缓冲溶液
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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。
缓冲溶液
[HCO3 ] pH pK a1 ' lg [CO2 (溶解)]
(pKa1’ = 6.10)
正常人血浆中[HCO3-]和[CO2(aq)]浓度分别为 0.024mol· L-1和0.0012mol· L-1
pH=6.10+lg(0.024/0.0012)=7.40
人体血浆内重要 的缓冲对的缓冲比为20/1， 超出缓冲范围，为什么能起缓冲作用？ 敞开体系，与外界有物质与能量的交换， 肺与肾的调节功能
第三节 缓冲容量和缓冲范围
一、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，所需加入一元强酸或一元强 碱的物质的量n 称为缓冲容量(buffer capacity)。用β表示。
pKa=4.75
pKa=7.21
pKa=9.27
7
二、影响缓冲容量的因素
缓冲比一定时缓冲溶液的总浓度(cHB+cB-)越大, 缓冲容量β越大。 总浓度一定时, 缓冲比越接近于1， 缓冲容量β越大。
加入OH 后, OH + HAc → Ac +H2O
-
∴c(Ac-) = (0.1+0.01) mol/L
c(HAc) = (0.04-0.01)mol/L
c( B ) pH pKa lg c( HB)
0.1 0.01 4.75 lg =5.31 0.04 0.01
△pH= 5.31-5.15= +0.16
三、缓冲范围
一般认为, 当缓冲比大于10:1或小于1:10时,缓 冲溶液已基本失去缓冲作用能力。
缓冲范围 pKa-1 ≤ pH ≤ pKa+1
第四节 配制缓冲溶液的原则
1.选择合适的缓冲系 缓冲对的pKa越接近所需的pH越好。 缓冲对不能与反应物或生成物反应。
第4章 缓冲溶液
缓冲溶液pH的计算
例 将20 mL 0.10 mol· -1 的 H3PO4溶液与 30 mL L 0.10 mol· -1 的 NaOH溶液混合，求所得缓冲溶 L 液的pH=？( pKa1=2.16, pKa2=7.21, pKa3=12.32 )
解: 反应后 H3PO4 0 NaH2PO4 反应前 反应后 2.0 mmol 1.0 mmol + NaOH 1.0 mmol + NaOH 1.0 mmol 0
1
分子分母同乘 ([HB]+[B-])
分子分母同除[HB-]
4.3.2 缓冲比与最大缓冲容量βmax
1 2.303 c总 [B ] [HB] 1 [HB ] 1 [B ] 缓冲比等于1时， 1
2.303
lg i Azi
2
I
实际应用中，常用pH计测量缓冲溶液pH值， 然后滴加少量强酸强碱加以调节。
不同I和z时缓冲溶液的校正因数（20oC）
I 0.01 0.05 z = +1 +0.04 +0.08 z=0 -0.04 -0.08 z = -1 -0.13 -0.25 z = -2 -0.22 -0.42
第四章 缓冲溶液
Buffer Solution
本章要点
缓冲溶液的组成及作用机理
缓冲容量
缓冲溶液pH值计算
缓冲溶液的应用
4.1缓冲溶液及缓冲机制
实验现象： 向1.8×10－5mol/LHCl 溶液中(pH=4.74)中加入少 量酸或碱，pH值会发生显
著变化；
向HAc-NaAc混合液中 加入少量酸或碱，溶液的 pH值几乎不变。
缓冲溶液
②弱碱及其对应盐
H2CO3 - HCO3NH4+ - NH3
③多元酸的酸式盐及 H2PO4- - HPO42-
其对应的次级盐 HPO42- - PO43一些常见的缓冲系 (弱酸) (共轭碱) 列于表4-1中(p52)。 共轭酸碱对
缓冲系的组成:
缓冲溶液由 HB ~ B- 组成 ① HB与B－为共轭酸碱对
HB
例：在1L混合液中，含有0.10molHAc 和0.10molNaAc (HAc:pKa=4.76)
(1) 计算混合液的pH值
解: pH ＝ pKa + lg —ccHB—-B pH ＝ pKa + lg —ccAHc—A-c = 4.76 + l0g 0—.1
0.1
例：在1L混合液中，含有0.10mol HAc和 0.10mol NaAc (HAc:pKa=4.76)
(3) 在此混合液中加入0.01molNaOH, 溶液的pH值=?
