酸碱缓冲溶液讲解
缓冲溶液的原理及应用
缓冲溶液的原理及应用1. 引言缓冲溶液是指在酸碱反应中能够有效抵抗溶液酸碱度变化的一种溶液。
它由弱酸和其共轭碱（或由弱碱和其共轭酸）组成，在不同酸碱度下能够保持酸碱度的稳定。
缓冲溶液广泛应用于生物化学、制药、环境保护等领域，对于维持生物体内化学平衡、提高实验精度等起到重要作用。
本文将介绍缓冲溶液的原理及其应用。
2. 缓冲溶液的原理缓冲溶液的酸碱平衡是通过溶液中的弱酸和其共轭碱（或弱碱和其共轭酸）之间的反应来实现的。
在缓冲溶液中，当外界添加酸或碱时，溶液中的弱酸或弱碱会与外界添加的酸或碱反应，吸收或释放H+或OH-，从而抵消外界添加的酸碱，维持溶液酸碱度的稳定。
具体而言，对于弱酸和共轭碱的缓冲溶液，当外界添加酸时，弱酸会接收外界的H+，形成共轭碱，反应方程式如下：HA + H+ → A- + H2O当外界添加碱时，共轭碱会释放OH-，形成弱酸，反应方程式如下：A- + OH- → HA + H2O对于弱碱和共轭酸的缓冲溶液，反应过程类似。
3. 缓冲溶液的应用3.1 生物化学领域在生物化学实验中，生物体内和细胞外的pH值稳定对于维持生物体正常功能至关重要。
缓冲溶液在生物化学实验中常用于维持试剂溶液的稳定pH值，以确保实验结果的准确性。
例如，在分子生物学实验中，缓冲溶液常用于DNA和RNA的提取及酶反应体系的构建。
3.2 制药领域在制药过程中，药物的制备、储存和输送过程中往往需要保持稳定的酸碱度。
缓冲溶液可以提供恒定的酸碱环境，有效防止药物分解、降解或失去活性。
因此，在制药领域广泛应用缓冲溶液来保证药物的质量和稳定性。
3.3 环境保护领域在环境保护领域，缓冲溶液可以用于调节水体的酸碱度，维持水体的稳定性。
例如，在污水处理过程中，缓冲溶液可用于调节生物反应器中的pH值，提高废水处理效率。
4. 缓冲溶液的制备制备缓冲溶液需要选择合适的弱酸和共轭碱（或弱碱和共轭酸），并根据所需要的pH值和缓冲能力确定配比。
酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液
二、 缓冲溶液pH值的计算
缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成，如HAc-Ac-、 NH4+-NH3等，在不要求十分准确的情况下，由于缓冲剂本身的浓度 较大，故而求算缓冲溶液的pH值时可以用近似方法计算。
假设缓冲溶液由一元弱酸HA（浓度为ca）和相应的强碱盐MA （浓度为cb）组成，由于同离子效应，可认为未解离的HA浓度近似等 于HA的分析浓度，即［HA］=ca，同时HA的大量存在使MA的水解 作用受到抑制，可认为A-的浓度近似等于MA的分析浓度，即［A-］ =cb，把这些关系代入HA的解离平衡常数表达式得
酸碱缓冲溶液
【例4-6】
计算下列[JP2]溶液的pH值：（1）由0.10 mol·L-1NH3和0.20 mol·L-1 NH4Cl所组成的缓冲溶液（KNＨ３=1.8×10-5）；（2）向400 mL该溶 液中加入10.00 mL 0.050 mol·L-1HCl溶液。
解：（1）根据式（4-2）得
分析化学
酸碱缓冲溶液
一、 缓冲溶液的作用原理
以HAc和NaAc溶液组成的缓冲体系为例说明。在此溶液中， NaAc完全解离，溶液中存在着大量Ac-，因而降低了HAc的解离度 α，HAc则部分解离为H+和Ac-，溶液中还存在着大量的HAc分子。 反应式如下：
当向溶液中加少量强酸(如HCl)时，H+和溶液中大量的Ac-结合 成难解离的HAc，使HAc的解离平衡向左移动，因此，［H+］几乎 没有升高，pH值几乎没变。
根据式（4-8）得
（2）由于加入10.00 mL的HCl，则发生如下反应：
酸碱缓冲溶液
【例4-6】
根据式（4-8）得 从上述计算可以看出，在缓冲溶液中加入少量强酸（HCl）时，溶液 的pH值只改变了0.01，基本上保持不变。常用的缓冲溶液如表4-1所示。
缓冲溶液的原理与应用
缓冲溶液的原理与应用缓冲溶液是指能够在一定范围内维持溶液pH值相对稳定的溶液。
它由弱酸和其共轭碱或弱碱和其共轭酸组成，能够抵抗外界酸碱的加入而使溶液的pH值变化较小。
缓冲溶液在生物化学、分析化学、制药工业等领域有着广泛的应用。
本文将介绍缓冲溶液的原理、制备方法以及应用。
一、缓冲溶液的原理缓冲溶液的原理基于酸碱中和反应。
当弱酸和其共轭碱存在于溶液中时，它们会发生如下反应：HA + H2O ⇌ H3O+ + A-其中，HA代表弱酸，A-代表共轭碱。
