配套课件-医用基础化学

1、绪论 第二节 溶液的组成标度 一、物质的量浓度 表示溶液的浓或稀； 在一定量溶液或溶剂中所含溶质量多少的物理量。二、质量浓度三、质量摩尔浓度五、质量分数六、体积分数四、物质的量分数溶液的组成标度：一、物质的量浓度（简称为“浓度”）（amount-of-substance concentration） 1. 定义：单位体积溶液中所含的溶质的物质的量， 符号为cB或 c(B)。 2. 表达式： defnBcBV 3. 单位：moldm-3 或molL-1，mmolL-1及molL-1 关系：1 molL-1 =1103 mmolL-1 =1106 molL-1 = 1109 nmolL-14. 在

2、使用物质的量浓度时需指明基本单元。 nB = mB/ MB例: 20g NaOH 加水配成一升基 本 单 元 特点: 可以实际存在，也可不存在。如 H2SO4， 1/2H2SO4 ，2 H2SO4 是不同的基本单元。 一种溶液的浓度用不同的基本单元表示， 其值不同。如 c(H2SO4)=1.0 molL-1， 定义：原子、分子、离子以及其他粒子的特定 组合体（分数或倍数）。则 c(1/2H2SO4)=2.0 molL-1，c(2H2SO4)=0.5 molL-1。二、质量浓度 (mass concentration) 1. 定义：溶质B的质量除以溶液的体积，符号为B 。 2. 表达式：3. 单

3、位：kgL-1，常用gL-1，也可用mgL-1，gL-1等。 4. cB MB = B mol L-1 gmol -1 = gL-1 质量浓度多用于溶质为固体的溶液， 如生理盐水为9 gL-1的NaCl溶液。defmBBV 三、质量摩尔浓度（molality） 1. 定义：溶质B的物质的量除以溶剂的质量，符号为bB。 2. 表达式：3. 单位：molkg-1 (mA为溶剂A的质量，kg ) defnBbBmA 4. 稀的水溶液：数值上 cB bB四、物质的量分数（amount-of-substance fraction ） 摩尔分数 （mole fraction）3. 单位：1(one) 设溶

4、液由溶质B和溶剂A组成，则 2. 表达式： xB nB / i nidefxA=nA/( nA+ nB) xA+ xB=1 xB=nB /( nA+ nB) 总和之比，符号为xB。1. 定义：溶质B的物质的量与溶液中各组分的物质的量定义：溶质B的质量与溶液质量之比，符号为B。 单位：1(one) ppm（10-6） ppb（10-9） ppt（10-12） 例 100 g NaCl溶液中含NaCl 10 g，可表示为 2. 表达式：defmBBm NaCl = 0.1= 10%4. 换算 cB = d B/ MB或 B = d B五、质量分数（mass fraction） 六、体积分数（vol

5、ume fraction） 1. 定义：在一定的温度和压力下，溶质B的体积除以溶3. 单位：1(one) 例：医用的消毒酒精(C2H5OH) =75%，液中各组分的体积(混合前)之和，符号为 B。 2. 表达式：表示该溶液是纯乙醇75ml加25ml水比例配制而成，也可近似认为是100ml溶液中含有乙醇75ml。defVB BV 例 1 正常人血浆中每100ml含Na+ 326mg、Ca2+10mg，它们的物质的量浓度各为多少？ c(Ca2+) = = 2.5 (mmol L-1)1040 0.1 解 c(Na+) = = 0. 142 molL-1 326 10-3g23gmol-10.1L例

6、2 将22.4 g MgCl2溶于200ml水（d=1.00 kg L-1 ） 中，计算所 得溶液（d=1.089 kg L-1 ）的 c( MgCl2 )、 ( MgCl2 )、 b( MgCl2 ) 、 x ( MgCl2 )及 ( MgCl2 )。例2 将22.4 g MgCl2溶于200ml水（d=1.00 kg L-1 ）中，计算所 得溶液（d=1.089 kg L-1 ）的c( MgCl2 )、 ( MgCl2 )、 b( MgCl2 ) 、x ( MgCl2 )及 ( MgCl2 )。解n( MgCl2 ) = = = 0.235(mol)m( MgCl2 )M( MgCl2 )

7、22.495.2n( H2O ) = = = 11.1(mol)m(H2O )M(H2O )0.20 100018.0V(溶液) = = = 0.204 (L) md200+22.41.089 1000则n( MgCl2 )V(溶液)0.2350.204c( MgCl2 ) = = = 1.15(mol L-1 )x( MgCl2 ) = = = 0.0207n( MgCl2 )n( MgCl2 )+ n( H2O ) 0.2350.235+11.1b( MgCl2 ) = = = 1.18(mol kg-1 )n( MgCl2 )m(H2O )0.2350.200 1.00 ( MgCl2

8、) = = =109.8 (g L-1 ) mBV22.40.204( MgCl2 ) = = 0.10122.4200+22.4例 已知 MgCl2溶液（d=1.089 kg L-1 ） ， ( MgCl2 )=0.101，M( MgCl2 )=95.22 g mol-1，计算溶液的c( MgCl2 ) 。解：n( MgCl2 ) =m( MgCl2 )M( MgCl2 )V(溶液) = mdn( MgCl2 )V(溶液)c( MgCl2 ) =c( MgCl2 ) = m( MgCl2 )M( MgCl2 )d mc( MgCl2 ) =1.0891000 0.10195.22= 1.15

