第七章电解质溶液.ppt

1、第一节 弱电解质的电离平衡 第二节 水的电离和溶液的pH 第三节 离子反应和盐的水解 第四节 缓冲溶液,电解质溶液,电解质溶液在生命体内的重要作用： 1.与体液的渗透压有关。 2.对神经、肌肉等组织的生理、生化功能等起着 重要作用。,3.与体液的酸碱度（平衡）有关。,体液的酸碱度 直 接 影 响,a.生物体内酶的活性与物质代谢有关。 b. 神经、肌肉等组织的生理、生化功能。,为什么要学习电解质溶液？,若酸碱失衡将导致物质代谢紊乱，严重 时会造成死亡。因此，在学习电解质溶 液基本理论知识的基础上，进一步理解、 掌握体液酸碱平衡的维持和失衡的基本 原理，对将来的医学工作者来说具有重 要的意义。,第

2、一节 弱电解质在溶液中的电离,一、强电解质和弱电解质 二、弱电解质的电离平衡和电离度 三、同离子效应,一、强电解质和弱电解质,（一）强电解质,1.电解质：是其水溶液或在熔融状态下能导电的 化合物。,强电解质：在水中完全电离，无分子形式存 在。 弱电解质：在水中少部分电离为阴、阳离子， 大部分以分子状态存在。有电离平 衡现象。,电解质,强电解质和弱电解质 电解质可分为强电解质和弱电解质两类。在水溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解质。例如 NaCl Na+ + Cl- HCl H+ Cl- 弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。例如： HAc H+ + Ac-,强电解质：强酸，强碱，

3、大多数盐,强酸: HCl、HBr、HI、H2SO4、HNO3、 HClO4,强碱: KOH、NaOH、Ba(OH)2 Ca(OH)2,常见弱酸：HF，HClO，H2CO3，H2SO3 CH3COOH, H3PO4，H2S，HCN，HNO2,常见弱碱：NH3.H2O，Fe（OH）2 Cu（OH）2，Mg（OH）2,弱电解质：弱酸，弱碱水，少数盐，绝大多数有机物,注： 电解质的强弱和溶解度无关，本质区别是在水溶液中的电离程度 在熔化状态或水溶液中本身能否电离,某固体化合物R不导电，但熔化或溶于水中能完全电离，下列关于R的说法正确的是: A.R是非电解质 B.R是弱电解质 C.R是强电解质 D.R是

4、离子晶体,练习,强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强吗？ * 强电解质的饱和溶液的导电能力一定强吗？,不对。溶液的导电性由溶液中自由移动的离子浓度的大小决定。 离子浓度的大小由电解质的浓度和电离程度决定。,不对。难溶电解质溶液的导电性弱。,相同温度,相同浓度的强电解质溶液的导电性一定强于弱电解质溶液的导电性,二、弱电解质的电离平衡和电离度,（一）弱电解质的 电离平衡,在一定温度下，弱电解质在水溶液中，当分子电离成离子 的速度与离子结合成分子的速度相等时的状态，叫弱电解 质的电离平衡。 电离平衡的特点： a.V正 = V逆0,动态平衡。 b.分子、离子共存，且各自的浓度保持一定的值不再改

5、变。,HAc H+ + Ac- 起始浓度： c0 0 0 起始速度： V正 大 V逆= 0 电离过程： cHAc cH+ cAc- 速度变化： V正 V逆 当 V正 = V逆 时 电离平衡，cHAc 、cH+ 、cAc-1 不再改变 。,在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到解离平衡时，已解离的各离子浓度幂的乘积与未解离的分子浓度之比是一常数，称为该弱电解质电离常数。用Ki 表示。 如：醋酸的电离常数可表示为：,K i= ,H+Ac-1 HAc,HAc H+ + Ac-1,注： Ki的意义 Ki愈大，弱电解质的电离程度越大。 弱酸、弱碱的电离常数分别用Ka 、Kb 表示， i为正整数， Ka1

