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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。
第三章缓冲溶液第一节缓冲溶液及缓冲机制一、缓冲溶液及其组成缓冲溶液（buffer solution）：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。
例如：HAc-NaAc、NH3-NH4Cl、NaH2PO4-Na2HPO4。
往这些溶液中加入少量强酸、强碱或稍加稀释它们的pH值能保持基本不变。
缓冲作用（buffer action）：缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用。
组成：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。
即：共轭酸+ 共轭碱---------共轭酸碱对即为缓冲系或缓冲对。
类型:1. 弱酸（过量）+ 强碱=弱酸共轭碱。
如：HAc（过量）+ NaOH=（HAc–NaAc）2. 弱碱共轭酸如：（NH3·H2O–NH4Cl）3. 多元酸的酸式盐+ 共轭碱如：NaH2PO4-Na2HPO44. 强酸+弱酸的共轭碱（过量）构成缓冲溶液的条件：①共轭酸碱对并存于溶液中；②浓度足够大，体积（量）足够多。
二．缓冲机制以HAc-NaAc缓冲系为例来说明缓冲溶液的缓冲机制HAc+H2O H3O+ + Ac-NaAc Na+ + Ac-1.当在该溶液中加入少量强酸时，H++Ac-HAc, 消耗掉外来的H+离子, 溶液的pH值基本保持不变。
2.当溶液中加入少量强碱时，OH-+H3O+2H2O, 消耗掉外来的OH-离子，pH值基本保持不变。
第二节缓冲溶液pH值一.缓冲溶液pH的计算公式以HB-NaB缓冲系为例来说明HB-NaB缓冲系存在此平衡HB +H2O H3O++B-NaB Na+ + B-有[H3O+]＝K a×等式两边各取负对数，则得pH＝p K a+lg＝p K a+lg(Henderson—Hasselbalch方程式)注：p K a为弱酸解离常数的负对数，[HB]和[B-]均为平衡浓度。
常见缓冲溶液配制方法缓冲溶液是一种能够维持溶液酸碱性质相对稳定的溶液。
常见的缓冲溶液配制方法主要包括四种：酸碱对配制、酸碱配制、水解配制和氧化还原配制。
下面将详细介绍这四种配制方法以及常用的缓冲体系。
一、酸碱对配制酸碱对配制是以两种酸碱的共存为基础实现的。
常用的酸碱对包括：醋酸与醋酸钠对、琼脂酸与琼脂酸钠对、乙酸与乙酸-乙酸钠对等。
以醋酸和醋酸钠为例：1.根据所需的pH值，计算所需的酸碱物质的摩尔量比例，使用化学计算方法可以得到这个比例。
2.首先，在一定体积（如100mL）的蒸馏水中加入醋酸的量，根据计算结果。
3.然后，在同样的蒸馏水中加入醋酸钠的量，根据计算结果。
在加入醋酸钠之前，需要校对酸碱物质的总体积是否是所需的目标体积，如果不是，可以再加入适量的蒸馏水进行调整。
4.经过充分搅拌混合后，缓冲溶液就制备好了。
最后，根据需求进行PH值校准。
二、酸碱配制酸碱配制是指利用单一酸或碱的酸碱性质与反应物种数之间的关系，通过精确配比计算得出所需的缓冲体系，使溶液能够保持所需的酸碱性质稳定。
常见的酸碱配制方法有：乙酸钠-盐酸、蒸馏水盐酸-碳酸钠等。
以乙酸钠-盐酸为例：1. 根据所需的pH值，计算所需的酸碱物质的摩尔量比例。
根据缓冲溶液配制公式 pKa=pH-log([A-]/[HA])，可以反推得到[HA]/[A-]的比例，其中[A-]代表酸根离子的浓度，[HA]代表不电离酸的浓度。
2.根据计算结果和所需体积，将乙酸钠溶液添加到蒸馏水中，同时滴加适量的盐酸溶液以调整pH值。
3.增加或减少乙酸钠和盐酸的量，直到所需的pH值达到要求。
三、水解配制水解是指酸碱反应中一种物质在水中发生分解产生酸和碱的反应。
通过精确配比计算得出所需的缓冲体系，既可以保持所需的酸碱性质稳定，又可以实现水解反应的产物稳定。
常见的水解配制方法有：磷酸盐缓冲液、硼酸缓冲液、胸腺嘧啶缓冲液等。
以硼酸缓冲液为例：1.将一定体积（如100mL）的蒸馏水倒入容器中。
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。
课时编号23-24 授课时间10.17 授课地点412 课题名称 4.3缓冲溶液课时数 2
教学目标1、了解缓冲溶液的机理。
2、知道共轭酸碱对组成缓冲溶液，会分辨抗酸、抗碱成分。
3、了解缓冲溶液在医学领域的意义。
教学重点缓冲溶液的机理
教学难点缓冲溶液的机理，分辨抗酸、抗碱成分。
教材处理无删改，适当添加新内容
教学方法教法设计演讲法、讨论法、提问式、学导式学法设计自主学习、合作学习
教学资源准备教学资料网络下载信息资源百度文库仪器设备无
耗材无
作业布置补充教学反思
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
复习导入新授
讲解
小结1、什么是盐的水解？
2、人体出现酸中毒或碱中毒怎么办？
血液pH范围为7.35 ~ 7.45，不因代谢过程中产
生酸、碱性物质而变化，血液是缓冲溶液，缓冲
溶液如何维持pH不变的呢？
一、缓冲溶液的组成及作用机理
（一）缓冲溶液的组成
