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第三章 缓冲溶液

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第三章缓冲溶液.

第三章缓冲溶液.

2019/9/7
第三章 缓冲溶液
6
当溶液稀释时，由于共轭酸碱的浓度之 比没有变化，缓冲溶液的pH值基本保持 不变。
2019/9/7
第三章 缓冲溶液
7
第二节 缓冲溶液的pH值
一、缓冲溶液pH值的计算公式
以HB代表弱酸，NaB代表其弱酸盐，两者组成 缓冲溶液。溶液中HB和H2O建立质子传递平衡
2019/9/7
第三章 缓冲溶液
返25回
2019/9/7
第三章 缓冲溶液
26
配成 pH＝5.00 的缓冲溶液？（已知H3Cit的pKa1=3.13， pKa2=4.76，pKa3=6.40）
选择缓冲系为：H2Cit－-HCit2－ 溶液中n(H3Cit)=0.200×0.500=0.100mol
=n(H2Cit－)+n(HCit2－)
n(HCit 2 )
n(HCit 2 )
2019/9/7
第三章 缓冲溶液
9
[HB]和[B-]均为平衡浓度 [B-]与[HB]的比值称为缓冲比 [B-]与[HB]之和称为缓冲溶液的总浓度
2019/9/7
第三章 缓冲溶液
10
pH＝pKa+lg
[B- ] [HB]
＝pKa+
lg
c(共轭碱 c(共轭酸
) )
pH＝pKa+lg
n(B ) n(HB)
第三章 缓冲溶液
13
第三节 缓冲容量和缓冲范围
一、缓冲容量
缓冲容量 β作为衡量缓冲能力大小的尺度。 缓冲容量定义为：单位体积缓冲溶液的pH值改变1（即 pH=1）时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量。
β
def d na(b)

医学基础化学—缓冲溶液

医学基础化学—缓冲溶液
二、缓冲溶液pH的计算
2019/2/3
3.2 缓冲溶液的pH 值The pH of Buffer Solution
1、缓冲溶液pH 值的计算公式 （亨德森- 哈塞尔巴赫方程式）
（Henderson Hasselbalch equation）
HA (aq)
H+ (aq) + A- (aq)
[H+][A-] K a = -------------[HA] [H+] [HA] = Ka -------[A-]
稀释时可改变溶液的离子强度和弱酸的电离度，缓冲比随之改变，
必然引起pH值的改变。若稀释后的体积改变不大时，pH值的改变 是很小的。（When buffer solution is diluted, the buffer ratio is not changed,
so pH of buffer solution is not changed）
第三章 缓冲溶液
Chapter Three
Buffer Solution
2019/2/3
第三章 缓冲溶液（Buffer Solution）
主要内容
缓冲溶液的概念和缓冲作用原理 缓冲溶液的pH值 缓冲容量
缓冲溶液配制
缓冲溶液在医学上的应用
2019/2/3
第一节 缓冲溶液及缓冲作用原理
【内容提要】
*
2019/2/3
3.2 缓冲溶液的pH 值The pH of Buffer Solution
• 对于具体的缓冲系： （1）HAc – NaAc缓冲系 [H+]
[HA] [共轭酸] = Ka -------= Ka -------[A ] [共轭碱]
（2） NH 4Cl – NH 3缓冲系 [NH 3] [共轭碱] [OH ] = Kb --------+ = Kb -------[NH 4 ] [共轭酸]

第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液

第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
2 [ H O ][ Ac ] 0 . 1 0 . 1 0 . 1 Ka 3 0.1 2 [HAc] 0.1 0.1 1

Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka


H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a

第三章3 缓冲溶液

第三章3 缓冲溶液

c0 (碱) 0.098 pH 14 pK b lg =14 4.74 lg 9.24 c 0 (盐 ) 0.102

加入1.0mL1.0 mol / L NaOH溶液
c0(碱)=( 0.10×0.500＋1.0×0.001)／0.501=0.102 mol / L c0(盐)=( 0.10×0.500－1.0×0.001)／0.501=0.098 mol / L
cb pOH pKb lg cs

cb pH 14 pKb lg cs

例题：计算含有0. 100 mol·－1 L
HAc和0.200 mol·－1 L
NaAc混合溶液的pH。若在0.100L上述溶液中加入
0.001L 1.00 mol·－1 的NaOH后，溶液的pH变为多少？ L
c0 (碱) 0.102 pH 14 pK b lg =14 4.74

