第四章緩沖溶液實驗

樣品1，0.10mol·L-1NaCl溶液樣品2，含HAc

和NaAc

均為0.10mol·L-1的混合溶液操作：滴加強酸HCl

至c(HCl)=0.010mol·L-1觀察現象：pH的變化第一節緩沖溶液及緩沖機制0.10mol·L-1NaCl溶液NaCl溶液中加入HCl到0.010mol·L-1

，溶液的pH由7變為2，改變了5個pH單位。0.10mol·L-1

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

，溶液的pH由4.75變為4.74，改變僅0.01pH單位。結論

HAc—NaAc

混合溶液具有抵抗外來少量強酸、強堿而保持pH基本不變的能力。一、緩沖溶液的緩沖作用和組成實驗說明：HAc－NaAc混合溶液具有抵抗外來少量強酸、強堿而保持pH不變的能力。這種能夠抵抗外來少量強酸、強堿或稍加稀釋而保持pH基本不變的溶液稱為緩沖溶液。（1）若在溶液中加入少量強酸，外來H+將質子傳給Ac-

，平衡左移，溶液的pH保持基本不變。二、緩沖機制以HAc-NaAc體系為例：HAcH+＋Ac-緩沖體系中的共軛堿發揮抵抗外來強酸的作用，故稱之為緩沖溶液的抗酸成分。（大）

（小）（大）（2）當溶液中加入少量強堿時，H+被OH-消耗，HAc的解離反應向右移動，補充消耗掉的H+離子。溶液的pH值基本不變。OH-+H+H2O共軛酸發揮了抵抗外來的強堿的作用，故稱為緩沖溶液的抗堿成分。（3）當溶液稀釋時，（H+＋Ac-）濃度都降低，促使HAc解離度增大，HAc進一步解離所產生的H＋離子可使溶液的pH基本保持不變。

HAcH+＋Ac-總結：由于緩沖溶液中同時含有較大量的抗堿成分和抗酸成分，它們通過弱酸解離平衡的移動以達到消耗外來的少量強酸、強堿或對抗稍加稀釋的作用，使溶液H+離子和OH-離子濃度未有明顯的變化，因此具有緩沖作用。共軛酸共軛堿HAcNH4ClH2PO4-NaAcNH3·H2OHPO42-抗酸成分緩沖系抗堿成分三、緩沖溶液的組成組成緩沖溶液的兩對物質稱為緩沖對。在實際應用中還可采用酸堿反應的生成物與剩余的反應物組成緩沖體系：

例如：HAc(過量)+NaOHNaAc-HAc

HCl+NaAc(過量)HAc-NaAc

常見的緩沖系

第二節緩沖溶液的pH計算緩沖溶液pH值的計算（弱酸弱堿的同離子效應）弱酸及其共軛堿：弱堿及其共軛酸：在0.10mol/L的HAC溶液中加入固體NaAC并使其濃度為0.10mol/L，求[H+]。HAcH++Ac-

起始濃度0.100.1平衡濃度0.1-xx0.1+x例：現有1.0L的緩沖溶液，內含0.01mol的HAc和0.03mol的NaAc，計算該緩沖溶液的pH。已知Ka(HAc)=1.75×10-5。例：現有1.0L的緩沖溶液，內含0.05mol的NH3和0.04mol的NH4Cl，計算該緩沖溶液的pH。已知Kb(NH3)=1.75×10-5通過兩邊同取負對數，得到緩沖溶液的pH計算公式如下：c共軛堿/c酸的比值稱為緩沖比，c酸＋c共軛堿的和稱為緩沖溶液的總濃度。pka為弱酸解離常數的負對數。相應的，緩沖溶液的pOH值計算公式如下：第三節緩沖容量和緩沖范圍一、緩沖容量根據緩沖溶液的緩沖機理，當緩沖溶液中加入大量的酸，使Ac-消耗完全，溶液中基本只HAc，或加入大量的堿，HAc與之完全反應，那么緩沖溶液不再具有緩沖能力，因而任何緩沖溶液的緩沖能力都是有一定限度的。

緩沖容量是衡量緩沖溶液緩沖能力大小的尺度。1.緩沖溶液的總濃度對緩沖容量的影響：緩沖溶液的總濃度越大，其緩沖容量越大。c酸＋c共軛堿的和稱為緩沖溶液的總濃度。2.緩沖溶液的緩沖比對緩沖容量的影響同一緩沖系的緩沖溶液，緩沖比越接近1，緩沖容量越大，緩沖比越遠離1，緩沖容量越小。緩沖比等于1（即pH＝pKa）時，緩沖容量最大。c共軛堿/c酸的比值稱為緩沖比

