基础化学-第四章缓冲溶液

第四章缓冲溶液BufferSolution

缓冲溶液在自然界普遍存在，在化工生产、化学分析、分离、细菌培养、药剂生产和使用，尤其在生物体内调节酸碱平衡等方面起着重要作用*。

生物体内的化学反应几乎都是在特异的生物催化剂酶的催化下进行的。人体血液pH的正常范围为7.35-7.45，且不受体内复杂的代谢过程影响而基本保持不变。保持溶液pH恒定在化学和生命科学中具有重要意义。学习内容1.

缓冲溶液及缓冲机制2.

缓冲溶液pH的计算3.缓冲容量和缓冲范围4.缓冲溶液的配制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Henderson-Hasselbalch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。了解医学上常用缓冲溶液配方和标准缓冲溶液。熟悉血液中的主要缓冲系及在稳定血液pH过程中的作用。第一节缓冲溶液及缓冲机制实验

样品1，0.10mol·L-1NaCl溶液样品2，含HAc

和NaAc

均为0.10mol·L-1的混合溶液操作：滴加强酸HCl

至c(HCl)=0.010mol·L-1观察现象：pH的变化0.10mol·L-1NaCl溶液NaCl溶液中加入HCl到0.010mol·L-1

，溶液的pH由7变为2，改变了5个pH单位。0.10mol·L-1

HAc—0.10mol·L-1NaAc溶液0.10mol·L-1HAc—0.10mol·L-1NaAc溶液溶液中加入HCl到0.010mol·L-1

，溶液的pH由4.75变为4.74，改变仅0.01pH单位。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。缓冲溶液及其作用机制缓冲溶液（buffersolution）能够抵抗外来少量强酸、强碱，或稍加稀释时可保持其pH基本不变的溶液。缓冲作用（bufferaction）缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用。以HAc—Ac-体系为例当加入少量强酸时，外来H+将质子传给Ac-

，质子转移平衡左移，溶液的pH保持基本不变。当加入少量强碱时，OH-

接受H3O+传递的质子，质子转移平衡右移，补充消耗掉的H3O+离子，而溶液的pH保持基本不变。NaAcNa++Ac-用质子转移平衡式表示

加少量强酸：H3O++Ac-HAc+H2O

(大量)加少量强碱:H3O++OH-2H2OHAc+H2OAc-+H3O++(大量)HAc+OH-Ac-+H2O抗碱成分抗酸成分

当溶液稀释时，H3O+和Ac-离子浓度同时降低，同离子效应减弱，使HAc解离度增大，HAc进一步解离产生的H+可使溶液的pH保持基本不变。*HAc

Ac-H3O+OH-HAcAc-HAc

Ac-示意图:

总之，由于缓冲溶液中同时含有较大量的弱酸(抗碱成分)和共轭碱(抗酸成分)，它们通过共轭酸碱对之间的质子转移平衡的移动以达到消耗掉外来的少量强酸、强碱，或对抗稍加稀释的作用，使溶液的H+离子或OH-离子浓度没有明显的变化，因此缓冲溶液具有缓冲作用。

但缓冲溶液的缓冲作用不是无限的。二、缓冲溶液的组成

缓冲溶液一般由足够浓度、适当比例的共轭酸碱对的两种物质组成。

根据缓冲溶液的组成不同，可分为两种类型：

（1）弱酸及其共轭碱

HAc-NaAcNaHCO3-Na2CO3

NaH2PO4-Na2HPO4

（2）弱碱及其共轭酸

NH3·H2O-NH4ClCH3NH2-CH3NH3+Cl-

（甲胺）（盐酸甲胺）

组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种物质合称为缓冲系(buffersystem)或缓冲对(bufferpair)。

HAc-NaAc

；NH3-NH4Cl

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,形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。共轭酸共轭碱HAcNH4ClH2PO4-NaAcNH3·H2OHPO42-抗酸成分缓冲系抗碱成分组成示意图常见的缓冲系

例：将下列各组溶液等体积混合后，不属于缓冲溶液的是（

）。A.0.2mol·L-1Na2CO3溶液和0.2mol·L-1NaHCO3溶液

B.0.1mol·L-1H3PO4溶液和0.3mol·L-1NaOH溶液

C.0.2mol·L-1H3PO4溶液和0.1mol·L-1NaOH溶液D.0.2mol·L-1NH3溶液和0.1mol·L-1HCl溶液E.0.2mol·L-1NH3溶液和0.15mol·L-1HCl溶液

