緩沖溶液:維持pH不變的溶液-中文百科頻道

簡介

緩沖溶液是許多生化反應、生産、實驗過程中的重要溶液,對穩定溶液的酸堿度有重要的影響。在生化研究工作中，常常需要使用緩沖溶液來維持實驗體系的酸堿度。研究工作的溶液體系pH值的變化往往直接影響到研究工作的成效。如果“提取酶”實驗體系的pH值變動或大幅度變動，酶活性就會下降甚至完全喪失。所以配制緩沖溶液是一個不可或缺的關鍵步驟。

緩沖溶液是無機化學及分析化學中的重要概念，緩沖溶液的pH值在一定的範圍内不因稀釋或外加少量的酸或堿而發生顯着的變化，緩沖溶液依據共轭酸堿對及其物質的量不同而具有不同的pH值和緩沖容量。分析測試中，在絡合滴定和分光光度法等許多反應裡都要求溶液的pH值保持在一個範圍内，以保證指示劑的變色和顯色劑的顯色等，這些條件都是通過加入一定量的緩沖溶液達到的，所以緩沖溶液是分析測試中經常需要的一種試劑。采用電位滴定法測定外加酸或堿對不同配比同一種緩沖溶液的滴定曲線，不僅有助于理解緩溶液及緩沖容量的概念而且對分析測試中正确選緩沖溶液的配制方法及用量具有指導意義。

采用電位滴定法測定緩沖溶液的滴定曲線，選擇了常見的NH3-NH4C1緩沖溶液，分别按照不同的配比得到4種緩沖溶液，實驗測定了強酸、強堿對緩沖溶液的滴定曲線，滴定結果直觀清晰，對理解緩沖容量的概念及實踐中緩沖溶液的選擇有積極的意義。

組成

緩沖體系由

1、弱酸和它的鹽

2、弱堿和它的鹽

3、多元弱酸的酸式鹽及其對應的次級鹽

的水溶液組成。

配制

隻要知道緩沖對的PH值，和要配制的緩沖液的pH值（及要求的緩沖液總濃度），就能按公式計算[鹽]和[酸]的量。這個算法涉及對數換算，較麻煩，前人為減少後人的計算麻煩，已為我們總結出pH值與緩沖液對離子用量的關系并列出了表格。隻要我們知道要配制的緩沖液的pH，經查表便可計算出所用緩沖劑的比例和用量。例如配制500nmpH5.8濃度為0.1M磷酸緩沖液。

經查表知pH5.8濃度為0.2MNa2HPO48.0毫升，而0.2MNa2HPO492.0毫升。依此可推論出配制100ml0.1M的磷酸緩沖液需要0.1M Na2HPO48.0毫升，而0.1MNa2HPO4需要92.0毫升。

計算好後，按計算結果準确稱好固态化學成分，放于燒杯中，加少量蒸餾水溶解，轉移入50ml容量瓶，加蒸餾水至刻度，搖勻，就能得到所需的緩沖液。

各種緩沖溶液的配制，均按表格按比例混合，某些試劑，必須标定配成準确濃度才能進行，如醋酸、氫氧化鈉等。另外，所有緩沖溶劑的配制計量都能從以上的算式準确獲得。

PH影響

設緩沖系統的弱酸的電離常數為Ka（平衡常數），平衡時弱酸的濃度為[酸]，弱酸鹽的濃度為[鹽]，則由弱酸的電離平衡式可得下式：

[H+]=Ka{[弱酸]/[共轭堿]}

pH=pKa+lg{[共轭堿]/[弱酸]}

這就是Henderson-Hasselbach等式。

如果[弱酸]=[共轭堿]，則

pH=pKa

根據此式可得出下列幾點結論：

1緩沖液的pH值與該酸的電離平衡常數Ka及鹽和酸的濃度有關。弱酸的pKa值衡定，但酸和鹽的比例不同時，就會得到不同的pH值。酸和鹽濃度相等時，溶液的pH值與PKa值相同。

2酸和鹽濃度等比例增減時，溶液的pH值不變。

3酸和鹽濃度相等時，緩沖液的緩沖效率為最高，比例相差越大，緩沖效率越低，緩沖液的一般有效緩沖範圍為pH=pKa+-1,pOH=pKb+-1。

緩沖液

在高中生物中，光合作用實驗裡，CO2緩沖液有吸收CO2的能力，控制變量。

人體血漿裡最重要的緩沖體系是碳酸氫鹽緩沖體系是:

H2CO3=H++HCO3﹣

pH=pKa+lg〔HCO3﹣〕/〔H2CO3〕

在正常血漿中，〔HCO3﹣〕︰〔CO2〕=20︰1

pH=6.10+lg20/1=7.40

人體各組織、細胞代謝産生的CO2，主要通過血紅蛋白和氧合血紅蛋白的運輸作用，被迅速運到肺部排出，故幾乎不影響血漿的pH，當産生比CO2酸性更強的酸（如磷酸、硫酸、乙酸等）時，血液中HCO3﹣/CO2緩沖對便發揮緩沖作用，其中HCO3-可與代謝産生或外合産生CO2和H2O。增加的CO2大部分從肺部排出或通過血漿中蛋白質緩沖對和與之作用，使〔CO2〕降低；減少的HCO3﹣可通過腎髒進行調節而得到補充，從而使〔HCO3﹣〕，〔CO2〕和〔HCO3﹣〕/〔CO2〕都恢複正常。當人體新陳代謝過程中産生的堿進入血液時，血液中的H3O+便立即與它結合生成水。H3O+的消耗有H2CO3的解離來補充，結果也使血液的pH保持穩定。