922902-医用化学-第四章 缓冲溶液
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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
南方医科大学药学院基础化学 第四章-缓冲溶液
10mL 混合，求所得溶液的近似 pH 和校正后的精确 pH，已
知
HAC
的
pK
a
=4.75
。
解：混合液中一部分 HAc 与 NaOH 作用生此 NaAc，并组
成 HAc—NaAc 缓冲溶液
0.1 0.01 cAc 0.02 0.05 mol·L-1
pOH = 4.75 +lg(0.025/0.075) = 4.27 pH = 14 - 4.27 = 9.73
17
缓冲溶液PH值的计算公式的HB
pK
a
lg
[B ] B[HB] HB
pK
a
lg
[B ] [HB]
lg
B HB
18
将 0.3 mol·L-1 HAC 溶液 10mL 与 0.1mol·L-1 NaOH 溶液
pH
=
pK
a
+lg
Cb Ca
pH = 4.75 +lg（0.1/0.1）= 4.75
12
计算0.10 mol·L-1 NH3 20 mL和0.20 mol·L-1 NH4Cl 15 mL混合溶液的pH值。 pKb(NH3) = 4.75
解 : 缓冲体系为NH4+ ~ NH3 , pKa(NH4+) = 14 －pKb = 9.25 pH = pKa + lg [n(NH3) / n(NH4+)] = 9.25 + lg [(0.10 ×20) / (0.20 ×15)] = 9.25 － 0.17 = 9.08
解：原来的 pH = 4.75 + lg 0.1/0.1 = 4.75
加酸后： HCl + NaAc = HAc + NaCl
第四章 缓冲溶液
2. 缓冲范围
当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比愈接近 ， 当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比愈接近1， 缓冲容量愈大；缓冲比愈远离1时 缓冲容量愈大；缓冲比愈远离 时，缓冲容量愈 当缓冲比大于10:1或小于 或小于1:10时，可认为缓 小。当缓冲比大于 或小于 时 冲溶液已基本失去缓冲作用的能力。 冲溶液已基本失去缓冲作用的能力。 一般认为pH = pKa ± 1为缓冲作用的有效区间， 一般认为 为缓冲作用的有效区间， 为缓冲作用的有效区间 称为缓冲溶液的缓冲范围。不同缓冲系， 称为缓冲溶液的缓冲范围。不同缓冲系，因各自弱 酸的p 值不同，所以缓冲范围也各不相同。 酸的pK值不同，所以缓冲范围也各不相同。
缓冲溶液pH的计算 二、 缓冲溶液 的计算
浓度为x 令H+浓度为
初始浓度(mol·L-1) 初始浓度 平衡浓度(mol·L-1) 平衡浓度
HB cHB cHB – x
H+ + B－ 0 c Bx c B- + x
平衡时
[HB] = cHB – x ≈ cHB [B ] = cB – x ≈ cB
-
[例4-4]欲配制 例 欲配制pH=4.70的缓冲溶液 的缓冲溶液500 cm3，问应该用 ml、 问应该用50 、 欲配制 的缓冲溶液 1.0 mol/L 的NaOH 水溶液和多少 的1.0 mol/L的HAc 水溶 水溶液和多少ml 的 液混合，并需加多少水？ 液混合，并需加多少水？ 解： Ka(HAc) = 1.76 × 10－5 , pH=4.70，[H3O+]= 2.0 × 10－5 ， mol/L ， [HAc ]/[Ac–]= [H3O+] /Ka= 2.0×10－5/1.76×10－5 = 1.1 × × [Ac–] 由NaOH 与HAc 中和而来， 中和而来， [Ac–] = 1.0 ×50 / 500 [HAc ]由NaOH 和HAc 用量的差值而定， 用量的差值而定， 由 [HAc ] = ( 1.0 ×VHAc – 1.0 × 50) / 500 [HAc ]/[Ac–] = 1.1 = ( 1.0 ×VHAc – 1.0 × 50) / 1.0 × 50 即 VHAc＝ 105 ml 混合溶液中需加水：500-105-50 = 345 ml 混合溶液中需加水：
第四章 缓冲溶液
缓冲溶液pH值的计算
一、Henderson-Hasselbalch缓冲公式
缓冲对：HB-MB
HB + H2O Ka=
H3O++ B- (B-主要来自MB) [H3 O+]=Ka
[HB] [ B-]
[H3O+][ B-] [HB] O+]=
-lg[H3
[HB] -lgKa - lg [B]
[ B-] ∴pH = pKa+ lg [HB]
缓冲溶液的基本概念
OH-(外来）
