缓冲溶液
第四章 缓冲溶液
第二节 缓冲溶液pH的计算
因稀释而引起缓冲溶液pH值的变化用稀释值 表示，当缓冲溶液的浓度为c时，加入等体 积纯水稀释，稀释后与稀释前的pH值之差定 义为稀释值，符号为ΔpH1/2
ΔpH1/2 = pHc/2 pHc/1
ΔpH1/2 ＞0，表明缓冲溶液的pH值随稀释而 增加； ΔpH1/2 ＜0，则表明缓冲溶液的pH值 随稀释而减少
3.75 + lg
x 0.40
x
=
3.90
c(甲酸钠）= x = 0.234mol Lc(甲酸）= 0.166mol L
练习
例 4 向100ml某缓冲溶液中加入0.20g NaOH固 体，所得溶液pH=5.60，已知原缓冲溶液共轭酸 HB pKa=5.30; c(HB)=0.25 mol·L，求原缓冲溶 液的pH。
= pKa
+
[
lg
共轭碱]
[ 共轭酸]
第二节 缓冲溶液pH的计算
Henderson—Hasselbalch方程式的应用
pH
=
pKa
+
lg
[B- ] [HB]
解离平衡后的浓度
① HB在溶液中只少部分解离，且因B-的同离
子效应，使HB几乎完全以分子状态存在
pH
pKa
+
l?(pKa =4.75)
pH
=
pKa
+ lg
cNaAc cHAc
=
4.75 + lg 0.05 0.05
=
4.75
pH' =
pKa
+ lg
n'NaAc n'HAc
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。
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。
缓冲溶液的组成及其作用
抗酸成分 抗碱成分 NH3· H2O -------- NH4Cl CH3NH2 -------- CH3NH3+Cl(甲胺) （盐酸甲胺）
三、缓冲作用原理
HAc－NaAc + HAc＋H2O ⇌ H3O +Ac + NaAc Na +Ac 当在该溶液中加入少量强酸时， + 共轭碱为抗酸成分 H ＋ Ac → HAc 当溶液中加入少量强碱时， OH +H3O+ → 2H2O 共轭酸为抗碱成分
由于缓冲溶液中同时含有较大量 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
+ 的作用，使溶液H 离子或OH
离子
浓度未有明显的变化，因此具有缓冲 作用。
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、强 碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不 变的溶液
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） 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) （邻苯二甲酸氢钾）
缓冲溶液
②弱碱及其对应盐
H2CO3 - HCO3NH4+ - NH3
③多元酸的酸式盐及 H2PO4- - HPO42-
其对应的次级盐 HPO42- - PO43一些常见的缓冲系 (弱酸) (共轭碱) 列于表4-1中(p52)。 共轭酸碱对
缓冲系的组成:
缓冲溶液由 HB ~ B- 组成 ① HB与B－为共轭酸碱对
HB
例：在1L混合液中，含有0.10molHAc 和0.10molNaAc (HAc:pKa=4.76)
(1) 计算混合液的pH值
解: pH ＝ pKa + lg —ccHB—-B pH ＝ pKa + lg —ccAHc—A-c = 4.76 + l0g 0—.1
0.1
例：在1L混合液中，含有0.10mol HAc和 0.10mol NaAc (HAc:pKa=4.76)
(3) 在此混合液中加入0.01molNaOH, 溶液的pH值=?
