第四章 酸与碱

1、第四章第四章 酸与碱酸与碱第一节第一节 酸碱的质子理论酸碱的质子理论( (重点重点) )波义耳波义耳(Boyle)，1717世纪中叶世纪中叶 有酸味，使石蕊变红的物质叫做酸；有酸味，使石蕊变红的物质叫做酸； 有涩味，使石蕊变蓝的物质叫做碱。有涩味，使石蕊变蓝的物质叫做碱。S.A. Arrehenius Acid Base Theory, 1887 酸指在水中电离出的阳离子全部为酸指在水中电离出的阳离子全部为H+ H2SO4 = HSO4 + 2H+ 碱指在水中电离出的阴离子全部为碱指在水中电离出的阴离子全部为OH- - NaOH = Na+ + OH- 中和反应的实质中和反应的实质 H+ +

2、OH- - = H2OSvante August Arrhenius 瑞典化学家瑞典化学家 局限：狭隘，不能解释所有物质，如局限：狭隘，不能解释所有物质，如NH4Cl水溶液呈酸性水溶液呈酸性酸碱质子理论酸碱质子理论 布朗斯台德布朗斯台德（JNBronsted，丹麦，丹麦） 洛里洛里（TMLowry，英国，英国），1923年年酸酸( (质子给体质子给体) )：能：能给出给出质子质子的分子或离子的分子或离子碱碱( (质子受体质子受体) )：能：能接受质子接受质子的分子或离子的分子或离子 ( (一一) ) 定义定义 HAc H+ AcH2CO3 H+ HCO3HCO3 H+ CO32NH4+ H+

3、NH3H3O+ H+ H2OH2O H+ OHAl(H2O)63+ H+ Al(H2O)5OH2+分子，分子， 分子，分子，阴、阳离子阴、阳离子 阴、阳离子阴、阳离子酸碱半反应酸碱半反应注：注：如如H2O，HCO3既既是酸又是碱，两性是酸又是碱，两性物质。物质。盐也有酸碱性，如盐也有酸碱性，如Na2CO3，NH4Cl等。等。 红红蓝蓝互为共轭酸碱对互为共轭酸碱对Acids protons + Bases醋酸溶液中：醋酸溶液中： 酸碱半反应酸碱半反应1：HAc H+ + Ac 酸碱半反应酸碱半反应2：H+ + H2O H3O+ 酸酸1 碱碱1 碱碱2 酸酸2总反应总反应：HAc + H2O H3

4、O+ Ac 酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1 H+ 实质实质：两对共轭酸碱对之间的：两对共轭酸碱对之间的质子质子(H+)传递反应。传递反应。酸碱反应的实质是质子的传递酸碱反应的实质是质子的传递电离作用电离作用 水与分子酸碱的质子传递反应水与分子酸碱的质子传递反应 HCl + H2O H3O+ + Cl- 酸酸1 1 碱碱2 2 酸酸2 2 碱碱1 1 NH4+ + H2O H3O+ + NH3 酸酸1 1 碱碱2 2 酸酸2 2 碱碱1 1中和反应中和反应 质子的传递作用质子的传递作用 H3O+ + OH- H2O + H2O 酸酸1 1 碱碱2 2 酸酸2 2 碱碱1 1 HAc + NH3

5、NH4+ + Ac- 酸酸1 1 碱碱2 2 酸酸2 2 碱碱1 1 水解反应水解反应 水与离子酸碱的质子传递反应水与离子酸碱的质子传递反应 H2O + Ac- HAc + OH- 酸酸1 1 碱碱2 2 酸酸2 2 碱碱1 1 NH3 + H2O NH4+ + OH- 碱碱2 2 酸酸1 1 酸酸2 2 碱碱1 1下列那些是酸，碱和两性物质下列那些是酸，碱和两性物质NH4+, NH3, HCO3-, H2O, HS-, S2-, OH-酸碱质子理论的优点酸碱质子理论的优点与电离理论相比，与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围扩大了酸和碱的范围。如。如NH4Cl与与NaAc，在电离理论中认为是盐，

6、而质子理论认，在电离理论中认为是盐，而质子理论认为为NH4Cl中的中的NH4+是酸，是酸， NaAc中的中的Ac-是碱。是碱。 酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都可划归为酸碱反应，从而可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围扩大了酸碱反应的范围。 建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸或建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来碱的性质和溶剂的性质联系起来。如在。如在HAc水中是弱酸，水中是弱酸，而在液氨中却是强酸；而在液氨中却是强酸；HNO3在水中是强酸，而在冰醋在水中是强酸，而在冰醋酸中却是弱酸。

