酸碱缓冲溶液
酸碱缓冲溶液.
产生这种差异性的原因，是由于人眼对红的颜色较 之对黄的颜色更为敏感的缘故，所以甲基橙的变色 范围在pH值小的一端就短一些(对理论变色范围而 言)。
虽然指示剂变色范围的实验结果与理论推算之
间存在着差别，但理论推算对粗略估计指示剂的变 色范围，仍有一定的指导意义。
指示剂的变色范围越窄越好，因为pH值稍有 改变，指示剂就可立即由一种颜色变成另一种颜色， 即指示剂变色敏锐，有利于提高测定结果的准确度。 人们观察指示剂颜色的变化约为0.2-0.5pH单位的误 差。
和共轭碱（或弱碱与共轭酸）的离解
[H+]= Ka·ca/cb (二) 标准缓冲溶液
pH=pKa+lgcb/ca
前面曾讲到，标准缓冲游液的pH值是经过实验
准确地确定的，即测得的是H+的活度。因此，若用
有关公式进行理论计算时，应该校正离子强度的影
响，否则理论计算值与实验值不相符。例如由0.025 mol·L-1Na2HPO4和0.025 mol·L-1 KH2PO4所组成的 缓冲溶液，经精确测定，pH值为6.86。
常用的酸碱指示剂列于表5—3中。
三、影响指示剂变色范围的因素
(一) 指示剂的用量 指示剂用量的影响也可分为两个方面：一是指 示剂用量过多(或浓度过大)会使终点颜色变化不明 显，且指示剂本身也会多消耗一些滴定剂，从而带 来误差。这种影响无论是对单色指示剂还是对双色 指示剂都是共同的。因此在不影响指示剂变色灵敏 度的条件下，一般以用量少一点为佳。二是指示剂 用量的改变，会引起单色指示剂变色范围的移动。 下面以酚酞为例来说明。酚酞在溶液中存在如下离 解平衡：
色的敏感程度不同，以及指示剂的两种颜色之间互 相掩盖所致。
例如，甲基橙的pKHIn＝3.4，理论变色范围应 为2.4-4.4而实测变色范围是3.1-4.4。这说明甲基橙 要由黄色变成红色，碱式色的浓度([In-])应是酸式 色浓度([HIn])的l0倍；而酸式色的浓度只要大于碱 式色浓度的2倍，就能观察出酸式色(红色)。
ph标准缓冲溶液
ph标准缓冲溶液PH标准缓冲溶液。
PH标准缓冲溶液是一种用于维持溶液PH值稳定的溶液，通常用于实验室中的生物化学、生物工程和生物医学研究中。
它能够在一定范围内抵抗外界酸碱的影响，保持其PH值不变，从而确保实验结果的准确性和可重复性。
PH标准缓冲溶液通常由酸和碱的盐酸或醋酸盐溶液组成，其PH值可以根据实验需要进行调整。
在实验室中，常用的PH标准缓冲溶液有PH 4.01、PH 6.86和PH 9.18等。
这些溶液可以在不同的实验条件下提供稳定的PH值，确保实验结果的准确性。
PH标准缓冲溶液在实验中起着至关重要的作用。
首先，它可以用于校准PH计，确保PH计的准确性和可靠性。
其次，它可以用于调节实验溶液的PH值，使实验条件得到标准化和统一化。
此外，PH标准缓冲溶液还可以用于稀释样品、冲洗实验仪器和保存实验样品等多种用途。
在选择PH标准缓冲溶液时，需要根据实验需要和样品的PH值范围来进行选择。
一般来说，PH标准缓冲溶液的选择应该覆盖实验样品的PH值范围，并且要考虑实验条件下的温度和压力等因素。
在使用PH标准缓冲溶液时，需要注意避免溶液的污染和变质，以免影响实验结果。
总之，PH标准缓冲溶液在生物化学、生物工程和生物医学研究中起着重要的作用。
它能够稳定溶液的PH值，保证实验结果的准确性和可重复性。
因此，在实验室中正确选择和使用PH标准缓冲溶液是非常重要的，这不仅关系到实验结果的准确性，也关系到实验数据的可信度和科研成果的真实性。
综上所述，PH标准缓冲溶液是实验室中不可或缺的重要试剂，它的正确选择和使用对于保证实验结果的准确性和可靠性至关重要。
希望本文能够帮助读者更好地理解PH标准缓冲溶液的作用和意义，正确选择和使用PH标准缓冲溶液，从而提高实验结果的准确性和可重复性。
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。
§3-4酸碱缓冲溶液
H+
HAc+Ac0.1mol· - 1 L Ac-
OH-
0.1mol· -1 L
HAc
2.88
4.76 pKa
8.88
cHA cA 0.5c 当pH=pKa时
HA A 0.5
缓冲容量有极大值：
max
2.3 0.50c 0.50 0.58c
当[HA]/[A-] 一定时，C↑
溶液的pH减小了9.08－8.99=0.09个pH单位
例3-9 20mL 0.1000 mol/L HA (Ka=1.0×10-7) 的溶液中加入19.98mL 0.1000 mol/L NaOH溶液后,计算溶 液的pH.
0.1000 0.02 5 5.0 10 cHA 20.00 19.98
§3-4 酸碱缓冲溶液
1.定义： 加入少量酸或者碱，溶液PH值
基本不变的溶液。
对溶液酸度起稳定作用的溶液.
