# 盐与缓冲溶液

> IB 化学 HL · S3：物质的分类
> 来源: https://www.owlsprep.com/zh/study/ib-chemistry-hl-u3-salts-and-buffer-solutions/

本小节介绍溶解盐的pH性质、缓冲溶液的组成与作用机理，以及缓冲体系的pH计算。它是IB HL化学考试中的高频核心考点。

**先修:** [布朗斯特-劳里酸碱](https://www.owlsprep.com/zh/study/ib-chemistry-hl-bronsted-lowry-acids-bases/); [pH与Ka计算](https://www.owlsprep.com/zh/study/ib-chemistry-hl-ph-ka-calculations/)

## 学习目标

- 根据离子水解预测盐水溶液的pH值
- 解释缓冲作用的机理
- 使用亨德森-哈塞尔巴尔赫方程计算缓冲溶液pH
- 描述影响缓冲容量的因素

## 盐的水解与盐溶液pH

**盐的水解** — 溶解的盐离子与水发生反应，生成$H^+$或$OH^-$离子，使溶液pH偏离中性的反应。

*例:* 铵根离子与水反应生成水合氢离子

- **强酸 + 强碱**生成的盐：中性（不发生水解，pH ≈ 7）
- **弱酸 + 强碱**生成的盐：碱性（弱酸的共轭碱水解生成$OH^-$，pH > 7）
- **强酸 + 弱碱**生成的盐：酸性（弱碱的共轭酸水解生成$H^+$，pH < 7）
- **弱酸 + 弱碱**生成的盐：pH取决于酸的$K_a$和碱的$K_b$的相对大小

**例题:** 预测乙酸钠（$CH_3COONa$）水溶液呈酸性、碱性还是中性，并证明你的结论。

1. 将盐解离为离子，确定对应的母酸和母碱：
2. $$CH_3COONa(s) \rightarrow CH_3COO^-(aq) + Na^+(aq)$$
3. 母酸：乙酸（$CH_3COOH$，弱酸），母碱：氢氧化钠（$NaOH$，强碱）
4. 找出可水解离子：$Na^+$不与水反应，$CH_3COO^-$是弱酸的共轭碱，因此会发生水解：
5. $$CH_3COO^-(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons CH_3COOH(aq) + OH^-(aq)$$
6. 生成$OH^-$使pH升高至7以上，因此溶液呈碱性。

> **考试提示:** 预测pH前一定要同时检查阳离子和阴离子是否水解——绝不能默认所有盐都呈中性。

## 缓冲溶液的组成与作用机理

**缓冲溶液** — 加入少量强酸、强碱或水后，能抵抗pH变化的溶液。

*记法:* 由一对共轭弱酸-弱碱组成

缓冲溶液通常有两种配制方式：将弱酸与其共轭碱（以可溶性盐的形式）混合，或将弱碱与其共轭酸（以可溶性盐的形式）混合。强酸和强碱无法形成缓冲溶液，因为它们完全解离，没有可以吸收外加离子的平衡体系。

**例题:** 解释当加入少量$NaOH$时，氨/氯化铵缓冲溶液如何抵抗pH升高。

1. 缓冲溶液中的主要物种：$NH_3$（弱碱，高浓度），$NH_4^+$（来自氯化铵的共轭酸，高浓度）
2. 加入的$NaOH$完全解离，产生额外的$OH^-$离子。
3. 过量的$OH^-$与共轭酸$NH_4^+$反应：
4. $$NH_4^+(aq) + OH^-(aq) \rightleftharpoons NH_3(aq) + H_2O(l)$$
5. 几乎所有过量的$OH^-$都被消耗，因此pH仅略微升高。

> **warning**
>
> 缓冲溶液无法抵抗大幅pH变化：加入足够多的强酸/强碱消耗完所有缓冲组分后，pH会发生剧烈变化。

## 缓冲溶液pH计算：亨德森-哈塞尔巴尔赫方程

**推导:** 推导酸性缓冲溶液的亨德森-哈塞尔巴尔赫方程

*起点:* 弱酸$HA$的酸解离平衡

1. 写出酸解离平衡和$K_a$表达式：
2. $$HA(aq) + H_2O(l) \rightleftharpoons H_3O^+(aq) + A^-(aq)$$
3. $$K_a = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]}$$
4. 整理得到$[H_3O^+]$的表达式：
5. $$[H_3O^+] = K_a \times \frac{[HA]}{[A^-]}$$
6. 对两边取$-\log_{10}$，利用$pH = -\log[H_3O^+]$和$pK_a = -\log K_a$化简：
7. $$-\log[H_3O^+] = -\log K_a - \log\left(\frac{[HA]}{[A^-]}\right)$$