6、、 Ka2 、Ka3 或Kb1、 Kb2 、Kb3分别表示 多元弱酸、弱碱 的一、二、三级电离常数。 如碳酸（H2CO3）的电离常数: Ka1=4.3 10-7 ,Ka2= 5.61 10-11,电离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。,2.电离平衡常数,（二）电离度,电离度：电离度是指在一定温度下当电离达到平衡时已 电离的弱电解质分子数与电离前分子总数的比 率，用符号表示：,如：25C时，0.1 molL-1 HAc的 = 1.34%，表示在该溶液中每10000个HAc中约有134个分子电离成H+和Ac1 （CH3COO-）。,二、同离子效应和盐效应,演 示 实 验,1.加入2ml

7、 0.01mol L-1 HAc 溶液,2.加入2滴甲基橙指示剂,HAc H+ + Ac-1,3.加入少量固体NaAc,Ac-1 + Na+ NaAc,结果分析： Ac-1 HAc电离平衡 向左移动H+ ， HAc ， HAc 电离度减小，溶液由红变黄。 若向NaAc溶液中加入其它易溶的醋酸 盐，也会得到相同的结果。,在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质时，会导致弱电解质的电离度降低，这种效应称为同离子效应。,1.同离子效应.,答案：A。,在氨水（NH3 H2O）中加入 下列哪种物质能发生同离子效应？ A.NH4Cl; B.NaCl;,-,第二节 水溶液的酸碱性及pH值

8、的计算,一、水的质子自递反应,1.水的自递反应 水是两性物质，水分子之间也存在着质子的 传递反应。,H2O + H2O H3O+ + OH-,象这种 发生在同种分子之间的质子传递作用 称为质子自递反应。,2.水的离子积 水的自递反应也就是水的电离反应，其平衡常数为：,K = ,H3O+ OH- H2O H2O,水是极弱的电解质，式中H2O 可看成是一常数，将它与K合并，得： H3O+ OH- = K H2O2 = Kw 把H3O+ 简写为H+，则上式为： H+OH- = Kw Kw称为水的自递常数，又称为水的离子积。 由此说明：在温度一定时，水中的氢离子浓度与氢氧根离子浓度的积为一定值。,-,

9、实验测得，295K(22C)时的纯水中， H+ = OH- =1 10-7 molL-1 则： Kw = H+OH- = 1.0 10-14,因此， 对于： H2O + H2O H3O+ + OH-,只要温度一定，无论H+或OH- 如何变化，其 积是定值。,这样水的离子积不仅适用于纯水，也适用于稀溶液。不 论溶液是中性、酸性或是碱性，只要知道H+ ，就能 计算出OH- ，反之亦然。,3.溶液中H+或OH-计算方法,三、一元弱酸、弱减溶液pH值的计算,1.2用pH 表示：,1.溶液酸碱性的表示方法 以纯水为标准：H2O + H2O H3O+ + OH- 1.1用H3O+ 或H+表示： 当 H+

10、= OH- =1 10-7 molL-1 时， 溶液呈中性; 当 H+ 1 10-7 molL-1 OH- 时， 溶液呈酸性； 当 H+ 100 0.10 所以盐酸与氨水反应 ，全部转变 为 氨 水 的共轭 酸（ NH4+ ）。 则，混合后，溶液中共轭酸碱的物质的量分别为： nb= 4000.10 - 100 0.10 = 30mmol na= 100 0.10 = 10mmol,pH = pKa + lg,nb na,= 9.52 + lg,30 10,= 9.73,三、缓冲容量与缓冲溶液的配制,(一) 缓冲容量 1.缓冲容量的概念 缓冲容量表示缓冲能力的大小，在数值上等于使1L缓冲溶液pH

11、值改变1个单位时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量，用符号“” 表示。 由此可知： 越大，缓冲容量越大；反之亦然。 2.缓冲容量的计算 在实际工作中，常在一定体积（V）的缓冲溶液中，加入一定量（n）的一元强酸或一元强碱后，根据溶液的pH变化来计算缓冲容量：, = ,n V|pH|,(单位：mol L-1pH -1 )-,例4. 用物质的量浓度均为0.20molL-1的HAc和NaAc溶液等体积混合成10mL缓冲溶液,计算该缓冲溶液pH值。若在该溶液中加入0.3mL 0.10molL-1的NaOH，计算该溶液的缓冲容量 。 解：,(1)因为是等体积、等浓度混合，所以缓冲比（cb/ca）为1。