HAc + H2O 抗碱组分 NaAc H3O++ Ac-
Na+ + Ac抗酸组分 HAc 抵抗H3O+的减少 ，起抗碱作用, 溶液pH值无显著（保持基本不变）。
结论：足够 浓度的抗酸组分和抗碱组分， 通过质子转移平衡的移动使缓冲溶液的 pH值保持基本不变。
第二节 缓冲溶液pH值的计算
均为等价 实用公式
缓冲比
缓冲溶液pH值的计算
pKa （HB的性质） ①缓冲溶液pH值取决于 cB-/ cHB（缓冲比） ②对于同一缓冲对组成不同浓度的缓冲液，其 pH值只取决于缓冲比（pKa值相同) 。 ③当缓冲比cB-/ cHB=1,即 cB-= cHB pH = pKa ④当缓冲液适当稀释时,缓冲比不变, pH 基本不 变 (但严格说,会产生稀释效应,pH值略有变化)
0.1molHAc 【实验4-2 】1L含 混合液pH=4.75 0.1molNaAc
加1mol.L-1HCI pH=4.66 △pH= -0.09 10ml 加1mol.L-1NaOH pH=4.84 △pH= 0.09 10ml · · · · · · 加1升纯水稀释 pH=4.75 结论:这类混合液能抵抗外来少量强酸强碱 或适当稀释的影响,保持pH值基本不改变。
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)
第四章 缓冲溶液-xie详解
上一内容
下一内容
缓冲公式
[B-]
pH= pKa + lg [HB]
HB + H2O
H3O+ + B-
NaB Na+ + B-
解离的浓度用c′(HB)表示
[B-]=c(NaB) + c′(HB)
≈
c
_ B
[HB]=c(HB) - c′(HB) ≈ c HB
pH
pK a
lg
cB cHB
或
pH
pK a
V
V
上一内容
下一内容
第五节 血液中的缓冲系
酸中毒
正常人血浆的pH值约为 7.35 ~ 7.45 碱中毒 一、血液的主要缓冲体系是 H2CO3 - HCO3其中抗酸成分为 HCO3- (碱储 )、抗碱成分为H2CO3 。
H2O +CO2
H2CO3
H+ + HCO3-
pH
pKa
lg
[HCO3- ] [CO2 ]溶解
A. Tris-Tris·H+ (pKa = 8.08)
B.甲酸（pKa= 3.745）
C. 碳酸（pKa= 6.35）
D. NH3-NH4Cl（pKb= 4.75）
3.向0.30 mol·L-1HAc(pKa= 4.76)溶液中加入NaAc 晶体，使NaAc的浓度为
0.1 mol·L-1，则溶液的pH接近于
缓冲作用：缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的 (buffer action) 抵抗作用。
常见缓冲溶液由足够浓度的共轭酸碱对组成 0.1 mol·L-1 NaAc — HAc
上一内容
下一内容
一、缓冲溶液的缓冲作用和组成
第四章：缓冲溶液
混合溶液 操作：加入强酸 HCl 至 0.010 mol·L-1 观察现象：pH值的变化
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。
0.10 mol·L-1 HAc — 0.10 mol·L-1 NaAc溶液
ΔpH1/2 pHc/2 pHc
稀释值＞0，表明缓冲溶液的pH值随稀释而增加； 稀释值＜0，则表明缓冲溶液的pH值随稀释而减少。
第三节 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量
缓冲溶液只能抵抗少量的外来强酸、强 碱的作用。当加入大量的强酸或强碱时， 溶液的抗酸、抗碱成分被消耗尽，缓冲 作用就失去，溶液的PH值必然变化很大。
时
Ka = [H+][B-] [HB]
Na++ BH3+O + B[H+] [H+]+[B-]
[H+]=Ka
[HB] [B-]
pH = pKa + lg [B-]
[HB]
pH = pKa + lg c(B-)
c(HB)
pH = pKa + lg n(B-)
n(HB)
……(1) ……(2) ……(3)
但从这一点也可以看出，缓冲体系的缓 冲能力是有限的。
不同的缓冲溶液，其缓冲能力是不 同的。
缓冲溶液的缓冲能力的大小用缓冲 容量来表示，其符号“”。
缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力 大小的尺度。
1.缓冲容量 ：
就是使单位体积（1L或lml）缓
冲 溶 液 的 pH 值 改 变 一 个 单 位 时 ， 所需加入的一元强酸或一元强碱的 物质的量(mol或mmol），其数学 式为 ：
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。
0.10 mol·L-1 HAc — 0.10 mol·L-1 NaAc溶液