解: HAc + NaOH → NaAc + H2O
0.0190 0.01 0.110
pH ＝ pKa + lg —c00c.A.H10—cA1-9c
＝ 44.7.865＋0.09
例：在1L混合液中，含有0.10mol HAc 和0.10mol NaAc (HAc:pKa=4.76)
P53, 4.4式
根据上面的公式，您认为缓冲溶液的 pH值与什么因素有关？
1、缓冲溶液的pH值首先取决于弱酸的 离解常数Ka值。
2、其次取决于缓冲对浓度的比例--缓冲比， 当pKa一定时，pH值随着缓 冲比的改变而改变。缓冲比为1时，pH = pKa
3、当缓冲液适当稀释时,缓冲比不变, pH 基本不变 。
缓冲溶液
2.pH与缓冲比有关，缓冲比=1时， pH = pKa 。 3.稀释时 c B-, c HB 同等降低, n B- = n HB , pH 基本 不变。
上一内容 下一内容
θ
+
+
缓冲溶液 pH 值的计算
L 例:将0.10 mol· -1的 NaH2PO4 溶液 10.0 ml 和 0.20 mol· -1的Na2HPO4 溶液 1.0 ml 混合，计算该混合液 L 的 pH 值。已知磷酸的 Ka2θ = 6.23×10-8 解： H2PO4H+ + HPO42-
cH PO
2 4
c HPO 2
4
0.10 10.0 0.0909 (mol L1 ) 10.0 1.0 0.20 1.0 0.0182 (mol L1 ) 10.0 1.0
c共轭碱 0.0182 8 pH pK a lg lg 6.23 10 lg 6.51 c共轭酸 0.0909
-
pH= pKa + lg
[HB] θ a
pH pK lg
n B nHB
cB cHB
(V总 相同)
或 pH pK a lg
上一内容
下一内容
缓冲公式
c B说明： pH= pKa + lg c HB
θ
1.pH取决于缓冲系中弱酸的Kaθ值，受温度影响。
θ θ
NH3-NH4 ， NH4 的pKa 2H2PO4 -HPO4 ， H3PO4 的pKa2
第五章 缓冲溶液（buffer solution）
引 言
在正常人体内进行新陈代谢的过程中，会不断产生 二氧化碳、磷酸、乳酸、乙酰乙酸等酸类物质，也使血 液的酸性增强；也会产生一些碱类物质，如氨。 另一方面，我们吃的蔬菜和果类都含有较多的碱性 盐类，如乳酸、柠檬酸的钾盐和钠盐等，它们在体内被 吸收后也会增加血液的碱性，而正常人体血液的pH 始 终保持在一恒定范围内，为什么
3.缓冲溶液
第三章缓冲溶液第一节缓冲溶液及缓冲机制一、缓冲溶液及其组成缓冲溶液（buffer solution）：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。
例如：HAc-NaAc、NH3-NH4Cl、NaH2PO4-Na2HPO4。
往这些溶液中加入少量强酸、强碱或稍加稀释它们的pH值能保持基本不变。
缓冲作用（buffer action）：缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用。
组成：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。
即：共轭酸+ 共轭碱---------共轭酸碱对即为缓冲系或缓冲对。
类型:1. 弱酸（过量）+ 强碱=弱酸共轭碱。
如：HAc（过量）+ NaOH=（HAc–NaAc）2. 弱碱共轭酸如：（NH3·H2O–NH4Cl）3. 多元酸的酸式盐+ 共轭碱如：NaH2PO4-Na2HPO44. 强酸+弱酸的共轭碱（过量）构成缓冲溶液的条件：①共轭酸碱对并存于溶液中；②浓度足够大，体积（量）足够多。
二．缓冲机制以HAc-NaAc缓冲系为例来说明缓冲溶液的缓冲机制HAc+H2O H3O+ + Ac-NaAc Na+ + Ac-1.当在该溶液中加入少量强酸时，H++Ac-HAc, 消耗掉外来的H+离子, 溶液的pH值基本保持不变。
