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化学有关缓冲溶液计算公式
化学有关缓冲溶液计算公式缓冲溶液的计算公式。
缓冲溶液是指能够在一定范围内维持其pH值稳定的溶液，它在化学和生物学实验中起着非常重要的作用。
在实验室中，我们经常需要制备具有特定pH值的缓冲溶液，而要计算缓冲溶液的配制方法，就需要用到一些化学方程式和计算公式。
本文将介绍关于缓冲溶液计算公式的一些基本知识和方法。
1. Henderson-Hasselbalch方程。
Henderson-Hasselbalch方程是计算缓冲溶液pH值的重要公式，它的数学表达式为：pH = pKa + log([A-]/[HA])。
其中，pH表示溶液的酸碱性，pKa表示缓冲溶液的酸性常数，[A-]表示缓冲溶液中的碱性物质浓度，[HA]表示缓冲溶液中的酸性物质浓度。
根据这个公式，我们可以通过调整[A-]和[HA]的浓度比例来控制缓冲溶液的pH值。
2. 缓冲溶液的配制方法。
在实验室中，我们通常会使用一些常见的酸和碱来配制缓冲溶液，比如乙酸和乙酸钠、磷酸和磷酸氢二钠/磷酸二氢钠等。
要计算这些缓冲溶液的配制方法，我们需要用到以下的一些计算公式：（1）计算酸性物质和碱性物质的摩尔浓度。
酸性物质和碱性物质的摩尔浓度可以通过以下的公式计算：Molarity = moles of solute / volume of solution (L)。
（2）计算pH值。
通过Henderson-Hasselbalch方程，我们可以计算出缓冲溶液的pH值。
首先需要知道酸性物质和碱性物质的浓度，然后代入公式中进行计算即可。
3. 实际操作中的注意事项。
在实验室操作中，我们需要注意以下几点：（1）严格按照实验步骤和计算公式进行操作，避免因为计算错误导致实验失败。
（2）在配制缓冲溶液时，需要使用精确的实验仪器和称量工具，以确保溶液的浓度和配比准确无误。
（3）在实验过程中，需要注意缓冲溶液的保存和稳定性，避免因为外界条件的变化导致溶液pH值的波动。
4. 缓冲溶液的应用。
3.3.5 缓冲溶液pH计算
理学院化学系
共轭体系缓冲容量的特点：
1. ∝c, c增大则 增大
2. [H+] = Ka，即 pH = pKa时 max = 0. 575 c
3. 缓冲范围: pKa-1 < pH < pKa+ 1
缓冲容量或分布系数
1.2
缓 冲 指 数
分 布 分 数 或
0.9 0.6 0.3
0
HAc pKa = 4.76 Ac
pH = 3 pH = 4.73
pH = 11 pH = 4.75
缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量酸或碱，或将溶液适
当稀释，而溶液本身pH能保持相对稳定。
理学院化学系
缓冲溶液的组成 若水溶液的溶质是弱酸（碱）与它的共轭碱（酸）组成,
这种溶液叫“pH缓冲溶液”，具有缓冲能力，实验中常用它 来维持溶液的pH值。
生成 0.15molNaH2PO4
余下0.10molNaOH
继续反应 生成 0.10molNa2HPO4 余下0.05molNaH2 PO 4
得到 H PO− — HPO2− 缓冲溶液
2
4
4
理学院化学系
H 2 PO4− (aq) = HPO42−(aq) + H +(aq)
平衡浓度 C1-x
C2+x
x
c1
=
c(H 2 P O4−
)
=
0.0500 0.800
mol
L-1
c2
=
c(HPO24− )
=
0.100 0.800
mol L-1
pH
=
pKa2
-lg
c(H
2PO
− 4
第二节缓冲溶液pH的计算
max
缓冲比越接近1，缓冲容量越大；缓冲比等于1时，
1 1 2.303 [HB] [B ] 0.576 c 2 2
总
有最大缓冲容量。
第三节 缓冲容量和缓冲范围
四、缓冲范围
减小 max 减小 1 1 10 缓冲比： 10 1 1 pH : pH pK a - 1 pH pK a pH pK a 1
1
1
第四节 缓冲溶液的配制
一、配制方法 1．选择合适的缓冲系： （1）pH在pKa±1缓冲范围内并尽量接近弱酸pKa。 （2）缓冲系的物质必须对主反应无干扰。 2．配制的缓冲溶液的总浓度要适当： • 一般总浓度0.05mol· L-1～0.2mol· L-1。 3．计算所需缓冲系的量： • 根据Henderson-Hasselbalch方程计算。 4．校正： • 需在pH计监控下，对所配缓冲溶液的pH校正。
4. 缓冲溶液的配制
① 常用缓冲溶液的配制方法
② 标准缓冲溶液
5. 血液中的缓冲系
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HendersonHasselbalch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
pKa值一定，其pH随着缓冲比[B-]/[HB]的改变
而改变。当缓冲比等于l时，pH等于pKa
第二节 缓冲溶液pH的计算
3.
