《基础化学》课程教学资源（教案讲义）缓冲溶液

缓冲溶液 许多化学反应，特别是生物体内的酶催化反应，往往必须在一定pH范围的溶液中进 行：一些药物制剂只有在一定pH值范围的水溶液中才不会水解失效：人体血液的pH值范 围为7.35~7.45，若如超出这个范围，就会出现不同程度的酸中毒或碱中毒症状，严重时可 危及生命。如何控制溶液的pH值，使溶液的pH值基本保持稳定，对医学和药学都有十分 重要的意义。 一、缓冲溶液的概念和组成 在1升纯水或NaCI溶液中加入10ml0.10 mol-L-'HCl,溶液的pH值就会由7下降至 4:加入10ml0.10 mol-L-NaOH,溶液的pH值就会由7升高至10。 但在1L各含有0.10 mol-L-HAc和0.10 mol-L-INaAc的混合溶液中，加入上述同样量 的HCI或NaOH时，则发现溶液的pH基本保持不变。 这种能够抵抗外加少量酸、碱或适当稀释而保持溶液pH值基本不变的作用称为缓冲 作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 缓冲溶液具有缓冲作用，其原因在于缓冲溶液中含有抗酸成分和抗碱成分，这两种物 质合称为缓冲系(buffer system)或缓冲对beffer pair)。一些常见的缓冲对列在下表中。 表常见的缓冲对 缓冲对 抗酸成分 抗碱成分 HAc-NaAc Ac- HAc H2CO:-NaHCO3 HCO3 H2CO3 H2CsH.O4-KHCsHO4 HCsH4O4 H2CsH4O Tris-HCl-Tris@ Tris Tris-H NH,Cl-NH3 NH, NH" CHNH*Ct-CHNH③ CH3NH2 CH3NH3* H:PO4-NaH2POa H2PO, H3PO4 NaH2PO4-NazHPO4 HPO2- NazHPO4-NasPO4 P04 注：①邻笨二甲酸邻苯二甲酸氢钾：②三（羟甲基）甲胺盐酸盐三（羟甲基）甲胺：③盐酸甲胺甲胺 较浓的强酸或强碱溶液，当加入少量强酸、强碱后，其pH也能基本保持不变，所以 也具有缓冲作用。但由于这类溶液的酸性或碱性太强，实际上很少当做缓冲溶液使用

缓冲溶液 许多化学反应，特别是生物体内的酶催化反应，往往必须在一定 pH 范围的溶液中进 行；一些药物制剂只有在一定 pH 值范围的水溶液中才不会水解失效；人体血液的 pH 值范 围为 7.35~7.45，若如超出这个范围，就会出现不同程度的酸中毒或碱中毒症状，严重时可 危及生命。如何控制溶液的 pH 值，使溶液的 pH 值基本保持稳定，对医学和药学都有十分 重要的意义。 一、缓冲溶液的概念和组成 在 1 升纯水或 NaCl 溶液中加入 10ml 0.10 mol·L-1HCl，溶液的 pH 值就会由 7 下降至 4；加入 10ml 0.10 mol·L-1NaOH，溶液的 pH 值就会由 7 升高至 10。 但在 1L 各含有 0.10mol·L-1HAc 和 0.10 mol·L-1NaAc 的混合溶液中，加入上述同样量 的 HCl 或 NaOH 时，则发现溶液的 pH 基本保持不变。 这种能够抵抗外加少量酸、碱或适当稀释而保持溶液 pH 值基本不变的作用称为缓冲 作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 缓冲溶液具有缓冲作用，其原因在于缓冲溶液中含有抗酸成分和抗碱成分，这两种物 质合称为缓冲系（buffer system）或缓冲对(beffer pair)。一些常见的缓冲对列在下表中。 