当外界酸或碱加入溶液时，会改变溶液中的H3O+和A-的浓度，从而使反应向左或向右移动，维持溶液的pH值相对稳定。
二、缓冲溶液的制备方法1. 酸碱配对法：选择一个弱酸和其共轭碱，使它们的pKa值相近，按一定比例混合制备缓冲溶液。
例如，用醋酸和乙酸钠制备醋酸缓冲溶液。
2. 离子配对法：选择一个弱酸或弱碱和其盐酸或盐碱，使它们的离子浓度相等，按一定比例混合制备缓冲溶液。
例如，用氨水和氯化铵制备氨水缓冲溶液。
三、缓冲溶液的应用1. 生物化学实验中的应用：生物体内许多酶的活性与pH值密切相关，缓冲溶液可以维持生物体内的酶活性。
例如，在酶催化反应中，使用缓冲溶液可以保持反应体系的pH值稳定，确保酶的最佳活性。
2. 分析化学实验中的应用：许多分析化学方法需要在特定的pH条件下进行，缓冲溶液可以提供稳定的pH环境。
例如，在酸碱滴定中，使用缓冲溶液可以减小滴定过程中pH值的变化，提高滴定的准确性。
3. 制药工业中的应用：药物的稳定性与pH值密切相关，缓冲溶液可以维持药物的稳定性。
例如，在药物制剂中，使用缓冲溶液可以保持药物的pH值稳定，延长药物的保质期。
4. 生活中的应用：缓冲溶液也广泛应用于日常生活中。
例如，牙膏中的缓冲溶液可以中和口腔中的酸性物质，保护牙齿健康；洗发水中的缓冲溶液可以调节头皮的pH值，保持头发的健康。
综上所述，缓冲溶液是一种能够维持溶液pH值相对稳定的溶液。
各种缓冲溶液原理
各种缓冲溶液原理缓冲溶液是一种能够维持溶液pH值稳定的溶液。
在化学和生物学实验中，缓冲溶液被广泛应用于调节和稳定实验条件。
本文将对不同种类的缓冲溶液原理进行详细介绍。
1.酸碱缓冲溶液：酸碱缓冲溶液是最常见的一类缓冲溶液。
酸和碱以碳酸氢根离子（HCO3-）或磷酸氢根离子（H2PO4-）等为例，在一定比例下存在于溶液中，可以通过吸收或释放H+离子来维持溶液的pH值稳定。
当溶液向酸性方向偏移时，缓冲系统可释放H+离子，中和溶液的酸性。
相反，当溶液向碱性方向偏移时，缓冲系统可吸收H+离子，中和溶液的碱性。
2.配位缓冲溶液：配位缓冲溶液是通过有机配体与金属离子之间形成稳定络合物来实现。
配位缓冲溶液的pH值在线性范围内具有良好的稳定性。
最常用的配位缓冲剂是EDTA（乙二胺四乙酸）和相关化合物，它们能够与金属离子形成稳定的络合物。
当酸或碱添加到配位缓冲溶液中时，配体的配位结构改变，从而吸收或释放H+离子来维持溶液的pH值稳定。
3.磷酸缓冲溶液：磷酸缓冲溶液是生物学实验中常用的缓冲剂之一、磷酸有三种离子形态：正离子（H2PO4-），负离子（HPO42-）和双负离子（PO43-）。
在pH值低于4时，磷酸以正离子形态存在；在pH值介于4和6之间时，磷酸以负离子形态存在；在pH值大于6时，磷酸以双负离子形态存在。
通过调节磷酸的比例可以在不同pH值下实现缓冲作用。
4.氟化物缓冲溶液：氟离子（F-）具有强力的缓冲性能，因为它与水形成的氟化水（HF/H2O）体系能够同时释放H+和F-离子。
在氟化物缓冲溶液中，HF与F-的比例可以调节H+离子的浓度，从而维持溶液的pH值稳定。
氟化物缓冲溶液的pH范围通常在2~7之间。
5.非水缓冲溶液：非水缓冲溶液是由有机溶剂或无机盐溶解在非水溶剂中形成的溶液体系。
有机溶剂如醇类、酮类和酯类具有缓冲性能。
在非水缓冲溶液中，溶质和溶剂之间的化学平衡反应可以调节离子和分子的浓度来维持溶液的pH值稳定。
pH缓冲溶液
缓冲溶液的选择
缓冲溶液的选择
为了保证缓冲溶液有足够强的缓冲能
力，在配制缓冲溶液时，需要做到：
使共轭酸碱对的浓度比接近于1，应根
01
据所需要维持的pH范围选择合适的缓
冲对，使其中的弱酸的pKa等于或接
近于所要求的pH。
缓冲溶液的选择
例如，生物培养液中需用pH=7.0的
缓冲溶液，已知H2PO4-的
02
不少缓冲溶液都含有易挥发组分，如，
氨-氯化铵中的氨酷1
缓冲溶液的调节
不能用强酸或强碱进行调节，否则会
破坏缓冲体系。
03
缓冲溶液的使用
使用时要慎重地选择缓冲体系，避免
缓冲液中的某种离子在使用时产生不
02
需要的化学反应。
谢谢
pKa2=7.21，因此，H2PO4-—
HPO42-是可以选择的合适的缓冲对。
如若配制pH=9.0的缓冲溶液，则可
选择NH3·H2O-NH4Cl缓冲对（pKa （NH4+）=9.25）。可见弱酸的pKa 是选择缓冲溶液的主要依据，表中列
出了几种常用的缓冲溶液。
