缓冲溶液(Buffer solutions)剖析
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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
3第三章缓冲溶液
第三章 缓冲溶液（Buffer Solution）
第一节 缓冲作用 第二节 缓冲溶液的pH值 第三节 缓冲容量
引言
生物体液都有各自相对稳定的pH值。比如血液 pH=7.35～7.45，超过此范围，就会引起酸中毒 或碱中毒。而生物体自身代谢一些酸碱物质， 如柠檬酸、乳酸等，体外也要引入酸碱物质， 但体液pH值并不以这些酸碱性物质的摄入而改 变－－体液的缓冲作用。
第三节 缓冲容量（buffer capacity）
一、缓冲容量（β）的定义
使单位体积（1升或1毫升）缓冲溶液的pH值改变1
个pH单位时，所需外加一元强酸或一元强碱的物
质的量(mol)。
OH-
HB HB
pH
db da
dpH dpH H+
pH
HB HB
缓冲容量是溶液的一个状态参数，当溶液的状 态发生变化时，缓冲容量也发生变化。
同理，当体内碱性物质增多并进入血浆时，平
衡正向移动，H2CO3浓度降低，而HCO3-浓度增 大，此时则由肺部控制对CO2的呼出，以及由肾 脏加速对HCO3-的排泄，保持血浆的pH 恒定。
Henderson-Hasselbalch方程的意义
提供了计算缓冲溶液pH值的工具。
计算时注意： 式中Ka为缓冲系中共轭酸的酸常数。 [B-]、[HB]是平衡浓度，但因CHB、CB-都较大， B-对HB的同离子效应，使CHB ≈[HB]， CB-≈[B-]， 具体计算时平衡浓度可近似用配制浓度代替。
缓冲溶液有限稀释时， Ka与缓冲比均不变，pH不变，即 缓冲溶液也有抗稀释的作用。
对溶液稀释过程pH变化的控制
pH pH
7
6
a)
HCl
5
4
第一节 缓冲作用 第二节 缓冲溶液的pH值 第三节 缓冲容量
引言
生物体液都有各自相对稳定的pH值。比如血液 pH=7.35～7.45，超过此范围，就会引起酸中毒 或碱中毒。而生物体自身代谢一些酸碱物质， 如柠檬酸、乳酸等，体外也要引入酸碱物质， 但体液pH值并不以这些酸碱性物质的摄入而改 变－－体液的缓冲作用。
第三节 缓冲容量（buffer capacity）
一、缓冲容量（β）的定义
使单位体积（1升或1毫升）缓冲溶液的pH值改变1
个pH单位时，所需外加一元强酸或一元强碱的物
质的量(mol)。
OH-
HB HB
pH
db da
dpH dpH H+
pH
HB HB
缓冲容量是溶液的一个状态参数，当溶液的状 态发生变化时，缓冲容量也发生变化。
同理，当体内碱性物质增多并进入血浆时，平
衡正向移动，H2CO3浓度降低，而HCO3-浓度增 大，此时则由肺部控制对CO2的呼出，以及由肾 脏加速对HCO3-的排泄，保持血浆的pH 恒定。
Henderson-Hasselbalch方程的意义
提供了计算缓冲溶液pH值的工具。
计算时注意： 式中Ka为缓冲系中共轭酸的酸常数。 [B-]、[HB]是平衡浓度，但因CHB、CB-都较大， B-对HB的同离子效应，使CHB ≈[HB]， CB-≈[B-]， 具体计算时平衡浓度可近似用配制浓度代替。
缓冲溶液有限稀释时， Ka与缓冲比均不变，pH不变，即 缓冲溶液也有抗稀释的作用。
对溶液稀释过程pH变化的控制
pH pH
7
6
a)
HCl
5
4
分析化学第3章缓冲溶液
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。
甲基橙
+
N
(CH3)2
H NN
(CH3)2
SO3-
OHH+
N
pKa = 3.4
酚酞
HO
OH
C OH COO-
O OH-
H+ pKa = 9.1
NN
SO3-
OC
COO-
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围
作用原理 HIn
酸色
3.4 缓冲溶液 buffer solution