表 常见的缓冲对 缓冲对 抗酸成分 抗碱成分 HAc-NaAc Ac– HAc H2CO3-NaHCO3 HCO3 – H2CO3 H2C8H4O4- KHC8H4O4 ① HC8H4O4 – H2C8H4O4 TrisHCl-Tris② Tris TrisH+ NH4Cl-NH3 NH3 NH4 + CH3NH3 +Cl- - CH3NH2 ③ CH3NH2 CH3NH3 + H3PO4-NaH2PO4 H2PO4 – H3PO4 NaH2PO4-Na2HPO4 HPO4 2– H2PO4 – Na2HPO4-Na3PO4 PO4 3– HPO4 2– 注：①邻苯二甲酸-邻苯二甲酸氢钾；②三(羟甲基)甲胺盐酸盐-三(羟甲基)甲胺；③盐酸甲胺-甲胺 较浓的强酸或强碱溶液，当加入少量强酸、强碱后，其 pH 也能基本保持不变，所以 也具有缓冲作用。但由于这类溶液的酸性或碱性太强，实际上很少当做缓冲溶液使用

二、缓冲溶液的作用原理 按照酸碱质子理论，缓冲溶液实质上是一个共轭酸碱体系，即由一种弱酸和对应的共 轭碱所组成的混合物。以HAc-NaAc缓冲溶液为例，HAc是弱酸，在溶液中的离解度很 小，主要以HAc分子形式存在，加入NaAc后，则产生同高子效应，当建立新的平衡时 HAc的浓度比原来还大。所以，在HAc-NaAc混合溶液中，存在着大量的HAc和Ac。 HAc H2OHO*Ac- 当加入少量强酸时（如HCI),则增加了溶液的H]。共轭碱Ac与增加的H广结合成 HAC,使平衡左移即向生成HAC分子的方向移动，直至建立新的平衡。因为加入H较 少，溶液中Ac浓度较大，所以加入的H绝大部分转变成弱酸HAc,因此溶液的pH值不 发生明显的降低。在这里，共轭碱Ac起了抗酸作用，是缓冲溶液的抗酸成分。 当加入少量强碱（如NaOH),则增加了溶液中OH的浓度。溶液中的P立即与加入 的OH结合成更难离解的HO,使HAC的离解平衡向右移动，即不断向生成f和AC的 方向移动，直至加入的OH绝大部分转变成H,O,建立新的平衡为止。因为加入的OH 少，溶液中抗碱成分即共轭酸HAc的浓度略有减小，溶液的pH值不发生明显升高。弱酸 HAc起了抗碱作用，是缓冲溶液的抗碱成分。 若加少量水稀释时，其中F]虽然降低了，但[A©]同时也降低了，由于同离子效应减 弱，促使HAc的离解增加，所产生的H可维持溶液的pH值不发生明显的变化。 总之，缓冲溶液因含有大量的抗酸成分和抗碱成分，通过质子传递反应，消耗外来少 量强酸和强碱，调节和保持溶液的pH值不发生显著的变化。 需要注意，缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的，如果向缓冲溶液中加入大量的强 酸、强碱或显著稀释，缓冲溶液中的共轭酸、共轭碱将被消耗尽，缓冲溶液将失去缓冲能 力。 三、缓冲溶液pH值的计算 弱酸(HA)及其共轭碱A)阻成的缓冲溶液中，HA和A之间的质子转移平衡为： HA +++A- K=[HO'IA] HA] HO1-K. [HA] 两边取负对数得：

二、缓冲溶液的作用原理 按照酸碱质子理论，缓冲溶液实质上是一个共轭酸碱体系，即由一种弱酸和对应的共 轭碱所组成的混合物。以 HAc–NaAc 缓冲溶液为例，HAc 是弱酸，在溶液中的离解度很 小，主要以 HAc 分子形式存在，加入 NaAc 后，则产生同离子效应，当建立新的平衡时， HAc 的浓度比原来还大。所以，在 HAc–NaAc 混合溶液中，存在着大量的 HAc 和 Ac。 HAc + H2O H3O+ + Ac– 当加入少量强酸时（如 HCl），则增加了溶液的[H+ ]。共轭碱 Ac–与增加的 H+结合成 HAc，使平衡左移即向生成 HAc 分子的方向移动，直至建立新的平衡。