缓冲溶液
第四章 缓冲溶液
第二节 缓冲溶液pH的计算
因稀释而引起缓冲溶液pH值的变化用稀释值 表示，当缓冲溶液的浓度为c时，加入等体 积纯水稀释，稀释后与稀释前的pH值之差定 义为稀释值，符号为ΔpH1/2
ΔpH1/2 = pHc/2 pHc/1
ΔpH1/2 ＞0，表明缓冲溶液的pH值随稀释而 增加； ΔpH1/2 ＜0，则表明缓冲溶液的pH值 随稀释而减少
3.75 + lg
x 0.40
x
=
3.90
c(甲酸钠）= x = 0.234mol Lc(甲酸）= 0.166mol L
练习
例 4 向100ml某缓冲溶液中加入0.20g NaOH固 体，所得溶液pH=5.60，已知原缓冲溶液共轭酸 HB pKa=5.30; c(HB)=0.25 mol·L，求原缓冲溶 液的pH。
= pKa
+
[
lg
共轭碱]
[ 共轭酸]
第二节 缓冲溶液pH的计算
Henderson—Hasselbalch方程式的应用
pH
=
pKa
+
lg
[B- ] [HB]
解离平衡后的浓度
① HB在溶液中只少部分解离，且因B-的同离
子效应，使HB几乎完全以分子状态存在
pH
pKa
+
l?(pKa =4.75)
pH
=
pKa
+ lg
cNaAc cHAc
=
4.75 + lg 0.05 0.05
=
4.75
pH' =
pKa
+ lg
n'NaAc n'HAc
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。
基础化学 第04章 缓冲溶液
第四章缓冲溶液许多反应，往往都需要在一定的pH值条件下才能正常进行，例如，细菌培养、生物体内酶催化反应等。
当溶液的pH值不合适或反应过程中溶液的pH值有了较大改变时，都会影响反应的正常进行。
人体内的各种体液都具有一定的pH值范围，如正常人血液的pH值范围为7.35～7.45，如超出这个范围，就会出现不同程度的酸中毒或碱中毒症状，严重时可危及生命。
怎样才能使溶液（或体液）的pH值基本恒定，这是一个在化学上和医学上都同样重要的问题。
第一节缓冲溶液及缓冲机制一、缓冲溶液的缓冲作用和组成实验表明，分别在1L 0.10mol·L-1NaCl溶液和1L 含HAc和NaAc均为0.10mol的溶液中，加入0.010mol强酸（HCl）或0.010mol强碱（NaOH），NaCl 溶液的pH值发生了显著变化（改变了5个pH单位），而HAc和NaAc混合溶液的pH值改变很小（仅改变了不足0.1个pH单位）。
如用水稍加稀释时，HAc 和NaAc混合溶液的pH值随稀释而改变的幅度也很小。
这说明HAc和NaAc混合溶液有抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持pH值基本不变的能力。
我们把这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不变的溶液称为缓冲溶液（buffer solution）。
缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用称为缓冲作用（buffer action）。
较浓的强酸如HCl溶液或较浓的强碱如NaOH溶液，当加入少量强酸、强碱，其pH值基本保持不变，所以它们也具有缓冲作用。
但由于这类溶液的酸性或碱性太强，实用上很少当作缓冲溶液使用。
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。
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系，如：弱酸（过量）+ 强碱：HAc（过量）+ NaOH强酸+弱酸的共轭碱（过量）：HCl+NaAc（过量）实际上它们形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。