解: HAc + NaOH → NaAc + H2O
0.0190 0.01 0.110
pH ＝ pKa + lg —c00c.A.H10—cA1-9c
＝ 44.7.865＋0.09
例：在1L混合液中，含有0.10mol HAc 和0.10mol NaAc (HAc:pKa=4.76)
P53, 4.4式
根据上面的公式，您认为缓冲溶液的 pH值与什么因素有关？
1、缓冲溶液的pH值首先取决于弱酸的 离解常数Ka值。
2、其次取决于缓冲对浓度的比例--缓冲比， 当pKa一定时，pH值随着缓 冲比的改变而改变。缓冲比为1时，pH = pKa
3、当缓冲液适当稀释时,缓冲比不变, pH 基本不变 。
缓冲溶液
2.pH与缓冲比有关，缓冲比=1时， pH = pKa 。 3.稀释时 c B-, c HB 同等降低, n B- = n HB , pH 基本 不变。
上一内容 下一内容
θ
+
+
缓冲溶液 pH 值的计算
L 例:将0.10 mol· -1的 NaH2PO4 溶液 10.0 ml 和 0.20 mol· -1的Na2HPO4 溶液 1.0 ml 混合，计算该混合液 L 的 pH 值。已知磷酸的 Ka2θ = 6.23×10-8 解： H2PO4H+ + HPO42-
cH PO
2 4
c HPO 2
4
0.10 10.0 0.0909 (mol L1 ) 10.0 1.0 0.20 1.0 0.0182 (mol L1 ) 10.0 1.0
c共轭碱 0.0182 8 pH pK a lg lg 6.23 10 lg 6.51 c共轭酸 0.0909
-
pH= pKa + lg
[HB] θ a
pH pK lg
n B nHB
cB cHB
(V总 相同)
或 pH pK a lg
上一内容
下一内容
缓冲公式
c B说明： pH= pKa + lg c HB
θ
1.pH取决于缓冲系中弱酸的Kaθ值，受温度影响。
θ θ
NH3-NH4 ， NH4 的pKa 2H2PO4 -HPO4 ， H3PO4 的pKa2
第五章 缓冲溶液（buffer solution）
引 言
在正常人体内进行新陈代谢的过程中，会不断产生 二氧化碳、磷酸、乳酸、乙酰乙酸等酸类物质，也使血 液的酸性增强；也会产生一些碱类物质，如氨。 另一方面，我们吃的蔬菜和果类都含有较多的碱性 盐类，如乳酸、柠檬酸的钾盐和钠盐等，它们在体内被 吸收后也会增加血液的碱性，而正常人体血液的pH 始 终保持在一恒定范围内，为什么
无机化学第四章 缓冲溶液
H+ + Ac-
0
0.1
x 0.1+x
Ka
0.1 (0.2 (00.1.1 )x0).1x 0.02.1x0.2 0.1 0.10.1 x 0.1 0.1
Ka
[H]ຫໍສະໝຸດ KacHAC cAC
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.01mol的
HAc和0.03mol的NaAc，计算该缓冲溶液的
pH。已知Ka(HAc)=1.75×10-5。
[H+ ]=Ka
c酸 c共轭碱
1.75105
0.01 0.03
例：现有1.0L的缓冲溶液，内含0.05mol的
NH3和0.04mol的NH4Cl，计算该缓冲溶液的 pH。已知Kb(NH3)=1.75×10-5
[OH- ]=Kb
c碱 c共轭酸
[H+ ]=Ka
c酸 c共轭碱
通过两边同取负对数，得到缓冲溶液的pH计算
以HAc -NaAc体系为例：
HAc
H+ ＋ Ac-
（大）
（小） （大）
（1）若在溶液中加入少量强酸，外来H+将质子 传给Ac- ，平衡左移，溶液的pH保持基本不变。
缓冲体系中的共轭碱发挥抵抗外来强酸的作用， 故称之为缓冲溶液的抗酸成分。
（2）当溶液中加入少量强碱时，H+被OH-消 耗，HAc的解离反应向右移动，补充消耗掉的 H+离子。溶液的pH值基本不变。
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。
一、缓冲溶液的缓冲作用和组成
实验说明：HAc －NaAc混合溶液具有抵 抗外来少量强酸、强碱而保持pH不变的能力。 这种能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释 而保持pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。