ΔpH1/2 pHc/2 pHc
稀释值＞0，表明缓冲溶液的pH值随稀释而增加； 稀释值＜0，则表明缓冲溶液的pH值随稀释而减少。
第三节 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量
缓冲溶液只能抵抗少量的外来强酸、强 碱的作用。当加入大量的强酸或强碱时， 溶液的抗酸、抗碱成分被消耗尽，缓冲 作用就失去，溶液的PH值必然变化很大。
时
Ka = [H+][B-] [HB]
Na++ BH3+O + B[H+] [H+]+[B-]
[H+]=Ka
[HB] [B-]
pH = pKa + lg [B-]
[HB]
pH = pKa + lg c(B-)
c(HB)
pH = pKa + lg n(B-)
n(HB)
……(1) ……(2) ……(3)
但从这一点也可以看出，缓冲体系的缓 冲能力是有限的。
不同的缓冲溶液，其缓冲能力是不 同的。
缓冲溶液的缓冲能力的大小用缓冲 容量来表示，其符号“”。
缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力 大小的尺度。
1.缓冲容量 ：
就是使单位体积（1L或lml）缓
冲 溶 液 的 pH 值 改 变 一 个 单 位 时 ， 所需加入的一元强酸或一元强碱的 物质的量(mol或mmol），其数学 式为 ：
医学基础化学第4章 缓冲溶液
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。
n(HB) n(Tris HCl) n(HCl) 0.05100 0.05x 0.05(100 x)mmol
根据亨德森公式
7.40=7.85+
lg
0.05(100 0.05(100
x) x)
得x = 48mL
注： Tris的化学式为(HOCH2)3CNH2，是一种弱碱，医学上常用。
•
(HB)
[B–]
(B–)
= pKa + lg [HB] + lg (HB)
上式即为校正公式 校正因数，与共轭酸的电荷数
和溶液的I 有关。可查表。
4.3 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量 缓冲溶液的缓冲能力都是有限度的。
1922年，Slyke V 提出用缓冲容量
作为衡量缓冲能力大小的尺度。
三、缓冲范围 实验证明：缓冲比大于10 1或小于1 10，即 溶液的pH与pKa 相差超过一个pH单位时，几 乎丧失缓冲能力。
又称有效缓冲p范H围= （pKbau±ffe1r effective range）
4.4 缓冲溶液的配制 一、缓冲溶液的配制方法 1、 选择适当缓冲系 ，pKaΘ应尽量接近目标pH值； 2、 总浓度适当，一般以0.05～0.2mol·L-1为宜； 3、计算所需共轭酸和共轭碱的量； 4、仪器校正。
第四章 缓冲溶液(大纲)
第四章1 基本要求 [TOP]缓冲溶液1.1 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。
1.2 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。
1.3 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。
2 重点难点 [TOP]2.1 重点 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。
2.2 难点 缓冲容量的概念及缓冲容量的有关计算。
3 讲授学时 建议 4 学时 4 内容提要 [TOP] 第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 [TOP]4.1 第一节 缓冲溶液及缓冲机制 4.1.1 缓冲溶液及其作用机制 能够抵抗外来少量强酸、强碱，或在一定范围内稀释时，保持溶液 pH 基本不变的溶液称为缓冲溶 液。
其对溶液 pH 的稳定作用称为缓冲作用。
以足量 HAc 和 Ac 组成的缓冲溶液为例，缓冲溶液中存在同离子效应： HAc(aq)+H2O(l)+ -H3O (aq) + Ac (aq)+-加入少量强碱（OH ）时，其接受 H3O 传递的质子，使平衡右移，溶液中大量存在的 HAc 解离以补充 被 OH 消耗掉的 H3O ，从而保持 pH 基本不变。
加入少量强酸（H3O ）时，大量存在的 Ac 接受其传递的质子生成 HAc， 使平衡左移，因而[H3O ]无 明显增加，保持 pH 基本不变。
4.1.2 缓冲溶液的组成 缓冲溶液一般由足够浓度、一定比例的共轭酸碱对组成。
组成共轭酸碱对的两种物质称为缓冲系或1+ + +缓冲对，其中共轭酸起到抗碱作用，称为抗碱成分；共轭碱起到抗酸作用，称为抗酸成分。
