酸碱缓冲溶液.
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。
酸碱缓冲溶液.
产生这种差异性的原因，是由于人眼对红的颜色较 之对黄的颜色更为敏感的缘故，所以甲基橙的变色 范围在pH值小的一端就短一些(对理论变色范围而 言)。
虽然指示剂变色范围的实验结果与理论推算之
间存在着差别，但理论推算对粗略估计指示剂的变 色范围，仍有一定的指导意义。
指示剂的变色范围越窄越好，因为pH值稍有 改变，指示剂就可立即由一种颜色变成另一种颜色， 即指示剂变色敏锐，有利于提高测定结果的准确度。 人们观察指示剂颜色的变化约为0.2-0.5pH单位的误 差。
和共轭碱（或弱碱与共轭酸）的离解
[H+]= Ka·ca/cb (二) 标准缓冲溶液
pH=pKa+lgcb/ca
前面曾讲到，标准缓冲游液的pH值是经过实验
准确地确定的，即测得的是H+的活度。因此，若用
有关公式进行理论计算时，应该校正离子强度的影
响，否则理论计算值与实验值不相符。例如由0.025 mol·L-1Na2HPO4和0.025 mol·L-1 KH2PO4所组成的 缓冲溶液，经精确测定，pH值为6.86。
常用的酸碱指示剂列于表5—3中。
三、影响指示剂变色范围的因素
(一) 指示剂的用量 指示剂用量的影响也可分为两个方面：一是指 示剂用量过多(或浓度过大)会使终点颜色变化不明 显，且指示剂本身也会多消耗一些滴定剂，从而带 来误差。这种影响无论是对单色指示剂还是对双色 指示剂都是共同的。因此在不影响指示剂变色灵敏 度的条件下，一般以用量少一点为佳。二是指示剂 用量的改变，会引起单色指示剂变色范围的移动。 下面以酚酞为例来说明。酚酞在溶液中存在如下离 解平衡：
色的敏感程度不同，以及指示剂的两种颜色之间互 相掩盖所致。
例如，甲基橙的pKHIn＝3.4，理论变色范围应 为2.4-4.4而实测变色范围是3.1-4.4。这说明甲基橙 要由黄色变成红色，碱式色的浓度([In-])应是酸式 色浓度([HIn])的l0倍；而酸式色的浓度只要大于碱 式色浓度的2倍，就能观察出酸式色(红色)。
ph标准缓冲溶液
ph标准缓冲溶液PH标准缓冲溶液。
PH标准缓冲溶液是一种用于维持溶液PH值稳定的溶液，通常用于实验室中的生物化学、生物工程和生物医学研究中。
它能够在一定范围内抵抗外界酸碱的影响，保持其PH值不变，从而确保实验结果的准确性和可重复性。
PH标准缓冲溶液通常由酸和碱的盐酸或醋酸盐溶液组成，其PH值可以根据实验需要进行调整。
在实验室中，常用的PH标准缓冲溶液有PH 4.01、PH 6.86和PH 9.18等。
这些溶液可以在不同的实验条件下提供稳定的PH值，确保实验结果的准确性。
PH标准缓冲溶液在实验中起着至关重要的作用。
首先，它可以用于校准PH计，确保PH计的准确性和可靠性。
其次，它可以用于调节实验溶液的PH值，使实验条件得到标准化和统一化。
此外，PH标准缓冲溶液还可以用于稀释样品、冲洗实验仪器和保存实验样品等多种用途。
在选择PH标准缓冲溶液时，需要根据实验需要和样品的PH值范围来进行选择。
一般来说，PH标准缓冲溶液的选择应该覆盖实验样品的PH值范围，并且要考虑实验条件下的温度和压力等因素。
在使用PH标准缓冲溶液时，需要注意避免溶液的污染和变质，以免影响实验结果。
总之，PH标准缓冲溶液在生物化学、生物工程和生物医学研究中起着重要的作用。
它能够稳定溶液的PH值，保证实验结果的准确性和可重复性。
因此，在实验室中正确选择和使用PH标准缓冲溶液是非常重要的，这不仅关系到实验结果的准确性，也关系到实验数据的可信度和科研成果的真实性。
综上所述，PH标准缓冲溶液是实验室中不可或缺的重要试剂，它的正确选择和使用对于保证实验结果的准确性和可靠性至关重要。
希望本文能够帮助读者更好地理解PH标准缓冲溶液的作用和意义，正确选择和使用PH标准缓冲溶液，从而提高实验结果的准确性和可重复性。
酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液
二、 缓冲溶液pH值的计算
缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成，如HAc-Ac-、 NH4+-NH3等，在不要求十分准确的情况下，由于缓冲剂本身的浓度 较大，故而求算缓冲溶液的pH值时可以用近似方法计算。