缓冲溶液的课件PPT
缓冲溶液的应用
• 碳酸氢盐缓冲对在血液中的缓冲能力最大。碳酸氢盐缓冲对在血 液中存在如下平衡：
CO2 + H2O ⇌ H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-
肺
肾
当体内物质代谢生成酸性物质时，平衡逆向进行，可
通过加快肺部呼吸吐出 CO2； 当体内碱性物质增多并进入血浆时，平衡正向进行，则由肺
部控制对 CO2 的呼出，以及由肾脏加速对HCO3-的排泄，进 一步保持血浆的 pH 恒定。
缓冲溶液的酸碱性
• 任何缓冲溶液的缓冲能力都有一定的限度。常用缓冲 容量来表示缓冲溶液的缓冲能力。
• 缓冲容量：使1L（或1ml）缓冲溶液的pH值改变1个单 位所需加入的强酸或强碱的量。
• 影响因素: ➢ 缓冲比（c共轭酸/c共轭碱）一定时，总浓度（c共轭酸+c共轭
碱）越大，抗酸抗碱成分越多，缓冲容量也越大。 ➢ 总浓度一定时，缓冲比为1，缓冲容量最大；反之，
H2PO4- – HPO42- , HCO3- – CO32- …
缓冲溶液的作用原理
• 缓冲溶液的作用原理：（以HAc-NaAc缓冲系为例）
弱电 解质
强电 解质
NaAc → Na+ + Ac- (存在大量Ac-) HAc ⇌ H+ + Ac-
缓冲溶液的作用原理
• 缓冲溶液的作用原理：（以HAc-NaAc缓冲系为例）
pH pKa lg [Ac ] pKa lg CAc
[ HAc ]
CHAc
0.01* 0.1
4.75 lg
0.04 0.03* 0.1
0.04
4.27
缓冲溶液的酸碱性
• 例的2pH计值算。由（0.已10知m，olN/LHN3H的4CKlb及= 01..2705×m1o0l-/5L）N。H3 构成的缓冲溶液
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。
第四章 缓冲溶液
0.1mol/L NaAc + 0.1mol/L HAc 缓冲液： 加入0.05ml 1mol/LNaOH pH=4.75 50ml缓冲液 加入0.05ml 1mol/LHCl pH=4.74 pH=4.75
加入0.05ml 1mol/LHCl
pH=3
1.缓冲溶液的概念 能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加 稀释，而能保持其pH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）。
3NaOH+H3PO4 Na3PO4+3H2O
Na3PO4
二. 缓冲机制（机理）
HAc+H2O NaAc H3O +Ac Na +Ac + + H
+ + -
平衡左移 H+没有明显升高 Ac-消耗了一些 HAc增加了一些 Ac-抗酸成分
HAc
NaAc HAc+H2O
Na +Ac
+
+
-
平衡右移 补充消耗的H3O+ [H+]没有明显降低
是 否 是 否
5. 0.0010mol/LHAc+0.001mol/LNaAc 否 6. 0.0125mol/LHAc+0.1875mol/LNaAc 否
一般采用如下方法组成缓冲液:
弱酸（碱）（过量）+强碱（酸）
例如：HAc （过量） +NaOH NH3· H2O （过量）+HCl
思考题：
对H3PO4+NaOH分六种情况讨论组成缓冲对 的情况；
β =2.303×
a b
加入0.05ml 1mol/LHCl
pH=3
1.缓冲溶液的概念 能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加 稀释，而能保持其pH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）。
3NaOH+H3PO4 Na3PO4+3H2O
Na3PO4
二. 缓冲机制（机理）
HAc+H2O NaAc H3O +Ac Na +Ac + + H
+ + -
平衡左移 H+没有明显升高 Ac-消耗了一些 HAc增加了一些 Ac-抗酸成分
HAc
NaAc HAc+H2O
Na +Ac
+
+
-
平衡右移 补充消耗的H3O+ [H+]没有明显降低
是 否 是 否
5. 0.0010mol/LHAc+0.001mol/LNaAc 否 6. 0.0125mol/LHAc+0.1875mol/LNaAc 否
一般采用如下方法组成缓冲液:
弱酸（碱）（过量）+强碱（酸）
例如：HAc （过量） +NaOH NH3· H2O （过量）+HCl
思考题：
对H3PO4+NaOH分六种情况讨论组成缓冲对 的情况；
β =2.303×
a b
什么是缓冲溶液_如何配制
什么是缓冲溶液_如何配制缓冲溶液是由弱酸及其盐、弱碱及其盐组成的混合溶液，能在一定程度上抵消、减轻外加强酸或强碱对溶液酸碱度的影响，那么你对缓冲溶液了解多少呢?以下是由店铺整理关于什么是缓冲溶液的内容，希望大家喜欢!什么是缓冲溶液在生化研究工作中，常常需要使用缓冲溶液来维持实验体系的酸碱度。
研究工作的溶液体系pH值的变化往往直接影响到研究工作的成效。
如果“提取酶”实验体系的pH值变动或大幅度变动，酶活性就会下降甚至完全丧失。
所以配制缓冲溶液是一个不可或缺的关键步骤。
缓冲溶液是无机化学及分析化学中的重要概念，缓冲溶液的pH值在一定的范围内不因稀释或外加少量的酸或碱而发生显著的变化，缓冲溶液依据共轭酸碱对及其物质的量不同而具有不同的pH值和缓冲容量。
分析测试中，在络合滴定和分光光度法等许多反应里都要求溶液的pH值保持在一个范围内，以保证指示剂的变色和显色剂的显色等，这些条件都是通过加入一定量的缓冲溶液达到的，所以缓冲溶液是分析测试中经常需要的一种试剂。
采用电位滴定法测定外加酸或碱对不同配比同一种缓冲溶液的滴定曲线，不仅有助于理解缓溶液及缓冲容量的概念而且对分析测试中正确选缓冲溶液的配制方法及用量具有指导意义。
采用电位滴定法测定缓冲溶液的滴定曲线，选择了常见的NH。
-NH C1缓冲溶液，分别按照不同的配比得到4种缓冲溶液，实验测定了强酸、强碱对缓冲溶液的滴定曲线，滴定结果直观清晰，对理解缓冲容量的概念及实践中缓冲溶液的选择有积极的意义。
缓冲溶液的配制只要知道缓冲对的PH值，和要配制的缓冲液的pH值(及要求的缓冲液总浓度)，就能按公式计算[盐]和[酸]的量。
这个算法涉及对数换算，较麻烦，前人为减少后人的计算麻烦，已为我们总结出pH值与缓冲液对离子用量的关系并列出了表格。
只要我们知道要配制的缓冲液的pH，经查表便可计算出所用缓冲剂的比例和用量。
例如配制500nmpH5.8浓度为0.1M磷酸缓冲液。
经查表知pH5.8浓度为0.2M Na2HPO48.0毫升，而0.2M Na2HPO492.0毫升。
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= 1.8 ,
0.10
Cl , 使 [NH
到 0.20 , 求 [ OH] 。
] = 9.0 , [ OH
%
某化学反
:
( 6 - 8
1的水溶液中，拟
转化成际上，当反应进行
1.0mol ，
溶液，我们称之为缓冲溶液。
1 pH = 7
若
向 1
+ [ NaCN ] = 0.10 （
而用水稀释，体积扩大
pH 基本不变。
可以认
为 0.10 HCN
NaCN
[HCN] = 0.10 + [NaCN] = 0.10缓冲溶液的计算
1
[ HCN ] = 0.10
Ka = 4.0, 极少解离，可以认 [ HCN ] = 0.10
] = 0.10
] = Ka = 4.0 , pH = 9, 与之结合生 HCN , 于是, [ ] 与之反应生成 , , [ ] 很少时, 总会近似: [ HCN ] = [ ] = 0.10 用水稀释，使体积扩大 [HCN] = [] , HCN -
[ NaCN ] = 0.10 值各变成多少。
Ka = 4.0 , 忽略体积的微小变化 。
入 0.01mol H [ ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ HCN ] = 0.10 + 0.01 = 0.11
: [ HCN ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ ] = 0.10 + 0.01 = 0. ] = 3.27 , pH = 9.对式 （ 1 ）取负对
:
间。
这时有
时最好。
:
解：
明，电离度增大。
为什么？
0.10 KCl 的浓度
0.2 = 1.8
的加入，使溶液中的离子浓度增大，离子氛的作用
0.2
] = 1.34 , = 1.34 %
:
在此，[ OH ] = 1.9,
1.34 , = 1.9 %
Ka = 4
] = pKa = 4 , pH = pKa = 3.4
pH = pKa 1 ,。