4.2 第二节 缓冲溶液的 pH [TOP]4.2.1 缓冲溶液 pH 的近似计算公式 （一）基本公式——Henderson-Hasselbalch 方程式 在 HB-B 组成的缓冲溶液中，HB 和 B 之间存在如下质子转移平衡 HB(aq) + H2O(l) 由平衡可得+ [H3O ]＝Ka × [ HB] [B− ] -H3O (aq) + B (aq)+-(4.1)− pH＝pKa + lg [B ] ＝pKa + lg [共轭碱][ HB][共轭酸](4.2) 此式即计算缓冲溶液 pH 的 Henderson—Hasselbalch 方程式。
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。
第四章 缓 冲 溶 液
4、温度对缓冲溶液的pH有影响。
例：在500mL0.200 mol·L1NH3·H2O中，加入4.78gNH4Cl固 体，配制1升缓冲溶液，求此缓冲溶 液的pH。
已知： NH3·H2O的 pKb=4.75
§4-3 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量(buffer capacity)的定义
dnab
缓 冲 溶 液
1、体液中存在多种生理缓冲系， 使体液的pH值保持基本稳定。 如：血液中存在多种缓冲系
在 医 学
H2CO3 —— HCO3H2PO4- —— HPO42-
上 血浆蛋白——血浆蛋白盐
的 HHb(血红蛋白) ——KHb(血
意 义
红蛋白盐)
CO2(溶解) + H2O
H2CO3
大量
conjugate acid
第四章 缓 冲 溶 液 (Buffer Solution)
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
缓冲溶液（buffer solution）
能够抵抗少量外来强酸、强碱而保 持溶液pH基本不变的溶液，称为缓 冲溶液。
缓冲作用（buffer action）
缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗 作用称为缓冲作用。
一、缓冲机制
第四节 缓冲溶液的配制
一、缓冲溶液的配制原则：
1、选择合适的缓冲系：使所选缓冲 系中共轭酸的pka与所配缓冲溶液的 pH值尽量接近。
2、保证有足够的总浓度： 0.05 ~ 0.20 mol ·L-1。 3、用Henderson-Hasselbalch方 程式计算所需缓冲系的量。4、校正。
二、缓冲溶液的配制方法：
例2 用某二元弱酸H2B配制pH=6.00 的缓冲溶液，问应在450ml c(H2B)= 0.100mol·L-1的溶液中,加入c(NaOH) =0.100mol·L-1的溶液多少毫升？ （ 已 知 H2B 的 pka1=1.52 ， pka2=6.30 ，设溶液的体积是可以加和的）
例：在500mL0.200 mol·L1NH3·H2O中，加入4.78gNH4Cl固 体，配制1升缓冲溶液，求此缓冲溶 液的pH。
已知： NH3·H2O的 pKb=4.75
§4-3 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量(buffer capacity)的定义
dnab
缓 冲 溶 液
1、体液中存在多种生理缓冲系， 使体液的pH值保持基本稳定。 如：血液中存在多种缓冲系
在 医 学
H2CO3 —— HCO3H2PO4- —— HPO42-
上 血浆蛋白——血浆蛋白盐
的 HHb(血红蛋白) ——KHb(血
意 义
红蛋白盐)
CO2(溶解) + H2O
H2CO3
大量
conjugate acid
第四章 缓 冲 溶 液 (Buffer Solution)
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
缓冲溶液（buffer solution）
能够抵抗少量外来强酸、强碱而保 持溶液pH基本不变的溶液，称为缓 冲溶液。
缓冲作用（buffer action）
缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗 作用称为缓冲作用。
一、缓冲机制
第四节 缓冲溶液的配制
一、缓冲溶液的配制原则：
1、选择合适的缓冲系：使所选缓冲 系中共轭酸的pka与所配缓冲溶液的 pH值尽量接近。
2、保证有足够的总浓度： 0.05 ~ 0.20 mol ·L-1。 3、用Henderson-Hasselbalch方 程式计算所需缓冲系的量。4、校正。
二、缓冲溶液的配制方法：