假设缓冲溶液由一元弱酸HA（浓度为ca）和相应的强碱盐MA （浓度为cb）组成，由于同离子效应，可认为未解离的HA浓度近似等 于HA的分析浓度，即［HA］=ca，同时HA的大量存在使MA的水解 作用受到抑制，可认为A-的浓度近似等于MA的分析浓度，即［A-］ =cb，把这些关系代入HA的解离平衡常数表达式得
酸碱缓冲溶液
【例4-6】
计算下列[JP2]溶液的pH值：（1）由0.10 mol·L-1NH3和0.20 mol·L-1 NH4Cl所组成的缓冲溶液（KNＨ３=1.8×10-5）；（2）向400 mL该溶 液中加入10.00 mL 0.050 mol·L-1HCl溶液。
解：（1）根据式（4-2）得
分析化学
酸碱缓冲溶液
一、 缓冲溶液的作用原理
以HAc和NaAc溶液组成的缓冲体系为例说明。在此溶液中， NaAc完全解离，溶液中存在着大量Ac-，因而降低了HAc的解离度 α，HAc则部分解离为H+和Ac-，溶液中还存在着大量的HAc分子。 反应式如下：
当向溶液中加少量强酸(如HCl)时，H+和溶液中大量的Ac-结合 成难解离的HAc，使HAc的解离平衡向左移动，因此，［H+］几乎 没有升高，pH值几乎没变。
根据式（4-8）得
（2）由于加入10.00 mL的HCl，则发生如下反应：
酸碱缓冲溶液
【例4-6】
根据式（4-8）得 从上述计算可以看出，在缓冲溶液中加入少量强酸（HCl）时，溶液 的pH值只改变了0.01，基本上保持不变。常用的缓冲溶液如表4-1所示。
§3-4酸碱缓冲溶液
H+
HAc+Ac0.1mol· - 1 L Ac-
OH-
0.1mol· -1 L
HAc
2.88
4.76 pKa
8.88
cHA cA 0.5c 当pH=pKa时
HA A 0.5
缓冲容量有极大值：
max
2.3 0.50c 0.50 0.58c
当[HA]/[A-] 一定时，C↑
溶液的pH减小了9.08－8.99=0.09个pH单位
例3-9 20mL 0.1000 mol/L HA (Ka=1.0×10-7) 的溶液中加入19.98mL 0.1000 mol/L NaOH溶液后,计算溶 液的pH.
0.1000 0.02 5 5.0 10 cHA 20.00 19.98
§3-4 酸碱缓冲溶液
1.定义： 加入少量酸或者碱，溶液PH值
基本不变的溶液。
对溶液酸度起稳定作用的溶液.
也可理解：在这个溶液当中我们加入少量酸 或碱，或者是将其稀释它的PH值不发生急剧
变化或很大变化，我们就把其看作缓冲溶液。
2.分类
一般缓冲溶液
一定浓度的共轭酸 组 成 碱对或高浓度的 强酸和强碱 作 控制溶液酸度 用
β ↑
过度稀释将导致缓冲溶液的缓冲能力显著下降。
当C一定时，[HA]/[A-]≈1
缓冲作用。
β↑
[HA]/[A-]值离1越远，缓冲容量越小，甚至可能失去其
2.缓冲范围： 缓冲溶液的缓冲作用都有 一个有效的PH范围，大约在pKa 值两 侧各一个单位之内。 即： pH=pKa±1
例如HAC-NaAC，pKa=4.74,缓冲范围3.74～5.74
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。
pH缓冲溶液
缓冲溶液的选择
缓冲溶液的选择
为了保证缓冲溶液有足够强的缓冲能
力，在配制缓冲溶液时，需要做到：
使共轭酸碱对的浓度比接近于1，应根
01
据所需要维持的pH范围选择合适的缓
冲对，使其中的弱酸的pKa等于或接
近于所要求的pH。
缓冲溶液的选择
例如，生物培养液中需用pH=7.0的
缓冲溶液，已知H2PO4-的
02
不少缓冲溶液都含有易挥发组分，如，
氨-氯化铵中的氨酷1
缓冲溶液的调节
不能用强酸或强碱进行调节，否则会
破坏缓冲体系。
03
缓冲溶液的使用
使用时要慎重地选择缓冲体系，避免
缓冲液中的某种离子在使用时产生不
02
需要的化学反应。
谢谢
pKa2=7.21，因此，H2PO4-—
HPO42-是可以选择的合适的缓冲对。
如若配制pH=9.0的缓冲溶液，则可
选择NH3·H2O-NH4Cl缓冲对（pKa （NH4+）=9.25）。可见弱酸的pKa 是选择缓冲溶液的主要依据，表中列
出了几种常用的缓冲溶液。
常见缓冲液组成
缓冲溶液的注意事项
缓冲溶液的存放
PBS缓冲液
缓冲液原理
1、水合氢离子的浓度取决于弱酸与其共轭碱的浓度比。
