酸碱平衡和酸碱滴定法
酸碱平衡和酸碱滴定法
K
w
=[c (H+ )/c]·[c (OH-)/c]
5/25/2019
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4.溶液的酸碱性
影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力
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两性物质和多元弱酸弱碱的计算
酸碱溶液pH的计算步骤
• 全面考虑、分清主次、合理取舍、近似计算
物料平衡 电荷平衡 *质子条件 化学平衡关系
[H+]的精确表达式 近似处理
近似式
进一步近似处理
先判断溶液性质，再利 用相应的公式计算
• 稀溶液中，用pH值表示酸碱性：
pH = - log c(H+)
pH+pOH=14
• 水的电离：H2O ⇌ H++OH-
Kө=c(H+)c(OH-)/c(H2O)
水的离子积
KWө =c(H+)c(OH-)=Kө·[H2O]
22℃时，KWө =10-14即一定温度下 ，水溶液中H+和 OH-浓度乘积是一个常数。
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– 缓冲溶液的组成： 弱酸及其共轭碱 弱碱及其共轭酸
• 一般是由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成，如 HAc-Ac-, NH4+-NH3等，抗外加酸碱、抗稀释； 两性物质也是。
• 高浓度的强酸或强碱溶液（pH<2或pH>12）也 具有一定的缓冲能力，抗外加酸碱但不抗稀释。
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、酸碱反应的实质：质子的转移
H+
酸+ 碱
如： H+
共轭碱 + 共轭酸
HCl(g) + NH3(g)
Cl- + NH4
请你排一排它们的酸碱性大小？
三、酸碱的强弱：本身性质、溶剂
H+（部分）
HAc + H2O H+（全部）
HAc + NH3
Ac- + H3O 醋酸为弱酸 Ac- + NH4 醋酸为强酸
溶液分为酸性、中性和碱性溶液。298.15K时： 当[H+]=[OH-] = 1×10–7 mol/L时，溶液显中性； 当[H+]>[OH-]，[H+]>1×10–7 mol/L，溶液显酸性； 当[H+]<[OH-]，[H+]<1×10–7 mol/L，溶液显碱性。 谁比较多，就显什么性 1×10–3 mol/L 1×10–9 mol/L
注意： 1.在计算多元酸碱解离常数时，应注意各级Ka和 Kb的关系。 2.由上述关系式看出：物质的酸性越强(Ka越大)， 其共轭碱的碱性就越弱(Kb越小)
四、同离子效应和盐效应
酸碱平衡
同离子效应 HAc
HCl
H+ + AcH+ + Cl-
NH3·H2O
NH
4
+ OH-
NH4Cl
NH
4
+ Cl-
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论 第二节 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 第四节 酸碱滴定法 第五节 非水溶液的酸碱滴定
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论 2、水的离子积及其应用
第6章-酸碱平衡和酸碱滴定法
Ka θc(H c ()H c(A )A)cc2(cH (H ))=
cα 2 1-α
当α< 5%或c/Kaө≥500时 cc(H)c
HA: c(H+)=cα= cKθa 最简式
B: c(OH-)=cα= cKθb
40
当α> 5% 或
c < 500时 ，
Proton donor Proton acceptor Proton
HAc NH4+
Ac-
+
H+
酸
NH3
+
H+
碱 半
HCO3H4Y
CO32-
+
H+
反
H3Y-
+
H+
应
通式: HA
A-
+
H+
共轭酸
碱 + 质子
10
