
第三节 缓式
β= ∆ na(b) V ∆pH
β=
d na(b) V dpH
V： 是缓冲溶液的体积 ，单位为L。 单位为L dna(b)：缓冲溶液中加入微小量的一元强酸 (dna) 或一元强碱(dnb)，单位是mol。 (dn 或一元强碱(dn 单位是mol。 |dpH|：为缓冲溶液pH值的改变量 |dpH|：为缓冲溶液pH值的改变量。 值的改变量。
第三节 缓冲容量和缓冲范围
(Buffer Capacity and Effective Range) 一、缓冲容量 1. 缓冲容量 ： 定义：单位体积缓冲溶液的pH值改变1 值改变1 定义：单位体积缓冲溶液的pH值改变 个单位时， 个单位时，所需加入一元强酸或一元强 碱的物质的量。 碱的物质的量。 符号： 符号：β
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
缓 系 冲 HAc-NaAc H2CO3-NaHCO3 H3PO4-NaH2PO4 质 转 平 子 移 衡 HAc+H2O H2CO3+ H2O H3PO4+H2O
+
Ac +H3O
-
-
+ +
HCO3 +H3O Tris+H3O NH3+H3O
基础化学第四章 缓冲溶液
解： 25 C 时，Ka (HAc)＝1.8×10-5。 （1）HAc 和 Ac- 的浓度都较大，缓冲溶液的 pH 为： c(Ac ) pH p K θ (HAc) lg a c(HAc)
0.20mol L1 lg1.8 105 lg 5.05 1 0.10mol L （2）加入 10 mL 0.10 mol· -1 HCl 溶液后，HAc L 和 Ac- 的浓度分别为：
c(共轭酸)+c(共轭碱)
c(共轭碱) c(共轭酸)
缓冲溶液的缓冲比
说明：公式的其它形式
n(共轭碱)/V n(共轭碱) θ pH pK (HA) lg =pK a (HA) lg n(共轭酸)/V n(共轭酸)
θ a
1
2
n(共轭碱)/V pH pK (HA) lg n(共轭酸)/V
HAc 和 Ac- 的浓度都比较大，缓冲溶液的pH为：
0.19mol L1 pH lg1.8 10 5 lg 5.11 1 0.082mol L
加入 10 mL 0.10 mol· -1 NaOH 溶液后， 溶液的 L pH由5.05升高到5.11，仅增大了0.06，表明缓冲溶液 具有抵抗少量强碱的能力。
θ a
c(共轭碱)V(共轭碱)/V总 =pK (HA) lg c(共轭酸)V(共轭酸)/V总
θ a
c(共轭酸)=c(共轭碱)
V(共轭碱) pK (HA) lg V(共轭酸)
θ a
例 25 C 时，1.0 L HAc-NaAc 缓冲溶液中含有 0.10 mol HAc 和 0.20 mol NaAc。 （1）计算此缓冲溶液的 pH； （2）向100mL该缓冲溶液中加入10mL0.10mol· -1 L HCl 溶液后，计算缓冲溶液的 pH； （3）向100mL该缓冲溶液中加入10mL0.10mol· -1 L NaOH 溶液后，计算缓冲溶液的 pH； （4）向100mL该缓冲溶液中加入 1L水稀释后，计 算缓冲溶液的 pH。
医用基础化学 第四章 缓冲溶液(临床)公开课课件
Conjugate base
pKa( at 25℃)
HAc
Ac-
4.76
H2CO3 - NaHCO3
H2CO3
HCO3-
6.35
H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4
H2PO4-
2.16
Tris·HCl - Tris
Tris·H+
Tris
7.85
H2C8H4O4 - KHC8H4O4 NH4Cl - NH3
4.1.1The introduction of Buffer Solution and Buffer Process
纯水 （50ml）
0.100mol·L-1 HAc0.100mol·L-1 NaAc
溶液（50ml）
pH=7 pH‵=11
△ pH=4
△ pH=0.01
pH=4.74 pH‵=4.75
CH3NH3+Cl- - CH3NH2 NaH2PO4 - Na2HPO4
H2C8H4O4 HC8H4O4-
NH4+
NH3
CH3NH3+ CH3NH2
H2PO4-
HPO42-
2.89 9.25 10.63 7.21
Tris: Tris(Hydroxymethy)methanamin
NH2 HOH2C C CH2OH
CH2OH
Tris·HCl:
NH2H+.ClHOH2C C CH2OH
CH2OH
缓冲机制(Buffer process)