9、(mol L-1 )d( MgCl2 )M( MgCl2 )= 标准平衡常数(standard equilibrium constant) ,K 对于任一可逆反应 a A + b B d D+ e E 达到平衡时, ( D/c)d ( E/c)e( A/c)a ( B/c)bK = 对气体反应 (pD/p)d (pE/p)e(pA/p)a (pB/p)bK = 1、c = 1 molL-1，p = 100 kPa，K 是单位为1的量。 说明：第三节 标准平衡常数的表达式 D相对平衡浓度（表示与热力学标准状态的比值）2. K 与温度有关，与浓度或分压无关。 D/c平衡浓度二、标准平衡常数 说明：

10、4. 为方便起见，用K代替K ，同时在式中不写出c（p）。( D)d ( E)e( A)a ( B)bK = ( pD )d ( pE)e( pA )a ( pB)bK = 5. K 的数值与反应方程式的写法有关。3. K 值越大，化学反应向右进行得越彻底。因此K是一定温度下，化学反应可能进行的最大限度的量度。( D/c)d ( E/c)e( A/c)a ( B/c)bK = 例：写出下列反应的标准平衡常数：（1）HAc（aq）+H2O（l） Ac-（aq）+H3O+（aq）（2）AgCl（s） Ag+（aq）+Cl-（aq）解： （1）H3O+ Ac- HAcKa = （2） Ksp=Ag+

11、 Cl- 标准平衡常数的书写纯固体或纯液体、溶剂不写入方程式（因为其浓度与标准态的比值为1）第一章 稀溶液的依数性Colligative properties of dilute solution第一章 稀溶液的依数性蒸气压下降 (vapor pressure lowering) 沸点升高 (boiling point elevation) 凝固点降低 (freezing point depression) 渗透压 (osmotic pressure) 稀溶液的这类只与溶质、溶剂微粒数的比值有关，而与溶质的本性无关的性质，称为稀溶液（bB0.2 molkg 1）的依数性。第一节 溶液的蒸气压下

12、降一、蒸气压 p（vapour pressure ） 1. 水（l）水（g）蒸发凝结 在一定温度下，当v蒸发= v凝结时，气液相达到平衡，这种与液相处于动态平衡的气体叫做饱和蒸气，产生的压力称为该温度下的饱和蒸气压。简称蒸气压。符号为p ，单位为Pa（帕）或 kPa（千帕）。 （与气液相数量无关）2. 影响蒸气压p的因素 液体的本性（同温下不同的物质有不同的p ）； p随温度升高而增大； 固体具有一定的p ； 易挥发物质： p大难挥发物质：p 小 。二、溶液的蒸气压下降（p）1. 原因：加入一种难挥发性溶质2. 拉乌尔定律：溶液的蒸气压： p = p* xA （p * 为纯溶剂的蒸气压）p =

13、 p* - p = p* - p* xA（一种溶质） = p* xB2. 拉乌尔定律内容：温度一定时，难挥发性非电解质稀溶液的蒸气压下降p与溶质的质量摩尔浓度bB成正比。 表达式：p = K bB = K nB / mA(溶剂)表明：蒸气压下降只与一定量溶剂中所含的溶质的微粒数有关，而与溶质的种类无关。K = p* MA第二节 溶液的沸点升高和凝固点降低 一、溶液的沸点升高（boiling point elevation）1.沸点Tb：p液=p外时的温度（沸腾）。 液体的正常沸点是指外压为101.3kPa时的沸点。没有专门注明压力条件的沸点通常都是指正常沸点。 2. 溶液的沸点升高原因 原因：

14、p溶液 p溶剂 Tb = Tb - Tb* 101.3P (kPa)373 (Tb*) T (K)纯水水溶液TbTb3. 溶液的沸点升高值的计算公式 Tb = Tb - Tb* = Kb bBKb为溶剂的质量摩尔沸点升高常数表明：难挥发性的非电解质稀溶液的沸点升高与溶质的本性无关。 2. 溶液的凝固点降低原因水冰溶液AB0.61273 (Tf *) A ：冰-水共存TfP (kPa)T (K)B ：冰-溶液共存 Tf 原因：p溶液 p溶剂 Tf = Tf * - Tf1.凝固点 Tf： p液=p固时的温度。 二、溶液的凝固点Tf降低（freezing point lowing）3. 溶液的凝固

15、点降低值的计算公式 Tf = Tf * - Tf = Kf bBKf为溶剂的质量摩尔凝固点降低常数水的Kf为1.86Kkgmol-1， Kb为0.512Kkgmol-1应用一：测定溶质的相对分子质量 例 取0.749g谷氨酸溶于50.0g水中，测得凝固点为-0.188，试求谷氨酸的摩尔质量。 解： Tf = Kf bB= Kf =nBmAKf mBmA MB则MB= = =148(g mol -1)Kf mBmA Tf 1.86 0.749 0.050 0.188 测定溶质的相对分子质量说明：利用溶液的沸点升高和凝固点降低都可以测定溶质的相对分子质量，但是在医学和生物科学实验中凝固点降低法的应

16、用更为广泛。Tb法会因温度高而引起溶剂挥发，使溶液变浓而引起误差 ； 大多数溶剂的Kf值Kb值，因此同一溶液的 TfTb，因而灵敏度高、实验误差小； 某些生物样品不耐高温，在沸点易变性或破坏。 应用二：制作防冻剂和冷却剂 盐和冰的混合物可用作冷却剂。冰的表面总附有少量水，当撒上盐后，盐溶解在水中成溶液，此时溶液的蒸气压下降，当它低于冰的蒸气压时，冰就会融化。冰融化时将吸收大量的热，于是冰盐混合物的温度就会降低。 采用NaCl和冰，温度可降到-22，用CaCl22H2O和冰，可降到-55。在水产事业和食品贮藏及运输中，广泛使用食盐和冰混合而成的冷却剂。 水中加入乙二醇可使水的凝固点降低，从而达到