两性物质：
C O 3 2 - - H + H C O 3 - + H + H 2 C O 3 S 2 - -H + H S - + H + H 2 S
本章学习要求
1. 掌握酸碱质子的定义，共轭酸碱对，酸碱反 应的实质，共轭酸碱 Kaθ 和 Kbθ的关系;
2. 了解同离子效应，盐效应;
3. 掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡
常数和电离度的因素，稀释定律；运用最简 式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离 子平衡浓度;
1
本章学习要求
4. 了解酸度对弱酸（碱）存在形态分布状况 影响; 掌握缓冲溶液pH值的计算；
同一种弱电解质: c
25
化学式 HAc
c/mol.L-1 Kaθ
第六章酸碱平衡与酸碱滴定法
温度：温度变化会引起KHIn的改变 影响变色范围的因素 溶剂：溶剂不同，pKHIn不同 指示剂用量：只对单色指示剂有影响
滴定顺序： 浅 →深
指示剂 甲基橙 甲基红 酚 酞 酸色～碱色 红～黄 红～黄 无～红 变色范围(pH) 3.1~4.4 4.4~6.2 8.0~10.0
常用酸碱指示剂
14
2、滴定曲线及指示剂的选择
滴定突跃范围
等量点前后±0.1%范围内，pH发生了急剧变化的范 围。 指示剂的变色范围全部或部分的落在滴定的
指示剂的选择原则
pH突跃范围之内。
(1)酸碱标准溶液的浓度一般为0.1 mol∙L-1左右
强酸强碱互滴的特点
(2)滴定突跃与被滴定溶液的浓度有关,浓度越大,滴定突 跃范围越大。 (3)强碱滴定强酸与强酸滴定强碱的滴定曲线形状互为反
缓冲作用原理
由于同离子效应，该体系存在大量的HAc和Ac-。
(1)抗酸作用：加入少量的酸,H+与Ac-结合,使系统中Ac-略有减少,HAc略有增加, PH基本不变。
10
(2)抗碱作用：加入少量的碱,OH-与HAc结合,使系统中Ac-略有增加,HAc略有减少, PH基本不变。 (3)抗稀释作用：加水稀释,CH K HAc 缓冲溶液PH计算 （1）弱酸－弱酸盐体系
比较精确式
5
一元弱碱溶液COH-的计算公式 条 件 公 式 名 称
CKb≥20KW C/Kb≥500 CKb≥20KW C/Kb＜500 CKb＜20KW C/Kb≥500
COH CKb
COH Kb Kb 2 4CKb 2
最简式
近似式
COH CKb K w
比较精确式
C HCl V2 10 3 M Na2CO3 m试样
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡是无机及分析化学中的一个重要概念，它涉及到溶液中酸和碱之间的相互作用和平衡状态。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
本文将对酸碱平衡和酸碱滴定法进行详细介绍。
首先，我们来介绍酸碱平衡的基本概念。
酸碱平衡是指溶液中酸和碱之间的反应和平衡状态。
在溶液中，酸能够释放出H+离子，而碱能够接受H+离子。
这个过程被称为质子（H+）转移反应。
在酸碱平衡中，有两个重要的概念：酸性度（pH）和酸度常数（Ka）。
pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱。
在中性水溶液中，pH值为7酸度常数Ka用来衡量酸的强弱，它的定义是Ka=[H+][A-]/[HA]，其中[H+]代表酸溶液中的氢离子浓度，[A-]代表酸的共轭碱的浓度，[HA]代表未解离酸的浓度。
Ka值越大，表示酸越强。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
在酸碱滴定中，通常会使用滴定管、酸度计、酸碱指示剂等实验装置和试剂。
滴定过程中需要滴定剂、指示剂和滴定的原料溶液。
滴定过程中，首先准备好要分析的溶液和滴定剂。
然后，用滴定管滴入适量的滴定剂到容器中，然后再加入适当的指示剂。
当滴定剂反应完全与原料溶液中的酸或碱反应完成时，指示剂的颜色将发生明显的变化。
通过测量滴定剂用量，可以计算出原料溶液中酸或碱的浓度。