7、酸中却是弱酸。( (二二) ) 酸碱的强弱酸碱的强弱( (以水为溶剂进行比较以水为溶剂进行比较) )HA + H2O H3O+ + A 可简写为可简写为HA H+ + A 平衡常数平衡常数cccK/HA/A/Ha1Lmol1cHAa,KaK酸度常数，酸度常数，acidity constant弱酸酸-水质子传递B + H2O BH+ + OH 平衡常数平衡常数一元弱碱的一元弱碱的碱度常数，碱度常数，basicity constant注意：注意：K只与物质的本性和温度只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关。有关，与浓度无关。 bBOHBHKcccKb或碱-水质子传递K Kb b越大，越大，碱性越强

8、碱性越强共轭酸碱对：共轭酸碱对：强酸弱碱，弱酸强碱强酸弱碱，弱酸强碱 KaKa越大，越大，酸性越强酸性越强 二、二、Lewis的酸碱理论的酸碱理论1. 要点：要点： 凡可以接受电子对的分子、原子团、离子为酸；凡可以接受电子对的分子、原子团、离子为酸； 凡可以给出电子对的物质为碱凡可以给出电子对的物质为碱。2.酸碱反应的实质：酸碱反应的实质： 形成配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨道形成配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成配位键。接受电子对形成配位键。3Lewis的酸碱电子理论的优缺点：的酸碱电子理论的优缺点：优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应优点：一切化学反应都可概括为酸碱

9、反应缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性 无法判断酸碱性的强弱无法判断酸碱性的强弱酸碱的分类酸碱的分类一元弱酸、弱碱一元弱酸、弱碱多元弱酸、弱碱多元弱酸、弱碱两性物质两性物质第二节第二节 酸碱平衡及其溶液酸碱平衡及其溶液pH的计算的计算一、水的质子自递平衡一、水的质子自递平衡ccKwOHOH325纯水，纯水，Kw110-14（1）离子积离子积mol/L101101714wKH+ = OH = H2O H+ + OH + H+ + H2O H3O+ H2O + H2O OH + H3O+ CCKOHHW1Lmol1cWKKW 与温度有关 OHHWK水的离子积适用于纯水

10、和所有稀水溶液。水的离子积适用于纯水和所有稀水溶液。 任何物质的水溶液都同时含任何物质的水溶液都同时含H+、OH-，同一溶液中，始终保持同一溶液中，始终保持H+ OH-=1.010-14 共轭酸碱的共轭酸碱的Ka、Kb与与Kw的关系的关系 HB + H2O H3O+ + B B + H2O OH+ HB H2O + H2O OH + H3O+ HBBOH3aKBHBOHbK Kw = H3O+OH Kw = Ka.Kb，即固定温度下，即固定温度下，Ka与与Kb成反比。成反比。说明酸说明酸愈弱，其共轭碱愈强；碱愈弱，其共轭酸愈强。愈弱，其共轭碱愈强；碱愈弱，其共轭酸愈强。 HB的解离：的解离：

11、B离子的水解：离子的水解： 水的解离：水的解离： HB在水溶液中达到平衡时，离子的浓度只有一个。在水溶液中达到平衡时，离子的浓度只有一个。 【例例】已知已知NH3的为的为Kb为为1.7910-5 ，试求，试求NH4+的的Ka。解：解：NH4+是是NH3的共轭酸的共轭酸, , 故故: :Ka = Kw / Kb= 1.00 10-14 / (1.7910-5 )= 5.59 10-10答：答： NH4+的的Ka为为5.59 10-10。（2）pH值：值：HlgpHOHlgpOH25时，时，pH +pOH = 14; pH 7 碱性碱性 体液体液pH体液体液pH血清血清成人胃液成人胃液婴儿胃液婴儿