3.4.4 缓冲溶液的缓冲能力
缓冲溶液pH的控制主要体现在对缓冲比 {c0(酸)/c0(盐)或c0(碱)/c0(盐)}的调整。 缓冲溶液的缓冲能力主要与缓冲对的浓度 缓冲容量(β)——指1升缓冲溶液的pH值 有关。缓冲对的浓度越大，缓冲能力越大；缓 变化1个单位所需加入强酸或强碱的物质 冲比越接近于1，缓冲能力越大。但是缓冲溶 的量。 液的缓冲能力是有限的。 缓冲溶液的缓冲范围为pKa±1。 缓冲溶液适当稀释时，缓冲溶液的pH不变。
50ml纯水pH = 7
50mLHAc—NaAc [c(HAc)=c(NaAc) =0.10mol· -1] L pH = 4.74
pH = 3
pH = 11
pH = 4.73
pH = 4.75
这种能够对抗外来少量强酸或强碱，而保持溶液

酸碱缓冲溶液

酸碱缓冲溶液

buffer
强酸、强碱溶液
酸碱缓冲溶液
3.4.1 缓冲容量和缓冲范围
任何缓冲溶液的缓冲能力都是有限度的。 缓冲能力用缓冲容量b表示：
db da b dpH dpH
缓冲容量b：使1L溶液的pH增加dpH单位时所需强碱db mol,或者使1L溶液的pH减少dpH单位时所需强酸da mol。 b大，缓冲能力大。
酸碱缓冲溶液
例：计算0.050 mol·-1邻苯二甲酸氢钾溶液的pH。 L （pKa1=2.95, pKa2=5.41） 解：计算标准缓冲溶液pH要考虑活度。 因为 Ka2· c>20 Kw，且c/Ka1>20, 故： 该两性物溶液的[H+]=(Ka1C·Ka2C)0.5， 考虑到离子的活度有： K a 2 HB K a1 C C K a1 K a2 H HB H B 2 因此：
定量化学分析教程
第三章(Ⅲ) 酸碱缓冲溶液
张 普 敦
酸碱缓冲溶液
3.4 酸碱缓冲溶液（Buffer）
缓冲溶液是一类非常重要的溶液体系，在化学、生 化等领域有非常重要的作用。 缓冲溶液能维持溶液在一个相对稳定的酸度，引入 少量的酸、碱或对溶液进行一定稀释不会引起溶 液pH明显变化。 弱酸及其共轭碱 √
解：
1000 1.0 10 3 db da 200 b 4.2 10 2 dpH dpH 0.12
H V M 0.074 m( NH Cl ) c H K 10
4 a
Kw Ka 10 9.25 又 Kb cK a H 由 b 2.3 可知： 2 Ka H 2 9.25 9.35 2 4.2 10 10 10 c 0.074 9.25 9.35 2.3 10 10

3第三章缓冲溶液

3第三章缓冲溶液
第三章 缓冲溶液（Buffer Solution）
第一节 缓冲作用 第二节 缓冲溶液的pH值 第三节 缓冲容量
引言
生物体液都有各自相对稳定的pH值。比如血液 pH=7.35～7.45，超过此范围，就会引起酸中毒 或碱中毒。而生物体自身代谢一些酸碱物质， 如柠檬酸、乳酸等，体外也要引入酸碱物质， 但体液pH值并不以这些酸碱性物质的摄入而改 变－－体液的缓冲作用。
第三节 缓冲容量（buffer capacity）
一、缓冲容量（β）的定义
使单位体积（1升或1毫升）缓冲溶液的pH值改变1
个pH单位时，所需外加一元强酸或一元强碱的物
质的量(mol)。
OH-
HB HB
pH
db da
dpH dpH H+
pH
HB HB
缓冲容量是溶液的一个状态参数，当溶液的状 态发生变化时，缓冲容量也发生变化。
同理，当体内碱性物质增多并进入血浆时，平
衡正向移动，H2CO3浓度降低，而HCO3-浓度增 大，此时则由肺部控制对CO2的呼出，以及由肾 脏加速对HCO3-的排泄，保持血浆的pH 恒定。
Henderson-Hasselbalch方程的意义
提供了计算缓冲溶液pH值的工具。
计算时注意： 式中Ka为缓冲系中共轭酸的酸常数。 [B-]、[HB]是平衡浓度，但因CHB、CB-都较大， B-对HB的同离子效应，使CHB ≈[HB]， CB-≈[B-]， 具体计算时平衡浓度可近似用配制浓度代替。
缓冲溶液有限稀释时， Ka与缓冲比均不变，pH不变，即 缓冲溶液也有抗稀释的作用。
对溶液稀释过程pH变化的控制
pH pH
7
6
a)
HCl
5
4

