酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液PPT课件
Ca [ H ] Ka Cb
Cb pH pK a lg Ca
例 21 计算 0.10 mol· L-1 NH 4 Cl 和 0.20mol· L-1 NH 3 缓冲溶液的 pH.
5 4
Kw 解 已知 NH 3 的 K b 1.6 10 ，NH 的 K a 5.6 10 10 ，由于 c NH 和 c NH 3 均较大， 4 Kb
故可采用（2-33）式计算，求得
pH pK a lg 9.26 lg
=9.56
c NH 3 c NH
4
0.20 0.10
例3.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为 0.25mol/L。于此100ml缓冲溶液中加入200mg NaOH (忽略 溶液体积的变化），所得溶液的PH为5.60。问原来所配制 的缓冲溶液的PH为多少？ HB+NaOH =NaB+H2O
→强碱控制溶液pH时， 2.3[OH ] →弱酸控制溶液pH（pH=pKa±1）时，
2.3HAA CHA
当Ca/Cb=1：1时，pKa=pH时，β有极值。
缓冲范围：pH=pKa±1。
4 缓冲容量（buffer capacity）
→某缓冲溶液因外加强酸或强碱的量为ΔC而发生 pH的变化，变化的幅度为ΔpH，β为ΔpH区间缓 冲溶液所具有的平均缓冲指数。 α=ΔC=βΔpH=（δ2A--δ1A-）CHA 其中，δ2A-和δ1A-分别为pH2和 pH1的分布系数， CHA为分析浓度。 →缓冲容量的大小与缓冲物质的总浓度以及组成此 缓冲溶液的Ca/Cb有关。总浓度愈大（一般为0。 01 ～ 1mol/L 之间）； Ca/Cb 应在 1/10～ 10/1 范围 内，浓度愈接近1：1，缓冲容量愈大。
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。
酸碱和缓冲溶液
另一个质子受体(碱)结合。
例如，HAc在水溶液中：
HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq) 酸1 碱1 酸碱半反应2 H+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) 碱2 酸2 H+ 总反应 HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq) 酸1 碱2 酸2 碱1 酸碱半反应1
碱： B－ + H O 2
HB + OH－
-
[H B][OH ] Kb = [B ]
酸的解离常数： 符号：Ka 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。
H+
H+ H+ H+ H+
H2PO4[Al(H2O)6 ]3+
HPO42-
+
H+
[Al(OH)(H2O)5]2+ ＋H+
共轭酸
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
[Η ] = K a (c - [Η ])
2 K + K + 4 K c a a a 或写成： [Η + ] = 2 + +
ca 当弱酸的 ≥500或α<5%时， Ka c- [H+]≈c
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。
5-4 酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（缓 酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（ 作用的溶液。 冲）作用的溶液。 如：弱酸及其共轭碱 HAc-NaAc HAc弱碱及其共轭酸 NH3-NH4Cl 强酸溶液 强碱溶液 一般的缓冲溶液： 一般的缓冲溶液：大多数由一定浓度的共轭酸碱对 所组成。 所组成。 标准缓冲溶液： 标准缓冲溶液：大多数是由逐级离解常数相差较小 物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对所组成， 的两性 物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对所组成， 如H2PO4--HPO42-。
