缓冲溶液.
缓冲溶液课件
[B ] lg 或 pH pK a [HB]
-
亨德森方程的意义
[B ] pH pK a lg [HB]
pH值取决于共轭酸的pKa值与缓冲比 当缓冲比等于1时，pH=pKa 具有有限的抗酸、抗碱及抗稀释作用 由亨德森方程可推出：
nB pH pK a lg nHB
例1、 0.60L缓冲溶液中含有0.35mol HOAc 和0.25molNaOAc，计算溶液的pH值。
△pH=0.09
§3.3 缓冲容量
衡量缓冲溶液缓冲能力的尺度。 使单位体积的缓冲溶液的pH值改变1个单位 时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的 量。符号β。 n β pH
[HB][B ] β 2.303 c
（c=[HB]+[B-]）
影响缓冲容量的因素
[HB][B ] β 2.303 c
4 3 2
加碱前：0.3×0.2 加碱后：0.06-0.005
0.2×0.2 mol 0.04+0.005 mol
nb 0.04 pH1 pK a lg 9.26 lg 9.08 na 0.06 nb 0.045 pH 2 pK a lg 9.26 lg 9.17 na 0.055
例2、配制pH=5.10缓冲溶液100mL，需要 0.10 mol· L-1HAc和0.10 mol· L-1NaAc的体积 各多少？
解： 设需 HAc 溶液的体积为 V a ， NaAc 溶液 的体积为Vb，则Va = 100 - Vb
Vb Vb pH pK a lg 4.75 lg Va 100- Vb Vb lg 0.35 100- Vb
Vb=69（mL）, Va=3l（mL）
NaHCO3 Na 2 HP O4 Na 蛋白质 血浆： ， , CO 2 (溶解） NaH2 P O4 H 蛋白质 KHCO3 K 2 HP O4 KHbO2 KHb 红细胞： ， , ， CO 2 (溶解） KH 2 P O4 HHbO2 HHb
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。
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。
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。
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。
缓冲溶液的缓冲作用原理
缓冲溶液的缓冲作用原理缓冲溶液是指具有抑制溶液酸碱性质变化的能力的溶液。
缓冲作用是由溶液中溶质的种类和浓度决定的。
当外加强酸性或碱性物质时，缓冲溶液能够抵抗溶液酸碱性质的改变，使溶液的pH值保持稳定。
缓冲作用有以下几个方面的原理。
1.酸碱中和作用：缓冲溶液中一部分组分是弱酸或弱碱，当外加酸碱物质时，缓冲溶液中的弱酸或弱碱与外加物质发生反应进行酸碱中和反应。
例如，乙酸钠溶液是一种常用的缓冲溶液，其中乙酸可以中和外加的碱，乙酸钠可以中和外加的酸，从而维持溶液的酸碱性质不发生明显变化。
2.酸碱离解平衡：缓冲溶液中弱酸和其对应的盐或弱碱和其对应的盐的存在，可以形成酸碱离解平衡。
在这种酸碱离解平衡中，酸和碱可以互相转化，维持溶液pH值的稳定。
例如，醋酸-醋酸钠缓冲溶液中，醋酸和醋酸钠处于酸碱离解平衡状态，当外界加入强酸或强碱时，酸和碱之间的转化可以保持溶液pH值的稳定。
3.离子效应：缓冲溶液中的阳离子和阴离子也可以对溶液的缓冲作用起到重要的影响。
当溶液中含有与表面电荷相同的阴离子或阳离子时，缓冲效果更明显。