酸碱滴定法有许多不同的类型，其中最常见的有酸碱滴定、氧化还原滴定和络合滴定。
酸碱滴定是根据滴定剂对溶液中的酸或碱进行中和反应来测定其浓度。
氧化还原滴定是通过滴定剂与溶液中的氧化还原反应来测定其浓度。
络合滴定是通过滴定剂与溶液中的金属离子形成络合物来测定其浓度。
酸碱滴定法在实际应用中有广泛的用途。
例如，它可以用于测定食品和药品中的酸碱度，以确保其安全和合规性。
此外，酸碱滴定还可以用于水质分析、环境监测和药物分析等领域。
化学知识--酸碱平衡和酸碱滴定法
c H 2 S4O 0 .1 mL o 1 l
c 1 2H 2S4 O 2cH 2S4 O 0.2mo L 1l c2 H 2S4O 1 2cH 2S4O 0 .0m 5L o 1l
通式
cbB acB
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a b
16
滴定度：每ml标准溶液所能滴定的被测物质的质量
（在例行分析中常用）
17
滴定度与摩尔浓度的转换：与反应计量关系有关
6 F 2 eC 2 O 7 r 2 6 F 3 e2 C 3 r
c V 6c V M m F2e F2e
C2O r72 C2O r72
C
A B
C D
Kw：水的离子积 Ka：酸的解离常数 Kb：碱的解离常数 Ksp：溶度积 Kt：滴定反应常数
Kinetic Equilibrium
time
region region
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3
方法特点
适用于常量组分(含量＞1%)的测定； 相对误差一般约为±0.2%，准确度较高； 仪器简单、操作简便、快速； 有很大的实用价值。
故当 18.05.2020 Kc106，反应即可定量进行完全。
6
3、反应速度要快
如果反应慢，无法确定终点；
加热、增加反应物浓度、加入催化剂。
4、有合适的指示终点的方法 人眼：利用指示剂的颜色变化；
仪器：利用溶液体系中某一参数的变化。
5、试液中若存在干扰主反应的杂质
必须有合适的消除干扰的方法。
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§3-1 滴定分析法概论
一、滴定分析过程和方法分类
方法介绍
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滴定管 滴定剂
锥形瓶 被滴定溶液
第六：酸碱平衡与酸碱滴定
O K aO K bO [c( H ) / c O ] [c(OH ) / c O ] K w
∴①可以从酸、碱的Ka 和Kb计算其共轭碱、酸
的Kb和Ka ；②酸愈强，即Ka愈大，其共轭碱愈
弱，Kb愈小。反之亦然。
例：NH3 ~ NH4+
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
3、多元弱酸、多元弱碱溶液 o o o 溶液中分级离解：Ka1 Ka2 Ka3 ……
o o o ，c(H+) 主要决定于第一步电离， Ka1 >Ka2 >Ka3
c(H+)计算同于一元弱酸:
H 2S H + HS HS H + S
+ 2+ -
K K
o a1
由于HAc的很小,加入NaAc后变得更小,则: 0.10 + x≈0.10
O a
0.10－x≈0.10
0.10 x K 0.10 c(H+)= 1.76 ×10-5 =1.8 ×10-5(mol.L-1) 1.76 10-5 = 100% = 0.0176% 0.10
2、盐效应 在弱电解质溶液中加入与弱电解质不相同的 盐类，使弱电解质的离解度稍稍增大，这种作
cK 20K 时，忽略水的电离 HA = H+ + A初： c 0 0 平： c- c(H+) c(H+) c(H+)
O a O w
c/K
O a
500 时, c- c(H ) c
+
K
O a
[c(H ) / c ] [c(A ) / c ] c (H ) O [c(HA) / c ] c