因为加入 H+较 少，溶液中 Ac-浓度较大，所以加入的 H+绝大部分转变成弱酸 HAc，因此溶液的 pH 值不 发生明显的降低。在这里，共轭碱 Ac–起了抗酸作用，是缓冲溶液的抗酸成分。 当加入少量强碱（如 NaOH），则增加了溶液中 OH的浓度。溶液中的 H+立即与加入 的 OH结合成更难离解的 H2O，使 HAc 的离解平衡向右移动，即不断向生成 H+和 Ac的 方向移动，直至加入的 OH绝大部分转变成 H2O，建立新的平衡为止。因为加入的 OH 少，溶液中抗碱成分即共轭酸 HAc 的浓度略有减小，溶液的 pH 值不发生明显升高。弱酸 HAc 起了抗碱作用，是缓冲溶液的抗碱成分。 若加少量水稀释时，其中[H+ ]虽然降低了，但[Ac ]同时也降低了，由于同离子效应减 弱，促使 HAc 的离解增加，所产生的 H+可维持溶液的 pH 值不发生明显的变化。 总之，缓冲溶液因含有大量的抗酸成分和抗碱成分，通过质子传递反应，消耗外来少 量强酸和强碱，调节和保持溶液的 pH 值不发生显著的变化。 需要注意，缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的，如果向缓冲溶液中加入大量的强 酸、强碱或显著稀释，缓冲溶液中的共轭酸、共轭碱将被消耗尽，缓冲溶液将失去缓冲能 力。 三、缓冲溶液 pH 值的计算 弱酸(HA)及其共轭碱(A )组成的缓冲溶液中，HA 和 A之间的质子转移平衡为： HA + H2O H3O+ +A– [HA] [H O ][A ] 3 a   K  [A ] [HA] [H O ] 3 a    K  两边取负对数得：

p=成+品成+ 计算缓冲溶液pH的亨德森.哈塞尔巴赫(Henderson-Hasselbalch)方程式，又称为缓冲 公式。 在缓冲溶液中，HA)和c(A都比较大，可近似地认为HA=cHA,A上c(A,上 式可得： pH-k+品 由于c-/,而溶液V相同时，所以，式(7-17)又可以表示为： 计算缓冲溶液pH值的近似公式。式中A2和A二均称为缓冲比。根据缓冲公式 c(HA)n(HA) 可知： ()缓冲溶液的pH主要取决于弱酸的pK,其次是缓冲比。 (2)对于由同一缓冲对组成的不同浓度的缓冲溶液，由于K相同，故缓冲溶液的pH 只取决于缓冲比。若缓冲比等于1，则pH=pK (B)当加入少量水稀释时，溶液中HA和A的浓度都有所降低，但比值不变，所以少量 的稀释，溶液的pH值基本不变。 【例】由0.08Omol-L-HAc溶液和0.20moL-NaAc溶液等体积混合而成1L缓冲溶液 (己知HAC的pK。-4.75)。求此缓冲溶液的pH值。并分别计算在此缓冲溶液中分别加入 0.010 mol HCI和0.010 mol NaOH后，此缓冲溶液pH的改变值。 解：(I)混合后HAc和Ac的浓度分别为： (HA)0040mol-L cAc)=020=0.10mol.L 代入式(7-17)得： pH475+e80-515 故此缓冲溶液的pH值5.15。 (2)加入0.010 molHCI后，外加H与Ac结合生成HAc,使HAc的量增加，Ac的 量减少。 cHAg-0040x1+0010=0.050mol-L 1