B

较浓的强酸、强碱也具有缓冲作用，但实际上很少作为缓冲溶液使用。

通常我们所说的缓冲溶液，一般是由足够浓度的共轭酸碱对的两种物质组成。第二节缓冲溶液pH的计算缓冲溶液pH值的近似计算公式：Henderson—Hasselbalch方程式以HB代表弱酸，并与B-组成缓冲溶液。

HB

+

H2OH3O+

+

B-Henderson—Hasselbalch方程式

HBB

+

H2OH3O+

+

B-总浓度：[B-]+[HB]Henderson—Hasselbalch方程式的意义缓冲溶液的pH首先取决于pKa

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pKaHenderson—Hasselbalch方程式的应用HB在溶液中只少部分解离，且因B-的同离子效应，使HB几乎完全以分子状态存在。HB的浓度为c(HB)(或称起始浓度,配制浓度)，NaB的浓度为c(NaB)；HB解离部分的浓度为c'(HB)。

则：[HB]平=c(HB)-c'(HB)[B-]平=c(NaB)+c'(HB)[HB]平≈c(HB)

，[B-]平≈c(NaB)＝c(B-)

由于c=n/V，所以根据n=cV，若取储备液c(B-)=c(HB)Henderson—Hasselbalch方程式的

几种形式pH＝pKa+lg＝pKa+lgpH＝pKa+lg＝pKa+lgpH＝pKa+lg＝pKa+lg由以上公式可知:

1.缓冲溶液的pH值取决于弱酸的解离常数Ka及[B]/[HB](缓冲比)。同一缓冲系，pKa值一定，其pH值随缓冲比的改变而改变。改变缓冲比，可得不同pH值的缓冲溶液。当缓冲比等于1时，pH=pKa。

2.若温差不太大时，温度对pH值的影响可忽略。

3.缓冲溶液加水稀释时，缓冲比不变，由缓冲公式计算的pH值也不变，即有一定的抗稀释能力。

例

计算0.10mol·L-1NH320ml和0.20mol·L-1

NH4Cl15ml混合溶液的pH值。解:此混合溶液的缓冲系为NH4+—NH3,查表知

pKa(NH4+)＝9.25pH＝pKa+lg

＝9.25+lg

＝9.25-0.17＝9.08例将20mL0.10mol·L-1

的H3PO4溶液与30mL0.10mol·L-1

的NaOH溶液混合，求所得缓冲溶液的pH=？已知：pKa1=2.16,pKa2=7.21,pKa3=12.32。解:H3PO4+NaOHNaH2PO4+H2O反应前20×0.10mmol30×0.10mmol反应后1.0mmol1.0mmolNa2HPO4+NaOHNaHPO4+H2O反应前2.0mmol1.0mmol反应后1.0mmol1.0mmol已知缓冲溶液的pH、共轭酸及其共轭碱的浓度，求Ka例0.5mol·L-1某一元弱酸30ml与0.5mol·L-1NaOH10ml混合，将混合溶液稀释至100ml，测得该溶液的pH=6.0，求此弱酸的Ka解：略第三节缓冲容量和缓冲范围一、缓冲容量当加入过量的强酸或强碱，缓冲溶液的pH将发生较大变化，失去缓冲能力。用缓冲容量β作为衡量缓冲能力大小的尺度。定义:单位体积缓冲溶液的pH值改变1个单位时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量。单位：mol·L-1·PH-1β越大，说明缓冲溶液的缓冲能力越强。讨论：β不可能是负值。在同样的dna(b)和V的条件下，pH改变值|dpH|↓，则β↑，缓冲溶液的缓冲能力愈强。β二、影响缓冲容量的因素

1）

缓冲比的影响

2）总浓度c总＝[HB]+[B-]的影响总浓度对β的影响(1)HCl(2)0.1mol·L-1HAc+NaOH(3)0.2mol·L-1HAc+NaOH(4)0.05mol·L-1KH2PO4+NaOH(5)0.05mol·L-1H2BO3+NaOH(6)NaOH缓冲比对β的影响c总一定,缓冲比越接近1，缓冲容量越大；