12、,则：pH = pKa + lg,cb ca,= pKa = 4.75,(2)加入0.3mL 0.10molL-1的NaOH,HAc + OH- = H2O + Ac- 1 1,反应后共轭酸碱物质的量为：,0.20.5 -0.100.30 =0.97mmol,0.20.5 +0.100.30 =1.03mmol,pH = pKa + lg,nb na,= 4.75 + lg,1.03 0.97,= 4.78,(3)计算缓冲容量 ： pH=4.78 4.75 =0.03 = ,0.100.30 100.03,= 0.10 mol L-1pH -1,3.影响缓冲容量的因素,(1)总浓度：,总浓度是

13、缓冲溶液中弱酸和共轭碱浓度之和， 即c总=ca+ cb。 当缓冲比（ cb / ca ）一定时， c总愈大，抗酸、 碱成分愈多，缓冲容量也愈大；否则，相反。 当缓冲溶液在一定范围内稀释时，由于c总减小，缓冲容量也会减小。,缓冲容量的大小取决于缓冲溶液的总浓度和缓冲比。,在缓冲溶液的c总一定时： 若cb / ca =1，则缓冲容量大，此时溶液的pH = pKa 。 若cb / ca 1,则缓冲容量减小。二者相差越大,缓冲容量越小。 当1/10 cb / ca 10/1时，溶液的值在pKa -1和pKa +1之间，溶液具有较大的缓冲能力。 当cb / ca或pH在上述范围之外时，溶液的缓冲能力已经

14、很小或已经丧失缓冲能力了。 化学上把缓冲溶液能有效地发挥其缓冲作用的范围，即:pH = pKa1 ，称为缓冲溶液的缓冲范围。,（2）缓冲比。,46,（二）缓冲溶液的配制与步骤 缓冲溶液是根据需要，常用来控制溶液酸度的。 1.选用适当的缓冲对。,其原则是：使缓冲对中弱酸的pKa值 尽可能接近实际需要的pH值，从而使缓冲比接近1:1，这 样所配溶液的pH值在缓冲对的缓冲范围内，缓冲溶液才具 有较大的缓冲容量。,3.确定适当的总浓度。,其原则是：确定总浓度应保证缓冲溶液中有足够的抗酸成分和抗碱成分。总浓度太小, 值较小,总浓度也不宜太大,一般控制在0.050.20mol L-1之间, 值约在0.01

15、0.1mol L-1pH 1。,2.取相同浓度的弱酸及其共轭碱溶液按一定的体积比来混合， 即得所需的缓冲溶液。,这是因为：若共轭酸、碱的浓度都 是c，其体积分别为VHA 和V A-，则： na = cVHA , nb = cVA- cb/ ca = nb/ na= VA- / VHA ,pH = pKa + lg,VA- VHA,-,利用此式，改变体积比，就可配制实际所需的缓冲溶液。,几种常用的缓冲溶液的缓冲范围,注：根据上述方法配制的缓冲溶液，由于没有考虑溶液中离子、分子间的相互影响，其pH值离实际要求的pH值有一定的偏差，在实际工作中，准确而又方便地配制具有一定pH值的缓冲溶液，可以查阅手

16、册，按标准配方配制。最后用pH计来校正和测定其pH值。,例5.如何配制pH=5.0的缓冲溶液100mL? 解：,（1）选缓冲对 因为HAc的 pKa =4.75,接近pH = 5.0 故选用HAc-Ac-缓冲对。,（2）计算共轭酸碱的体积比,设共轭酸、碱的浓度都是c，其体积分别 为VHA 和VA-，由,pH = pKa + lg,VA- VHA,得：5.00 = 4.75 + lg,VA- VHA,VA- VHA,=1.8-,VHA +V A- = 100ml-,解、得： VHA = 36mL ，VA- = 64mL,（3）取等浓度（ 0.100.20mol L-1 ）的HAc溶液36mL和

17、NaAc溶液64mL，混合后即得所需的缓冲溶液。,例6.在50mL0.10mol L-1的HAc溶液中需加入0.10mol L-1 NaOH溶液多少毫升，才能配制pH=5.0的缓冲溶液。 解：,设需加入xmL NaOH溶液， 由 HAc + NaOH H2O + NaAc 反应后 nHAc=0.10(50-x)mmol nNaAc= nNaOH =0.10 xmmol nNaAc / nHAc = x/(50-x),pH = pKa + lg,nA- nHA,5.0 = 4.75 +lg,x 50-x,解之得： x = 32mL 所以，在50mL0.10mol L-1的HAc溶液中需加入0.1

