当前位置：文档之家 › 第三章 医用化学基础 电解质溶液

第三章 医用化学基础 电解质溶液

  • 格式：pptx
  • 大小：2.84 MB
  • 文档页数：58

下载文档原格式

  / 58

合集下载

医用基础化学电解质溶液

医用基础化学电解质溶液

OH-
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
例 已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH4+的Ka。 解 NH4+是NH3的共轭酸，故 Ka=Kw/Kb =1.00×10-14/(1.79×10-5)
ห้องสมุดไป่ตู้
=5.59×10-10
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
(2)多元弱酸或多元弱碱
2、离子的活度和活度因子 （1）活度：电解质溶液中实际上起作用的浓度，用 aB 表示，单位为一。活度与浓度的关系
aB B cB / cB
γB称为溶质B的活度因子。 cB 称为标准浓度，单 位为mol/L。
§3.1
强电解质溶液理论
（2）活度因子 由于aB＜cB，故B ＜1 当溶液中的离子浓度很小时， B≈1。 通常把中性分子、弱电解质溶液的活度因子视为1。
25℃时
Kw= 1.00×10-14
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 25℃的纯水中
[H+] = [OH-] = K w =1.0×10-7 mol· -1 L
中性溶液中 [H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol· -1 L
酸性溶液中 [H+] ＞1.0×10-7 mol· -1＞ [OH-] L
§3.1
强电解质溶液理论
3、解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分 子总数之比。单位为一，可以百分率表示。
通常0.1 mol· kg-1溶液中,强电解质α>30%；弱电解 质α<5%；中强电解质α=5%～30%。
表3-1 强电解质水溶液的解离度 (298K,0.10mol· L-1)

医用化学基础电解质溶液

医用化学基础电解质溶液
1.电解质和非电解质：
非电解质：在水溶液里或熔融状态下，都不 能导电的化合物。
包括：多数有机物、非金属氧化物等。 ------ 蔗糖、酒精
电解质： 在水溶液里或熔融状态下，能够 导电的化合物。
（真正电离出自由移动的离子的物质才是电解质）
常见的电解质包括： 酸、碱、盐
2.强电解质和弱电解质
强、弱电解质的区分是看在水溶液里（或熔 融状态)电离成阴、阳离子的程度.
多元弱酸分步水解：电离程度依次减小
强电解质和弱电解质
强电解质
弱电解质
定义 溶于水后能够全部电
离的电解质在溶液中 存在形式 Nhomakorabea离子
溶于水后只有部分 电离的电解质
离子、分子
化合物 类型
强酸 HCl / HNO3 强碱 NaOH 绝大多数盐NaCl/AgCl
弱酸 CH3COOH H2CO3
弱碱 NH3·H2O
弱电解质的电离方程式
(1)弱电解质在水溶液中的电离是部分可逆的，
用 ⇌ 表示可逆性
例如： NH3·H2O ⇌ NH4++OH-
CH3COOH ⇌ H++ CH3COO-
醋酸
醋酸根
(2)多元弱酸的电离是分步可逆的，用分步电离 方程式表示。
例如： H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-
HCO3- ⇌ H+ + CO32-
电离平衡的移动：
由于条件（浓度）的改变，弱电解质由原来的电离 平衡达到新的电离平衡的过程，称为电离平衡的移动。
三、同离子效应：
弱电解质： NH3·H2O 强电解质： NH4Cl
NH4+ + OHNH4+ + Cl-

大学生基础化学——电解质溶液

大学生基础化学——电解质溶液

HAc
H+ + Ac-
编辑ppt
11
例3-1：某弱酸电解质HA溶液，其质量摩
尔浓度b(HA)为0.1mol·kg-1，测得此溶液的 Tf为0.19，求该物质的解离度。(Kf=1.86)

