基础化学：第四章 缓冲溶液
基础化学第四章习题答案
1．能够抵抗少量酸、碱或加水稀释，而本身pH 值基本保持不变的溶液，称为缓冲溶液。
2.缓冲容量是衡量缓冲能力大小的尺度。
通常用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表示缓冲容量。
影响缓冲容量的主要因素是缓冲系的总浓度和缓冲比；缓冲比一定时，总浓度越大，缓冲容量越大；总浓度一定时，缓冲比越接近于1，缓冲容量越大。
缓冲容量与缓冲系中共轭酸的p K a 无关。
所以总浓度相同的HAc-NaAc 和H 2CO 3-HCO 3-缓冲系的缓冲容量相同。
3.（1）（2）（4）（5）.4. 配制pH = 3的缓冲溶液，选HCOOH —HCOO -最合适，因为HCOOH 的pK a = 3.75，与所需的pH 值最接近。
5. 此混合溶液为HCO 3- －CO 32-组成的缓冲溶液。
查表4-1，H 2CO 3的p K a2＝10.25。
m o l m o l g g H C O n 119.00.840.10)(13=⋅=--mol094.0molg 106g0.10)CO(123=⋅=--n代入式(4.4)得15.10mol119.0mol 094.0lg2510)HCO)CO lgp pH 323a =+⋅=+=--((n n K6. H 2C 2O 4：pKa 1 = 1.23 pKa 2 = 4.19∴应选择---242242O C O HC 缓冲体系 1]O[C ]O [HC ]O[C ]O [HC lgpKa pH 2424224242=⇒-=----则：3:2V :V NaOH O C H422=7. HAc + NaOH = NaAc + H 2O初（mol ）：100×0.10 50×0.10平 (mol)： 50×0.10 50×0.10c a =301501005=+(mol·L -1) c b =301501005=+(mol·L -1)pH=pKa-lg754301301754.lg.c c ba =-= 8．设需加入0.10 mol·L -1HCl 溶液x 毫升，NH 3·H 2O + HCl = NH 4Cl + H 2O生成NH 4Cl 的浓度 = 0.10x /(500+x) (mol·L -1) 剩余NH 3·H 2O 的浓度 = （0.10×500 – 0.10x ）/ (500+x) (mol·L -1)pOH = 14-10 = 4 x1.0x 1.050lg75.4)x 500/(x 10.0)x 500/()x 500(10.0lg75.44--=++--=625101050.x.x .=- x = 75.5(mL) 设需加入NH 4Cl 的浓度为y mol·L -1，y1.0lg75.44-= 62.5y1.0= y = 0.018(mol/L)需加入固体NH 4Cl = 0.018×0.5×53.5 = 0.48(g)1]O[C ]O [HC ]O[C ]O [HC lgpKa pH 2424224242=⇒-=----则：3:2V :V NaOH O C H422=9.加入的NaOH 为0.20g÷40g·mol -1=0.005mol 、c (OH -)=0.005mol ÷0.100L=0.05mol ·L -1设原溶液中共轭碱 [B -]原=xmol·L -1，则加入NaOH 后，[HB]=0.25mol·L -1－0.05mol·L -1=0.20mol·L -1， [B -]=0.05mol·L -1+xmol·L -1 ，代入式(4.2)]HB []B [lga p pH -+=K11Lmol 20.0L mol )x 05.0(lg30.560.5--⋅⋅++=[B -]原=xmol·L -1=0.35mol·L -1原溶液45.5Lmol 25.0Lmol 35.0lg30.5pH 11=⋅⋅+=--10. 阿司匹林以HAsp 表示，解离后以Asp -表示。
缓冲溶液
畜牧兽医学院动物医学二班杨玉莹81120625缓冲溶液很多化学反应，必须严格控制在一定的pH范围才能顺利进行。
酸碱缓冲溶液能有效地控制溶液保持一定的pH,故其具有十分重要的应用价值。
具有抵抗加入的少量酸，碱或适量的稀释作用而保持pH基本不变能力的溶液称为酸碱缓冲溶液。