以HAc—Ac-缓冲系为例：
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
当加入少量强酸时消耗掉外来的H3O+，质子转移平衡左移， 而溶液的pH保持基本不变。
基础化学第四章 缓冲溶液
抗碱成分 抗酸成分 HAc NaAc
弱酸
共轭碱
HAc - AcH2CO3 - HCO3H2PO4- - HPO42HCO3- - CO32弱碱 共轭酸
H2CO3 - NaHCO3
NaH2PO4 - Na2HPO4 NaHCO3 - Na2CO3
NH4Cl -
NH3· H2O
NH3 - NH4+
三、 缓冲溶液的分类
HAc和Ac-是一对共轭酸碱对，故他们之间存在一个 大 H+转移平衡 量
HAc
H+ + Ac少 量
大 量
a.加入少量酸时
少量H+
H+ + Ac平衡向左移动
HAc
抗酸成 分
H+ + Ac-
HAc
缓冲对中的共轭碱发挥抵抗外加的强 酸的作用,故称为缓冲溶液的抗酸成分。
b.加入少量碱时 少量OH-
HAc
否。因全部生成NaAc。
-1 -1
-1
-1
1molБайду номын сангаас 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。
四、缓冲作用机制 以HAc-NaAc缓冲溶液为例
NaAc是强电解质，NaAc HAc是弱电解质， HAc
平衡向左移动
Na+ + AcH+ + Ac-
H2CO3---HCO3 2 -
CO2
HHbO2---KHbO2 H2PO4-HPO4 2 -
肾
红细胞中的缓冲系主要有：
1．弱酸及其对应的盐
HAc-NaAc
2．多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐
医用基础化学4缓冲溶液
第4章 缓冲溶液
单击此处添加副标题
Buffer Solution
汇报人姓名
4.1.1 缓冲溶液及其作用原理
1
实验
2
样品1，0.10 mol·L-1 NaCl溶液
3
样品2，含 HAc 和 NaAc 均为0.10 mol·L-1的
4
混合溶液
5
操作：加入强酸 HCl 至 0.010 mol·L-1
4.3.1 缓冲容量 缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。用缓冲容量β作为衡量缓冲能力大小的尺度。定义为
01
单位体积缓冲溶液的pH发生一定变化时所能抵抗的外加一元强酸或强碱的物质的量。
02
4.3 缓冲容量
4.3 缓冲容量
4.3.2 影响缓冲容量的因素
对于同一缓冲系，当缓冲比一定时，总浓度愈大，缓冲容量愈大。
红细胞中：
H2b-Hb-(血红蛋白) H2bO2-HbO2-(氧合血红蛋白) H2CO3-HCO3- H2PO4--HPO42-
正常情况下，[HCO3-]与[CO2]溶解的比率为24mmol·L-1比1.2mmol·L-1，即20/1。37℃时，若血浆中离子强度为0.16，经校正后， pKa′=pKa1 =6.10， pH＝6.10 + lg
4.2 缓冲溶液pH的计算
讨论
4.2 缓冲溶液pH的计算
例 混合 20 mL 0.10 mol·L-1 的 H3PO4与 30 mL 0.10 mol·L-1 的 NaOH，计算所得缓冲溶液的pH。
已知：pKa1=2.16， pKa2=7.21， pKa3=12.32。
解
4.2 缓冲溶液pH的计算
02
解： 当V(HB):V(B-)=9:1时
医学基础化学第4章 缓冲溶液
欲配制的缓冲 溶液的 pH 值
pH 5 pH 7 pH 9 pH 10 pH 12
常选择的缓冲体系
pKaΘ
HAc - NaAc
pK
a
4.74
NaH 2PO4 - Na 2HPO 4
pK
a2
7.20
NH 3 - NH 4Cl
14 pKb 9.25
NaHCO 3- Na 2CO 3
设需HAc溶液 x ml，则NaAc溶液为(100 – x) ml
因两溶液浓度相等
5.00
=
4.74
+
lg
100 – x
x
解得：x = 35.5 ml
将35.5ml 0.10 mol • L–1 HAc溶液与64.5ml 0.10 mol • L–1 NaAc溶液混合均匀即得。如有必要，可用 pH 计校正。
例题：欲配制37℃时pH近似值为7.40的缓冲溶液，问在Tris 和Tris•HCl均为0.050 mol• L-1的100mL溶液中，需加入0.050 mol• L-1HCl多少毫升？（已知Tris•HCl在37℃时的 pKΘa=7.85）
解：设需加HCl x mL，则：