常见缓冲液组成
缓冲溶液的注意事项
缓冲溶液的存放
PBS缓冲液
缓冲液原理
1、水合氢离子的浓度取决于弱酸与其共轭碱的浓度比。
2、当加入少量强碱时，酸被中和，导致了氢氧根离子在溶液中很少累积，从而C（A-） 的浓度增加， C（HA）的浓 度减少。因为二者的浓度较大，相对的变化小，两者比值几乎无变化，因此根据公式，水合氢离子的浓度变化很小。 3、加入弱酸则是同样的道理。由于在大浓度基数上的微小变化不会改变比值，也因此维持了体系内氢离子和氢氧根离 子浓度的平衡。
缓冲溶液
什么是缓冲溶液？
第四节 酸碱缓冲溶液
[ H ] K a1 K a 2
注 意：
由MBE、CBE和PBE导出的计算[H+]的 计算公式，其平衡常数为浓度常数，它表明 了在反应达到平衡时各组分浓度之间的关系。 如果用附录或手册上查得的活度常数代入各 式进行计算，就会造成一定的误差，此时应 先计算有关的浓度常数，然后根据公式求出 [H+] ，再计算出H+ ，从而得到aH+ 。
计算结果与实验值（6.86）非常接近。
例2：
考虑离子强度的影响，计算0.050 mol·L-1 邻苯 二甲酸氢钾（KHP）缓冲溶液的 pH值。 已知：pKa1=2.95, pKa2=5.41。 解：邻苯二甲酸氢钾（KHP）是两性物质，但其进 行酸式解离的倾向较碱式解离为大，溶液中主要有 HP---P2- 缓冲对，其次还有H2P—HP- ，因此对溶液 的酸碱度也具有一定的缓冲能力。 由于，cKa2=0.0503. 9 10-6>20KW, c(0.050) > 20Ka1(20 1.1 10-3) 故可根据两性物质最简式计算： c c
c HPO 2
4
cH
POlg 7.20 0.025
此值与实验测定值pH=6.86相差很大。
(2) 溶液中需要考虑4种离子的浓度：KH2PO4 ---Na2HPO4 K+,Na+,HPO42-和H2PO41 I [( cZ 2 ) K (cZ 2 ) Na (cZ 2 ) HPO 2 (cZ 2 ) H PO ] 4 2 4 2 1 (0.025 1 0.025 2 1 0.025 2 2 0.025 1) 2 0.10mol . L1
剩余的HAc的物质的量为 =2.0010-3 - 1.110-3 = 0.910-3 mol
酸碱和缓冲溶液资料
平衡常数表达式为：
K = [H3O+ ]•[OH ] [H2O] •[H2O]
∴KW = [H3O+ ]•[OH- ]
水的离子积： Kw称为水的质子自递平衡常数，
也叫水的离子积。与温度有关，温度 升高Kw增大。
25℃时的纯水中为1.00×10-14，且有
[H3O+] = [OH-] = Kw
＝1.00×10-7 （mol·L-1) 水的离子积的关系也适用于所有的 水溶液：
NH3
+ H+
HCO3- + H+
CO32- + H+
H2O
+ H+
OH- + H+
HPO42- + H+ [Al(OH)(H2O)5]2+ ＋H+
共轭碱
由上述关系可知：
(1)、酸越强，共轭碱越弱，酸越弱共轭碱越强。 如：HCl、HAc
(2)、酸和碱可以是分子、阳离子或阴离子。 (3)、酸和碱具有相对性。在某个共轭体系中是酸，而
溶液中的H3O+ 来自于HA 和 H2O 的解离，由H2O解离的H3O+离子浓度等 于[OH－]，由HA的H3O+离子浓度等于 [A－]，即：
[H3O+ ] = [A－] + [OH－]
在一元弱酸HA的水溶液中存在的质 子传递平衡有：
HA
H+ + A－
[Η+ ][A- ] Ka = [HA]
H2O
意义：Ka是溶液中酸强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示酸的强弱。Ka值愈大，酸性愈强。 反之亦然。
碱的解离常数： 符号：Kb 意义：Kb是溶液中碱强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示碱的强弱。Kb值愈大，碱性愈强。 反之亦然。
酸碱溶液的水解与缓冲溶液
酸碱溶液的水解与缓冲溶液酸碱溶液的水解是指酸碱盐在水中分解产生酸、碱或盐的过程。
溶液中的酸碱水解会影响溶液的酸碱性质和化学反应。
而缓冲溶液是指其在加入少量酸碱或强酸碱时，具有抵抗酸碱强度变化的能力的溶液。
下面我们将详细介绍酸碱溶液的水解与缓冲溶液的相关知识。
1. 酸碱溶液的水解酸碱溶液的水解是指酸碱盐在水中的离解过程。
酸溶液水解时可产生氢离子（H+），而碱溶液水解则产生氢氧化物离子（OH-）。
