缓冲溶液讲解
缓冲溶液的名词解释
缓冲溶液的名词解释在中性盐溶液中，强酸和强碱的混合物叫做缓冲溶液。
根据酸和碱性质不同，缓冲溶液可分为酸性、中性和碱性三种。
酸性缓冲溶液是指弱酸(或弱碱)和弱碱(或弱酸)的混合物，其酸性或碱性的强弱由其相对分子质量决定;中性缓冲溶液是指弱酸(或弱碱)和强碱的混合物，其酸性或碱性的强弱由其相对分子质量决定。
正在水生动物中，最普通的缓冲剂是磷酸盐，如有人工缓冲溶液或磷酸氢二钠等。
缓冲溶液又称为“酸碱指示剂”。
这类溶液可以通过离子浓度的改变来指示缓冲范围的大小，从而判断该缓冲体系的稳定性。
为什么缓冲溶液能保持pH不变呢?其原因有：一是由于一般在较小的pH范围内，多数缓冲对中的酸、碱及弱酸、弱碱间的相互影响都比较缓和。
二是各缓冲对之间，即使有微小的pH差别，它们对缓冲范围的贡献也是很小的。
组成缓冲溶液的化学物质除了常用的弱酸、弱碱、无机盐以外，还可以用少量其他物质代替，例如有人曾用二元醇的磷酸酯、蛋白质和磷酸的混合物、纤维素衍生物和二氯甲烷等制成简单的缓冲溶液，并研究了它们的缓冲能力。
实验表明，磷酸氢二钠等能使溶液pH值在4.0~4.5之间变动。
因此，从上述可以看出，缓冲溶液是指pH值保持不变的溶液。
大多数有机化合物能与强酸作用而使其氧化能力降低，但有的能增强强酸的氧化性。
同样，多数有机化合物也能使强碱溶液的pH值升高，而使其氧化性降低。
强酸、强碱和多数有机化合物都可以作为缓冲溶液的基本组成成分。
但是，某些酸或碱的浓度过大时，它们对pH的缓冲作用就会减弱甚至完全消失。
例如，当稀盐酸浓度超过1%(pH=3)时，大部分有机酸便失去缓冲能力。
又如碳酸钠Na2CO3溶液pH为8.9，而浓度增加到12%时，缓冲范围就缩小到pH=6。
反应进行到一定程度后，强酸强碱盐类的缓冲能力就会急剧下降，甚至完全丧失。
如乙酸在碱性介质中缓冲能力大大增强，但在酸性介质中则被破坏。
这说明缓冲溶液的选择必须适宜。
目前已知一些常见的弱酸弱碱盐类不能用作缓冲溶液，例如磷酸三氢二钠、焦磷酸二氢二钠等。
举例说明缓冲溶液的作用原理。
举例说明缓冲溶液的作用原理。
1. 缓冲溶液的基本概念哎呀，大家肯定对化学这门学科有过一定的了解，尤其是那些调皮捣蛋的酸碱反应，对吧？不过别担心，今天咱们就来聊聊一个化学界的小明星——缓冲溶液。
它可不是那种跑到学校去拯救世界的超级英雄，而是化学实验室里默默无闻的幕后英雄。
缓冲溶液的作用就像是给咱们的酸碱环境打了一个“小护盾”，无论酸性还是碱性，它都能稳稳地把环境保持在一个相对稳定的范围里。
1.1 缓冲溶液的基本构成好啦，缓冲溶液是什么呢？其实它就是一种特别的溶液，里面不仅有酸还有它的“好朋友”——它的共轭碱。
简单来说，缓冲溶液通常是由一个弱酸和它的盐组成的，或者一个弱碱和它的盐组成的。
就像你吃饭时，菜有咸有淡，不会全都咸，也不会全都淡，这样才能保证味道刚刚好。
缓冲溶液也是如此，它能维持一个相对稳定的pH值，让我们的溶液不会因为一点点酸碱变化而“翻天覆地”。
1.2 缓冲溶液的工作原理缓冲溶液是怎么工作的呢？让我们来举个例子。
想象一下你有一个超级敏感的电子设备，如果电压波动太大，它就会“罢工”。
缓冲溶液就是这么个“稳定器”，它可以吸收酸性或碱性的冲击。
假如你往缓冲溶液里加了一点酸，它会和缓冲溶液中的共轭碱发生反应，把这些额外的酸中和掉。
相反，假如你加了碱，它就会和缓冲溶液中的弱酸反应，将多余的碱中和掉。
这样一来，pH值就不会剧烈波动了。
2. 缓冲溶液的实际应用说到实际应用，缓冲溶液简直是化学界的“万金油”。
它的应用范围广泛到让人咋舌，无论是实验室的酸碱滴定，还是医学领域的药物调配，缓冲溶液都大显身手。
你要是去过实验室，就会发现无论是做酸碱滴定，还是进行其他的化学反应，缓冲溶液都是“万中无一”的好帮手。
它能有效防止实验过程中pH值的剧烈变化，让实验结果更加可靠。
2.1 实验室中的应用在实验室里，咱们经常用到缓冲溶液来维持酸碱平衡。
比如说在做酸碱中和反应的时候，缓冲溶液能帮助我们保持溶液的pH值不变，这样才能确保反应的准确性。
缓冲溶液的原理与应用