2、当加入少量强碱时，酸被中和，导致了氢氧根离子在溶液中很少累积，从而C（A-） 的浓度增加， C（HA）的浓 度减少。因为二者的浓度较大，相对的变化小，两者比值几乎无变化，因此根据公式，水合氢离子的浓度变化很小。 3、加入弱酸则是同样的道理。由于在大浓度基数上的微小变化不会改变比值，也因此维持了体系内氢离子和氢氧根离 子浓度的平衡。
缓冲溶液
什么是缓冲溶液？
酸碱溶液的水解与缓冲溶液
酸碱溶液的水解与缓冲溶液酸碱溶液的水解是指酸碱盐在水中分解产生酸、碱或盐的过程。
溶液中的酸碱水解会影响溶液的酸碱性质和化学反应。
而缓冲溶液是指其在加入少量酸碱或强酸碱时，具有抵抗酸碱强度变化的能力的溶液。
下面我们将详细介绍酸碱溶液的水解与缓冲溶液的相关知识。
1. 酸碱溶液的水解酸碱溶液的水解是指酸碱盐在水中的离解过程。
酸溶液水解时可产生氢离子（H+），而碱溶液水解则产生氢氧化物离子（OH-）。
酸和碱溶液之间的水解作用可以互相抵消，因此，酸碱溶液的水解会影响溶液的酸碱性质。
当酸盐水解时，产生的酸根离子会增强溶液的酸性。
例如，氯化氢酸盐（HCl）在水中水解成氯化物离子（Cl-）和氢离子（H+），产生酸性溶液。
而碳酸盐（例如碳酸钠Na2CO3）在水中水解成碳酸根离子（CO32-）和氢氧化物离子（OH-），产生碱性溶液。
当碱盐水解时，产生的氢氧根离子会增强溶液的碱性。
例如，氢氧化钠（NaOH）在水中水解成氢氧根离子（OH-）和钠离子（Na+），产生碱性溶液。
2. 缓冲溶液缓冲溶液是指在加入少量酸碱或强酸碱时，能够抵抗酸碱强度变化的溶液。
其作用机制是通过溶液中存在的酸碱对或酸碱盐对中的一个进行水解来吸收或释放氢离子，从而维持溶液的酸碱性质基本不变。
常见的缓冲溶液包括酸碱对缓冲溶液和酸碱盐缓冲溶液。
酸碱对缓冲溶液是由酸和它的共轭碱或碱和它的共轭酸构成的。
当加入少量酸，过剩的碱会与其反应产生盐，从而减少酸性增加碱性。
当加入少量碱，过剩的酸会与其反应产生盐，从而减少碱性增加酸性。
例如，乙酸和乙酸钠构成了乙酸／醋酸根缓冲溶液。
酸碱盐缓冲溶液是由弱酸盐和其共轭碱盐或弱碱盐和其共轭酸盐构成的。
当加入少量酸，酸性盐会水解产生弱酸和酸根离子，从而减少酸性增加碱性。
当加入少量碱，碱性盐会水解产生弱碱和氢氧根离子，从而减少碱性增加酸性。
例如，柠檬酸和柠檬酸钠构成了柠檬酸／柠檬酸根缓冲溶液。
缓冲溶液广泛应用于生物、化学和医学领域。
ph缓冲液的原理
ph缓冲液的原理
ph缓冲液是一种能够稳定溶液酸碱性质的溶液，它起到调节
溶液中酸碱度的作用。
其原理基于酸碱中和反应的特性。
酸性溶液中，溶质分子会释放出氢离子（H+），使溶液呈酸性。
碱性溶液中，溶质分子会释放出氢氧根离子（OH-），使
溶液呈碱性。
而ph缓冲液中包含了酸和盐（也可以是碱和盐）的混合物，具有较高的缓冲能力。
当外界添加一定量的酸或碱到ph缓冲液中时，酸或碱与缓冲
液中的酸或碱发生中和反应。
如果添加的是酸，则酸与缓冲液中的盐发生中和反应，产生水和盐。
如果添加的是碱，则碱与缓冲液中的酸发生中和反应，同样产生水和盐。
这种中和反应可以减小溶液中酸碱度的变化，使溶液的ph值
保持稳定。
这是因为中和反应会消耗掉添加的酸或碱的氢离子或氢氧根离子，阻止酸碱度的急剧变化。
ph缓冲液中酸和盐（或碱和盐）的配比会影响缓冲液的缓冲能力，不同的配比可以适应不同的ph变化范围。
总之，ph缓冲液的原理是通过中和反应调节溶液中的酸碱度，维持溶液的稳定性。
各种缓冲液配制方法
各种缓冲液配制方法不同缓冲液的缓冲范围pH缓冲液是化学实验室中常用的一种试剂，可以帮助维持溶液的酸碱度。
下面介绍三种常用缓冲液的配制方法和缓冲范围。
一、甘氨酸-盐酸缓冲液（0.05 mol/L）配制方法：取X毫升0.2 mol/L甘氨酸和Y毫升0.2 mol/L 盐酸，加入适量的水稀释至200毫升。
缓冲范围：pH值在2.2至3.6之间，X和Y的取值见上表。
二、邻苯二甲酸-盐酸缓冲液（0.05 mol/L）配制方法：取X毫升0.2 mol/L邻苯二甲酸氢钾和Y毫升0.2 mol/L盐酸，加入适量的水稀释至20毫升。
缓冲范围：pH值在2.2至3.8之间，X和Y的取值见上表。
三、磷酸氢二钠-柠檬酸缓冲液配制方法：根据上表中的数据，取相应的0.2 mol/L和0.1 mol/L的Na2HPO4和柠檬酸，加入适量的水稀释至20毫升。
缓冲范围：pH值在2.2至8.0之间，具体取值见上表。
以上缓冲液的配制方法和缓冲范围可根据实验需要进行调整和改变。