[ ] [ ] lg [HA] [A ] p H a lg a 弱酸 共轭碱      pK pK 计算缓冲溶液 pH 的亨德森-哈塞尔巴赫（Henderson-Hasselbalch）方程式，又称为缓冲 公式。 在缓冲溶液中，c(HA)和 c(A‾)都比较大，可近似地认为[HA]= c(HA)，[A‾]= c(A‾)，上 式可得： (HA) (A ) pH a lg c c pK    由于 c=n/V，而溶液 V 相同时，所以，式（7-17）又可以表示为： (HA) (A ) pH a lg n n pK    计算缓冲溶液 pH 值的近似公式。式中 (HA) (A ) c c  和 (HA) (A ) n n  均称为缓冲比。根据缓冲公式 可知： (1) 缓冲溶液的 pH 主要取决于弱酸的 pKa，其次是缓冲比。 (2) 对于由同一缓冲对组成的不同浓度的缓冲溶液，由于 Ka相同，故缓冲溶液的 pH 只取决于缓冲比。若缓冲比等于 1，则 pH = pKa。 (3)当加入少量水稀释时，溶液中 HA 和 A‾的浓度都有所降低，但比值不变，所以少量 的稀释，溶液的 pH 值基本不变。 【例】由 0.080mol·L-1HAc 溶液和 0.20mol·L-1NaAc 溶液等体积混合而成 1L 缓冲溶液 （已知 HAc 的 pKa=4.75）。求此缓冲溶液的 pH 值。并分别计算在此缓冲溶液中分别加入 0.010mol HCl 和 0.010mol NaOH 后，此缓冲溶液 pH 的改变值。 解：（1）混合后 HAc 和 Ac‾的浓度分别为： 1 0.040mol L 2 0.080 (HAc)  c    1 0.10mol L 2 0.20 (Ac )   c    代入式（7-17）得 ： 5.15 0.040 0.10 pH 4.75 lg  故此缓冲溶液的 pH 值 5.15。 （2）加入 0.010molHCl 后，外加 H+与 Ac–结合生成 HAc，使 HAc 的量增加，Ac–的 量减少。 1 0.050mol L 1 0.040 1 0.010 (HAc)      c 

qAcJ=010x1-0.010.009nal.Le pH=475+e090-501 0.050 故加酸后pH由5.15减少至5.01，下降了0.14个单位。 (3)加入O.O10 molNaOH后，外加OH与HAc反应生成Ac,使HAc的量减少， Ac的量增多。 cHAe=0040×1-0010=0030mol-L cAe)=010x01+0010=0.1mol:L 1 故加碱后pH由5.15增加至5.31，上升了0.16个单位。 由上例可知，在缓冲溶液中加入少量的强酸、强碱时，溶液的H值基本保持不变。 但是，如果继续加入强酸或强碱，缓冲溶液对酸碱的抵抗能力就会逐渐减弱，最终失去缓 冲能力。 一般而言，影响缓冲溶液能力的因素有两个：即总浓度(H]+[A门)和缓冲比。①当 缓冲比一定时，总浓度愈大，抗酸、抗碱成分愈多，缓冲能力也就愈强：总浓度愈小，缓 冲能力就愈弱：②当总浓度一定时，缓冲比愈接近1，缓冲能力就越强：缓冲比愈偏离1， 缓冲能力就越弱。 实验和计算表明，当缓冲溶液的总浓度一定，缓冲比大于101或小于110时，也就 是缓冲溶液的pH=pK+1或pHpK一1时，可认为缓冲溶液已基本丧失了缓冲能力。因 此，一般认为缓冲比在110-101范围内，缓冲溶液才能有效发挥缓冲作用。通常把缓冲 溶液的pH=pK士作为缓冲作用的有效区间，称为缓冲溶液的缓冲范围(buffer effective rage。不同缓冲系，因各种弱酸的pK不同，所以缓冲范围也各不相同。 四、缓冲溶液的选择和配制 在实际工作中，常常需要配制一定pH值的缓冲溶液，配制缓冲溶液时可按下列原则 及步骤进行： 1.选择合适的缓冲对 选择缓冲对时应考虑两个因素：一是使所选的缓冲对物质稳定，且不能与溶液中主要 物质发生作用，并考虑是否与主药发生配伍禁忌，缓冲对在贮存期内是否稳定，以及是否 有毒等。如硼酸盐缓冲液有一定的毒性，不能做口服和注射用药液的缓冲对物质。另一个

