醫(yī)用化學(xué)教學(xué)課件：第二章 電解質(zhì)溶液

1、11第二章 電解質(zhì)溶液體液：電解質(zhì)溶液、緩沖液體液中存在許多電解質(zhì)離子，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、HCO3-、CO32-、HPO42-及H2PO4-等。22 生物體內(nèi)的化學(xué)反應(yīng)均需在一定pH范圍內(nèi)才能正常進(jìn)行。電解質(zhì)溶液對(duì)于維持人體正常生理活動(dòng)所需的體液pH范圍發(fā)揮著重要作用。盡管代謝過程中不斷產(chǎn)生酸性、堿性物質(zhì)，也攝入某些酸性或堿性物質(zhì)，但人體血液的pH始終維持在7.357.45。這是體內(nèi)緩沖溶液作用的結(jié)果。為深入地認(rèn)識(shí)緩沖溶液，須先了解弱電解質(zhì)的解離平衡和酸堿質(zhì)子理論。 33一、基本概念電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)能夠?qū)щ姷幕衔?。如：酸、堿、鹽都是電解質(zhì)，它們的水溶液都

2、能導(dǎo)電，但導(dǎo)電能力不同。第一節(jié) 電解質(zhì)在溶液中的解離4電解質(zhì)的分類 根據(jù)電解質(zhì)在水中的導(dǎo)電能力不同，將電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。 在水溶液中完全解離為離子的電解質(zhì)，如NaCl、HCl等。主要以正、負(fù)離子的形式存在于溶液中。HCl H+ + Cl5強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中的解離離子互吸學(xué)說（完全電離學(xué)說） 德拜-休克爾 離子氛 表觀解離度 離子對(duì)66弱電解質(zhì)在溶液中的電離 弱電解質(zhì)：在水溶液中僅能部分解離的電解質(zhì)。如HAc、NH3等主要以分子狀態(tài)存在于溶液中，僅部分解離成正、負(fù)離子。由于離子濃度小，導(dǎo)電性差。其解離過程是可逆的： HAc H+ + Ac77解離度 在一定溫度下，當(dāng)解離達(dá)到平衡時(shí)已解離

3、的弱電解質(zhì)分子數(shù)與解離前分子總數(shù)的比率，用符號(hào) 表示：88解離常數(shù) 達(dá)平衡后，可用化學(xué)平衡定律求出平衡常數(shù)HAcH + + Ac-Ki = H+ Ac- HAc 9若電解質(zhì)的電離度很小，則有：即：稀釋定律(P11)1010Ka弱酸的解離常數(shù)（或酸常數(shù)）不同的弱電解質(zhì)Ka值不同Ka值的大小表示了弱電解質(zhì)解離程度的大小。Ka值越大，表示弱酸解離程度大； Ka值小，解離程度小。1111利用Ka值比較弱酸的強(qiáng)弱對(duì)同類型的弱酸而言，可用Ka值比較它們的相對(duì)強(qiáng)弱。Ka值越大，則酸性越強(qiáng)，反之則越弱。例：Ka(HAc) =1.76 10-5 Ka(HCN) = 4.93 10-10HAC和HCN都是一元弱酸

4、，但Ka(HCN) Ka(HAc),故HCN是更弱的酸1212同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)同離子效應(yīng) 在HAc溶液中加入強(qiáng)電解質(zhì)NaAc 平衡向左移動(dòng)HAc H+ + Ac NaAc Na+ + Ac 其結(jié)果使HAc的解離平衡向左移動(dòng)使HAc的解離度降低，溶液酸性減弱。1313在弱電解質(zhì)（弱酸或弱堿）溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，可使弱電解質(zhì)的解離度降低，種現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。同離子效應(yīng)對(duì)溶液中的H+或OH-濃度的影響很大，這一點(diǎn)應(yīng)充分注意到。 1414鹽效應(yīng)HAc+H2OAc-+H3O+達(dá)平衡后，加入NaCl，會(huì)導(dǎo)致HAc的解離度增大，這種效應(yīng)稱為鹽效應(yīng)。1515產(chǎn)生鹽效應(yīng)的原因在弱