缓冲溶液的原理与应用缓冲溶液是指能够在一定范围内维持溶液pH值相对稳定的溶液。
它由弱酸和其共轭碱或弱碱和其共轭酸组成，能够抵抗外界酸碱的加入而使溶液的pH值变化较小。
缓冲溶液在生物化学、分析化学、制药工业等领域有着广泛的应用。
本文将介绍缓冲溶液的原理、制备方法以及应用。
一、缓冲溶液的原理缓冲溶液的原理基于酸碱中和反应。
当弱酸和其共轭碱存在于溶液中时，它们会发生如下反应：HA + H2O ⇌ H3O+ + A-其中，HA代表弱酸，A-代表共轭碱。
当外界酸或碱加入溶液时，会改变溶液中的H3O+和A-的浓度，从而使反应向左或向右移动，维持溶液的pH值相对稳定。
二、缓冲溶液的制备方法1. 酸碱配对法：选择一个弱酸和其共轭碱，使它们的pKa值相近，按一定比例混合制备缓冲溶液。
例如，用醋酸和乙酸钠制备醋酸缓冲溶液。
2. 离子配对法：选择一个弱酸或弱碱和其盐酸或盐碱，使它们的离子浓度相等，按一定比例混合制备缓冲溶液。
例如，用氨水和氯化铵制备氨水缓冲溶液。
三、缓冲溶液的应用1. 生物化学实验中的应用：生物体内许多酶的活性与pH值密切相关，缓冲溶液可以维持生物体内的酶活性。
例如，在酶催化反应中，使用缓冲溶液可以保持反应体系的pH值稳定，确保酶的最佳活性。
2. 分析化学实验中的应用：许多分析化学方法需要在特定的pH条件下进行，缓冲溶液可以提供稳定的pH环境。
例如，在酸碱滴定中，使用缓冲溶液可以减小滴定过程中pH值的变化，提高滴定的准确性。
3. 制药工业中的应用：药物的稳定性与pH值密切相关，缓冲溶液可以维持药物的稳定性。
例如，在药物制剂中，使用缓冲溶液可以保持药物的pH值稳定，延长药物的保质期。
4. 生活中的应用：缓冲溶液也广泛应用于日常生活中。
例如，牙膏中的缓冲溶液可以中和口腔中的酸性物质，保护牙齿健康；洗发水中的缓冲溶液可以调节头皮的pH值，保持头发的健康。
综上所述，缓冲溶液是一种能够维持溶液pH值相对稳定的溶液。
缓冲溶液的概念
缓冲溶液的概念缓冲溶液是指由酸和碱或它们的盐组成的混合物，能够在添加一定量的强酸或强碱时，保持溶液的pH值稳定，不发生明显的变化。
缓冲溶液的作用是在生化、分子生物学、药学等领域中，维持溶液的酸碱度，保证试剂、药物、生物大分子等分子的稳定性，从而提高实验的可重复性和准确性。
在实际应用中，常见的缓冲溶液有磷酸盐缓冲溶液、三甲胺缓冲溶液、乳酸-乳酸盐缓冲溶液等。
缓冲溶液的成分缓冲溶液的成分包括酸与其共轭碱或碱与其共轭酸以及可溶于水的盐，通常用缓冲比例（也称缓冲体系）表示。
缓冲体系的pH取决于缓冲溶液中酸碱浓度比例的大小，即pK值对pH值的影响。
当酸碱浓度比例相等时，pH等于缓冲体系pK 值，因此对于缓冲品的选择，pK值的选择对于实验结果的准确性至关重要。
缓冲溶液的制备缓冲溶液的制备需要考虑到缓冲体系的酸碱物质浓度以及正确的pH值。
一般方法是先称取酸和碱的粉末，分别溶解后调节pH值使其符合所需的缓冲体系要求。
在pH值变化较小时，可以使用通用的pH试纸或PH计进行检测调整。
在重大实验中为确保数据准确可靠，可使用更精确的pH计调整目标pH值。
注意在制备缓冲溶液的过程中，不要向溶液中添加不应含有的离子，否则它可能会影响到实验结果，最坏的情况是导致实验数据无法解释。
缓冲溶液的应用缓冲溶液的作用在许多实验中都非常重要。
例如，酶催化反应可在特定的PH范围内发挥最大的催化活性，生物分子的结构与功能也依赖于酸碱度的控制，药物的吸收、代谢和排泄也受到缓冲条件的影响。
在实验流程设计和实验数据解释的过程中，正确的缓冲溶液使用将保证实验结果的正确性和可重复性。
缓冲溶液的存储和注意事项缓冲溶液的稳定性受到混合物成分、pH值、温度、光照等因素的影响。
一般来说，在室温下进行短期储存不会影响其性质，长期存储则需要根据具体情况选择合适的储存条件。
当使用缓冲溶液时，应避免使用金属器皿，以免发生不必要的反应，同时应注意配制后需要尽快使用，不可用于多次实验或在太长时间内保持在常温下。
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。
