页数：97页文件大小：669.0 KB来源： 医用化学ppt课件
本课件沿电离平衡、酸碱质子理论、水溶液酸碱性的顺序铺垫基础概念，重点讲解缓冲溶液的组成与作用原理、Henderson-Hasselbalch 方程式的应用、缓冲容量与缓冲范围，并结合血液缓冲系说明其在维持人体 pH 稳定中的意义。
第二章缓冲溶液
电解质强电解质弱电解质（离子型化合物）（强极性分子）（简写为）⇌⇌第一节弱电解质在溶液中的电离
一、电离平衡和电离常数电离平衡：在一定温度下，当弱电解质分子电离成离子的速度与离子又结合成分子的速度相等时，电离过程即达到动态平衡
电离常数：电离平衡时，已电离的各离子浓度冪次方乘积与未电离的分子浓度的比值是一常数。
例如，醋酸的电离平衡和电离常数可表示如下：（2.1）⇌
（2.1）式中的[H+]、[Ac-]和[HAc]均为平衡时的浓度，单位以表示;为电离常数。的大小可表示弱电解质（弱酸，弱碱等）在水溶液中电离成离子的程度，越小，则电离程度越小。
常用：弱酸的电离常数，：弱碱的电离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。
表2-1 一些弱酸和弱碱的电离常数：本页为表格数据，源文件提取到的文字已粘连，暂以文字形式保留，需对照原图人工还原为表格。
一些弱酸和弱碱的电离常数如表2-1所示：（表中、、分别是多元弱酸的一级电离常数、二级电离常数、三级电离常数。）
表2-1 一些弱酸和弱碱的电离常数：本页为表格数据，源文件提取到的文字已粘连，暂以文字形式保留，需对照原图人工还原为表格。
表2-1一些弱酸和弱碱的电离常数（250C）
二、电离度电离度：在一定温度下，弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已电离的弱电解质分子数与电离前分子总数的比率，用符号a表示。（2.2）已电离的分子数分子总数
例如，250C，0.1mol.L-1HAc的影响电离度的因素溶质溶剂浓度温度通常说某种电解质的电离度都是指一定温度和一定浓度时的电离度。
在HAc溶液中，若加入少量含有相同离子的强电解质NaAc⇌HAc H++Ac-NaAc→Na++Ac-
在中，若加入少量含有相同离子的强电解质⇌NH3· H2O NH4++OH-NH4Cl→NH4++Cl-
第二节酸碱质子理论酸碱理论电离理论（1887年Arrhenius）质子理论(1923年Brönsted J N)
一、酸碱的定义Arrhenius的电离理论把酸碱反应只限于水溶液中，把酸碱范围也限制在能解离出H+或OH-r的物质。这种局限性就必然产生许多与化学事实相矛盾的现象。
有些物质如NH4C1水溶液呈酸性，Na2CO3、Na3PO4等物质的水溶液呈碱性，但前者自身并不含H+,后者也不含有OH-，为此，又提出了许多酸碱理论。酸碱的质子理论就是其中的一种。
酸碱⇌⇌⇌⇌⇌⇌⇌
⇌⇌⇌
酸与碱之间的这种相互对应关系称为共轭关系，我们把仅相差1个质子的一对酸、碱称为共轭酸碱对。
酸越强，给出质子的能力越强，它的共轭碱接受质子的能力越弱，共轭碱就越弱；酸越弱，它的共轭碱就越强。两性物质：既可以给出质子，也能够接受质子的物质。如H2O、HCO3-和HPO42-等都是两性物质。
二、酸碱反应按照酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。例如HAc溶液呈酸性是由于HAc与H2O分子之间发生了质子的传递；NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。
酸1碱2酸2碱1碱1酸2碱2碱1⇌⇌
反应可在水溶液中进行，也可在非水溶剂中或气相中进行。强烈向右方进行明显偏向左方⇌⇌反应方向：总是由较强的酸或是较强的碱作用向着生成较弱的酸或较弱的碱的方向进行。
第三节水溶液的酸碱性及pH计算一、水的质子自递反应水的质子自递反应：水分子是一种两性物质，它既可给出质子，又可接受质子。于是在水分子间也可发生质子传递反应。