2.当溶液中加入少量强碱时，OH-+H3O+2H2O, 消耗掉外来的OH-离子，pH值基本保持不变。
第二节缓冲溶液pH值一.缓冲溶液pH的计算公式以HB-NaB缓冲系为例来说明HB-NaB缓冲系存在此平衡HB +H2O H3O++B-NaB Na+ + B-有[H3O+]＝K a×等式两边各取负对数，则得pH＝p K a+lg＝p K a+lg(Henderson—Hasselbalch方程式)注：p K a为弱酸解离常数的负对数，[HB]和[B-]均为平衡浓度。
常见缓冲溶液配制方法
常见缓冲溶液配制方法缓冲溶液是一种能够维持溶液酸碱性质相对稳定的溶液。
常见的缓冲溶液配制方法主要包括四种：酸碱对配制、酸碱配制、水解配制和氧化还原配制。
下面将详细介绍这四种配制方法以及常用的缓冲体系。
一、酸碱对配制酸碱对配制是以两种酸碱的共存为基础实现的。
常用的酸碱对包括：醋酸与醋酸钠对、琼脂酸与琼脂酸钠对、乙酸与乙酸-乙酸钠对等。
以醋酸和醋酸钠为例：1.根据所需的pH值，计算所需的酸碱物质的摩尔量比例，使用化学计算方法可以得到这个比例。
2.首先，在一定体积（如100mL）的蒸馏水中加入醋酸的量，根据计算结果。
3.然后，在同样的蒸馏水中加入醋酸钠的量，根据计算结果。
在加入醋酸钠之前，需要校对酸碱物质的总体积是否是所需的目标体积，如果不是，可以再加入适量的蒸馏水进行调整。
4.经过充分搅拌混合后，缓冲溶液就制备好了。
最后，根据需求进行PH值校准。
二、酸碱配制酸碱配制是指利用单一酸或碱的酸碱性质与反应物种数之间的关系，通过精确配比计算得出所需的缓冲体系，使溶液能够保持所需的酸碱性质稳定。
常见的酸碱配制方法有：乙酸钠-盐酸、蒸馏水盐酸-碳酸钠等。
以乙酸钠-盐酸为例：1. 根据所需的pH值，计算所需的酸碱物质的摩尔量比例。
根据缓冲溶液配制公式 pKa=pH-log([A-]/[HA])，可以反推得到[HA]/[A-]的比例，其中[A-]代表酸根离子的浓度，[HA]代表不电离酸的浓度。
2.根据计算结果和所需体积，将乙酸钠溶液添加到蒸馏水中，同时滴加适量的盐酸溶液以调整pH值。
3.增加或减少乙酸钠和盐酸的量，直到所需的pH值达到要求。
三、水解配制水解是指酸碱反应中一种物质在水中发生分解产生酸和碱的反应。
通过精确配比计算得出所需的缓冲体系，既可以保持所需的酸碱性质稳定，又可以实现水解反应的产物稳定。
常见的水解配制方法有：磷酸盐缓冲液、硼酸缓冲液、胸腺嘧啶缓冲液等。
以硼酸缓冲液为例：1.将一定体积（如100mL）的蒸馏水倒入容器中。
缓冲溶液
则
pH pK a 2
x y 100
n( Na 2 HPO4 ) lg n( NaH2 PO4 )
0.020y 0.020x 0.040x 0.020y
解之得……
29
7.40 7.21 lg
实际应用中
常利用现成的配方（或商业销售产品）进行配制， 再进行校正 。
（1）缓冲溶液的 pH 主要取决于共轭酸的 pKa，其次取 决于缓冲比。 pKa一定缓冲溶液的pH随着缓冲比的改变而改变。 当缓冲比等于 1 时，pH = pKa
（2）T 对pH的影响 （比较复杂，不讨论）
（3）稀释对pH的影响 （少量稀释，影响小）
[共轭碱] pH pK a lg [共轭酸]
此题注意 pKa应为共 轭酸的pKa
16
2. ) pH 接近于7.0 的磷酸盐缓冲溶液常用来培养酶，某 种酶仅能存在于pH 为6.90~7.15 的培养液中。求（1）含 有0.225mol· L－1 HPO42－和0.330mol· L－1 H2PO4－的溶液 的pH。（2）若在250mL 该溶液中分别加入0.20 g 及（3） 0.40g NaOH 固体，酶会分解吗？已知H3PO4的pKa1=2.12， pKa2=7.21，pKa3=12.67 解： 此混合溶液的缓冲系为H2PO4－－HPO42－