缓冲溶液总述
缓冲溶液一、缓冲溶液的定义及意义：缓冲溶液（Buffer solution）是指由弱酸及其共轭碱（或弱碱及其共轭酸）所组成的缓冲对配制的，能够在加入一定量其他物质时减缓pH改变的溶液。
例如，醋酸与醋酸钠的混合溶液就是缓冲溶液。
若加盐酸，pH不会下降太快，因为盐酸会跟醋酸钠反应，生成醋酸。
相反，若加氢氧化钠，pH也不会增加太快，因为氢氧化钠会跟醋酸反应，生成醋酸钠。
在许多化学反应中，缓冲溶液被用于使溶液的pH值保持恒定。
缓冲溶液对生命的产生与进化具有重要意义，因为多数生物都只能在一定pH范围内生长，例如血液就是一种缓冲溶液。
二、缓冲溶液的pH值：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half-neutralization），溶液,pH=p K a。
所以一般配制缓冲溶液时常选取p K a与溶液要控制的pH值相近的弱酸。
但由于离子强度的影响，缓冲溶液的pH与理论值稍有不同。
如两种在组分浓度相同的磷酸氢二钠-磷酸二氢钠缓冲溶液的pH是7.4（磷酸p K a2=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。
三、缓冲溶液的用途：1、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。
2、在工业上，缓冲溶液常被用于调节染料的pH。
缓冲溶液还可以被用于pH 计的校正。
五、生物体系缓冲溶液：。
《缓冲溶液》课件
二、缓冲溶液的组成
缓冲溶液一般由足够浓度、适当比例的 共轭酸碱对的两种物质组成。
根据缓冲溶液的组成不同，可分为两种 类型：
（1）弱酸及其共轭碱 HAc-NaAc NaHCO3-Na2CO3 NaH2PO4-Na2HPO4
（2）弱碱及其共轭酸
NH3·H2O-NH4Cl CH3NH2-CH3NH3+Cl（甲胺） （盐酸甲胺）
缓冲比对β的影响
溶液
Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ V
[Ac-] mol·L-1
0.095 0.09 0.05 0.01 0.005
[HAc] mol·L-1
0.005 0.01 0.05 0.09 0.095
缓冲比
19∶1 9∶1 1∶1 1∶9 1∶19
c总 mol·L-1
0.1
0.1
0.1
0.1
0.1
β mol·L-1·pH-1
pKa(NH4+)＝9.25
pH＝pKa+lg
n(NH n(NH
3
4
) )
＝9.25+lg 0.10mol L1 20ml
0.20mol L1 15ml
＝9.25-0.17＝9.08
例 将20 mL 0.10 mol·L-1 的 H3PO4溶液与 30 mL 0.10 mol·L-1 的 NaOH溶液混合，求所得缓冲溶液的
H3O+ + B-
pH
pKa
lg
[B- ] [HB]
1. Henderson—Hasselbalch方程式
HB + H2O
H3O+ + B-
Ka
[H3O ][B] ，等式两边各取负对数 [HB ]
缓冲溶液的名词解释
缓冲溶液的名词解释缓冲溶液是指能够稳定维持溶液pH值的溶液。
它由弱酸和其共轭碱或者弱碱和其共轭酸组成。
在缓冲溶液中，酸和碱互相中和，有效地抵消了外界外源性酸碱的作用，从而保持了溶液的稳定性。
缓冲溶液具有以下特点：1.能够稳定维持溶液的pH值。
在缓冲溶液中，酸和碱之间的中和反应可以保持溶液酸碱度的稳定，使得溶液的pH变化幅度较小。
2.具有一定的缓冲能力。
缓冲溶液能够吸收或释放一定量的酸或碱，以缓解外界对溶液pH值的影响，使溶液的酸碱度维持在一个相对稳定的范围内。
3.具有一定的容量范围。
缓冲溶液的容量应保证酸碱质量之比在一定范围内，否则溶液会发生明显的pH变化，失去缓冲性能。
4.具有一定的选择性。
缓冲溶液对于不同的酸碱有一定的选择性，即缓冲溶液可以选择性地接收或释放特定的酸或碱。
5.能够在一定温度范围内保持较好的缓冲效果。
