基础化学：第四章 缓冲溶液
基础化学第四章习题答案
1．能够抵抗少量酸、碱或加水稀释，而本身pH 值基本保持不变的溶液，称为缓冲溶液。
2.缓冲容量是衡量缓冲能力大小的尺度。
通常用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表示缓冲容量。
影响缓冲容量的主要因素是缓冲系的总浓度和缓冲比；缓冲比一定时，总浓度越大，缓冲容量越大；总浓度一定时，缓冲比越接近于1，缓冲容量越大。
缓冲容量与缓冲系中共轭酸的p K a 无关。
所以总浓度相同的HAc-NaAc 和H 2CO 3-HCO 3-缓冲系的缓冲容量相同。
3.（1）（2）（4）（5）.4. 配制pH = 3的缓冲溶液，选HCOOH —HCOO -最合适，因为HCOOH 的pK a = 3.75，与所需的pH 值最接近。
5. 此混合溶液为HCO 3- －CO 32-组成的缓冲溶液。
查表4-1，H 2CO 3的p K a2＝10.25。
m o l m o l g g H C O n 119.00.840.10)(13=⋅=--mol094.0molg 106g0.10)CO(123=⋅=--n代入式(4.4)得15.10mol119.0mol 094.0lg2510)HCO)CO lgp pH 323a =+⋅=+=--((n n K6. H 2C 2O 4：pKa 1 = 1.23 pKa 2 = 4.19∴应选择---242242O C O HC 缓冲体系 1]O[C ]O [HC ]O[C ]O [HC lgpKa pH 2424224242=⇒-=----则：3:2V :V NaOH O C H422=7. HAc + NaOH = NaAc + H 2O初（mol ）：100×0.10 50×0.10平 (mol)： 50×0.10 50×0.10c a =301501005=+(mol·L -1) c b =301501005=+(mol·L -1)pH=pKa-lg754301301754.lg.c c ba =-= 8．设需加入0.10 mol·L -1HCl 溶液x 毫升，NH 3·H 2O + HCl = NH 4Cl + H 2O生成NH 4Cl 的浓度 = 0.10x /(500+x) (mol·L -1) 剩余NH 3·H 2O 的浓度 = （0.10×500 – 0.10x ）/ (500+x) (mol·L -1)pOH = 14-10 = 4 x1.0x 1.050lg75.4)x 500/(x 10.0)x 500/()x 500(10.0lg75.44--=++--=625101050.x.x .=- x = 75.5(mL) 设需加入NH 4Cl 的浓度为y mol·L -1，y1.0lg75.44-= 62.5y1.0= y = 0.018(mol/L)需加入固体NH 4Cl = 0.018×0.5×53.5 = 0.48(g)1]O[C ]O [HC ]O[C ]O [HC lgpKa pH 2424224242=⇒-=----则：3:2V :V NaOH O C H422=9.加入的NaOH 为0.20g÷40g·mol -1=0.005mol 、c (OH -)=0.005mol ÷0.100L=0.05mol ·L -1设原溶液中共轭碱 [B -]原=xmol·L -1，则加入NaOH 后，[HB]=0.25mol·L -1－0.05mol·L -1=0.20mol·L -1， [B -]=0.05mol·L -1+xmol·L -1 ，代入式(4.2)]HB []B [lga p pH -+=K11Lmol 20.0L mol )x 05.0(lg30.560.5--⋅⋅++=[B -]原=xmol·L -1=0.35mol·L -1原溶液45.5Lmol 25.0Lmol 35.0lg30.5pH 11=⋅⋅+=--10. 阿司匹林以HAsp 表示，解离后以Asp -表示。
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。