在实验过程中，正确选择缓冲液可以提高实验的成功率和准确性。
以下是已经修改好的文章：柠檬酸的浓度可以用毫升表示，其浓度数据如下：9.28 mL8.85 mL8.40 mL7.91 mL7.37 mL6.78 mL6.15 mL5.45 mL4.55 mL3.53 mL2.61 mL1.83 mL1.27 mL0.85 mL0.55 mL对于Na2HPO4，其分子量为141.98，0.2 mol/L的溶液需要28.40 g/L。
而Na2HPO4·2H2O的分子量为178.05，0.2 mol/L的溶液需要35.61 g/L。
最后，Na2HPO4·12H2O的分子量为358.22，0.2 mol/L的溶液需要71.64 g/L。
对于C6H8O7·H2O，其分子量为210.14，0.1 mol/L的溶液需要21.01 g/L。
以下是柠檬酸-氢氧化钠-盐酸缓冲液的相关数据：pH: 2.2.3.1.3.3.4.3.5.3.5.8.6.5钠离子浓度(mol/L): 0.20.0.20.0.20.0.20.0.35.0.45.0.38柠檬酸(g) 氢氧化钠(g) 盐酸(mL)C6H8O7·H2O NaOH 97% HCl (浓)210 210 210210 245 285266 84 8383 144 186156 160 116106 45 68105 126最终体积(L)：10使用时可以每升中加入1克酚。
常见的标准缓冲溶液
常见的标准缓冲溶液缓冲溶液是生物化学实验中常用的一种溶液，它可以维持溶液的酸碱度，使得实验条件更加稳定。
常见的标准缓冲溶液有很多种，每一种都有其特定的用途和适用范围。
本文将介绍几种常见的标准缓冲溶液及其用途。
1. 磷酸盐缓冲溶液。
磷酸盐缓冲溶液是生物化学实验中最常用的一种缓冲溶液之一。
它可以在酸性和碱性条件下维持 pH 值稳定，因此被广泛应用于酶反应和 DNA/RNA 实验中。
磷酸盐缓冲溶液的配制方法相对简单，可以根据实验需要调整不同的 pH 值，非常方便实验操作。
2. Tris 缓冲溶液。
Tris 缓冲溶液是另一种常见的标准缓冲溶液，它主要用于蛋白质电泳和核酸电泳实验中。
Tris 缓冲溶液具有良好的缓冲能力和稳定性，能够有效地维持实验条件，保证实验结果的准确性。
同时，Tris 缓冲溶液也可以在不同的 pH 值下使用，非常适合需要在不同 pH 条件下进行实验的科研工作者。
3. 乙酸/乙酸钠缓冲溶液。
乙酸/乙酸钠缓冲溶液是在生物化学实验中常用的一种酸性缓冲溶液。
它适用于 pH 值在 3.6-5.6 范围内的实验，常用于蛋白质结晶和酶反应等实验中。
乙酸/乙酸钠缓冲溶液的配制简单，成本较低，因此受到了广泛的应用。
4. 磷酸盐/氯化钠缓冲溶液。
磷酸盐/氯化钠缓冲溶液是一种中性缓冲溶液，适用于 pH 值在 6.8-8.2 范围内的实验。
它常用于细胞培养和细胞实验中，能够维持细胞生长所需的稳定环境，保证实验结果的可靠性。
5. 格氏缓冲溶液。
格氏缓冲溶液是一种用于生理学实验的缓冲溶液，主要用于细胞培养和组织培养实验中。
它具有良好的缓冲能力和生物相容性，能够维持细胞的正常生长和代谢，保证实验结果的准确性和可靠性。
总结。
以上介绍了几种常见的标准缓冲溶液及其用途，每一种缓冲溶液都有其特定的优势和适用范围。
在实际实验操作中，科研工作者应根据实验需要选择合适的缓冲溶液，并严格按照配制方法进行操作，以保证实验结果的准确性和可靠性。
酸碱缓冲溶液名词解释
酸碱缓冲溶液名词解释
酸碱缓冲溶液：
1. 什么是酸碱缓冲溶液：
酸碱缓冲溶液是一种定系数氢离子溶液，它含有一定比例的常用有机酸（H + 接收器）和碱（H + 发射器），能够维持溶液中离子浓度和pH 值比较稳定。
2. 酸碱缓冲溶液的作用：
（1）维持溶液中离子浓度恒定：由于酸碱缓冲溶液有一定比例的有机酸和碱,可以起到稳定溶液中离子浓度的作用，防止溶液过酸或过碱而改变 pH 值，因而保持溶液中的动态状态。
（2）稳定溶液 pH 值：酸碱缓冲溶液的有机酸和碱具有一定的供给能力，可以有效地酸碱穿梭在溶液中，维持溶液中离子浓度恒定，而不随反应而改变而改变溶液 pH 值。
（3）减少物质物化反应：酸碱缓冲溶液可以抑制物质物化反应，减少酸性物质的反应，从而抑制氢离子浓度的降低，有利于保持溶液的稳定性。
3. 酸碱缓冲溶液的制备：
（1）定系统缓冲溶液：它的混合物的 pH 值可以是固定的，由实验室