温度对缓冲溶液的缓冲性能有一定的影响，通常要在一定温度范围内使用缓冲溶液以保持其缓冲效果。
6.缓冲溶液中的酸碱物质浓度应适中。
缓冲溶液中酸碱物质的浓度过高或过低都会导致缓冲效果不佳。
缓冲溶液在生物化学、生物学、医学、环境科学等领域中有广泛的应用。
在生物体内，细胞内外的生理液体、血液等都是缓冲溶液，能够维持生物体内的酸碱平衡，保证正常的生命活动。
在实验室中，缓冲溶液是一种常用的试剂，用于稳定pH值，保证实验结果的准确性。
在工业生产中，缓冲溶液用于调节反应体系的pH值，控制反应的方向和速率。
缓冲溶液的制备方法有多种。
常用的方法包括混合弱酸和其共轭碱或者弱碱和其共轭酸，控制物质的摩尔比例；以及采用酸、碱盐酸盐或者弱酸盐弱碱盐对组成缓冲溶液的酸碱成分进行中和反应。
总之，缓冲溶液是一种能够稳定维持溶液pH值的溶液，具有一定的缓冲能力和选择性。
它在生物科学、化学分析和工业生产等领域中有着重要的应用。
缓冲溶液名词解释
缓冲溶液名词解释
缓冲溶液是指在一定温度下，当外部酸和碱的作用下，溶液的pH值能够保持相对稳定的溶液系统。
缓冲溶液通常由酸、碱和它们的盐所组成，其中酸和盐能够提供溶液的酸性，碱和盐能够提供溶液的碱性。
缓冲溶液能够抵抗外部酸碱的干扰，保持其pH值在一定范围内，使溶液的酸碱性能够相对稳定。
在缓冲溶液中，酸和碱分子之间发生一系列反应，从而能够吸收或释放H+离子，以保持溶液的pH值相对稳定。
当外部酸性物质加入缓冲溶液时，该物质与缓冲溶液中的碱发生反应，生成盐和水，从而减少溶液的酸性。
当外部碱性物质加入缓冲溶液时，该物质与缓冲溶液中的酸发生反应，生成盐和水，从而减少溶液的碱性。
缓冲溶液在许多实验室技术和生物过程中发挥着重要的作用。
在生物化学实验中，许多生物学分子在特定的pH值下才能够完成特定的反应，因此需要使用缓冲溶液来保持其稳定的pH 值。
在细胞生理学研究中，细胞内外的pH差异对细胞功能的维持至关重要，缓冲溶液可以帮助细胞维持稳定的内外环境。
在药物制剂中，为了保持药物的稳定性和有效性，常常使用缓冲溶液作为药物的溶剂或媒介。
常见的缓冲溶液包括醋酸/醋酸盐缓冲溶液、磷酸/磷酸盐缓冲溶液、碳酸氢盐/碳酸盐缓冲溶液等。
这些缓冲溶液都有特定的pH范围，在不同的实验条件下选择合适的缓冲溶液能够有效地维持溶液的pH值。
总而言之，缓冲溶液是一种能够抵抗外部酸碱干扰，保持溶液pH值稳定的溶液系统。
在实验室技术和生物过程中，缓冲溶液起着重要的作用，能够帮助维持化学反应和生物过程的稳定性。
第四章 缓冲溶液-xie详解
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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
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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
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下一内容
一、缓冲溶液的缓冲作用和组成
简述缓冲溶液的作用
简述缓冲溶液的作用缓冲溶液是指在一定条件下能够保持pH值稳定的溶液。
它在生物化学、分析化学以及生物工程等领域中起着重要的作用。
本文将从缓冲溶液的定义、组成、作用原理、应用以及制备方法等方面进行详细阐述。
一、缓冲溶液的定义缓冲溶液是指当外界加入酸或碱时，能够抵抗溶液pH值的变化，使溶液保持相对稳定的酸碱度。
它由酸性物质（如醋酸）和碱性物质（如醋酸钠）构成。
常见的缓冲溶液有磷酸盐缓冲溶液、醋酸盐缓冲溶液、Tris缓冲溶液等。
二、缓冲溶液的组成缓冲溶液的组成可以分为两部分：酸性物质和碱性物质。
酸性物质能够提供氢离子（H+），而碱性物质则能够接受氢离子。
这样，在加入酸或碱时，酸性物质和碱性物质之间的反应能够抵消外界加入的氢离子或氢氧根离子，从而保持溶液的pH值相对稳定。
三、缓冲溶液的作用原理缓冲溶液的作用原理主要是通过酸碱中和反应来维持溶液的pH值。