在一定温度下水的质子自递反应（也称水的电离反应）达到平衡时，⇌质子自递反应：发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用。水的质子自递反应可表示如下：
式中的可看成是一常数，将它与合并，得：：水的离子积常数。在一定温度下，纯水中H3O+离子的平衡浓度与OH-离子的平衡浓度的乘积为一定值（室温下一般为）此关系也适用于任何水溶液。
二、共轭酸碱对的Ka与kb的关系现以共轭酸碱对HB-B-为例进行推导。共轭酸碱对HB-B-在溶液中存在如下质子转移反应：⇌⇌
达到平衡时以上两式相乘得：共轭酸碱对中的弱酸的Ka，与其共轭碱的Kb的乘积等于Kw
例2-1已知HAc的Ka为1.8×10-5,计算Ac-离子的kb。解：Ac-离子是HAc的共轭碱，由式(2.4)得：
三、一元弱酸，弱碱溶液的pH值计算为了简便起见，对于H3O+离子浓度很低的溶液，常用pH（即氢离子浓度的负对数值）来表示溶液的酸碱性。或
中性溶液中酸性溶液中碱性溶液中
、、等是一元弱酸。、、等是一元弱碱。以表示弱酸，总浓度为。
平衡浓度：⇌（2.5）
（2.6）一元弱酸溶液的最简计算公式，满足的两个条件是，和。其计算误差。通常
一元弱碱溶液的最简公式:（2.7）的负对数为在常温，水溶液中，，。
例2-2计算298K时，0.10mol.L-1HAc溶液的pH值。解：已知，，
故用式（2.6）计算：
例2-3计算298k时0.10mol.L-1NaAc溶液的pH值。解：⇌
用最简公式计算：
强酸、强碱在水中的质子转移十分完全，对于总浓度大于10-6mol.L-1的强酸或强碱稀溶液，可忽略H2O的质子自递作用，其中H3O+离子浓度和OH-离子浓度即为c强酸和c强碱。可直接求算pH值。
第四节缓冲溶液的组成及其作用一、缓冲作用及缓冲溶液的概念缓冲溶液：能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，而保持其pH值基本不变的溶液
（二）弱碱及其共轭酸抗酸成分抗碱成分NH3·H2O--------NH4ClCH3NH2--------CH3NH3+Cl-(甲胺)（盐酸甲胺）
三、缓冲作用原理HAc－NaAcHAc＋H2O⇌H3O++Ac-NaAc Na++Ac-当在该溶液中加入少量强酸时，H+＋Ac-→ HAc当溶液中加入少量强碱时，OH-+H3O+→2H2O共轭酸为抗碱成分共轭碱为抗酸成分
由于缓冲溶液中同时含有较大量的抗碱成分和抗酸成分，它们通过弱酸解离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H+离子或OH-离子浓度未有明显的变化，因此具有缓冲作用。
第五节缓冲溶液pH值的计算pH值两种物质的性质浓度共轭酸碱对间的质子传递平衡可用通式表示如下：HB+H2O⇌H3O++B-式中HB表示共轭酸，B-表示共轭碱。
计算缓冲溶液pH值的Henderson—Hasselbalch方程式。式中pKa为弱酸解离常数的负对数，[HB]和[B-]均为平衡浓度。[B-]与[HB]的比值称为缓冲比，[B-]与[HB]之和称为缓冲溶液的总浓度。共轭碱共轭酸
pH
例2-4用0.10mol·L-1的HAc溶液和0.20mol·L-1的NaAc溶液等体积混合配成1L缓冲溶液，已知HAc的pKa=4.75，求此缓冲溶液的pH值。并分别计算在此缓冲溶液中加入0.005mol HCl、0.005mol NaOH后，该缓冲溶液的pH变化值。
解：（1）原缓冲溶液的pH值：代入（2·8）式，得
（2）加入HCl后缓冲溶液的pH变化值代入（2·8）式，得缓冲溶液的pH值由原来的5.05减至4.99，仅下降了0.06pH单位。
（3）加入NaOH后缓冲溶液的pH变化值代入（2·8）式，得缓冲溶液的pH值由原来的5.05增至5.12，仅升高了0.07pH单位。
取0.10mol·L-1的NaH2PO410ml与0.20mol·L-1的Na2HPO41.0ml混合，已知该缓冲溶液中共轭酸的pKa=7.21，求此混合溶液的pH值。解：根据题意，在该缓冲溶液中共轭酸、碱的物质的量分别为：代入（2·9）式，得