17、抗冻的目的。第三节：溶液的渗透压力一、渗透现象和渗透压力二、溶液的渗透压力与浓度及温度的关系 三、渗透压力在医学上的意义 一、渗透现象和渗透压力 渗透现象渗透现象:溶剂透过半透膜进入溶液的自发过程。结果：溶液一侧的液面升高。原因：单位时间内由纯溶剂进入溶液中的溶剂分子数要比由溶液进入纯溶剂的多。理想半透膜：只允许溶剂(水)分子通过不允许溶质(蔗糖)分子透过的薄膜。 当液面不再变化，就达到了渗透平衡。渗透方向1. 溶剂分子从纯溶剂一方往溶液一方渗透；2. 溶剂分子从稀溶液一方往浓溶液一方渗透。产生渗透现象必须具备的两个条件一是有半透膜的存在；二是半透膜两侧单位体积内溶剂分子数不相等。（存在渗透浓

18、度差）渗透压力(osmotic pressure)定义 为维持只允许溶剂通过的膜所隔开的溶液与溶剂之间的渗透平衡而需要的超额压力。符号 单位 Pa 或 kPa二、溶液的渗透压力与浓度及温度的关系1. 范托霍夫（Vant Hoff）定律：单位：R=8.314 JK-1mol-1( 或 kPa L K-1mol-1 )V = nBRT = cBRT稀溶液 (cBbB) bB RT表明: 非电解质稀溶液的大小仅与单位体积溶液中溶质质点数的多少有关，而与溶质的本性无关。cB (mol L-1 )则 (kPa)T (K ) = 273+t同温同浓度的蔗糖溶液与葡萄糖溶液的渗透压相等渗透压力的计算 c(C

19、12H22O11) = = = 0.117 (molL-1) = cB RT = 0.117 8.314 310 =302( kPa) nV2.00342 0.050例 将2.00g蔗糖（C12H22O11）溶于水，配成50.0ml溶液，求溶液在37时的渗透压。解 C12H22O11的摩尔质量为342 gmol-1渗透压力的间接测定 例 测得泪水的凝固点为-0.52，求泪水在体温37时的渗透压力。 Tf = Kf bB = bB RT = Tf RTKf0.528.314(273+37)1.86=解bB =Tf / Kf= 721 ( kPa)渗透压力法测定相对分子质量例 将1.00 g牛血红

20、蛋白溶于适量纯水中，配置成100 ml溶液，在20时测得溶液的渗透压力为0.366 kPa,求血红素的相对分子质量。 V = n RT = mB RTMB解【归纳】牛血红蛋白的浓度仅为1.5010-4 molL-1，凝固点下降仅为2.7910-4，故很难测定。但此溶液的渗透压力相当于37.3 mmH2O柱，因此完全可以准确测定。因此，渗透压力法是测定蛋白质等高分子化合物的相对分子质量的最好方法。 = = 6.66104(g mol -1)1.00 8.314(273+20)0.3660.100MB =mB RT V 总结：非电解质溶液Tf = Kf bBTb = Kb bB = cBRT bB

21、RT三、渗透压力在医学上的意义1.电解质溶液的依数性 弱电解质的依数性计算可近似等同于非电解质。Tb =i Kb bB Tf = i Kf bB = icBRT i bBRT校正因子i ：一“分子”电解质解离出的粒子个数。 A-B2或A2-B型强电解质如(MgCl2、Na2SO4等)，i=3 A-B型强电解质(如KCl、CaSO4、NaHCO3等)，i= 2混合溶液依数性的计算思考：一溶液含0.01molL-1蔗糖、 0.02molL-1葡萄糖和0.01molL-1MgCl2，如何求溶液的依数性（如Tf或在37时的渗透压）。三、渗透压力在医学上的意义 2.渗透浓度(osmolarity)溶液中

22、产生渗透效应的溶质粒子（分子、离子）统称为渗透活性物质。单位 mmolL-1定义 渗透活性物质的物质的量除以溶液的体积。符号 cos粒子总浓度 =cosRT 可用渗透浓度衡量渗透压 含0.01molL-1MgCl2 ,0.02molL-1NaCl ,0.01molL-1 C6H12O6的溶液的Cos?80mmolL-1例 计算医院补液用的50.0 gL-1葡萄糖溶液（C6H12O6）和生理盐水的渗透浓度。 解 C6H12O6是非电解质，NaCl是i = 2的强电解质 C6H12O6 和NaCl的摩尔质量分别为180 和58.5 (gmol-1) C6H12O6：cos= =278 mmolL-

23、150.0 1000180NaCl ：cos= 2=308 mmolL-19 100058.53.等渗、高渗和低渗溶液（1） 正常人血浆的渗透浓度为303.7 mmolL-1 常用的等渗溶液有生理盐水、50.0 gL-1葡萄糖溶液、12.5 gL-1的NaHCO3 溶液。（2）临床上规定: 等渗溶液:cos在280-320 mmolL-1的溶液; 高渗溶液:cos320 mmolL-1的溶液； 低渗溶液:cos280 mmolL-1的溶液 等渗、高渗和低渗溶液在医学上的应用 a. 等渗溶液 (生理盐水): “维持原状 ”b. 高渗溶液( 15 gL-1NaCl ) :c. 低渗溶液( 4 gL