缓冲溶液
缓冲溶液缓冲溶液是一类能够抵制外界加入少量酸和碱的影响，仍能维持pH值基本不变的溶液。
该溶液的这种抗pH变化的作用称为缓冲作用。
缓冲溶液通常是由一或两种化合物溶于溶剂（即纯水）所得的溶液，溶液内所溶解的溶质（化合物）称之为缓冲剂，调节缓冲剂的配比即可制得不同pH的缓冲液。
缓冲溶液的正确配制和pH值的准确测定，在生物化学的研究工作中有着极为重要的意义，因为在生物体内进行的各种生物化学过程都是在精确的pH值下进行的，而且受到氢离子浓度的严格调控，能够做到这一点是因为生物体内有完善的天然缓冲系统。
生物体内细胞的生长和活动需要一定的pH值，体内pH环境的任何改变都将引起和代谢有关的酸碱电离平衡移动，从而影响生物体内细胞的活性。
为了在实验室条件下准确地模拟生物体内的天然环境，就必须保持体外生物化学反应过程有体内过程完全相同的pH值，此外，各种生化样品的分离纯化和分析鉴定，也必须选用合适的pH值，因此，在生物化学的各种研究工作中和生物技术的各种开发工作中，深刻地了解各种缓冲试剂的性质，准确恰当地选择和配制各种缓冲溶液，精确地测定溶液的pH值，就是非常重要的基础实验工作。
下表列出某些人体体液的pH值：体液pH 体液pH大肠液8.3～8.4血清7.35～7.45成人胃液0.9～1.5 泪 6.6～6.9唾液 6.3～7.1 尿 4.8～7.5胰液7.5～8.0 脑脊液7.35～7.457.1 基本概念⑴Brönsted-Lowry酸碱理论（又称酸碱质子理论）。
1923年由丹麦化学家J.N.Brönsted和英国化学家T.M.Lowry同时提出了酸碱质子学说，发展了酸碱理论，被后人称为酸碱质子理论或Br önsted-Lowry 酸碱理论。
他们认为凡能释放质子的分子或离子（如：H 2O ，HCl ，NH 4+，HSO 4— 等）称为酸，凡能接受质子的分子或离子（如：H 2O ，NH 3，Cl —等）称为碱。
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
缓冲溶液缓冲溶液是一类能够抵制外界加入少量酸和碱的影响，仍能维持pH值基本不变的溶液。
该溶液的这种抗pH变化的作用称为缓冲作用。
缓冲溶液通常是由一或两种化合物溶于溶剂（即纯水）所得的溶液，溶液内所溶解的溶质（化合物）称之为缓冲剂，调节缓冲剂的配比即可制得不同pH的缓冲液。
缓冲溶液的正确配制和pH值的准确测定，在生物化学的研究工作中有着极为重要的意义，因为在生物体内进行的各种生物化学过程都是在精确的pH值下进行的，而且受到氢离子浓度的严格调控，能够做到这一点是因为生物体内有完善的天然缓冲系统。
生物体内细胞的生长和活动需要一定的pH值，体内pH环境的任何改变都将引起与代谢有关的酸碱电离平衡移动，从而影响生物体内细胞的活性。
为了在实验室条件下准确地模拟生物体内的天然环境，就必须保持体外生物化学反应过程有体内过程完全相同的pH值，此外，各种生化样品的分离纯化和分析鉴定，也必须选用合适的pH值，因此，在生物化学的各种研究工作中和生物技术的各种开发工作中，深刻地了解各种缓冲试剂的性质，准确恰当地选择和配制各种缓冲溶液，精确地测定溶液的pH值，就是非常重要的基础实验工作。
下表列出某些人体体液的pH值：7.1 基本概念⑴Brönsted-Lowry酸碱理论（又称酸碱质子理论）。
1923年由丹麦化学家J.N.Br önsted 和英国化学家T.M.Lowry 同时提出了酸碱质子学说，发展了酸碱理论，被后人称为酸碱质子理论或Br önsted-Lowry 酸碱理论。
他们认为凡能释放质子的分子或离子（如：H 2O ，HCl ，NH 4+，HSO 4— 等）称为酸，凡能接受质子的分子或离子（如：H 2O ，NH 3，Cl —等）称为碱。
因此，一种酸释放质子后即成为碱，称为该酸的共轭碱，同样一种碱与质子结合后，形成对应的酸，称为该碱的共轭酸。
A —H ＋B — A ＋ B —H酸1 碱2 碱1 酸2酸1 是 碱1的共轭酸， 碱2 是 酸2 的共轭碱。
缓冲溶液的缓冲原理.