1 0.09mol L 1 0.10 1 0.010 Ac      c( )  - 5.01 0.050 0.090 pH 4.75 lg  故加酸后 pH 由 5.15 减少至 5.01，下降了 0.14 个单位。 （３）加入 0.010molNaOH 后，外加 OH–与 HAc 反应生成 Ac–，使 HAc 的量减少， Ac–的量增多。 1 0.030mol L 1 0.040 1 0.010 (HAc)      c  1 0.11mol L 1 0.10 0.1 0.010 Ac      c( )  - 5.31 0.030 0.11 pH 4.75 lg  故加碱后 pH 由 5.15 增加至 5.31，上升了 0.16 个单位。 由上例可知，在缓冲溶液中加入少量的强酸、强碱时，溶液的 pH 值基本保持不变。 但是，如果继续加入强酸或强碱，缓冲溶液对酸碱的抵抗能力就会逐渐减弱，最终失去缓 冲能力。 一般而言，影响缓冲溶液能力的因素有两个：即总浓度（[HA]+[A‾]）和缓冲比。①当 缓冲比一定时，总浓度愈大，抗酸、抗碱成分愈多，缓冲能力也就愈强；总浓度愈小，缓 冲能力就愈弱；②当总浓度一定时，缓冲比愈接近 1，缓冲能力就越强；缓冲比愈偏离 1， 缓冲能力就越弱。 实验和计算表明，当缓冲溶液的总浓度一定，缓冲比大于 10/1 或小于 1/10 时，也就 是缓冲溶液的 pH=pKa+1 或 pH=pKa–1 时，可认为缓冲溶液已基本丧失了缓冲能力。因 此，一般认为缓冲比在 1/10~10/1 范围内，缓冲溶液才能有效发挥缓冲作用。通常把缓冲 溶液的 pH＝pKa±1 作为缓冲作用的有效区间，称为缓冲溶液的缓冲范围(buffer effective range)。不同缓冲系，因各种弱酸的 pKa不同，所以缓冲范围也各不相同。 四、缓冲溶液的选择和配制 在实际工作中，常常需要配制一定 pH 值的缓冲溶液，配制缓冲溶液时可按下列原则 及步骤进行： 1．选择合适的缓冲对 选择缓冲对时应考虑两个因素：一是使所选的缓冲对物质稳定，且不能与溶液中主要 物质发生作用，并考虑是否与主药发生配伍禁忌，缓冲对在贮存期内是否稳定，以及是否 有毒等。如硼酸盐缓冲液有一定的毒性，不能做口服和注射用药液的缓冲对物质。另一个

因素是缓冲溶液的pH值应在缓冲对的缓冲范围内，即pH=pK士1，并且pK尽量接近所 需配制溶液的pH值，这样所配制的缓冲溶液才能够有较大的缓冲能力。 2.选择适当的总浓度 在实际工作中，总浓度一般可控制在0.05molL-~0.2molL之间。浓度太稀，缓冲 能力不够：浓度过高，则会引起渗透浓度过大和试剂的浪费。 3.计算所需抗酸成分和抗碱成分的量 当缓冲对及总浓度确定后，根据缓冲溶液pH值的计算公式算出所需抗酸成分和抗碱 成分的量，为了使缓冲溶液具有较大的缓冲能力，尽量使缓冲比接近于1。实际工作中， 配制缓冲溶液常使用相同浓度的共钯酸、共钯碱溶液，只需取不同体积混合即可。 4.校正 按以上方法配制的缓冲溶液，其实际pH值与计算值会有差异，需要用精密pH试纸或 pH计对配制的缓冲溶液进行校正。 【例】如何用浓度均为0.10molL的共钯酸和共钯碱配制100mlpH值为5.00的缓 冲溶液。 解：选择缓冲对： 因要求缓冲溶液的plH=5.0O,而HAc的pK=475,可选择HAc-Ac缓冲对. 计算共钯酸和共轭碱的体积： 设需HAc溶液Ac)ml,则NaAc溶液为IO0-(HAc)]ml。.因两溶液浓度相等， 则： pH-pk.(Ac) (HAc) 500=475+1g100-HAg V(HAc) V(HAc)=36 (ml) NaAc=100-36=64(ml) 故将64ml0.10mol-L NaAc与36ml0.1mo-LHAc混合，就可配100mlpH=5.00的缓 冲溶液 五、缓冲溶液在医药学上的应用 (一)人体血液中的缓冲系 正常人血液的pH值之所以能维持在7.35~7.45之间，主要是由于血液中存在的多种缓 冲对协调发挥作用，维持机体酸碱平衡。血液中存在的缓冲对主要有： 血浆缓冲系统：H,CO-NaHCO、H-蛋白质-Na-蛋白质、NaH2PO4-Na.HPO4