解：设解离度为：
HA 平衡时 b-b
H+ + Ab b
粒子的总浓度b总=b-b+b+b= (1+)b
Tf=Kfb总 =Kf b(1+)
=
已解离的分子数 原有分子总数
编辑ppt
8
强电解质溶液理论
例：0.10mol·L-1 NaCl溶液,实验测得凝 固点为–0.348℃,求NaCl的表观解离度。
=
已解离的分子数 原有分子总数
根据公式推导：
= i-1
表观解离度： =1.87-1=0.87=87%
编辑ppt
9
强电解质溶液理论
凝固点法测定电解质的解离度
实验中：Na+ 质点浓度﹤ 1mol·L-1Na+ Cl- 质点浓度﹤ 1mol·L-1 Cl-
Debye-Hűckl理论： 优点：解释强电解质的表观电离度非100%的原因 缺点：只适用于1-1型电解质的稀溶液
编辑ppt
22
强电解质溶液理论
例：NaCl溶液 浓度极稀时 i=2 一定浓度时 1﹤i﹤2
=
Tf Kfb
-1 =
i-1
通式 = i-1
= 0.19 -1= 2.2%
编辑ppt
1.860.1
12
①当0.1mol/kg的电解质溶液解离度：
②
大于30%的称为强电解质
③
5%~30%为中强度电解质

基础化学课件：第三章电解质溶液

基础化学课件：第三章电解质溶液

第三章 电解质溶液
electrolyte solution
第一节 强电解质溶液理论
一、强电解质和弱电解质
解离度(电离度)：
一定温度一定浓度下， 达解离平衡时
0.1 mol·kg-1 电解质溶液：
＞30% 强电解质
＝5%~30% 中强电解质
＜5%
弱电解质
已解离的分子数 已解离的浓度
原有分子总数 初始浓度
解：H2PO4-
Kb,3
=
Kw Ka,1
HPO42-
Kb,2
=
Kw Ka,2
PO43-的Kb值分别为
2. 写出下列各碱的共轭酸：
S2- PO43- NH3 CN- ClHS- HPO42- NH4+ HCN HCl
OHH2O
第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡
一、弱酸（弱碱）的解离平衡及其平衡常数
HAc(aq) + H2O(l)
Ac-(aq) + H3O+(aq)
Ka
[Ac ][H3O ] [HAc]
HNO3为强酸 HNO3为弱酸 HNO3为弱碱
以H2O为基准，用酸碱质子传递平衡常数衡量。
四、水的质子自递平衡 （一）水的质子自递平衡和水的离子积
H+
H2O + H2O 或 H2O Kw= [H+] ×[OH-]
H3O+ + OHH+ + OH-
Kw：水的离子积常数
任何物质的水溶液中：[H+][OH-]= Kw =1.0×10-14 (25℃)
⑥ HPO42--PO43-
（①、④ 、⑥）
2. 共轭酸碱对是不能单独存在的半反应

医用化学 电解质溶液课件

医用化学 电解质溶液课件
进行治疗。
感谢观看
THANKS
电导的应用
在医学、生物、环保等领域，电导可 以用于检测水质、生物体液的离子浓 度等。
电导滴定法
电导滴定法原理
利用电导变化与滴定剂加入量的关系来确定 滴定终点的方法。
电导滴定法的应用
在化学分析中，电导滴定法可用于测定物质 的含量，如酸碱滴定、氧化还原滴定等。
06
电解质溶液与生命活动
人体内的电解质平衡
医用化学 电解质溶液 课件
• 电解质溶液基本概念 • 电解质溶液的渗透压 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 电解质的导电性 • 电解质溶液与生命活动
目录
01
电解质溶液基本概念
电解质
总结词
电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
详细描述
电解质是化合物的一种，其在水溶液中或熔融状态下能够电离出自由移动的离 子，从而具有导电性。电解质在水中的电离程度决定了其导电能力的强弱。
详细描述
酸碱质子理论认为，任何能释放质子（H+）的物质是酸，任 何能接受质子的物质是碱。酸和碱之间的反应是质子的转移 ，反应的实质是质子的转移。
水的离子自解离平衡
总结词
水是一种极弱的电解质，它会发生自 解离，产生氢离子和氢氧根离子。
详细描述
水是一种极弱的电解质，它可以在水 溶液中发生自解离，产生氢离子和氢 氧根离子。在常温常压下，水的自解 离平衡常数约为10^-7。
透压平衡具有重要作用。
电解质平衡紊乱与疾病
要点一
电解质平衡紊乱的原因
饮食不均衡、消化系统疾病、肾脏疾病、内分泌疾病等都 可能导致电解质平衡紊乱。
要点二
电解质平衡紊乱的症状
低钠血症、高钠血症、低钾血症、高钾血症等都是常见的 电解质平衡紊乱症状。这些症状可能表现为恶心、呕吐、 乏力、心律失常等，严重时可能导致昏迷甚至死亡。