缓冲溶液的组成及其作用
抗酸成分 抗碱成分 NH3· H2O -------- NH4Cl CH3NH2 -------- CH3NH3+Cl(甲胺) （盐酸甲胺）
三、缓冲作用原理
HAc－NaAc + HAc＋H2O ⇌ H3O +Ac + NaAc Na +Ac 当在该溶液中加入少量强酸时， + 共轭碱为抗酸成分 H ＋ Ac → HAc 当溶液中加入少量强碱时， OH +H3O+ → 2H2O 共轭酸为抗碱成分
由于缓冲溶液中同时含有较大量 的抗碱成分和抗酸成分，它们通过弱 酸解离平衡的移动以达到消耗掉外来 的少量强酸、强碱，或对抗稍加稀释
+ 的作用，使溶液H 离子或OH
离子
浓度未有明显的变化，因此具有缓冲 作用。
第四节 缓冲溶液的组成及其作用 一、缓冲作用及缓冲溶液的概念 缓冲溶液：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：缓冲溶液对强酸、强碱或 稀释的抵抗作用
二、缓冲溶液的组成
抗酸成分 组成：缓冲对（缓冲系） 抗碱成分 （一）弱酸及其共轭碱 抗碱成分 抗酸成分 HAc -------- NaAc NaHCO3 -------- Na2CO3 NaH2PO4 -------- Na2HPO4 H3BO3 -------- Na2B4O7 H2C8H4O4 -------- KHC8H4O4 (邻苯二甲酸) （邻苯二甲酸氢钾）
缓冲溶液
②弱碱及其对应盐
H2CO3 - HCO3NH4+ - NH3
③多元酸的酸式盐及 H2PO4- - HPO42-
其对应的次级盐 HPO42- - PO43一些常见的缓冲系 (弱酸) (共轭碱) 列于表4-1中(p52)。 共轭酸碱对
缓冲系的组成:
缓冲溶液由 HB ~ B- 组成 ① HB与B－为共轭酸碱对
HB
例：在1L混合液中，含有0.10molHAc 和0.10molNaAc (HAc:pKa=4.76)
(1) 计算混合液的pH值
解: pH ＝ pKa + lg —ccHB—-B pH ＝ pKa + lg —ccAHc—A-c = 4.76 + l0g 0—.1
0.1
例：在1L混合液中，含有0.10mol HAc和 0.10mol NaAc (HAc:pKa=4.76)
(3) 在此混合液中加入0.01molNaOH, 溶液的pH值=?
解: HAc + NaOH → NaAc + H2O
0.0190 0.01 0.110
pH ＝ pKa + lg —c00c.A.H10—cA1-9c
＝ 44.7.865＋0.09
例：在1L混合液中，含有0.10mol HAc 和0.10mol NaAc (HAc:pKa=4.76)
P53, 4.4式
根据上面的公式，您认为缓冲溶液的 pH值与什么因素有关？
1、缓冲溶液的pH值首先取决于弱酸的 离解常数Ka值。
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、当缓冲液适当稀释时,缓冲比不变, pH 基本不变 。
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。
常见缓冲溶液配制方法
常见缓冲溶液配制方法缓冲溶液是一种能够维持溶液酸碱性质相对稳定的溶液。
常见的缓冲溶液配制方法主要包括四种：酸碱对配制、酸碱配制、水解配制和氧化还原配制。
下面将详细介绍这四种配制方法以及常用的缓冲体系。
一、酸碱对配制酸碱对配制是以两种酸碱的共存为基础实现的。
常用的酸碱对包括：醋酸与醋酸钠对、琼脂酸与琼脂酸钠对、乙酸与乙酸-乙酸钠对等。
以醋酸和醋酸钠为例：1.根据所需的pH值，计算所需的酸碱物质的摩尔量比例，使用化学计算方法可以得到这个比例。
2.首先，在一定体积（如100mL）的蒸馏水中加入醋酸的量，根据计算结果。
3.然后，在同样的蒸馏水中加入醋酸钠的量，根据计算结果。