例如，磷酸盐缓冲溶液中的磷酸盐离子可以缓冲外加的酸或碱，同时还可以与金属离子形成沉淀或配位络合，缓冲作用更加显著。
4.缓冲溶液的浓度：缓冲作用与溶液中缓冲剂的浓度有密切关系。
一般来说，缓冲溶液的缓冲能力与其浓度成正比。
当缓冲剂浓度较低时，外加的酸碱物质会消耗很多缓冲剂离子，导致溶液的酸碱性质发生明显变化。
但是当浓度超过一定范围时，会引起其他问题，如溶液的黏度变大、成本增加等。
5.pH值选择：总之，缓冲溶液的缓冲作用原理是多方面因素的综合结果。
酸碱中和作用、酸碱离解平衡、离子效应、缓冲溶液的浓度以及pH值的选择都对缓冲作用起到重要的影响。
通过合理选择缓冲剂和溶液条件，可以得到适用于各种实验和工业应用的缓冲溶液。
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。
缓冲溶液作用原理
缓冲溶液作用原理缓冲溶液，顾名思义，就是一种能够缓冲pH值变化的溶液。
简而言之，就是在酸性或碱性条件下，能够保持溶液缓慢的pH值变化，使之基本不变的溶液。
缓冲溶液在化学学科中有着广泛的应用，例如在生物化学、生物工程和医学等领域中，缓冲溶液都是不可或缺的基础实验工具。
缓冲溶液的原理其实很简单，就是在酸性或碱性环境下添加一定量的缓冲剂，通过化学反应来吸收或释放溶液中的H+离子，从而保持溶液的pH值基本不变。
当溶液中有酸性物质时，缓冲剂中的弱碱缓冲剂会将H+离子中和，保持pH值在一定范围内不变；同理，当溶液中有碱性物质时，缓冲剂中的弱酸缓冲剂会释放H+离子，将碱性物质中和，保持pH值在一定范围内的相对稳定。
缓冲溶液的作用非常重要，尤其在生物学和医学领域中。
由于人体组织中的生化反应和代谢过程对pH值非常敏感，因此缓冲溶液的作用在这些领域中尤为重要。
例如，生化实验中，当分离出的蛋白质在原始生长的条件下运作时，为了保证酶的最佳工作效果，pH值必须控制在一个相对稳定的范围内。
同样，在人体内，pH值的变化可能会影响到各种重要的生化反应的进行，甚至引起严重的生理障碍。
缓冲溶液的应用依据其原理，采用合适的缓冲剂，可以根据实验需要调节不同的pH值。
缓冲剂的选择应根据所研究反应的性质和所希望维持的pH范围来决定。
卫生环保、发酵等领域都需要使用缓冲剂，不同领域选择的缓冲剂有所不同。
一些常见的缓冲剂有磷酸盐缓冲液、醋酸缓冲液、碳酸氢钠缓冲液、黄瓜酸缓冲液等。
缓冲溶液在实际的应用中，需要注意的有几点。
首先是要根据具体实验所需的pH值选择缓冲剂；其次是要注意缓冲溶液的成分是否会影响实验结果，特别是生化实验中，以保证实验的可靠性和准确性；其次是在配制过程中要严格控制溶液的浓度和pH值。
如果出现异常情况，需要及时调整溶液的浓度和pH值，以保证实验得到准确的结果。
综上所述，缓冲溶液在化学学科中是一项非常重要的实验工具。
其主要作用是为实验和研究提供一种可以缓冲pH值变化的稳定环境，并且可以保持实验结果的准确性和可靠性。
常用缓冲溶液的配制方法
常用缓冲溶液的配制方法缓冲溶液是一种能够稳定溶液酸碱度的溶液，是化学和生物学实验中必不可少的试剂。
它们能够在一定范围内抵抗外界酸碱变化，保持溶液的PH值稳定，从而确保实验结果的准确性和可重复性。
本文将介绍一些常用的缓冲溶液的配制方法。
一、醋酸酸钠缓冲溶液醋酸酸钠缓冲溶液适用于酸性条件下的实验。
它的PH值稳定在4.0左右，适用于生物学实验和某些化学分析。
配制方法：1.称取3.9克醋酸酸钠三水合物（CH3COONa·3H2O）并溶解在80毫升蒸馏水中。
2.加入相同质量的冰乙酸，溶解均匀。
3.用蒸馏水稀释至100毫升。