三、缓冲溶液的选择和配制 例：欲配制1L pH=5的缓冲溶液，其中弱酸和它的共 欲配制1L pH=5的缓冲溶液 的缓冲溶液， 轭碱的总浓度为0.200mol/L， 轭碱的总浓度为0.200mol/L，问此缓冲溶液应如何 配制？ 配制？ 解：可选用醋酸（pKa=4.74）或丙酸（pKa=4.87）缓 =4.74）或丙酸（ =4.87） 可选用醋酸（ 冲体系。如选丙酸及其共轭碱体系， 冲体系。如选丙酸及其共轭碱体系，则
2.89 5.15 7.20 9.24 9.24 10.25
§5-5 酸碱指示剂
滴定终点的两种指示方法： 滴定终点的两种指示方法： a. 仪器法：通过测定滴定过程中电位等参数的变化， 仪器法：通过测定滴定过程中电位等参数的变化， 确定化学计量点(等量点)附近电位的突跃。 确定化学计量点(等量点)附近电位的突跃。 b. 指示剂法：化学计量点时指示剂颜色的突变。 指示剂法：化学计量点时指示剂颜色的突变。 简单、方便） （简单、方便）
CC2 H 5COOH + CC H COO = 0.200(mol/L)
或
C共轭轭 5.00 = 4.87 + lg C丙酸
酸碱缓冲溶液的计算及配制
酸碱缓冲溶液的计算及配制酸碱缓冲溶液是化学分析和仪器分析中应用最为广泛的试剂溶液之一。
虽然任何分析方法和标准中都有缓冲溶液的配制方法，但实际工作中（包括科研实验中）根据PH值要求，因地制宜地配制某种缓冲溶液，仍然具有很实用的意义。
附件是本人最近编写的“酸碱缓冲溶液计算”软件中的一部分，侧重于：指定PH值、溶液总浓度和总体积，用弱酸（或强酸弱碱盐）的浓溶液或固体、弱碱（或强碱弱酸盐）的浓溶液或固体来混合配制缓冲溶液的用量计算（计算称取的质量、量取的溶液体积）。
一、软件界面及用法演示此Flash包含在附件中，也可以在软件的“操作演示”中弹出。
界面如下打开软件后，请及时在PH、PKa、C(总)、V(总)四个文本框中输入数据，它们分别对应于（1）要配制的PH值（如醋酸缓冲溶液，配成PH5.0（2）弱酸或共轭酸的酸离解常数的负对数如醋酸为4.74，氨缓冲体系，可以查到氨的碱离解常数PKb＝4.74，则共轭酸铵根的PKa＝14.00-4.74＝9.26，都可以查表得到。
（3）缓冲溶液的总浓度（混合液中共轭酸碱的浓度和，例如：0.10MHAc+0.15M NaAc，则总浓度为0.25M，当然，一类情况是给定总浓度，不给各自的浓度）（4）缓冲溶液的总体积（最终配成的体积）下部分的四个绿色框是计算后自动填充的数据，右上角的绿色框也是自动生成的共轭酸碱的摩尔比。
中间的M(弱酸)为弱酸的式量，M(弱碱)为弱碱的式量，这七个框的数据都是自动填充的。
你要做的工作就是：要计算弱酸固体，就单击“计算酸m”，会弹出提示和输入框，根据提示，你输入对应的式量即可，同理，要计算弱酸的体积，就单击“计算酸V”，在弹出的提示和输入框中输入浓度值即可，弱酸的固体或溶液也如此炮制，剩下的计算和填充由软件来完成。
温馨提示：我在软件中设置了一个定时器，每5秒钟检查一次你的PH、PKa、C(总)、V(总)是否都输入了数据，如果没有输入完全，就会自动弹出一个提示框，告知请你输入（因为软件等着计算呢），如果你还没有来得及输入它就弹出来，你只要按下“确定”，在它退出后，你再输入数据，再弹出来时，你再按下“确定”，继续输入数据，输完四个数据，它就不再弹出！虽然它的弹出有点“讨厌”，不过，你就不会忘记该做的工作了。
各种缓冲液配制方法
各种缓冲液配制方法不同缓冲液的缓冲范围pH缓冲液是化学实验室中常用的一种试剂，可以帮助维持溶液的酸碱度。
下面介绍三种常用缓冲液的配制方法和缓冲范围。