例2-6试求例2-4中加强酸（HCl）或强碱（NaOH）时该缓冲溶液的缓冲容量。例2-4的计算结果是：△pH=0.06代入（2·10）式，得解：（1）加HCl时的缓冲容量：在1L缓冲溶液中加入0.005mol的HCl，则
例2-4的计算结果是：△pH=0.07代入（2·10）式，得（2）加NaOH时的缓冲容量：在1L缓冲溶液中加入0.005mol NaOH，则：
表2-2 常用缓冲溶液的pKa与缓冲范围：本页为表格数据，源文件提取到的文字已粘连，暂以文字形式保留，需对照原图人工还原为表格。
实验和计算表明，当缓冲比在1／10和10／1之间时，即溶液的pH值在pKa-1和pKa+1之间时，溶液具有较大的缓冲能力。在化学上把具有缓冲作用的pH值范围，即pH=pKa±1称为缓冲溶液的缓冲范围。表2-2列出的是几种常用缓冲溶液中共轭酸的pKa及缓冲系的缓冲范围。
缓冲范围作为弱酸的pKa缓冲溶液的组成1.2～2.22.2～4.04.0～5.83.7～5.65.8～8.08.0～10.09.2～11.0强电解质2.9(pKa1)5.4(pKa2)4.757.2 (pKa2)9.210.3(pKa2)HCl-KClH2C8H4O4(邻苯二甲酸)-NaOHKHC8H4O4(邻-苯二甲酸氢钾)-NaOHHAc—NaAcKH2PO4—Na2HPO4H3BO3—NaOHNaHCO3—Na2CO3
二、缓冲溶液的配制配制一定pH值的缓冲溶液，应按下列原则和步骤进行：（1）选择适当的缓冲对，使所选缓冲对中共轭酸的pKa与欲配制的缓冲溶液的pH值尽可能相等或接近，偏离的数值不应超过缓冲溶液的缓冲范围。
例如，配制pH值为4.8的缓冲溶液，可选择HAc-NaAc缓冲对，因为HAc的pKa=4.75。又如配制pH值为5.2的缓冲溶液，应选择KHC8H4O4-KNaC8H4O4缓冲对，因为KHC8H4O4的pKa=5.4，与欲配制缓冲溶液的pH值(5.2)最接近。
（2）要有一定的总浓度，一般在0.05mol·L-1～0.20mol·L-1之间较宜，其相应的β值在0.01～0.1之间。（3）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。实际工作，常常使用相同浓度的共轭酸、碱溶液配制。设缓冲溶液的总体积为V总，共轭酸的体积为VHB、共轭碱的体积为VB-，混合前共轭酸、碱的浓度均为c，则：
利用此式，只需按共轭酸碱溶液体积的比值配制缓冲溶液。代入（2·8）式，得
代入（2.11）式，得例2-7用0.10mol·L-1HAc和0.10mol·L-1NaAc溶液配制pH=4.95的缓冲溶液100ml，计算所需两溶液的体积。解：已知：[HB]=[B-]=0.10mol·L-1
即取0.10mol·L-1HAc38.8ml和0. 10mol·L-1NaAc61.2ml混合可得pH=4.95的缓冲液100ml。故
例2-8现欲配制pH=5.0的缓冲溶液，试计算在50ml 0.10mol·L-1HAc溶液中加入0.10mol·L-1的NaOH溶液多少毫升？解：设需加入的NaOH溶液为xml，则加入NaOH的物质的量为0.10x(mmol)，生成的NaAc的物质的量也是0.10x(mmol)，那么，全部中和NaOH后剩余的HAc的物质的量为(0.10×50－0.10x)(mmol)。
已知：pKa=4.75 pH=5.00代入（2·9）式，得
表2-3 医学上广泛使用的缓冲溶液配方：本页为表格数据，源文件提取到的文字已粘连，暂以文字形式保留，需对照原图人工还原为表格。
所以，在50ml 0.10mol·L-1HAc溶液中加入32.00ml 0.10mol·L-1NaOH溶液，即可得到pH=5.00的缓冲溶液。应该指出，用缓冲方程式计算得到pH值与实验测得的pH值是稍有差异的，可用pH计进行校正。配制缓冲溶液也可按照现成的配方进行配制，在医学上广泛使用的缓冲溶液的配方列于表2-3和表2-4，以便参考使用。
第七节缓冲溶液在医学中的意义在人体内各种酶只有在一定pH值范围的体液中才具有活性。在体外，细胞的培养、组织切片和细菌的染色、血库中血液的冷藏，某些药物配制成溶液。pH值也要保持恒定。
