缓冲液

1 ）缓冲溶液作用原理和 pH 值

当往某些溶液中加入一定量的酸和碱时，有阻碍溶液 pH 变化的作用，称为缓冲作用，这样的溶液叫做缓冲溶液。弱酸及其盐的混合溶液（如 HAc 与 NaAc ），弱碱及其盐的混合溶液（如 NH ₃ · H ₂ O 与 NH ₄ Cl ）等都是缓冲溶液。

由弱酸 HA 及其盐 NaA 所组成的缓冲溶液对酸的缓冲作用，是由于溶液中存在足够量的碱 A _- 的缘故。当向这种溶液中加入一定量的强酸时， H 离子基本上被 A ^- 离子消耗：

A ^- H HA

所以溶液的 pH 值几乎不变；当加入一定量强碱时，溶液中存在的弱酸 HA 消耗 OH _- 离子而阻碍 pH 的变化：

HA OH ^- A ^- H ₂ O

缓冲溶液中 H 浓度可通过下面方程计算：

式中 c （ A ^- ）表示弱酸 HA 和盐 NaA 解离产生的 A ^- 离子的总浓度。由于弱酸 HA 生成的 A ^- 离子的量与强电解质 NaA 所生成的 A ^- 离子相比，可以忽略不计，所以，

c （ A ^- ） = 完全解离的盐的浓度 =c （盐）

因为弱酸 HA 在 NaA 解离的 A ^- 离子所产生的同离子效应下，未解离弱酸的浓度可近似地表示如下：

c （ HA ） = 弱酸的总浓度 =c （酸）

所以

等式两边取负对数得：

2 ）缓冲溶液的缓冲能力

在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液 pH 值变化不大，但若加入酸，碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用。这说明它的缓冲能力是有一定限度的。

缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲溶液的组分浓度有关。 0.1mol · L ^-1 HAc 和 0.1mol · 　 L ^-1 NaAc 组成的缓冲溶液，比 0.01mol · L ^-1 HAc 和 0.01mol · L ^-1 NaAc 的缓冲溶液缓冲能力大。关于这一点通过计算便可证实。但缓冲溶液组分的浓度不能太大，否则，不能忽视离子间的作用。

组成缓冲溶液的两组分的比值不为 1 ∶ 1 时，缓冲作用减小，缓冲能力降低， 当 c （盐） /c （酸）为 1 ∶ 1 时△ pH 最小，缓冲能力大。不论对于酸或碱都有较大的缓冲作用。缓冲溶液的 pH 值可用下式计算：

此时缓冲能力大。缓冲组分的比值离 1 ∶ 1 愈远，缓冲能力愈小，甚至不能起缓冲作用。对于任何缓冲体系，存在有效缓冲范围，这个范围大致在 pK _a ^φ （或 pK _b ^φ ）两侧各一个 pH 单位之内。

弱酸及其盐（弱酸及其共轭碱）体系 pH=pK _a ^φ ± 1

弱碱及其盐（弱碱及其共轭酸）体系 pOH=pK _b ^φ ± 1

例如 HAc 的 pK _a ^φ 为 4.76 ，所以用 HAc 和 NaAc 适宜于配制 pH 为 3.76 ～ 5.76 的缓冲溶液，在这个范围内有较大的缓冲作用。配制 pH=4.76 的缓冲溶液时缓冲能力最大，此时（ c （ HAc ） /c （ NaAc ） =1 。

3 ）缓冲溶液的配制和应用

为了配制一定 pH 的缓冲溶液，首先选定一个弱酸，它的 pK _a ^φ 尽可能接近所需配制的缓冲溶液的 pH 值，然后计算酸与碱的浓度比，根据此浓度比便可配制所需缓冲溶液。

以上主要以弱酸及其盐组成的缓冲溶液为例说明它的作用原理、 pH 计算和配制方法。对于弱碱及其盐组成的缓冲溶液可采用相同的方法。

缓冲溶液在物质分离和成分分析等方面应用广泛，如鉴定 Mg ² 离子时，可用下面的反应：

白色磷酸铵镁沉淀溶于酸，故反应需在碱性溶液中进行，但碱性太强，可能生成白色 Mg （ OH ） ₂ 沉淀，所以反应的 pH 值需控制在一定范围内，因此利用 NH ₃ · H ₂ O 和 NH ₄ Cl 组成的缓冲溶液，保持溶液的 pH 值条件下，进行上述反应。