3.4.1 缓冲溶液的定义与种类 3.4.2 缓冲溶液的pH计算 3.4.3 缓冲容量、缓冲指数、及有效缓冲范围 3.4.4 缓冲溶液的选择 3.4.5 标准缓冲溶液
讨论
3.4.1 缓冲溶液的定义与种类
定义 分类
缓冲溶液是指具有稳定某种性质的溶液体系。
（pKa = 9.25） 2.303c NH3 NH4
题解 = 0.043 mol·L-1
例3 用0.02000 mol L-1 EDTA滴定25.00mL浓度为0.02000 mol L-1 的Zn2+溶液，欲加入10 mL pH = 5.0 HAc-NaAc缓冲 溶液（pKa = 4.74），为使滴定前后的pH改变不超过0.3 个单位，应配制总浓度为多大的缓冲溶液？
0 2 4 6 8 10 12 14 pH
H3PO4 pKa1 = 2.16， pKa2 = 7.21 , pKa3 = 12.32
问题：如何配制全域pH缓冲溶液(系列）？
缓冲溶液的计算
欲将pH值控制在某个范围内（△pH），缓冲溶液所能 容纳外加的强酸或强碱的浓度（△a或△b）的计算：b[A]2 Nhomakorabea10
pH及缓冲溶液(pH and Buffer solution).
由於變色的pH值範圍大，故所以示劑只能 給予一約略之pH值。
pH meter
pH meter是測量一由參考電極、待測試溶 液及一對H+敏感的玻璃電極間所形成的集 中電池的e.m.f (electron motive force)的儀 器。
依溶液之pH值產生一電位差而這電差的變 化並不受鹽、蛋白質、氧化劑或還原劑的 影響，故可測量的溶液種類可以很廣。
pOH=5.12
pH = 14 -5.12 =8.8
= 4.76 + 0.097 = 4.86
當我們加入1ml 0.1mol/l的HCl進入上述溶液中時
[CH3COOH] = (4/10) x 0.1 + ( 1/10) x 0.1 = 0.05 mol/l [CH3COO- ] = (5/10) x 0.1 - (1/10) x 0.1 = 0.04 mol/l pKa (Acetic Acid at 25oC ) = 4.76 pH = 4.76 + log (0.04/0.05) = 4.66 pH值的變化為0.2
(﹝ HA ﹞若精算的話=0.1 x 36/40)
pH = -log10-2.88 = 2.88
單一鹼性物質解離之 pH計算
A- + H2O -x
﹝HA﹞﹝ OH -﹞
Kb =
10-14+4.76 ﹝ A- ﹞﹝ H2O﹞
HA + OH +x +x
X2 =
0.1
X =(10-9.23 ‧10-1)1/2=10-5.12
線。 能以pH meter (酸鹼測定儀) 作出二質子酸的滴定曲線
並可求出該酸的pKa1、pKa2。
酸鹼物質與緩衝溶液
pH meter
pH meter是測量一由參考電極、待測試溶 液及一對H+敏感的玻璃電極間所形成的集 中電池的e.m.f (electron motive force)的儀 器。
依溶液之pH值產生一電位差而這電差的變 化並不受鹽、蛋白質、氧化劑或還原劑的 影響，故可測量的溶液種類可以很廣。
pOH=5.12
pH = 14 -5.12 =8.8
= 4.76 + 0.097 = 4.86
當我們加入1ml 0.1mol/l的HCl進入上述溶液中時
[CH3COOH] = (4/10) x 0.1 + ( 1/10) x 0.1 = 0.05 mol/l [CH3COO- ] = (5/10) x 0.1 - (1/10) x 0.1 = 0.04 mol/l pKa (Acetic Acid at 25oC ) = 4.76 pH = 4.76 + log (0.04/0.05) = 4.66 pH值的變化為0.2
(﹝ HA ﹞若精算的話=0.1 x 36/40)
pH = -log10-2.88 = 2.88
單一鹼性物質解離之 pH計算
A- + H2O -x
﹝HA﹞﹝ OH -﹞
Kb =
10-14+4.76 ﹝ A- ﹞﹝ H2O﹞