12、胃液唾液唾液7.357.450.91.55.06.356.85大肠液大肠液乳汁乳汁泪水泪水尿液尿液8.38.46.06.97.44.87.5H+ OH-=1.010-14电离度电离度 Percent Dissociation%100 起起始始浓浓度度平平衡衡时时已已电电离离的的浓浓度度 ，酸碱电离就越完全，酸性或碱性越强。，酸碱电离就越完全，酸性或碱性越强。由此，可根据由此，可根据的的大小，判断酸碱的相对强弱大小，判断酸碱的相对强弱注意：强弱是相对某种溶剂而言，通常为水。注意：强弱是相对某种溶剂而言，通常为水。 试计算浓度为试计算浓度为c的弱酸的弱酸HA水溶液的水溶液的H+。解：解： (1)

13、忽略水的质子自递平衡，则：忽略水的质子自递平衡，则： HA H+ + A 起始浓度：起始浓度： c 0 0 电离浓度：电离浓度：H+ H+ H+ 平衡浓度：平衡浓度：c - H+ H+ H+ HHHAAH2_cKa二、弱酸、弱碱与水之间的质子传递平衡二、弱酸、弱碱与水之间的质子传递平衡（一一）一元弱酸、弱碱一元弱酸、弱碱一元弱酸中一元弱酸中H+浓度的近似计算公式浓度的近似计算公式24H2cKKKaaa试计算浓度为试计算浓度为c的弱酸的弱酸HA水溶液的水溶液的H+。解：解： (1) 忽略水的质子自递平衡，则：忽略水的质子自递平衡，则： HA H+ + A 起始浓度：起始浓度： c 0 0 电离浓

14、度：电离浓度：H+ H+ H+ 平衡浓度：平衡浓度：c - H+ H+ H+ 试计算浓度为试计算浓度为c的弱酸的弱酸HA水溶液的水溶液的H+。解：解： (1) 忽略水的质子自递平衡，则：忽略水的质子自递平衡，则： HA H+ + A 起始浓度：起始浓度： c 0 0 电离浓度：电离浓度：H+ H+ H+ 平衡浓度：平衡浓度：c - H+ H+ H+ 当当c/Ka500时时， 5%，即即c-H+ c，则：，则：ccKa22HHHcKaH一元弱酸中一元弱酸中H+的最简计算公式的最简计算公式计算酸性溶液中计算酸性溶液中H+浓度、浓度、pH值的步骤值的步骤判断酸的强弱判断酸的强弱弱酸弱酸强酸强酸 H+

15、完全电离完全电离 H+部分电离部分电离酸cH 判断判断c/Ka与与500的大小关系的大小关系c/Ka 500c/Ka Kw，c/Ka = 5.7103 500pH = -lgH+ = -lg (1.3210-3) = 2.88 mol/L1032. 110. 01074. 1H35cKa%32. 110. 01074. 1H5cKcacKcaHcKaHc，H+ ,c0，100【例例】计算计算0.10 mol/L一氯乙酸一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的溶液的pH值。值。解：解： 查表得查表得Ka(HA) = 1.4010-3，c = 0.10 mol/L。Ka Kw , c/Ka=1.401

16、02 500, 设设H+为为x mol/L。HA H+ + A 起始浓度：起始浓度：0.10 0 0电离浓度：电离浓度： x x x平衡浓度：平衡浓度：0.10 x x x321040. 110. 0HAAHxxKax = 1.12 10-2 mol/LpH = 1.95对比用最简式计算的结果。对比用最简式计算的结果。【例例3-4】计算计算0.100molL-1NaAc溶液溶液pH值。已知值。已知Ka,HAc=1.7610-5解解: : Na+不参加质子转递反应不参加质子转递反应, ,Ac-在水中的质子传递反在水中的质子传递反应为应为: : Ac-+H2O HAc + OH- 可按一元弱碱处理

17、可按一元弱碱处理, , Ac- 的的 Kb=Kw/Ka105141068.51076.11000.1AcbK的BbbcKKcOH,500/f100.01068.51016Lmol1058.7所以，所以，pH = 8.88H+ = Kw/OH- = 1.00 10-14/ (7.58 10-6) = 1.32 10-9 molL-1 例题：例题： 已知已知0.30 molL1 NaX溶液的溶液的pH=9.50，计算计算弱酸弱酸HX解离常数解离常数Ka。 解：已知解：已知cb 0.30 molL1 ，pH=9.50：50. 4pH14pOHcKb50. 410OH9250. 41033. 330.