谢
制作人：
谢
杨斌
+
外来H-
平衡移动结果：外来H+被消耗。溶液pH没有明 显降低 抗酸缓冲作用
缓冲作用的原理
HAc + H2O 平衡移动方向 Ac－ + H3O +
+
OH-
H2O 平衡移动结果：外来OH－被消耗。HAc 解离补充了 消耗的H＋，pH没有明显升高 抗碱缓冲作用
缓冲作用的原理
• 1．弱酸及其对应盐的缓冲作用原理 （HAc — NaAc）
– 抗酸成分： Ac-（主要来自NaAc） – 抗碱成分：HAc
抗酸作用：Ac-+H+
抗碱作用：HAc+OH-
HAc
Ac-+H2O
缓冲作用的原理
• 2． 弱碱及其对应盐的缓冲作用原理： (NH3· H2O-NH4Cl)
抗酸成分：NH3 抗碱成分： NH4+ （主要来自NH4Cl）
抗酸作用：NH3+H+ 抗碱作用：NH4+ +OH-
药用基础化学/ 同离子效应和缓冲溶液
缓冲溶液的缓冲原理
பைடு நூலகம்冲作用的原理
以HAc~NaAc缓冲体系为例： HAc + H2O 因NaAc的同离子效应 抑制了HAc 的解离 体系中存在大量HAc和Ac－ H3O + + Ac－
缓冲作用的原理
在HAc~NaAc缓冲体系中加入少量强酸时： HAc + H2O H3O + + Ac－ 平衡移动方向
NH4+ NH3· H 2O
缓冲作用的原理
• 3．多元酸的酸式盐及其对应的次级盐的缓 冲作用原理 NaHCO3-Na2CO3 抗酸成分： CO32-（Na2CO3） 抗碱成分： HCO3-（NaHCO3） 抗酸：CO32-+H+ HCO3抗碱：HCO3-+OHCO32-+H2O
大学生基础化学缓冲溶液
或 cBcHB
或
B、- VB- 称为 缓冲比
HB VHB
(4)上述公式在计算缓冲溶液的pH时，忽略了 离子强度的影响，因而计算值于实测值存 在差异；若要精确计算，须考虑引入活度因
子 ，活度代替平衡浓度。
第二十六页，共85页。
例：在1L混合液中，含有0.10molHAc和
0.10molNaAc (HAc:pKa=4.76)
NH4Cl — NH3
CH3NH3+Cl — CH3NH2
Na2HPO4 — Na3PO4
共轭弱酸 共轭弱碱
2.12
4.75 6.37
7.21
9.25
10.7 12.67
(二)、缓冲机制 ■ HAc～NaAc的缓冲机制
第十一页，共85页。
■ HAc～NaAc的缓冲机制
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
例：
缓冲对
pKa
HAc~NaAC H2PO4-~HPO42NH4+~NH3
4.75
7.21 9.25
缓冲范围
3.75—5.75
6.21—8.21
8.25—10.25
第三十七页，共85页。
β
b
e
d
pH
1 3 5 7 9 11 13 缓冲系 pKa
b线：0.1mol·L-1HAc + NaOH HAc~NaAC 4.75
具缓冲容量， 但不是缓冲溶液
第四十二页，共85页。
小结：影响缓冲容量的因素 ① 缓冲比一定时，总浓度
越大，β越大
② 总浓度一定时，缓冲比
越接近1 ，β越大
③ 缓冲范围：pH = pKa±1
基础化学第四章(缓冲溶液)8
+2滴1molL-1NaOH pH=7.22
3
pH=7.21
1.缓冲溶液的概念 能抵抗外来少量强酸 强碱 少量强酸、强碱 少量强酸 强碱或稍加 稀释，而能保持其pH基本不变 基本不变的溶液， 基本不变 称为缓冲溶液（buffer solution）。 缓冲溶液（ solution） 缓冲溶液 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）。 缓冲作用（ action） 缓冲作用
1mmolNaOH
0.1m ol/L H Ac 0.1m ol/L N aAc
0.01mol/LHAc 0.01mol/LNaAc
pH1 = pKa = 4.75 0.1×1+1×103 pH2 = pKa + lg 0.1×11×103 pH2 = 4.76 pH = 0.01