第7章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第7章酸碱平衡与酸碱滴定法7.1 溶液中酸碱平衡的处理方法 71酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法，是滴定分析中广泛应用的方法之一。
由于酸碱滴定法的基础是酸碱平衡，因此本章首先介绍溶液中酸碱平衡的基本理论，然后学习酸碱滴定法的基本原理及应用。
7.1 溶液中酸碱平衡的处理方法酸碱溶液中平衡型体之间存在三大平衡关系：①物料（质量）平衡，②电荷平衡，③质子平衡。
本章酸度的计算中，用质子平衡对酸碱平衡进行处理，最简单最常用。
因此分别介绍这些方法。
7.1.1 物料平衡平衡状态时，化学体系中某一组分的分析浓度等于该组分各种型体平衡浓度之和。
例题7-1：0.10 mol・L-1 HAc溶液，其物料平衡式为： cHAc＝c(HAc) + c(Ac-)＝0.10(mol・L-1)例题7-2：0.20 mol・L-1 NaHCO3溶液，其物料平衡式为：?2?c(Na+)＝cNaHCO3＝c(H2CO3) + c (HCO3) + c(CO3)＝0.20 (mol・L-1)例题7-3：0.50 mol・L-1 NaOH溶液，其物料平衡式为： CNaOH＝c(Na+ )＝c(OH )＝0.50 (mol・L-1)-例题7-4：0.50 mol・L-1 HCl溶液，其物料平衡式为： CHCl＝c(Cl )＝c(H+ )＝0.50(mol・L-1 )-例题7-5：0.20 mol・L-1 NH4Cl溶液，其物料平衡式为： CNH4Cl＝c(Cl )＝c(NH4) + c(NH3)＝0.20 (mol・L-1)-?7.1.2 电荷平衡处于平衡状态的水溶液是电中性的，即溶液中荷正电质点所带正电荷的总数与荷负电质点所带负电荷的总数相等。
例题7-6：0.10 mol・L-1 HAc溶液，其电荷平衡式为： c(H+ )＝c(Ac- ) + c(OH )-对多价阳（阴）离子，平衡浓度各项中还有相应的系数，其值为相应离子的价数。
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Chap3 酸碱平衡和酸碱滴定法§3～4酸碱缓冲溶液教案首页内容：导入：坐汽车，在汽车突然加速、减速时，会产生惯性，为防止惯性，要系安全带，安全带起的是缓冲作用，由此，我们想缓冲溶液的意义，应是具有缓冲作用的溶液，那么，安全带是用来缓冲惯性，缓冲溶液则是用来缓冲pH值的。
我们知道，一般的溶液，酸性的，碱性的，或两性的，向其中加入少量的酸或碱后，PH 值就会减小或增大，而往缓冲液中加入少量酸或碱，溶液的PH 值不会发生显著变化。
一、概念1、缓冲溶液(buffer solution)：能减缓因外加强酸或强碱以及稀释而引起的pH急剧变化的溶液。
解释：p H 值不因加入少量酸或少量碱以及稍加稀释而发生显著变化。
通常有以下三种情况：(1) 向溶液中加入少量的强酸或强碱；(2) 溶液中的化学反应产生少量的酸或碱；(3) 溶液稍加稀释。
2、缓冲溶液的组成：(1) 共轭酸碱对(如:浓度较大的弱酸及其共轭碱，HAc-Ac－；浓度较大的弱碱及其共轭酸，NH3－NH4＋)；(2) 强酸（pH<2）强碱溶液（pH>12）；(3) 两性物质。
3、分类（按用途）：(1) 一般酸碱缓冲溶液（用于控制溶液的pH值）；(2) 标准缓冲溶液（校正pH计用）。
二、缓冲溶液的作用原理1、以HAc-NaAc为例，说明其作用原理HAc-NaAc缓冲溶液中，存在下列平衡：(1) NaAc⇌Na++Ac-，(2) HAc⇌H++Ac-加入少量酸，则引入的H++Ac-⇌HAc；加入少量碱，则引入的OH-+H+⇌H20，可见pH值基本不变。
2、以NH3-NH4Cl为例，说明其作用原理NH 3-NH 4Cl 缓冲溶液中，存在下列平衡： (1) NH 3+ H 20⇌NH 4++OH - ，(2) NH 4Cl ⇌NH 4++ Cl -加入少量酸，则H ++OH -⇌H 20；加入少量碱，则OH -+NH 4+⇌ NH 3·H 20，可见pH 值基本不变。