基础化学第三章(电解质溶液)5

基础化学第三章(电解质溶液)5

Kb1 =
10-14 Ka ( HPO 2-)
4
=
10-14 Ka3
Kb2 = Ka (H Kb3 = Ka (H
10-14
PO 2 4)
10-14
3PO4)
10-14 = Ka2 10-14 = Ka1
三、酸碱平衡的移动 1、浓度对酸碱平衡的影响
酸溶液
H C

C Ka

第三章 电解质溶液 （Electrolytic solution）
• 体液（血浆、胃液、泪水、尿液）含有许多 电解质离子，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、 HCO3-、CO32-、HPO42-、H2PO4-、SO42- 等，它 们维持体液渗透浓度、pH值。 • 体液中的电解质溶液是其他生理功能的必需 成分，并对神经、肌肉等组织的生理、生化 功能起着重要的作用
(二)水溶液的pH
中性溶液： [H+ ] = [OH- ]= 1.010-7 mol · L-1 酸性溶液 ：[H+ ] >1.010-7 mol · L-1 > [OH- ] 碱性溶液： [H+ ] <1.010-7 mol · L-1 < [OH- ] pOH= -lg OH- pH= -lg H+ pH + pOH = -lg H+OH-= - lg 10-14 = 14.00
• 钾的代谢：
来源：食物，婴儿每天需2.0-3.0mmol/kg，成人只
需1.0-1.5mmol/kg。饥饿者进食后，由于细胞代谢
的需要，钾的需求增多。其中90%以上由尿排出，其 余大部分由粪便排出。
第一节
强电解质溶液

922898-医用化学-第三章 电解质溶液

922898-医用化学-第三章 电解质溶液

对于纯的弱酸、弱碱，如起始浓度为c，则有解离
度
Ka
c0
称稀释定律，表明 c
该式的使用必须十分小心，它只适用于纯的弱
电解质，有同离子效应(如HAc+NaAc)发生时不
适用。
Ka
c2 (1 ) c (1)
c
，
Ka c
3.二元弱酸、弱碱溶液
二元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。若 一级离解常数与二级离解常数之比大于或等于 102，说明二级离解困难，在实际计算[H+] 时， 通常忽略二级离解，从而把二元弱酸、弱碱当 作一元弱酸、弱碱近似处理。
一、强电解质和弱电解质 1、定义
强电解质： （例如NaCl） 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
弱电解质： （例如HAC） 在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。
2、解离度的计算
解离度的定义：电解质达到解离平衡时，
已解离的浓度和初始浓度之比。
•
表示：
已解离浓度 初始浓度
100％
➢对于不同的电解质，由于其本性不同，解 离度有很大差别。通常按解离度大小，把 质量摩尔浓度为0.1 mol/Kg的电解质溶液 中解离度（表观解离度）大于30％的称为 强电解质，小于5％的称为弱电解质，介 于二者之间的称为中强电解质。
➢酸（HA）与碱（B- ）会发生质子传递反
应，反应达平衡后反应物和产物的浓度都
不变。
HCl
NH 3
NH
4
Cl
➢达到平衡时，产物浓度(以计量系数为幂)的乘 积与反应物浓度的乘积之比为一常数，称 为质子传递平衡常数。
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]

医学第三章电解质溶液

医学第三章电解质溶液

第一节 强电解质溶液理论
4. 离子强度：离子的活度因子是溶液中离子间作 用力的反映，与离子浓度和所带电荷有关
1 2 I i bi zi 2
def
bi和zi分别为溶液中第i种离子的质量摩尔浓度 和该离子的电荷数，近似计算时，也可以用ci kg-1。 代替bi。I的单位为mol·
第二节 弱电解质溶液的解离平衡
一．弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数
弱酸弱碱在溶液中建立起动态的解离平衡 HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq)
[H3O ][A ] Kc [HA][H2O]
稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为
[H3O ][A ] Ka K 称为酸解离常数。 a [HA]
溶液的pH
{ pH lg c(H 3O )}
令
根据 KW {c(H 3O )}{c(OH )} 1.0×10 lg c(H ) lg c(OH ) lg KW 14 即