18
例 3 0.20 mol· L－1的HAc 100 mL与0.20 mol· L－1的NaOH 50 mL混合，pH=？
解： HAc + NaOH NaAc + H2O
反应前
反应后
20
10
10
0
0
10
mmol
mmol
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。
缓冲溶液
缓冲溶液1、作用原理和pH值当往某些溶液中加入一定量的酸和碱时，有阻碍溶液pH变化的作用，称为缓冲作用，这样的溶液叫做缓冲溶液。
弱酸及其盐的混合溶液（如HAc 与NaAc），弱碱及其盐的混合溶液（如NH3·H2O与NH4Cl）等都是缓冲溶液。
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。
2、缓冲能力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例如HAc的pKaφ为4.76，所以用HAc和NaAc适宜于配制pH为3.76～5.76的缓冲溶液，在这个范围内有较大的缓冲作用。
配制pH=4.76的缓冲溶液时缓冲能力最大，此时（c（HAc）/c（NaAc）=1。
缓冲溶液
4.4 缓 冲 溶 液 的 配 制
缓冲溶液的配制
1.选择适当的缓冲对，使所配制的缓冲溶液的pH值 落在所选缓冲对的pKa±１范围内。 2.缓冲对的pKa值应尽可能接近于所需配制缓冲溶液 的pH值。 3.一般采用浓度相等的共轭酸碱对来配制。 4.配制的缓冲溶液要有一定的总浓度，一般在0.05 -0.2 mol·-1 之间。 L 5.所选择的缓冲对不能与反应物或生成物发生作用， 药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒性等。 6.校正：需在pH计监控下，对所配缓冲溶液的pH校 32 正。
2 .3
c(H A ) c(A ) c(H A ) c(A )
26
4.3 缓 冲 容 量 和 缓 冲 范 围
影响缓冲容量的因素
1.缓冲溶液的总浓度c总 2.与缓冲溶液的缓冲比有关
27
4.3 缓 冲 容 量 和 缓 冲 范 围
缓冲容量 与pH的关系 （1）HCl （2）0.1 mol· -1 L HAc+NaOH （3）0.2 mol· -1 L HAc+NaOH （4）0.05 mol· -1 L KH2PO4+NaOH （5）0.05 mol· -1 L H2BO3+NaOH （6）NaOH
pH p K a 2 lg [ HPO
24 -
]
7 . 21 lg
0 . 265 mol L 0 . 290 mol L
1 1
7 . 17
[ H 2 PO 4 ]
此时溶液超过了酶稳定存在的限度，酶将会分解。
25
4.3 缓 冲 容 量 和 缓 冲 范 围
缓冲容量(Buffer Capacity)
缓冲容量减弱
缓冲容量减弱
缓冲溶液
缓冲溶液缓冲溶液是一类能够抵制外界加入少量酸和碱的影响，仍能维持pH值基本不变的溶液。
该溶液的这种抗pH变化的作用称为缓冲作用。
缓冲溶液通常是由一或两种化合物溶于溶剂（即纯水）所得的溶液，溶液内所溶解的溶质（化合物）称之为缓冲剂，调节缓冲剂的配比即可制得不同pH的缓冲液。
缓冲溶液的正确配制和pH值的准确测定，在生物化学的研究工作中有着极为重要的意义，因为在生物体内进行的各种生物化学过程都是在精确的pH值下进行的，而且受到氢离子浓度的严格调控，能够做到这一点是因为生物体内有完善的天然缓冲系统。
生物体内细胞的生长和活动需要一定的pH值，体内pH环境的任何改变都将引起与代谢有关的酸碱电离平衡移动，从而影响生物体内细胞的活性。