18、 0)10(bK69141031033. 3100 . 1KbKwKa多元多元弱酸：凡是能在水溶液中释放两个或两个以弱酸：凡是能在水溶液中释放两个或两个以上质子的弱酸。上质子的弱酸。特点：特点：分步分步进行进行 。 例如例如: :H H2 2S S72-3a-322101.32 SHHSOH K,HS OH OH SH1例：-2322S OH 2O2H SH根据多重平衡规则，22-aa2-223109.37 K KSHSOH21K15-23a-232-107.10 HSSOH K ,S OH OH HS2（二）多元弱酸、弱碱多元弱酸、弱碱 （了解）（了解）HCO3 H+ + CO32 H2CO

19、3 H+ + HCO3 COHHCOHKa3231 HCOCOHKa3232 (1) Ka2co20Kw（忽略水的质子平衡忽略水的质子平衡）(2) Ka1Ka2，Ka1/Ka2102，作一元酸处理：作一元酸处理：01CKaH pKa1 = 6.35pKa2 = 10.33(3) 多元弱碱与多元弱酸同理。多元弱碱与多元弱酸同理。例：例：四、同离子效应和盐效应（四、同离子效应和盐效应（重点重点）浓度对平衡移动的影响浓度对平衡移动的影响弱酸弱酸HB在水中的质子传递平衡为在水中的质子传递平衡为HB + H2O H3O+ + B-平衡建立后，若平衡建立后，若cHB，则平衡被破坏，向着，则平衡被破坏，向着

20、HB解离的解离的方向移动，即方向移动，即cH3O+ 和和cB- 。而解离度而解离度的变化呢？的变化呢？1. 采用酸碱指示剂采用酸碱指示剂 甲基橙甲基橙 (橙红色橙红色) 变色范围变色范围 pH： 3.14.4 红色红色 黄色黄色2. HAc Ac- + H+ 加加Ac-,平衡左移平衡左移1. 采用酸碱指示剂采用酸碱指示剂 酚酞酚酞 变色范围变色范围 pH： 8.09.6 无色无色 红色红色2. NH3H2O NH4+OH-加NH4+，平衡左移HAc + H2O H3O+ + Ac-Ac + Na+NaAc平衡向左移动平衡向左移动同离子效应：同离子效应： 在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或在弱

21、酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含有弱碱含有相同的离子相同的离子的的易溶性强电解质易溶性强电解质，使弱，使弱酸或弱碱的酸或弱碱的解离度降低解离度降低的现象。的现象。一定温度时的醋酸稀溶液中：一定温度时的醋酸稀溶液中：降低降低降低降低H例例3-5计算计算(1) 0.10 moll-1HAc溶液的溶液的H+浓度及电浓度及电离度；离度；(2)在在1.00升该溶液中加入升该溶液中加入0.10molNaAc（忽略引起的体积变化）后溶液中（忽略引起的体积变化）后溶液中H+浓度和电浓度和电离度。已知离度。已知 HAc的的 Ka，=1.7610-5500/HAc1aKc为一元弱酸，）解：（135Lmol1

22、03 . 110. 01076. 1HcKa%3.1%10010.0103.13AcHHAcH2，）设（xxxx10.010.0 平衡浓度的电离度更小，由于同离子效应，HAc10. 010. 0Ac ,10. 010. 0HAcxxaKHAcAcH代入15Lmol1076.1H x%018.0%10010.01076.1%1000.10H551076.110.010.0 x(2)(2)盐效应盐效应 在在HAc溶液中加入不含相同离子的强电解质如溶液中加入不含相同离子的强电解质如NaCl ，离子之间的相互牵制作用增大，使，离子之间的相互牵制作用增大，使HAc的的解离度略有增大的解离度略有增大的效应

23、。效应。例如例如 在在0.10molL-1 HAc溶液中加入溶液中加入NaCl使其浓度为使其浓度为0.10molL-1 ，则溶液中，则溶液中H+由由1.3210-3molL-1 1.8210-3molL-1 HAc的解离度由的解离度由1.32%1.82%。 产生同离子效应时，必然伴随有盐效应，但同离产生同离子效应时，必然伴随有盐效应，但同离子效应的影响比盐效应要大得多，所以一般情况下，子效应的影响比盐效应要大得多，所以一般情况下，不考虑盐效应液不会产生明显影响。不考虑盐效应液不会产生明显影响。第三节第三节 缓冲溶液缓冲溶液案例案例 1 维生素维生素C注射液（注射液（5mg/ml）直接用于局部注