HA + OH +x +x
X2 =
0.1
X =(10-9.23 ‧10-1)1/2=10-5.12
線。 能以pH meter (酸鹼測定儀) 作出二質子酸的滴定曲線
並可求出該酸的pKa1、pKa2。
酸鹼物質與緩衝溶液
缓冲溶液
缓冲溶液的pH
• 缓冲溶液 缓冲溶液的pH可以用亨德森-哈塞尔巴尔赫方程来估算。 以弱酸HA为例，HA的解离常数被定义为： • 取对数后可得到： • 即亨德森-哈塞尔巴尔赫方程。式中HA指缓冲对组分中 的弱酸，A^-指其共轭碱。显然由此式可知，当组分中 酸性物质与碱性物质浓度相等时（此时称作halfneutralization），溶液,pH=pKa。所以一般配制缓冲溶液 缓冲溶液 时常选取pKa与溶液要控制的pH值相近的弱酸。但由于 离子强度的影响，缓冲溶液 缓冲溶液的pH与理论值稍有不同。如 缓冲溶液 两种在组分浓度相同的磷酸氢二钠-磷酸二氢钠缓冲溶 缓冲溶 液的pH是7.4（磷酸pKa2=7.96）。 • 用两种或两种以上调节范围相互重叠的缓冲物质配制的 缓冲溶液可以获得更大的缓冲范围。 缓冲溶液
缓冲溶液的应用
• 缓冲溶液 缓冲溶液有许多用途，例如人体血液中含 有磷酸二氢根-磷酸氢根、碳酸-碳酸氢钠等 多对缓冲对，维持血液的pH在7.35至7.45之 间，以维持酶的活性。 • 在工业上，缓冲溶液 缓冲溶液常被用于调节染料的 缓冲溶液 pH。缓冲溶液 缓冲溶液还可以被用于pH计的校正 。 缓冲溶液
• 缓冲溶液是为了控制反应体系的pH，保证 反应正常进行的一个重要条件。 • 缓冲溶液中保持pH不变的作用称为缓冲作 用，缓冲作用的原理与同离子效应有密切 的联系。利用同离子效应，缓冲溶液就能 在一定范围内抵抗少量强酸、强碱和较多 水的稀释，而保持pH的基本不变。 • 缓冲溶液中发挥作用的弱酸和弱酸盐（或 弱碱和弱碱盐）称为缓冲对。缓冲对的浓 度越大，加入强酸或强碱时其浓度值及浓 度比值越小缓冲溶液的体系将被破坏。所 以说缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲 容量越大。
常见缓冲溶液
成分 盐酸—柠檬酸钠 柠檬酸—柠檬酸钠 乙酸—乙酸钠 K2HPO4—KH2PO 4 Na2HPO4—NaH2PO4 硼酸—氢氧化钠 1—5 2.6—5.6 3.7—5.6 5.8—8 6—7.5 9.2—11 pH调节范围 调节范围
缓冲溶液(Buffer solutions)剖析
Upon addition of 100 ml of HCl 1 M :
[CH3CO2H] = (1 + 0.1) / 1.1 = 1.0 M and [CH3CO2-] = (0.3 - 0.1) / 1.1 = 0.18 M pH = 4.76 + log (0.18 / 1) = 4.02
Upon addition of 100 ml of NaOH 1 M :
• Example :
A weak acid and its conjugate base
CH3CO2H / CH3CO2- (pH=4.76) We can change the pH of the buffer solution by changing the ratio of acid to salt.
[CH3CO2H] = (1 - 0.1) / 1.1 = 0.82 M [CH3CO2-] = (0.3 + 0.1) / 1.1 = 0.36 M
pH = 4.76 + lg (0.36 / 0.82) = 4.40
One liter of neutral water
Upon addition of 100 ml of HCl 1 M : [H3O+] = 1 / 1.1 = 0.091 M pH = -log (0.091)= 1.04
buffers are also important in industry.
Thank you！
chloride; ❖ enough hydroxide ions to make the solution
basic.