一、甘氨酸-盐酸缓冲液（0.05 mol/L）配制方法：取X毫升0.2 mol/L甘氨酸和Y毫升0.2 mol/L 盐酸，加入适量的水稀释至200毫升。
缓冲范围：pH值在2.2至3.6之间，X和Y的取值见上表。
二、邻苯二甲酸-盐酸缓冲液（0.05 mol/L）配制方法：取X毫升0.2 mol/L邻苯二甲酸氢钾和Y毫升0.2 mol/L盐酸，加入适量的水稀释至20毫升。
缓冲范围：pH值在2.2至3.8之间，X和Y的取值见上表。
三、磷酸氢二钠-柠檬酸缓冲液配制方法：根据上表中的数据，取相应的0.2 mol/L和0.1 mol/L的Na2HPO4和柠檬酸，加入适量的水稀释至20毫升。
缓冲范围：pH值在2.2至8.0之间，具体取值见上表。
以上缓冲液的配制方法和缓冲范围可根据实验需要进行调整和改变。
在实验过程中，正确选择缓冲液可以提高实验的成功率和准确性。
以下是已经修改好的文章：柠檬酸的浓度可以用毫升表示，其浓度数据如下：9.28 mL8.85 mL8.40 mL7.91 mL7.37 mL6.78 mL6.15 mL5.45 mL4.55 mL3.53 mL2.61 mL1.83 mL1.27 mL0.85 mL0.55 mL对于Na2HPO4，其分子量为141.98，0.2 mol/L的溶液需要28.40 g/L。
而Na2HPO4·2H2O的分子量为178.05，0.2 mol/L的溶液需要35.61 g/L。
最后，Na2HPO4·12H2O的分子量为358.22，0.2 mol/L的溶液需要71.64 g/L。
对于C6H8O7·H2O，其分子量为210.14，0.1 mol/L的溶液需要21.01 g/L。
以下是柠檬酸-氢氧化钠-盐酸缓冲液的相关数据：pH: 2.2.3.1.3.3.4.3.5.3.5.8.6.5钠离子浓度(mol/L): 0.20.0.20.0.20.0.20.0.35.0.45.0.38柠檬酸(g) 氢氧化钠(g) 盐酸(mL)C6H8O7·H2O NaOH 97% HCl (浓)210 210 210210 245 285266 84 8383 144 186156 160 116106 45 68105 126最终体积(L)：10使用时可以每升中加入1克酚。
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 。
5.4.5.酸碱缓冲溶液与指示剂
影响缓冲容量的因素讨论：
设一缓冲体系（HA—NaA）由CHAmol/L
HA 和 CA mol/L 的NaA构成。则：C=CHA+ CA
CBE： [H+]+ [Na+] = [OH-] + [A-] 即： [H+]+CA- = [OH-] + [A-]
若在该体系加入强碱，并使强碱的浓度为b，则
CBE：[H+]+ [Na+]A- + [Na+]b = [OH-] + [A-]
C Ac- =0.596×0.645 =0.384(mol/L)
4.4 缓冲溶液的选择
所控制的pH应尽量与pKa一致，且浓度较大。
缓冲溶液应对体系的反应无干扰。
4.5 标准缓冲溶液
• 标准缓冲溶液是用来校准pH用的，它的pH值 是经过实验准确测定的。 • 如果要用计算来求得某种标准缓冲溶液的pH， 必须校准离子强度的影响。
例 １考虑 离子强 度的影 响 ，计 算 0.025mol·L-1 Na2HPO4—0.025 mol·L-KH2PO4缓冲溶液的 pH值。 解： I=0.10 mol/L
lg H PO 0.50Z ( 0.30I) 0.10; 2 4 1 I
2
I
H PO 0.79
缓冲容量 是指缓冲溶液抵御pH值变化 的能力。定义为： db da
dpH
H+
dpH
pH
OH-
HB H B
pH
HB H B
式中a与b分别代表加入的强酸或强碱的浓度。
缓冲容量: 使1升缓冲溶液的pH值改变1个pH 单位所需加入的强碱或强酸的物质的量。
酸碱缓冲实验报告
一、实验目的1. 理解酸碱缓冲溶液的概念及其在维持溶液pH稳定方面的作用。
2. 掌握酸碱缓冲溶液的配制方法。
3. 学习使用pH计测定溶液的pH值。
4. 了解酸碱缓冲溶液的缓冲性能。
