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二、缓冲溶液pH值的计算 对于弱酸及其盐体系：
HA + H2O A- ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ H3O+
[H3O ][A ] K a [ HA] Ka [H3O ] [ HA] [A ] [A ] pH pK a lg [ HA]
缓冲比
上式称为亨德森-哈塞巴赫方程，又称缓冲公式。 式中，HA是弱电解质，加之共轭碱(A-)的同离子 效应，致使HA的解离度更小，故平衡时： c(HAc) ≈ ca c(Ac-) ≈ cb
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3.作用原理 (1) 弱酸及其对应的盐—以HAc-NaAc缓冲体系为例 存在共轭酸碱对HAc-AcHAc是共轭酸，释放质子 Ac-是共轭碱，结合质子 NaAc是强电解质完全解离，HAc 解离平衡： 为弱酸，有同离子效应，降低了 HAc H+ + Ac- HAc的解离度，使HAc仅发生微弱 解离。在混合溶液中cHAc（来自弱 NaAc Na+ + Ac- 酸）和cAc-（主要来自NaAc）都较 大，存在HAc的解离平衡。
欲配制的缓冲 溶液的 pH 值 应选择的缓冲组分
pH 5 pH 7 pH 9
HAc - NaAc NH 3 H 2O -NH 4Cl
pKa 4.74 pKa2 7.21 14 pK b 9.26
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NaH 2 PO4 - Na 2 HPO 4
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。 缓冲溶液的总浓度控制在0.1~0.5mol/L之间较适宜 为了使缓冲溶液具有较大的缓冲容量，应尽量使 缓冲比接近于1。并计算出所需共轭酸、碱的量。 用精密pH试纸或pH计对缓冲溶液的pH进行校正。
代入公式，得 ：
0.099 pH 4.75 lg 4.75 0.01 4.74 0.101
溶液的pH比原来降低了约0.01单位，几乎未改变。 而若向纯水中加入，则改变约4个单位。
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三、缓冲溶液的配制
选择适当的缓冲对 原则： 缓冲溶液的pH应该落在pKa-1 < pH < pKa+1 之间，并尽量接近共轭酸的pKa，这样所配缓冲溶 液具有较大的缓冲容量。
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加入少量H+ ，它与Ac-结合生成
HAc，平衡向左移动;
HAc + H2O H3O+ + Ac+ OHH2O
加入少量OH- ，它与H+结合生成 水，平衡向右移动 。
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BCO2 + H2O H2CO3
+ + HCO H H+ 3
共轭酸
共轭碱
抗碱成分
抗酸成分
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在HAc-NaAc缓冲体系中加入少量酸（如盐酸）时，溶液 中大量的Ac-与H+结合生成HAc，同时其解离平衡左移。 当建立新平衡时，cHAc略有增加， cAc-略有减少，而溶液 中cH+几乎不变。所以NaAc是缓冲溶液的抗酸成分。
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第四节
缓冲溶液
营养学专家指出，碱性食物对大鱼大肉的现代人来说 多有裨益，但这跟食物的酸碱度没有多大关系，其好 处在于被归类为“碱性”的食物普遍含有现代人所缺 乏的营养物质，食物的酸碱度本身对人体酸碱度及健 康影响甚微。
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食物本身是酸性或碱性,不代表摄入体内的PH值是一定的。 林秀红说,多数碱性食物摄入体内表现为碱性,但也有的碱 性或降低,甚至变为酸性。以牛奶为例,钙离子燃烧之后的 灰分,遇水生成氢氧化物,是强碱。可是在人体中,90%以上 的钙都是以固体的形式存在,碱性虽强,却体现不出来。 同理,肉类属于呈酸性食物,其主要营养成分是蛋白质。 蛋白质中的氮元素在我们体内则大部分以氨基酸的形式存 在,并且是很多生物碱的中心原子,那么在体内它可以起到 提高pH值的作用。肉本身是酸性的,但多数进入体内的酸 性很小,甚至变为碱性。
NaCl溶液中加入0.010 mol/ HCl，溶液的pH 由7变为2，ΔpH=5
0.10mol/L HAc-0.10mol/L NaAc溶液溶 液中加入0.010 mol/L HCl，溶液的pH 由4.75变为4.74，ΔpH=0.01 第4 页
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。
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1. 定义 2. 组成
能够抵抗外加少量酸碱或水的稀释， 而 保持pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。 抗碱组份 —— 抗酸组分
弱酸及对应的盐
HAc
── NaAc
弱碱及对应的盐
酸式盐及其次级盐溶液
NH4Cl ── NH3· H2O
NaH2PO4 ── Na2HPO4
