当前位置：文档之家 › 第四章缓冲溶液

第四章缓冲溶液

  • 格式：ppt
  • 大小：359.50 KB
  • 文档页数：76

下载文档原格式

  / 76

合集下载

4第四章 缓冲溶液

4第四章 缓冲溶液

Ka

KW Kb
5.581010
pH

pK a

lg
[NH 3 ]
[NH
4
]

pK a

lg
n(NH 3 )
n(NH
4
)
pH＝9.17
Logo
例题 “将NH3-NH4Cl缓冲溶液稀释一倍，溶
液中的[OH- ]减少到原来的1/2”，对吗？
答：错！
缓冲溶液pH的校正
自学
Logo
Logo
2. 生物医学中配制缓冲溶液的总浓度要适宜 0.05～0.2mol·L－1
3. 计算所需缓冲系各物质的量
4. 校正
Logo
例题 已知: H3PO4的各级酸常数是pKa1=2.12,
pKa2=7.21, pKa3=12.67。 问：欲配制pH = 7.40的缓冲溶液，应选择什么
作缓冲对？
解: ∵ pKa2=7.21最接近7.40
（三）缓冲容量和缓冲范围
缓冲容量是衡量缓冲溶液的缓冲能力的物理量。
定义：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 Δn V ΔpH
（某一范围内的平均缓冲容量）
dna(b) （缓冲溶液的瞬时缓冲容量）
V dpH
讨论
恒大于零，单位： mol·L-1·pH-1
引言
Logo
生物体液中都有各自相对稳定的PH值。比如， 血液PH=7.35-7.45。超过这个范围，就引起酸 碱中毒。
而生物自身代谢一些酸碱物质，如柠檬酸、乳 酸等，体外也需要引入酸碱物质。
但是体液的PH并不以这些酸碱性物质的摄入而 改变—体液的缓冲作用。

922902-医用化学-第四章 缓冲溶液

922902-医用化学-第四章 缓冲溶液
3.有一由HAc-NaAc组成的缓冲溶液，若溶液 中c(HAc)＞c(NaAc)，则该缓冲溶液抵抗外 来酸的能力l的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入 5ml的0.15mol/L氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？ 如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固体NH4Cl， 然后再加5ml的0.15mol/L氨水，是否还能生成 Mn(OH)2沉淀？
例：欲配制pH = 9.0的缓冲溶液 应选择NH3-NH4Cl体系, pKb = 4.74, pKa = 9.26
2.配制的缓冲溶液的总浓度要适当，总浓度太 低缓冲容量过小，总浓度太高，离子强度太大 或渗透压力过高而不适用也会造成试剂的浪费。 所以通常选用总浓度在0.05～0.2mol·L-1范围之 内。
3.计算所需缓冲系的量 通常使用相同浓度的弱酸及其共轭碱。
医学上广泛使用的缓冲溶液的配方列于表4－5 和表4－6，以便参考。
例:欲配置250ml的pH＝5.00的缓冲溶液，应在 125ml浓度为1.0mol/L的NaAC溶液中加入浓度 为6.0mol/L的HAC和H2O各多少ml。
（已知：Ka=1.8×10－5）
第二节 缓冲溶液的pH计算
缓冲溶液pH值的计算（弱酸弱碱同离子效应） 弱酸及其共轭碱：[H+]=Kac酸/c共轭碱 弱碱及其共轭酸： [OH-]=Kbc碱/c共轭酸
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+]=Kac酸/c共轭碱
已知：Mn(OH)2的KSP=410-14， NH4Cl的分子量=53.5，氨水的Kb=1.810-5
CO2（溶解）+H2O H2CO3 H+ + HCO3-