在加入醋酸钠之前，需要校对酸碱物质的总体积是否是所需的目标体积，如果不是，可以再加入适量的蒸馏水进行调整。
4.经过充分搅拌混合后，缓冲溶液就制备好了。
最后，根据需求进行PH值校准。
二、酸碱配制酸碱配制是指利用单一酸或碱的酸碱性质与反应物种数之间的关系，通过精确配比计算得出所需的缓冲体系，使溶液能够保持所需的酸碱性质稳定。
常见的酸碱配制方法有：乙酸钠-盐酸、蒸馏水盐酸-碳酸钠等。
以乙酸钠-盐酸为例：1. 根据所需的pH值，计算所需的酸碱物质的摩尔量比例。
根据缓冲溶液配制公式 pKa=pH-log([A-]/[HA])，可以反推得到[HA]/[A-]的比例，其中[A-]代表酸根离子的浓度，[HA]代表不电离酸的浓度。
2.根据计算结果和所需体积，将乙酸钠溶液添加到蒸馏水中，同时滴加适量的盐酸溶液以调整pH值。
3.增加或减少乙酸钠和盐酸的量，直到所需的pH值达到要求。
三、水解配制水解是指酸碱反应中一种物质在水中发生分解产生酸和碱的反应。
通过精确配比计算得出所需的缓冲体系，既可以保持所需的酸碱性质稳定，又可以实现水解反应的产物稳定。
常见的水解配制方法有：磷酸盐缓冲液、硼酸缓冲液、胸腺嘧啶缓冲液等。
以硼酸缓冲液为例：1.将一定体积（如100mL）的蒸馏水倒入容器中。
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课时编号23-24 授课时间10.17 授课地点412 课题名称 4.3缓冲溶液课时数 2
教学目标1、了解缓冲溶液的机理。
2、知道共轭酸碱对组成缓冲溶液，会分辨抗酸、抗碱成分。
3、了解缓冲溶液在医学领域的意义。
教学重点缓冲溶液的机理
教学难点缓冲溶液的机理，分辨抗酸、抗碱成分。
教材处理无删改，适当添加新内容
教学方法教法设计演讲法、讨论法、提问式、学导式学法设计自主学习、合作学习
教学资源准备教学资料网络下载信息资源百度文库仪器设备无
耗材无
作业布置补充教学反思
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
复习导入新授
讲解
小结1、什么是盐的水解？
2、人体出现酸中毒或碱中毒怎么办？
血液pH范围为7.35 ~ 7.45，不因代谢过程中产
生酸、碱性物质而变化，血液是缓冲溶液，缓冲
溶液如何维持pH不变的呢？
一、缓冲溶液的组成及作用机理
（一）缓冲溶液的组成
HAc — NaAc 加少量HCl、NaOH、ΔpH很
小
缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸或强碱，而
维持pH基本不发生变化的溶液。
缓冲作用：缓冲溶液所具有的抵抗外加少量
强酸或强碱的作用。
缓冲溶液的组成：足够浓度的共轭酸碱对
（缓冲对）
由足够浓度的共轭酸碱对组成的缓冲溶液，
所起作用是抗酸、抗碱，如何抗得。
（二）缓冲作用机理
以HAc — NaAc为例 HAc、NaAc
足量
HAc + H
2
O H
3
O+ +
Ac-
+
左移 H
3
O+抗
酸成分
+
抗碱成分右移 OH-
2H
2
O
共轭酸—抗碱成分共轭碱—抗
酸成分
机理三要点:方程（酸解离）,平衡移动方向，
抗酸、碱成分
NH
4
+— NH
3
缓冲系、抗碱成分 NH
4
+
缓冲作用0.1mol⋅L-1 HAc—NaAc
0.1mol⋅L-1 HCl、NaOH
浓度大，少量酸、碱，浓度几乎不变
学生回忆、回答
投影
学生仔细倾听
学生理解
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
讲解分析强调自学阅读
•表1 常见的缓冲系
缓冲系弱酸共轭碱 p K aΘ（25℃）
HAc –NaAc HAc Ac- 4.75
H2CO3-NaHCO3 H2CO3 HCO3- 6.37
H3PO4-NaH2PO4 H3PO4 H2PO4‾ 2.12