当外界加入酸或碱时，其中的氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）会与缓冲溶液中的酸性物质或碱性物质发生反应，形成盐类。
这个反应能够抵消外界加入的氢离子或氢氧根离子，从而保持溶液的pH值相对稳定。
四、缓冲溶液的应用缓冲溶液在生物化学实验中有着广泛的应用。
在酶活性研究中，酶的活性通常与其所处的pH值相关联。
通过使用缓冲溶液可以调整酶反应体系的pH值，从而研究酶在不同pH值下的活性变化。
此外，在细胞培养和生物工程中，缓冲溶液也被广泛应用于维持细胞培养液或发酵液的稳定pH值，以保证生物过程的正常进行。
五、缓冲溶液的制备方法制备缓冲溶液的方法有很多种，下面介绍两种常用方法。
1. 酸碱配对法：选择具有相应酸碱性质的物质进行配对，如醋酸与醋酸钠配对制备醋酸盐缓冲溶液。
按一定比例将酸和碱加入溶液中，搅拌均匀即可。
2. 混合酸性和碱性物质法：选择既有酸性又有碱性的物质，按一定比例加入溶液中进行混合。
例如，将磷酸盐和盐酸按一定比例加入溶液中，搅拌均匀即可制备磷酸盐缓冲溶液。
六、总结缓冲溶液在生物化学、分析化学以及生物工程等领域中起着非常重要的作用。
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。
无机及分析化学课件第三节缓冲溶液讲解
简化：当溶液pH＜6时，忽略[OH-]
ca [H ] [H ] K a cb [H ]
…………….(7)近似式
当溶液pH＞8，忽略[H+]
ca [OH ] [H ] K a cb [OH ]
……………..(8)近似式
对⑦ 当ca ＞20 [H+] cb ＞20 [H+] 对⑧ 当ca ＞20 [OH-] cb ＞20 [OH-]
解：因为要求溶液中HAc浓度为0.20mol/L，所以 需要2.0mol/L的HAc溶液的量为：
0.20mol/L 1000mL 100mL 2.0mol/L
nHA 0.20mol/L 1L pH pK a log 4.74 log 5.00 n x A log( x) 5.00 4.74 log(0.20) -0.439 x 0.36mol
加入0.05mL1.0mol/L NaOH:
0.10 50 1.0 0.05 [Ac ] 50 0.05
[HAc]
0.10 50 1.0 0.05 50 0.05
[Ac ] 0.1 50 0.051.0 pH pK a lg 4.74 lg 4.75 [HAc] 0.1 50 0.051.0
3. 缓冲溶液的重要作用
⑴、一般缓冲溶液的主要作用就是控制溶液的pH值。 ⑵、标准缓冲溶液是测定溶液pH值时作为参照标准。
二 、缓冲溶液pH值的计算
1、普通缓冲溶液pH值的计算 设缓冲溶液HA—NaA , 浓度分别为ca 、cb _ + HA H + A
MBE: [Na+] = cb ……………………………(1) [HA] + [A-] =ca + cb…………………(2)
缓冲液(精讲)
1、缓冲溶液作用原理和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、缓冲溶液的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，但假设加入酸，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。
•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，不能无视离子间的作用。
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。
不管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。
PBS磷酸盐缓冲液〔简称PBS〕的是常用的用于生物学研究的一个缓冲溶液。
它是一种水基盐溶液中含有氯化钠，磷酸盐，以及〔在某些配方〕氯化钾和磷酸钾。
第五节 缓冲溶液.