酸和碱溶液之间的水解作用可以互相抵消，因此，酸碱溶液的水解会影响溶液的酸碱性质。
当酸盐水解时，产生的酸根离子会增强溶液的酸性。
例如，氯化氢酸盐（HCl）在水中水解成氯化物离子（Cl-）和氢离子（H+），产生酸性溶液。
而碳酸盐（例如碳酸钠Na2CO3）在水中水解成碳酸根离子（CO32-）和氢氧化物离子（OH-），产生碱性溶液。
当碱盐水解时，产生的氢氧根离子会增强溶液的碱性。
例如，氢氧化钠（NaOH）在水中水解成氢氧根离子（OH-）和钠离子（Na+），产生碱性溶液。
2. 缓冲溶液缓冲溶液是指在加入少量酸碱或强酸碱时，能够抵抗酸碱强度变化的溶液。
其作用机制是通过溶液中存在的酸碱对或酸碱盐对中的一个进行水解来吸收或释放氢离子，从而维持溶液的酸碱性质基本不变。
常见的缓冲溶液包括酸碱对缓冲溶液和酸碱盐缓冲溶液。
酸碱对缓冲溶液是由酸和它的共轭碱或碱和它的共轭酸构成的。
当加入少量酸，过剩的碱会与其反应产生盐，从而减少酸性增加碱性。
当加入少量碱，过剩的酸会与其反应产生盐，从而减少碱性增加酸性。
例如，乙酸和乙酸钠构成了乙酸／醋酸根缓冲溶液。
酸碱盐缓冲溶液是由弱酸盐和其共轭碱盐或弱碱盐和其共轭酸盐构成的。
当加入少量酸，酸性盐会水解产生弱酸和酸根离子，从而减少酸性增加碱性。
当加入少量碱，碱性盐会水解产生弱碱和氢氧根离子，从而减少碱性增加酸性。
例如，柠檬酸和柠檬酸钠构成了柠檬酸／柠檬酸根缓冲溶液。
缓冲溶液广泛应用于生物、化学和医学领域。
弱酸弱碱的酸碱平衡与缓冲溶液
弱酸弱碱的酸碱平衡与缓冲溶液酸碱平衡是化学中一个重要的概念，它指的是溶液中酸性和碱性物质浓度的平衡状态。
在溶液中，酸和碱会互相反应，形成盐和水，这个反应被称为中和反应。
当溶液中同时存在弱酸和弱碱时，就涉及到弱酸弱碱的酸碱平衡问题。
一、弱酸的性质弱酸是指在水溶液中只能部分电离的酸，例如乙酸、醋酸等。
弱酸在水中溶解时，会部分转变为氢离子（H+）和对应的阴离子。
这种反应可以用以下方程式表示：HA ⇌ H+ + A-其中，HA代表弱酸分子，H+代表氢离子。
弱酸的电离常数表征了弱酸的酸度，酸度越大，弱酸电离的程度就越高。
电离常数的大小可以通过计算pKa来得到，pKa越小，弱酸的酸度越高。
二、弱碱的性质弱碱是指在水溶液中只能部分电离的碱，例如氨水等。
弱碱在水中溶解时，会生成氢氧离子（OH-）和对应的阳离子。
这种反应可以用以下方程式表示：B + H2O ⇌ OH- + BH+其中，B代表弱碱分子。
与弱酸类似，弱碱的碱度可以通过计算pKb来得到，pKb越小，弱碱的碱度越高。
三、酸碱平衡与弱酸弱碱的互相反应当弱酸和弱碱同时存在于溶液中时，它们会互相反应，形成水和盐。
这种反应被称为酸碱中和反应。
酸碱中和反应的方程式可以用以下表示：HA + B ⇌ H2O + AB在这个反应中，HA代表弱酸，B代表弱碱，H2O代表水，AB代表盐。
酸碱中和反应可以达到动态平衡，当反应物的浓度发生变化时，反应会向着消耗较多反应物的一侧进行。
这种平衡状态使得溶液中保持一定的酸碱浓度，形成酸碱平衡。
四、缓冲溶液的形成与应用缓冲溶液是一种能够抵抗酸碱浓度变化的溶液系统。
它由酸和碱的共存以及酸碱平衡所构成。
缓冲溶液的形成主要是依靠弱酸弱碱的互相中和反应。
在缓冲溶液中，当加入酸性物质时，其中的弱碱能够中和酸性质子，保持溶液的酸碱性不发生大的变化。
同样，当加入碱性物质时，其中的弱酸能够中和碱性氢离子，起到缓冲作用。
缓冲溶液在许多科学和工业领域都有广泛的应用。
缓冲溶液的名词解释
缓冲溶液的名词解释缓冲溶液是化学实验室中常用的一种溶液，其作用是维持溶液的酸碱性pH值在一定范围内稳定不变。
本文将对缓冲溶液的定义、组成成分、制备方法以及应用领域进行解释。
1. 定义缓冲溶液可以看作是一种能够抵抗外界对溶液酸碱性影响的溶液系统。
通过含有酸碱对的缓冲溶液，可以使得该溶液的pH值在添加酸或碱时保持相对稳定。
2. 组成成分缓冲溶液由两个基本组成部分构成：缓冲剂和溶剂。
缓冲剂通常是一种弱酸和其对应的盐、或一种弱碱和其对应的盐。
弱酸和其对应的盐所组成的缓冲溶液被称为酸性缓冲溶液，而弱碱和其对应的盐所组成的缓冲溶液被称为碱性缓冲溶液。
3. 制备方法制备缓冲溶液的常见方法是将适量的缓冲剂固体加入溶剂中溶解，或者用缓冲剂的酸或碱溶液与其对应的盐溶液按一定比例混合而成。
制备过程中需要注意溶剂的选择，以及缓冲剂与溶剂的摩尔比例。