例2 用某二元弱酸H2B配制pH=6.00 的缓冲溶液，问应在450ml c(H2B)= 0.100mol·L-1的溶液中,加入c(NaOH) =0.100mol·L-1的溶液多少毫升？ （ 已 知 H2B 的 pka1=1.52 ， pka2=6.30 ，设溶液的体积是可以加和的）
第四章 缓冲溶液
2 c(HPO 4 ) 7.40 7.21 lg c(H 2 PO 4 )
2 c(HPO 4 ) 1.5 c(H 2 PO 4 )
19
缓冲容量(Buffer Capacity)
定义： 使单位体积(ml)的某缓冲溶液pH值改变1, 所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量 (mmol)。
7.6左右
含K、Ca、Na、Mg
P、S、Cl
碱性食物
酸性食物
3
缓冲溶液与缓冲作用
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。
0.10 mol· L-1 NaCl溶液
4
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。 0.10 mol· L-1 HAc - 0.10 mol· L-1 NaAc溶液
NaHCO3-Na2CO3缓冲溶液：
c(Na 2CO3 ) pH pK a2 lg c( NaHCO3 )
Na2HPO4-Na3PO4缓冲溶液：
c( Na 3PO 4 ) pH pK a3 lg c(Na 2 HPO 4 )
16
example
今欲配制pH=9.25的缓冲溶液，需在500ml, 0.10mol/LNH3•H2O中加入多少克NH4Cl? 已知 pKb(NH3)=4.75
pH=pKa－1
pH=pKa
pH=pKa＋1
缓冲容量减弱
缓冲容量减弱
β 值极小
β (最大)
β 值极小
cB 1 cA 10
医用基础化学4缓冲溶液
第4章 缓冲溶液
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Buffer Solution
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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
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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-
正常血液中HCO3-－CO2（溶解）缓冲系的缓冲为 20：1，超出了体外缓冲溶液有效缓冲比（即 10：1～1：10），但在血液中它们的缓冲能力 是很强的。这是因为体外缓冲作用与体内缓冲 作用不相同。在体外，当此缓冲系发生作用 后，HCO3-或CO2（溶解）的浓度的改变得不到补 充或调节。
肾通过保留NaHCO3多少的方式调节HCO3/H2CO3的比值，肾的调节作用较慢，需数小 时或数天才能完成。
由于血液中多种缓冲系的缓冲作用和肺、肾 的调节作用，使正常人血液的pH维持在 7.35～7.45的狭小范围。
1.在共轭酸碱体系中，酸、碱的浓度越大，则 其缓冲能力越强。√
2.缓冲溶液中，总浓度一定时，则c(A-)/c(HA) 比值越大，缓冲能力也就越大。×
第四章 缓冲溶液
一、缓冲溶液的缓冲作用和组成
实验说明：HAc －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不变 的能力。 这种能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释 而保持pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。
缓冲溶液的组成 弱酸及其共轭碱：HAc - NaAc 弱碱及其共轭酸：NH3 - NH4Cl
c酸＋c共轭碱的和称为缓冲溶液的总浓度。
第三节 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量 根据缓冲溶液的缓冲机理，当缓冲溶液中加入 大量的酸，使Ac-消耗完全，溶液中基本只HAc， 或加入大量的碱，HAc与之完全反应，那么缓冲 溶液不再具有缓冲能力，因而任何缓冲溶液的 缓冲能力都是有一定限度的。
缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。 1.缓冲溶液的总浓度对缓冲容量的影响： 缓冲溶液的总浓度越大，其缓冲容量越大。
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.05mol的 NH3和0.04mol的NH4Cl，计算该缓冲溶 液的pH。已知Kb(NH3)=1.75×10-5