为了在实验室条件下准确地模拟生物体内的天然环境，就必须保持体外生物化学反应过程有体内过程完全相同的pH值，此外，各种生化样品的分离纯化和分析鉴定，也必须选用合适的pH值，因此，在生物化学的各种研究工作中和生物技术的各种开发工作中，深刻地了解各种缓冲试剂的性质，准确恰当地选择和配制各种缓冲溶液，精确地测定溶液的pH值，就是非常重要的基础实验工作。
下表列出某些人体体液的pH值：7.1 基本概念⑴Brönsted-Lowry酸碱理论（又称酸碱质子理论）。
1923年由丹麦化学家J.N.Br önsted 和英国化学家T.M.Lowry 同时提出了酸碱质子学说，发展了酸碱理论，被后人称为酸碱质子理论或Br önsted-Lowry 酸碱理论。
他们认为凡能释放质子的分子或离子（如：H 2O ，HCl ，NH 4+，HSO 4— 等）称为酸，凡能接受质子的分子或离子（如：H 2O ，NH 3，Cl —等）称为碱。
因此，一种酸释放质子后即成为碱，称为该酸的共轭碱，同样一种碱与质子结合后，形成对应的酸，称为该碱的共轭酸。
A —H ＋B — A ＋ B —H酸1 碱2 碱1 酸2酸1 是 碱1的共轭酸， 碱2 是 酸2 的共轭碱。
缓冲溶液的配置及原理
常用缓冲溶液的配制&缓冲溶液原理〔一〕甘氨酸-盐酸缓冲液〔0.05 mol/L〕*毫升0.2 mol/L甘氨酸＋Y毫升0.2 mol/L HCl，再加水稀释至200毫升。
甘氨酸分子量＝75.07。
0.2 mol/L甘氨酸溶液含15.01 g/L。
〔二〕邻苯二甲酸-盐酸缓冲液〔0.05 mol/L〕*毫升0.2 mol/L邻苯二甲酸氢钾＋Y毫升0.2 mol/L HCl，再加水稀释至20毫升。
邻苯二甲酸氢钾分子量＝204.23。
0.2 mol/L邻苯二甲酸氢钾溶液含40.85 g/L。
〔三〕磷酸氢二钠-柠檬酸缓冲液Na2HPO4分子量＝141.98；0.2 mol/L溶液为28.40 g/L。
Na2HPO4·2H2O分子量＝178.05；0.2 mol/L溶液为35.61 g/L。
Na2HPO4·12H2O分子量＝358.22；0.2 mol/L溶液为71.64 g/L。
C6H8O7·H2O分子量＝210.14；0.1 mol/L溶液为21.01 g/L。
浓盐酸调节，冰箱保存。
〔五〕柠檬酸-柠檬酸钠缓冲液〔0.1 mol/L〕柠檬酸：C6H8O7·H2O分子量＝210.14 ；0.1 mol/L溶液为21.01 g/L。
柠檬酸钠：Na3C6H5O7·2H2O分子量＝294.12 ；0.1 mol/L溶液为29.41 g/L。
〔六〕醋酸-醋酸钠缓冲液〔0.2 mol/L〕标定〕。
〔七〕磷酸二氢钾-氢氧化钠缓冲液〔0.05 mol/L〕Na2HPO4·12H2O分子量＝358.22；0.2 mol/L溶液为71.64 g/L。
NaH2PO4·H2O分子量＝138.01；0.2 mol/L溶液为27.6 g/L。
NaH2PO4·2H2O分子量＝156.03；0.2 mol/L溶液为31.21 g/L。
〔九〕巴比妥纳-盐酸缓冲液〔十〕Tris-HCl缓冲液〔0.05 mol/L〕50毫升0.1mol/L三羟甲基氨基甲烷〔Tris〕溶液与*毫升0.1mol/L盐酸混匀并稀释至100毫升。
缓冲溶液
3.若ca、cb远较溶液中［H+］和［OH-］大时， 若 远较溶液中［ 大时， 既可忽略水的离解， 既可忽略水的离解 ， 又可在考虑总浓度时忽略弱酸 和共轭碱（或弱碱与共轭酸） 和共轭碱（或弱碱与共轭酸）的离解 [H+]= Ka·ca/cb pH=pKa+lgcb/ca (二) 标准缓冲溶液 二 前面曾讲到，标准缓冲游液的pH值是经过实验 前面曾讲到， 标准缓冲游液的 值是经过实验 准确地确定的，即测得的是H 的活度。因此， 准确地确定的 ， 即测得的是 + 的活度 。 因此 ， 若用 有关公式进行理论计算时， 应该校正离子强度的影 有关公式进行理论计算时 ， 否则理论计算值与实验值不相符。例如由0.025 响 ， 否则理论计算值与实验值不相符 。 例如由 mol·L-1Na2HPO4和0.025 mol·L-1 KH2PO4所组成的 缓冲溶液，经精确测定， 值为 值为6.86。 缓冲溶液，经精确测定，pH值为 。