24、-1NaCl ):“皱缩”“溶血”基本原则:大量补液时应用等渗溶液。4.晶体渗透压和胶体渗透压血浆渗透压晶体渗透压:胶体渗透压:维持细胞内外水的相对平衡维持血容量和毛细血管内外水的相对平衡(血浆蛋白质所产生)(NaCl 、NaHCO3 、葡萄糖、尿素等晶体物质所产生)(占总压的99.5%)(占总压的0.5%)习题11.相同浓度的葡萄糖和NaCl溶液的也相同。 （ ） 3.血红细胞置于下列溶液中将会引起何种现象？ A、29g/LNaCl溶液 B、5g/L葡萄糖溶液 C、生理盐水和等体积的水的混合液 D、生理盐水和50g/L葡萄糖溶液等体积的混合液2. 若两种溶液的渗透压相等，其物质的量的浓度 也

25、相等。 （ ）(皱缩)(溶血)(溶血)(维持原状)习题24.下列各对溶液中，中间用半透膜隔开，有较多水分子自左向右渗透的是 A、 0.1molL-1 NaCl 0.1molL-1 葡萄糖 B、 0.1molL-1 NaCl 0.1molL-1 BaCl2 C、 0.1molL-1 葡萄糖 0.1molL-1 蔗糖 D、 0.1molL-1 CaCl2 0.1molL-1 Na2SO4第二章 电解质溶液电解质溶液Electrolytic Solution第一节 强电解质溶液理论第二节 酸碱质子理论第三节 酸碱溶液pH的计算Electrolytic Solution第二章 电解质溶液第一节 强电解

26、质溶液理论解离度(degree of dissociation)：电解质的解离程度。电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。强电解质：在水溶液中能完全解离成离子的化合物。弱电解质：在水溶液中部分解离成离子的化合物。如HCl、NaOH如HAc、NH3 5% 按定义，强电解质： =100% 几种强电解质的解离度(0.10molL-1, 298K)电解质 KCl HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2 ZnSO4 (%) 86 92 92 61 91 81 40100% 第一节 强电解质溶液理论表观解离度 1. 强电解质在水中完全解离；-+-+-一、离子相互作用理论ion in

27、teraction theory：2. 离子间通过静电力相互作用； 3. 离子氛和离子对限制了离子的运动。 离子氛(ion atmosphere): 某一离子相反电荷的离子包围形成。离子对：正、负离子部分缔合形成。 由于离子氛（对）的存在，使得每个离子不能完全发挥其作为独立的自由离子的作用，好像是自由运动的离子数减少一样。(似乎浓度降低了) 100%一、离子相互作用理论 强电解质溶液的浓度越大，离子价数越高,离子氛作用越强，解离度下降得越显著。 由于离子相互作用,离子表现出来的浓度(有效浓度)比理论浓度小。物质实际表现出的有效浓度称为活度。二、离子的活度和活度因子 1. 活度a (activi

28、ty)：2. 活度因子：溶液极稀： 1， 1； 溶液中的中性分子： =1有效浓度。cB 理论浓度B 活度因子c 标准态的浓度(1 molL-1) 离子间相互牵制作用越大， 越小，一般 1。对于溶液,反映了离子间相互牵制作用的大小。 液态、固态及稀水溶液中的水: a = 1单位为1(one) aB = BcB/c 对于溶液三、离子强度和活度因子离子强度 I (ionic strength) bi：离子的质量摩尔浓度;I (b1Z12 + b2Z22 + + biZi2 )=Zi：离子的电荷数单位：mol kg-1 A为常数, 298K时为0.509I（相关计算不作要求）复习：酸碱电离理论(阿累尼

29、乌斯酸碱理论）酸(acid) ：在水中解离出的阳离子全是H+的物质。局限性： Na2CO3有弱碱性第二节 酸碱质子理论碱(base) ：在水中解离出的阴离子全是OH-的物质。 酸碱反应的实质是：H+ OH H2O不适用于非水体系或无溶剂体系NH3(g)+HCl(g)NH4Cl(s)(proton theory of acid and base)酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体 。如：酸（一）酸碱的定义 HAc H+ + Ac- NH4+ H+ + NH3 H2CO3 H+ + HCO3-HCO3- H+ + CO32-碱：凡能接受质子（H+）的物质；质子的接受体 。H3O + H+

30、 + H2OH2O H+ + OH- 碱质子 +酸碱半反应 HCl H+ + Cl- 两性物质HCO3- , H2O1.酸和碱可以是分子，也可以是阳、阴离子。 一、质子理论的酸碱定义特点：2. 既是酸又是碱（两性物质）如 HCO3-, H2O。3. 没有“盐”的概念。如NaCl中Cl 为碱；NH4Ac为两性物质 例：下列各组属于共轭酸碱对的是 A. H3PO4 H2PO4- B. H2CO3 CO32- C. H3O+ OH- D. H2PO4- HPO42- E. H2PO4- PO43- F. HAc Ac- 共轭酸碱对H+ + B-HBHB B-（一）酸碱的定义 酸 碱质子 +(conj