5、電解質(zhì)溶液中加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)后，強(qiáng)電解質(zhì)會(huì)解離產(chǎn)生陰、陽離子，對(duì)弱電解質(zhì)解離產(chǎn)生的離子具有靜電吸引作用，從而使弱電解質(zhì)離子的活動(dòng)性減小，相互結(jié)合成分子的機(jī)會(huì)減少，因而導(dǎo)致弱電解質(zhì)的解離平衡向右移動(dòng)。當(dāng)建立新的平衡時(shí)，便有更多的弱電解質(zhì)分子解離成離子。1616第二節(jié) 酸堿質(zhì)子理論Arrhenius 解離理論 酸：其水溶液能解離出H+ 的物質(zhì) 堿：其水溶液能解離出OH- 的物質(zhì)Lewis酸堿電子理論 能接受電子對(duì)的物質(zhì)-酸（親電試劑） 能給出電子對(duì)的物質(zhì)-堿（親核試劑）1717Bronsted 和 Lowry：酸堿質(zhì)子理論 酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為： 凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是酸。 凡能接受

6、質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是堿。酸堿的定義溶液1818例如：HAc、NH4等能給出結(jié)構(gòu)中的質(zhì)子，是酸。NH3、Ac-等可以接受外來的質(zhì)子，是堿 。+HAcH+Ac -NH4+H+NH3H+Ac -HAcNH3+H+NH4+1919酸和堿不是孤立存在的。酸給出質(zhì)子H+，堿接受H+ 。酸是H+的給予體，酸給出H+后剩下的部分就是堿；堿是H+的接受體，堿接受質(zhì)子后即成為酸。酸質(zhì)子堿酸堿的共軛關(guān)系2020 若以HA代表酸，A-代表堿，酸和堿之間的關(guān)系，可用下式表示： HAHA- 表明：酸給出H后轉(zhuǎn)變?yōu)閴A，堿接受H后變?yōu)樗帷?從上式可知HA和A-有互為依存、相互轉(zhuǎn)化的關(guān)系，稱為酸堿的共軛關(guān)系。2121HAHA

7、-當(dāng)HA給出一個(gè)H后形成相應(yīng)的堿A-，稱A-是該HA的共軛堿；同樣，堿接受H后形成的酸HA，稱HA為該堿的共軛酸。 HAA-互相依存轉(zhuǎn)化。共軛酸堿對(duì)2222 酸HA比它的共軛堿多一個(gè)H，共軛酸堿對(duì)之間只相差一個(gè)H。這種在組成上僅相差一個(gè)H的一對(duì)酸堿稱為共軛堿酸對(duì)。如：NH4 NH3HAc Ac2323酸HAcNH4+Al(H2O)63+ H2CO3HCO3-H3O+ H2O堿 Ac-NH3Al(H2O)5 OH2+ HCO3-CO32-H2O OH-2424酸堿的物質(zhì)形式酸、堿可以是分子，如HAc、NH3，稱為分子酸、分子堿；也可以是離子，如NH4 、Ac，稱為離子酸、離子堿。有些物質(zhì)既能給出

8、質(zhì)子，也能接受質(zhì)子，它們被稱為兩性物質(zhì)。如： H2O、HCO3-、HPO42-、HS-HS- HS2- HSH H2SHS既是S2的共軛酸，又是H2S的共軛堿。2525酸堿反應(yīng)與酸堿強(qiáng)度酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì) 酸并不能自動(dòng)放出質(zhì)子，必須有堿存在接受質(zhì)子，酸才能變?yōu)槠涔曹棄A；反之，堿也只有從另外一種酸接受質(zhì)子，才能變?yōu)槠涔曹椝帷＠纾?626HAc+H2O H3O+Ac-H+酸1堿2酸2堿1HAc Ac-H3O+ H2O酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì):兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。2727酸堿反應(yīng)的方向酸堿反應(yīng)的方向及程度取決于酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱。酸堿反應(yīng)總是由較強(qiáng)的酸和較強(qiáng)的堿作用，向著生成較弱的酸和較弱的堿的方向進(jìn)