Adding an acid to this buffer solution
[CH3CO2H] = (1 + 0.1) / 1.1 = 1.0 M and [CH3CO2-] = (0.3 - 0.1) / 1.1 = 0.18 M pH = 4.76 + log (0.18 / 1) = 4.02
Upon addition of 100 ml of NaOH 1 M :
• Example :
A weak acid and its conjugate base
CH3CO2H / CH3CO2- (pH=4.76) We can change the pH of the buffer solution by changing the ratio of acid to salt.
[CH3CO2H] = (1 - 0.1) / 1.1 = 0.82 M [CH3CO2-] = (0.3 + 0.1) / 1.1 = 0.36 M
pH = 4.76 + lg (0.36 / 0.82) = 4.40
One liter of neutral water
Upon addition of 100 ml of HCl 1 M : [H3O+] = 1 / 1.1 = 0.091 M pH = -log (0.091)= 1.04
buffers are also important in industry.
Thank you！
chloride; ❖ enough hydroxide ions to make the solution
basic.
Adding an acid to this buffer solution
缓冲溶液双语buffer solution
NaH2PO4——Na2HPO4
7.35～7.45
H 2CO3 H HCO
3
Which direction of the balance will shift to? acidic materials H+ increase shift to the left
How does the body to adjust the products? H2CO3 increase HCO3- decrease
fibre
main source of alkaline matter
The blood pH must maintain ranging from 7.35~7.45.
人体血液必须保持在pH值为7.35~7.45之间。
alkalescence 弱碱性 acid-base balance
酸碱平衡
Research has found that the metabolite of fruits
and vegetables are alkaline matters.
研究证明：蔬果在人体内的代谢终产物是碱性物质。
If everyone will fall ill from eating acidic food?
The acid metabolite is more than alkalines in the human body. 人体内酸性代谢产物比碱性代谢产物更多。
Next:
How to prepare a buffer solution?
alkalosis
buffer capacity 缓冲容量
If the foreign is outside of the buffer capacity,
最新医用基础化学第四章缓冲体系幻灯片
β= d n a ( b ) =2.303×[HB][B-]/c总 V dpH
将式(4.8)右边分子、分母同乘c总＝[HB]+[B-]， 得：
2 .3[ 0 H [H ] 3 [ B ] B B ] [H [] B [ B ]B ] [H ] [ B B ]
2 .3[ 0 H [H ] 3 [ B ] B B ] [H [] B [ B ]B ] [H ] [ B B ]
1.pH值取决于Ka
及缓冲比，而且与
原始公式
pHpKalg[[共 共轭 轭酸 碱]]
温度有关 2.同一缓冲系,pKa值
一定。改变缓冲比，
第一种表达形式 pHpKalgc共轭碱 c共轭酸
第二种表达形式 pHpKalgnB nHB
则pH值不同，当缓冲 比＝1时, pH=pKa
3.解释了缓冲溶液抗稀 释的原因，加水稀释时, 物质量比不变。但 大量
缓冲溶液总浓度和缓冲比是影响缓冲容量的两个重要因素 （1）缓冲比一定时，总浓度越大，缓冲容量越大 （2）当c总一定时,缓冲比越偏离1时， β越小；当缓冲
比＝1时， β最大
总浓度一定时，缓冲比为 1时, 缓冲容量最大。
最 大 2 .3 01 1 3 1 1 11 c总 0 .5c7 总6
三、 缓冲范围 当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比愈接近1，