31、ugate acid-base pair)相差一个质子练习：1. 指出下列物质何者为酸，何者为碱？H2O、H3O+、 NH3、 H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、 CO32-、OH-只能为酸：H3O+、 H2CO3、NH4+、H2S、只能为碱： NH3、 CO32- 、OH-两性物质： H2O 、 H2PO4- 、 HS- 实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。 HAc + NH3 NH4 + + Ac -H +H +H +（二）酸碱反应的实质反应方向：较强酸1+较强碱2生成较弱酸2+较弱碱1。 酸1碱2酸2碱1（二） 酸碱反应的实质中和水解 H3O+ + OH- H2O

32、+ H2O H2O + Ac-HAc + OH-解离 HCl + H2OH3O+ + Cl- HAc + H2OH3O+ + Ac-NH3 + H2O NH4+ + OH-HCl(g)+ NH3(g)苯NH4Cl(s)H +（三） 酸碱相对强度酸给出质子能力越强，酸性越强，其共轭碱的碱性越弱；碱接受质子能力越强，碱性越强，其共轭酸的酸性越弱；HCl-强酸1. 与酸碱本性有关Cl-较弱的碱HAc-弱酸Ac-较强的碱酸性HCl HAc碱性C1- Ac-在水中HNO3 + HAc H2Ac+ + NO3-2.与溶剂的性质有关 （四） 酸碱的相对强度HAc在水中为弱酸，在液氨中为强酸解释：接受质子的能

33、力 水HClHNO3， 称为冰醋酸的区分效应（一）水的质子自递平衡H+H2O + H2O H3O+ + OH-二、水溶液中的质子传递平衡K H2O2 = H3O+ OH- = KwKw：水的质子自递平衡常数水的离子积(ion product of water) =1.010-14 （298K）Kw 的意义：水的解离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。水的离子积常数与温度的关系T/KKw2731.510-153235.510-143737.410-13298K，任何物质的稀水溶液：H+OH-= Kw =1.010-14HB + H2O H3O+ + B-酸常数1.一元弱酸（二）酸碱的质子传递平衡平

34、衡时 Ka： 弱酸的质子传递平衡常数酸的解离常数(dissociation constant of acid)B- + H2OHB + OH-碱常数2.一元弱碱（二）酸碱的质子传递平衡平衡时 Kb： 弱碱的质子传递平衡常数碱的解离常数(dissociation constant of base)关于Ka 和 Kb Ka值越大，弱酸的强度越大Kb值越大， 弱碱的强度越大。 Ka表示酸在水中释放H+的能力的大小。 Kb表示碱在水中接受H+的能力的大小。（1）含义（2）数值只与温度有关，与弱酸、弱碱的浓度无关。（3）数值小，可用pKa = -lgKa， pKb = -lgKb表示。分步进行3.多元弱

35、酸碱H2PO4-+H3O+ H3PO4+H2OKa1Kb1HPO42-+H3O+ H2PO4-+H2OKa2PO43-+H3O+ HPO42-+H2OKa3Kb2Kb3（二）酸碱的质子传递平衡Ka1 Ka2 Ka3Kb1 Kb2 Kb3（三）共轭酸碱对的Ka 和 Kb 的关系HB + H2O H3O+ + B-B- + H2O HB + OH-Ka Kb=H+OH-=Kw= 1.0 10-14 已知其中一个，可求另一个例1：已知HAc的Ka=1.7610-5，求Ac-的KbKa Kb=Kw= 1.0 10-14pKa + pKb = 14例2：已知H3PO4的Ka1、Ka2、Ka3，求HPO4

36、2- 的碱常数（三）共轭酸碱对的Ka 和 Kb 的关系酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。 Ka与Kb成反比。Ka Kb=Kw= 1.0 10-14Ka 1.7410-5 5.5910-10HAc NH4+酸的强度 大 小 Ac- NH3碱的强度 小 大（三）共轭酸碱对的Ka 和 Kb 的关系HB + H2O H3O+ + B-稀释定律1.浓度对平衡移动的影响 （四）质子传递平衡的移动初始浓度 c 0 0 一般弱电解质的5%Ka = c2 平衡浓度 c-c c c 1 1结论：稀释时，弱电解质c减小，增大。 弱碱：反应的浓度 c c c 思考题当弱酸浓度稀释到原来四分之一时，、H+如何

37、变化？HB + H2O H3O+ + B- c 1/4c 2 H+ H+/22.同离子效应（四）质子传递平衡的移动定义：在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，使其 降低的现象。HAc + H2O H3O+ + Ac-NaAc Na+ + Ac-平衡向左方移动 0.10 molL-1 HAc溶液，=1.32%，若还含0.10 molL-1 NaAc，则=0.0174%。 3.盐效应（四）质子传递平衡的移动定义：在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，使其 略有增大的现象。如： 0.10molL-1 HAc =1.32%解释：如果还含有0.10molL-1 NaCl =1.82%溶液中离

38、子之间的相互牵制作用增大。 HAc + H2O H3O+ + Ac-HAc AcOH3a-+=(H3O+)K(Ac-)(HAc)（四）质子传递平衡的移动 产生同离子效应的同时,也存在着盐效应。二者结果正好相反，但同离子效应远远超过盐效应。所以通常情况下,可以忽略盐效应。在一般计算中,也可不予考虑。 习题：分别将0.1mol氨气加入下述1升液体中，则最大的是 ，OH-最小的是 。1、纯水2、0.10molL-1 KCl 3、0.10molL-1 NH4Cl23酸度：溶液中H+的浓度 （pH值）。pH=-lgH+pOH=-lgOH- 第三节 酸碱溶液pH的计算 H+ OH- = KW pH + p