[OH-]=Kbc碱/c共轭酸
通过推导得到缓冲溶液的pH值计算公式如下：
pH
pKa
lg
c共轭碱 c酸
pka为弱酸解离常数的负对数。
c共轭碱/c酸的比值称为缓冲比，
1.选择合适的缓冲系
（1）使所需配制的缓冲溶液的pH在所选缓冲系 范围（ pKa±1）之内，并尽量接近弱酸的pKa 值，这样配制的缓冲溶液可有较大缓冲容量。
（2）所选缓冲系物质稳定，无毒，不能与溶液 中的反应物或生成物发生作用。
例：欲配制pH = 5.0的缓冲溶液 应选择体系NaAc - HAc体系，pKa = 4.74
组成缓冲溶液的两对物质称为缓冲对。
在实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与剩 余的反应物组成缓冲体系：
例如： HAc(过量) + NaOH HCl + NaAc(过量)
NaAc-HAc HAc-NaAc
二、缓冲机制
以HAc -NaAc体系为例：
HAc
H+ ＋ Ac-
（大）
（小） （大）
（1）若在该溶液中加入少量强酸，溶液中大量 存在的强碱Ac-便发生如下反应:
而体内是一个“敞开系统”，当HCO3-－ CO2
（溶解）发生缓冲作用后， HCO3-或CO2 （溶解）的浓度可由呼吸作用和肾的生理功
能获得补充或调节，使得血液中HCO3-和 CO2（溶解）的浓度保持相对稳定。
肺通过控制呼出CO2的量，精确调节HCO3/H2CO3的分母,维持血液pH相对恒定。肺的 调节作用较迅速，10-30分钟即可完成。
c酸＋c共轭碱的和称为缓冲溶液的总浓度。
2.缓冲溶液的缓冲比对缓冲容量的影响
同一缓冲系的缓冲溶液，缓冲比越接近1，缓 冲容量越大，缓冲比越远离1，缓冲容量越小。
缓冲比等于1（即pH＝pKa）时，缓冲容量最大。
c共轭碱/c酸的比值称为缓冲比
总结：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。
共轭酸发挥了抵抗外来的强碱的作用，故称为
缓冲溶液的抗碱成分。
（3）当溶液稀释时，（ H+ ＋ Ac-）浓度都降低， 促使HAc 解离度增大， HAc 进一步解离所产生 的H＋离子可使溶液的pH基本保持不变。
总结：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+离子和OH-离子浓 度未有明显的变化，因此具有缓冲作用。
第五节 血液中的缓冲系
血液是由多种缓冲系组成的缓冲溶液
H2CO3—NaHCO3；NaH2PO4-Na2HPO4 HHb—NaHb(血浆蛋白及其钠盐) HA—NaA (有机酸及其钠盐)
在这些缓冲系中，以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中发 挥的作用最重要。体系中存在如下平衡：
二、缓冲范围
缓冲比等于1（即pH＝pKa）时，缓冲容量最大。 当缓冲比大于10：1或小于1：10时，可认 为缓冲溶液已基本失去缓冲作用的能力。
因此一般认为pH=pKa±1为缓冲作用的有效区间， 称为缓冲溶液的缓冲范围。
第四节 缓冲溶液的配制
一、缓冲溶液的配制方法 配制一定pH值的缓冲溶液，应按下述原则和步 骤进行。
H+ ＋ Ac-
HAc 到达平衡时，溶液pH
基本保持不变。
缓冲体系中的共轭碱发挥抵抗外来强酸的作用， 故称之为缓冲溶液的抗酸成分。
（2）当溶液中加入少量强碱时，溶液发生 如下反应：
OH- + H+
H2O
部分H+被消耗，HAc的解离反应向右移动，
补充消耗掉的H+离子。因而溶液中H+离子浓
度没有明显降低，溶液的pH值基本保持不变。
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-
正常血液中HCO3-－CO2（溶解）缓冲系的缓冲为 20：1，超出了体外缓冲溶液有效缓冲比（即 10：1～1：10），但在血液中它们的缓冲能力 是很强的。这是因为体外缓冲作用与体内缓冲 作用不相同。在体外，当此缓冲系发生作用 后，HCO3-或CO2（溶解）的浓度的改变得不到补 充或调节。
肾通过保留NaHCO3多少的方式调节HCO3/H2CO3的比值，肾的调节作用较慢，需数小 时或数天才能完成。
由于血液中多种缓冲系的缓冲作用和肺、肾 的调节作用，使正常人血液的pH维持在 7.35～7.45的狭小范围。
1.在共轭酸碱体系中，酸、碱的浓度越大，则 其缓冲能力越强。√
2.缓冲溶液中，总浓度一定时，则c(A-)/c(HA) 比值越大，缓冲能力也就越大。×
第四章 缓冲溶液
一、缓冲溶液的缓冲作用和组成
实验说明：HAc －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不变 的能力。 这种能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释 而保持pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。