缓冲容量作为缓冲能力大
d n a ( b ) 小的尺度。 β = V dpH β越大，缓冲能力越强；
β 越小，缓冲能力越弱。
β的单位为mol•L-1•pH-1
二、影响缓冲容量的 因素 总浓度和缓冲比
是影响缓冲容量的两个重要因素
可导出缓冲容量与缓冲溶液的总浓度 c总=[HB]+[B-] 及[B-]、[HB]的关系
将式(4.8)右边分子、分母同乘c总＝[HB]+[B-]， 得：
2 .3[ 0 H [H ] 3 [ B ] B B ] [H [] B [ B ]B ] [H ] [ B B ]
2 .3[ 0 H [H ] 3 [ B ] B B ] [H [] B [ B ]B ] [H ] [ B B ]
1.pH值取决于Ka
及缓冲比，而且与
原始公式
pHpKalg[[共 共轭 轭酸 碱]]
温度有关 2.同一缓冲系,pKa值
一定。改变缓冲比，
第一种表达形式 pHpKalgc共轭碱 c共轭酸
第二种表达形式 pHpKalgnB nHB
则pH值不同，当缓冲 比＝1时, pH=pKa
3.解释了缓冲溶液抗稀 释的原因，加水稀释时, 物质量比不变。但 大量
缓冲溶液总浓度和缓冲比是影响缓冲容量的两个重要因素 （1）缓冲比一定时，总浓度越大，缓冲容量越大 （2）当c总一定时,缓冲比越偏离1时， β越小；当缓冲
比＝1时， β最大
总浓度一定时，缓冲比为 1时, 缓冲容量最大。
最 大 2 .3 01 1 3 1 1 11 c总 0 .5c7 总6
三、 缓冲范围 当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比愈接近1，
缓冲容量作为缓冲能力大
d n a ( b ) 小的尺度。 β = V dpH β越大，缓冲能力越强；
β 越小，缓冲能力越弱。
β的单位为mol•L-1•pH-1
二、影响缓冲容量的 因素 总浓度和缓冲比
是影响缓冲容量的两个重要因素
可导出缓冲容量与缓冲溶液的总浓度 c总=[HB]+[B-] 及[B-]、[HB]的关系
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）
新缓冲溶液课件修4
• 思考： • （1）1L 0.2mol/L的H2CO3，加入0.1mol 的NaOH固体，溶解后混合液是否是缓冲溶 液？ • （2）1L 0.2mol/L的NH3，加入1L 0.2mol/L的HCl，混合后混合液是否是缓冲 溶液？
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溶液。 如: 弱酸(过量) + 强碱：HAc(过量) + NaOH
(三)多元酸碱的共轭酸碱对：
如：NaHCO3－Na2CO3；NaH2PO4－Na2HPO4
二 缓冲溶液的缓冲机制 (Buffer Mechanism)
1. 抗酸机制
NaAc
Anti-Acid Mechenism
Na
+
+
HAc(大量) HCl (少量) H+ ＋ Ac-(大量) H+
2. 抗碱机制
弱碱(过量) + 强酸：NaAc(过量) + HCl 实际上,形成的仍然是共轭酸碱对的两种 物质。
第二节 缓冲溶液pH值的计算
以弱酸HA及其共轭碱NaA组成的缓冲溶液为例
NaA
Na+ + A-
HA
初始 cA 平衡 cA- [H+ ]
H+ + AcB [H+ ]
cB+ [H+ ]
[H ](c B [H ]) Ka c A - [H ]
(3)nB =100×0.2+10×0.1 =21mmol nA =100×0.10-10×0.10 =9mmol
21 pH=4.75+lg =5.12 9
•一升HAc-NaAc缓冲溶液中含有 0.10mol HAc和0.20mol NaAc(pKa=4.75) (4)向100ml该缓冲溶液中加入 100ml水后,溶液的pH值?
Chapter 4 Buffer Solution缓冲溶液
加入1滴 (0.05ml) 1mol·dm-3 HCl 50 ml 纯水 pH =7
加入1 滴 (0.05ml) 1mol·dm-3 NaOH
pH = 3
pH = 11
50 mLHAc—NaAc [c(HAc) = c(NaAc) =0.10mol·dm-3] pH = 4.74
pH = 4.73
How Buffers Work
We'll take a mixture of HAc and NaAc as typical
HAc + H2O
H3
O+ +
Ac
-
Adding an acid to this buffer solution:
The buffer solution must remove most of the new hydrogen ions otherwise the pH would drop markedly.