Henderson—Hasselbalch方程式的应用
①
HB在溶液中只少部分解离，且因B-的同离子效
如何计算缓冲液缓冲范围的公式
如何计算缓冲液缓冲范围的公式缓冲液是一种能够维持溶液pH稳定的溶液，它能够抵抗外界对溶液pH值的变化。
在实验室中，我们经常需要制备一定pH值的缓冲液，以用于酶活性实验、DNA/RNA电泳等实验中。
而为了确保缓冲液的缓冲效果，我们需要计算缓冲液的缓冲范围。
本文将介绍如何计算缓冲液缓冲范围的公式。
缓冲液的缓冲范围是指缓冲液在一定浓度范围内能够保持稳定的pH 值。
一般来说，缓冲液的缓冲范围可以通过以下公式计算得出：pH = pKa ± log([A-]/[HA])其中，pH为缓冲液的目标pH值，pKa为缓冲液的酸解离常数，[A-]为缓冲液中酸根离子（碱）的浓度，[HA]为缓冲液中酸（酸根离子的共轭酸）的浓度。
在计算缓冲范围时，我们需要先确定pKa值，pKa值是指缓冲液中酸解离常数的负对数。
pKa值越小，该酸的酸性越强，缓冲范围越窄；pKa值越大，该酸的酸性越弱，缓冲范围越宽。
接下来，我们需要确定缓冲液中酸（酸根离子的共轭酸）和酸根离子（碱）的浓度。
通常情况下，我们可以通过向溶液中加入已知浓度的酸或碱来调节缓冲液的pH值。
然后，我们可以使用酸碱滴定法或分光光度法等实验方法来确定酸和碱的浓度。
根据上述公式，我们可以计算出缓冲液的缓冲范围。
根据计算结果，我们可以调整缓冲液中酸和碱的浓度，以使缓冲液的缓冲范围达到实验要求。
需要注意的是，缓冲液的缓冲范围并不是无限的。
当酸根离子（碱）的浓度与酸（酸根离子的共轭酸）的浓度相差很大时，缓冲液的缓冲范围会变得很窄，无法保持稳定的pH值。
因此，在实验中，我们需要根据实际情况选择合适的酸和碱的浓度，以确保缓冲液的缓冲范围能够满足实验要求。
计算缓冲液的缓冲范围是一项重要的实验技术。
通过合理选择酸和碱的浓度，并使用上述公式进行计算，我们可以制备出具有稳定pH 值的缓冲液，以满足实验的需要。
当然，在实际操作中，我们还需要注意其他因素的影响，如温度、离子浓度等，以确保实验结果的准确性和可靠性。
缓冲溶液pH的计算
V(NH3)=（c V ）/c(NH3)
五、酸碱指示剂的变色原理及选择
1．酸碱指示剂：酸碱指示剂一般是有机弱 酸或弱碱，当溶液中的pH值改变时，指示 剂由于结构的改变而发生颜色的改变。 以HIn表示弱酸型指示剂，其在溶液中的平 衡移动过程，可以简单表示如下：
HIn + H2O = H3O+ + InKHIn=（[In-][H+]/[HIn]） KHIn/[H+]=[In-]/[HIn]
4.5 缓冲溶液pH的计算 (HA+A-) (p57)
先写出质子条件
[HA] = ca - [H+] + [OH-] [A-] = cb + [H +] - [OH-] 代入平衡关系 ,得精确式
[H+ ]
=
[HA] [A- ]
Ka
=
ca cb
- [H+ ] + [OH- ] + [H+ ] - [OH- ]
(pH 4.5 ～ 6 )
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
3.557 4.008
6.865
9.180 12.454
标准缓冲溶液的pH是实验测定的,用于校准酸度计。
缓冲溶液pH值计算公式(学习资料)
缓冲溶液pH值计算公式裴老师教你学化学许多化学反应（包括生物化学反应）需要在一定的pH值范围内进行，然而某些反应有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值会随反应的进行而发生变化，从而影响反应的正常进行。
在这种情况下，就要借助缓冲溶液来稳定溶液的pH 值，以维持反应的正常进行。
在无机化学的教学中，为了使学生根据反应所要控制的pH值范围，能正确选择和配制缓冲溶液，就需要要求学生对缓冲溶液pH 值的计算公式熟练掌握并能灵活应用。