基础化学 第04章 缓冲溶液

基础化学 第04章 缓冲溶液

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4章 缓冲溶液

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。

无机化学第四章 缓冲溶液

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

缓冲溶液
x y 100
则
pH pK a 2
x y 100
n( Na 2 HPO4 ) lg n( NaH2 PO4 )
0.020y 0.020x 0.040x 0.020y
解之得……
29
7.40 7.21 lg
实际应用中
常利用现成的配方（或商业销售产品）进行配制， 再进行校正 。
（1）缓冲溶液的 pH 主要取决于共轭酸的 pKa，其次取 决于缓冲比。 pKa一定缓冲溶液的pH随着缓冲比的改变而改变。 当缓冲比等于 1 时，pH = pKa
（2）T 对pH的影响 （比较复杂，不讨论）
（3）稀释对pH的影响 （少量稀释，影响小）
[共轭碱] pH pK a lg [共轭酸]
此题注意 pKa应为共 轭酸的pKa
16
2. ) pH 接近于7.0 的磷酸盐缓冲溶液常用来培养酶，某 种酶仅能存在于pH 为6.90~7.15 的培养液中。求（1）含 有0.225mol· L－1 HPO42－和0.330mol· L－1 H2PO4－的溶液 的pH。（2）若在250mL 该溶液中分别加入0.20 g 及（3） 0.40g NaOH 固体，酶会分解吗？已知H3PO4的pKa1=2.12， pKa2=7.21，pKa3=12.67 解： 此混合溶液的缓冲系为H2PO4－－HPO42－
18
例 3 0.20 mol· L－1的HAc 100 mL与0.20 mol· L－1的NaOH 50 mL混合，pH=？
解： HAc + NaOH NaAc + H2O
反应前
反应后
20
10
10
0
0
10
mmol
mmol

第四章缓冲溶液


如计算上节例1中HAc-Ac- 缓冲体系的缓冲容量：
加入0.010 mol HCl时，
n
0.010
0.11
V | pH | 1.0 | 4.66 4.75 |（mol L-1 pH-1）
15
二、影响缓冲容量的因素
1、缓冲溶液的总浓度：c总 = [ A- ] + [ HA ] • 缓冲比一定时，缓冲溶液的总浓度越大，
（1）单位体积缓冲溶液的pH值改变1（dpH＝1）
时所需加入的一元强酸或一元强碱的物质的量。
（2）为正值，越大，缓冲溶液的缓冲能力越强。 （3）的单位：mol L-1 pH-1
14
2、实际工作中常用公式： n
V | pH |
• V 表示缓冲溶液的体积 • n 表示加入的一元强酸或强碱的物质的量 • pH表示缓冲溶液pH值的变化
缓冲容量越大；且缓冲比等于1时，缓冲容量最大(max)
17
3、与pH的关系曲线：
（N冲很能碱1值曲由现（H可，越时aA3能大力）1，线于峰看缓大2O），c）H-力是本体值。此2出冲，N曲当1、曲，， 由 身 系 时、它时a溶缓缓线缓 3A线它且 于 的 不6、们液 冲冲c出冲代最2缓们强 同缓 p4具的 容比、现比H、表大冲也酸 ，冲有量相3总很 不等盐 一 5，都体有（ 出容缓。越同浓低 同于酸峰如代系缓强量冲大时度（和表，
21
例2：欲配制pH5.0缓冲溶液，试计算在50mL 0.1molL-1 HAc溶液中加入0.1 molL-1 NaOH溶液多少毫升?
解：设加入NaOH溶液 x mL。
pH
pK a
lg
n Ac n HAc
pK a
lg
0.1x 0.1 (50 x)

第4章 缓冲溶液


a b 2.303 c总 ab ab
a b 0.46 ab ab
当a:b=9:1时， β＝0.041mol· L-1 当a:b=3:1时， β＝0.086mol· L-1 当a:b=1:1时， β＝0.12mol· L-1
(4.9)
由式(4.9)可见 ，β与缓冲比([B-]/[HB])和总浓度
(c总定缓冲溶液的 pH值，所以β随 pH值的变化而变 化。图4-1*
H3BO3+NaOH
1. 总浓度对β的影响
对于同一缓冲系，缓冲比一定时，c总越大，β越大。
2. 缓冲比对β的影响
值极小
水和一般溶液的 pH 值发 生变化。但某些溶液…
0.10 mol· L-1 NaCl溶液 1L NaCl溶液中加入HCl (NaOH)到0.010 mol· L-1， 溶液的pH由7变为2(12)，
改变了5个pH单位。
结论： NaCl溶液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。*
c( HB ) aV a 1 [HB ] 0.20mol L aV bV ab
c(B ) bV b [B ] 0.20mol L1 aV bV ab
-
c总＝[B-]+[HB]＝ 0.20mol· L-1
[HB] [B ] 2.303 c总 [HB] [B ] [HB] [B ]
系或缓冲对。
注意：HAc溶液中存在HAc和Ac-，但不是缓冲溶液！！
在实际应用中，往往采用酸碱反应的生成物与剩 余的反应物组成缓冲溶液，如: 弱酸(过量)+ 强碱：HAc(过量)+NaOH 强酸+弱碱(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。