第三章 缓冲溶液


加少量水:
2021年8月15日1时35分
[HAc]/ [Ac-] 基本不变
跳转到第一页
第二节 缓冲溶液 pH 值的计算
HA-A‾缓冲系： HA + H2O H3O+ + A‾
Ka
=
[H3O ][A- ] [HA]
[H3O
]
=
Ka
[HA] [A- ]
[A ] pH = pKa lg [HA]
共轭碱 共轭酸
2021年8月15日1时35分
跳转到第一页
例：将 0.10 mol·L-1盐酸溶液100ml与 0.10 mol·L-1氨水溶液400ml相混合，求混合后溶液
的pH值（已知NH3的 Kb= 1.76×10-5）。
=9.25+lg 30 =9.73
10
跳转到第一页
练习：将 0.10 mol·L-1 NaOH溶液100ml与 0.10 mol·L-1HAc溶液400ml相混合，求混合后
一、缓冲溶液的组成及类型
（一）缓冲溶液的组成条件——共轭酸碱对
电离平衡
抗酸成分
抗碱成分
（二）缓冲溶液的组成类型
1、弱酸——共轭碱体系 抗碱成分 抗酸成分
2、弱碱——共轭酸体系
抗酸成分 抗碱成分
3、多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐
2021年8月15日1时35分
抗碱成分
抗酸成分
跳转到第一页
HAc—NaAc
跳转到第一页
二、影响缓冲容量的因素 1. 缓冲比一定时，c总越大，缓冲能力越强。 2. c总一定时，缓冲比= 1，缓冲能力最强。
三、缓冲范围
pKa－1 ＜ pH ＜ pKa＋ 1
2021年8月15日1时35分

分析化学第3章缓冲溶液


酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，其共轭酸碱形 式具有明显不同的颜色。
甲基橙
+
N
(CH3)2
H NN
(CH3)2
SO3-
OHH+
N
pKa = 3.4
酚酞
HO
OH
C OH COO-
O OH-
H+ pKa = 9.1
NN
SO3-
OC
COO-
3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围
作用原理 HIn
酸色
3.4 缓冲溶液 buffer solution
3.4.1 缓冲溶液的定义与种类 3.4.2 缓冲溶液的pH计算 3.4.3 缓冲容量、缓冲指数、及有效缓冲范围 3.4.4 缓冲溶液的选择 3.4.5 标准缓冲溶液
讨论
3.4.1 缓冲溶液的定义与种类
定义 分类
缓冲溶液是指具有稳定某种性质的溶液体系。
（pKa = 9.25） 2.303c NH3 NH4
题解 = 0.043 mol·L-1
例3 用0.02000 mol L-1 EDTA滴定25.00mL浓度为0.02000 mol L-1 的Zn2+溶液，欲加入10 mL pH = 5.0 HAc-NaAc缓冲 溶液（pKa = 4.74），为使滴定前后的pH改变不超过0.3 个单位，应配制总浓度为多大的缓冲溶液？
0 2 4 6 8 10 12 14 pH
H3PO4 pKa1 = 2.16， pKa2 = 7.21 , pKa3 = 12.32
问题：如何配制全域pH缓冲溶液(系列）？
缓冲溶液的计算
欲将pH值控制在某个范围内（△pH），缓冲溶液所能 容纳外加的强酸或强碱的浓度（△a或△b）的计算：b[A]2 Nhomakorabea10

3-3第三章-缓冲溶液.