缓冲溶液pH值的计算公式，根据缓冲溶液的组成大致可分为两大类型。
1 由弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液设弱酸的浓度为C酸（mol·L-1），弱酸盐的浓度为C盐（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：HA H+ + A- ［1］(P78)平衡时：C酸-x xC盐+xKa°= x（C盐+x）/（C酸-x）x = ［H+］= Ka°（C酸-x）/（C盐+x）由于Ka°值较小，且因存在同离子效应，此时x很小，因而C酸-x≈C酸，C盐+x≈C盐，所以［H+］= Ka°C酸/ C盐将该式两边取负对数：-log［H+］=-logKa°-logC酸/ C盐，所以pH = pKa°-logC酸/ C盐（1）这就是计算一元弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
2 由弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液设弱碱的浓度为C碱（mol·L-1），弱碱盐的浓度为C碱（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：B + H2O BH+ + OH- ［2］( P140)平衡时：C碱-x C盐+xxKb°= x（C盐+x）/ （C碱-x）x = ［OH-］= Kb°（C碱-x）/ （C盐+x）由于Kb°较小，且因存在同离子效应此时x很小，因此C碱-x≈C碱，C 盐+x≈C盐，所以，［OH-］= Kb°C碱/ C盐将该式两边取负对数：-log［OH-］=-logKb°-logC碱/ C盐pOH = p Kb°-logC碱/ C盐又因pH = 14 - pOH，所以pH = 14 -pKb°+ logC碱/ C盐（2）这就是计算一元弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
缓冲溶液pH值计算公式
缓冲溶液pH值计算公式裴老师教你学化学许多化学反应（包括生物化学反应）需要在一定的pH值范围内进行，然而某些反应有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值会随反应的进行而发生变化，从而影响反应的正常进行。
在这种情况下，就要借助缓冲溶液来稳定溶液的pH值，以维持反应的正常进行。
在无机化学的教学中，为了使学生根据反应所要控制的pH值范围，能正确选择和配制缓冲溶液，就需要要求学生对缓冲溶液pH值的计算公式熟练掌握并能灵活应用。
缓冲溶液pH值的计算公式，根据缓冲溶液的组成大致可分为两大类型。
1 由弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液设弱酸的浓度为C酸（mol·L-1），弱酸盐的浓度为C盐（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：HA H+ + A- ［1］ (P78)平衡时： C酸-x xC盐+xKa°= x（C盐+x）/（C酸-x）x = ［H+］ = Ka°（C酸-x）/（C盐+x）由于Ka°值较小，且因存在同离子效应，此时x很小，因而C酸-x≈C酸，C盐+x≈C盐，所以［H+］ = Ka°C酸 / C盐将该式两边取负对数：-log［H+］ =-logKa°-logC酸 / C盐，所以pH = pKa°-logC酸 / C盐（1）这就是计算一元弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