缓冲溶液具有缓冲作用，是因为缓冲溶液中含有 共轭酸碱对的两种物质，即抗碱组分和抗酸组分， 通常把这两种组分称为缓冲对或缓冲系。
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缓冲溶液在医学上的意义 • 在人体内缓冲溶液非常重要。人体内的pH只 所以能保持在7.35~7.45之间，是因为人体内存在 多种缓冲对。人体血液中存在的主要缓冲对有： 血浆中： H2CO3-HCO3-； H2PO4--HPO4 2-；血浆 蛋白酸-血浆蛋白盐 • 研究证明：在这些主要缓冲对中，H2CO3HCO3-共轭酸碱对在血液中浓度最高，缓冲能力 最大，对维持血液正常的pH起着决定性的作用。
-] [Ac 解：由公式 pH=pK +lg a [HAc]
pH = 4.75 + lg（0.1/0.1）= 4.75
答：0.2mol/L HAc与0.2mol/L NaAc混合液的pH值为4.75
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【例】在100mL浓度各为0.10 mol/L的HAc和NaAc缓 冲溶液中，加入0.1mL 1mol/L的HCl溶液，计算pH如 何改变？（已知HAc的pKa=4.75。） 解：(1) 原缓冲溶液的pH为：
[Ac ] 0.10 pH pK a lg 4.75 lg 4.75 [HAc] 0.10
(2) 加入HCl溶液后， HCl浓度变为
1 0.1 HCl 0.001mol L1 100 0.1
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此时发生反应：HCl + NaAc = HAc + NaCl 则：[HAc] = 0.1 + 0.001= 0.101 mol/L [Ac-] = 0.1 – 0.001= 0.099 mol/L
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Cb 上式又可近似为： pH = pK a－lg Ca
缓冲溶液的pH取决于缓冲对中弱酸的解离常 数Ka和和缓冲液中的缓冲比； 对于同一缓冲溶液， Ka相同，其pH只取决于 缓冲比。当缓冲比等于1（即cb=ca）时，缓冲溶 液的pH=pKa。
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【例】等体积的0.2mol/L HAc与0.2mol/L NaAc混合， 计算其 pH值。（已知HAc的pKa=4.75）
抗酸离子反应方程式： Ac- + H+
HAc
在该缓冲体系中加入少量强碱，增加的OH-与溶液中的H+ 结合生成H2O，H+浓度的减少使得HAc的解离平衡右移， 以补充H+的减少。建立新平衡时，cHAc略有减少， cAc-略 有增加，而溶液pH几乎不变。所以HAc是缓冲溶液的抗 碱成分。 抗碱离子反应方程式： OH- + HAc Ac- + H2O
pH pK a lg
nHCO
3
nCO2
3
0.1 10.00 10.25 lg nCO 2
3
nCO 2 0.056mol
3
答：所需要碳酸钠的质量为：0.056×106＝6.0g
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水到底有没有缓冲能力？
在50ml水中加入1滴0.1mol· L-1HCl，计算体系pH的
变化。
cH
0.1 0.05 1 0.0001 m ol L 50.05
pH = 4
体系的pH值由7迅速变为4。
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当加入1滴0.1mol· L-1NaOH时：
cOH
0.1 0.05 0.0001 m ol L1 50.05
pH = 10
体系的pH值由7迅速变为10。 由此证明：水没有缓冲能力
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当加水稀释时，溶液中的cH+减少，而解离度增加， 补充了cH+的减少，因而pH维持相对稳定。
当加入大量的酸、碱，溶液中的HAc或Ac-消耗殆 尽，就不再具有缓冲能力。所以缓冲溶液的缓冲能 力是有限的。如果外界条件的改变超过了该溶液的 缓冲能力，则溶液的pH不再维持稳定。 (2) 弱碱及其对应的盐—自学 (3) 多元酸的酸式盐及其对应的次级盐—自学
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一、缓冲溶液的组成和作用原理
实验
样品1：0.10 mol· L-1 NaCl溶液
样品2：含 HAc 和 NaAc 均为
0.10 mol· L-1的混合溶液
操作：滴加强酸 HCl 至
c(HCl)=0.010 mol· L-1
观察现象：pH的变化
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0.10mol/L NaCl溶液 0.10mol/LHAc-0.10 mol/L NaAc溶液
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【例】在研究酸雨造成某低土壤酸化问题时，需要 pH=10.00的碳酸盐缓冲溶液，在500mL 0.20mol/L的 NaHCO3中，需要加入多少克碳酸钠来配制？
已知：H2CO3 的Ka1 = 4.30×10-7；Ka2= 5.62×10-11； 解：该缓冲溶液中： n(HCO3-)= 0.2×0.5 = 0.10mol