4. 应用领域缓冲溶液在生物化学、药学、环境科学以及其他化学研究领域中广泛应用。
在生物学实验中，常用缓冲溶液来维持细胞培养和生物反应的正常pH值，以确保实验结果的准确性。
在药学中，缓冲溶液可以用于药物的稳定性测试与保存。
在环境科学中，缓冲溶液用于监测自然水体的酸碱程度，以及处理工业废水的中和过程。
总结：缓冲溶液是一种能够稳定维持溶液pH值的溶液系统。
由酸性缓冲溶液和碱性缓冲溶液两种形式组成，通常由缓冲剂和溶剂构成。
制备缓冲溶液的方法包括固体溶解法和混合法。
在生物化学、药学和环境科学等领域中，缓冲溶液被广泛应用于维持实验和生物体系统的pH稳定性。
通过理解和灵活运用缓冲溶液，我们能够更好地进行实验和研究，为科学进步和技术创新提供帮助。
酸碱缓冲溶液名词解释
酸碱缓冲溶液名词解释
酸碱缓冲溶液：
1. 什么是酸碱缓冲溶液：
酸碱缓冲溶液是一种定系数氢离子溶液，它含有一定比例的常用有机酸（H + 接收器）和碱（H + 发射器），能够维持溶液中离子浓度和pH 值比较稳定。
2. 酸碱缓冲溶液的作用：
（1）维持溶液中离子浓度恒定：由于酸碱缓冲溶液有一定比例的有机酸和碱,可以起到稳定溶液中离子浓度的作用，防止溶液过酸或过碱而改变 pH 值，因而保持溶液中的动态状态。
（2）稳定溶液 pH 值：酸碱缓冲溶液的有机酸和碱具有一定的供给能力，可以有效地酸碱穿梭在溶液中，维持溶液中离子浓度恒定，而不随反应而改变而改变溶液 pH 值。
（3）减少物质物化反应：酸碱缓冲溶液可以抑制物质物化反应，减少酸性物质的反应，从而抑制氢离子浓度的降低，有利于保持溶液的稳定性。
3. 酸碱缓冲溶液的制备：
（1）定系统缓冲溶液：它的混合物的 pH 值可以是固定的，由实验室
里的常用酸碱混合物准备而成。
（2）电离缓冲溶液：例如盐酸-氢氧化钠系统或者氯化钠-氢氧化钙系统，它由正交离子溶液中电离出来的酸碱主要组成，具有极强的稳定性。
4. 酸碱缓冲溶液的类型：
（1）单酸缓冲溶液：它的构成仅由一种有机酸和它的盐组成，常见的有盐酸-磷酸缓冲溶液、乙酸-乙酸盐缓冲溶液等。
（2）双酸缓冲溶液：双酸缓冲溶液是由两种酸（互为拮抗剂）和它们相应的盐组成，常见的有酒石酸-磷酸缓冲溶液、雪旁酸-磷酸缓冲溶液等。
（3）混合酸缓冲溶液：其中含有两种或以上有机酸及其盐，有时甚至包括氨，乙胺，肼等双价离子。
混合酸缓冲溶液的 pH 值中性临界点位置通常比单酸和双酸缓冲溶液的临界点位置更接近 7 。
实验八酸碱反应与缓冲溶液讲解学习
实验⼋酸碱反应与缓冲溶液讲解学习实验⼋酸碱反应与缓冲溶液实验⼋酸碱反应与缓冲溶液实验⽬的1.进⼀步理解和巩固酸碱反应的有关概念和原理(同离⼦效应盐类⽔解及其影响因素）2.学习试管实验的⼀些基本操作3.学习缓冲溶液的配制及其PH的的测定，了解缓冲溶液的缓冲性能4.学习酸度计的使⽤⽅法实验原理1.同离⼦效应强电解质兹⽔中全部解离。
弱电解质在⽔中部分解离。
在⼀定温度下，弱酸弱碱的竭⼒平衡如下；HA(ag）+H2O(l)?H3O+(ag)+A-(ag)B(ag)+H2O(l)?BH+(ag)+OH-（ag）在弱电解质溶液中，加⼊弱电解质含有相同离⼦的强电解质解离平衡向⽣成弱电解质的⽅向移动，是弱电解质的接⼒度下降。
这种现象成为：同离⼦效应。
2.盐类⽔解强酸、强碱盐在⽔中不⽔解。
强酸弱碱盐（如NH4Cl）⽔解溶液显酸性，强酸弱碱盐（如NaAc）⽔解溶液显碱性。
弱酸弱碱盐（如NaAc）⽔解溶液的酸碱性取决于强酸弱碱的相对强弱。
例如：Ac-（ag）+H2O（l）?HAc(ag)+OH-（ag)NH4+(ag)+Ac-(ag)+H2O(l)?NH3·H2O（ag）+HAc（ag）⽔解反应时酸碱中和反应的逆反应。
中和反应是放热反应⽔解反应时吸热反应。
因此升⾼温度有利于盐类的⽔解3.缓冲溶液由弱酸（或弱碱）与弱酸（或弱碱）盐（如HAc-NaAc；NH3·H2O-NH4Cl；H3PO4-NaH2PO4；NaHPO4;NaHPO4-Na3PO4等）组成的溶液具有保持溶液PH相对稳定的性质，这类溶液称为缓冲溶液。
由弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液的PH可由下列公式计算:PH=PKg?（HA)-lgc(HA)/c(A-)由弱酸-弱碱盐组成的缓冲溶液的PH可⽤下式计算；PH=14-PKb?（B）+lgc(B)/c(BH)缓冲溶液的PH可以⽤PH试纸来测定缓冲溶液的缓冲能⼒与组成溶液的弱酸（或弱碱）及其共轭碱（或酸）的浓度有关，当弱碱（或弱酸）与它的共轭碱（或酸）浓度较⼤时，其缓冲溶液能⼒较强。