缓冲溶液的组成 弱酸及其共轭碱：HAc - NaAc 弱碱及其共轭酸：NH3 - NH4Cl
c酸＋c共轭碱的和称为缓冲溶液的总浓度。
第三节 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量 根据缓冲溶液的缓冲机理，当缓冲溶液中加入 大量的酸，使Ac-消耗完全，溶液中基本只HAc， 或加入大量的碱，HAc与之完全反应，那么缓冲 溶液不再具有缓冲能力，因而任何缓冲溶液的 缓冲能力都是有一定限度的。
缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。 1.缓冲溶液的总浓度对缓冲容量的影响： 缓冲溶液的总浓度越大，其缓冲容量越大。
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.05mol的 NH3和0.04mol的NH4Cl，计算该缓冲溶 液的pH。已知Kb(NH3)=1.75×10-5
[OH-]=Kbc碱/c共轭酸
通过推导得到缓冲溶液的pH值计算公式如下：
pH
pKa
lg
c共轭碱 c酸
pka为弱酸解离常数的负对数。
c共轭碱/c酸的比值称为缓冲比，
1.选择合适的缓冲系
（1）使所需配制的缓冲溶液的pH在所选缓冲系 范围（ pKa±1）之内，并尽量接近弱酸的pKa 值，这样配制的缓冲溶液可有较大缓冲容量。
（2）所选缓冲系物质稳定，无毒，不能与溶液 中的反应物或生成物发生作用。
例：欲配制pH = 5.0的缓冲溶液 应选择体系NaAc - HAc体系，pKa = 4.74
组成缓冲溶液的两对物质称为缓冲对。
在实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与剩 余的反应物组成缓冲体系：
例如： HAc(过量) + NaOH HCl + NaAc(过量)
NaAc-HAc HAc-NaAc
二、缓冲机制
以HAc -NaAc体系为例：
HAc
H+ ＋ Ac-
（大）
（小） （大）
（1）若在该溶液中加入少量强酸，溶液中大量 存在的强碱Ac-便发生如下反应:
而体内是一个“敞开系统”，当HCO3-－ CO2
（溶解）发生缓冲作用后， HCO3-或CO2 （溶解）的浓度可由呼吸作用和肾的生理功
能获得补充或调节，使得血液中HCO3-和 CO2（溶解）的浓度保持相对稳定。
肺通过控制呼出CO2的量，精确调节HCO3/H2CO3的分母,维持血液pH相对恒定。肺的 调节作用较迅速，10-30分钟即可完成。
c酸＋c共轭碱的和称为缓冲溶液的总浓度。
2.缓冲溶液的缓冲比对缓冲容量的影响
同一缓冲系的缓冲溶液，缓冲比越接近1，缓 冲容量越大，缓冲比越远离1，缓冲容量越小。
缓冲比等于1（即pH＝pKa）时，缓冲容量最大。
c共轭碱/c酸的比值称为缓冲比
总结：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。
共轭酸发挥了抵抗外来的强碱的作用，故称为
缓冲溶液的抗碱成分。
（3）当溶液稀释时，（ H+ ＋ Ac-）浓度都降低， 促使HAc 解离度增大， HAc 进一步解离所产生 的H＋离子可使溶液的pH基本保持不变。
总结：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+离子和OH-离子浓 度未有明显的变化，因此具有缓冲作用。
第五节 血液中的缓冲系
血液是由多种缓冲系组成的缓冲溶液
H2CO3—NaHCO3；NaH2PO4-Na2HPO4 HHb—NaHb(血浆蛋白及其钠盐) HA—NaA (有机酸及其钠盐)
在这些缓冲系中，以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中发 挥的作用最重要。体系中存在如下平衡：
二、缓冲范围
缓冲比等于1（即pH＝pKa）时，缓冲容量最大。 当缓冲比大于10：1或小于1：10时，可认 为缓冲溶液已基本失去缓冲作用的能力。
因此一般认为pH=pKa±1为缓冲作用的有效区间， 称为缓冲溶液的缓冲范围。
第四节 缓冲溶液的配制
一、缓冲溶液的配制方法 配制一定pH值的缓冲溶液，应按下述原则和步 骤进行。
H+ ＋ Ac-
HAc 到达平衡时，溶液pH
基本保持不变。
缓冲体系中的共轭碱发挥抵抗外来强酸的作用， 故称之为缓冲溶液的抗酸成分。
（2）当溶液中加入少量强碱时，溶液发生 如下反应：
OH- + H+
H2O
部分H+被消耗，HAc的解离反应向右移动，
补充消耗掉的H+离子。因而溶液中H+离子浓
度没有明显降低，溶液的pH值基本保持不变。