39、OH = pKW 即 pH + pOH = 14（一）强酸、强碱溶液 一、强酸、强碱和强、弱酸混合溶液 强酸(碱)在水溶液中完全解离 HC1 + H2O H3O+ + Cl-思考题：1升水中加入10-8 mol HCl，pH= 8 ？ 当酸的浓度10-6 molL-1时，就要同时考虑水的质子传递反应产生的H3O+ ！ pH= 6.97【例】计算0.20molL-1 NaOH溶液和0.20molL-1 NaAc溶液等体积混合后溶液的pH值。 解：溶液的OH-主要来自NaOH 的解离及NaAc 的解离，水的解离可以忽略不计，由于同离子效应 ，可直接根据强碱解离产生的OH-来计算溶液的pH。 混合后

40、，c(NaOH)： OH-= 0.10molL-1一、强酸、强碱和强、弱酸混合溶液 （二）强、弱酸(强、弱碱)混合溶液 pOH = 1pH=13强弱混合，忽略弱（一）一元弱酸溶液二、 一元弱酸或弱碱溶液 HB + H2O H3O+ + B- H2O + H2O H3O+ + OH-(cKa20Kw) (忽略) x2 + KaxKac = 0初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c-x x xH+=(c/Ka500) (c x )H+=（二）一元弱碱溶液二、 一元弱酸或弱碱溶液 OH- =(c/Kb500) cb Kb 20KW 注：只适用于无其它物质影响平衡的情况 解：pH=-lg(1.3210-3

41、 ) =2.88c/Ka= 500 H+= =1.3210-3(molL-1)【例1】计算0.10molL-1HAc溶液中H+、和pH值。已知Ka=1.7410-5。H+=二、 一元弱酸或弱碱溶液 （近似式为1.3110-3）=1.32%解： = H+c (HAc) = 1.7410-5 0.10= 0.017 4 %HAc + H2O H3O+ + Ac-初始浓度 0.10 0 0.10 平衡浓度 0.10- x x x + 0.10 0.100.10H+= x =1.7410-5 (molL-1) x0.100.10= 0.10 molL-1 HAc溶液加入固体NaAc后，使 NaAc浓度

42、为0.10 molL-1(设溶液体积不变)，求H+、。 【例2】 计算1.3410-4 molL-1丙酸(HPr)溶液的H+和pH。已知Ka=1.3810-5。解： 3.6710-5(molL-1)pH4.44二、 一元弱酸或弱碱溶液 （用最简式为4.30 10-5）H+=【例3】计算0.10molL-1NaAc溶液的pH值。已知HAc的Ka=1.7610-5。 解：二、 一元弱酸或弱碱溶液 c / Kb 500三、 多元酸（碱）溶液多元酸：能释放出多个质子的酸。如：= 8.9110-8 = 1.1210-12H2CO3、H2S、H3PO4当Ka1Ka2102 忽略第二步的质子传递反应所产生的

43、H+当作一元弱酸处理(相对误差 Ka2 Ka3、Ka1Ka2102时，可当作一元弱酸处理，求H+。 多元弱酸(碱)第二步质子传递平衡所得产物(共轭碱或酸)的浓度近似等于Ka2(Kb2)，与酸(碱)的浓度关系不大。H3PO4溶液中， =Ka2HPO42-CO32-溶液中， =Kb2H2CO3总结1.强酸(碱)溶液 C10-6 不考虑水。OH- =(c/Kb500) 4.多元酸（碱）溶液 K1K2102按一元弱酸（碱）处理 2.强、弱酸(碱)混合溶液 由强决定。3.一元弱酸或弱碱溶液 第三章 缓冲溶液缓冲溶液BUFFER SOLUTION 下列情况均需pH一定的缓冲溶液：大多数为酶所控制的生化反应

44、微生物的培养组织切片细胞染色药物调剂、研制等第三章 缓冲溶液第一节 缓冲溶液及缓冲机制第二节 缓冲溶液的pH第三节 缓冲容量和缓冲范围第四节 缓冲溶液的配制第五节 血液中的缓冲系Buffer Solution第三章 缓冲溶液第一节 缓冲溶液及缓冲机制 pH=3 pH=0.091L纯水中(pH= 7 )+1 molL-1 HCl 0.1 mlpH=4 pH=-3 +1 molL-1 NaOH 0.1 mlpH=101L含0.1mol HAc和NaAc的溶液(pH=4.76 )+1 molL-1 HCl 10 mlpH=4.67 pH=-0.09+1 molL-1 NaOH 10 mlpH=4.8

45、5 缓冲溶液缓冲溶液：能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持pH基本不变的溶液。一、缓冲溶液的缓冲作用和组成缓冲作用：缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用。(buffer solution)(buffer action)0.1 molL-1 NaAc HAc常见缓冲溶液由足够浓度的共轭酸碱对组成一、缓冲溶液的缓冲作用和组成思考：较浓的强酸（碱）是否为缓冲溶液？是否具有缓冲作用？ 缓冲对(系) (buffer pair)组成缓冲溶液的共轭酸碱对NH3-NH4ClNaH2PO4-Na2HPO4H2CO3-NaHCO3HAc-NaAcTrisH+-Tris浓度均为0.1 molL-1的HAcNa

