缓冲溶液

化学· 18.2 Buffer solutions· 20 分钟阅读

1. 什么是缓冲溶液？它的作用原理是什么？★★☆☆☆⏱ 5 min

📘 定义

缓冲溶液

加入少量强酸或强碱时，能抵抗pH变化的溶液。所有缓冲溶液都由共轭酸碱对组成：要么是弱酸加上其盐提供的共轭碱，要么是弱碱加上其盐提供的共轭酸。

例:

乙酸（ $C H_{3} C O O H$ ）和乙酸钠（ $C H_{3} C O O N a$ ）的混合物是一种常见的酸性缓冲溶液。

所有缓冲溶液的工作原理都是：利用过量的共轭对中和加入的 $H^{+}$ （来自酸）或 $O H^{-}$ （来自碱），通过平衡移动维持 $H^{+}$ 浓度大致恒定。

📐 例题

解释当加入少量NaOH时，乙酸/乙酸钠缓冲溶液如何抵抗pH升高。

1
加入的 $O H^{-}$ 离子会与缓冲溶液中过量的弱酸反应：
$OH^- + CH_3COOH \rightarrow CH_3COO^- + H_2O$
2
大部分加入的 $O H^{-}$ 都被过量的乙酸消耗，因此 $O H^{-}$ 浓度不会显著升高。
3
平衡 $C H_{3} C O O H ⇌ H^{+} + C H_{3} C O O^{-}$ 向右移动，补充消耗的 $H^{+}$ ，因此 $[H^{+}]$ （以及pH）几乎保持不变。

Exam tip:

解释缓冲作用时，必须同时提到过量的酸/碱和对应的共轭组分，否则无法获得满分。

2. 缓冲溶液pH计算：亨德森-哈塞尔巴尔赫方程★★★☆☆⏱ 7 min

对于任何由弱酸 $H A$ 和其共轭碱 $A^{-}$ 组成的缓冲溶液，我们可以从 $K_{a}$ 表达式推导出pH方程。从解离平衡： $H A ⇌ H^{+} + A^{-}$ ，可得 $K_{a} = \frac{[ H ^{+} ] [ A ^{-} ]}{[ H A ]}$ 。整理后取负对数即可得到标准方程：

pH = pK_a + \log_{10}\left( \frac{[A^-]}{[HA]} \right)

📐 例题

计算含有0.10 mol dm⁻³乙酸（ $p K_{a} = 4.76$ ）和0.20 mol dm⁻³乙酸钠的缓冲溶液的pH。

1
确定各值： $p K_{a} = 4.76$ ， $[C H_{3} C O O^{-}] = 0.20$ mol dm⁻³， $[C H_{3} C O O H] = 0.10$ mol dm⁻³
2
代入亨德森-哈塞尔巴尔赫方程：
$pH = 4.76 + \log\left( \frac{0.20}{0.10} \right)$
3
化简得到最终pH：
$pH = 4.76 + 0.30 = 5.06$

✓ 快速检测

检验你对近似方法的理解：

为什么我们在缓冲溶液中近似认为 $[A^{-}] \approx [盐]$ ？
- A: 所有弱酸都完全解离
- B: 同离子效应抑制了弱酸的解离，因此几乎不会产生额外的 $A^{-}$
- C: 盐在溶液中不会解离
显示答案
B —
正确：完全解离的盐提供了高浓度的共同离子 $A^{-}$ ，使弱酸解离平衡左移，因此几乎没有额外的 $A^{-}$ 来自弱酸解离。

3. 酸性与碱性缓冲溶液：区别与计算★★★☆☆⏱ 5 min

📘 定义

酸性缓冲溶液

pH小于7的缓冲溶液，由弱酸和弱酸的可溶性盐（盐提供共轭碱）制成。

例:

$C H_{3} C O O H + C H_{3} C O O N a$

📘 定义

碱性缓冲溶液

pH大于7的缓冲溶液，由弱碱和弱碱的可溶性盐（盐提供共轭酸）制成。

例:

$N H_{3} + N H_{4} C l$

对于碱性缓冲溶液，你可以用两种方法计算pH：先用 $K_{b}$ 求出pOH再转换为pH，或者用弱碱共轭酸的 $p K_{a}$ 直接代入亨德森-哈塞尔巴尔赫方程计算。

📐 例题

计算含有0.05 mol dm⁻³ $N H_{3}$ （ $K_{b} = 1.8 \times 1 0^{- 5}$ ）和0.10 mol dm⁻³ $N H_{4} C l$ 的缓冲溶液的pH。

1
对于弱碱平衡 $N H_{3} + H_{2} O ⇌ N H_{4}^{+} + O H^{-}$ ，近似得 $[N H_{4}^{+}] = 0.10$ ， $[N H_{3}] = 0.05$ 。整理 $K_{b}$ 表达式求 $[O H^{-}]$ ：
$[OH^-] = K_b \times \frac{[NH_3]}{[NH_4^+]} = 1.8 \times 10^{-5} \times \frac{0.05}{0.10} = 9.0 \times 10^{-6}$
2
计算 $pO H$ 然后转换为 $p H$ ：
$pOH = -\log(9.0 \times 10^{-6}) = 5.05, \quad pH = 14 - 5.05 = 8.95$
3
用亨德森-哈塞尔巴尔赫方程验证： $p K_{a} (N H_{4}^{+}) = 14 - 4.74 = 9.26$
$pH = 9.26 + \log\left(\frac{0.05}{0.10}\right) = 8.96$, which matches (small difference from rounding)$