将溶液过滤或使用磁力搅拌器搅拌，使溶液变得均匀。
二、磷酸二氢钠/磷酸氢二钠缓冲溶液磷酸二氢钠/磷酸氢二钠缓冲溶液适用于酸性至中性条件下的实验。
它的PH值稳定在6.8-7.4范围内，适用于细胞培养和某些生物化学实验。
配制方法：1.称取磷酸二氢钠（NaH2PO4）7.5克并溶解在200毫升蒸馏水中。
2.用氢氧化钠（NaOH）溶液调节至PH值7.4。
3.将溶液稀释至250毫升。
使用磁力搅拌器搅拌溶液使其均匀。
三、碳酸氢钠/碳酸钠缓冲溶液碳酸氢钠/碳酸钠缓冲溶液适用于中性至碱性条件下的实验。
它的PH值稳定在9.6-11.0范围内，适用于某些酶反应和某些化学分析。
配制方法：1.称取2.54克碳酸氢钠（NaHCO3）和2.93克碳酸钠（Na2CO3）并溶解在200毫升蒸馏水中。
2.使用酚红指示剂滴定硫酸（H2SO4）溶液，直至PH值为10.0。
3.将溶液稀释至250毫升。
使用磁力搅拌器搅拌溶液使其均匀。
四、Tris缓冲溶液Tris缓冲溶液适用于酸性至中性条件下的实验。
它是一种常用的生物化学缓冲溶液，适用于DNA/RNA电泳和蛋白质电泳等实验。
配制方法：1.称取12.11克Tris氨基甲烷（Tris base）并溶解在800毫升蒸馏水中。
2.使用盐酸（HCl）溶液调节至PH值 7.4。
3.加入1克EDTA四钠盐并溶解。
缓冲溶液原理
缓冲溶液原理
缓冲溶液是指能够抵抗酸碱性变化的溶液。
它由一个强酸或强碱与其相应的盐组成。
缓冲溶液的工作原理是基于酸碱中和反应。
当酸或碱被加入缓冲溶液中时，溶液中存在的酸或碱与被加入的酸或碱发生中和反应，形成水和相应的盐。
这个中和反应会消耗酸或碱的氢离子或氢氧根离子，使溶液的酸碱性发生变化的程度较小。
这样，缓冲溶液能够在一定范围内维持相对稳定的酸碱性。
缓冲溶液的酸碱中和反应遵循洛伦兹方程：pH = pKa +
log([A-]/[HA])，其中pH表示溶液的酸碱性，pKa表示酸的酸
解离常数的负对数，[A-]表示酸中所生成的阴离子的浓度，[HA]表示酸的浓度。
在缓冲溶液中，如果pH等于酸的pKa值，[A-]和[HA]的浓度
相等，洛伦兹方程中[HA]在分子和离子的形式之间变化较小，从而使溶液的酸碱性变化较小。
缓冲溶液的选择要根据所需的酸碱性范围来确定。
一般而言，选择具有适当pKa值的酸或碱及其相应的盐可以构成缓冲溶液。
缓冲溶液在生物化学实验中非常重要，因为它能够提供一个稳定的酸碱性环境，使实验结果具有可重复性和可靠性。
例如，在DNA电泳实验中，使用缓冲溶液可以维持酸碱性环境在一
定范围内，确保DNA片段的迁移速度和准确性。
总之，缓冲溶液通过酸碱中和反应抵抗酸碱性变化，它的选择和调节可以提供稳定的酸碱性环境，保证实验结果的准确性和可重复性。
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
常用标准缓冲溶液的配制
常用标准缓冲溶液在化学分析、仪器分析、生物化学等领域有广泛的应用。
它们通常用于标定传感器、校准仪器、测定物质特性等。
下面将详细介绍如何配制常用标准缓冲溶液。
一、磷酸盐标准缓冲溶液磷酸盐标准缓冲溶液通常用于pH测量。
具体配制方法如下：1. 称取约2克磷酸二氢钾，用纯水溶解。
2. 加入约700ml纯水。
3. 用氢氧化钠溶液调整溶液pH至7.0。
可以使用0.1N氢氧化钠溶液进行调pH。
4. 稀释至总容量为1000ml，这样就得到了磷酸盐标准缓冲溶液。
二、乙酸-乙酸钠缓冲液乙酸-乙酸钠缓冲液常用于PH计的校准。
其配制方法如下：1. 称取无水乙酸钠（28.85g）及乙酸（3mL，约27ml）溶于约500mL纯水中。