18、0mol L-1 NaOH溶液32mL，即可得到pH=5.0的缓冲溶液,注： 也可将弱酸和强碱溶 液按一定体积比: x/(50-x) 混合，或将弱碱和强酸溶 液按一定体积比混合，即 得所需的缓冲溶液。,四、缓冲溶液在医学中的意义,1.体液就是一种缓冲溶液，对维持机体酸碱平衡，保持 正常生命活动具有重要意义。,以血液为例：, 在正常人体内进行新陈代谢的过程中，一方面，不断会 产生二氧化碳、硫酸、磷酸、乳酸、乙酰乙酸和-羟基丁酸 等较多的酸类物质进入血液，使血液pH值降低；另一方面， 也会产生一定量的氨气及钠、钾的弱酸盐等碱 性物质进入 血液，使血液的pH值升高。除此之外还有随食物、药物等 进入体

19、内的酸、碱性物质，也影响血液的pH值。而实际上 血液的pH值总能保持在7.357.45之间，是为什么呢？,其原因就是血液中存在一系列的缓冲对，加上肺、肾的生理调节作用，才维持了血液pH值恒定不变。,人体内血液pH值需要在7.357.45狭小的范围内保持恒定，当pH7.45时，会出现碱中毒。严重时会危及生命。,血浆中的主要缓冲对有以下三种：, H2CO3NaHCO3 H-蛋白质Na-蛋白质 NaH2PO4Na2HPO4,其主要作用为缓冲进入血液的大量非挥发性酸（如 硫酸、磷酸、乳酸、丙酮酸、乙酰乙酸和-羟基丁 酸等）和少量的碱。,其中，在血浆中缓冲对H2CO3NaHCO3的缓冲比 一定（ NaH

20、CO3 / H2CO3 =20/1），且总浓度最高 ， 缓冲能力最大，是调节血浆pH值的主要缓冲对。,40页,不能由肺呼出，必须经肾随尿排出的酸,为什么NaHCO3 / H2CO3 =20/1，已超出体外缓冲溶 液有效缓冲比（101-110）范围 ，却还有很强 的缓冲能力呢？,这是因为正常情况 下，体内的物质代谢主要以产酸 的糖、脂类和蛋白质三大物质代谢为主 ，产生的酸 多 ；而碱性物质主要来源于食物中的蔬菜和水果中 的有机酸盐（如柠檬酸钾盐或钠盐、苹果酸钾盐或 钠盐等），量少。因此，机体对酸碱平衡的调节作 用以对酸的调节为主，这就需要缓冲体系中的抗酸 成分（共轭碱）的量远远大于抗碱成分（弱酸

21、）的 量。NaHCO3 / H2CO3 =20/1正符合机体的这种状况。,NaHCO3 / H2CO3 缓冲对的作用原理：,NaHCO3 / H2CO3缓冲对在血浆中存在如下平衡 H2CO3 HCO3- + H+ 当各种来源的酸进入血浆后， H+，平衡向左移动，抵抗H+， 结果导致HCO3- ，H2CO3 。,为维持NaHCO3 / H2CO3 =201，被消耗的HCO3- 由肾脏的重吸收作用补充，使HCO3- ；生成的 H2CO3 不稳定，分解成二氧化碳和水，二氧化碳由 肺呼出，使H2CO3 。最终使血浆pH值保持在正 常范围内。,CO2 + H2O,在何种情况下 会引起酸中毒或碱 中毒呢？,引起机体酸碱失衡常见因素,酸中毒,缺氧休克、心衰、严重贫血、肺水肿等导致糖酵解增强，乳酸大量增加。,糖尿病、严重饥饿、酒精中毒导致脂肪代谢加速，产生大量酮体（乙酰乙酸和-羟基丁酸）。,急、慢性肾功能衰竭晚期导致固定酸排泄障碍，含量增加。,颅脑损伤、脑炎、脑血管意外、麻醉药或镇静剂过量等导致呼吸中枢抑制，使肺泡通气量减少，引起急性CO2潴留,喉头痉挛或水肿异物阻塞气管等导致呼吸道阻塞，换气障碍。,胸部创伤、气胸、大量的胸腔积液等导致胸