pH1 = pKa = 4.75 0.01×1+1×103 pH2 = pKa + lg 0.01×11×103 pH2 = 4.84 pH = 0.09
21
1、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,所需加入的强酸、强碱的物质的量。 单位：mol/LpH或mmol/LpH 2 2、影响缓冲容量的因素 总浓度c总 c总= [共轭酸] + [共轭碱]， c总↑β↑ 缓冲比， [共轭碱]/ [共轭酸]= b / a a=b时β最大 base acid
8
第二节 缓冲溶液的pH
一、缓冲溶液pH值的计算公式
酸常数 共轭酸 共轭碱
HB -- BpH = pKaθ + lg { [B-]/[HB] } p代表-lg 平衡浓度 如Kaθ =1.76×10-5, pKaθ = -lg(1.76×10-5 ) = 4.75
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
解: pH ＝ pKa + lg —cc—HB-B pH ＝ pKa + lg —ccAH—cA-c = 4.76 + 0lg0—.1
0.1
例：在1L混合液中，含有0.10mol HAc和 0.10mol NaAc (HAc:pKa=4.76)
实验 样品1，0.10 mol·L-1 NaCl溶液 样品2，含 HAc 和 NaAc 均为0.10 mol·L-1的
混合溶液 操作：滴加强酸 HCl 至c(HCl)=0.010 mol·L-1 观察现象：pH的变化
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
0.10 mol·L-1 NaCl溶液
NaCl溶液中加入HCl到 0.010 mol·L-1 ，溶液 的pH由7变为2，改变 了5个pH单位。
整，滴加强碱/酸易于操作。
第二节：缓冲溶液的PH值计算
一、缓冲溶液PH值的计算公式的推导：
NaB
HB + H2O
平 衡
[HB]
时
Ka = [H+][B-]
[HB]
Na+ + B-
H3+O + B[H+] [B-]
[H+]=
Ka
[HB] [B-]
缓冲公式可表示为：
pH = pKa + lg [B-]
第一节 缓冲溶液有及什么缓优冲点机？制
在实际应用中，还采用酸碱反应的生成物与剩 余的反应物组成缓冲系。 弱酸（过量）+ 强碱，如HAc+NaOH 强酸 + 弱碱（过量），如NH3• H20+HCl
1.HCl 和 NaOH 溶液常备试剂，容易获得。 2.弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 3.通常缓冲溶液的pH需要在pH计监控下调
用缓冲溶液配方和标准缓冲溶液。 熟悉血液中的主要缓冲系及在稳定血液pH过程中
的作用。
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
一、缓冲溶液及其作用机制
1. 缓冲溶液 (buffer solution):
缓冲？
定义：
2. 缓冲作用 (buffer action):
缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的 抵抗作用。
强调
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
第一你节能总缓结冲一溶下缓液冲及溶缓液冲的机制
组成吗？ 示意图:
Ac- HAc H3O+ Ac- HAc OH- Ac- HAc
抗酸成分
抗碱成分
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
二． 缓冲溶液的组成 组成：具有抗碱成分和抗酸成分。 一般由一对共轭酸碱对组成，共轭酸 称为抗碱成分，共轭碱称为抗酸成分； 要求：两种成分具有足够浓度和一定比例。
H3PO4+H2O Tris·H++H2O
H2C8H4O4+H2O NH4++H2O
CH3NH3++H2O H2PO4-+H2O HPO42-+H2O
Ac-+H3O+ HCO3-+H3O+ H2PO4-+H3O+