酸碱缓冲溶液
1. 酸碱缓冲溶液的分类 酸碱缓冲溶液是一种能对溶液的酸度起稳定作用的溶液体系，它能使溶液不 因外加少量酸、碱或溶液的稀释而发生显著变化。 酸碱缓冲溶液可分为两类： ① 弱酸及其共轭碱共存的溶液，基于弱酸（碱）的离解平衡以控制[H+]，如 HAc – Ac-, NH4+ -NH3, (CH2)6N4H+-(CH2)6N4等。 ② 强酸或强碱溶液，基于外加少量酸、碱时pH的相对改变不大达到控制pH值 的作用。 2. 酸碱缓冲溶液pH值的计算 设弱酸HB及其共轭碱B-共存构成的酸碱缓冲溶液， 弱酸型体HB的浓度为cHB， 共 轭碱型体B-的浓度为cB-，电离常数为Ka。 以HB和H2O为零水准，得质子条件式
3. 缓冲容量、缓冲指数与缓冲范围 (1) 缓冲容量：是指缓冲溶液抵御外加强酸或强碱导致pH变化的能力。 (2) 缓冲指数：是衡量缓冲容量大小的量。缓冲指数的定义为：
式中a与
数，当溶液的状态发生变化时，缓冲指数也发生变化。前面的负号是为保证b为 正值。 (3). 酸碱缓冲容量的计算 设一酸碱缓冲体系，HB - B-, 其浓度分别为 cHB和cB-, 总浓度： 以HB和H2O为零水准，得质子条件式
则式<1>可简化为
<2>
取对数，得
<3> 式<3>是计算酸碱缓冲溶液pH值常用的最简式。
例题1：求0.10 mol/L NH4HF2 溶液的pH。 [分析] 体系0.10 mol/L NH4HF2实际是由0.10 mol/L NH4F + 0.10 mol/L HF构成。 体系中的酸型体有NH4+和HF, 离解常数的对数分别为： pKa(NH4+) = 9.25, pKa(HF) = 3.17, 显然 Ka(HF) >> Ka(NH4+)，NH4+的离解被抑制。体系中的碱型体有F-。因此该体 系主要是HF-F-构成的缓冲体系。因浓度较大，采用最简式计算。
缓冲溶液的原理
缓冲溶液的原理缓冲溶液是一种能够稳定溶液pH值的溶液，它在生物化学、分析化学和生物学实验中扮演着重要的角色。
缓冲溶液的原理是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的。
当酸或碱被加入缓冲溶液时，这些共轭物质会相互转化，从而抵消新加入的酸或碱，使溶液的pH值保持相对稳定。
本文将详细介绍缓冲溶液的原理及其在实验中的应用。
缓冲溶液的原理基于酸碱中和反应。
在缓冲溶液中，当弱酸和其共轭碱或弱碱和其共轭酸同时存在时，它们会达到动态平衡。
当外界加入酸或碱时，这些共轭物质会发生反应来抵消新加入的酸或碱，从而维持溶液的pH值。
这种平衡反应可以用化学方程式表示为：HA + H2O ⇌ A+ H3O+。
其中，HA代表弱酸，A-代表其共轭碱，H2O代表水，H3O+代表氢离子。
在另一种情况下，当弱碱和其共轭酸同时存在时，它们之间也会达到动态平衡。
当外界加入酸或碱时，这些共轭物质会发生反应来抵消新加入的酸或碱，同样维持溶液的pH值。
这种平衡反应可以用化学方程式表示为：B + H2O ⇌ BH+ + OH-。
其中，B代表弱碱，BH+代表其共轭酸，H2O代表水，OH-代表羟离子。
缓冲溶液的原理可以通过哈登-哈斯尔巴赫方程来定量描述。
该方程为：pH = pKa + log([A-]/[HA])。
其中，pH代表溶液的pH值，pKa代表弱酸的离解常数，[A-]代表共轭碱的浓度，[HA]代表弱酸的浓度。
根据这个方程，我们可以调节缓冲溶液中弱酸和其共轭碱的浓度比例来控制溶液的pH值。
缓冲溶液在实验中有着广泛的应用。
在生物化学实验中，生物体内的许多生物化学反应都需要在特定的pH范围内进行。
缓冲溶液可以帮助维持这些反应的稳定性，保证实验结果的准确性。
在分析化学中，许多分析方法也需要在特定的pH条件下进行，缓冲溶液可以提供稳定的实验环境。
在生物学实验中，细胞培养液的pH值对细胞生长和代谢有着重要影响，缓冲溶液可以帮助维持细胞培养液的稳定性。
酸碱溶液的缓冲作用和缓冲溶液
酸碱溶液的缓冲作用和缓冲溶液一、引言酸碱溶液的性质在很多化学和生物学过程中都有着重要的作用。
然而，酸碱溶液的剧烈反应常常导致物质的不稳定性和反应效果的不理想。
为了解决这一问题，人们研究出了缓冲作用和缓冲溶液的概念。
本文将详细介绍酸碱溶液的缓冲作用及其机制，以及常见的缓冲溶液。
二、酸碱溶液的缓冲作用酸碱溶液的缓冲作用是指当外界对溶液进行酸碱性质的干扰时，溶液能够保持pH值相对稳定的能力。