46、Ac缓冲体系NaAc Na+ + Ac- HAc、Ac- 足够大Ac- + H+ HAc , 平衡左移 HAc + H2O H3O+ + Ac-二、缓冲机制加少量酸：(H+)HAc略加少量碱：(OH-)HAc+ OH-Ac- +H2O , 平衡右移1.2.HAc 抗碱成分NaAc 抗酸成分Ac-略H+基本不变HAc略Ac-略H+基本不变第二节 缓冲溶液的pH一、缓冲溶液pH的计算公式缓冲公式缓冲体系 HB NaB：NaB Na+ + B-HB + H2O H3O+ + B-Ka=H+B-HBpH=pKa+lgB-=共轭酸pKa+lg共轭碱Henderson- Hasselbalch 方程式缓冲

47、比HB缓冲公式HBpH=pKa+lgB-B-=c(B_) + c(HB)HB=c(HB) - c(HB) c B_ c HB(配制前浓度相同V B-、 VHB为混合前体积)HB + H2O H3O+ + B-NaB Na+ + B-解离的浓度用c(HB)表示(同一溶液V 相同)缓冲公式c HBpH=pKa+lgc B-说明：1.pH取决于缓冲系中弱酸的Ka值，受温度影响。 NH3-NH4+，H2PO4-HPO42- ，2.pH与缓冲比有关。缓冲比=1时， pH = pKa。3.稀释时 c B-, c HB 同等降低, pH 基本不变。NH4+的pKa(不是的NH3 的pKb)H3PO4 的pK

48、a2例1: 由 0.20 molL-1 HAc (pKa=4.76)溶液和0.20 molL-1NaAc 溶液，等体积混合成1.0L缓冲溶液，求:（1）该溶液的 pH 值；（2）在该溶液中加入0.010 mol HCl或0.010mol NaOH后，缓冲溶液的pH值改变多少单位（不考虑体积变化）？解： =4.76+lg1=4.76 +c(HAc )pH=pKalgc(Ac-)(2) 加 0.010mol HCl 后：(1) c(HAc)=0.20/2=0.10molL-1 c(Ac-)=0.20/2=0.10molL-1c(HAc)=（0.101.0+0.010）/1.0=0.11molL-1

49、c(Ac-)=（0.101.0-0.010）/1.0=0.09molL-1+0.11 pH=4.76lg0.09=4.67pH=-0.09例1: 由 0.20 molL-1 HAc (pKa=4.76)溶液和0.20 molL-1NaAc 溶液，等体积混合成1.0L缓冲溶液，求:（1）该溶液的 pH 值；（2）在该溶液中加入0.010 mol HCl或0.010mol NaOH后，缓冲溶液的pH值改变多少单位（不考虑体积变化）？解： (3) 加 0.010mol NaOH 后：n(HAc)= 0.101.0-0.010=0.09 (mol)n(Ac-)= 0.101.0+0.010 =0.11

50、 (mol)+0.09 pH=4.76lg0.11=4.85pH=0.09第三节 缓冲容量和缓冲范围一、缓冲容量(buffer capacity)dna(b):缓冲溶液中加入微小量的一元强酸(碱) 物质的量； |dpH|:为缓冲溶液pH值的微小改变量。 意义：衡量缓冲能力大小的尺度。定义：单位体积缓冲溶液的pH值改变1 (pH=1)时，所需加入一元强酸(碱)的物质的量。 常用缓冲溶液的的范围一般在0.01-0.30molL-1pH-1越大，缓冲能力越强（不作要求）缓冲容量影响的因素缓冲比一定时,c总越大,越大；二、缓冲范围：1. 总浓度2. 缓冲比 B-HB(pKa1 pH pKa1)pHpK

51、a1缓冲比1缓冲作用的有效区间稀释时，c总， 。c总=B- + HB c(B-) + c(HB) =2.303B-HB / c总c总一定时，缓冲比= 1， pH = pKa, 缓冲能力最强 缓冲比 1，pH pKa, 第四节 缓冲溶液的配制 一、 配制方法 选择缓冲系4.pH值校正。计算所需缓冲对物质的量。控制缓冲对的总浓度。使所配缓冲溶液pH(pKa1)，且 pKa。 缓冲系物质稳定、无毒，不能与溶液发生反应。 pH=5.00 c总 = 0.050.2 molL-1HAc-NaAc例2 配制pH = 5.00 的缓冲溶液 100 ml ,总浓度为0.1 molL-1，应选择哪种缓冲对？如何配

52、制？解：选用0.10 molL-1 HAc - 0.10 molL-1 NaAc 设需HAcml，则NaAc为（100 -）ml VHAc= 36 ml pH= 4.76 +xlg100-x VNaAc= 100 - 64 (ml)例3 在浓度为 0.05 molL-1的 Tris（三羟甲基氨基甲烷）溶液 50ml 中，加入浓度为 0.05 molL-1 的 HCl 溶液多少 ml ，用水稀释到 100 ml 后溶液的 pH 值为 7.40 ？已知 TrisH+ 的 pKa = 8.08解：设需加入 HCl 溶液 x ml反应后 n (mmol) 0.05 ( 50 - x ) 0.05 x

53、x = 42.7mlTris + H+ TrisH+起始 n (mmol) 0.0550 0.05 x 用0.10 molL-1 HAc 和固体NaOH配制缓冲溶液,其总浓度是多少? (不考虑体积V变化) HAc + OH-Ac- +H2O反应后 n (mol) 0.1V- x x起始 n (mol) 0.1V x设NaOH的物质的量为x mol= 0.1(molL-1)V0.1V - x+xVc总 =第五节 血液中的缓冲系一、血液的主要缓冲体系是 H2CO3 - HCO3-正常人血浆的pH值约为 7.35 7.45 H2O +CO2 H2CO3 H+ + HCO3-pKa = 6.10其中抗