一、血液中的缓冲系血液中的缓冲对主要有：血浆：细胞：
碳酸氢盐缓冲系在血液中浓度最高，缓冲能力最大，维持血液正常pH值的作用也最重要。
二、人体正常pH值的维持人体血液的pH值为7.35～7.45。血液的主要缓冲系统存在如下平衡CO2(溶解)+H2O⇌H2CO3⇌H++HCO3-当[H+]增加时，抗酸成分HCO3-与它结合使上述平衡向左移动，使[H+]不发生明显改变。当[H+]减少时，上述平衡向右移动，使[H+]不发生明显改变。
在红细胞内的缓冲对中，以血红蛋白(HHb)和氧合血红蛋白(HHbO2)最为重要，因为血液对CO2的缓冲作用主要是靠它们实现的。例如，正常人体代谢产生的CO2进入静脉血液后，绝大部分与红细胞内的血红蛋白离子发生下列反应：
CO2+H2O+HB-⇌HHb+HCO3-反应产生的HCO3-由血液运送至肺，并与氧合血红蛋白作用：HCO3-+ HHbO2⇌HbO2-+H2O+CO2总之，由于血液中多种缓冲系的缓冲作用以及肺、肾的调节作用，正常人血液的pH值才能以恒定，维持在7.35～7.45之间。
本章小节能够抵抗外来少量强酸、强碱或稀释，并保持其pH几乎不变的作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液为缓冲溶液。
电离平衡：在一定温度下，当弱电解质分子电离成离子的速度与离子又结合成分子的速度相等时，电离过程即达到动态平衡电离常数：电离平衡时，已电离的各离子浓度冪次方乘积与未电离的分子浓度的比值是一常数。
电离度：在一定温度下，弱电解质在溶液中达到电离平衡时，已电离的弱电解质分子数与电离前分子总数的比率，用符号a表示。已电离的分子数分子总数
酸越强，它的共轭碱就越弱；酸越弱，它的共轭碱就越强。两性物质：既可以给出质子，也能够接受质子的物质。酸碱反应的实质是质子的传递，酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。
共轭酸碱对中的弱酸的Ka，与其共轭碱的Kb的乘积等于Kw一元弱酸，弱碱溶液的pH值计算一元弱酸溶液的最简计算公式，满足的两个条件是，和。其计算误差。
缓冲溶液是由足够浓度的共轭酸碱对组成，其中共轭酸为抗碱成分，共轭碱为抗酸成分。当加入少量强酸或强碱时，抗酸成分和抗碱成分通过弱酸或弱碱的解离平衡移动来稳定溶液的pH缓冲溶液pH的计算式为：
缓冲容量β是衡量一个缓冲溶液缓冲能力大小的尺度，它取决于缓冲溶液的总浓度和缓冲比。当缓冲比相同时，缓冲比愈接近1，缓冲容量愈大。当缓冲比等于1时，缓冲容量β最大，当缓冲比相同时，缓冲对的总浓度愈大，缓冲容量也愈大。
缓冲溶液的理论缓冲范围为pKa±1。缓冲溶液的配制可按表配制，也可采用弱酸(碱) +共轭碱(酸)、弱酸(过量)+强碱或弱碱(过量) +强酸配制。
配制一定pH值的缓冲溶液，应按下列原则和步骤进行：（1）选择适当的缓冲对，使所选缓冲对中共轭酸的pKa与欲配制的缓冲溶液的pH值尽可能相等或接近，偏离的数值不应超过缓冲溶液的缓冲范围。
（2）要有一定的总浓度，一般在0.05mol·L-1～0.20mol·L-1之间较宜，其相应的β值在0.01～0.1之间。（3）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。实际工作，常常使用相同浓度的共轭酸、碱溶液配制。用缓冲公式计算所需同浓度的共轭酸、碱体积混合配置的溶液的pH值与实验测得的pH只是稍有差异的。如果实验要求严格，需用pH计进行校正。
人体血液是一个缓冲溶液，存在多种缓冲对。其中最为重要的是HCO3--H2CO3，它在血液中的浓度最高，缓冲能力最大，在维持血液正常pH(7.35～7.45)过程中发挥着重要的作用。
下载地址：{{downurl}}
{{{a}}}
{{#b}}{{{b}}}
{{/b}} {{/title}} {{#nolog}}登陆注册
{{/nolog}} {{#djsx}}点我刷新
{{/djsx}} {{#gocz}} {{/gocz}} {{#ffqr}} {{/ffqr}}