4. 配制指定pH的缓冲溶液★★★★☆⏱ 6 min

考试中经常要求你计算配制目标pH缓冲溶液所需的酸/盐或碱/盐的量，方法是整理亨德森-哈塞尔巴尔赫方程求出所需共轭对的比例。

📐 例题

要配制pH为9.00的缓冲溶液，需要向250 cm³ 0.10 mol dm⁻³氨水中加入多少克氯化铵？已知 $p K_{b} (N H_{3}) = 4.75$ ， $M_{r} (N H_{4} C l) = 53.5$ 。

1
首先求出共轭酸 $N H_{4}^{+}$ 的 $p K_{a}$ ：
$pK_a = 14 - pK_b = 14 - 4.75 = 9.25$
2
整理亨德森-哈塞尔巴尔赫方程：
$9.00 = 9.25 + \log\left( \frac{[NH_3]}{[NH_4^+]} \right)$
3
求解浓度比：
$\log\left( \frac{[NH_3]}{[NH_4^+]} \right) = -0.25 \implies \frac{[NH_3]}{[NH_4^+]} = 0.562$
4
计算所需 $N H_{4} C l$ 的浓度和物质的量：
$[NH_4^+] = \frac{0.10}{0.562} = 0.178 \text{ mol dm}^{-3}, \quad n = 0.178 \times 0.25 = 0.0445 \text{ mol}$
5
计算最终质量：
$m = 0.0445 \times 53.5 = 2.38 \text{ g}$

Exam tip:

由于两种组分处于相同总体积中，浓度比等于物质的量之比，因此你可以提前跳过浓度转物质的量的步骤，节省计算时间。

5. 常见陷阱

错误做法:

认为无论加入多少酸/碱，缓冲溶液的pH变化都可以忽略不计。

原因:

缓冲溶液仅能抵抗加入少量酸/碱时的pH变化。加入大量酸碱会耗尽缓冲溶液的中和能力，导致pH发生大幅变化。

正确做法:

必须明确说明：缓冲溶液是在加入少量酸或碱时抵抗pH变化。

错误做法:

颠倒比例，在亨德森-哈塞尔巴尔赫方程中写为 $lo g (\frac{[ H A ]}{[ A ^{-} ]})$ 而非 $lo g (\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]})$ 。

原因:

这会得到错误的pH，根据比例的不同，结果会系统性地低于或高于真实值。

正确做法:

记住： $p H = p K_{a} + lo g (\frac{共轭碱}{弱酸})$ ，共轭碱始终是分子。

错误做法:

计算时使用缓冲溶液总浓度，而非共轭对各自的浓度。

原因:

pH取决于共轭对的比例，而非缓冲溶液总浓度。无论总浓度如何，比例相同的两种缓冲溶液pH相同。

正确做法:

方程中始终使用弱酸/碱和对应盐各自的初始浓度。

错误做法:

认为只有酸性缓冲溶液能中和加入的碱，只有碱性缓冲溶液能中和加入的酸。

原因:

所有缓冲溶液都同时含有酸性和碱性组分，可以中和加入的酸和碱。

正确做法:

无论缓冲溶液是酸性还是碱性，都要同时解释它对加入酸和加入碱的缓冲作用。

6. 速查表

概念	核心公式/规则
缓冲溶液定义	加入少量酸/碱时抵抗pH变化
酸性缓冲溶液组成	弱酸 + 弱酸盐（pH < 7）
碱性缓冲溶液组成	弱碱 + 弱碱盐（pH > 7）
亨德森-哈塞尔巴尔赫方程	$p H = p K_{a} + lo g (\frac{[ A ^{-} ]}{[ H A ]})$
碱性缓冲溶液计算	$pO H = p K_{b} + lo g (\frac{[ B H ^{+} ]}{[ B ]}), p H = 14 - pO H$
核心近似	$[A^{-}] \approx [盐], [H A] \approx [弱酸]$ （同离子效应）

7. 常见问题

强酸和强碱能制成缓冲溶液吗？

不能。强酸和强碱会完全解离，因此它们无法有效中和加入的少量酸/碱，也不能维持稳定的pH。

为什么同离子效应对缓冲溶液计算很重要？

完全解离的盐提供的共同离子抑制了弱酸/弱碱的解离，因此共轭对的浓度比近似等于它们的初始浓度比，简化了计算。

真题中的出现

AI 根据考纲规律估算的考点位置,请对照官方真题核实准确性。仅作复习重点参考。

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配制给定pH缓冲溶液的计算

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下一步

缓冲溶液是酸碱平衡的核心内容，这个概念是CIE A-Level化学中许多其他主题的基础，包括酸碱滴定、pH指示剂和生物化学——在生物体系中，缓冲作用对维持稳定pH至关重要。缓冲溶液计算和缓冲作用解释在CIE 9701的选择题和结构化笔试题中都非常常见，因此掌握这部分内容是在所有平衡相关题目中获得高分的关键。接下来，你可以拓展对缓冲作用的认识，理解弱酸弱碱滴定曲线的形状，以及pH指示剂如何利用缓冲性质在不同滴定场景中有效发挥作用。