里的常用酸碱混合物准备而成。
（2）电离缓冲溶液：例如盐酸-氢氧化钠系统或者氯化钠-氢氧化钙系统，它由正交离子溶液中电离出来的酸碱主要组成，具有极强的稳定性。
4. 酸碱缓冲溶液的类型：
（1）单酸缓冲溶液：它的构成仅由一种有机酸和它的盐组成，常见的有盐酸-磷酸缓冲溶液、乙酸-乙酸盐缓冲溶液等。
（2）双酸缓冲溶液：双酸缓冲溶液是由两种酸（互为拮抗剂）和它们相应的盐组成，常见的有酒石酸-磷酸缓冲溶液、雪旁酸-磷酸缓冲溶液等。
（3）混合酸缓冲溶液：其中含有两种或以上有机酸及其盐，有时甚至包括氨，乙胺，肼等双价离子。
混合酸缓冲溶液的 pH 值中性临界点位置通常比单酸和双酸缓冲溶液的临界点位置更接近 7 。
酸碱缓冲溶液
1. 酸碱缓冲溶液的分类 酸碱缓冲溶液是一种能对溶液的酸度起稳定作用的溶液体系，它能使溶液不 因外加少量酸、碱或溶液的稀释而发生显著变化。 酸碱缓冲溶液可分为两类： ① 弱酸及其共轭碱共存的溶液，基于弱酸（碱）的离解平衡以控制[H+]，如 HAc – Ac-, NH4+ -NH3, (CH2)6N4H+-(CH2)6N4等。 ② 强酸或强碱溶液，基于外加少量酸、碱时pH的相对改变不大达到控制pH值 的作用。 2. 酸碱缓冲溶液pH值的计算 设弱酸HB及其共轭碱B-共存构成的酸碱缓冲溶液， 弱酸型体HB的浓度为cHB， 共 轭碱型体B-的浓度为cB-，电离常数为Ka。 以HB和H2O为零水准，得质子条件式
3. 缓冲容量、缓冲指数与缓冲范围 (1) 缓冲容量：是指缓冲溶液抵御外加强酸或强碱导致pH变化的能力。 (2) 缓冲指数：是衡量缓冲容量大小的量。缓冲指数的定义为：
式中a与
数，当溶液的状态发生变化时，缓冲指数也发生变化。前面的负号是为保证b为 正值。 (3). 酸碱缓冲容量的计算 设一酸碱缓冲体系，HB - B-, 其浓度分别为 cHB和cB-, 总浓度： 以HB和H2O为零水准，得质子条件式
则式<1>可简化为
<2>
取对数，得
<3> 式<3>是计算酸碱缓冲溶液pH值常用的最简式。
例题1：求0.10 mol/L NH4HF2 溶液的pH。 [分析] 体系0.10 mol/L NH4HF2实际是由0.10 mol/L NH4F + 0.10 mol/L HF构成。 体系中的酸型体有NH4+和HF, 离解常数的对数分别为： pKa(NH4+) = 9.25, pKa(HF) = 3.17, 显然 Ka(HF) >> Ka(NH4+)，NH4+的离解被抑制。体系中的碱型体有F-。因此该体 系主要是HF-F-构成的缓冲体系。因浓度较大，采用最简式计算。
酸碱溶液的缓冲作用和缓冲溶液
酸碱溶液的缓冲作用和缓冲溶液一、引言酸碱溶液的性质在很多化学和生物学过程中都有着重要的作用。
然而，酸碱溶液的剧烈反应常常导致物质的不稳定性和反应效果的不理想。
为了解决这一问题，人们研究出了缓冲作用和缓冲溶液的概念。
本文将详细介绍酸碱溶液的缓冲作用及其机制，以及常见的缓冲溶液。
二、酸碱溶液的缓冲作用酸碱溶液的缓冲作用是指当外界对溶液进行酸碱性质的干扰时，溶液能够保持pH值相对稳定的能力。
缓冲作用使得溶液中的酸碱浓度能够在一定范围内保持相对不变，从而保证酸碱反应的有效性和稳定性。
三、缓冲作用机制酸碱溶液的缓冲作用主要是通过共存的酸碱质子和酸碱对来实现的。
当酸性溶液受到碱性物质的干扰时，酸基会与干扰物中的碱质子结合，使溶液中的碱质子浓度降低，从而减弱碱性的影响。
同样地，当碱性溶液受到酸性物质的干扰时，碱基会与干扰物中的酸质子结合，使溶液中的酸质子浓度降低，从而减弱酸性的影响。
这种酸碱质子和酸碱对的共存使得溶液中的酸碱浓度变化相对较小，维持了缓冲作用。
四、缓冲溶液的制备方法1. 酸碱共存法：将一定浓度的酸和碱混合，使其形成pH值在所需范围内的缓冲溶液。
例如，将苯甲酸溶解在氢氧化钠溶液中，可以得到pH在4-6范围内的苯甲酸-氢氧化钠缓冲溶液。
2. 盐酸与盐的混合法：将强酸与该酸的盐混合，使其形成具有缓冲作用的溶液。
例如，将盐酸和氯化铵混合，可以得到pH≈4的盐酸-氯化铵缓冲溶液。
3. 酸碱水解法：将酸或碱的盐溶于水中，通过水解作用将其转变为相应的酸和碱形成缓冲体系。
例如，将氯化铵溶解在水中，水解为硝酸和氨，得到了pH≈5.5左右的缓冲溶液。
五、缓冲溶液的应用缓冲溶液广泛应用于化学、生物学、医学等领域。