HAc — NaAc 加少量HCl、NaOH、ΔpH很
小
缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸或强碱，而
维持pH基本不发生变化的溶液。
缓冲作用：缓冲溶液所具有的抵抗外加少量
强酸或强碱的作用。
缓冲溶液的组成：足够浓度的共轭酸碱对
（缓冲对）
由足够浓度的共轭酸碱对组成的缓冲溶液，
所起作用是抗酸、抗碱，如何抗得。
（二）缓冲作用机理
以HAc — NaAc为例 HAc、NaAc
足量
HAc + H
2
O H
3
O+ +
Ac-
+
左移 H
3
O+抗
酸成分
+
抗碱成分右移 OH-
2H
2
O
共轭酸—抗碱成分共轭碱—抗
酸成分
机理三要点:方程（酸解离）,平衡移动方向，
抗酸、碱成分
NH
4
+— NH
3
缓冲系、抗碱成分 NH
4
+
缓冲作用0.1mol⋅L-1 HAc—NaAc
0.1mol⋅L-1 HCl、NaOH
浓度大，少量酸、碱，浓度几乎不变
学生回忆、回答
投影
学生仔细倾听
学生理解
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
讲解分析强调自学阅读
•表1 常见的缓冲系
缓冲系弱酸共轭碱 p K aΘ（25℃）
HAc –NaAc HAc Ac- 4.75
H2CO3-NaHCO3 H2CO3 HCO3- 6.37
H3PO4-NaH2PO4 H3PO4 H2PO4‾ 2.12
NaH2PO4-Na2HPO4 H2PO4‾ HPO42- 7.21
H3BO3-NaH2BO3 H3BO3 H2BO3 9.14
二、缓冲溶液pH的计算
（一）公式推导
HA — NaA C（HA） C（A-）
HA + H
2
O H
3
O+
+ A-
C（HA）- Ceq(H
3
O+) Ceq(H
3
O+)
C（A-）+ Ceq(H
3
O+)
≈C（HA）
≈C（A-）
Kaθ（HA）
=
θ
θ
θ
C
HA
C
C
A
C
C
O
H
Ceq
/
]
/
][
/
[
3
）
（
）
（
）
（-
+
Ceq(H
3
O+)/Cθ=
)
(
)
(
)
(
-
A
C
HA
C
HA
Kaθ
pH=
)
(
)
(
lg
)
(
HA
C
A
C
HA
pKa
-
+
θ
)
(
)
(
HA
C
A
C-
—缓冲比r，C为缓冲液，不是混合
前
p Kaθ： HAc- NaAc p Kaθ（HAc）、NH
4
Cl-NH
3
p Kaθ（NH
4
+）、H
2
PO
4
- - HPO
4
2- p Kaθ2（H
3
PO
4
）
学生自学
投影
讨论缓冲体系的
影响因素
投影
学生理解
评
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
学生练习
教师点拨讲解
讲解引导点拨
（三）应用
书P
101
例5-8 25℃时，在1.0LHAc-NaAc缓
冲溶液中含有0.10mol HAc和0.20mol NaAc。
（1）计算此缓冲溶液的pH；
（2）向100mL该缓冲溶液中加入10mL 0.10
mol⋅L-1 HCl溶液后，计算缓冲溶液的pH；
（3）向100mL该缓冲溶液中加入10mL 0.10
mol⋅L-1 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。
Kaθ（HAc）=1.8⨯10-5
解：(1)pH=
10
.0
20
.0
lg
10
8.1
lg5+
⨯
--=5.05
(2)pH=
10
.0
010
.0
100
10
.0
010
.0
100
lg
10
8.1
lg
1000
10
.0
1000
20
.0
5
⨯
+
⨯
⨯
-
⨯
+
⨯
--=
4.98
(3)pH=
10
.0
010
.0
100
10
.0
010
.0
100
lg
10
8.1
lg
1000
10
.0
1000
20
.0
5
⨯
-
⨯
⨯
+
⨯
+
⨯
--=
5.11
(4) pH=
10
.0
20
.0
lg
10
8.1
lg5+
⨯
--=5.05
四、缓冲溶液在医学上的意义
血液 pH=7.35~7.45 代谢物质pH不变
1、组成NaHCO3—H2CO3，
Na2HPO4—KH2PO4，
Na--蛋白质—H蛋白质
能力最大
2、缓冲机理
Kaθ1
CO2（溶解）+2H2O H3O++ HCO3-
+
CO2（g）（肺）H3O+肾
抗碱成分+
抗酸成分
OH-
2H2O
学生理解
讨论
教学环节教学内容与活动教学方法与手段
讲解
课堂总结布置作业
【例题分析】：3. pH计算
例已知正常血液中HCO3-—CO2（溶解）
的pKaθ'1（H2CO3）=6.10（6.35），C（HCO3-）
=0.024 mol⋅L-1、C（CO2溶）=0.0012 mol⋅L-1，
求血液的pH。
解：pH=6.10+lg
0012
.0
024
.0
=6.10+lg20=7.40
讨论：体外缓冲比
10
1
~10
体内缓冲比20
4、人体调节作用
CO2—HCO3-CO2↑HCO3-↓
CO2↓HCO3-↑
肺抗酸加快吐出CO2
抗碱减慢呼出CO2
肾减少排泄
HCO3-加速排泄HCO3-
肺部换气不足（CO2吐出慢）引起酸中毒
总结缓冲溶液的重要性。
见课本。
学生理解。