比值=1，ca = cs，cb = cs
能力最好，对H+、OH―有同等能力。
12
B、比值<1，则：
ca < cs — 抗H+能力较大； cb < cs — 抗碱能力较好。 C、比值>1，则：
ca > cs — 抗碱能力较大； cb > cs — 抗酸能力较好。 当比值为1/10—10/1 时，基本失去缓冲能力。
§6-2 .缓冲溶液
一、缓冲作用原理
实验：
原液： pH=7
pH=4.75
pH=9.25
加甲基橙：黄色
黄色
黄色
分别加少量酸 [H+]= 0.01mol•l－1
pH=2红色 pH=4.66黄色 pH=9.16黄色
分别加少量碱 [OH―]=0.01mol•l －1
pH=12黄色 pH=4.84黄色 pH=9.34黄色
或Vb/Vs
配 V总 求
Va—Vs或Vb—Vs
,
量取配制。
例5-8：如何配制pH=5的缓冲溶液？
解：①、HAc的pKa=4.75，与pH=5接近，选 HAc—NaAc为缓冲对。
15
②、求ca/cs pH pKa log Ca Cs
5 4.57 log Ca Cs Cs Ca 1.78
pH
pH
例：①、0.1mol•L-1 HAc + 0.1mol•L-1 NaAc，[H+]加 = 0.001mol•L-1 ，△pH= 0.01。
1
0.001 0.01
0.1(mol L1 )
11
②、0.01mol•L-1 HAc + 0.01mol•L-1 NaAc，[H+]加= 0.001mol•L-1 ，△pH= 0.08。
举例说明缓冲溶液的作用原理。
举例说明缓冲溶液的作用原理。
1. 什么是缓冲溶液好啦，今天我们要聊的就是“缓冲溶液”。
听名字就觉得有点酷，是不是？这东西在化学中可不是什么小角色。
简单来说，缓冲溶液就是一种能够抵抗酸碱变化的神奇液体。
当外界环境变动，比如说你加了点酸或碱，它能轻松应对，不让 pH 值大幅度波动。
就像是你吃了太多辣条，肚子不舒服，但你有个好朋友帮你消化，一下子舒服多了，明白了吗？1.1 缓冲溶液的成分那么，缓冲溶液里到底有什么呢？通常，它由一种弱酸和它的盐（或弱碱和它的盐）组成。
比方说，醋酸和醋酸钠组合在一起，或者氨水和氨氯化铵。
这些组合就像是一对好搭档，一个打头阵，另一个在后面撑场子，保证不让场面失控。
你想想，如果只是单纯的酸或碱，情况可就麻烦了，简直是“见招拆招”，没个底气的。
1.2 缓冲溶液的作用讲到这里，很多朋友可能会问：那它到底是怎么工作的呢？其实，缓冲溶液在遇到酸时，弱酸会释放氢离子；而遇到碱时，弱酸则会与氢离子结合，从而“中和”掉多余的酸或碱。
这就像你在聚会时，一个朋友喝多了，大家一起拉他一把，稳住阵脚，不让他出丑。
这样一来，pH值就不会剧烈波动，维持在一个“安全区”。
2. 缓冲溶液的应用说到这里，咱们得聊聊缓冲溶液的实际应用了。
它可不止是在实验室里晃晃而已哦。
比如在生物体内，咱们的血液就是一个天然的缓冲系统。
血液的pH 值一般保持在7.4，太酸或太碱可都不行，要是出问题了，健康可就大打折扣。
因此，身体内的缓冲溶液确保了咱们的生理功能正常，简直是“护航者”！2.1 实验室的角色除了生物体，缓冲溶液在实验室也大显身手。
许多化学实验都需要维持一个恒定的pH 值，以确保实验结果的准确性。
比如，做一些涉及酶的反应，酶可是一种对环境要求极高的“娇贵”物质， pH 值一不对劲，它可就懵了，反应也就泡汤了。
因此，科学家们总是会准备一些缓冲溶液，以确保一切顺利进行，简直就是“秘密武器”！2.2 生活中的应用还有，缓冲溶液也在日常生活中悄悄地发挥作用。
缓冲溶液抗酸抗碱抗稀释的原理
一、缓冲溶液的定义缓冲溶液是指在溶液中，当外界酸碱或稀释的作用下，能够保持溶液中H+和OH-浓度的稳定的溶液。
缓冲溶液的抗酸性、抗碱性和抗稀释性是其重要的特征，而这些特征是由缓冲溶液中存在的缓冲体系所决定的。
二、缓冲溶液的抗酸原理白磷是一种常见的缓冲体系，白磷在水溶液中会逐渐水解生成磷酸和磷酸根离子，由于磷酸的弱酸性，使得溶液中H+的浓度保持在一个相对稳定的范围内。
当外界需要加入酸性物质时，磷酸会吸收一部分的H+离子，从而抵消外界的酸性物质的作用，保持溶液的pH值基本不变。
三、缓冲溶液的抗碱原理碳酸氢盐是另一种常见的缓冲体系，碳酸氢盐在水溶液中会发生与碳酸根离子的动态平衡，当外界需要加入碱性物质时，碳酸氢盐会向溶液中释放H+离子，从而抵消外界碱性物质的作用，保持溶液的pH值基本不变。
四、缓冲溶液的抗稀释原理缓冲溶液中的缓冲体系可以平衡外界的稀释作用，使溶液中的H+和OH-浓度的变化幅度较小，从而保持溶液的pH值基本不变。
这是由于缓冲体系在水溶液中会向溶液中释放或吸收H+和OH-离子，以维持动态平衡。
