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第一节  缓冲溶液及其缓冲作用

一、缓冲溶液的缓冲作用及组成

示教：

定义：

能抵抗外加少量酸（或硷）而保持其本身pH基本不变的溶液叫缓冲溶液

缓冲溶液示意图

缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。

缓冲溶液由共轭酸和它的共轭硷组成。
共轭酸   共轭碱
如：HAC——NaAC
NH₄Cl——NH₃.H₂O
N_aH₂PO₄——Na₂HPO₄
H₂CO₃——NaHCO₃

为什么这样的体系能抵抗外加少量酸（或硷）而保持其pH基本不变呢？

二、缓冲机理（buffer mechamism）

以HAC——NaAC为例：溶液中有下列反应

    平衡时，溶液中有较多的HAC分子和AC^-。当外加酸时，如HCl→H⁺+Cl, H⁺与AC^-结合成难电离的HAC分子，同时阻止HAC进一步电离，故不会使溶液中[H⁺]急剧增大，从而保持pH基本不变，故AC^-为抗酸成分，医学上叫硷储备(Basic reservoir)。

    如果外加少量硷,则由强碱电离出来的OH^-就会与HAC电离出来的H⁺结合成H₂O，这时[H⁺]似乎应大大减少，但就电离来说，[H⁺]下降，平衡会向着电离方向移动来补充H⁺，从而不会使[H⁺]因加入碱而明显改变，即仍保持pH基本不变。故HAC成为抗碱成分，医学上叫酸储备(acidic reservoir)。

*缓冲溶液靠抗酸成分（硷储备）——共轭硷AC^- 
和抗碱成分（酸储备）——共轭酸HAC。维持pH基本不变。

第二节 缓冲溶液pH

一、缓冲溶液pH计算公式——Hender son-Hasselbalch公式

*Henderson-Hasselbalch公式意义：

(1)缓冲溶液pH主要决定于pKa，同时与共轭酸硷对浓度比有关,对于某一种缓冲液pKa一定，pH随共轭酸硷对浓度比(缓冲比)而变。外加少量酸(或硷)， 不会变化太大。取对数后是个更小的值,∴pH值基本不变

(2)T一定，溶液pH不因稀释而产生明显变化。
∴缓冲溶液又具有一定的抗稀释作用。

*用途：配制一定pH的溶液时，正确选择合适的缓冲对

根据：

a . pKa尽量接近于pH
b. 尽量使缓冲比接近于1
c. 浓度适当地大（0.1~0.5mol/L）

第三节  缓冲容量（buffer capacity）

    缓冲溶液的缓冲能力是有限的，而不是无限的。当其抗酸、抗碱成分用尽时，就无缓冲能力了。

    缓冲溶液的缓冲能力用缓冲容量（β）来恒量：

    所谓缓冲容量：使单位体积（V）的缓冲溶液的PH值改变一个单位（ΔpH=±1）所需加入的强酸或强碱的物质的量（Δn）

 ………（3-4）

[例3-2]  10ml pH为4.73的缓冲溶液中加入0.2 mol·L^-1NaOH 0.15ml，pH变为4.78,求此缓冲溶液的β。

解：ΔpH=4.78-4.73=0.05,      V=10ml,      Δn=0.15×0.2=0.03mol
     

* β大小的决定因素：

①缓冲溶液的总浓度C_总，C_总越大，β就越大。
②C_总一定时，缓冲比， =1时，β最大。

    当缓冲比>  时，β<0.01,此时基本上无缓冲能力了。所以，足够浓度的共轭酸、碱对组成的缓冲液，pH变化范围大致相当于pKa±1, 约2个pH单位范围，才能发挥满意的缓冲作用。即pH= pKa±1叫缓冲溶液的缓冲范围。

第四节  缓冲溶液的配制

配制一定pH的缓冲溶液，应按以下原则和步骤。

1、选择合适的缓冲对：原则是所选缓冲对弱酸的pKa尽量接近于所需pH，并尽量在缓冲对的缓冲范围内（pH= pKa±1）。二是所选缓冲对不能与溶液中主物质发生作用。
2、缓冲溶液的总浓度要适当，一般0.1-0.5 mol·L^-1之间
3、计算所需缓冲对的量，为方便计算和配制，常用相同浓度的共轭酸、碱溶液，分别取不同体积混合即可
4、校正，实际pH值与计算pH值常有出入，用pH计或精密pH纸校正。

[例3-3]  欲配制pH=7.40 的缓冲溶液500ml，如何用0.50mol·L^-1 NaH₂PO₄和固体NaOH配制（H₃PO₄的pKa₂=7.21)

解：NaH₂PO₄中加入NaOH后发生如下反应
H₂PO₄^-+NaOH→HPO4^2-+H₂O
只要NaOH不过量溶液中就存在H₂PO₄^-—HPO4^2-同时

配制方法：

称取3.1g固体NaOH溶于少量水中，加入255ml 0.5mol·L^-1，NaH₂PO₄,然后加水至500ml。