在pH为3—12范围内，最重要的缓冲溶液由1对或多对共轭酸碱组成，如HAc/Ac-混合溶液，H2CO3/HCO3-混合溶液，HCO3- /CO3 2-混合溶液，NH3/NH4+混合溶液，H2PO4- /HPO3 2-混合溶液等，均具有酸碱缓冲作用。
缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的，只有在加入少量强酸碱后，共轭酸碱对的浓度比不甚改变时，溶液的pH才能基本保持不变。
显然，适当提高共轭酸碱对的浓度可提高缓冲溶液的缓冲能力。
但浓度过高时可能对化学反应造成不利的影响，且浪费试剂。
当共轭酸碱的总浓度一定时，二者浓度的比值为1:1时溶液的缓冲能力最强。
下面为几种缓冲溶液的例子及应用缓冲溶液的：1.人体尿液中的缓冲溶液：生物体是以水为基础的系统，细胞和各种生物组织都必须具有保持一定pH的能力，其重要原因之一是各种酶都要在一定的pH条件下才具有催化生化反应的活性。
酶是蛋白质大分子，其中常含有可给出质子的酸性集团和可给出质子的碱性集团，例如，在细胞质，细胞液中，含有磷酸缓冲对，控制其pH保持在6.8左右，尿液也主要因磷酸缓冲对的作用而保持在6.3左右。
缓冲对：H2PO4- /HPO3 2- ; H2CO3/HCO3-缓冲原理：H2PO4- + OH- =HPO4 2-HPO4 2- + H+ = H2PO4-2.血液中的缓冲溶液：正常人血浆的PH值相当恒定。
血液所以具有缓冲作用，是因为血液是一种很好的缓冲溶液。
血液中存在很多缓冲系！在这些缓冲系中，碳酸氢盐缓冲系（HCO3-/H2CO3）在血液中浓度很高，对维持血液正常PH值的作用很重要。
其次红细胞中的血红蛋白和氧合血红蛋白缓冲系也很重要。
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和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：体液pH 体液pH大肠液8.3～8.4血清7.35～7.45成人胃液0.9～1.5 泪 6.6～6.9唾液 6.3～7.1 尿 4.8～7.5胰液7.5～8.0 脑脊液7.35～7.457.1 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.Brönsted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。
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
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。
缓冲溶液的缓冲原理.
谢
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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
大学生基础化学缓冲溶液
或 cBcHB
或
B、- VB- 称为 缓冲比
HB VHB
(4)上述公式在计算缓冲溶液的pH时，忽略了 离子强度的影响，因而计算值于实测值存 在差异；若要精确计算，须考虑引入活度因
子 ，活度代替平衡浓度。
第二十六页，共85页。
例：在1L混合液中，含有0.10molHAc和
0.10molNaAc (HAc:pKa=4.76)
NH4Cl — NH3
CH3NH3+Cl — CH3NH2
Na2HPO4 — Na3PO4
共轭弱酸 共轭弱碱
2.12
4.75 6.37
7.21
9.25
10.7 12.67
(二)、缓冲机制 ■ HAc～NaAc的缓冲机制
第十一页，共85页。
■ HAc～NaAc的缓冲机制
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
例：
缓冲对
pKa
HAc~NaAC H2PO4-~HPO42NH4+~NH3
4.75
7.21 9.25
缓冲范围
3.75—5.75
6.21—8.21
8.25—10.25
第三十七页，共85页。
β
b
e
d
pH
1 3 5 7 9 11 13 缓冲系 pKa
b线：0.1mol·L-1HAc + NaOH HAc~NaAC 4.75
具缓冲容量， 但不是缓冲溶液
第四十二页，共85页。
小结：影响缓冲容量的因素 ① 缓冲比一定时，总浓度
越大，β越大
② 总浓度一定时，缓冲比