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)8


+2滴1molL-1NaOH pH=7.22
3
pH=7.21
1.缓冲溶液的概念 能抵抗外来少量强酸 强碱 少量强酸、强碱 少量强酸 强碱或稍加 稀释，而能保持其pH基本不变 基本不变的溶液， 基本不变 称为缓冲溶液（buffer solution）。 缓冲溶液（ solution） 缓冲溶液 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）。 缓冲作用（ action） 缓冲作用
1mmolNaOH
0.1m ol/L H Ac 0.1m ol/L N aAc
0.01mol/LHAc 0.01mol/LNaAc
pH1 = pKa = 4.75 0.1×1+1×103 pH2 = pKa + lg 0.1×11×103 pH2 = 4.76 pH = 0.01
pH1 = pKa = 4.75 0.01×1+1×103 pH2 = pKa + lg 0.01×11×103 pH2 = 4.84 pH = 0.09
21
1、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,所需加入的强酸、强碱的物质的量。 单位：mol/LpH或mmol/LpH 2 2、影响缓冲容量的因素 总浓度c总 c总= [共轭酸] + [共轭碱]， c总↑β↑ 缓冲比， [共轭碱]/ [共轭酸]= b / a a=b时β最大 base acid
8
第二节 缓冲溶液的pH
一、缓冲溶液pH值的计算公式
酸常数 共轭酸 共轭碱
HB -- BpH = pKaθ + lg { [B-]/[HB] } p代表-lg 平衡浓度 如Kaθ =1.76×10-5, pKaθ = -lg(1.76×10-5 ) = 4.75
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