24、射会产生）直接用于局部注射会产生疼痛感，因此，在制备维生素疼痛感，因此，在制备维生素C注射液时需要加入适量的注射液时需要加入适量的NaHCO3，将，将pH调节在调节在5.56.0之间，以减轻维生素之间，以减轻维生素C注射注射液注射时引起的疼痛。液注射时引起的疼痛。 问题问题 加入适量的加入适量的NaHCO3为什么能减轻维生素为什么能减轻维生素C注射液注注射液注射时引起的疼痛？射时引起的疼痛？一、一、 缓冲溶液组成和作用机理缓冲溶液组成和作用机理第四章第四章 缓冲溶液缓冲溶液能够抵抗外加少量酸、碱和稍加稀释，而能够抵抗外加少量酸、碱和稍加稀释，而本身本身pH值不发生值不发生显著变化的显著变化的作

25、用称为作用称为缓冲作用缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液缓冲溶液。缓冲溶液一般由共轭酸碱对的缓冲溶液一般由共轭酸碱对的两种物质两种物质组成。组成。缓冲系或缓冲对缓冲系或缓冲对: :弱酸共轭碱：弱酸共轭碱：HAc NaAc； H2CO3 NaHCO3弱碱共轭酸：弱碱共轭酸：NH3 NH4Cl强酸或强碱溶液也是缓冲溶液强酸或强碱溶液也是缓冲溶液常用的缓冲溶液常用的缓冲溶液缓冲溶液缓冲溶液pKa(25)缓冲范围缓冲范围HAcNaAcH2CO3NaHCO3NH4Cl NH3Na2HPO4Na3PO44.746.359.2512.323.745.745.357.358.251

26、0.2511.3213.32Explainations:例例 : :HAc-NaAc 体系体系 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- 加加OH- HAc H+ + Ac- 释放释放H+ pH不会显著升高不会显著升高 HAc 为抗碱成分为抗碱成分; ; 加加H+ HAc H+ + Ac- 减少减少H+ pH不会显著降低不会显著降低 Ac-为抗酸成分为抗酸成分 溶液中存在浓度较大的抗酸成分和抗碱成分，溶液中存在浓度较大的抗酸成分和抗碱成分，通过通过弱酸解离平衡的移动以达到消耗外来的少量强酸、强碱，弱酸解离平衡的移动以达到消耗外来的少量强酸、强碱，或对抗稍加稀释作用，或对抗稍加稀释

27、作用，保持溶液的保持溶液的pHpH相对稳定。相对稳定。结论结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pHpH值，值，但缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。但缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。令令H+浓度为浓度为x初始浓度初始浓度(molL-1) cHB 0 cB-平衡浓度平衡浓度(molL-1) cHB x x cB- + x平衡时平衡时HB = cHB x cHBB- = cB + x cBHB H+ + B 二、二、 缓冲溶液缓冲溶液pH的计算的计算则则等式两边各取负对数，则得等式两边各取负对数，则得HBBaccxKHBBHBHBaccKxHHBBHBBnnKaccKa

28、lgplgppH 缓冲比缓冲比缓冲溶液的总浓度缓冲溶液的总浓度HBBccHBBcc/HBBb-lgp14pOH-14ccK -BHBbHBBblgplgppOHccKccKHBBccKalgppH酸酸碱碱CCpKCCpKpHaabalglg (1) 缓冲溶液的总缓冲溶液的总 浓度对溶液缓冲能力的影响浓度对溶液缓冲能力的影响 缓冲比缓冲比( ( )，总浓度，总浓度( )( )，缓冲能力缓冲能力(2)(2)缓冲溶液的缓冲比缓冲溶液的缓冲比 对溶液缓冲能力的影响对溶液缓冲能力的影响总浓度总浓度( ( )，缓冲比，缓冲比( )=1( )=1，缓冲能力，缓冲能力HBBcc/HBBccHBBccHBBcc

29、/HBBccHBBcc/缓冲溶液加水稀释时，缓冲溶液加水稀释时，c(B-)与与c(HB)的比值的比值不变，则不变，则pH也不变。但因稀释而引起溶液离也不变。但因稀释而引起溶液离子强度的改变，使子强度的改变，使HB和和B-的活度因子受到不的活度因子受到不同程度的影响，因此缓冲溶液的同程度的影响，因此缓冲溶液的pH也随之有也随之有微小的改变。微小的改变。1. 缓冲容量缓冲容量2. 缓冲范围缓冲范围当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比愈接近当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比愈接近1，缓冲容量愈大；缓冲比愈远离缓冲容量愈大；缓冲比愈远离1时，缓冲容量愈时，缓冲容量愈小。当缓冲比大于小。当缓冲比大于10:1或