五、不同缓冲溶液的抗酸碱稀释性能不同的缓冲体系有不同的抗酸碱稀释性能，一般来说，选择合适的缓冲体系可以使得缓冲溶液对酸碱抗性更强。
由磷酸盐所构成的缓冲溶液对酸性物质具有较强的抗性，而由碳酸氢盐构成的缓冲溶液对碱性物质具有较强的抗性。
六、应用领域缓冲溶液的抗酸碱稀释性能使得其在生物化学、医学检验、药物研发等领域中得到广泛应用。
在这些领域中，对溶液pH值的精准控制要求很高，而缓冲溶液正是能够满足这一需求的理想选择。
在生物化学实验中，需要制备一定pH值的缓冲溶液，以维持酶或蛋白质的活性。
在医学检验中，血液的pH值会受到多种因素的影响，而缓冲溶液可以用于调节血液的pH值。
在药物研发中，药物的稳定性和生物学效应都受到pH值的影响，而缓冲溶液可以用于稳定药物的性质。
七、总结与展望缓冲溶液的抗酸抗碱抗稀释的原理是由其中的缓冲体系所决定的，不同的缓冲体系具有不同的抗性。
酸碱滴定法—缓冲溶液(分析化学课件)
2.不干扰测定(EDTA滴定Pb2+,不用HAc-Ac-)。
常用缓冲溶液
缓冲溶液 氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH 甲酸+NaOH
HAc+NaAc 六次甲基四胺+HCl
H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl 硼砂(H3BO3+H2BO3-)
NH4++NH3
pKa 2.35 2.86 3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 9.24 9.25
否。如H2CO3 ~ NaHCO3，NaHCO3 ~ Na2CO3均可。
2. 1mol·L-1NaOH和1mol·L-1HAc等体积混合，有 否缓冲作用？
否。因全部生成NaAc。 3. 1mol·L-1NaOH和2mol·L-1HAc等体积混合，有 否缓冲作用？
有。HAc ~ NaAc组成缓冲对。
• 三、缓冲溶液的作用原理 以HAc~NaAc为例：
03
缓冲容量
衡量缓冲能力大小的尺度。
β dna(b)
V dpH
值愈大，溶液的缓冲能力愈大。
• 影响缓冲容量的因素
缓冲溶液的总浓度。
C大，也大
缓冲溶液的缓冲比。
缓冲比为1，最大
• 缓冲范围
缓冲比大于10：1或小于1：10时，缓冲溶液 已失去缓冲能力。
pH= pKaθ1 ——有效缓冲范围 缓冲比1：1时，最大，pH = pKa。
（需NaAc·3H2O晶体49.4g。 需NaOH溶液65.3ml。）
1.有较大的缓冲能力: c 较大(0.01～1mol·L-1);
pH≈pKa, 即ca∶cb≈1∶1
HAc— NaAc : pKa=4.76 (pH 4～5.5) NH4OH—NH3: pKb=4.75 (pH8 ～10 ) (CH2)6N4— (CH2)6N4H+: pKb=8.87
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4.1 缓冲溶液与缓冲原理
Buffers are mixtures containing a common ion: either weak acids and their conjugate bases or weak bases and their conjugate acid.
Two common buffers: ammoniumammonia, carbonate-bicarbonate
V dpH
4.3 缓冲容量和缓冲范围
dna( b)
V dpH
where β is the buffer capacity and has units of moles per liter per pH (mol·L-1·pH-1); dna (or b) stands for moles of strong acid or strong base which are added to a buffer solution to cause the change in pH, dpH.
4.1 缓冲溶液与缓冲原理
4.1 缓冲溶液与缓冲原理
4.1.1 The Essential Feature of a Buffer
Buffer Solution:
— solutions that resist change in hydronium ion, H+, and the hydroxide ion,OH-, concentration (and consequently pH) upon addition of small amounts of acid or base, or upon dilution.
