第四章 缓冲溶液
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4章-缓冲溶液-医化
原因：多种缓冲系，以及在肾、肺共同协调作用
基础化学（第9版）
第五节 血液中的缓冲系
• 碳酸缓冲系，维持血液pH的正常起主要作用。
• CO2溶于血液生成的H2CO3 ， 与HCO3- 达成平衡：
CO2(溶解)+H2O(l)
H2CO3(aq)
H+(aq) + HCO3-(aq)
• 正常人，[HCO3-]=24mmol·L-1 ，[CO2 (aq)] =1.2mmol·L-1。 37℃时，血浆中 I=0.16mol.kg-1，经校正后， pKa′ =6.10，
解 H3Cit的pKa1=3.13、pKa2=4.76、pKa3=6.40。
过量H2Cit-与OH-反应：
H2Cit-(aq) + OH-(aq)
HCit2-(aq) + H2O(l)
剩余的H2Cit-与生成的HCit2-组成缓冲系
c(H2Cit-) = 0.025 mol·L-1
基础化学（第9版）
第四节 缓冲溶液的配制
基础化学（第9版）
（二）常用配制方法
1. 常用同浓度的共轭酸碱溶液配制。 2. 可采用过量弱酸（碱）与强碱（酸）反应，
如 HAc (过量) + NaOH ═ NaAc + H2O(l) 优点： HCl 和 NaOH 溶液为常备试剂，容易获得。 弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 在pH计监控下，滴加强碱/酸校正。
第二节
缓冲溶液pH的计算
基础化学（第9版）
第二节 缓冲溶液pH的计算
一、缓冲溶液pH的近似计算公式
1. Henderson-Hasselbalch方程式
HB — B- 组成的缓冲溶液：
HB + H2O
基础化学（第9版）
第五节 血液中的缓冲系
• 碳酸缓冲系，维持血液pH的正常起主要作用。
• CO2溶于血液生成的H2CO3 ， 与HCO3- 达成平衡：
CO2(溶解)+H2O(l)
H2CO3(aq)
H+(aq) + HCO3-(aq)
• 正常人，[HCO3-]=24mmol·L-1 ，[CO2 (aq)] =1.2mmol·L-1。 37℃时，血浆中 I=0.16mol.kg-1，经校正后， pKa′ =6.10，
解 H3Cit的pKa1=3.13、pKa2=4.76、pKa3=6.40。
过量H2Cit-与OH-反应：
H2Cit-(aq) + OH-(aq)
HCit2-(aq) + H2O(l)
剩余的H2Cit-与生成的HCit2-组成缓冲系
c(H2Cit-) = 0.025 mol·L-1
基础化学（第9版）
第四节 缓冲溶液的配制
基础化学（第9版）
（二）常用配制方法
1. 常用同浓度的共轭酸碱溶液配制。 2. 可采用过量弱酸（碱）与强碱（酸）反应，
如 HAc (过量) + NaOH ═ NaAc + H2O(l) 优点： HCl 和 NaOH 溶液为常备试剂，容易获得。 弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 在pH计监控下，滴加强碱/酸校正。
第二节
缓冲溶液pH的计算
基础化学（第9版）
第二节 缓冲溶液pH的计算
一、缓冲溶液pH的近似计算公式
1. Henderson-Hasselbalch方程式
HB — B- 组成的缓冲溶液：
HB + H2O
基础化学：第四章 缓冲溶液
(1) 计算混合液的pH值
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
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
第四章 缓冲溶液-xie
pH=0.09
上一内容
下一内容
一、缓冲溶液的缓冲作用和组成
缓冲溶液：能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍 (buffer solution) 加稀释而保持pH基本不变的溶液。
缓冲作用：缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的 (buffer action) 抵抗作用。 通常由足够浓度（不能很小）的弱酸和其共轭碱组成 0.1 mol· L
-1
HAc — NaAc
上一内容
下一内容
一、缓冲溶液的缓冲作用和组成
组成缓冲溶液的共轭酸碱对