pH计算公式
c(共轭碱） pH = pKa + lg c(共轭酸）
推荐公式
例
用0.08mol/L HAc和0.2mol/L NaAc等体积混 合配制成缓冲溶液。求: 此缓冲液的pH。 若取该缓冲液一升，分别加入0.01mol HCl 和0.01mol NaOH，请分别计算此缓冲溶液 pH的改变值。（已知:pKa=4.75）
例 欲配制pH=9.20, C(NH3·H2O) =1.0 mol/dm3 的缓冲溶液500 cm3，问如何用浓NH3·H2O 溶液和固体NH4Cl 配制 ？ Kb = 1.77 × 10－5 浓NH3·H2O 为15 mol/dm3
解： pH=9.20， 则 pOH = 4.80, [OH–] = 1.6 × 10－5 mol/dm3 ， [NH3·H2O ]/[NH4+]= [OH–] /Kb = 1.6 × 10－5/1.77 × 10－5 = 0.90 若 [NH3·H2O ] = 1.0 mol/dm3 则 [NH4Cl] = 1.0 / 0.90 = 1.1 mol/dm3 配制500 cm3（0.50 dm3)溶液，应称取固体NH4Cl 0.50 × 1.1 × 53.5 = 29 克 浓NH3·H2O 为15 mol/dm3 , 所需体积 V (NH3·H2O) = 1.0 × 500 / 15 = 33 cm3 配制方法：称29克NH4Cl固体，溶于少量水中，加入33 cm3浓NH3·H2O 溶液，然后加水至500 cm3。
医学检验中缓冲溶液的组成及作用原理-医学检验论文-基础医学论文-医学论文
医学检验中缓冲溶液的组成及作用原理-医学检验论文-基础医学论文-医学论文——文章均为WORD文档，下载后可直接编辑使用亦可打印——缓冲溶液在临有着广泛的应用。
如微生物的培养、组织切片的染色、血液的保存、药液的配制等都需要在稳定的酸碱条件下进行。
酸碱度一旦超出所需范围，就会导致实验失败，造成严重不良后果。
因此选择适当的缓冲溶液，对保持溶液酸碱度的相对稳定，在生化、药理和病理等实验中至关重要。
1.缓冲溶液及缓冲作用纯水在25℃时pH为7.0，但只要与空气接触一段时间后，因为一部分水与CO2反应生成了碳酸，而使PH值降到5.5左右。
或者在纯水中加入少量的强酸或强碱，pH值也会发生显着的变化。
但是也有些溶液加入少量强酸强碱，pH值基本保持不变。
如在1L含0.1molHAc和0.1molNaAc溶液中，加入0.1mol强酸（HCl）或0.1mol强碱（NaOH)溶液后，pH值基本保持不变。
这种能够抵抗外加少量强酸或强碱，而保持其pH值基本不变的溶液称为缓冲溶液。
缓冲溶液对强酸或强碱的抵抗作用称为缓冲作用。
2.缓冲溶液的组成缓冲溶液一般由两种物质组成，一种是物质是抵抗外加强酸，一种物质是抵抗外加强碱，这两种物质组成我们常说的缓冲对，常见的缓冲溶液有以下几种组成形式：(1)弱酸及其盐。
例如：HAc（酸）NaAc（碱）、H2CO3（酸）NaHCO3（碱）、H3PO4（酸）NaH2PO4（碱）、H3BO4（酸）Na2B4O7（碱）、巴比妥（酸）巴比妥钠（碱）、H2C8H4O4KHC8H4O4（邻苯二甲酸邻苯二甲酸氢钾）等。
(2)弱碱及其盐。
例如：NH3（弱碱）NH4CL（盐）、CH3NH2（弱碱）CH3NH2CL（盐）、Tris（弱碱）HCL（强酸），是由弱碱三羟甲基氨基甲烷[（HOCH2)3CNH2]和三羟甲基氨基甲烷与盐酸反应生成的盐（[HOCH2)3CNH2.HCL]等。
(3)酸式盐及其次级盐。
例如：NaH2PO4（酸式盐）Na2HPO4（酸式盐）、NaHCO3（酸式盐）Na2CO3（强碱弱酸盐）、KH2PO4（酸式盐）K2HPO4（酸式盐）等。
缓冲溶液PPT课件
但缓冲溶液的缓冲作用不是无限的。
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
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
第三章缓冲溶液
溶液的pH改变很小。若用少量纯水稀释,亦有类似现象, 即溶液的pH保持基本不变。
结论：HAc-NaAc的混合溶液具有抵抗外来少 量强酸、强碱或 稍加稀释而保持溶液pH基本
不变的能力。
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。
缓冲作用(buffer action)：
c(B ) [B ] pK a lg pH pK a lg c( HB ) [HB]
* * *
c(共轭碱 ) pK a lg c(共轭酸)
(3.2)
若缓冲溶液的体积以V 表示，则
n(B ) c(B ) V
n( HB ) c(HB ) V