9、行。例如：HCl + OH= Cl + H2O2828第三節(jié) 水溶液的酸堿性及pH 值的計(jì)算一、水的質(zhì)子自遞反應(yīng)H2O+H2OOH-+H3O+H+K=OH-H3O+H2O2OH-H3O+ =K H2O2=KW水的質(zhì)子自遞常數(shù)（離子積）2929在純水和稀溶液中，有：OH-=H3O+ =1.0 x10-7 KW=(1.00 x10-7)2 =1.0 x10-14KW=OH-H3O+ =1.0 x10-14只要知道了H3O+，就能計(jì)算出 OH-，反之亦然。3030二、共軛酸堿對(duì) Ka 與 Kb 的關(guān)系1. 酸的平衡常數(shù) KaHAc+H2O Ac-+H3O+Ka =H3O+Ac-HAc共軛酸的解離平衡

10、常數(shù)31312. 共軛堿的平衡常數(shù) KbHAc+H2O+Ac-OH-Kb =Ac-HAcOH-共軛堿的解離平衡常數(shù)3232Ka與Kb的關(guān)系：Ka =H3O+Ac-HAc，Kb =Ac-HAcOH-Ka Kb =OH-H3O+=KWKa,Kb其共軛堿的堿性愈弱, 共軛酸的酸性愈強(qiáng)，3333三、一元弱酸、弱堿溶液pH值的計(jì)算溶液的酸堿性 溶液的酸堿性，可以用H+來表示 溶液的酸堿性與溶液中H+和OH-有如下關(guān)系：中性溶液H+OH-1.0 107酸性溶液H+ OH- 堿性溶液H+ 1.0 107 pH 7pH值愈小，酸性愈大，堿性越小堿性溶液H+ 7pH值愈大，堿性愈強(qiáng)，酸性越小3939 酸堿溶液p

11、H值的計(jì)算 酸堿溶液是指只有酸（HA）或堿（B）溶于水而生成的溶液。在這種溶液中，實(shí)際上存在著至少兩種解離，即酸或堿的解離和溶劑(水)本身的解離，它們都對(duì)溶液的H（或OH-）濃度有影響。 4040在實(shí)際計(jì)算過程中，只要酸（或堿）的強(qiáng)度不是極弱；濃度不是太低，(CKa20Kw)就可以忽略水的解離。4141 強(qiáng)酸(堿)溶液pH的計(jì)算 強(qiáng)酸強(qiáng)堿在水溶液中完全解離: HCl H+ + Cl- (忽略水的解離)H2O H+ + OH-即： 一元強(qiáng)酸溶液中的H濃度等于酸的濃度一元強(qiáng)堿溶液中的OH濃度等于堿的濃度4242強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液pH的計(jì)算一元強(qiáng)酸 一元強(qiáng)堿 公式 pH值條件 4343一元弱酸(堿)溶液

12、pH的計(jì)算 一元弱酸溶液pH的計(jì)算利用Ka值計(jì)算一定濃度的弱酸溶液的酸堿度。44HA HA初始濃度:平衡濃度:Ca00Ca- H+H+A-Ca:溶液的起始濃度=KaH+A-Ca- H+H+H+Ca- H+=H+=Ka(Ca- H+)4545實(shí)驗(yàn)證明： 當(dāng) 并且CKa20Kw時(shí), 弱酸的解離程度較低，則溶液中的H+ Ca，此時(shí)可近似認(rèn)為: CaH+ Ca則計(jì)算一元弱酸溶液H+的最簡公式4646例：計(jì)算0.10 mol/L NH4Cl溶液的pH值。（Kb(NH3) =1.79105 ）解：NH4Cl為強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中完全電離：NH4Cl NH4+ + Cl- 因Cl-為極弱的堿，所以溶液的pH值主要決定于NH4+。4747又因NH4NH3為共軛酸堿對(duì)Ka（NH4+） = KW/Kb = 1.01014/1.79105 =5.591010C/Ka = 0.10 / 5.591010500 pH = 6 - lg7.48=5.12CKa20Kw4848一元弱堿溶液pH的計(jì)算同理：當(dāng) 并且CKb20Kw時(shí), 弱堿的離