54、酸成分为 HCO3- (碱储 )、抗碱成分为H2CO3 。 (18/122/1)酸中毒碱中毒抗酸成分抗碱成分CO2 + H2OB-共轭酸共轭碱H2CO3 H+ + HCO3-H+第五节 血液中的缓冲系第一节 多相离子平衡与溶度积第二节 溶度积常数与溶解度的关系第三节 溶度积规则第四节 多相离子平衡的移动第五节 多相离子平衡在医学中的应用（自学）第四章 难溶强电解质的多相离子平衡难溶强电解质：强电解质中，有一类在水中溶解度较小，但它们在水中溶解的部分是全部解离的。难溶通常是指在25时溶解度小于0. 1gL-1。例如AgCl、CaCO3、PbS等。第四章 难溶强电解质的多相离子平衡第一节 多相离子

55、平衡和溶度积Ba2+SO42-一定T 时: Ba2+(aq) + SO42-(aq) 溶解 沉淀BaSO4(s)当v 溶解= v 沉淀，达到固体难溶电解质与溶液中离子间的平衡，称为多相离子平衡（沉淀溶解平衡）。饱和溶液第一节 多相离子平衡和溶度积 Ba2+(aq) + SO42-(aq) 溶解 沉淀BaSO4(s)平衡时Ba2+ SO42- Ksp = Ksp称为溶度积常数,简称溶度积(solubility product). Ksp =Ag+ Cl - Ag+ + Cl - 例1. AgCl (s) 例2. Mg(OH)2 (s)Mg2+ + 2 OH - 溶度积Ksp =Mg2+ OH-

56、2推广 AmBn (s) mAn+ + nBm-Ksp = An+m Bm-n表明 一定温度下，难溶强电解质的饱和溶液中离子浓度幂的乘积为一常数。 1. Ksp单位为1（浓度单位为molL-1）。3. 温度一定时， Ksp为一常数。4.表示难溶强电解质在水中的溶解能力的大小。溶度积说明：2. Ksp是平衡常数，其表达式在平衡时才成立。Ksp =Ag+ Cl - 例: AgCl 在298K时的溶度积为1.7710-10 ，计算其溶解度。 解：平衡浓度/molL-1 S S Ksp = Ag+ Cl- = S2AgCl(s) Ag+ + Cl-1.已知溶度积Ksp ，求算溶解度S 在AgCl饱和溶

57、液中，每生成1 mol Ag+ ，同时有生成1 mol Cl- ， 第二节 溶度积常数与溶解度的关系例: Mg(OH)2在298K时的溶解度为1.1210-4 molL-1，求该温度时Mg(OH)2的溶度积。 解：平衡浓度/molL-1 S 2S Ksp = Mg2+ OH- 2 = S (2 S)2= 4S3 Mg(OH)2(s) Mg2+ + 2 OH-在Mg(OH)2饱和溶液中，每生成1 mol Mg2+ ，同时有生成2 mol OH- ， = 4 (1.1210-4) 3 =5.6110-12 第二节 溶度积常数与溶解度的关系2.已知溶解度S，求算溶度积Ksp 比较: AgBr AgC

58、l Mg(OH)2溶度积Ksp 5.3510-13 1.7710-10 5.6110-12 溶解度/molL-1 7.3110-6 1.3310-5 1.1210-4 结论 相同类型，Ksp, S . 第二节 溶度积常数与溶解度的关系不同类型 , 不能用Ksp判断S 的大小解：平衡浓度/molL-1 S S S+0.01 Ksp = Ag+ Cl- = S（ S+0.01 ）AgCl(s) Ag+ + Cl-例: 在1L水中加入0.010molAgCl，再加入0.010molNaCl，已知 AgCl的溶度积为1.7710-10 ，计算其溶解度。S2 + 0.01S - Ksp =0S=1.76

59、9995 10-8 molL-1 近似处理S+0.010.01S=1.77 10-8 molL-1 没加NaCl时S为1.3310-5 同离子效应 在难溶强电解质饱和溶液中加入含相同离子的易溶强电解质，使难溶电解质溶解度降低的现象。 2. 盐效应 在难溶强电解质饱和溶液中加入不含相同离子的易溶强电解质，将使难溶电解质的溶解度略为增大的现象。第三节 多相离子平衡的移动 比较BaSO4 在纯水、BaCl2 、NaCl溶液中的溶解度大小.第四节 溶度积规则及其应用Q表示任意情况下离子浓度幂的乘积，Ksp表示沉淀溶解平衡时离子浓度幂的乘积。 2溶度积规则 Q = Ksp 饱和溶液 平衡状态 Q Ksp

60、 过饱和溶液 有沉淀析出1离子积 Q (ion product)AmBn(s) mAn+ + nBm-判断溶液中有无沉淀生成或沉淀能否溶解的依据。 Ksp是Q的一个特例。一、溶度积规则c: 任意情况下离子的浓度 二、沉淀的生成1. 加入沉淀剂例 在20ml 0.002molL-1Na2SO4溶液中加入 20 ml 0.02molL-1 BaCl2溶液，有无BaSO4沉淀生成？并判断 SO42- 离子是否沉淀完全（105molL-1 ）？已知BaSO4的Ksp= 1.0710-10 .解: （1）c (SO42-)= 0.001 molL-1c (Ba2+)= 0.01 molL-1Q = c