因素是缓冲溶液的 pH 值应在缓冲对的缓冲范围内，即 pH = pKa± 1，并且 pKa尽量接近所 需配制溶液的 pH 值，这样所配制的缓冲溶液才能够有较大的缓冲能力。 2．选择适当的总浓度 在实际工作中，总浓度一般可控制在 0.05 mol·L-1～0.2 mol·L-1 之间。浓度太稀，缓冲 能力不够；浓度过高，则会引起渗透浓度过大和试剂的浪费。 3．计算所需抗酸成分和抗碱成分的量 当缓冲对及总浓度确定后，根据缓冲溶液 pH 值的计算公式算出所需抗酸成分和抗碱 成分的量，为了使缓冲溶液具有较大的缓冲能力，尽量使缓冲比接近于 1。实际工作中， 配制缓冲溶液常使用相同浓度的共轭酸、共轭碱溶液，只需取不同体积混合即可。 4．校正 按以上方法配制的缓冲溶液，其实际 pH 值与计算值会有差异，需要用精密 pH 试纸或 pH 计对配制的缓冲溶液进行校正。 【例】 如何用浓度均为 0.10 mol·L-1 的共轭酸和共轭碱配制 100ml pH 值为 5.00 的缓 冲溶液。 解：选择缓冲对： 因要求缓冲溶液的 pH=5.00，而 HAc 的 pKa=4.75，可选择 HAc-Ac–缓冲对。 计算共轭酸和共轭碱的体积： 设需 HAc 溶液 V(HAc)ml，则 NaAc 溶液为[100 –V(HAc)] ml。因两溶液浓度相等， 则： (HAc) (Ac ) pH lg V V pKa    (HAc) 100 (HAc) 5.00 4.75 lg V V   V(HAc)=36（ml） V(NaAc)=100 –36=64（ml） 故将 64ml 0.10 mol·L-1 NaAc 与 36ml 0.1 mol·L-1HAc 混合，就可配 100ml pH=5.00 的缓 冲溶液 五、缓冲溶液在医药学上的应用 （一）人体血液中的缓冲系 正常人血液的 pH 值之所以能维持在 7.35~7.45 之间，主要是由于血液中存在的多种缓 冲对协调发挥作用，维持机体酸碱平衡。血液中存在的缓冲对主要有： 血浆缓冲系统： H2CO3-NaHCO3、H-蛋白质-Na-蛋白质、NaH2PO4-Na2HPO4

红细胞缓冲系统：NaH2PO4-Na2HPO4、HCO3-KHCO3、H2bO2-KHbO2。 在这些缓冲对中，HzCO,-NaHCO3缓冲对在血液中的浓度最高，缓冲能力最大，是最 主要的缓冲对，其缓冲机制与肺的呼吸功能及肾的排泄和重吸收功能密切相关。正常人体 代谢产生的CO2进入血液后与水结合成HCO3,HCO3与血浆中的HCO组成共轭酸碱 对，建立如下电离平衡： CO2 +H2O=H2CO3=H++HCO3- 在正常人血液中，HCO3和HC03的浓度分别为0.024molL1和0.0012molL。 H2C03-NaHCO3缓冲对的缓冲比为20：1，己远超出体外缓冲溶液的有效缓冲范围10：1，但 人体是一个“散开体系”，当人体各组织、细胞代谢不断产生的酸性物质进入血浆时，其抗 酸成分HCO3就会与H结合，使平衡向左移动，H被消耗，产生的CO2由肺呼出，消耗 的HCO3可通过肾脏减少对其排泄而使之得到补偿，以此使H浓度的基本恒定：同理，当 体内碱性物质增多并进入血浆时，OH与平衡中的H结合，使平衡向右移动，HCO3浓度 降低，而HCO浓度增大，此时则由肺部控制对CO2的呼出，以及由肾脏加速对HCO;的 排泄，来维持缓冲比为201，保持血浆的pH值恒定。 (二)缓冲溶液在制药中的应用 在药物生产中，药物的疗效、稳定性、溶解性以及对人体的刺激性均必须全面考虑。 因此，常根据人体的生理条件、药物的稳定性和溶解性等因素，选择合适的缓冲物质稳定 其pH值。 如葡萄糖和安乃近等注射液，其pH值在灭菌后发生改变，影响这些药物的稳定性和 药效。通常采用盐酸、酒石酸、NaH2PO4-N2HPO4、枸橘酸-枸橘酸钠等物质的稀溶液进行 调节，从而使这些注射液的pH值在加热灭菌过程中保持相对稳定。如维生素C水溶液 (5 ng.ml-1)pH=3.0,若直接用于局部注射会产生难受的刺痛，常用NaHCO3调节其pH值 在5.5~6.0之间，就可以减轻注射时的刺痛，并能增加其稳定性。抗生素注射液在pH>8 或pH<4的条件下稳定性较差，在不同pH时分解速度也不同。所以在配制抗生素的注射剂 时，常加入适量的维生素C与甘氨酸钠作为缓冲剂以减少机体的刺激，而且有利于药物吸 收。可见理解缓冲溶液的基本原理，掌握缓冲溶液的配制方法是十分必要的

红细胞缓冲系统： NaH2PO4-Na2HPO4、H2CO3-KHCO3、H2bO2-KHbO2。 在这些缓冲对中，H2CO3-NaHCO3 缓冲对在血液中的浓度最高，缓冲能力最大，是最 主要的缓冲对，其缓冲机制与肺的呼吸功能及肾的排泄和重吸收功能密切相关。正常人体 代谢产生的 CO2进入血液后与水结合成 H2CO3，H2CO3 与血浆中的 HCO3 -组成共轭酸碱 对，建立如下电离平衡： CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3 – 在正常人血液中，HCO3 –和 H2CO3的浓度分别为 0.024 mol·L-1 和 0.0012 mol·L-1。 H2CO3-NaHCO3缓冲对的缓冲比为 20:1，已远超出体外缓冲溶液的有效缓冲范围 10:1，但 人体是一个“敞开体系”，当人体各组织、细胞代谢不断产生的酸性物质进入血浆时，其抗 酸成分 HCO3 –就会与 H+结合，使平衡向左移动，H+被消耗，产生的 CO2由肺呼出，消耗 的 HCO3 –可通过肾脏减少对其排泄而使之得到补偿，以此使 H+浓度的基本恒定；同理，当 体内碱性物质增多并进入血浆时，OH–与平衡中的 H+结合，使平衡向右移动，H2CO3 浓度 降低，而 HCO3 –浓度增大，此时则由肺部控制对 CO2 的呼出，以及由肾脏加速对 HCO3 –的 排泄，来维持缓冲比为 20/1，保持血浆的 pH 值恒定。 （二）缓冲溶液在制药中的应用 在药物生产中，药物的疗效、稳定性、溶解性以及对人体的刺激性均必须全面考虑。 因此，常根据人体的生理条件、药物的稳定性和溶解性等因素，选择合适的缓冲物质稳定 其 pH 值。 如葡萄糖和安乃近等注射液，其 pH 值在灭菌后发生改变，影响这些药物的稳定性和 药效。通常采用盐酸、酒石酸、NaH2PO4-Na2HPO4、枸橘酸-枸橘酸钠等物质的稀溶液进行 调节，从而使这些注射液的 pH 值在加热灭菌过程中保持相对稳定。如维生素 C 水溶液 （5mg·ml-1）pH=3.0，若直接用于局部注射会产生难受的刺痛，常用 NaHCO3 调节其 pH 值 在 5.5～6.0 之间，就可以减轻注射时的刺痛，并能增加其稳定性。抗生素注射液在 pH>8 或 pH<4 的条件下稳定性较差，在不同 pH 时分解速度也不同。所以在配制抗生素的注射剂 时，常加入适量的维生素 C 与甘氨酸钠作为缓冲剂以减少机体的刺激，而且有利于药物吸 收。可见理解缓冲溶液的基本原理，掌握缓冲溶液的配制方法是十分必要的