2 由弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液设弱碱的浓度为C碱（mol·L-1），弱碱盐的浓度为C碱（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：B + H2O BH+ + OH- ［2］ ( P140)平衡时： C碱-x C盐+xxKb°= x（C盐+x）/ （C碱-x）x = ［OH-］ = Kb°（C碱-x）/ （C盐+x）由于Kb°较小，且因存在同离子效应此时x很小，因此C碱-x≈C碱，C 盐+x≈C盐，所以，［OH-］ = Kb°C碱 / C盐将该式两边取负对数：-log［OH-］ =-logKb°-logC碱 / C盐pOH = p Kb°-logC碱 / C盐又因pH = 14 - pOH，所以pH = 14 -pKb°+ logC碱 / C盐（2）这就是计算一元弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液pH值的通式。
配置缓冲溶液的计算公式
配置缓冲溶液的计算公式
配置缓冲溶液的计算公式一般涉及酸碱平衡及酸碱物质的浓度计算。
缓冲溶液
是指能够抵抗溶液pH值变化的溶液，通常由弱酸和其共轭碱或弱碱和其共轭酸组成。
以下是配置缓冲溶液的计算公式的介绍。
对于弱酸和其共轭碱构成的缓冲溶液，其酸碱平衡反应可以表示为：
HA ⇄ H+ + A-
其中HA代表弱酸，H+代表氢离子，A-代表共轭碱。
该反应处于动态平衡状态，反应速率的前后相等。
为了配置特定pH值的缓冲溶液，需要根据Henderson-Hasselbalch方程来计算。
Henderson-Hasselbalch方程的公式如下：
pH = pKa + log ([A-]/[HA])
其中pH是所需的缓冲溶液的pH值，pKa是弱酸的酸解离常数（常被用来衡量酸的强弱），[A-]是共轭碱的浓度，[HA]是弱酸的浓度。
通过调整[A-]和[HA]的浓度以使pH值符合所需的目标，就可以配置特定pH值的缓冲溶液。
对于弱碱和其共轭酸构成的缓冲溶液，相同的原理和公式也适用，只需要将公
式中的弱酸、共轭碱、以及pKa值进行相应的替换。
综上所述，配置缓冲溶液的计算公式是Henderson-Hasselbalch方程，通过该方
程可以计算出所需浓度的弱酸和共轭碱（或弱碱和共轭酸）来满足特定的pH值要求。
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4.5.4 重要的缓冲溶液 常用标准缓冲溶液
缓冲溶液 饱和酒石酸氢钾 (0.034mol·kg-1) 邻苯二甲酸氢钾 (0.050mol·kg-1)
0.025mol·kg-1 KH2PO4 + 0.025mol·kg-1 Na2HPO4
硼砂 (0.010mol·kg-1) 饱和氢氧化钙
pH (25oC)
溶液中有A,可加HCl中和一部分;
形成HA-A-共轭体系
配制缓冲溶液的计量方法
方法1: (确定引入酸or碱)
1.按所需pH求ca/cb: pH0=pKa+lg(cb /ca); 2.按引入的酸(碱)量△ca及pH变化限度计算ca和cb:
pH1pKalgccb a ccaa Ka
3.据ca,cb及所需溶液体积配制溶液.
m(NH4Cl)=（cV ）M(NH4Cl)
V(NH3)=（c V ）/c(NH3)
五、酸碱指示剂的变色原理及选择
1．酸碱指示剂：酸碱指示剂一般是有机弱 酸或弱碱，当溶液中的pH值改变时，指示 剂由于结构的改变而发生颜色的改变。 以HIn表示弱酸型指示剂，其在溶液中的平 衡移动过程，可以简单表示如下：
dpH dpH
2.根据所需pH求总浓度c: =2.3c·x0·x1 3.按x0与x1的比值配成总浓度为c的缓冲溶液.