[HAc]=0.100-0.001 =0.099(mol·L-1) [Ac-]=0.100+0.001=0.101(mol·L-1)
pH 4.75 lg 0.101 4.75 0.009 4.76 0.099
pH 4.76 4.75 0.01 b 0.001mol L1 β b 0.001 0.1 pH 0.01
pH = 12
一升HAc+NaAc 混合液
加0.01mol HCl 或加0.01mol NaOH pH基本不变（pH试纸检测）
缓冲溶液的组成和作用机制
定义：由弱酸及其共轭碱所组成的具有抵抗少量 酸、碱或稀释而保持 pH 值基本不变的混合液， 称为缓冲溶液。
缓冲溶液的这种抗酸、抗碱、抗稀释的作用称 为缓冲作用。
符合近似公式计算条件，可按近似公式（3.17）计算
[H] Ka1 Ka2
或
1
1
pH 2 (pKa1 pKa2 ) 2 (2.16 7.21) 4.68
由弱酸和弱碱组成的两性物质溶液
以NH4Ac为例,它在水中发生下列质子传递平衡
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
Ac- + H2O
第五节 缓 冲 溶 液
一、缓冲溶液的组成和作用机制 二、缓冲溶液的PH计算 三、缓冲容量和缓冲范围 四、缓冲溶液的配置 五、缓冲溶液在医学上的意义
对比实验：
pH=7
pH=4.66
一升纯水
加0.01mol HCl，pH = 2
pH = 7
pH = 2
加0.01molNaOH，pH=12
pH = 7
两性物质溶液
(一) 两性阴离子溶液

