1、第4章 缓冲溶液,Buffer Solution,4.1 缓冲溶液基本概念,4.1.1 缓冲溶液及其作用原理 实验 样品1，0.10 molL-1 NaCl溶液 样品2，含 HAc 和 NaAc 均为0.10 molL-1的 混合溶液 操作：加入强酸 HCl 至 0.010 molL-1 观察现象：pH的变化,4.1 缓冲溶液基本概念,0.10 molL-1 NaCl溶液,加入HCl到0.010 molL-1,溶液的pH由7变为2，改变了5个pH单位。,4.1 缓冲溶液基本概念,0.10 molL-1 HAc 0.10 molL-1 NaAc溶液,加入HCl到0.010 molL-1,溶液的p
2、H由4.75变为4.74，改变仅0.01pH单位。,4.1 缓冲溶液基本概念,1. 缓冲溶液定义 能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持其pH基本不变的溶液。 缓冲作用 缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用。,4.1 缓冲溶液基本概念,2. 缓冲机制以HAcAc-体系为例 缓冲溶液存在大量HAc和Ac- ，质子转移平衡,当加入少量强酸时, Ac-消耗掉外来的H+离子，直到建立起新平衡，而溶液的pH保持基本不变。 H+ + Ac- HAc,当加入少量强碱时, HAc解离直到建立新平衡，补充消耗的H3O+离子,而溶液pH保持基本不变。 OH- + H3O+ 2H2O 共轭碱称为抗酸成分，共轭酸
3、称为抗碱成分。,4.1 缓冲溶液基本概念,4.1.2 缓冲溶液的组成 由足够浓度的共轭酸碱对的两种物质组成。 组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种物质合称为缓冲系(buffer system)或缓冲对(buffer pair)。,4.1 缓冲溶液基本概念,常见的缓冲系,4.2 缓冲溶液pH的计算,4.2.1 HendersonHasselbalch方程 以HB代表弱酸，并与NaB组成缓冲溶液。,4.2 缓冲溶液pH的计算,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。所以,由于 c = n/ V，所以,4.2 缓冲溶液pH的计算,讨论,(1)缓冲溶液的pH首先取决于p
4、Ka。 (2)对于给定的缓冲系，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。 (3)溶液加水稀释时，缓冲比基本不变，所以pH基本不变。但稀释会引起溶液离子强度改变，使HB和B-的活度因子受到不同程度的影响，缓冲溶液的pH会有微小的改变。,4.2 缓冲溶液pH的计算,例 混合 20 mL 0.10 molL-1 的 H3PO4与 30 mL 0.10 molL-1 的 NaOH，计算所得缓冲溶液的pH。已知：pKa1=2.16， pKa2=7.21， pKa3=12.32。 解,4.3 缓冲容量,4.3.1 缓冲容量缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。用缓冲容量作为衡量缓
5、冲能力大小的尺度。定义为,单位体积缓冲溶液的pH发生一定变化时所能抵抗的外加一元强酸或强碱的物质的量。,4.3 缓冲容量,4.3.2 影响缓冲容量的因素,4.3 缓冲容量,1. 总浓度c总HB+B-的影响： 对于同一缓冲系，当缓冲比一定时，总浓度愈大，缓冲容量愈大。 2. 缓冲比的影响: （1）对于同一缓冲系：当总浓度一定时，缓冲比愈接近1，缓冲容量愈大；缓冲比愈远离1，缓冲容量愈小。缓冲比等于1时，缓冲系有最大缓冲容量。,4.3 缓冲容量,缓冲比11时，缓冲容量最大,4.3 缓冲容量,（2）缓冲范围,把缓冲溶液pH=pKa1变化范围称为缓冲范围。,4.3 缓冲容量,与pH的关系 （2）0.1
6、 molL-1 HAc+NaOH （3）0.2 molL-1 HAc+NaOH （4）0.05 molL-1 KH2PO4+NaOH （5）0.05 molL-1 H2BO3+NaOH,讨论 1）在pH=pKa时，缓冲容量达到最大。 2）同一缓冲系，总浓度越大， max越大。 3）不同缓冲系，总浓度相同，max相同。 4）缓冲容量以max为中心呈钟形对称。,4.3 缓冲容量,4.3 缓冲容量,例 将0.20molL-1HB溶液和0.20molL-1 B-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,4.4 缓冲溶液的配制,4.4.1 配制方法 1
7、. 配制原则或程序 （1）选择合适的缓冲系： pH在pKa1缓冲范围内并尽量接近弱酸pKa。 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0.05molL-10.2molL-1。 （3）根据Henderson-Hasselbalch方程计算所需量。 （4）配制：根据计算量配制 （5）校正：在pH计监控下，对所配缓冲液的pH校正。,4.4 缓冲溶液的配制,2配制： （1）用同浓度弱酸及共轭碱配制。 根据 n = cV，若混合前储备液的 c(B-) = c(HB) 配制缓冲液时,所取体积分别为V(B-)、 V(HB)，则,4.4 缓冲溶液的配制,（2）用酸碱反
8、应生成物与剩余反应物配制。 在实际应用中，还采用酸碱反应的生成物与剩余的反应物组成缓冲系。 弱酸（过量）+ 强碱 弱碱（过量） +强酸 优点： HCl 和 NaOH 溶液常备试剂，容易获得。 通常缓冲溶液的pH需要在pH计监控下调整，滴加强碱/酸易于操作。,4.4 缓冲溶液的配制,4.4.2 常用缓冲溶液 1. 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。,4.4 缓冲溶液的配制,4.4.2 常用缓冲溶液 2. 常用缓冲溶液,4.5 缓冲溶液在医学中的意义,血浆中： H2CO3-HCO3- H2PO4-HPO42- HnP-Hn-1P- 红细胞中： H2b
9、-Hb-(血红蛋白) H2bO2-HbO2-(氧合血红蛋白) H2CO3-HCO3- H2PO4-HPO42-,4.5 缓冲溶液在医学中的意义,正常情况下，HCO3-与CO2溶解的比率为24mmolL-1比1.2mmolL-1，即20/1。37时，若血浆中离子强度为0.16，经校正后，pKa=pKa1 =6.10，pH6.10 + lg7.40,4.5 缓冲溶液在医学中的意义,在这些缓冲系中，碳酸缓冲系H2CO3-HCO3-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。 碳酸缓冲系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：,4.5 缓冲溶液在医学中的意义,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没有明显改变。 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。,作业：59页 2、 7 、8、9、10,