2. 用盐酸（1+1）溶液调整溶液pH至3.6～3.8。
3. 稀释至总容量约700mL。
三、纳氏试剂缓冲溶液纳氏试剂是一种常用的显色剂，常用于水质分析等工作中。
缓冲溶液的配制如下：1. 称取三乙醇胺9～15g，加少量纯水溶解，再加入氢氧化钠溶液至pH值约10，即得基本缓冲液。
2. 称取酒石酸钾钠20g及碘化钾2g溶于纯水，稀释至基本缓冲液总容量约50ml，然后慢慢加入碘化汞钾溶液（4%w/v）4～5滴，即得纳氏试剂缓冲溶液。
四、磺基水杨酸标准缓冲溶液磺基水杨酸标准缓冲溶液常用于电位滴定分析，其配制方法如下：1. 称取24克磺基水杨酸，加入约600毫升蒸馏水，完全溶解。
2. 用氢氧化钠溶液调整溶液pH至5.4，使其符合滴定分析要求。
可以使用0.1N氢氧化钠溶液进行调pH。
3. 稀释至总容量约1000ml，这样就得到了磺基水杨酸标准缓冲溶液。
需要注意的是，在配制标准缓冲溶液时，必须严格遵守实验室安全规范，包括正确处理化学药品、避免交叉污染、避免蒸发皿破裂等。
同时，也应注意保护实验环境的卫生和安全，如保持实验台整洁、避免有毒废料的排放等。
此外，对于不同类型和浓度的标准缓冲溶液，可能需要不同的配制步骤和注意事项。
常用缓冲溶液的配制方法
常用缓冲溶液的配制方法缓冲溶液是在化学实验和生物实验中常用的一种溶液，用于调节溶液的pH值，使其保持在特定的pH范围内。
常用缓冲溶液的配制方法有许多种，下面将介绍几种常见的缓冲溶液的配制方法。
一、Tris缓冲液配制方法：Tris缓冲液是一种常用的生物学缓冲液，常用于蛋白质电泳、酶反应等实验中，其配制方法如下：1. 准备所需的试剂：Tris碱（Tris base，化学名三羟基甲基氨基甲烷）。
2. 在计量瓶中称取适量的Tris碱，并将其溶解于蒸馏水中，得到所需浓度的Tris碱溶液。
3. 调节溶液pH值：使用盐酸（HCl）或氢氧化钠（NaOH）调节Tris溶液的pH值。
通常，Tris缓冲液的pH范围为7-9，具体的pH值取决于实验的要求。
4.定容：将溶液调节至最终所需体积，通过加入蒸馏水来调节。
二、Phosphate缓冲液配制方法：Phosphate缓冲液是生化实验中常用的一种缓冲液，其配制方法如下：1.准备所需的试剂：磷酸二氢钠（NaH2PO4）和磷酸氢二钠（Na2HPO4）。
2.在计量瓶中称取适量的NaH2PO4和Na2HPO4，分别溶解于蒸馏水中，得到所需浓度的NaH2PO4和Na2HPO4溶液。
3.调节溶液pH值：根据所需pH范围选择NaH2PO4和Na2HPO4的比例，同时用盐酸（HCl）或氢氧化钠（NaOH）调节pH值。
4.定容：将溶液调节至最终所需体积。
三、Acetate缓冲液配制方法：Acetate缓冲液是一种常用的酸性缓冲液，在酶反应、DNA电泳等实验中常用，其配制方法如下：1. 准备所需的试剂：乙酸（Acetic acid）和醋酸钠（Sodium acetate）。
2.在计量瓶中称取适量的乙酸和醋酸钠，分别溶解于蒸馏水中，得到所需浓度的乙酸和醋酸钠溶液。
3.调节溶液pH值：根据所需pH范围选择乙酸和醋酸钠的比例，同时用盐酸（HCl）或氢氧化钠（NaOH）调节pH值。
4.定容：将溶液调节至最终所需体积。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
一.缓冲溶液及分类
对溶液的酸度起稳定作用的溶液称为缓冲溶液,可分为两类:
a. 弱酸及其共轭碱溶液,缓冲酸度:3—11,常用.
b. 强酸或强碱溶液, 缓冲酸度:pH<2,pH>12.