3.缓冲溶液

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。

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β=
def
dna( b ) V dpH
pH的微小改变量 的微小改变量
dn和V一定，|dpH|愈小，β愈大，缓冲能力越强 和 一定 一定， 愈小， 愈大 愈大， 愈小 |dpH|和V一定，dn愈大，β愈大，缓冲能力越强 和 一定 一定， 愈大 愈大， 愈大 愈大，
缓冲容量与缓冲溶液浓度的关系
[HB] [B-] c总＝[HB]+[B-]
缓冲比
Henderson-Hasselbalch方程式 方程式
公式的几种变形
[B − ] pH = pK a + lg [HB ] [B − ] c (B - ) pH = pK a + lg = pK a + lg [HB ] c ( HB )
[B − ] n(B - ) pH = pK a + lg = pK a + lg n( HB ) [HB ]
−
思考题： 思考题：
缓冲溶液既可以用共轭酸碱对混合配制 而成， 而成，也可用在某种弱酸中加入 NaOH 或 配制而成。 在某种弱碱中加入 HCl 配制而成。 在1L 0.1 mol·L-1 的 HAc 中加入少量固 体NaOH，若溶液体积不变，问总浓度为多 ，若溶液体积不变， 随着NaOH的不断加入，该缓冲溶液的 的不断加入， 少？随着 的不断加入 总浓度将如何变化？ 总浓度将如何变化？
影响缓冲容量的因素
4.75
(1) 0.05 mol·L-1 HCl (2) 0.1mol·L-1 HAc+NaOH (3) 0.2mol·L-1 HAc+NaOH
(4) 0.05 mol·L-1KH2PO4+NaOH (5) 0.05 mol·L-1 H3BO3+NaOH (6) 0.02mol·L-1 NaOH
例题： 例题：
已知:pKa(HAc)=4.75, pKb(NH3)=4.75, pKa(H2PO4-)=7.21 已知 若配制pH= 9 的缓冲溶液，选择下面哪个缓冲系最好？ 的缓冲溶液，选择下面哪个缓冲系最好？ 若配制 A. HAc-NaAc B. NH3-NH4Cl C. NaH2PO4 -Na2HPO4
滴加少量强酸、强碱pH几乎不变 滴加少量强酸、强碱pH几乎不变
实 验 小 结
滴加1ml 1mol·L-1HCl 滴加 pH=2.00 滴加1ml 1mol · L-1NaOH 滴加 pH=12.00 滴加1ml 1mol·L-1HCl 滴加 pH=4.98 滴加1ml 1mol · L-1NaOH 滴加 pH=5.02
100 mL HCl pH = 5.00
100 mL HAc ~ NaAc pH = 5.00
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
缓冲溶液：能够抵抗外来少量强酸、 外来少量强酸 缓冲溶液：能够抵抗外来少量强酸、强碱或 稍加稀释而保持 基本不变的溶液 稍加稀释而保持pH基本不变 而保持 基本不变的溶液 缓冲作用：缓冲溶液对强酸、 缓冲作用：缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵 抗作用
n( HCit ) = 0.0635mol
2-
n( H 2Cit ) = 0.0365mol
反应耗去NaOH的物质的量： 的物质的量： 反应耗去 的物质的量 n(NaOH)＝1×0.0365 + 2×0.0635 ＝ × × ＝0.1635 mol n(NaOH)=c(NaOH) ×V(NaOH) V(NaOH) = 0.1635/0.400 = 0.4088 L = 408.8mL
例题： 例题：
下列溶液β最大的是： 下列溶液 最大的是： 最大的是 A. 1L中含 中含0.06molHAc 与0.03molNaAc 中含 B. 1L中含 中含0.05molHAc 与0.04molNaAc 中含 C. 1L中含 中含0.02molHAc 与0.07molNaAc 中含 D. 1L中含 中含0.01molHAc 与0.08molNaAc 中含 c总都为 .09mol ·L-1， 再看缓冲比， 都为0 再看缓冲比， 哪个接近1:1， 哪个接近 ，所以选 B
100mL HCl pH = 5.00
滴加1ml 1mol·L-1HCl 滴加
滴加1ml 1mol·L-1NaOH 滴加
滴加少量强酸、强碱后 变化很大 滴加少量强酸、强碱后pH变化很大
100mL 醋酸和醋酸钠溶液 pH=5.00
滴加1ml 1mol·L-1HCl 滴加
滴加1ml 1mol·L-1NaOH 滴加