HAc-NaAc NH3-NH4Cl
缓冲对(系)
(buffer pair)
H2CO3-NaHCO3 NaH2PO4-Na2HPO4
Tris· H -Tris
+
思考：较浓的强酸（碱）是否为缓冲溶液？ 是否具有缓冲作用？
上一内容 下一内容
-1
(2) 加 0.010mol HCl 后：
+
-1
第二节
缓冲溶液的pH
二、缓冲溶液pH的校正（不作要求）
上一内容
下一内容
第三节
缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量(buffer capacity)β
意义：衡量缓冲能力大小的尺度。 定义：单位体积缓冲溶液的pH值改变1 (pH=1) 时，所需加入一元强酸(碱)的物质的量。
解：设需加入 HCl 溶液 x ml + Tris + H
起始 n (mmol) 0.05×50 0.05 x
→
Tris·H
+
反应后 n (mmol) 0.05 ( 50 - x )
0.05 x
pH pK a lg
n B n HB
医学基础化学第4章 缓冲溶液
设需HAc溶液 x ml，则NaAc溶液为(100 – x) ml
因两溶液浓度相等
5.00
=
4.74
+
lg
100 – x
x
解得：x = 35.5 ml
将35.5ml 0.10 mol • L–1 HAc溶液与64.5ml 0.10 mol • L–1 NaAc溶液混合均匀即得。如有必要，可用 pH 计校正。
n(HB) n(Tris HCl) n(HCl) 0.05100 0.05x 0.05(100 x)mmol
根据亨德森公式
7.40=7.85+
lg
0.05(100 0.05(100
x) x)
得x = 48mL
注： Tris的化学式为(HOCH2)3CNH2，是一种弱碱，医学上常用。
•
(HB)
[B–]
(B–)
= pKa + lg [HB] + lg (HB)
上式即为校正公式 校正因数，与共轭酸的电荷数
和溶液的I 有关。可查表。
4.3 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量 缓冲溶液的缓冲能力都是有限度的。
1922年，Slyke V 提出用缓冲容量
作为衡量缓冲能力大小的尺度。
三、缓冲范围 实验证明：缓冲比大于10 1或小于1 10，即 溶液的pH与pKa 相差超过一个pH单位时，几 乎丧失缓冲能力。
又称有效缓冲p范H围= （pKbau±ffe1r effective range）
4.4 缓冲溶液的配制 一、缓冲溶液的配制方法 1、 选择适当缓冲系 ，pKaΘ应尽量接近目标pH值； 2、 总浓度适当，一般以0.05～0.2mol·L-1为宜； 3、计算所需共轭酸和共轭碱的量； 4、仪器校正。
2011分析化学第四章-缓冲溶液
复习黑板书写P148习题2、4A的水溶液中存在的各三元弱酸H3型体分布分数推导一元弱酸溶液pH值计算共轭酸碱对NaHCO 3——Na 2CO 3NH 3·H 2O——NH 4Cl H 3PO 4——Na 3PO 4H 3PO 4——NaH 2PO 4判断下列溶液是否为缓冲溶液?1. 0.1mol/LHAc+0.1mol/LNaAc2. 0.1mol/LHAc+0.1mol/LNaOH3. 0.1mol/LHAc+0.05mol/LNaOH是否是4. 0.05mol/LHAc+0.1mol/LNaOH否5. 0.0010mol/LHAc+0.001mol/LNaAc 否一元共轭酸碱缓冲溶液pH值的通式(精确式)和均远大于和例2.将100ml 0.50 mol/L NH3.H2O与60ml0.50 mol/LHCl混合（1）求此溶液pH值。
（2）加入0.1克NaOH，求pH值。
（3）加入1.5ml 1mol/LHCl，求pH值。
例1. P111例5-13(二) 标准缓冲溶液自学考虑离子强度影响常用标准缓冲体系见P112表5—1。
小结¾什么是缓冲溶液、组成、分类¾缓冲溶液pH的计算：一般先按最简式计算，比较是否有CA -、CHA>20[H+]、20[OH-]的关系存在，从而判断使用最简式是否合理，否则根据具体情况（pH>8或pH<6)采用近似式计算。
¾缓冲容量定义、影响因素、最大值、缓冲范围、缓冲溶液配制和选择、了解常用缓冲溶液¾了解标准缓冲溶液及pH计算指示剂的变色范围越窄越好人眼目测指示剂颜色变化误差0.2～0.5pH单位称之为观测终点的不确定性，用⊿pH来表示。
⊿pH=pH ep-pH sp即终点与计量点时溶液pH之差。