缓冲溶液的缓冲作用机制
缓冲溶液为什么具有缓冲作用呢？ 下面以0.1mol/LHAc－0.1mol/LNaAc组成的 缓冲溶液为例，说明缓冲溶液的作用原理。 首先大家要有以下概念 1. HAc、NaAc的数量相对很大； 2. 加入的酸、碱数量相对很小； 3. 稀释的程度是有限的。
0.1mol/LHAc－0.1mol/LNaAc缓冲溶液 HAc是弱电解质，在水中仅有部分解离 HAc＋H2O ⇌ H3O＋＋ Ac－ NaAc是强电解质，在水中是完全解离的 NaAc Na＋ ＋ Ac－
缓冲溶液pH计算公式的变形
缓冲溶液pH计算公式
pH＝pKa＋lg[B－]/[HB] [B－]/[HB]称为缓冲比，因此上式也可以写 为： pH＝pKa＋lg[缓冲比]
缓冲溶液中，由于： [B－]≈CB[HB]≈CHB 因此： pH＝pKa＋lg CB－/ CHB 又由于： n=C· V 有： pH＝pKa＋lg nB－/ nHB
HAc－NaAc缓冲溶液的[H＋]计算
对于HAc－NaAc缓冲溶液： HAc ＋ H2O ⇌ H3O＋ ＋ Ac－ 平衡时 [HAc] [H＋] [Ac－]
平衡表达式： Ka＝[H＋]· －]/[HAc] [Ac 即： [H＋]＝Ka· [HAc]/[Ac－]
缓冲溶液pH计算公式
对于任意缓冲溶液HB－B－ ，其通式为： [H＋] ＝ Ka· [HB]/[B－] 即： pH＝pKa＋lg[B－]/[HB] 或： pH＝pKa＋lg[共轭碱]/[共轭酸] 我们把它称为缓冲溶液pH计算公式，也 称Henderson－Hasselbalch方程式。
因此，实际上是发生以下反应： OH－外＋HAc ＝Ac－ ＋ H2O 即溶液中大量的抗碱成分HAc 将消耗掉加入 的少量 OH－外 [H＋]＝Ka· HAc－[OH－]外}/{CNaAc＋[OH－]外} {C 因为：C HAc≫[H＋]外、 CNaAc≫[H＋]外，
有： [H＋]＝Ka· HAc－[OH－]外}/{CNaAc＋[OH－]外} {C ≈ Ka· HAc/CNaAc C
反应后生成HPO42－ n(HPO42－)＝n(NaOH)＝0.05×50＝2.5mmol
根据：pH＝pKa＋lg nB－/nHB 得： pH＝ pKa2＋lg n(HPO42－)/n(H2PO4－) ＝7.21＋ lg 2.5/2.5 ＝7.21 注意： H3PO4－H2PO4－ H2PO4－－HPO42－ HPO42－－ PO43－ Ka1 Ka2 Ka3
因为Ka是常数，且缓冲溶液的C HAc及CNaAc的 比值基本保持不变， 这样，缓冲溶液的pH值 基本保持不变。 既抗碱成分和抗酸成分数量的变化都可以忽 略。
缓冲溶液的抗适当稀释作用
[H＋] ＝ Ka · HAc/ CNaAc C 从公式上看：稀释缓冲溶液时，缓冲溶液 的CHAc/ CNaAc比值保持不变，因此缓冲溶 液的pH值保持不变。 但实际上，稀释缓冲溶液时，缓冲溶液的 离子强度也会减小，对CHAc/ CNaAc比值产 生影响，因此缓冲溶液pH也会少量变化。 若过度稀释缓冲溶液，缓冲溶液将失去缓 冲作用能力，溶液的pH→7
缓冲溶液pH的影响因素
pH＝pKa＋lg CB-/ CHB
说明缓冲溶液pH值主要取决于弱酸的解离 常数Ka 及缓冲比CB-/ CHB ，因Ka受温度影 响，缓冲溶液pH值也与温度有关。 缓冲比CB-/ CHB的影响由于对数关系将缓 冲比变化的影响减小了，因此决定缓冲溶 液pH值最关键的因素是弱酸的解离常数Ka
注意
缓冲溶液pH计算公式与一元弱酸质子转移 平衡及平衡常数同质。 HB ＋ H2O ⇌ H3O＋ ＋ B－ Ka＝[H3O＋][B－]/[HB] 注意： 一元弱酸质子转移平衡常数计算中通常有： [B－]＝[H3O＋] 缓冲溶液中： [B－]≫[H3O＋]
缓冲溶液pH计算公式的校正
缓冲溶液pH计算公式 pH＝pKa＋lg[B－]/[HB] 为近似计算缓冲溶液pH值公式，若要精确计 算缓冲溶液pH值，则要进行校正，即用活度 来带替浓度进行计算。 pH＝pKa＋lgαB－/αHB pH＝pKa＋lgγB－ · －]/γHB· [B [HB] pH＝{pKa＋lgγB－/γHB}＋lg[B－]/[HB]
当缓冲比一定时(pH值一定时)，C总愈大，抗酸 抗碱成分越多，则β愈大。 例： [HB]＝[B－]＝0.1mol/L β＝0.152 mol· －1· －1 L pH [HB]＝[B－]＝1.0mol/L β＝1.52 mol· －1· －1 L pH
有： [H＋]＝Ka· HAc＋[H＋]外}/{CNaAc－[H＋]外} {C ≈ Ka· HAc/CNaAc C
因为Ka是常数，且缓冲溶液的C HAc及CNaAc的 比值基本保持不变， 这样，缓冲溶液的pH值 基本保持不变。 既抗碱成分和抗酸成分数量的变化都可以忽 略。
缓冲溶液抗碱作用