缓冲溶液的pH取决于缓冲系中弱酸的 a， 缓冲溶液的 取决于缓冲系中弱酸的pK ， 取决于缓冲系中弱酸的 温度对其有影响 同一缓冲系的缓冲溶液， 随缓冲比的改 同一缓冲系的缓冲溶液，pH随缓冲比的改 变而改变 缓冲比等于1时 缓冲比等于 时，pH＝pKa ＝ 缓冲溶液在稍加稀释时， 基本不变 基本不变。 缓冲溶液在稍加稀释时，pH基本不变。只 有当稀释到一定程度（ 有当稀释到一定程度（溶液电离度和离子强 度发生较大变化），溶液pH 会发生变化。 ），溶液 会发生变化。 度发生较大变化），溶液
缓冲溶液由有足够浓度的一对共轭酸碱对 缓冲溶液由有足够浓度的一对共轭酸碱对 足够浓度的一对 的两种物质组成
组成缓冲溶液的共轭酸碱对被称为缓冲系 组成缓冲溶液的共轭酸碱对被称为缓冲系 (buffer system)或缓冲对 或缓冲对(buffer pair)。 。
二、缓冲机制
HAc + H2O
NaAc
第三节
缓冲容量和缓冲范围
加入微小量的一元强酸 或一元强碱的物质的量
一、缓冲容量
衡量缓冲能力大小的尺度
定义：单位体积缓冲溶液的 改变1时，所需加 定义：单位体积缓冲溶液的pH改变 时 缓冲溶液的 改变 入一元强酸或一元强碱的物质的量 入一元强酸或一元强碱的物质的量 恒大于0 恒大于 mol·L-1·pH-1
一、缓冲溶液的组成
缓冲溶液的组成一般分为三类： 缓冲溶液的组成一般分为三类： 1. 弱酸及其共轭碱组成的缓冲液 HAc – Ac-, HCN – CN-, H2CO3–HCO32. 弱碱及其共轭酸组成的缓冲液 NH3 – NH4+, CH3NH2 – CH3NH3+ … 甲胺-甲胺盐酸盐 甲胺 甲胺盐酸盐 3. 酸式盐及其共轭碱组成的缓冲液 H2PO4- – HPO42- , HCO3- – CO32- …
思考题： 思考题：
判断正误： 判断正误： 0.1mol·L-1 HAc 与0.1mol·L-1 NaOH等体 等体 积混合后，该溶液缓冲容量最大。 积混合后，该溶液缓冲容量最大。
二、缓冲范围
缓冲比大于10:1或小于 或小于1:10，缓冲溶液失去缓冲能力 缓冲比大于 或小于 ， 缓冲范围： 缓冲范围：
例题： 例题：
“将NH3-NH4Cl缓冲溶液稀释一倍，溶液中的 将 缓冲溶液稀释一倍， 缓冲溶液稀释一倍 [OH- ]减少到原来的 减少到原来的1/2”，对吗？ 减少到原来的 ，对吗？ 答 ： 错！
思考题： 思考题：
判断正误： 判断正误： 0.1mol·L-1HAc 与0.1mol·L-1NaAc等体积 等体积 混合配制 ， 所以只能抗碱不能抗酸。 液，所以只能抗碱不能抗酸。
= pK a + lg
+ n( NH 4 )
n(NH 3 )
pH＝9.17 ＝
例 题
计算： 计算：
1. 0.50mol·L-1HAc和0.50mol·L-1 NaAc混合溶液的 和 混合溶液的 pH。 。 2. 在上述 在上述1.0L缓冲溶液中加入 缓冲溶液中加入0.020mol固体 固体NaOH 缓冲溶液中加入 固体 溶液的pH。 后， 溶液的pH。 3. 在上述 在上述1.0L缓冲溶液中加入 缓冲溶液中加入0.020mol HCl后， 缓冲溶液中加入 后 溶液的pH。 溶液的 。 K(HAc)=1.76×10-5 × 1. pH=4.74 2. pH=4.81 3. pH=4.67
影响缓冲容量的因素
1. 强酸、强碱溶液，浓度越大，缓冲容量越大 强酸、强碱溶液，浓度越大， 2. 总浓度一定时，缓冲比为 时，缓冲容量极大 总浓度一定时，缓冲比为1:1时 3. 缓冲比一定时，总浓度越大缓冲容量越大 缓冲比一定时， 4. 不同的缓冲系，c总相同，β极大相同 不同的缓冲系， 总相同 总相同， 极大相同
例题
计算0.10mol·L-1NH3 50mL和0.20mol·L-1 NH4Cl 计算 和 30mL混合溶液的 。K(NH3)=1.79×10-5 混合溶液的pH。 混合溶液的 ×
KW −10 Ka = = 5.58 × 10 Kb
pH = pK a + lg
+ [ NH 4 ]
[ NH 3 ]
2.303[HB][B − ] = β= V dpH c总 dna(b)
缓冲容量随缓冲溶液[HB]、[B-]及c总的改变而改变 、 缓冲容量随缓冲溶液 及
− 缓冲容量随缓冲溶液pH改变而改变 缓冲容量随缓冲溶液 改变而改变 [B ] pH = pc a +c K lg 总 × 总 [ HB ] β 极大 =2.303 × 2 2 =0.576c总 c总
若用同样浓度的弱酸和其共轭碱来配制缓冲溶液， 若用同样浓度的弱酸和其共轭碱来配制缓冲溶液， 同样浓度的弱酸和其共轭碱来配制缓冲溶液 可用下列公式
[B − ] V (B - ) pH = pK a + lg = pK a + lg [HB ] V ( HB )
结论： 结论：
[B − ] pH = pK a + lg [HB ]
第三章
缓冲溶液
第一节 缓冲溶液及缓冲机制 第二节 缓冲溶液的 值 缓冲溶液的pH值 第三节 缓冲容量和缓冲范围 第四节 缓冲溶液的配制 第五节 血液中的缓冲系
教 学 要 求
掌握缓冲溶液的组成和缓冲机制 熟练进行缓冲溶液pH值的计算 熟练进行缓冲溶液 值的计算 熟悉缓冲容量的概念及其影响因素 熟悉缓冲溶液的配制 熟悉缓冲溶液在医学上的意义