Tris+H3O+ HC8H4O4-+H3O+ NH3+H3O+ CH3NH2+H3O+ HPO42-+H3O+ PO43-+H3O+
总浓度为0.05—0.2mol·L-1
两种成分合称为缓冲系 (buffer system)或缓 冲对(buffer pair)。
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
组成示意图
共轭酸
HAc
共轭碱
NaAc
NH4Cl H2PO4-
NH3·H2O HPO42-
抗碱成分
缓冲系
抗酸成分
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
常见的缓冲系表4-1p56
[HB]
……(1)
注意：[B-]和[HB]均为平衡浓度； [B-] / [HB]称为缓冲比； [B-] + [HB] 为缓冲溶液的总浓度。
此式为计算缓冲溶液pH值的 Henderson-Hasselbalch方程式
或：
为什么可这样表达？
pH = pKa + lg
c(B-) c(HB)
……(2)
例：在1L混合液中，含有0.10molHAc 和0.10molNaAc (HAc:pKa=4.76)
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
0.10 mol·L-1 HAc — 0.10 mol·L-1 NaAc溶液
0.10 mol·L-1 HAc — 0.10 mol·L-1 NaAc溶液 溶液中加入HCl到 0.010 mol·L-1 ，溶液 的pH由4.75变为4.74， 改变仅0.01pH单位。
第一节 缓冲溶液及缓冲机制
正常人体血液的pH=7.35~7.45 pH﹤6.8 或 pH﹥7.8→→死亡
求下列溶液等体积混合后的[H3O+]
0.1mol·L-1HAc + 0.1mol·L-1NaAc
HAc + H2O = Ac- + H3O+
Ka=
[H3O+] ·[Ac-] [HAc]
Ka ·[HAc] [H3O+]= [Ac-]
第四章 缓冲溶液
Buffer Solution
血液中的缓冲系
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
学习要求
掌握缓冲溶液的概念、组成和缓冲机理。 掌握影响缓冲溶液pH的因素、应用Henderson-
Hasselbalch方程式计算缓冲溶液的pH值。 掌握缓冲容量的概念、影响因素及有关计算。 熟悉配制缓冲溶液的原则和方法。了解医学上常
缓冲系
HAc-NaAc
H2CO3-NaHCO3 H3PO4-NaH2PO4
Tris·HCl -Tris
H2C8H4O4- KHC8H4O4 NH4Cl - NH3
CH3NH3+Cl - CH3NH2 NaH2PO4- Na2HPO4 Na2HPO4- Na3PO4
质子转移平衡
HAc+H2O
H2CO3+ H2O
平衡向左移动
少量H+
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
NaAc
Na+ + Ac-
以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与碱作用）
平衡向右移动
少量OH-
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
NaAc
Na+ + Ac-
Hale Waihona Puke 缓冲作用的机制：在缓冲溶液中，由于浓度较大的弱酸及其 共轭碱间质子转移平衡的存在，抗酸时消耗 共轭碱；抗碱时消耗弱酸。因此，能使缓冲 溶液的pH值基本保持不变。
结论 HAc — NaAc 混合溶液具有抵抗外来 少量强酸、强碱而保持pH基本不变的 能力。
3.缓冲溶液的缓冲作用机制
以HAc-NaAc缓冲溶液体系为例子
加以说明：
关键在平衡移动
HAc + H2O
NaAc
H3O+ + AcNa+ + Ac-
保持[H+ ]不变
以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与酸作用）