二、实验原理酸碱缓冲溶液是由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成的溶液，能够在一定范围内抵抗外界酸碱物质的影响，维持溶液的pH值相对稳定。
根据亨德森-哈塞尔巴尔赫方程，缓冲溶液的pH值可以通过以下公式计算：pH = pKa + log([A-]/[HA])其中，pKa为弱酸的酸解离常数，[A-]为弱酸的共轭碱浓度，[HA]为弱酸的浓度。
三、实验仪器与药品1. 仪器：pH计、电子天平、移液管、容量瓶、烧杯、玻璃棒、滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹等。
2. 药品：醋酸（CH3COOH）、醋酸钠（CH3COONa）、氢氧化钠（NaOH）、酚酞指示剂、蒸馏水等。
四、实验步骤1. 配制醋酸-醋酸钠缓冲溶液（1）称取适量的醋酸钠固体，放入烧杯中。
（2）加入少量蒸馏水，用玻璃棒搅拌使其溶解。
（3）用移液管量取一定体积的醋酸溶液，加入烧杯中。
（4）用蒸馏水定容至100 mL，得到一定浓度的醋酸-醋酸钠缓冲溶液。
2. 配制氢氧化钠溶液（1）称取适量的氢氧化钠固体，放入烧杯中。
（2）加入少量蒸馏水，用玻璃棒搅拌使其溶解。
（3）用移液管量取一定体积的溶液，加入容量瓶中。
（4）用蒸馏水定容至100 mL，得到一定浓度的氢氧化钠溶液。
3. 测定缓冲溶液的pH值（1）将pH计开机预热，待读数稳定后，用蒸馏水清洗电极。
（2）用移液管量取少量缓冲溶液，加入锥形瓶中。
（3）将pH计电极插入溶液中，待读数稳定后，记录缓冲溶液的pH值。
4. 测定氢氧化钠溶液的pH值（1）用移液管量取少量氢氧化钠溶液，加入锥形瓶中。
（2）将pH计电极插入溶液中，待读数稳定后，记录氢氧化钠溶液的pH值。
5. 加入酸碱物质，观察缓冲溶液的pH值变化（1）向缓冲溶液中加入少量氢氧化钠溶液，观察pH值变化。
酸碱反应与缓冲溶液实验报告
酸碱反应与缓冲溶液实验报告实验目的，通过本次实验，我们的目的是探究酸碱反应的基本原理，并了解缓冲溶液的特性和应用。
实验仪器和试剂，酸碱指示剂、PH试纸、醋酸、氢氧化钠、盐酸、硫酸、PH 计、玻璃棒、烧杯、试管等。
实验原理，酸碱反应是指酸和碱在一定条件下发生中和反应的化学过程。
在酸碱中和反应中，酸和碱的质子和氢氧根离子结合生成水，同时产生盐。
而缓冲溶液是指在一定条件下，可以在一定范围内稳定其PH值的溶液。
实验步骤：1. 酸碱指示剂变色实验，将酸碱指示剂滴加到醋酸、氢氧化钠溶液中，观察颜色变化并记录。
2. PH试纸测定酸碱溶液，将PH试纸分别浸泡在盐酸、硫酸溶液中，观察颜色变化并记录。
3. 缓冲溶液的制备和PH值测定，将一定量的醋酸和氢氧化钠混合，用PH计测定其PH值，并记录。
实验结果与分析：1. 酸碱指示剂变色实验结果表明，酸性溶液下酸碱指示剂呈红色，碱性溶液下呈蓝色。
2. PH试纸测定结果显示，盐酸和硫酸溶液的PH值分别为1和2，属于酸性溶液。
3. 缓冲溶液的PH值为4.7，说明醋酸和氢氧化钠混合后形成了缓冲溶液。
实验结论，通过本次实验，我们深入了解了酸碱反应的基本原理，并学会了如何制备和应用缓冲溶液。
这些知识对于我们理解化学反应和实际应用具有重要意义。
实验注意事项：1. 实验中要注意安全，避免酸碱溶液溅到皮肤和衣物上。
2. 在操作酸碱试剂时，要小心谨慎，避免误操作导致意外发生。
3. 实验后要及时清洗实验器材，保持实验环境整洁。
总结，本次实验不仅帮助我们深入理解了酸碱反应和缓冲溶液的原理，同时也提高了我们的实验操作能力和安全意识。
这些知识对我们今后的学习和工作都有着重要意义。
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
酸碱缓冲溶液的计算及配制
酸碱缓冲溶液的计算及配制
1.确定所需pH值：根据实际需要，确定所需的缓冲溶液的pH值。
不
同的pH值对应不同的酸碱缓冲体系，具体的配方也会有所不同。
2.选择缓冲体系：根据所需的pH值，选择合适的酸碱缓冲体系。