三、 缓冲溶液pH 值的计算以HA-A -为例，计算c HA mol ·L -1HA+c A-mol ·L -1A -缓冲体系的pH 值： 物料平衡：①[Na +]=c A- ②[HA]+[A -]=c HA +c A-电荷平衡：③[Na +]+[H +]=[A -]+[OH -] ①代入③得，c A-+[H +]=[A -]+[OH -]，即：④[A -]=c A-+[H +]-[OH -]将④代入②得，[HA]=c HA +c A--[A -]=c HA -[H +]+[OH -]得，得，作为控制酸度的缓冲溶液，因为缓冲剂本身的浓度大，对计算结果也不要求准确，可用近似的方法计算：eg1.求0.10mol ·L -1HAc 和0.20mol ·L -1Ac -缓冲溶液的pH 值。
[提示] 直接用公式：+-[H ][A ][HA]+Ka=[H ]=Ka -[HA][A ]⇒又:c -AKa+lgc HA近似式: pH=p +c -[H ]c -++++HA HA pH<6,[OH ]0,[H ]=Ka ,c [H ],c [H ],[H ]=KaHA -+c A c +[H ]--AA-c +[OH ]c ++--+HA HA pH>8,[H ]0,[H ]=Ka ,c [OH ],c [OH ],[H ]=Ka HA --c A c -[OH ]--A A ≈>>>>≈>>>>当时当时当时当时+-c -[H ]+[OH ]+HA [H ]=Ka+-c +[H ]-[OH ]-A精确式:eg2.求0.10mol ·L -1NH 4+和0.20mol ·L -1NH 3·H 20缓冲溶液的pH 值。
[提示] 直接用公式：eg3. 0.30mol ·L -1吡啶（C 5H 5N ）和0.10mol ·L -1HCl 等体积混合，是否为缓冲溶液，求其pH 值。
[提示] 判断是否组成缓冲溶液，实际是判断是否生成共轭酸碱对，吡啶为有机弱碱，0.30mol ·L -1吡啶（C 5H 5N ）和0.10mol ·L -1HCl 等体积混合，生成吡啶盐酸盐和过量的吡啶，二者是共轭酸碱对，因此能组成缓冲溶液。
直接用公式：注意：等体积反应浓度减半。
eg4. 欲使100mL 0.10mol ·L -1HCl 溶液的pH 值从1.00增大至4.44，需加入固NaAc 多少克。
[提示] 设需加入固NaAc m 克。
eg5. 今有某弱酸HB 及其盐配制缓冲溶液，其中HB 的浓度为0.25mol ·L -1。
于此100mL 缓冲溶液中加入200mgNaOH （忽略溶液体积变化），所得溶液的pH 值为5.60。
问原来所配制的缓冲溶液的pH 值为多少？（设HB 的Ka=5.0×10-6） [提示] 关键：求原溶液中的c B-。
由 求得原溶液中的c B-。
c-0.20Ac Ka+lgKa+lgc 0.10HAc=pH=p p c C H N 55pH=pKa+lgc+C H NH 550.30V-0.10V 0.10V(c =, c =)C H N +552V 2V C H NH55 -3-3(m-0.1010010M )/M 10010NaAc NaAc 4.44=4.74+lg-3-30.1010010/10010⨯⨯⨯⨯⨯⨯⨯⨯-3-3200104010010+c -6B-5.60=-lg5.010+lg-320010-3-3(0.2510010- )1001040⨯⨯⨯⨯⨯⨯⨯⨯•c NH H O0.2032pH=pKa+lg =pKa+lgc 0.104+NH四、 缓冲指数、缓冲容量及缓冲范围导入：以上节课的导出作为导入。
前面讲过，当向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将溶液稍加稀释时，溶液的pH 值基本保持不变。
但是，如果继续加入强酸或强碱，比如无限度地加入大量的强酸或强碱，缓冲溶液对酸或碱的抵抗能力就要减弱，甚至失去缓冲作用。
就是说，缓冲溶液的缓冲作用都是有一定的限度的，每一种缓冲溶液只能加入有限量的酸或碱，才能保持溶液的pH 值不变。
所以每一种缓冲溶液只具有一定的缓冲能力，缓冲指数和缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。
