缓冲溶液及其pH值的计算(sx).

4.5.4 重要的缓冲溶液 常用标准缓冲溶液
缓 冲 溶 液 饱和酒石酸氢钾 (0.034molkg-1) 邻苯二甲酸氢钾 (0.050molkg-1)
0.025molkg-1 KH2PO4 + 0.025molkg-1 Na2HPO4
pH (25oC)
3.557 4.008 6.865 9.180 12.454
解
db 1.0 200 -2 β= = = 4.2 × 10 dpH 0.12
K a [H+ ] β = 2.3c + 2 ([H ] + K a )
-2 -9.25 -90 +10 ) c= = 0.074 mol L-1 2.3 × 10-9.25 × 10-9.35
强酸控制溶液pH pH时 →强酸控制溶液pH时， β 强碱控制溶液pH pH时 →强碱控制溶液pH时， β
= 2 . 3[ H + ]
= 2.3[OH ]
弱酸控制溶液pH pH=pKa± pH（ →弱酸控制溶液pH（pH=pKa±1）时，
β = 2 . 3 δ HA δ A C HA
有极值。 当Ca/Cb=1：1时，pKa=pH时，β有极值。 ： 时 时 缓冲容量的大小与缓冲物质的总浓度以及组成此缓冲 溶液的Ca/Cb有关。总浓度愈大（一般为0.01 Ca/Cb有关 0.01～ 溶液的Ca/Cb有关。总浓度愈大（一般为0.01～1mol/L 之间）；Ca/Cb应在1/10～10/1范围内 浓度愈接近1 ）；Ca/Cb应在1/10 范围内， 之间）；Ca/Cb应在1/10～10/1范围内，浓度愈接近1： 缓冲容量愈大。 1，缓冲容量愈大。
常用缓冲溶液
缓冲溶液 氨基乙酸+HCl 氨基乙酸 氯乙酸+NaOH 氯乙酸 甲酸+NaOH 甲酸 HAc+NaAc 六次甲基四胺+HCl 六次甲基四胺 H2PO4-+HPO42三羟甲基甲胺+HCl 三羟甲基甲胺 硼砂(H 硼砂 3BO3+H2BO3-) NH4++NH3 pKa 2.35 2.86 3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 9.24 9.25 缓冲范围 1.5～3.0 ～ 2～3.5 ～ 3～4.5 ～ 4～5.5 ～ 4.5～6.0 ～ 6.5～8 ～ 7.5～9 ～ 8.5～10 ～ 8.5～10 ～

理学院化学系
共轭体系缓冲容量的特点：
1. ∝c, c增大则 增大
2. [H+] = Ka，即 pH = pKa时 max = 0. 575 c
3. 缓冲范围: pKa-1 < pH < pKa+ 1
缓冲容量或分布系数
1.2
缓 冲 指 数
分 布 分 数 或
0.9 0.6 0.3
0
HAc pKa = 4.76 Ac
pH = 3 pH = 4.73
pH = 11 pH = 4.75
缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量酸或碱，或将溶液适
当稀释，而溶液本身pH能保持相对稳定。
理学院化学系
缓冲溶液的组成 若水溶液的溶质是弱酸（碱）与它的共轭碱（酸）组成,
这种溶液叫“pH缓冲溶液”，具有缓冲能力，实验中常用它 来维持溶液的pH值。
生成 0.15molNaH2PO4
余下0.10molNaOH
继续反应 生成 0.10molNa2HPO4 余下0.05molNaH2 PO 4
得到 H PO− — HPO2− 缓冲溶液
2
4
4
理学院化学系
H 2 PO4− (aq) = HPO42−(aq) + H +(aq)
平衡浓度 C1-x
C2+x
x
c1
=
c(H 2 P O4−
)
=
0.0500 0.800
mol
L-1
c2
=
c(HPO24− )
=
0.100 0.800
mol L-1
pH
=
pKa2
-lg
c(H
2PO
− 4