本章按⊿pH = ±0.2 考虑小结•酸碱指示剂变色原理•变色范围和理论变色点•指示剂选择原则•常用酸碱指示剂作业课后习题7，22, 24, 26复习掌握：酸碱缓冲溶液和指示剂小结内容下节课内容：滴定原理复习本节内容（课堂测验）期中考试习题课：暂定4月18号考试日期：习题课后（4/18-4/24）。
缓冲溶液
4.4 缓 冲 溶 液 的 配 制
缓冲溶液的配制
1.选择适当的缓冲对，使所配制的缓冲溶液的pH值 落在所选缓冲对的pKa±１范围内。 2.缓冲对的pKa值应尽可能接近于所需配制缓冲溶液 的pH值。 3.一般采用浓度相等的共轭酸碱对来配制。 4.配制的缓冲溶液要有一定的总浓度，一般在0.05 -0.2 mol·-1 之间。 L 5.所选择的缓冲对不能与反应物或生成物发生作用， 药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒性等。 6.校正：需在pH计监控下，对所配缓冲溶液的pH校 32 正。
2 .3
c(H A ) c(A ) c(H A ) c(A )
26
4.3 缓 冲 容 量 和 缓 冲 范 围
影响缓冲容量的因素
1.缓冲溶液的总浓度c总 2.与缓冲溶液的缓冲比有关
27
4.3 缓 冲 容 量 和 缓 冲 范 围
缓冲容量 与pH的关系 （1）HCl （2）0.1 mol· -1 L HAc+NaOH （3）0.2 mol· -1 L HAc+NaOH （4）0.05 mol· -1 L KH2PO4+NaOH （5）0.05 mol· -1 L H2BO3+NaOH （6）NaOH
pH p K a 2 lg [ HPO
24 -
]
7 . 21 lg
0 . 265 mol L 0 . 290 mol L
1 1
7 . 17
[ H 2 PO 4 ]
此时溶液超过了酶稳定存在的限度，酶将会分解。
25
4.3 缓 冲 容 量 和 缓 冲 范 围
缓冲容量(Buffer Capacity)
缓冲容量减弱
缓冲容量减弱
基础化学 第四章 缓冲溶液[精]
较浓的强酸、强碱也具有缓冲作用*，但 实际上很少作为缓冲溶液使用。
通常我们所说的缓冲溶液，一般是由足够 浓度的共轭酸碱对的两种物质组成。 *
第二节 缓冲溶液pH的计算
【内容提要】
一、缓冲溶液pH的近似计算公式 二、缓冲溶液pH的计算公式的校正
一、缓冲溶液pH的近似计算公式*
以HB-NaB 表示缓冲系，溶液中存在如下 质子转移平衡：*
[B-]平 = c(NaB)+ c'(HB)
*
[HB]平≈c(HB) ，[B-]平≈c(NaB) ＝c(B-) *
式(4-2)又可表示为：
pHpKa
lg[[H BB]]pKa
lgc(B) c(HB)
(4-3)
c(共轭碱 ) pKa lgc(共轭酸 )
若以n(HB)和n(B-)分别表示体积V 的缓冲溶 液中所含物质的量
结论： 纯水易受外加少量强酸或强碱的影 响，pH发生显著变化。*
不具有抵抗外加少量强酸或强碱而使溶液的 pH保持基本不变的能力。*
实验2： 在1L含HAc和NaAc均为0.1mol·L-1溶液中加入 0.01mol的强酸(HCl)，溶液的pH由4.75下降到4.66， 仅改变了0.09个pH单位； 若 改 加 入 0.01mol 强 碱 (NaOH) ， 溶 液 的 pH 由 4.75上升到4.84，也仅改变了0.09个pH单位； 此混合溶液pH改变很小。如用水稍加稀释时， 亦有类似现象，即HAc-NaAc溶液pH保持基本不变。
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,形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。
基础化学课件：第四章缓冲溶液
⑴ 弱酸 + 弱酸盐
HAc-NaAc
H2CO3-NaHCO3 …
⑵ 酸式盐 + 次级盐
NaHCO3-Na2CO3 NaH2PO4-Na2HPO4 …
⑶ 弱碱 + 弱碱盐
NH3-NH4Cl …
p.52表4-1 常见的缓冲系
组成特点： 均含共轭酸碱对
二、缓冲作用机制
HAc-NaAc体系
HAc
H+ + Ac-
已知H3Cit的pKa1 = 3.13，pKa2 = 4.76，pKa3 = 6.40
解：酸碱反应 H2Cit- + OH-
H2O + HCit2-
缓冲系：H2Cit--HCit2-
[H
]
Ka2
[H 2Cit - ] [HCit 2- ]