總結：緩沖溶液的總濃度和緩沖比是影響緩沖容量的兩個重要因素。二、緩沖范圍當緩沖比大于10：1或小于1：10時，可認為緩沖溶液已基本失去緩沖作用的能力。因此一般認為pH=pKa±1為緩沖作用的有效區間，稱為緩沖溶液的緩沖范圍。緩沖比等于1（即pH＝pKa）時，緩沖容量最大。第四節緩沖溶液的配制一、緩沖溶液的配制方法配制一定pH值的緩沖溶液，應按下述原則和步驟進行。1.選擇合適的緩沖系（1）使所需配制的緩沖溶液的pH在所選緩沖系范圍（pKa±1）之內，并盡量接近弱酸的pKa值，這樣配制的緩沖溶液可有較大緩沖容量。（2）所選緩沖系物質穩定，無毒，不能與溶液中的反應物或生成物發生作用。例：欲配制pH=5.0的緩沖溶液應選擇體系NaAc-HAc體系，pKa=4.74例：欲配制pH=9.0的緩沖溶液應選擇NH3-NH4Cl體系,pKb=4.74,pKa=9.26

2.配制的緩沖溶液的總濃度要適當，總濃度太低緩沖容量過小，總濃度太高，離子強度太大或滲透壓力過高而不適用也會造成試劑的浪費。所以通常選用總濃度在0.05～0.2mol·L-1范圍之內。3.計算所需緩沖系的量通常使用相同濃度的弱酸及其共軛堿。醫學上廣泛使用的緩沖溶液的配方列于表4－1和表4－5，以便參考。第五節血液中的緩沖系血液是由多種緩沖系組成的緩沖溶液在這些緩沖系中，以碳酸緩沖系在血液中濃度最高，緩沖能力最大。在維持血液正常pH中發揮的作用最重要。體系中存在如下平衡：CO2（溶解）+H2OH2CO3H++HCO3-H2CO3—NaHCO3；NaH2PO4-Na2HPO4

HHb—NaHb(血漿蛋白及其鈉鹽)

HA—NaA

(有機酸及其鈉鹽)正常血液中CO2（溶解）－HCO3-緩沖系的緩沖比為20：1，超出了體外緩沖溶液有效緩沖比（即10：1），但在血液中它們的緩沖能力是很強的。這是因為體外緩沖作用與體內緩沖作用不相同。在體外，當此緩沖系發生作用后，HCO3-或CO2（溶解）的濃度的改變得不到補充或調節。而體內是一個“敞開系統”，當HCO3-－CO2（溶解）發生緩沖作用后，HCO3-或CO2（溶解）的濃度可由呼吸作用和腎的生理功能獲得補充或調節，使得血液中HCO3-和CO2（溶解）的濃度保持相對穩定。CO2（溶解）+H2OH2CO3H++HCO3-體內酸性物質增加時，HCO3-與H+結合，平衡向左移動；CO2（溶解）+H2OH2CO3H++HCO3-當堿性物質進入血液時，H2CO3濃度降低、HCO3-濃度增高，H2CO3分解減弱，從而降低了血漿中CO2的濃度。CO2分壓降低對呼吸中樞產生抑制，呼吸變淺變慢，減少排出CO2，以維持H2CO3濃度。CO2（溶解）+H2OH2CO3H++HCO3-總之，肺部通過控制呼出CO2的量，精確調節[HCO3-]

/

[H2CO3]的比值，維持血液pH的相對恒定。肺的調節作用較迅速，正常情況下10~30分鐘內即可完成。腎在維持酸堿平衡的作用中是通過保留NaHCO3多少來調節[HCO3-]

/

[H2CO3]比值，使之維持正常。腎的調節作用比較緩慢，通常需要數小時或數天才能夠完成。由于血液中多種緩沖系的緩沖作用和肺、腎的調節作用，使正常人血液的pH維持在7.35～7.45的狹小范圍。pH小于7.35，則發生酸中毒，大于7.45，則發生堿中毒。1、在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入5ml的0.15mol/L氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固體NH4Cl，然后再加5ml的0.15mol/L氨水，是否還能生成Mn(OH)2沉淀？已知：Mn(OH)2的KSP=410-14，NH4Cl的分子量=53.5，氨水的Kb=1.810-51、在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入5ml的0.15mol/L氨水，能