越接近1 ，β越大
③ 缓冲范围：pH = pKa±1
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
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。
缓冲溶液及其配制
缓冲溶液及其配制1.定义一个弱酸和它的盐的混合溶液或者一个弱碱和它的盐的混合溶液能够将H＋的活度维持在狭窄的pH范围内。
少量酸(或碱)的加入并不改变(或者改变得很少)该溶液的pH值，因此称它为缓冲溶液。
2.分类缓冲溶液可分为标准缓冲溶液和一般缓冲溶液两类。
有时将缓冲溶液根据用途分为下面几类。
一级标准缓冲溶液，其pH值是由计量部门测定和传递的。
pH标准缓冲溶液（配制方法略）化学试剂pH测定用标准缓冲溶液（配制方法略）指示剂pH变色范围测定用缓冲溶液（配制方法略）配位滴定用缓冲溶液（配制方法略）控制反应介质酸碱度的缓冲溶液（配制方法略）挥发性缓冲溶液（见本文）全域缓冲溶液（见本文）3.性质3.1缓冲容量任何缓冲溶液的缓冲能力都是有一定限度的。
若加入酸、碱过多或过分稀释，都会失去其缓冲作用。
缓冲溶液的缓冲能力以缓冲容量β表示，β值越大，溶液的缓冲能力也越大缓冲溶液的选择首先要考虑有较大的缓冲能力，其次是选择弱酸的pKa接近于所需的pH，并控制弱酸与共扼碱浓度比近于1:1，所用缓冲物质总浓度应当大一些(一般0.01-0.1mol/L之间)。
此外，缓冲体系不应对分析过程有显著影响。
例如，用于光度分析的缓冲溶液在所测波长范围内应基本没有吸收，在络合滴定中使用的缓冲溶液不应对被测离子有显著的副反应。
3.2稀释值用某体积的纯水来稀释一定浓度的缓冲溶液时所引起的pH变化，这个数值越小则说明稀释对该缓冲溶液的pH值的影响越小。
3.3温度系数由于温度的变化能够影响各物质在溶液中的离解平衡，因而也影响溶液的pH值。
将温度变化1℃所引起的某缓冲溶液pH值的变化称为该缓冲溶液的温度系数。
其数值越大，说明温度对它的pH值影响越大，若温度升高pH值增大，则温度系数为正，反之为负。
4.标准缓冲溶液的配制和保存配制标准缓冲溶液的水，可以用新鲜的普通蒸馏水(电导率为1×10-5S·cm-1左右)，或经离子交换制得的纯水。
4 基础化学 第四章 缓冲溶液 2011
缓冲溶液的配制
例
配制100 mL pH = 5.00 的缓冲溶液
解: HAc pKa＝4.76，接近缓冲溶液pH 5.00，选用 0.10 mol· L-1的HAc和0.10 mol· L-1 NaAc
pH ＝ p K a +lg
V ( Ac ) V ( HAc )
5.00 ＝ 4.76 + lg
9
β＝
d na ( b ) V dpH
影响缓冲容量的因素 [H+] Ka C总 β = ln10 ( [H+] + [OH-] + —————— ) ([H+]+ Ka)2 其中, C总 = [HB] + [B ]
10
影响缓冲容量的因素
影响缓冲容量的因素
HB酸性不很强, 又不很弱时, 忽略[H+]和[OH-] [H+] Ka β = 2.303————— C总 ([H+]+ Ka)2 + 2 分子分母同除以[H ] Ka / [H+] β = 2.303 —————— C总 (1+ Ka / [H+] )2 ∵ Ka = [H+] [B-] / [HB]，∴ Ka / [H+] = [B-] / [HB] ([B-] / [HB]) β = 2.303 ——————— C总 (1+ [B-] / [HB])2
0.024mol L
1 1
0.0012mol L
＝ 6.10 + lg
20 1
22
血液中的缓冲系
正常血浆中HCO3－ － CO2 (溶解) 缓冲系的缓冲比 为20∶1，已超出体外缓冲溶液缓冲范围 ( 缓冲比 10∶1～1∶10) ，该缓冲系的缓冲能力应该很小。而事 实上，在血液中它们的缓冲能力是很强的，因为肺和 肾参与了调节作用。 H2CO3 + OH+ H+ HCO3-
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
课程设计第四章缓冲溶液
中医学院《医用化学》课程设计（首页）课程名称：医用化学任课教师：职称：所在系部：医学技术系教研室：化学教研室授课对象：医学影像授课时间：课程类型：必修基础课授课章节：第四章缓冲溶液基本教材：祖期主编《基础化学》第八版, 人民卫生，2013年3月。