pH
pKa2
lg
c(HCit2- ) c(H2Cit )
c(H2Cit-) = (0.100 – 0.050)/2 = 0.025 mol·L-1
NH4+
nNH3 400 0.10 100 0.10 30 mmol
nNH4 1000.10 10 mmol
K a , NH4
Kw Kb
1.0 1014 1.8105
5.61010
[H ] Ka
nNH4 nNH3
5.61010 10 30
1.91010 mol L1
pH = 10 – lg 1.9 = 9.72
第四节 缓冲溶液的配制
一、缓冲溶液的选择原则
1. 选择合适的缓冲系
pH ≈ pKa
2. 适宜的总浓度：c总 = 0.05～0.2 mol·L-1
c(HCit2-) = 0.050/2 = 0.025 mol·L-1
基础化学第四章 缓冲溶液
解： 25 C 时，Ka (HAc)＝1.8×10-5。 （1）HAc 和 Ac- 的浓度都较大，缓冲溶液的 pH 为： c(Ac ) pH p K θ (HAc) lg a c(HAc)
0.20mol L1 lg1.8 105 lg 5.05 1 0.10mol L （2）加入 10 mL 0.10 mol· -1 HCl 溶液后，HAc L 和 Ac- 的浓度分别为：
c(共轭酸)+c(共轭碱)
c(共轭碱) c(共轭酸)
缓冲溶液的缓冲比
说明：公式的其它形式
n(共轭碱)/V n(共轭碱) θ pH pK (HA) lg =pK a (HA) lg n(共轭酸)/V n(共轭酸)
θ a
1
2
n(共轭碱)/V pH pK (HA) lg n(共轭酸)/V
HAc 和 Ac- 的浓度都比较大，缓冲溶液的pH为：
0.19mol L1 pH lg1.8 10 5 lg 5.11 1 0.082mol L
加入 10 mL 0.10 mol· -1 NaOH 溶液后， 溶液的 L pH由5.05升高到5.11，仅增大了0.06，表明缓冲溶液 具有抵抗少量强碱的能力。
θ a
c(共轭碱)V(共轭碱)/V总 =pK (HA) lg c(共轭酸)V(共轭酸)/V总
θ a
c(共轭酸)=c(共轭碱)
V(共轭碱) pK (HA) lg V(共轭酸)
θ a
例 25 C 时，1.0 L HAc-NaAc 缓冲溶液中含有 0.10 mol HAc 和 0.20 mol NaAc。 （1）计算此缓冲溶液的 pH； （2）向100mL该缓冲溶液中加入10mL0.10mol· -1 L HCl 溶液后，计算缓冲溶液的 pH； （3）向100mL该缓冲溶液中加入10mL0.10mol· -1 L 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。
4 基础化学 第四章 缓冲溶液 2011
缓冲溶液的配制
例
配制100 mL pH = 5.00 的缓冲溶液
解: HAc pKa＝4.76，接近缓冲溶液pH 5.00，选用 0.10 mol· L-1的HAc和0.10 mol· L-1 NaAc
pH ＝ p K a +lg
V ( Ac ) V ( HAc )
5.00 ＝ 4.76 + lg
9
β＝
d na ( b ) V dpH
影响缓冲容量的因素 [H+] Ka C总 β = ln10 ( [H+] + [OH-] + —————— ) ([H+]+ Ka)2 其中, C总 = [HB] + [B ]
10
影响缓冲容量的因素
影响缓冲容量的因素
HB酸性不很强, 又不很弱时, 忽略[H+]和[OH-] [H+] Ka β = 2.303————— C总 ([H+]+ Ka)2 + 2 分子分母同除以[H ] Ka / [H+] β = 2.303 —————— C总 (1+ Ka / [H+] )2 ∵ Ka = [H+] [B-] / [HB]，∴ Ka / [H+] = [B-] / [HB] ([B-] / [HB]) β = 2.303 ——————— C总 (1+ [B-] / [HB])2
0.024mol L
1 1
0.0012mol L
＝ 6.10 + lg
20 1
22
血液中的缓冲系
正常血浆中HCO3－ － CO2 (溶解) 缓冲系的缓冲比 为20∶1，已超出体外缓冲溶液缓冲范围 ( 缓冲比 10∶1～1∶10) ，该缓冲系的缓冲能力应该很小。而事 实上，在血液中它们的缓冲能力是很强的，因为肺和 肾参与了调节作用。 H2CO3 + OH+ H+ HCO3-