[B-]/[HB]=1,β极大=0.576C总；[Ac-]mol·L-1[HAc]mol·L-1缓冲比c总mol·L-1βmol·L-1·pH-1Ⅰ0.0950.00519∶10.10.0109Ⅱ0.090.019∶10.10.0207Ⅲ0.050.051∶10.10.0576Ⅳ0.010.091∶90.10.0207V0.0050.0951∶190.10.0109溶液强酸和强碱

强酸或强碱体系也有缓冲能力，但与典型的缓冲溶液有区别：典型的缓冲溶液有缓冲对，具有抗酸抗碱机理。(1)HCl

(6)NaOH三、最大缓冲容量βmax缓冲比越接近1，缓冲容量越大；缓冲比等于1时，有最大缓冲容量。四、缓冲范围pH=pKa±1变化范围称为有效缓冲范围。例将0.20mol·L-1HB溶液和0.20mol·L-1B-溶液

以9:1的体积比混合，计算缓冲系的缓冲容量。解：当V(HB):V(B-)=9:1时c(HB)=c(B-)=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。例如何配制pH=5.00的缓冲溶液100mL?解(1)选择缓冲系由于HAc的pKa=4.76，接近所配缓冲溶液pH=5.00，所以可选用HAc-Ac-缓冲系。(2)

确定总浓度，计算所需缓冲系的量一般具备中等缓冲能力(0.05～0.2mol·L-1)即可，并考虑计算方便，选用0.10mol·L-1的HAc和0.10mol·L-1

NaAc溶液。设V(NaAc)=xmL则：V(NaAc)=xmL=64mLV(HAc)=100mL-64mL=36mL二、标准缓冲溶液标准缓冲溶液性质稳定，有一定的缓冲容量和抗稀释能力，用来校准pH计。第五节血液中的缓冲系

缓冲溶液在医学中非常重要。在体外，微生物的培养、组织染色、血液的冷藏保存都需要一定pH的缓冲溶液；在药剂生产上，根据人的生理状况即药物稳定性和溶解度等情况，选择适当的缓冲溶液来稳定溶液的pH值。

人体内极为复杂的物质代谢反应都是受各种酶控制的，而每种酶又只有在一定pH范围的体液中才有活性，如胃蛋白酶的适宜pH为1.5～2.0范围。

人体内各种体液都有一定的较稳定的pH范围，超出正常范围太大,可能引起机体内许多功能失调。

在生命活动过程中，会不断地产生酸性物质，如碳酸、乳酸等；也会不断地产生碱性物质，如碳酸氢盐(HCO3-)、磷酸氢盐(HPO42-)等。另外，人们摄取的食物中也有相当数量的酸性或碱性物质。尽管如此，健康人的血液的pH值总是保持在7.35～

7.45的范围内，且不会发生显著的改变。

如果血液的pH值降低到7.35以下，人要发生酸性中毒；降低到7.1以下．一般便要死亡。同样，血液的pH值上升到7.45以上，人要发生碱性中毒，上升到7.6以上，一般也会死亡。血液的pH值是如何调节的？血浆中:H2CO3-HCO3-

、H2PO4--HPO42-

、HnP-Hn-1P-红细胞中：H2b-Hb-(血红蛋白)、H2bO2-HbO2-(氧合血红蛋白)H2CO3-HCO3-、H2PO4--HPO42-上述缓冲系中，碳酸缓冲系的浓度最高，在维持血液pH的正常范围中发挥的作用最重要。来源于呼吸作用的二氧化碳溶于血液生成的碳酸，与其离解产生的碳酸氢根离子，以及血液中贮存的碳酸氢根离子达成平衡：抗酸成分抗碱成分CO2+H2OOH-共轭酸共轭碱H2CO3H+

+

HCO3-H+当体内酸性物质增加,HCO3-与H3O+结合，平衡左移；体内碱性物质增加时，H3O+结合OH-，H2CO3(CO2溶解)解离，平衡右移，pH明显改变。HCO3-在一定程度上可以代表血浆对体内所产生的酸性物质的缓冲能力，所以常将血浆中的HCO3-称为碱储。若血液的pH小于7.35，则会发生酸中毒(acidosis)；若pH大于7.45，则发生碱中毒(alkalosis)。若血液的pH小于6.8或大于7.8，就会导致死亡。正常情况下，[HCO3-]与[CO2(aq)]

的比率为24mmol·L-1比1.2mmol·L-1，即20/1。37℃时，若血浆中离子强度为0.