n(B ) n(Tris) n(HCl ) 0.05 100 0.05x 0.05(100 x)mmol
[共轭碱]+[碱]外加 [共轭酸][碱]外加
讨论：
上述计算缓冲溶液pH值的公式是否准确、 严谨？计算值与pH计的实验测量值是否 吻合？影响因素有哪些？
影响pH计算值与实验值差异的因素：
1、温度 温度变化可引起活度因子 改变； 水的离子积Kw随温度的升高而增大；温度 变化使共轭酸的Ka改变。总之，温度对pH 值的影响比较复杂，不再深入讨论。
医用基础化学第四章缓冲体系
2. 化合物溶液的组成成分就相当于一对缓冲对。 如硼砂溶液中，1mo1的硼砂相当于2mo1的偏 硼酸(HBO2)和2mo1的偏硼酸钠(NaBO2)。
Na2B4O7+H2O=2NaBO2+2HBO2 显然，在硼砂溶液中存有同浓度的HBO2(弱酸)和BO2(共轭碱)成分。
第五节 血液中的缓冲系
血浆中主要的缓冲对： 1. NaHCO3～ H2CO3 2. 蛋白质钠盐～蛋白质 3. Na2HPO4～NaH2PO4 碳酸缓冲系在血液中浓度最高，缓冲能力最大， 在 维持 血液 正常 pH 值 中 发挥 的 作用 最 重 要。
碳酸在溶液中主要是以溶解状态的 CO2 形式 存在。在CO2～ HCO3-缓冲系中存在如下平衡
CO2(g) + H2O H2CO3
Ka1(H2CO3)
H+ + HCO3-
肺
肾
血液中pKa1′(H2CO3)=6.10的原因： 1.体内温度未37℃而不是25 ℃。 2. 血浆离子强度为0.16molkg-1 所以血浆中的碳酸缓冲系pH值的计算方程式为 pH＝pKa1′(H2CO3)+lg ＝6.10+lg
1 [B ] 10 ＜ ＜ 10 [HB] 1
pKa-1＜pH＜pKa+1
-
即
pH=pKa±1
不同缓冲系，因各自弱酸的pKa值不同，所以 缓冲范围也各不相同。
第四节 缓冲溶液的配制 —、缓冲溶液的配制方法
（1）根据缓冲溶液的组成，可直接取适量浓度的共轭酸碱物质进 行配制 。 比如说：HAc－NaAc体系，直接加入适量的HAc和NaAc进行配制 （2）可用过量的弱酸和适量的强碱配制 比如：HAc－NaAc体系，可用过量的HAc和适量的NaOH配制， 二者先发生反应，反应结束后溶液中有NaAc，与剩余的HAc组成 缓冲溶液。 （3）可用过量的弱碱和适量的强酸配制 比如：NH3－NH4Cl 体系，可用过量的氨水和适量的盐酸溶液配 制，氨水和盐酸溶液反应生成NH4Cl，NH4Cl和溶液中剩余的氨 水组成缓冲溶液。
医学04
以HAc—Ac-体系为例
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
用质子转移平衡式表示 加少量强酸：H3O + + Ac (大量) 加少量强碱: H3O+ + OHHAc + H2O + (大量) HAc + OH 抗碱成分 HAc + H2O 2H2O Ac- + H3O+ Ac- + H2O 抗酸成分
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
2.
Henderson—Hasselbalch方程式的意义
[B ] pH = pKa + lg [HB]
① ②
-
缓冲溶液的pH首先取决于pKa pKa值一定，其pH随着缓冲比[B-]/[HB]的改变 而改变。当缓冲比等于l时，pH等于pKa
缓冲溶液pH的计算 第二节 缓冲溶液 的计算
3.
Henderson—Hasselbalch方程式的应用
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
二． 缓冲溶液的组成
一般由具有足够浓度和一定比例的共轭 酸碱对的两种物质组成。共轭酸称为抗 碱成分，共轭碱称为抗酸成分。 组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种物质 合称为缓冲系(buffer system)或缓冲对 (buffer pair)。
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
组成示意图 共轭酸 共轭碱
第四节 缓冲溶液的配制
一、配制方法 1．选择合适的缓冲系： （1）pH在pKa±1缓冲范围内并尽量接近弱酸pKa。 （2）缓冲系的物质必须对主反应无干扰。 2．配制的缓冲溶液的总浓度要适当： • 一般总浓度0.05mol·L-1～0.2mol·L-1。 3．计算所需缓冲系的量： • 根据Henderson-Hasselbalch方程计算。 4．校正： • 需在pH计监控下，对所配缓冲溶液的pH校正。