30、小于或小于1:10时，可认为缓时，可认为缓冲溶液已基本失去缓冲作用的能力。冲溶液已基本失去缓冲作用的能力。一般认为一般认为pH = pKa 1为缓冲作用的有效区间，为缓冲作用的有效区间，称为缓冲溶液的缓冲范围称为缓冲溶液的缓冲范围。不同缓冲系，因各自弱。不同缓冲系，因各自弱酸的酸的p pK K值不同，所以缓冲范围也各不相同。值不同，所以缓冲范围也各不相同。例例4-1计算计算0.10molL-1 NH3 20ml 和和 0.20molL-1 NH4Cl 15ml 混合溶液的混合溶液的pH值。值。解解 此混合溶液的缓冲系为此混合溶液的缓冲系为NH4+NH3 , , 查表查表知知pKa(NH4+)9

31、.25 代入式代入式(5-15c)得得pHpKa+lg 9.25+lg 9.25-0.179.08n Bn HB0.1 0.020.2 0.015【例例】 在在0.10molL-1HAc溶液中加入固体溶液中加入固体NaAc，使使其浓度为其浓度为0.10molL-1 (设溶液体积不变设溶液体积不变)，计算溶液的，计算溶液的H+和电离度。和电离度。解解: Ca 0.10molL-1, C b 0.10molL-1 , pKa = 4.75：abCCpKapHlg 10. 010. 0lg75. 4 = 4.75H+ = 1.74 10-5 molL-1 = H+/ Ca = 1.74 10-5 /

32、 0.10 = 1.74 10-4 = 0.0174%三、三、 缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制1. 选择合适的缓冲系选择合适的缓冲系 当当ca= cb时，时，pH = pKa。选择。选择pKa与所需与所需pH值相等值相等或相近的共轭酸，可保证有较大的缓冲能力。或相近的共轭酸，可保证有较大的缓冲能力。例例 欲配制欲配制pH = 5.0的缓冲溶液的缓冲溶液 应选择体系应选择体系NaAc - HAc体系，体系，pKa = 4.74 欲配制欲配制pH = 9.0的缓冲溶液，的缓冲溶液， 应选择应选择NH3-NH4Cl体系体系, , pKb = 4.74, pKa = 9.262. 如如pKa

33、与与pH 不相等，则按所要求的不相等，则按所要求的pH，利用缓冲利用缓冲公式算出所需的公式算出所需的cb / ca3. 配制的缓冲溶液的配制的缓冲溶液的ca、 cb浓度要适当浓度要适当 浓度太低，缓冲容量过小；浓度太高，离子强度太大浓度太低，缓冲容量过小；浓度太高，离子强度太大或渗透压力过高而不适用，也造成试剂的浪费。一般或渗透压力过高而不适用，也造成试剂的浪费。一般选用选用ca、 cb浓度范围在浓度范围在0.050.2 mol L-14. 选择缓冲对时，还要考虑缓冲对是否与主药发生配选择缓冲对时，还要考虑缓冲对是否与主药发生配伍禁忌；缓冲对在加温灭菌和贮存期内是否稳定；伍禁忌；缓冲对在加温灭

34、菌和贮存期内是否稳定；以及是否有毒等。以及是否有毒等。5. 必要时用必要时用pH计或精密计或精密pH试纸测定溶液的试纸测定溶液的pH值。值。四、四、 人体正常人体正常pHpH的维持与失控的维持与失控人体血液的人体血液的pH值恒定，主要依靠各种排泄器官将过多值恒定，主要依靠各种排泄器官将过多的酸碱物质排出体外的酸碱物质排出体外;其次血液中的各种缓冲机构也起其次血液中的各种缓冲机构也起着非常重要的作用。着非常重要的作用。1. 血浆中：血浆中：H2CO3HCO3-、H2PO4-HPO42-、HnPHn-1P-(HnP代表蛋白质)2.红细胞中：红细胞中：H2bHb-(H2b代表血红蛋白)、H2bO2HbO2-(H2bO2代表氧合血红蛋白)、H2CO3-HCO3-、H2PO4-HPO42-1 人体血液人体血液pH=7.40.05