若不考虑离子强度的影响，按一般方法计算则得： 若不考虑离子强度的影响，按一般方法计算则得： pH=pKa2+lgcb/ca=7.20+lg0.025/计算结果与实验值相差较大。在标准缓冲溶液 pH值的理论计算中，必须校正离于强度的影响。即以 值的理论计算中， 值的理论计算中 必须校正离于强度的影响。 物质的活度代入公式进行计算。 物质的活度代入公式进行计算。 a=γc γ-活度系数 活度系数 对于c≤0.1 的稀电解质溶液； 对于c≤0.1 mol·L-1的稀电解质溶液； ㏒γ=-0.50Z2[I1/2/(1+I1/2)-0.30I] I—离子强度，其定义为： 离子强度， 离子强度 其定义为： I=(c1Z12+c2Z22+…cnZn2)/2 溶液的Ｉ越大， γ 值越小，离子活度与浓度之间 溶液的Ｉ越大， 值越小， 的差值越大。 的差值越大。当γ→１时，a≈c。 １ 。
5缓冲溶液
pH
pKa
lg
c(B ) c(HB)
6
二、缓冲溶液pH值的计算
Henderson-Hasselbalch方程式
pH
pKa
lg
c(B- ) c(HB)
或
pH
pKa
lg
n(B- ) n(HB)
7
例 ： 0.080mol·L-1HAc 和 0.20mol·L-1NaAc 等 体 积 混 合 成
1L缓冲溶液。①求此溶液的pH值？ ②分别计算加入0.010molHCl、0.010molNaOH、100ml水
NaAc NH3·H2O HPO42-
抗碱成分
缓冲对(缓冲系)
抗酸成分
5
二、缓冲溶液pH值的计算
HB NaB
H+ + B‾ Na+ + B‾
[H
]
Ka
[HB] [B- ]
由于同离子效应，弱酸的离解度更小，平衡时可近 似处理，[HB]≈c(HB)，[B-]≈c(B-)，则
[H
]
Ka
c(HB) c(B )
内容
❖ 缓冲溶液的组成及作用机制 ❖ 缓冲溶液pH值的计算 ❖ 缓冲容量 ❖ 缓冲溶液的配制
1
实验现象
pH pH
7
6 a) HCl
7
6 b) NaAc-HAc
5
5
4
4
3
3
2
2
1
1
0
0
0
10 20 30 40 50
0 10 20 30 40 50
mL of Water
mL of Water
加水稀释对不同体系pH值的影响
后，此缓冲溶液pH的改变值。
缓冲溶液PPT课件
2、 缓冲溶液的pH
一、缓冲溶液pH的计算公式 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：
HB + H2O NaB
H3O+ + BNa+ + B-
Ka
{b(H
3O )/b}{b(B{b(HB)/b}
n(B ) n(HB)
缓冲比：
[B- ] [HB]
b(B ) b(HB)
n(B ) n(HB)
由上式可得
缓冲溶液的pH值取决于弱酸的解离常数Ka及
[B]/[HB](缓冲比)。
1、缓冲溶液的pH值首先取决于弱酸的离解常数Ka
值，即主要取决于共轭酸的性质。 Ka值于温度有 关，所以温度对缓冲溶液的pH有影响。主要对Ka
3、缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量
任何缓冲溶液的缓冲能力都是有一定限度的 ，即当强酸或强碱超过一定量时，缓冲溶液的pH 将发生较大的变化，从而失去缓冲能力，因此缓 冲容量来衡量缓冲溶液的缓冲能力的大小。
缓冲容量定义为：
def dnb
V dpH
利用上式可以推导出缓冲容量的计算公式：
2.303
c(HA) c(A ) c(HA) c(A )
与水的KW均有影响。
