酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液PPT课件
Ca [ H ] Ka Cb
Cb pH pK a lg Ca
例 21 计算 0.10 mol· L-1 NH 4 Cl 和 0.20mol· L-1 NH 3 缓冲溶液的 pH.
5 4
Kw 解 已知 NH 3 的 K b 1.6 10 ，NH 的 K a 5.6 10 10 ，由于 c NH 和 c NH 3 均较大， 4 Kb
故可采用（2-33）式计算，求得
pH pK a lg 9.26 lg
=9.56
c NH 3 c NH
4
0.20 0.10
例3.今由某弱酸HB及其盐配制缓冲溶液，其中HB的浓度为 0.25mol/L。于此100ml缓冲溶液中加入200mg NaOH (忽略 溶液体积的变化），所得溶液的PH为5.60。问原来所配制 的缓冲溶液的PH为多少？ HB+NaOH =NaB+H2O
→强碱控制溶液pH时， 2.3[OH ] →弱酸控制溶液pH（pH=pKa±1）时，
2.3HAA CHA
当Ca/Cb=1：1时，pKa=pH时，β有极值。
缓冲范围：pH=pKa±1。
4 缓冲容量（buffer capacity）
→某缓冲溶液因外加强酸或强碱的量为ΔC而发生 pH的变化，变化的幅度为ΔpH，β为ΔpH区间缓 冲溶液所具有的平均缓冲指数。 α=ΔC=βΔpH=（δ2A--δ1A-）CHA 其中，δ2A-和δ1A-分别为pH2和 pH1的分布系数， CHA为分析浓度。 →缓冲容量的大小与缓冲物质的总浓度以及组成此 缓冲溶液的Ca/Cb有关。总浓度愈大（一般为0。 01 ～ 1mol/L 之间）； Ca/Cb 应在 1/10～ 10/1 范围 内，浓度愈接近1：1，缓冲容量愈大。
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。
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。
酸碱和缓冲溶液
另一个质子受体(碱)结合。
例如，HAc在水溶液中：
HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq) 酸1 碱1 酸碱半反应2 H+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) 碱2 酸2 H+ 总反应 HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq) 酸1 碱2 酸2 碱1 酸碱半反应1
碱： B－ + H O 2
HB + OH－
-
[H B][OH ] Kb = [B ]
酸的解离常数： 符号：Ka 意义：Ka是溶液中酸强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示酸的强弱。Ka值愈大，酸性愈强。 反之亦然。 碱的解离常数： 符号：Kb 意义：Kb是溶液中碱强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示碱的强弱。Kb值愈大，碱性愈强。 反之亦然。
H+
H+ H+ H+ H+
H2PO4[Al(H2O)6 ]3+
HPO42-
+
H+
[Al(OH)(H2O)5]2+ ＋H+
共轭酸
共轭碱
由上述关系可知： (1)、酸越强，共轭碱越弱，酸越弱共轭碱越强。 如：HCl、HAc
(2)、酸和碱可以是分子、阳离子或阴离子。
(3)、酸和碱具有相对性。在某个共轭体系中是酸，而
[Η ] = K a (c - [Η ])
2 K + K + 4 K c a a a 或写成： [Η + ] = 2 + +
ca 当弱酸的 ≥500或α<5%时， Ka c- [H+]≈c
第四节 酸碱缓冲溶液
[ H ] K a1 K a 2
注 意：
由MBE、CBE和PBE导出的计算[H+]的 计算公式，其平衡常数为浓度常数，它表明 了在反应达到平衡时各组分浓度之间的关系。 如果用附录或手册上查得的活度常数代入各 式进行计算，就会造成一定的误差，此时应 先计算有关的浓度常数，然后根据公式求出 [H+] ，再计算出H+ ，从而得到aH+ 。
计算结果与实验值（6.86）非常接近。
例2：
考虑离子强度的影响，计算0.050 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：邻苯二甲酸氢钾（KHP）是两性物质，但其进 行酸式解离的倾向较碱式解离为大，溶液中主要有 HP---P2- 缓冲对，其次还有H2P—HP- ，因此对溶液 的酸碱度也具有一定的缓冲能力。 由于，cKa2=0.0503. 9 10-6>20KW, c(0.050) > 20Ka1(20 1.1 10-3) 故可根据两性物质最简式计算： c c
c HPO 2
4
cH
POlg 7.20 0.025