当向缓冲溶液中加入少量OH－外时，将有反应： H＋＋OH－外→ H2O 降低了溶液的H＋浓度，平衡被破坏，根据平衡 移动原理，平衡向右移动，以抑制溶液的H＋浓 度的变化： HAc ＋ H2O ⇌ H3O＋ ＋ Ac－ ＋ [OH－]外 ⇅ H2O
HAc ＋ H2O ⇌ H3O＋ ＋ Ac－ 平衡时 [HAc] [H＋] [Ac－] C HAc－[H＋] [H＋] CNaAc＋[H＋] ≈C HAc [H＋] ≈CNaAc Ka＝[H＋][Ac－]/[HAc] Ka＝[H＋]CNaAc/C HAc
其中：CNaAc/C HAc称为缓冲比
平衡表达式： Ka＝[H＋]CNaAc/C HAc 即： [H＋] ＝ Ka CHAc/ CNaAc 若缓冲溶液的缓冲比保持不变，因为Ka是 常数，则缓冲溶液的pH值基本保持不变。
熟悉内容
缓冲溶液pH值的计算公式的校正；缓冲溶 液的配制方法、及原则；人体血浆中主要 的缓冲系。
了解内容
标准缓冲系；人体缓冲对、肾和肺之间 在人体酸碱平衡中的简单缓冲调节作用 机制 。
自学内容
肾的排酸保碱作用；肺的维持酸碱平衡的 作用。酸碱中毒的类型：代谢性酸中毒、 呼吸性酸中毒、呼吸性碱中毒、代谢性碱 中毒；酸碱中毒的简单纠正。
有条件的缓冲溶液pH计算公式的变形
配制缓冲溶液时： pH＝pKa＋lg CB-VB-/ CHBVHB 若以相同体积的VHB与VB－配制缓冲溶液，也 可用共轭酸碱对的原始浓度比表示缓冲溶液pH pH＝pKa＋lg CB-/ CHB 若以相同浓度的CHB与CB－配制缓冲溶液，也 可用体积比表示缓冲溶液pH pH＝pKa＋lg VB-/ VHB
缓冲溶液的缓冲作用示意图
HAc－Ac－缓冲溶液的抗酸抗碱机制示意图 HAc＋H2O ⇌ H3O＋＋Ac－ ＋ ＋ OH－ H＋ ⇅ H2O
结论
缓冲溶液通过质子H＋在共轭酸碱对间 的转移来抑制溶液的pH值变化，从而起 到缓冲作用。 共轭碱＋ H＋ ⇌共轭酸
4—2 缓冲溶液的pH值计算
从第一节的实验讨论我们知道，缓冲溶液具有 抵抗外来的少量强酸或强碱的侵入或抵抗适当 稀释而保持溶液pH值基本不变的性质。 在介绍缓冲溶液的缓冲作用机制的时候，我们 实际上就提出了缓冲溶液的pH值计算公式。
缓冲容量的概念
使单位体积缓冲溶液的pH值改变一个单位时， 所需加入一元强酸或强碱的物质的量nb （mol或mmol），用符号β表示，单位： mol· －1· －1 。 L pH β＝⊿nb /|⊿pH | 微分式为： β＝dnb/|dpH| 积分式为： β＝2.303×[HB]×[B－]/([HB]＋[B－])
缓冲溶液抗酸作用
当向缓冲溶液中加入少量H＋外时，增加了溶 液的H＋浓度，因为同离子效应的缘故，平衡 被破坏，根据平衡移动原理，平衡向左移动， 以抑制溶液的H＋浓度的变化：
HAc ＋ H2O ⇌ H3O＋ ＋ Ac－ ＋ [H＋]外
因此，实际上是发生以下反应： H＋外＋Ac－＝ HAc 即溶液中大量的抗酸成分Ac－将消耗掉加入 的少量H＋外 [H＋]＝Ka· HAc＋[H＋]外}/{CNaAc－[H＋]外} {C 因为：C HAc≫[H＋]外、 CNaAc≫[H＋]外，
4—3 缓冲容量
缓冲溶液具有抵抗外来的或本身化学反应 中所产生的少量强酸或强碱的侵入或抵抗 适当稀释而保持溶液pH值基本不变的性质
那么，缓冲溶液能抵抗多少外来的少量强 酸或强碱或抵抗适当稀释？
缓冲溶液缓冲作用能力
设加入一定量nb的OH－或加入H＋后，缓冲 溶液pH变化值： ⊿pH＝|pH后－pH前| ⊿pH变化小，缓冲溶液缓冲作用能力强； ⊿pH变化大，缓冲溶液缓冲作用能力弱；
根据实验结果：确实有一类溶液，加入少 量酸、碱或适当稀释，可以保持相对恒定 的pH，这类溶液我们称为缓冲溶液。
缓冲溶液定义
具有抵抗外来的少量强酸或强碱的侵入或 抵抗适当稀释而保持溶液pH值基本不变的 溶液。 如： 0.1mol· －1 HAc － 0.1mol· －1 NaAc L L
缓冲作用
缓冲溶液所具有的抵抗外来的少量强酸或强 碱的侵入或抵抗适当稀释而保持溶液pH值 基本不.303×[HB]×[B－]/([HB]＋[B－]) 1、缓冲容量与缓冲溶液抗酸抗碱成分数量 总量（总浓度）有关。 C总＝[HB]＋[B－]
2、缓冲容量与缓冲溶液抗酸抗碱成分数量 的相对比值（缓冲比）有关。
缓冲比＝[B－]/[HB]
总浓度与缓冲容量的关系
β＝2.303×[HB]×[B－]/([HB]＋[B－])
4—1 缓冲溶液及缓冲机制
首先，我们进行一个实验。仪器试剂如下： 1、pH计 2、H2O 3、NaCl 4、HAc－NaAc 5、HCl 6、NaOH 注：上述溶液各物质浓度均为0.1mol· －1 L
实验数据和结论
溶液 试剂 1.0ml pH值 H2O 7.0 NaCl 7.0 HAc－NaAc 4.7 H2O 0.1ml 7.0 7.0 4.7 HCl 0.1ml 2.0 2.0 4.6 NaOH 0.1ml 12.0 12.0 4.8