常
见的酸碱缓冲体系包括醋酸/醋酸钠、磷酸/磷酸盐、碳酸氢根/碳酸盐等。
3.计算酸碱的量比：根据所选择的缓冲体系，计算出酸和碱的量比。
酸和碱的量比应该按照缓冲液所需的pH值以及酸碱的酸度常数进行计算。
4. 确定浓度：根据实际需要，确定酸和碱的最终浓度。
一般来说，
缓冲液的浓度在0.1-1.0 mol/L 之间较为常见。
5.配制溶液：按照计算得到的酸碱量比和浓度，准确称取所需的酸和碱，并尽量避免水分的蒸发和气体的溢出。
6.配制反应：将所需的酸和碱分别溶解在适量的去离子水中，可以用
磁力搅拌器快速将两种溶液混合，也可以逐滴加入一种溶液至另一溶液中。
7.pH调整：根据实际测定的pH值，可以通过调整酸或碱的用量来精
确地达到所需的pH值。
8.检测pH值：使用pH电极或试纸等工具检测所配制的缓冲溶液的
pH值，确保达到预定目标。
需要注意的是，在配制酸碱缓冲溶液时，最好使用高纯度的试剂和去
离子水，并控制好搅拌的速度和时间，以确保溶液均匀混合，避免生成气
泡和异物的干扰。
总结一下，酸碱缓冲溶液的计算及配制过程主要包括：确定所需pH 值、选择缓冲体系、计算酸碱的量比、确定浓度、配制溶液、配制反应、
pH调整以及检测pH值。
合理的计算和配制过程能够确保酸碱缓冲溶液的准确性和稳定性。
常用酸和碱—缓冲溶液及其应用
实例分析
25 oC 时，在1L纯水中加入0.01 mol的强 酸(HCl)或0.01 mol强碱(NaOH)，溶液的 pH改变了5个pH单位。
结论
实验2
实例分析
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；
实际上，形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。
一些常见的缓冲系列
缓冲系
HAc-NaAc
H2CO3-NaHCO3 H3PO4-NaH2PO4
Tris·HCl -Tris
H2C8H4O4- KHC8H4O4 NH4Cl - NH3
CH3NH3+Cl - CH3NH2 NaH2PO4- Na2HPO4 Na2HPO4- Na3PO4
质子转移平衡
HAc+H2O
H2CO3+ H2O
H3PO4+H2O Tris·H++H2O
H2C8H4O4+H2O NH4++H2O
CH3NH3++H2O H2PO4-+H2O HPO42-+H2O
Ac-+H3O+ HCO3-+H3O+ H2PO4-+H3O+
Tris+H3O+ HC8H4O4-+H3O+ NH3+H3O+ CH3NH2+H3O+ HPO42-+H3O+ PO43-+H3O+
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；
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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。
酸碱缓冲溶液
表4-1 常用的缓冲溶液
分析化学
酸碱缓冲溶液
整理得
则
（4-Байду номын сангаас ）
同理，可推导出由弱碱和弱碱盐所组成缓冲溶液的碱度计算公式：
即
（4-9）
酸碱缓冲溶液
由缓冲溶液的pH值计算公式可以得到以下几点结论： （1）缓冲溶液本身的pH值主要取决于弱酸或弱碱的解离常数Ka 或Kb。 （2）缓冲溶液的缓冲能力主要与其中弱酸(或弱碱)及盐的浓度有 关。弱酸(或弱碱)及盐的浓度越大，ca/cb或cb/ca的比值越接近于1时， 缓冲能力越大，当浓度比为1时，具有最大缓冲能力，此时，pH=pKa 或pOH＝pKb。通常，缓冲溶液中 cacb或cbca的比值在0.1~1.0。 （3）各种缓冲溶液只能在一定范围内发挥缓冲作用，弱酸和弱酸 盐缓冲溶液的缓冲范围为pH＝pKa±1，弱碱和弱碱盐缓冲溶液的缓冲 范围为pOH＝pKb±1，故在选用缓冲溶液时应注意其缓冲范围。 （4）将缓冲溶液适当稀释时，由于ca/cb或cb/ca的比值不变，故 溶液的pH值基本不变。