缓冲作用使得溶液中的酸碱浓度能够在一定范围内保持相对不变，从而保证酸碱反应的有效性和稳定性。
三、缓冲作用机制酸碱溶液的缓冲作用主要是通过共存的酸碱质子和酸碱对来实现的。
当酸性溶液受到碱性物质的干扰时，酸基会与干扰物中的碱质子结合，使溶液中的碱质子浓度降低，从而减弱碱性的影响。
同样地，当碱性溶液受到酸性物质的干扰时，碱基会与干扰物中的酸质子结合，使溶液中的酸质子浓度降低，从而减弱酸性的影响。
这种酸碱质子和酸碱对的共存使得溶液中的酸碱浓度变化相对较小，维持了缓冲作用。
四、缓冲溶液的制备方法1. 酸碱共存法：将一定浓度的酸和碱混合，使其形成pH值在所需范围内的缓冲溶液。
例如，将苯甲酸溶解在氢氧化钠溶液中，可以得到pH在4-6范围内的苯甲酸-氢氧化钠缓冲溶液。
2. 盐酸与盐的混合法：将强酸与该酸的盐混合，使其形成具有缓冲作用的溶液。
例如，将盐酸和氯化铵混合，可以得到pH≈4的盐酸-氯化铵缓冲溶液。
3. 酸碱水解法：将酸或碱的盐溶于水中，通过水解作用将其转变为相应的酸和碱形成缓冲体系。
例如，将氯化铵溶解在水中，水解为硝酸和氨，得到了pH≈5.5左右的缓冲溶液。
五、缓冲溶液的应用缓冲溶液广泛应用于化学、生物学、医学等领域。
以下是一些常见的应用：1. 生物化学实验：生物化学实验中常需要维持特定的pH值，缓冲溶液能够提供稳定的pH环境，以确保实验结果的准确性。
2. 药物制剂：药物制剂中常需要调节pH值以增强药物的溶解度和稳定性。
缓冲溶液可以提供药物在适当pH值下的最佳效果。
酸碱溶液的缓冲作用和缓冲溶液计算
酸碱溶液的缓冲作用和缓冲溶液计算缓冲溶液是一种能够在一定范围内抵抗酸碱添加所引起的pH变化的溶液。
它在生物化学、医学及工业生产等领域都有广泛的应用。
本文将介绍酸碱溶液的缓冲作用原理以及一些常见的缓冲溶液计算方法。
1. 缓冲作用的原理酸碱溶液的缓冲作用是通过在溶液中同时存在两种可以相互转化的物质，一种是酸性物质，另一种是碱性物质，来抵消强酸或强碱的加入所引起的酸碱度变化。
其中，酸性物质可与强碱反应，碱性物质可与强酸反应，使得溶液的pH值相对稳定。
2. 缓冲溶液的计算方法2.1 Henderson-Hasselbalch方程Henderson-Hasselbalch方程是计算缓冲溶液pH值的常用方程式。
它的公式如下：pH = pKa + log ([A-] / [HA])其中，pH为溶液的酸碱度，pKa为酸性物质的酸解离常数的负对数，[A-]为酸性物质的阴离子浓度，[HA]为酸性物质的酸分子浓度。
2.2 缓冲溶液的制备方法制备缓冲溶液可以通过选择适当的酸和碱的配比来实现。
一种常见的制备方法是选择弱酸和其共轭碱来制备酸性缓冲溶液，或选择弱碱和其共轭酸来制备碱性缓冲溶液。
根据需要，可以调整酸碱浓度的配比来获得所需的缓冲溶液。
3. 缓冲溶液的应用缓冲溶液在生物化学和医学等领域有着广泛的应用。
在生物体内，许多生物过程需要在特定的酸碱环境下进行，如血液中的pH值需要维持在7.35-7.45之间，而缓冲系统可以起到维持这一平衡的作用。
此外，在药物研发和生产中，缓冲溶液的使用也十分重要，因为药物的吸收和稳定性往往与其所处的酸碱环境有关。
4. 实例分析现假定有1L的醋酸-醋酸钠缓冲溶液，已知醋酸的pKa为4.76，求在该缓冲溶液中醋酸和醋酸钠的浓度，以及溶液的pH值。
根据Henderson-Hasselbalch方程：pH = pKa + log ([A-] / [HA])已知pH为4.8，pKa为4.76，代入上述方程可得：4.8 = 4.76 + log ([A-] / [HA])解出[A-] / [HA]后，可以得到[A-]和[HA]的比值。
酸碱缓冲溶液讲解
+
N
(CH3)2
H NN
(CH3)2
SO3-
OHH+
N
pKa = 3.4
NN
酚酞 HO
OH
O
OH-
C OH
H+
C
COO-
pKa = 9.1
SO3OCOO-
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围
作用原理
HIn
H In
pKa
indicator
酸色
碱色
Ka
[H ][In ] [HIn]
[In ] [HIn]
Ka [H
]
作用于人眼的颜色由 [In ] 确定，而 [In ] 又由 Ka 确定，
[HIn]
[HIn]
[H ]
因此可由颜色的变化判断[H+]的变化，确定滴定的终点。
理论变色范围