n(B ) 式(3.2)可改写为: pH pK a lg n( HB ) [B - ] c(B ) n(B ) 缓冲比： [HB] c( HB ) n( HB )
分析：β＝2.303×[B-][HB]/c总 c总 ＝[B-]+[HB]
[B ] [B ] pH pK a lg 4.45 4.76 lg [HB] [HB]
[B ] lg 0.31 1.69 [HB]
[B ] 0.50 [HB]
[B-]＝0.033 mol· -1 L
组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种物质合称 为缓冲系(buffer system)或缓冲对(buffer pair)。
HAc-NaAc ； NH3-NH4Cl
一些常见的缓冲系列在表3-1中（P55）
二、缓冲机制* 以HAc-NaAc缓冲系为例: 大量 HAc + H2O H3O+ + Ac-
缓冲溶液
缓冲溶液一、缓冲溶液与缓冲作用原理（一）缓冲作用与缓冲溶液纯水在25℃时PH值为7.0，但只要与空气接触一段时间，因为吸收二氧化碳而使PH值降到5.5左右。
1滴浓盐酸（约12.4mol·L-1）加入1升纯水中，可使[H＋]增加5000倍左右（由1.0×10-7增至5×10-4mol·L-1），若将1滴氢氧化钠溶液（12.4mol·L-1）加到1升纯水中，PH变化也有3个单位。
可见纯水的PH值因加入少量的强酸或强碱而发生很大变化。
然而，1滴浓盐酸加入到1升HOAc-NaOAc混合溶液或NaH2PO4-Na2HPO4混合溶液中，[H+]的增加不到百分之一（从1.00×10-7增至1.01×10-7mol·L-1）,PH 值没有明显变化.这种能对抗外来少量强酸/强碱或稍加稀释不引起溶液PH值发生明显变化的作用叫做缓冲作用;具有缓冲作用的溶液,叫做缓冲溶液。
（二）缓冲溶液的组成缓冲溶液由足够浓度的共轭酸碱对组成。
其中，能对抗外来强碱的称为共轭酸，能对抗外来强酸的称为共轭碱，这一对共轭酸碱通常称为缓冲对、缓冲剂或缓冲系，常见的缓冲对主要有三种类型。
1．弱酸及其对应的盐例如，HOAc-NaOAc（实际上是OAc-）；H2CO3-NaHCO3；H2C8H4O4-KHC8H4O4（邻苯二甲酸-邻苯二甲酸氢钾）；H3BO3-Na2B4O7（四硼酸钠水解后产生H2BO-3）。
2．多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐，例如，NaHCO3-Na2CO3；NaH2PO4-Na2HPO4；NaH2C5HO7（柠檬酸二氢钠）-Na2HC6H5O7；KHC8H4O4-K2C8H4O4。
3．弱碱及其对应的盐例如NH3-NH+4CL-；RNH2-RNH+3A-（伯胺及其盐）；Tris-TrisH+A-（三羟甲基烷及其盐）。
（三）缓冲溶液的作用原理现以HOAc-NaOAc缓冲溶液为例，说明缓冲溶液之所以能抵抗少量强酸或强碱使PH稳定的原理。
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acidic.
Adding an acid to this buffer solution
The buffer solution must remove most of the new hydrogen ions, otherwise the pH would drop markedly.
Since most of the new hydrogen ions are removed, the pH won’t change very much ——but because of the equilibrium involved, it will fall a little bit.
• A basic buffer solution has a pH greater than 7. Basic buffer solutions are commonly made from a weak base and one of its salts.
• Example:
A weak base and its conjugate acid
• Example :
A weak acid and its conjugate base
CH3CO2H / CH3CO2- (pH=4.76) We can change the pH of the buffer solution by changing the ratio of acid to salt.
A buff changes in pH when small amounts of acid or base are added to it and its pH is not affected by dilution.