二.缓冲溶液pH值计算
1.计算公式及推导
对弱酸HB及共轭碱NaB组成的缓冲溶液
...最简式
或:
公式推导如下:
若弱酸HB及其共轭碱NaB的分析浓度分别为CHB、CB-mol/L,则
物料平衡式:[HB]+[B-]=CHB+CB-(*1)
电荷平衡式:[H+]+[Na+]=[OH-]+[B-] (*2)
其中:[Na+]=CB-
(*1) +(*2)得: [HB]=CHB-[H+]+[OH-]
由(*2)得， [B-]=CB-+[H+]-[OH-]
代入酸度常数式 得到[H+]的精确计算式,
此式实际几乎不用
若pH<6,[OH-]可略,故得近似式为:
或 pH>8 ,[H+]可略,可得另一近似式为：
这些公式也不常用.
又若酸碱的分析浓度较大,即同时满足CHB>>[OH-]-[H+], CB->>[H+]-[OH-], 则得计算[H+]的最简式为：
即:
此为最常用的最简式.
2.pH 值的计算
(1)一般缓冲溶液pH值计算示例(略）
(2)标准缓冲溶液的用途及pH计算.
三.缓冲容量
定义:
β的意义是使一升溶液的pH值增加dpH单位时所需强碱db摩尔或使一升溶液的pH减少dpH单位时所需强酸da摩尔.(酸增加使pH降低,在da/dpH前加一负号使β值为正)β 越大,溶液缓冲能力越大.
2.影响β的因素
以HB—B-缓冲体系为例讨论,缓冲剂的总浓度为C mol/L,C=[HB]+[B-].今加入b mol/L强碱,由于此时B-不能接受质子，故取H2O、HB为零水平物质，质子条件为：
[H+]=[OH-]+[Ac-]+[SO32-]-பைடு நூலகம்H2SO3]
HAc H++Ac-
[H+]+b=[OH-]+[B-]
(1)
βH+,βOH-和βHB分别为溶液中H+,OH-和HB体系所具有的缓冲容量，由质子条件式得:
对[H+]求导,得:
而
由上式得，
故，
由(1)、(2)得:
当弱酸不太强又不过分弱时,溶液中的[H+]、[OH-]均较小， βH+、βOH-可略,即缓冲容量主要由HB—B-控制,在这种情况下,当β有极值时,必有：
则必：
故当Ka=[H+]即[HB]:[B-]=1:1时,β有极值.
又:
将[H+]=Ka代入,则
故βHB有极大值.
将 Ka=[H+]代入式(3)得:
或一般βmax=0.575C.
由此知:
(1)缓冲物质总浓度C 越大,β越大,过分稀释将导致β显著下降.
(2) βmax是在[H+]=Ka 时,此时CHB=CB-=0.5C , 即[HB]:[B-]=1:1。
为方便计算不同缓冲组分时的β,可将(3)式改为
若考虑含有a mol/L强酸、b mol/L强碱、CHBmol/L一元弱酸HB和CH2Cmol/L二元弱酸H2C的溶液.
以HB和H2C、H2O作为零基准，该溶液的质子条件为:
b+[H+]=[OH-]+[B]+[HC]+2[C]+a (略去电荷)
因此
式(4)表明溶液的总缓冲容量与H+、OH-以及由HB和H2C离解产生的碱相关的单个缓冲容量（指数）之和,单个缓冲容量（指数）的明确表示式可由如下式求值,因为：
(3)缓冲溶液应有足够的缓冲容量.
(4)缓冲溶液应廉价易得，避免对环境造成污染.
2.pH标准溶液及常用的缓冲溶液(略)
****************************************************
P154 4题(2)
HSO3-,HAc,H2O
PBE:[H2SO3]+[H+]=[OH-]+[Ac-]+[SO32-]
则,
为了用单个缓冲容量（指数）求溶液缓冲容量（指数）,可写为:
即:
摘自《定量分析化学》(上册)(美)I.M.科尔索夫等著,南京化工院分析化学教研组译，P122—123，人民教育出版社, 1983.
四.重要缓冲溶液
1.选择缓冲溶液的原则:
(1)对分析过程无干扰.
(2)所需控制的pH值应在缓冲溶液的有效缓冲范围之内,由弱酸及其共轭碱组成缓冲溶液,其有效缓冲范围为pH=pKa±1,选择时pKa值应尽量与所需控制的pH一致，即pKa=pH.