NaH2PO4-Na2HPO4 H2PO4‾ HPO42- 7.21
H3BO3-NaH2BO3 H3BO3 H2BO3 9.14
二、缓冲溶液pH的计算
（一）公式推导
HA — NaA C（HA） C（A-）
HA + H
2
O H
3
O+
+ A-
C（HA）- Ceq(H
3
O+) Ceq(H
3
O+)
C（A-）+ Ceq(H
3
O+)
≈C（HA）
≈C（A-）
Kaθ（HA）
=
θ
θ
θ
C
HA
C
C
A
C
C
O
H
Ceq
/
]
/
][
/
[
3
）
（
）
（
）
（-
+
Ceq(H
3
O+)/Cθ=
)
(
)
(
)
(
-
A
C
HA
C
HA
Kaθ
pH=
)
(
)
(
lg
)
(
HA
C
A
C
HA
pKa
-
+
θ
)
(
)
(
HA
C
A
C-
—缓冲比r，C为缓冲液，不是混合
前
p Kaθ： HAc- NaAc p Kaθ（HAc）、NH
4
Cl-NH
3
p Kaθ（NH
4
+）、H
2
PO
4
- - HPO
4
2- p Kaθ2（H
3
PO
4
）
学生自学
投影
讨论缓冲体系的
影响因素
投影
学生理解
评
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
学生练习
教师点拨讲解
讲解引导点拨
（三）应用
书P
101
例5-8 25℃时，在1.0LHAc-NaAc缓
冲溶液中含有0.10mol HAc和0.20mol NaAc。
（1）计算此缓冲溶液的pH；
（2）向100mL该缓冲溶液中加入10mL 0.10
mol⋅L-1 HCl溶液后，计算缓冲溶液的pH；
（3）向100mL该缓冲溶液中加入10mL 0.10
mol⋅L-1 NaOH溶液后，计算缓冲溶液的pH；
（4）向100mL该缓冲溶液中加入1L水稀释
后，计算缓冲溶液的pH。
Kaθ（HAc）=1.8⨯10-5
解：(1)pH=
10
.0
20
.0
lg
10
8.1
lg5+
⨯
--=5.05
(2)pH=
10
.0
010
.0
100
10
.0
010
.0
100
lg
10
8.1
lg
1000
10
.0
1000
20
.0
5
⨯
+
⨯
⨯
-
⨯
+
⨯
--=
4.98
(3)pH=
10
.0
010
.0
100
10
.0
010
.0
100
lg
10
8.1
lg
1000
10
.0
1000
20
.0
5
⨯
-
⨯
⨯
+
⨯
+
⨯
--=
5.11
(4) pH=
10
.0
20
.0
lg
10
8.1
lg5+
⨯
--=5.05
四、缓冲溶液在医学上的意义
血液 pH=7.35~7.45 代谢物质pH不变
1、组成NaHCO3—H2CO3，
Na2HPO4—KH2PO4，
Na--蛋白质—H蛋白质
能力最大
2、缓冲机理
Kaθ1
CO2（溶解）+2H2O H3O++ HCO3-
+
CO2（g）（肺）H3O+肾
抗碱成分+
抗酸成分
OH-
2H2O
学生理解
讨论
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
讲解
课堂总结布置作业
【例题分析】：3. pH计算
例已知正常血液中HCO3-—CO2（溶解）
的pKaθ'1（H2CO3）=6.10（6.35），C（HCO3-）
=0.024 mol⋅L-1、C（CO2溶）=0.0012 mol⋅L-1，
求血液的pH。
解：pH=6.10+lg
0012
.0
024
.0
=6.10+lg20=7.40
讨论：体外缓冲比
10
1
~10
体内缓冲比20
4、人体调节作用
CO2—HCO3-CO2↑HCO3-↓
CO2↓HCO3-↑
肺抗酸加快吐出CO2
抗碱减慢呼出CO2
肾减少排泄
HCO3-加速排泄HCO3-
肺部换气不足（CO2吐出慢）引起酸中毒
总结缓冲溶液的重要性。
见课本。
学生理解。