自学资源：1、《无机化学》许善锦主编，人民卫生.2、《基础化学》第五版.祖期主编，人民卫生.3、《基础化学》徐春祥主编，高等教育.4、《现代化学基础》朱裕贞主编，化学工业.5、《现代化学基础》胡忠鲠主编，高等教育.教学目标：（一）知识目标：1. 掌握缓冲溶液的概念、组成和作用机制；影响缓冲溶液pH的因素、Henderson-Hasselbalch方程式及应用；缓冲容量的概念、影响因素及有关计算。
2. 熟悉缓冲溶液的配制原则、方法和步骤；血液中的主要缓冲系及其在稳定血液pH过程中的作用。
3. 了解医学上常用的缓冲溶液的配方和标准缓冲溶液的组成。
（二）能力目标：通过本章节的学习，使学生初步掌握缓冲溶液的组成、缓冲溶液的缓冲机理、缓冲溶液的配制方法、缓冲溶液PH值的计算、缓冲围、影响缓冲容量的因素以及缓冲溶液在医学上的应用等等，培养学生独立的分析问题和解决问题能力。
（三）情感目标通过缓冲溶液的学习，学生特点分析：本课程针对临床专业大一学生开设，学生在中学阶段选修课程部分容不讲解，知识结构不系统，在讲解时要精讲，并结合临床专业的实例，调动学生的积极性，培养他们学习化学课程的兴趣。
教学重点：1.缓冲溶液的概念、组成和缓冲作用的机理；影响缓冲溶液pH的因素及缓冲溶液pH的计算；缓冲溶液的配制原则、方法和步骤；缓冲容量的概念及缓冲容量的有关计算。
教学难点：1.缓冲容量的概念及缓冲容量的有关计算。
2.缓冲对的选择。
解决方法和处理措施：1. 通过实验教学设置相关的实验容，让学生首先了解缓冲容量的概念和影响缓冲容量的因素，然后通过结合实验结果讲述这些因素对缓冲容量的影响情况，并且引出如何计算缓冲容量。
基础化学习题04
第四章 缓冲溶液 首 页 难题解析 学生自测题 学生自测答案 章后习题答案 难题解析 [TOP]例4-1 现有1.0L 缓冲溶液，内含0.01mol H 2PO 4-、0.030mol HPO 42-。
（1） 计算该缓冲溶液的pH ；（2） 往该缓冲溶液中加入0.005 0 mol HCl 后，pH 等于多少？析 题设缓冲系：H 2PO 4-HPO 42-+ H +，用公式 pH ＝p K a +lg )PO (H )(HPO 4224--n n 计算。
若加入HCl ，H +与HPO 42- 反应生成H 2PO 4-。
解 （1）根据H 3PO 4: p K a1=2.16; p K a2=7.21; p K a3=12.32pH ＝p K a +lg )PO (H )(HPO 4224--n n =7.21+lg mol 010.0mol 030.0=7.68 （2）加入0.005 0 mol HCl 后：pH ＝p K a +lg )PO (H )(HPO 4224--n n =7.21+lg 0.0050mol 0.010mol 0.0050mol 0.030mol +-= 7.42 例4-2 柠檬酸（缩写H 3Cit ）常用于配制供培养细菌的缓冲溶液。
如用500mL 的0.200 mol·L -1柠檬酸，须加入0.400 mol·L -1的NaOH 溶液多少毫升，才能配成pH 为5.00的缓冲溶液？（已知柠檬酸的p Ka 1=3.14，p Ka 2= 4.77，p Ka 3=6.39）析 要配pH5.00的缓冲溶液，应选p K a 2，缓冲系NaH 2Cit-Na 2HCit ，用NaOH 与H 3Cit 完全反应生成NaH 2Cit ，再与NaH 2Cit 部分反应生成Na 2HCit 。
解 设H 3Cit 全部转化为NaH 2Cit 需NaOH 溶液V 1 mL ：0.200 mol·L -1×500 mL = 0.400 mol·L -1×V 1 mL解得： V 1 = 250设NaH 2Cit 部分转化，组成NaH 2Cit －Na 2Hcit 缓冲系，需NaOH 溶液V 2 mL ：NaH 2Cit + NaOH Na 2HCit + H 2On （Na 2HCit ）= 0.400 mol·L -1×V 2 mL= 0.400V 2 mmoln （NaH 2Cit ）= 0.200 mol·L -1×500 mL －0.400 mol·L -1×V 2 mL= (100－0.400 V 2)mmolpH = p Ka 2 + lg )Cit NaH ()HCit Na (22n n = 4.77＋lg )mmol0.400-(100mmol 400.022V V = 5.00 解得： V 2 = 157共需加入NaOH 溶液的体积： V 1 mL + V 2 mL = 250 mL + 157 mL = 407 mL例4-3 今有500mL 总浓度0.200 mol·L -1、pH4.50的HAc －NaAc 缓冲溶液，欲将pH 调整到4.90，需加NaOH 多少克？