1、缓冲指数(buffer index)——β定义：dc ——加入强酸或强碱的无穷小量； dpH ——pH 的无穷小量。
其物理意义：相关酸碱组分分布线的斜率，β具有加和性。
加和性：结论：β与缓冲溶液的总浓度c HA 和组分比（共轭酸碱对的分布分数）有关：缓冲溶液分析浓度越大, β越大；总浓度一定时，组分比越接近1：1，缓冲指数越大；并且，当组分比等于1（即c HA =c A-）时，β有极值，缓冲溶液的缓冲能力最大，此时，pH=pKa 。
2、缓冲容量(buffer capacity)——α定义：β=β+β+β+-HAH OH +-d[H ]d[OH ]d[HA]+-=++ (dc=d[H ]+d[OH ]+d[HA])dpH dpH dpH +-=2.3[H ]+2.3[OH ]+2.3δδc HA -HAA +pH , β=2.3[H ];-pH , β=2.3[OH ];-HA-A pH(pH=pKa 1), β=2.3δδc .HA -HA A± 强酸控制溶液时强碱控制溶液时体系控制溶液时α=Δc=βΔpH=（δ2 A- —δ1A-）c HAα——缓冲容量；Δc——外加强酸或强碱的量；β——ΔpH区间缓冲溶液所具有的平均缓冲指数；ΔpH——因Δc而发生的pH值的变化；δ2 A- ——终态pH值（即pH2）时A-的分布分数；δ1 A- ——初态pH值（即pH1）时A-的分布分数；c HA——HA的总浓度（分析浓度）。
其物理意义：某缓冲溶液因外加强酸或强碱的量为Δc而发生pH的变化的幅度为ΔpH。
结论：影响α的因素为缓冲溶液的总浓度c HA和组分比（共轭酸碱对的分布分数）：缓冲溶液分析浓度越大, α越大；总浓度一定时，组分比越接近1：1，缓冲容量越大；并且，当组分比等于1（即c HA=c A-）时，α有极值，缓冲溶液的缓冲能力最大；此时，pH=pKa。
——与缓冲指数相一致。
3、缓冲范围——pKa±1缓冲范围是指缓冲溶液起有效缓冲作用的有效pH值范围。
eg.HAc-Ac-缓冲溶液其pKa=4.74，那么，我们配制缓冲溶液时，要使其pH值在3.74～5.74范围内。
例如，前面计算缓冲溶液的pH值时，eg1. eg2. eg3.的pH值均在其有效缓冲范围之内：缓冲体系pKa 有效缓冲范围缓冲溶液的pH值eg1.HAc-Ac- 4.74 3.74～5.74 5.04eg2. NH3·H2O-NH4+ 9.26 8.26～10.26 9.56eg3.C5H5N-C5H5NH+ 5.23 4.23～6.23 5.53又如 HF-F- 3.18 2.18～4.18H2PO4-HPO42-7.20(pKa2) 6.20～8.20以0.10mol·L-1HAc-Ac－缓冲溶液为例，可绘制出其β-pH曲线，如图所示：图中，实线为0.10mol·L-1HAc-Ac-溶液在不同pH值时的缓冲指数β，虚线表示强酸和强碱溶液的缓冲指数β，阴影部分表示在pH4～6时，HAc-Ac-缓冲体系所具有的缓冲容量α。
从β-pH曲线上，可得到以下下结论：(1) 曲线两侧β很高，说明一定浓度的强酸在pH<2、强碱在pH >12时具有较大的缓冲容量。
若反应要求溶液的酸度控制在pH＝0～2，或pH＝12～14的范围内，则可用强酸或强碱控制其酸度；(2) 在pH=pKa±1的范围内，缓冲溶液具有较大的缓冲容量，此范围即为有效缓冲范围，在此范围内，pH离pK a点愈远，β愈小，并且，当pH=pKa时，β具有最大值，缓冲溶液的缓冲能力达到最大；超出此范围，缓冲能力将显著下降。
从缓冲组分的分布分数曲线来讨论缓冲容量的概念更为方便和直观。
见教材P61图2-6。
五、如何选择缓冲溶液1、关键：使欲控制的pH值落在缓冲溶液的缓冲范围之内（尽量与缓冲溶液的pKa接近）；选时，先查出缓冲溶液中弱酸的pka，算出pka±１，得到缓冲范围，再看欲控制的溶液的pＨ值能落在哪个弱酸的pka±1内，就以这一个弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液来控制pＨ。
2、加入的缓冲溶液应不干扰测定，尤其对待测组分无干扰；3、缓冲溶液应有足够的缓冲容量；4、缓冲物质应廉价易得，避免污染。