也可理解：在这个溶液当中我们加入少量酸 或碱，或者是将其稀释它的PH值不发生急剧
变化或很大变化，我们就把其看作缓冲溶液。
2.分类
一般缓冲溶液
一定浓度的共轭酸 组 成 碱对或高浓度的 强酸和强碱 作 控制溶液酸度 用
β ↑
过度稀释将导致缓冲溶液的缓冲能力显著下降。
当C一定时，[HA]/[A-]≈1
缓冲作用。
β↑
[HA]/[A-]值离1越远，缓冲容量越小，甚至可能失去其
2.缓冲范围： 缓冲溶液的缓冲作用都有 一个有效的PH范围，大约在pKa 值两 侧各一个单位之内。 即： pH=pKa±1
例如HAC-NaAC，pKa=4.74,缓冲范围3.74～5.74
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。
pH缓冲溶液
缓冲溶液的选择
缓冲溶液的选择
为了保证缓冲溶液有足够强的缓冲能
力，在配制缓冲溶液时，需要做到：
使共轭酸碱对的浓度比接近于1，应根
01
据所需要维持的pH范围选择合适的缓
冲对，使其中的弱酸的pKa等于或接
近于所要求的pH。
缓冲溶液的选择
例如，生物培养液中需用pH=7.0的
缓冲溶液，已知H2PO4-的
02
不少缓冲溶液都含有易挥发组分，如，
氨-氯化铵中的氨酷1
缓冲溶液的调节
不能用强酸或强碱进行调节，否则会
破坏缓冲体系。
03
缓冲溶液的使用
使用时要慎重地选择缓冲体系，避免
缓冲液中的某种离子在使用时产生不
02
需要的化学反应。
谢谢
pKa2=7.21，因此，H2PO4-—
HPO42-是可以选择的合适的缓冲对。
如若配制pH=9.0的缓冲溶液，则可
选择NH3·H2O-NH4Cl缓冲对（pKa （NH4+）=9.25）。可见弱酸的pKa 是选择缓冲溶液的主要依据，表中列
出了几种常用的缓冲溶液。
常见缓冲液组成
缓冲溶液的注意事项
缓冲溶液的存放
PBS缓冲液
缓冲液原理
1、水合氢离子的浓度取决于弱酸与其共轭碱的浓度比。
2、当加入少量强碱时，酸被中和，导致了氢氧根离子在溶液中很少累积，从而C（A-） 的浓度增加， C（HA）的浓 度减少。因为二者的浓度较大，相对的变化小，两者比值几乎无变化，因此根据公式，水合氢离子的浓度变化很小。 3、加入弱酸则是同样的道理。由于在大浓度基数上的微小变化不会改变比值，也因此维持了体系内氢离子和氢氧根离 子浓度的平衡。
缓冲溶液
什么是缓冲溶液？
酸碱溶液的水解与缓冲溶液
酸碱溶液的水解与缓冲溶液酸碱溶液的水解是指酸碱盐在水中分解产生酸、碱或盐的过程。
溶液中的酸碱水解会影响溶液的酸碱性质和化学反应。
而缓冲溶液是指其在加入少量酸碱或强酸碱时，具有抵抗酸碱强度变化的能力的溶液。
下面我们将详细介绍酸碱溶液的水解与缓冲溶液的相关知识。
1. 酸碱溶液的水解酸碱溶液的水解是指酸碱盐在水中的离解过程。
酸溶液水解时可产生氢离子（H+），而碱溶液水解则产生氢氧化物离子（OH-）。
酸和碱溶液之间的水解作用可以互相抵消，因此，酸碱溶液的水解会影响溶液的酸碱性质。
当酸盐水解时，产生的酸根离子会增强溶液的酸性。
例如，氯化氢酸盐（HCl）在水中水解成氯化物离子（Cl-）和氢离子（H+），产生酸性溶液。
而碳酸盐（例如碳酸钠Na2CO3）在水中水解成碳酸根离子（CO32-）和氢氧化物离子（OH-），产生碱性溶液。
当碱盐水解时，产生的氢氧根离子会增强溶液的碱性。
例如，氢氧化钠（NaOH）在水中水解成氢氧根离子（OH-）和钠离子（Na+），产生碱性溶液。
2. 缓冲溶液缓冲溶液是指在加入少量酸碱或强酸碱时，能够抵抗酸碱强度变化的溶液。
其作用机制是通过溶液中存在的酸碱对或酸碱盐对中的一个进行水解来吸收或释放氢离子，从而维持溶液的酸碱性质基本不变。
常见的缓冲溶液包括酸碱对缓冲溶液和酸碱盐缓冲溶液。
酸碱对缓冲溶液是由酸和它的共轭碱或碱和它的共轭酸构成的。
当加入少量酸，过剩的碱会与其反应产生盐，从而减少酸性增加碱性。
当加入少量碱，过剩的酸会与其反应产生盐，从而减少碱性增加酸性。
例如，乙酸和乙酸钠构成了乙酸／醋酸根缓冲溶液。
酸碱盐缓冲溶液是由弱酸盐和其共轭碱盐或弱碱盐和其共轭酸盐构成的。
当加入少量酸，酸性盐会水解产生弱酸和酸根离子，从而减少酸性增加碱性。
当加入少量碱，碱性盐会水解产生弱碱和氢氧根离子，从而减少碱性增加酸性。
例如，柠檬酸和柠檬酸钠构成了柠檬酸／柠檬酸根缓冲溶液。
缓冲溶液广泛应用于生物、化学和医学领域。