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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。
第二节缓冲溶液复习目标1、掌握缓冲溶液的概念及组成2、理解缓冲溶液的作用原理3、掌握影响缓冲容量大小的因素及缓冲溶液的缓冲范围4、了解有关缓冲溶液pH的计算5、了解缓冲溶液的选择原则复习过程1、缓冲溶液具有作用，在反应生成或外加少量的强酸强碱后，也能保持溶液的基本不变。
2、缓冲溶液的组成（1）（2）（3）3、对于弱酸及其盐组成的缓冲溶液，pH= ；对于弱碱及其盐组成的缓冲溶液，pH= ；两性化合物组成的缓冲溶液，pH= 。
4、衡量缓冲溶液缓冲能力大小的是，其大小与有关。
5、酸式缓冲溶液缓冲范围的公式：；碱式缓冲溶液缓冲范围的公式：6、根据布朗斯太特的酸碱质子理论，酸是能给出质子（H+）的物质，碱是能接受质子的物质。
一种碱（B），接受质子后其生成物（HB+）便成为酸；同理，一种酸给出质子后余下部分便为碱。
酸与碱的这种关系可表示如下：B+ H+HB+（碱）（酸）可见，酸与碱彼此是不可分开的，具有相互依存的关系。
HB+- B称为共轭酸碱对。
共轭酸碱之间，彼此只相差一个质子。
7、缓冲溶液的选择原则是什么？【随堂练习】1、根据酸碱质子理论，找出下列反应中的酸和碱。
HAc H++Ac-NH4+H+NH3H2PO4—H++ HPO42—HPO42—H++ PO43—2、下列各组溶液不是缓冲溶液的是（）A．NaH2PO4- Na2HPO4混合液B．0.2mol/L NH4Cl与0.1mol/LNaOH等体积混合液C．0.1mol/LNaOH与0.1mol/L HAc等体积混合液D．NH4Cl- NH3．H2O3、H2PO4－的共轭碱是（）A.H3PO4B.HPO42－C.PO43－D.OH－4、下列各组物质，哪些可以用来制备缓冲溶液？⑴ HCL—NaCL ⑵HAc—NaOH ⑶ NH3—HCL ⑷ H2PO4—NaH2PO4⑸ H2CO3—NaHCO3⑹ NH3．H2O—NH4Cl5、根据缓冲溶液的选择原则，判断下列三种酸可以用来配制PH=3的缓冲溶液？HCOOH Ka=1.7×10-4HAC Ka=1.8×10-5CLCH2COOH Ka=1.4×10-36、以HAc-NaAc为例说明缓冲溶液的缓冲原理。