此值与实验测定值pH=6.86相差很大。
(2) 溶液中需要考虑4种离子的浓度：KH2PO4 ---Na2HPO4 K+,Na+,HPO42-和H2PO41 I [( cZ 2 ) K (cZ 2 ) Na (cZ 2 ) HPO 2 (cZ 2 ) H PO ] 4 2 4 2 1 (0.025 1 0.025 2 1 0.025 2 2 0.025 1) 2 0.10mol . L1
剩余的HAc的物质的量为 =2.0010-3 - 1.110-3 = 0.910-3 mol
弱酸弱碱的酸碱平衡与缓冲溶液
弱酸弱碱的酸碱平衡与缓冲溶液酸碱平衡是化学中一个重要的概念，它指的是溶液中酸性和碱性物质浓度的平衡状态。
在溶液中，酸和碱会互相反应，形成盐和水，这个反应被称为中和反应。
当溶液中同时存在弱酸和弱碱时，就涉及到弱酸弱碱的酸碱平衡问题。
一、弱酸的性质弱酸是指在水溶液中只能部分电离的酸，例如乙酸、醋酸等。
弱酸在水中溶解时，会部分转变为氢离子（H+）和对应的阴离子。
这种反应可以用以下方程式表示：HA ⇌ H+ + A-其中，HA代表弱酸分子，H+代表氢离子。
弱酸的电离常数表征了弱酸的酸度，酸度越大，弱酸电离的程度就越高。
电离常数的大小可以通过计算pKa来得到，pKa越小，弱酸的酸度越高。
二、弱碱的性质弱碱是指在水溶液中只能部分电离的碱，例如氨水等。
弱碱在水中溶解时，会生成氢氧离子（OH-）和对应的阳离子。
这种反应可以用以下方程式表示：B + H2O ⇌ OH- + BH+其中，B代表弱碱分子。
与弱酸类似，弱碱的碱度可以通过计算pKb来得到，pKb越小，弱碱的碱度越高。
三、酸碱平衡与弱酸弱碱的互相反应当弱酸和弱碱同时存在于溶液中时，它们会互相反应，形成水和盐。
这种反应被称为酸碱中和反应。
酸碱中和反应的方程式可以用以下表示：HA + B ⇌ H2O + AB在这个反应中，HA代表弱酸，B代表弱碱，H2O代表水，AB代表盐。
酸碱中和反应可以达到动态平衡，当反应物的浓度发生变化时，反应会向着消耗较多反应物的一侧进行。
这种平衡状态使得溶液中保持一定的酸碱浓度，形成酸碱平衡。
四、缓冲溶液的形成与应用缓冲溶液是一种能够抵抗酸碱浓度变化的溶液系统。
它由酸和碱的共存以及酸碱平衡所构成。
缓冲溶液的形成主要是依靠弱酸弱碱的互相中和反应。
在缓冲溶液中，当加入酸性物质时，其中的弱碱能够中和酸性质子，保持溶液的酸碱性不发生大的变化。
同样，当加入碱性物质时，其中的弱酸能够中和碱性氢离子，起到缓冲作用。
缓冲溶液在许多科学和工业领域都有广泛的应用。
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。
5-4 酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（缓 酸碱缓冲溶液：一种能对溶液的酸度起稳定（ 作用的溶液。 冲）作用的溶液。 如：弱酸及其共轭碱 HAc-NaAc HAc弱碱及其共轭酸 NH3-NH4Cl 强酸溶液 强碱溶液 一般的缓冲溶液： 一般的缓冲溶液：大多数由一定浓度的共轭酸碱对 所组成。 所组成。 标准缓冲溶液： 标准缓冲溶液：大多数是由逐级离解常数相差较小 物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对所组成， 的两性 物质组成;有些由直接配制的共轭酸碱对所组成， 如H2PO4--HPO42-。
三、缓冲溶液的选择和配制 例：欲配制1L pH=5的缓冲溶液，其中弱酸和它的共 欲配制1L pH=5的缓冲溶液 的缓冲溶液， 轭碱的总浓度为0.200mol/L， 轭碱的总浓度为0.200mol/L，问此缓冲溶液应如何 配制？ 配制？ 解：可选用醋酸（pKa=4.74）或丙酸（pKa=4.87）缓 =4.74）或丙酸（ =4.87） 可选用醋酸（ 冲体系。如选丙酸及其共轭碱体系， 冲体系。如选丙酸及其共轭碱体系，则
2.89 5.15 7.20 9.24 9.24 10.25
§5-5 酸碱指示剂
滴定终点的两种指示方法： 滴定终点的两种指示方法： a. 仪器法：通过测定滴定过程中电位等参数的变化， 仪器法：通过测定滴定过程中电位等参数的变化， 确定化学计量点(等量点)附近电位的突跃。 确定化学计量点(等量点)附近电位的突跃。 b. 指示剂法：化学计量点时指示剂颜色的突变。 指示剂法：化学计量点时指示剂颜色的突变。 简单、方便） （简单、方便）
CC2 H 5COOH + CC H COO = 0.200(mol/L)
或
C共轭轭 5.00 = 4.87 + lg C丙酸
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buffer
强酸、强碱溶液
酸碱缓冲溶液
3.4.1 缓冲容量和缓冲范围
任何缓冲溶液的缓冲能力都是有限度的。 缓冲能力用缓冲容量b表示：
db da b dpH dpH