以下是一些常见的应用：1. 生物化学实验：生物化学实验中常需要维持特定的pH值，缓冲溶液能够提供稳定的pH环境，以确保实验结果的准确性。
2. 药物制剂：药物制剂中常需要调节pH值以增强药物的溶解度和稳定性。
缓冲溶液可以提供药物在适当pH值下的最佳效果。
酸碱溶液的缓冲作用和缓冲溶液计算
酸碱溶液的缓冲作用和缓冲溶液计算缓冲溶液是一种能够在一定范围内抵抗酸碱添加所引起的pH变化的溶液。
它在生物化学、医学及工业生产等领域都有广泛的应用。
本文将介绍酸碱溶液的缓冲作用原理以及一些常见的缓冲溶液计算方法。
1. 缓冲作用的原理酸碱溶液的缓冲作用是通过在溶液中同时存在两种可以相互转化的物质，一种是酸性物质，另一种是碱性物质，来抵消强酸或强碱的加入所引起的酸碱度变化。
其中，酸性物质可与强碱反应，碱性物质可与强酸反应，使得溶液的pH值相对稳定。
2. 缓冲溶液的计算方法2.1 Henderson-Hasselbalch方程Henderson-Hasselbalch方程是计算缓冲溶液pH值的常用方程式。
它的公式如下：pH = pKa + log ([A-] / [HA])其中，pH为溶液的酸碱度，pKa为酸性物质的酸解离常数的负对数，[A-]为酸性物质的阴离子浓度，[HA]为酸性物质的酸分子浓度。
2.2 缓冲溶液的制备方法制备缓冲溶液可以通过选择适当的酸和碱的配比来实现。
一种常见的制备方法是选择弱酸和其共轭碱来制备酸性缓冲溶液，或选择弱碱和其共轭酸来制备碱性缓冲溶液。
根据需要，可以调整酸碱浓度的配比来获得所需的缓冲溶液。
3. 缓冲溶液的应用缓冲溶液在生物化学和医学等领域有着广泛的应用。
在生物体内，许多生物过程需要在特定的酸碱环境下进行，如血液中的pH值需要维持在7.35-7.45之间，而缓冲系统可以起到维持这一平衡的作用。
此外，在药物研发和生产中，缓冲溶液的使用也十分重要，因为药物的吸收和稳定性往往与其所处的酸碱环境有关。
4. 实例分析现假定有1L的醋酸-醋酸钠缓冲溶液，已知醋酸的pKa为4.76，求在该缓冲溶液中醋酸和醋酸钠的浓度，以及溶液的pH值。
根据Henderson-Hasselbalch方程：pH = pKa + log ([A-] / [HA])已知pH为4.8，pKa为4.76，代入上述方程可得：4.8 = 4.76 + log ([A-] / [HA])解出[A-] / [HA]后，可以得到[A-]和[HA]的比值。
分析化学-酸碱缓冲溶液
10.7 9.7 8.7 7.0 5.3 4.3 3.3
PP MR MO
5.04.4
9.0
6.2 4.4
3.1
.01mol·L-1 0.1mol·L-1 1mol·L-1
浓度增大10倍，突跃增加2个pH单位。
*
3.6.2一元弱酸碱的滴定 (Ka(HAc)=10-4.76, Ka(HA)=10-7.00)
0.1mol·L-1
强酸:H+=2.3[H+]≈2.3c(HCl) ( pH<3) 强碱:OH-=2.3[OH-]≈2.3c(NaOH) (pH>11) 共轭体系:HA – A- HA – A- = 2.3·c·x1·x0
*
共轭体系缓冲容量的特点：
（1）∝c, c增大, 增大 （2）[H+] = Ka (pH=pKa)时, max = 0.575c （3）缓冲范围: pKa-1 < pH < pKa+1
pH
0.100 0.075 0.050 0.025 0.000
pKa: 3, 5, 7, 9, 11五种弱酸 c≈0.1mol/L, max=0.058
Britton-Robinson缓冲溶液 (H3PO4-HAc-H3BO3)
*
3.4.4 常用标准缓冲溶液 (p91)
标准缓冲溶液的pH是实验测定的,用于校准酸度计。
12.454
*
3.5 酸碱指示剂(p93)
甲基橙 Methyl Orange (MO)
(CH3)2N—
(CH3)2N=
—N=N—
H =N—N—
—SO3-
—SO3-
OH- H+
酸碱缓冲溶液讲解
+
N
(CH3)2
H NN
(CH3)2
SO3-
OHH+
N
pKa = 3.4
NN
酚酞 HO
OH
O
OH-
C OH
H+
C
COO-
pKa = 9.1
SO3OCOO-
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围
作用原理
HIn
H In
pKa
indicator
酸色
碱色
Ka
[H ][In ] [HIn]
[In ] [HIn]