2、其次取决于缓冲对浓度的比例---缓冲比， 当 pKa一定时，pH值随着缓冲比的改变而改变。缓冲 比为1时，pH = pKa。
3、当加入少量水稀释溶液时，缓冲溶液的缓冲比 不变，即缓冲溶液有一定的抗稀释能力。
3、 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量 二、影响缓冲容量的因素 三、缓冲范围
形成缓冲溶液的条件
形成缓冲溶液的条件
形成缓冲溶液的条件包括以下几点：
1. 酸碱性成分：缓冲溶液通常由酸和盐或碱和盐组成。
酸和碱的选择应是弱酸和弱碱，以便它们能够在水中部分离解，释放出少量的H+或OH-离子。
2. 缓冲盐浓度：缓冲溶液的缓冲效果取决于缓冲盐的浓度。
一般来说，缓冲盐的浓度应在0.1-1.0mol/L之间。
3. pH调节：缓冲溶液的pH值应接近所需的目标pH值。
根据需要，可以通过调整缓冲溶液中酸和碱的浓度来调节pH值。
4. 温度：温度对缓冲溶液的缓冲效果有一定影响。
一般来说，缓冲溶液在较低的温度下具有更好的缓冲能力。
需要注意的是，形成缓冲溶液的条件是相对的，不同的实验或应用需求可能要求不同的条件。
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课时编号23-24 授课时间10.17 授课地点412 课题名称 4.3缓冲溶液课时数 2
教学目标1、了解缓冲溶液的机理。
2、知道共轭酸碱对组成缓冲溶液，会分辨抗酸、抗碱成分。
3、了解缓冲溶液在医学领域的意义。
教学重点缓冲溶液的机理
教学难点缓冲溶液的机理，分辨抗酸、抗碱成分。
教材处理无删改，适当添加新内容
教学方法教法设计演讲法、讨论法、提问式、学导式学法设计自主学习、合作学习
教学资源准备教学资料网络下载信息资源百度文库仪器设备无
耗材无
作业布置补充教学反思
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
复习导入新授
讲解
小结1、什么是盐的水解？
2、人体出现酸中毒或碱中毒怎么办？
血液pH范围为7.35 ~ 7.45，不因代谢过程中产
生酸、碱性物质而变化，血液是缓冲溶液，缓冲
溶液如何维持pH不变的呢？
一、缓冲溶液的组成及作用机理
（一）缓冲溶液的组成
HAc — NaAc 加少量HCl、NaOH、ΔpH很
小
缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸或强碱，而
维持pH基本不发生变化的溶液。
缓冲作用：缓冲溶液所具有的抵抗外加少量
强酸或强碱的作用。
缓冲溶液的组成：足够浓度的共轭酸碱对
（缓冲对）
由足够浓度的共轭酸碱对组成的缓冲溶液，
所起作用是抗酸、抗碱，如何抗得。
（二）缓冲作用机理
以HAc — NaAc为例 HAc、NaAc
足量
HAc + H
2
O H
3
O+ +
Ac-
+
左移 H
3
O+抗
酸成分
+
抗碱成分右移 OH-
2H
2
O
共轭酸—抗碱成分共轭碱—抗
酸成分
机理三要点:方程（酸解离）,平衡移动方向，
抗酸、碱成分
NH
4
+— NH
3
缓冲系、抗碱成分 NH
4
+
缓冲作用0.1mol⋅L-1 HAc—NaAc
0.1mol⋅L-1 HCl、NaOH
浓度大，少量酸、碱，浓度几乎不变
学生回忆、回答
投影
学生仔细倾听
学生理解
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
讲解分析强调自学阅读
•表1 常见的缓冲系
缓冲系弱酸共轭碱 p K aΘ（25℃）
HAc –NaAc HAc Ac- 4.75
H2CO3-NaHCO3 H2CO3 HCO3- 6.37
H3PO4-NaH2PO4 H3PO4 H2PO4‾ 2.12
NaH2PO4-Na2HPO4 H2PO4‾ HPO42- 7.21