同离子效应抑制了弱酸的解离，因此计算时我们可以近似认为$[HA] \approx$弱酸初始浓度，$[A^-] \approx$盐初始浓度。

**例题:** 计算含有0.15 mol dm⁻³丙酸（$pK_a = 4.87$）和0.10 mol dm⁻³丙酸钠的缓冲溶液的pH值。

1. 确定组分：弱酸为丙酸，$[酸] = 0.15$，共轭碱为丙酸根，$[碱] = 0.10$
2. 代入亨德森-哈塞尔巴尔赫方程：
3. $$pH = 4.87 + \log_{10}\left(\frac{0.10}{0.15}\right)$$
4. 计算对数项：$\frac{0.10}{0.15} \approx 0.667$，$\log_{10}(0.667) \approx -0.18$
5. 计算最终pH值：
6. $$pH = 4.87 - 0.18 = 4.69$$

*计算器:* allowed

## 缓冲容量

**缓冲容量** — 衡量缓冲溶液在pH发生显著变化前，能够容纳的强酸或强碱的量。

- **缓冲组分的总浓度**：总浓度越高，缓冲容量越大，因为有更多离子可以与外加的酸/碱反应。
- **缓冲组分的比例**：当$\frac{[conjugate\ base]}{[weak\ acid]} = 1$（即$pH = $弱酸的$pK_a$）时，缓冲容量达到最大值。
- 缓冲溶液仅在弱酸$pK_a$的$pH = pK_a \pm 1$范围内有效。

> **tip**
>
> 当题目要求为目标pH选择缓冲溶液时，永远选择$pK_a$与目标pH相差不超过1个单位的弱酸。

## 常见错误

- **错误做法:** 默认所有盐的水溶液都呈中性
  - 原因: 大多数由弱酸或弱碱生成的盐，其离子会发生水解改变pH
  - 正确做法: 预测pH时一定要同时检查阳离子和阴离子是否水解，利用对应酸碱的规则进行判断
- **错误做法:** 交换亨德森-哈塞尔巴尔赫方程中[酸]和[碱]项的位置
  - 原因: 推导得到对数项中是共轭碱与弱酸的浓度比；交换后会得到错误的pH值
  - 正确做法: 记住$pH = pK_a + \log(\frac{[base]}{[acid]})$，如果不确定可以从$K_a$表达式快速重新推导
- **错误做法:** 用强酸和强碱配制缓冲溶液
  - 原因: 强酸/强碱完全解离，不存在可以吸收外加$H^+$或$OH^-$的平衡体系
  - 正确做法: 缓冲溶液必须由一对共轭弱酸-弱碱组成
- **错误做法:** 认为缓冲容量仅取决于组分的1:1比例
  - 原因: 组分总浓度也会影响缓冲容量：即使比例为1:1，稀缓冲溶液的容量也更低
  - 正确做法: 记住缓冲容量同时取决于组分比例（1:1时最大）和总浓度（总浓度越高，容量越大）
- **错误做法:** 认为稀释缓冲溶液会导致pH大幅变化
  - 原因: 稀释时[酸]和[碱]的变化倍数相同，因此它们的比值保持不变
  - 正确做法: 稀释后缓冲溶液的pH几乎保持不变，只有极度稀释才会导致显著变化

## 速查表

| 性质 | 规则 |
| --- | --- |
| 强酸+强碱盐 | 中性，pH ≈ 7 |
| 弱酸+强碱盐 | 碱性，pH > 7 |
| 强酸+弱碱盐 | 酸性，pH < 7 |
| 亨德森-哈塞尔巴尔赫方程（酸性缓冲液） | $pH = pK_a + \log(\frac{[A^-]}{[HA]})$ |
| 最大缓冲容量 | $pH = pK_a$，[碱]:[酸] = 1:1 |
| 有效缓冲pH范围 | $pK_a \pm 1$ |

## 下一步

盐与缓冲溶液是理解酸碱滴定的核心基础，酸碱滴定是IB化学HL考试中常见的拓展回答考点。缓冲溶液也有重要的生物学应用，例如维持人体血液pH的碳酸氢盐缓冲体系，这也是考试中经常考查的内容。接下来你可以学习酸碱滴定曲线和指示剂，你将应用对盐溶液pH和缓冲作用的理解，计算滴定过程中不同点（包括等当点）的pH值。

- [AHL: 扩展周期性规律](https://www.owlsprep.com/zh/study/ib-chemistry-hl-u3-ahl-extended-periodic-trends/)
- [AHL: 进阶路易斯酸碱概念](https://www.owlsprep.com/zh/study/ib-chemistry-hl-u3-ahl-advanced-lewis-acid-base/)

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