调整后缓冲溶液的缓冲容量是多少？解 查表得HAc 的p K a= 4.76，在pH4.50的缓冲溶液中：4.50 = 4.76 + lg (HAc)(NaAc)L 0.200mol -1c c -⋅ 解得 c （HAc ）= 0.130mol·L -1c （NaAc ）= 0.200 mol·L -1－0.130 mol·L -1= 0.070mol·L -1加入固体NaOH m g ： 4.90 = 4.76 + lg 1-1-1-1-mol g 40g L 50.0L mol 130.0mol g 40gL 50.0L mol 070.0⋅-⨯⋅⋅+⨯⋅m m 解得： m = 0.92在pH4.90的缓冲溶液中：[HAc] = 0.130 mol·L -1－L 50.0mol g 40g 92.01-⨯⋅= 0.084mol·L -1 [Ac -] = 0.070 mol·L -1＋L 50.0mol g 40g 92.01-⨯⋅= 0.116mol·L -1 缓冲容量为：β = ][Ac [HAc]][HAc][Ac 2.303--+⨯=1-1--1-1L 0.116mol L 0.084mol L 0.116mol L 0.084mol 2.303⋅+⋅⋅⨯⋅⨯= 0.112 mol·L -1 例4-4 用0.025 mol·L -1的H 3PO 4和0.10 mol·L -1的NaOH ，配制pH7.40的缓冲溶液100 mL ，求所需H 3PO 4和NaOH 的体积比。
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解: pH ＝ pKa + lg —cc—HB-B pH ＝ pKa + lg —ccAH—cA-c = 4.76 + 0lg0—.1
0.1
例：在1L混合液中，含有0.10mol HAc和 0.10mol NaAc (HAc:pKa=4.76)
实验 样品1，0.10 mol·L-1 NaCl溶液 样品2，含 HAc 和 NaAc 均为0.10 mol·L-1的
混合溶液 操作：滴加强酸 HCl 至c(HCl)=0.010 mol·L-1 观察现象：pH的变化
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
0.10 mol·L-1 NaCl溶液
NaCl溶液中加入HCl到 0.010 mol·L-1 ，溶液 的pH由7变为2，改变 了5个pH单位。
整，滴加强碱/酸易于操作。
第二节：缓冲溶液的PH值计算
一、缓冲溶液PH值的计算公式的推导：
NaB
HB + H2O
平 衡
[HB]
时
Ka = [H+][B-]
[HB]
Na+ + B-
H3+O + B[H+] [B-]
[H+]=
Ka
[HB] [B-]
缓冲公式可表示为：
pH = pKa + lg [B-]
第一节 缓冲溶液有及什么缓优冲点机？制
在实际应用中，还采用酸碱反应的生成物与剩 余的反应物组成缓冲系。 弱酸（过量）+ 强碱，如HAc+NaOH 强酸 + 弱碱（过量），如NH3• H20+HCl
1.HCl 和 NaOH 溶液常备试剂，容易获得。 2.弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 3.通常缓冲溶液的pH需要在pH计监控下调
用缓冲溶液配方和标准缓冲溶液。 熟悉血液中的主要缓冲系及在稳定血液pH过程中
的作用。
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
一、缓冲溶液及其作用机制
1. 缓冲溶液 (buffer solution):
缓冲？
定义：
2. 缓冲作用 (buffer action):
缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的 抵抗作用。
强调
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