例： 欲制备200 mL pH=9.35 的NH3NH4Cl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/L氨水？ [pKb(NH3)=4.75]
4.5 缓冲溶液pH的计算 (HA+A-) (p57)
先写出质子条件 [HA] = ca - [H+] + [OH-] [A-] = cb + [H +] - [OH-] 代入平衡关系 ,得精确式
[H +]=[[H A A -]]Ka=c cb a-+ [[H H + + ]]+ -[[O O H H --]]Ka
方法2: (确定引入酸or碱)
1.分别计算pH0和pH1时的x(HA)、x(A) 2.引入酸的量c(HCl)= △x(HA)×c总
(引入碱的量c(NaOH)= △x(A)×c总) 求出c总
3.pH0时 ca=c总×x(HA) cb=c总×x(A)
方法3: (引入酸碱均适用)
1.根据引入的酸(碱)量求 = db =- da
缓冲范围
1.5～3.0 2～3.5 3～4.5 4～5.5ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ4.5～6.0 6.5～8 7.5～9 8.5～10 8.5～10
缓冲溶液的配制方法
1.按比例加入HA和A(NaAc+HAc, NH4Cl+NH3); 2.溶液中[H+]大, 加过量A-,
溶液中[OH-]大, 加过量HA; 3.溶液中有HA,可加NaOH中和一部分,
3.557 4.008
6.865
9.180 12.454
标准缓冲溶液的pH是实验测定的,用于校准酸度计。
缓冲溶液的选择原则
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) NH4Cl—NH3: pKb=4.75 (pH 8～10 ) (CH2)6N4— (CH2)6N4H+: pKb=8.87
(2) 再将[OH-]或[H+]与ca,cb比较, 看忽略是否合理.
例
(a) 0.040mol·L-1 HAc – 0.06mol·L-1 NaAc 先按最简式: [H + ]= c c b aK a= 0 0 ..0 0 4 6 0 0 1 0 - 4 .7 6= 1 0 -4 .9 4 m o lL -1
Ka
解一元二次方程，[H+]=10-1.65 mol·L-1 , pH=1.65
4.5.2 缓冲指数（buffer index）
→物理意义：使1L溶液PH值增加或减小dpH
单位时，所需强碱或强酸的量。
dC db da
dpH dpH dpH
H
OH
HA
d[H] d[OH] d[HA]
dpH
dpH
dpH
2.3[H]2.3[OH]2.3HAACHA
→强酸控制溶液pH时， 2.3[H]
→强碱控制溶液pH时， 2.3[OH]
→弱酸控制溶液pH（pH=pKa±1）时，
2.3HA A C HA
当Ca/Cb=1：1时，pKa=pH时，β 有极值。
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。
(pH 4.5 ～ 6 )
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
解
=
db dpH
=1.0200=4.210-2 0.12
又
=2.3c([HK+a][+HK+]a)2
c= 4 .2 2 .1 3 0 -2 1 (0 1 - 0 9 .- 2 9 5 .2 51 + 0 1 -0 9 .3 -9 5 .3 5 )2= 0 .0 7 4m o lL -1
∵ca>>[H+], cb>>[H+] ∴结果合理 pH=4.94 (b) 0.080mol·L-1二氯乙酸 – 0.12mol·L-1二氯乙酸钠
先用最简式: [H +]0.080101.26101.440.037mol·L-1
0.12
应用近似式:
[H+]
=
ca cb
-[H+] +[H+]
酸性,略去[OH-]: 碱性,略去[H+]:
[H+]
=
ca cb
-[H+] +[H+]
Ka
[H+]=
ca +[OH-] cb -[OH-]
Ka
若Ca >> [OH-] - [H +] 或Cb >> [H +] - [OH-]
则最简式
计算方法:
[H+ ] =
ca cb
Ka
(1) 先按最简式计算[H+].