➢ NH4+(aq)
H (aq) +
+
NH3
(aq)
➢ CO32- (aq) &# -(aq)
+
OH -
(aq)
4.1 缓冲溶液与缓冲原理
缓冲溶液组成示意图
共轭酸
HAc NH4Cl H2PO4-
共轭碱
NaAc NH3·H2O HPO42-
抗碱成分
缓冲系
抗酸成分
4.1 缓冲溶液与缓冲原理
[B–]
pH = pKa + lg [HB]
= pKa + lg [conjugate base]
[conjugate acid]
pKa ：the –log of Ka of the conjugate acid
[B–]、[HB]：equilibrium concentration
[B–] / [HB]：buffer ratio
H2O + CH3COOH H3O+ + CH3COO-
CH3COOH + OH- H2O + CH3COO-
4.1 缓冲溶液与缓冲原理
anti-acid mechanism
H+
Shift left
+
HAc + H2O
H3O+ + Ac–
Shift right Anti-base
+ Anti-acid OH–
4.2 缓冲溶液pH值的计算
Sample Problem 4-1 Calculating the pH of a Buffer Solution-1
SOLUTION
Before the addition of 0.005mol of NaOH(s) to 500 mL of the buffer solution
nB– pH= pKa + lg nHB
Fight dilution
If the concentrations of conjugate acid and base used are equal, i.e. cB－ = cHB .
cB– • VB–
VB–
pH = pKa + lg
= pKa + lg
[ A ]
0.1
pH pKa lg [HA] 4.74 lg 0.2 4.44
4.2 缓冲溶液pH值的计算
Sample Problem 4-1 Calculating the pH of a Buffer Solution-1
SOLUTION
After the addition of 0.005mol of NaOH(s) to 500 mL of the buffer solution
Participatory Learning
缓 冲 溶 液 的 pH 计 算
4.2 缓冲溶液的pH值计算
4.2 缓冲溶液pH值的计算
4.2 缓冲溶液pH值的计算
For a HB-NaB buffer system,
HB + H2O NaB
[H+][B–] Ka = [HB]
H3O+ + B– Na+ + B–
pH
pK a
lg
n( A ) n(OH ) n(HA) n(OH )
0.2mol L1 250mL 5mmol
4.74 lg
4.50
0.4mol L1 250mL 5mmol
4.2 缓冲溶液pH值的计算
例4-2： 将0.10 mol·L-1 的 H3PO4溶液20 mL与 0.10 mol·L-1 的 NaOH溶液30 mL混合，混合溶液是缓冲溶液吗? 求混合 溶液的pH。已知：pKa1=2.16, pKa2=7.21, pKa3=12.32。
2.89 9.25 10.63 7.21
4.1 缓冲溶液与缓冲原理
Tris: Tris(Hydroxymethy)methanamin
三羟甲基氨基甲烷
NH2 HOH2C C CH2OH
CH2OH
4.1 缓冲溶液与缓冲原理
下列情况均需pH一定的缓冲溶液： ❖ 大多数为酶所控制的生化反应 ❖ 微生物的培养 ❖ 组织切片 ❖ 细胞染色 ❖ 药物调剂、研制等
Conjugate acid
HAc
Conjugate base
Ac-
pK ( at 25℃) a 4.76
H2CO3 H3PO4 Tris·H+
HCO3H2PO4-
Tris
6.35 2.16 7.85
H2C8H4O4 NH4+
CH3NH3+ H2PO4-
HC8H4O4NH3
CH3NH2 HPO42-
anti-base mechanism
H2O
4.1 缓冲溶液与缓冲原理
The amounts of weak acid and weak base in the buffer must be significantly larger than the amounts of H3O+ or OH- that will be added, otherwise the pH cannot remain approximately constant. Thus addition of limited amounts of a strong acid or base is counteracted by the species present in the buffer solution, and the pH changes very little. No solution can keep the pH approximately constant if you add larger amounts of either acid or base that are present in the original buffer.
Or, more specifically,
Buffer capacity is defined as the amount of strong acid or base needed to change the pH of one liter of buffer by 1 unit.
d na(b)
解: 反应1： H3PO4 + NaOH 反应前 20×0.10mmol 30×0.10mmol
NaH2PO4 + H2O
反应后
1.0mmol
2.0mmol
反应2： NaH2PO4 + NaOH
反应前 2.0mmol
1.0mmol
Na2HPO4 + H2O
反应后 1.0mmol
1.0mmol
pH
pK a2
cHB• VHB
VHB
pH pKa lg VBVHB
three different types of of Henderson-Hasselbalch Equation
4.2 缓冲溶液pH值的计算
如果用活度代替浓度，
pH pKa
lg
aB_ aHB
pKa
lg
[B_ ] B_ [HB] HB
[H+] = Ka
[HB] [B–]
Apply –log on both sides of above equation,
[B–] pH = pKa + lg [HB]
The HendersonHasselbalch Equation
4.2 缓冲溶液pH值的计算
The Henderson-Hasselbalch Equation
lg [[HH2PPOO442-]]
7.21
lg
1.0mmol 1.0mmol
7.21
Participatory Learning
缓 冲 容 量 和 缓 冲 范 围
4.3 缓冲容量和缓冲范围
4.3 缓冲容量和缓冲范围