max
缓冲比越接近1，缓冲容量越大；缓冲比等于1时，
1 1 2.303 [HB] [B ] 0.576 c 2 2




总
有最大缓冲容量。
第三节 缓冲容量和缓冲范围
四、缓冲范围
减小 max 减小 1 1 10 缓冲比： 10 1 1 pH : pH pK a - 1 pH pK a pH pK a 1
1
1
第四节 缓冲溶液的配制
一、配制方法 1．选择合适的缓冲系： （1）pH在pKa±1缓冲范围内并尽量接近弱酸pKa。 （2）缓冲系的物质必须对主反应无干扰。 2．配制的缓冲溶液的总浓度要适当： • 一般总浓度0.05mol· L-1～0.2mol· L-1。 3．计算所需缓冲系的量： • 根据Henderson-Hasselbalch方程计算。 4．校正： • 需在pH计监控下，对所配缓冲溶液的pH校正。
4. 缓冲溶液的配制
① 常用缓冲溶液的配制方法
② 标准缓冲溶液
5. 血液中的缓冲系
学习要求

掌握缓冲溶液的概念、组成和缓冲机理。

掌握影响缓冲溶液pH的因素、应用HendersonHasselbalch方程式计算缓冲溶液的pH值。


掌握缓冲容量的概念、影响因素及有关计算。
熟悉配制缓冲溶液的原则和方法。了解医学上常
pKa值一定，其pH随着缓冲比[B-]/[HB]的改变
而改变。当缓冲比等于l时，pH等于pKa
第二节 缓冲溶液pH的计算
3.
Henderson—Hasselbalch方程式的应用
①
HB在溶液中只少部分解离，且因B-的同离子效

缓冲溶液pH值计算公式裴老师教你学化学许多化学反应（包括生物化学反应）需要在一定的pH值范围内进行，然而某些反应有H+或OH-的生成或消耗，溶液的pH值会随反应的进行而发生变化，从而影响反应的正常进行。

在这种情况下，就要借助缓冲溶液来稳定溶液的pH 值，以维持反应的正常进行。

在无机化学的教学中，为了使学生根据反应所要控制的pH值范围，能正确选择和配制缓冲溶液，就需要要求学生对缓冲溶液pH 值的计算公式熟练掌握并能灵活应用。

缓冲溶液pH值的计算公式，根据缓冲溶液的组成大致可分为两大类型。

1 由弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液设弱酸的浓度为C酸（mol·L-1），弱酸盐的浓度为C盐（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：HA H+ + A- ［1］(P78)平衡时：C酸-x xC盐+xKa°= x（C盐+x）/（C酸-x）x = ［H+］= Ka°（C酸-x）/（C盐+x）由于Ka°值较小，且因存在同离子效应，此时x很小，因而C酸-x≈C酸，C盐+x≈C盐，所以［H+］= Ka°C酸/ C盐将该式两边取负对数：-log［H+］=-logKa°-logC酸/ C盐，所以pH = pKa°-logC酸/ C盐（1）这就是计算一元弱酸及弱酸盐组成的缓冲溶液pH值的通式。

2 由弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液设弱碱的浓度为C碱（mol·L-1），弱碱盐的浓度为C碱（mol·L-1），在溶液中存在下列平衡：B + H2O BH+ + OH- ［2］( P140)平衡时：C碱-x C盐+xxKb°= x（C盐+x）/ （C碱-x）x = ［OH-］= Kb°（C碱-x）/ （C盐+x）由于Kb°较小，且因存在同离子效应此时x很小，因此C碱-x≈C碱，C 盐+x≈C盐，所以，［OH-］= Kb°C碱/ C盐将该式两边取负对数：-log［OH-］=-logKb°-logC碱/ C盐pOH = p Kb°-logC碱/ C盐又因pH = 14 - pOH，所以pH = 14 -pKb°+ logC碱/ C盐（2）这就是计算一元弱碱及弱碱盐组成的缓冲溶液pH值的通式。