第一你节能总缓结冲一溶下缓液冲及溶缓液冲的机制
组成吗？ 示意图:
Ac- HAc H3O+ Ac- HAc OH- Ac- HAc
抗酸成分
抗碱成分
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
二． 缓冲溶液的组成 组成：具有抗碱成分和抗酸成分。 一般由一对共轭酸碱对组成，共轭酸 称为抗碱成分，共轭碱称为抗酸成分； 要求：两种成分具有足够浓度和一定比例。
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+
总浓度为0.05—0.2mol·L-1
两种成分合称为缓冲系 (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
HAc
共轭碱
NaAc
NH4Cl H2PO4-
NH3·H2O HPO42-
抗碱成分
缓冲系
抗酸成分
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
常见的缓冲系表4-1p56
[HB]
……(1)
注意：[B-]和[HB]均为平衡浓度； [B-] / [HB]称为缓冲比； [B-] + [HB] 为缓冲溶液的总浓度。
此式为计算缓冲溶液pH值的 Henderson-Hasselbalch方程式
或：
为什么可这样表达？
pH = pKa + lg
c(B-) c(HB)
……(2)
例：在1L混合液中，含有0.10molHAc 和0.10molNaAc (HAc:pKa=4.76)
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
0.10 mol·L-1 HAc — 0.10 mol·L-1 NaAc溶液
0.10 mol·L-1 HAc — 0.10 mol·L-1 NaAc溶液 溶液中加入HCl到 0.010 mol·L-1 ，溶液 的pH由4.75变为4.74， 改变仅0.01pH单位。
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
正常人体血液的pH=7.35~7.45 pH﹤6.8 或 pH﹥7.8→→死亡
求下列溶液等体积混合后的[H3O+]
0.1mol·L-1HAc + 0.1mol·L-1NaAc
HAc + H2O = Ac- + H3O+
Ka=
[H3O+] ·[Ac-] [HAc]
Ka ·[HAc] [H3O+]= [Ac-]
第四章 缓冲溶液
Buffer Solution
血液中的缓冲系
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
学习要求
掌握缓冲溶液的概念、组成和缓冲机理。 掌握影响缓冲溶液pH的因素、应用Henderson-
Hasselbalch方程式计算缓冲溶液的pH值。 掌握缓冲容量的概念、影响因素及有关计算。 熟悉配制缓冲溶液的原则和方法。了解医学上常
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
平衡向左移动
少量H+
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
NaAc
Na+ + Ac-
以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与碱作用）
平衡向右移动
少量OH-
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
NaAc
Na+ + Ac-
Hale Waihona Puke 缓冲作用的机制：在缓冲溶液中，由于浓度较大的弱酸及其 共轭碱间质子转移平衡的存在，抗酸时消耗 共轭碱；抗碱时消耗弱酸。因此，能使缓冲 溶液的pH值基本保持不变。
结论 HAc — NaAc 混合溶液具有抵抗外来 少量强酸、强碱而保持pH基本不变的 能力。
3.缓冲溶液的缓冲作用机制
以HAc-NaAc缓冲溶液体系为例子
加以说明：
关键在平衡移动
HAc + H2O
NaAc
H3O+ + AcNa+ + Ac-
保持[H+ ]不变
以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与酸作用）