❖ Removal of the hydrogen ions by reacting with hydroxide ions
Acidic buffer solutions
Basic buffer solutions
Acidic buffer solutions
Example:a mixture of acetic acid and sodium acetate
contains these important things: ❖ lots of un-ionised acetic acid; ❖ lots of acetate ions from the sodium acetate; ❖ enough hydrogen ions to make the solution
chloride; ❖ enough hydroxide ions to make the solution
basic.
Adding an acid to this buffer solution
❖ Removal by reacting with ammonia
Most, but not all, of the hydrogen ions will be removed. The ammonium ion is weakly acidic, and so some of the hydrogen ions will be released again.
Buffer solutions
outline
1 Definition 2 Classification 3 How buffers work 4 Buffer calculations 5 Preparation a buffer solution 6 Uses of the buffers
➢ Acidic buffer solutions ➢ Basic buffer solutions
• An acidic buffer solution is simply one which has a pH less than 7. Acidic buffer solutions are commonly made from a weak acid and one of its salts - often a sodium salt.
❖ Removal of the hydroxide ions by reacting with hydrogen ions
Basic buffer solutions
Example:a mixture of ammonia and ammonium chloride solutions
contains these important things: ❖ lots of unreacted ammonia; ❖ lots of ammonium ions from the ammonium
Adding a base to this buffer solution
❖ Removal by reacting with acetic acid
Because most of the new hydroxide ions are removed, the pH doesn't increase very much.
NH3 / NH4+ (pH=9.25) We also can change the pH of the buffer solution by changing the ratio of base to salt.
❖ A buffer solution has to contain things which will remove any hydrogen ions or hydroxide ions that you might add to it otherwise the pH will change. Acidic and basic buffer solutions achieve this in different ways.
Adding an acid to this buffer solution
The buffer solution must remove most of the new hydrogen ions, otherwise the pH would drop markedly.
Since most of the new hydrogen ions are removed, the pH won’t change very much ——but because of the equilibrium involved, it will fall a little bit.
• A basic buffer solution has a pH greater than 7. Basic buffer solutions are commonly made from a weak base and one of its salts.
• Example:
A weak base and its conjugate acid
• Example :
A weak acid and its conjugate base
CH3CO2H / CH3CO2- (pH=4.76) We can change the pH of the buffer solution by changing the ratio of acid to salt.
A buff changes in pH when small amounts of acid or base are added to it and its pH is not affected by dilution.
❖ Removal of the hydrogen ions by reacting with hydroxide ions
Acidic buffer solutions
Basic buffer solutions
Acidic buffer solutions
Example:a mixture of acetic acid and sodium acetate
contains these important things: ❖ lots of un-ionised acetic acid; ❖ lots of acetate ions from the sodium acetate; ❖ enough hydrogen ions to make the solution
chloride; ❖ enough hydroxide ions to make the solution
basic.
Adding an acid to this buffer solution
❖ Removal by reacting with ammonia
Most, but not all, of the hydrogen ions will be removed. The ammonium ion is weakly acidic, and so some of the hydrogen ions will be released again.
Buffer solutions
outline
1 Definition 2 Classification 3 How buffers work 4 Buffer calculations 5 Preparation a buffer solution 6 Uses of the buffers
➢ Acidic buffer solutions ➢ Basic buffer solutions
• An acidic buffer solution is simply one which has a pH less than 7. Acidic buffer solutions are commonly made from a weak acid and one of its salts - often a sodium salt.
❖ Removal of the hydroxide ions by reacting with hydrogen ions
Basic buffer solutions
Example:a mixture of ammonia and ammonium chloride solutions
contains these important things: ❖ lots of unreacted ammonia; ❖ lots of ammonium ions from the ammonium
Adding a base to this buffer solution
❖ Removal by reacting with acetic acid
Because most of the new hydroxide ions are removed, the pH doesn't increase very much.
NH3 / NH4+ (pH=9.25) We also can change the pH of the buffer solution by changing the ratio of base to salt.
❖ A buffer solution has to contain things which will remove any hydrogen ions or hydroxide ions that you might add to it otherwise the pH will change. Acidic and basic buffer solutions achieve this in different ways.