Ka [H
]
作用于人眼的颜色由 [In ] 确定，而 [In ] 又由 Ka 确定，
[HIn]
[HIn]
[H ]
因此可由颜色的变化判断[H+]的变化，确定滴定的终点。
理论变色范围
pKa1
0.1 [In ] 10 [HIn]
分布系数
1.0
0.8 HIn
0.6
0.4 0.2
In
指
示
剂
变
色
理论变色点：pKa
2H 2BO3
2H 3BO 3
5）NH3-NH4+， pKa = 9.25
8.25 ~ 10.25
3.5 酸碱指示剂
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围 3.5.2 影响指示剂变色范围的各种因素 3.5.3 混合指示剂
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围
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。
1）HF-F-，pKa = 3.17 2）HAc-Ac-， pKa = 4.76
酸碱缓冲溶液的计算及配制
酸碱缓冲溶液的计算及配制
1.确定所需pH值：根据实际需要，确定所需的缓冲溶液的pH值。
不
同的pH值对应不同的酸碱缓冲体系，具体的配方也会有所不同。
2.选择缓冲体系：根据所需的pH值，选择合适的酸碱缓冲体系。
常
见的酸碱缓冲体系包括醋酸/醋酸钠、磷酸/磷酸盐、碳酸氢根/碳酸盐等。
3.计算酸碱的量比：根据所选择的缓冲体系，计算出酸和碱的量比。
酸和碱的量比应该按照缓冲液所需的pH值以及酸碱的酸度常数进行计算。
4. 确定浓度：根据实际需要，确定酸和碱的最终浓度。
一般来说，
缓冲液的浓度在0.1-1.0 mol/L 之间较为常见。
5.配制溶液：按照计算得到的酸碱量比和浓度，准确称取所需的酸和碱，并尽量避免水分的蒸发和气体的溢出。
6.配制反应：将所需的酸和碱分别溶解在适量的去离子水中，可以用
磁力搅拌器快速将两种溶液混合，也可以逐滴加入一种溶液至另一溶液中。
7.pH调整：根据实际测定的pH值，可以通过调整酸或碱的用量来精
确地达到所需的pH值。
8.检测pH值：使用pH电极或试纸等工具检测所配制的缓冲溶液的
pH值，确保达到预定目标。
需要注意的是，在配制酸碱缓冲溶液时，最好使用高纯度的试剂和去
离子水，并控制好搅拌的速度和时间，以确保溶液均匀混合，避免生成气
泡和异物的干扰。
总结一下，酸碱缓冲溶液的计算及配制过程主要包括：确定所需pH 值、选择缓冲体系、计算酸碱的量比、确定浓度、配制溶液、配制反应、
pH调整以及检测pH值。
合理的计算和配制过程能够确保酸碱缓冲溶液的准确性和稳定性。
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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6.88
例2 考虑离子强度的影响，计算0.05 mol·L-1
邻苯二甲酸氢钾（KHP）缓冲溶液的 pH值。已知：
pKa1=2.95,pKa2=5.41。
解：根据两性物质最简式可得 [H ]
K
c a1
K
c a2
式中酸常数为浓度常数。考虑离子强度影响，浓度
常数与活度常数的关系为：
K
c a1
和共轭碱（或弱碱与共轭酸）的离解
[H+]= Ka·ca/cb (二) 标准缓冲溶液
pH=pKa+lgcb/ca
前面曾讲到，标准缓冲游液的pH值是经过实验
准确地确定的，即测得的是H+的活度。因此，若用
有关公式进行理论计算时，应该校正离子强度的影
响，否则理论计算值与实验值不相符。例如由0.025 mol·L-1Na2HPO4和0.025 mol·L-1 KH2PO4所组成的 缓冲溶液，经精确测定，pH值为6.86。
若不考虑离子强度的影响，按一般方法计算则
得：
pH=pKa2+lgcb/ca=7.20+lg0.025/0.025=7.20 此计算结果与实验值相差较大。在标准缓冲溶
液pH值的理论计算中，必须校正离于强度的影响。 即以物质的活度代入公式进行计算。
a=γc
γ-活度系数
对于c≤0.1 mol·L-1的稀电解质溶液；
2.如果缓冲体系是在碱性范围内（pH＞8）起
缓冲作用(如NH3-NH4Cl等)，溶液中[OH-] >>[H+]可 忽略[H+]，则
[H+]= Ka’(ca+[OH-])/(cb-[OH-])