H3BO3-NaH2BO3 H3BO3 H2BO3 9.14
二、缓冲溶液pH的计算
（一）公式推导
HA — NaA C（HA） C（A-）
HA + H
2
O H
3
O+
+ A-
C（HA）- Ceq(H
3
O+) Ceq(H
3
O+)
C（A-）+ Ceq(H
3
O+)
≈C（HA）
≈C（A-）
Kaθ（HA）
=
θ
θ
θ
C
HA
C
C
A
C
C
O
H
Ceq
/
]
/
][
/
[
3
）
（
）
（
）
（-
+
Ceq(H
3
O+)/Cθ=
)
(
)
(
)
(
-
A
C
HA
C
HA
Kaθ
pH=
)
(
)
(
lg
)
(
HA
C
A
C
HA
pKa
-
+
θ
)
(
)
(
HA
C
A
C-
—缓冲比r，C为缓冲液，不是混合
前
p Kaθ： HAc- NaAc p Kaθ（HAc）、NH
4
Cl-NH
3
p Kaθ（NH
4
+）、H
2
PO
4
- - HPO
4
2- p Kaθ2（H
3
PO
4
）
学生自学
投影
讨论缓冲体系的
影响因素
投影
学生理解
评
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
学生练习
教师点拨讲解
讲解引导点拨
（三）应用
书P
101
例5-8 25℃时，在1.0LHAc-NaAc缓
冲溶液中含有0.10mol HAc和0.20mol NaAc。
（1）计算此缓冲溶液的pH；
（2）向100mL该缓冲溶液中加入10mL 0.10
mol⋅L-1 HCl溶液后，计算缓冲溶液的pH；
（3）向100mL该缓冲溶液中加入10mL 0.10
mol⋅L-1 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。
Kaθ（HAc）=1.8⨯10-5
解：(1)pH=
10
.0
20
.0
lg
10
8.1
lg5+
⨯
--=5.05
(2)pH=
10
.0
010
.0
100
10
.0
010
.0
100
lg
10
8.1
lg
1000
10
.0
1000
20
.0
5
⨯
+
⨯
⨯
-
⨯
+
⨯
--=
4.98
(3)pH=
10
.0
010
.0
100
10
.0
010
.0
100
lg
10
8.1
lg
1000
10
.0
1000
20
.0
5
⨯
-
⨯
⨯
+
⨯
+
⨯
--=
5.11
(4) pH=
10
.0
20
.0
lg
10
8.1
lg5+
⨯
--=5.05
四、缓冲溶液在医学上的意义
血液 pH=7.35~7.45 代谢物质pH不变
1、组成NaHCO3—H2CO3，
Na2HPO4—KH2PO4，
Na--蛋白质—H蛋白质
能力最大
2、缓冲机理
Kaθ1
CO2（溶解）+2H2O H3O++ HCO3-
+
CO2（g）（肺）H3O+肾
抗碱成分+
抗酸成分
OH-
2H2O
学生理解
讨论
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
讲解
课堂总结布置作业
【例题分析】：3. pH计算
例已知正常血液中HCO3-—CO2（溶解）
的pKaθ'1（H2CO3）=6.10（6.35），C（HCO3-）
=0.024 mol⋅L-1、C（CO2溶）=0.0012 mol⋅L-1，
求血液的pH。
解：pH=6.10+lg
0012
.0
024
.0
=6.10+lg20=7.40
讨论：体外缓冲比
10
1
~10
体内缓冲比20
4、人体调节作用
CO2—HCO3-CO2↑HCO3-↓
CO2↓HCO3-↑
肺抗酸加快吐出CO2
抗碱减慢呼出CO2
肾减少排泄
HCO3-加速排泄HCO3-
肺部换气不足（CO2吐出慢）引起酸中毒
总结缓冲溶液的重要性。
见课本。
学生理解。