pKa1
0.1 [In ] 10 [HIn]
分布系数
1.0
0.8 HIn
0.6
0.4 0.2
In
指
示
剂
变
色
理论变色点：pKa
2H 2BO3
2H 3BO 3
5）NH3-NH4+， pKa = 9.25
8.25 ~ 10.25
3.5 酸碱指示剂
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围 3.5.2 影响指示剂变色范围的各种因素 3.5.3 混合指示剂
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围
酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，其共轭酸碱形 式具有明显不同的颜色。
1）HF-F-，pKa = 3.17 2）HAc-Ac-， pKa = 4.76
酸碱滴定法—缓冲溶液(分析化学课件)
2.不干扰测定(EDTA滴定Pb2+,不用HAc-Ac-)。
常用缓冲溶液
缓冲溶液 氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH 甲酸+NaOH
HAc+NaAc 六次甲基四胺+HCl
H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl 硼砂(H3BO3+H2BO3-)
NH4++NH3
pKa 2.35 2.86 3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 9.24 9.25
否。如H2CO3 ~ NaHCO3，NaHCO3 ~ Na2CO3均可。
2. 1mol·L-1NaOH和1mol·L-1HAc等体积混合，有 否缓冲作用？
否。因全部生成NaAc。 3. 1mol·L-1NaOH和2mol·L-1HAc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 以HAc~NaAc为例：
03
缓冲容量
衡量缓冲能力大小的尺度。
β dna(b)
V dpH
值愈大，溶液的缓冲能力愈大。
• 影响缓冲容量的因素
缓冲溶液的总浓度。
C大，也大
缓冲溶液的缓冲比。
缓冲比为1，最大
• 缓冲范围
缓冲比大于10：1或小于1：10时，缓冲溶液 已失去缓冲能力。
pH= pKaθ1 ——有效缓冲范围 缓冲比1：1时，最大，pH = pKa。
（需NaAc·3H2O晶体49.4g。 需NaOH溶液65.3ml。）
1.有较大的缓冲能力: c 较大(0.01～1mol·L-1);
pH≈pKa, 即ca∶cb≈1∶1
HAc— NaAc : pKa=4.76 (pH 4～5.5) NH4OH—NH3: pKb=4.75 (pH8 ～10 ) (CH2)6N4— (CH2)6N4H+: pKb=8.87
5-4 酸碱缓冲溶液
近似式 （ 2）
精确式中，如果C 精确式中，如果Ca>>([H+]-[OH-]), Cb>>([H+][OH-]) ，则精确式可简化为： 则精确式可简化为：
Ca [H ] = K a Cb
+
最简式 最简 式
或
Cb Cb pH = pK a + lg = pK W pK b + lg Ca Ca
+
②选HA及H2O为参考水平 HA及
PBE： PBE：[H+]=[OH-]+[A-] 或 式代入⑴式中： 将⑵、⑶式代入⑴式中：
PBE： [H ] + [HA]A = [OH ] [H+] + （[HA] - Ca）= [OH-] [HA]=Ca - [H+] + [OH-] ∴ ⑵
HA [H+]=[OH-]+（[A-]-Cb） ]+（ [A-]=Cb-[OH-]+[H+]
[In ] K HIn = + [HIn] [H ]
[H ][In ] = [HIn]
+
碱式色和酸式色的混合色。 时，呈碱式色和酸式色的混合色。
指示剂的变色范围： 指示剂的变色范围： 指示剂颜色的改变的酸度范围，称为 指示剂颜色的改变的酸度范围， 指示剂的变色范围。 指示剂的变色范围。 pH=pKHIn±1 即 pH=pKHIn这一点称为指示剂的理论 这一点称为指示剂的理论 变色点。 变色点。
如：酒石酸氢钾 KHA pKa1=3.04, pKa2 = 4.37 HA- 72% 相当于两个缓冲体系： 相当于两个缓冲体系： H2A 14% H2A—HA-；HA- — A22A 14%