或
pH=pKa’ +lg(cb-[OH-])/(ca+[OH-])
3.若ca、cb远较溶液中［H+］和［OH-］大时， 既可忽略水的离解，又可在考虑总浓度时忽略弱酸
㏒γ=-0.50Z2[I1/2/(1+I1/2)-0.30I]
I——离子强度，其定义为：
I=(c1Z12+c2Z22+…cnZn2)/2 溶液的Ｉ越大， γ 值越小，离子活度与浓度之 间的差值越大。当γ→１时，a≈c。
例 １ 考 虑 离 子 强 度 的 影 响 ， 计 算 0.025mol·L-1 Na2HPO4—0.025 mol·L-KH2PO4缓冲溶液的 pH值。
β越大，溶液的缓冲能力越大。可以证明： β=2.3cδHAδA-=2.3cδHA(1-δHA) βmax=2.3×0.5 ×0.5c=0.575c 缓冲容量的影响因素： 缓冲容量的大小与缓冲
溶液的总浓度及组分比有关。总浓度愈大，缓冲容 量愈大；总浓度一定时，缓冲组分的浓度比愈接于 1:1，缓冲容量愈大。
1922年范斯莱克提出以缓冲容量作为衡量溶液 缓冲能力的尺度。其定义可用数学式表示为：
β＝db/dpH =-da/dpH
β- 缓 冲 容 量 ;db 、 da- 强 碱 和 强 酸 的 物 质 的 量;dpH-pH改变值。公式的物理意义：为使缓冲溶 液 的 pH 值 增 加 （ 或 减 小 ） 1 个 单 位 所 需 加 入 强 碱 （酸）的物质的量。
5-4 酸碱缓冲溶液
缓冲溶液是指对体系的某种组分或性质起稳定 作用的溶液。酸碱缓冲溶液对溶液的酸度起稳定的 作用。
酸碱缓冲溶液在分析化学中的应用是多方面的， 就其作用可分为两类：一类是用于控制溶液酸度的 一般酸碱缓冲溶液，这类缓冲溶液大多是由一定浓 度的共轭酸碱对所组成。另一类是标准酸碱缓冲溶 液，它是由规定浓度的某些逐级离解常数相差较小 的单一两性物质，或由不同型体的两性物质所组成。
PBE： [H+]+[HA]=[OH-]
则
[A-]= cb-[HA]=cb+[H+] -[OH-]
将上二式代入： Ka=[H+][A-]/[HA]
得：[H+]= Ka[HA]/[A-]
[H+]= Ka(ca-[H+]+[OH-])/(cb+[H+]-[OH-])
上式是计算一元弱酸及其共轭碱或一元弱碱及
其共轭酸缓冲体系pH值的通式，即精确公式。上
式展开后是一个含[H+]的三次方程式，在一般情况
下使用时常作近似处理。
1.如果缓冲体系是在酸性范围内（p，溶液中[H+]>>[OH-]。
则 [H+]= (ca-[H+])/(cb+[H+])Ka 或 pH=pKa+lg(cb+[H+])/(ca-[H+])
一、缓冲溶液pH的计算
(一) 一般缓冲溶液
现以一元弱酸及其共轭碱缓冲体系为例来讨论。
设弱酸(HA)的浓度为ca mol·L-1 ，共轭碱(NaA)的 浓度为cb mol·L-1。
对HA-H2O而言 PBE: [H+]=[OH-]+[A-]
则
[HA]=ca-[A-]= ca-[H+] +[OH-]
对A--H2O而言
0.30 0.050)
0.34
于是：
pH
lg
a H
1 2
(
pK a1
pK a2
lg P2 )
1 (2.95 5.41 0.34) 4.01 2
二、缓冲容量和缓冲范围
缓冲溶液是一种能对溶液酸度起稳定(缓冲)作 用的溶液，如果向溶液加入少量强酸或强碱，或者 将其稍加稀释时，缓冲溶液能使溶液的pH值基本 上保持不变。也就是说， 缓冲溶液只能在加入一定 数量的酸碱，才能保持溶液的pH基本保持不变。
解： I=0.10 mol/L
lg H2PO4
0.50Z 2 ( I 1
I
0.30I ) 0.10
lg HPO42
0.50Z 2 ( I 1
I
0.30I ) 0.42
pH
pK
' a
2
lg
aHPO42 aH 2 PO4
7.20 lg HPO42 H2PO4
缓冲组分的浓度比越小，缓冲容量也越小，甚
至失去缓冲作用。因此，任何缓冲溶液的缓冲作用 都有一个有效的缓冲范围。缓冲作用的有效pH范 围叫做缓冲范围。这个范围大概在pKa(或pKa’)两侧 各一个pH单位之内。即
故：
K a1
H HP
于是：
K
c a2
K HP a2
H P2
故：
aH H [H ]
K a1K a2
P2
I=1/2（0.050×12+0.050×12）=0.050 mol/L
lg P2
0.50 22
( 1
0.050 0.050