缓冲容量b：使1L溶液的pH增加dpH单位时所需强碱db mol,或者使1L溶液的pH减少dpH单位时所需强酸da mol。 b大，缓冲能力大。
酸碱缓冲溶液
例：计算0.050 mol·-1邻苯二甲酸氢钾溶液的pH。 L （pKa1=2.95, pKa2=5.41） 解：计算标准缓冲溶液pH要考虑活度。 因为 Ka2· c>20 Kw，且c/Ka1>20, 故： 该两性物溶液的[H+]=(Ka1C·Ka2C)0.5， 考虑到离子的活度有： K a 2 HB K a1 C C K a1 K a2 H HB H B 2 因此：
定量化学分析教程
第三章(Ⅲ) 酸碱缓冲溶液
张 普 敦
酸碱缓冲溶液
3.4 酸碱缓冲溶液（Buffer）
缓冲溶液是一类非常重要的溶液体系，在化学、生 化等领域有非常重要的作用。 缓冲溶液能维持溶液在一个相对稳定的酸度，引入 少量的酸、碱或对溶液进行一定稀释不会引起溶 液pH明显变化。 弱酸及其共轭碱 √
解：
1000 1.0 10 3 db da 200 b 4.2 10 2 dpH dpH 0.12
H V M 0.074 m( NH Cl ) c H K 10
4 a
Kw Ka 10 9.25 又 Kb cK a H 由 b 2.3 可知： 2 Ka H 2 9.25 9.35 2 4.2 10 10 10 c 0.074 9.25 9.35 2.3 10 10
酸碱缓冲溶液
b的计算： HA-A-体系可以看作是在HA溶液中加入强碱NaOH（当然也 可看作是在NaA溶液中加入强酸HCl）。 设c(HA)为c，c(NaOH)为b，则PCE为： [H+]+b=[OH-]+[A-] 故： Kw cK a b H H Ka H
缓冲体系不对分析过程有显著影响；
如不参与反应；光度分析中在测定波长范围不产生吸收等；
全域缓冲溶液：在很宽的pH范围中都有缓冲作用的 溶液。
由几种不同pKa的弱酸混合后加入不同量的强酸/强碱制备； 如Britton-Robinson buffer。
酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液
3.4.3 标准缓冲溶液
H
H
K a1 K a1
2
B 2
K a1 K a1 B 2
所以：
aH
H H
计算得： pH=4.02
因为：I=1/2(c1z12+c2z22)=0.050，故(B2-)=0.484
mol L1
10 9.35 0.200 53.49 0.35 g 9.25 9.35 10
同理：V(NH3)=8.2 mL
酸碱缓冲溶液
3.4.2 缓冲溶液的选择
要有较大的缓冲能力（缓冲容量）；
即弱酸pKa接近所需pH；并使ca/cb接近1:1；缓冲物质总浓 度应当大一些（多在0.01~1.0 mol·-1 之间)。 L
用来校正pH计，其pH都是在一定温度下经实验准 确测定的。分为两种： (1) 由逐级离解常数(Ka1、Ka2、Ka3等)相差较小 的两性物质组成；如酒石酸氢钾、邻苯二甲酸氢 钾等； (2)直接由共轭酸碱对组成；如硼砂、磷酸氢钾磷酸二氢钾等。 标准缓冲溶液pH是实验测定的，计算时须作活度 校正。
微分得：
Kw cK a db 1 2 dH H Ka H
而：
d H dpH d lg缓冲溶液
弱酸b计算精确式：
cK a H H OH b 2.3 2 Ka H 当弱酸不太强也不很弱时，[H+]、[OH-]可忽略。得近似 式： cK a H b 2.3 2 Ka H
例：欲制备200 mL pH=9.35的NH3-NH4Cl缓冲溶液，且使 该溶液在加入 1.0 mmol的HCl或NaOH时pH的改变不大于 0.12单位，需用多少克NH4Cl和多少毫升1.0 mol·-1氨水？ L （pKb(NH3·2O)=4.75) H
解题思路： 共轭酸碱的加入量可通过两型体的摩尔分数x与其分析 浓度c相乘计算，因此问题转化为求c。 根据题意，结合缓冲容量的定义能够方便求出b。 再通过b的计算公式，结合溶液pH可以求得c，因此即 可解决问题。
该式求极值可得，当[H+]=Ka时，b最大。 bmax=0.575c 1.当分析物的c越大，b越大； 2.当[H+]=Ka时，此时ca=cb=0.5c, b最大。即弱酸与共 轭碱比例为1:1时，b最大。
酸碱缓冲溶液
由缓冲容量的计算公式可以看出：当pH=pKa±1时，即 ca/cb=10/1时，b为其最大值的1/3,而当pH=pKa±2时， 即ca/cb=100/1时， b为其最大值的1/25。 所以缓冲溶液的有效缓冲范围在pH为pKa±1的范围。 对强酸、强碱溶液： b=2.3([H+]+[OH-]) 对强酸，忽略[OH-]；对强碱，忽略[H+]。 故若其分析浓度为c，则其b=2.3c。 可见，当分析浓度相同时，强酸强碱的缓冲容量是弱酸共轭碱体系的4倍。 但强酸强碱体系的缓冲范围只在极端pH区域（即高浓度 区域），在pH 3~11范围几乎没什么缓冲能力。 因此，共轭酸碱对缓冲溶液用途更大。