基礎化學緩沖溶液教學難點總結

張朋

【摘 要】通過分析基礎化學緩沖溶液中的重點難點，總結解決問題方法，達到掌握重點難點知識。

【關鍵詞】緩沖溶液；基礎化學

緩沖溶液是大學基礎化學課程的重要章節，緩沖溶液在組織切面、細胞培養以及生物酶催化反應中都有很重要的應用。緩沖溶液的相關知識在以后的實驗及具體工作中都有著重要的作用。如何選擇試劑來組成緩沖體系，需要各個試劑劑量多少，這些都是實際經常遇到并需要解決的問題。

緩沖溶液章節需要學生掌握緩沖溶液的概念及組成，理解并會解釋緩沖溶液的緩沖機理，除此之外還要掌握緩沖溶液pH的計算，靈活應用緩沖公式解決計算緩沖溶液pH值的具體問題，還要掌握具體緩沖溶液配制的步驟及方法。教學重點為具體應用緩沖公式計算緩沖溶液的pH值，緩沖溶液的概念及組成，緩沖機理以及配制緩沖溶液。教學難點為應用緩沖公式計算緩沖溶液的pH值及配制緩沖溶液。

通過以下幾個例題對緩沖溶液重點難點進行深入學習：

（1）已知氨的解離常數Kb為1.8×10-5，實驗室計劃配制pH為10.25的緩沖溶液，實驗室現有的試劑有氯化銨和氨水，現在計劃配制緩沖溶液總體積為1升，配制緩沖溶液消耗了10mol·L-1氨水500mL，那么還需要多少克氯化銨才能達到緩沖溶液的pH為10.25？

思路分析：已知了緩沖體系的共軛酸堿對是NH4Cl-NH3，現在由緩沖公式知道，只要換算出緩沖對中酸的物質的量濃度和堿的物質的量濃度，代入上述方程式進行求解即可。

解：假設需要加m克氯化銨才能達到緩沖溶液的pH為10.25

因為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

代入緩沖公式可得：

10.25=9.25+1g

m=26.75（g）

總結該問題，通過分析確定出共軛酸堿對的物質的量濃度是解決這類問題的關鍵，解決了緩沖對的共軛酸堿對的濃度后，代入Henderson-Hasselbalch方程式即可建立關系式，解出未知量。

（2）檸檬酸為三元酸，它的分子式為C6H8O7，其在實驗室中常被用于組織切片及細胞培養，實驗室現有檸檬酸和氫氧化鈉溶液，已知現有0.1mol·L-1氫氧化鈉溶液0.3L，現在計劃配制pH為6.40的緩沖溶液，請問需加入多少毫升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：首先應確定緩沖溶液的共軛酸堿對，根據配置緩沖液的原則，所選共軛酸堿對的酸的pKa應盡可能的接近欲配制緩沖溶液的pH，所以緩沖體系的共軛酸堿對形態為pKa3對應的共軛酸堿對C6H6O7-- C6H5O7-。現在已有的試劑是檸檬酸C6H8O7和NaOH，所以欲配制的緩沖溶液的共軛酸堿對需要由已知的檸檬酸C6H8O7和NaOH反應制取。首先一部分NaOH先與全部的C6H8O7完全反應生成C6H7O7-，然后剩余的一部分NaOH再與第一步生成的全部C6H7O7-反應生成C6H6O7-，最后剩余的全部氫氧化鈉和第二步部分生成的C6H6O7-反應，產生C6H5O7-，最終構成緩沖體系。根據各步反應的計量關系，確定出最后的共軛酸堿對的量，代入緩沖公式進行計算，即可求出未知量。

解：假設需要0.1mol·L-1的C6H8O7溶液體積為V

首先C6H8O7+NaOH？葑NaC6H7O7+H2O

第一步NaOH過量，C6H8O7反應完全，所以該步消耗NaOH的量為0.1V，生成C6H7O7-的量為0.1V

然后NaC6H7O7+NaOH？葑Na2C6H6O7+Na++H2O

第二步NaOH過量，NaC6H7O7反應完全，所以該步消耗NaOH的量為0.1V，生成Na2C6H6O7的量為0.1V

最后Na2C6H6O7+NaOH？葑Na3C6H5O7+Na++H2O

第三步Na2C6H6O7過量，NaOH反應完全，所以該步消耗NaOH的量為0.3×0.1-（0.1V+0.1V），生成Na3C6H5O7的量為0.3×0.1-（0.1V+0.1V），剩余Na2C6H6O7的量為0.1V- [0.3×0.1-（0.1V+0.1V）]代入緩沖公式得：

6.4=6.4+1g

解得V=0.12（L）

總結該問題，對于配置緩沖溶液時，采取多元酸與強堿反應，通過分步反應，得到欲配制緩沖溶液的共軛酸堿對，分析各步消耗酸和堿的關系確定出共軛酸堿對的物質的量濃度是解決這類問題的核心。

對于緩沖溶液不同情況的分析計算，首先確定緩沖溶液中共軛酸堿對的形態是解決運用緩沖公式計算的前提，接著確定共軛酸堿對的物質的量濃度是運用緩沖公式計算的核心，最后運用緩沖公式建立關系式是關鍵。

【參考文獻】

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