基础化学缓冲溶液教学难点总结

时间：2024-05-19

张朋

【摘要】通过分析基础化学缓冲溶液中的重点难点，总结解决问题方法，达到掌握重点难点知识。

【关键词】缓冲溶液；基础化学

缓冲溶液是大学基础化学课程的重要章节，缓冲溶液在组织切面、细胞培养以及生物酶催化反应中都有很重要的应用。缓冲溶液的相关知识在以后的实验及具体工作中都有着重要的作用。如何选择试剂来组成缓冲体系，需要各个试剂剂量多少，这些都是实际经常遇到并需要解决的问题。

缓冲溶液章节需要学生掌握缓冲溶液的概念及组成，理解并会解释缓冲溶液的缓冲机理，除此之外还要掌握缓冲溶液pH的计算，灵活应用缓冲公式解决计算缓冲溶液pH值的具体问题，还要掌握具体缓冲溶液配制的步骤及方法。教学重点为具体应用缓冲公式计算缓冲溶液的pH值，缓冲溶液的概念及组成，缓冲机理以及配制缓冲溶液。教学难点为应用缓冲公式计算缓冲溶液的pH值及配制缓冲溶液。

通过以下几个例题对缓冲溶液重点难点进行深入学习：

（1）已知氨的解离常数Kb为1.8×10-5，实验室计划配制pH为10.25的缓冲溶液，实验室现有的试剂有氯化铵和氨水，现在计划配制缓冲溶液总体积为1升，配制缓冲溶液消耗了10mol·L-1氨水500mL，那么还需要多少克氯化铵才能达到缓冲溶液的pH为10.25？

思路分析：已知了缓冲体系的共轭酸碱对是NH4Cl-NH3，现在由缓冲公式知道，只要换算出缓冲对中酸的物质的量浓度和碱的物质的量浓度，代入上述方程式进行求解即可。

解：假设需要加m克氯化铵才能达到缓冲溶液的pH为10.25

因为Kb（NH3）=1.8×10-5，故Ka（NH4Cl）=Kw/Kb（NH3） =1.0×10-14/1.8×10-5=5.6×10-10所以 pKa=9.25

代入缓冲公式可得：

10.25=9.25+1g

m=26.75（g）

总结该问题，通过分析确定出共轭酸碱对的物质的量浓度是解决这类问题的关键，解决了缓冲对的共轭酸碱对的浓度后，代入Henderson-Hasselbalch方程式即可建立关系式，解出未知量。

（2）柠檬酸为三元酸，它的分子式为C6H8O7，其在实验室中常被用于组织切片及细胞培养，实验室现有柠檬酸和氢氧化钠溶液，已知现有0.1mol·L-1氫氧化钠溶液0.3L，现在计划配制pH为6.40的缓冲溶液，请问需加入多少毫升0.1mol·L-1的C6H8O7溶液？已知C6H8O7的pKa1=3.13，pKa2=4.76，pKa3=6.40

思路分析：首先应确定缓冲溶液的共轭酸碱对，根据配置缓冲液的原则，所选共轭酸碱对的酸的pKa应尽可能的接近欲配制缓冲溶液的pH，所以缓冲体系的共轭酸碱对形态为pKa3对应的共轭酸碱对C6H6O7-- C6H5O7-。现在已有的试剂是柠檬酸C6H8O7和NaOH，所以欲配制的缓冲溶液的共轭酸碱对需要由已知的柠檬酸C6H8O7和NaOH反应制取。首先一部分NaOH先与全部的C6H8O7完全反应生成C6H7O7-，然后剩余的一部分NaOH再与第一步生成的全部C6H7O7-反应生成C6H6O7-，最后剩余的全部氢氧化钠和第二步部分生成的C6H6O7-反应，产生C6H5O7-，最终构成缓冲体系。根据各步反应的计量关系，确定出最后的共轭酸碱对的量，代入缓冲公式进行计算，即可求出未知量。

解：假设需要0.1mol·L-1的C6H8O7溶液体积为V

首先C6H8O7+NaOH？葑NaC6H7O7+H2O

第一步NaOH过量，C6H8O7反应完全，所以该步消耗NaOH的量为0.1V，生成C6H7O7-的量为0.1V

然后NaC6H7O7+NaOH？葑Na2C6H6O7+Na++H2O

第二步NaOH过量，NaC6H7O7反应完全，所以该步消耗NaOH的量为0.1V，生成Na2C6H6O7的量为0.1V

最后Na2C6H6O7+NaOH？葑Na3C6H5O7+Na++H2O

第三步Na2C6H6O7过量，NaOH反应完全，所以该步消耗NaOH的量为0.3×0.1-（0.1V+0.1V），生成Na3C6H5O7的量为0.3×0.1-（0.1V+0.1V），剩余Na2C6H6O7的量为0.1V- [0.3×0.1-（0.1V+0.1V）]代入缓冲公式得：

6.4=6.4+1g

解得V=0.12（L）

总结该问题，对于配置缓冲溶液时，采取多元酸与强碱反应，通过分步反应，得到欲配制缓冲溶液的共轭酸碱对，分析各步消耗酸和碱的关系确定出共轭酸碱对的物质的量浓度是解决这类问题的核心。

对于缓冲溶液不同情况的分析计算，首先确定缓冲溶液中共轭酸碱对的形态是解决运用缓冲公式计算的前提，接着确定共轭酸碱对的物质的量浓度是运用缓冲公式计算的核心，最后运用缓冲公式建立关系式是关键。

【参考文献】