{ pOH lg c(OH )}
14
pH pOH p KW 14
3

2
[Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
2
H [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
共轭酸碱对
半反应(Half reaction)的概念
H2 O(l) NH3 (aq) OH (aq) NH 4 (aq)
它的一个半反应是作为酸的 H2O 分子给出质子 生成它的共轭碱(Conjugate base)OH–:
水合氢离子
hydronium ion 由于质子对负离子和极性共价分子负端极强的吸引
力，因而在任何溶剂中都不可能以“裸质子”形式存在 。水合高氯酸HClO4· H2O晶体结构测定结果证实 , 其中 的 H+以 H3O+ 形式存在。 H3O+是 NH3 的等电子体。另一 个被确定了结构的物种是固体水合物 HBr· 4H2O 中的 H9O4+ 。普遍的看法是 , 水溶液中水合氢离子的形式随 116 条件变化而不同。

医用基础化学电解质溶液

医用基础化学电解质溶液

3 维持水平衡
电解质溶液有助于维持体 内外的水平衡，保持正常 的细胞水分。
医用基础化学电解质溶液的应用领域
1
急救医学
电解质溶液在急救医学中用于紧急情况
外科手术
2
的补液和重要离子的补充。
手术时使用电解质溶液维持体液平衡，
确保患者手术期间的稳定。
3
慢性病治疗
慢性病患者常需接受电解质溶液治疗， 维持体内电解质的稳定。
生理盐水
一种最常用的医用电解质溶液，含有适度的钠和氯离子。
酸性氢碳酸钠溶液
用于补充碳酸氢盐缺乏的患者，可增加血浆碱性。
高渗盐水
富含钠离子的溶液，常用于抗休克治疗。
医用基础化学电解质溶液的作用
1 维持酸碱平衡
电解质溶液可以帮助维持 正常的酸碱平衡，确保身 体正常运作。
2 调节细胞功能
适当的电解质浓度对细胞 功能至关重要，如神经传 导和肌肉收缩。
医用基础化学电解质溶液的制备方法
1 配制
制备电解质溶液需要精确的浓度和配比，常使用计算机控制的自动配液系统。
2 消毒
电解质溶液应在无菌条件下制备，并严格遵守消毒规程，以确保无菌性。
3 质量检验
制备完毕的电解质溶液需要进行严格的质量检验，确保符合相关标准。
医用基础化学电解质溶液的质量控制
生产批次 B20210701 B20210702 B20210703
医用基础化学电解质溶液
医用基础化学电解质溶液是一种用于维持体液电解质平衡的溶液。它包含常 见的离子，如钠、钾、钙和氯，对人体起着至关重要的作用。
医用基础化学电解质溶液的定 义
医用基础化学电解质溶液是一种在医疗领域中广泛应用的溶液，它含有能够 帮助维持体液中电解质浓度平衡的化学物质。

电解质溶液---精品医学课件

电解质溶液---精品医学课件
2.下列各组物质不属于共轭酸碱对的是(D )
A． HCO3--CO32- B． NH4+-NH3•H2O
- PO43-
二、酸碱反应的实质
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质 子传递： H+
A1 B2
B1 A2
两个半反应同时发生，可以在非水溶剂或气相 中进行。
通常说某种电解质的电离度都是指一 定温度和一定浓度时的电离度。
2.电离平衡和电离平衡常数：
（1）电离平衡：在一定温度下，当弱电解质 分子电离成离子的速度与离子又结合成分子的 速度相等状态。
HAc
H+ + Ac-
（2）电离常数：在一定温度下，弱电解质在 水溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各种 离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度 之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电 离常数(Ki)。弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱 的电离常数用Kb表示。
质子酸、碱的关系可表示为：
酸 例：+ 碱 HCl
HAc
H2CO3 HCO3－ NH4+
H3O+ H2O
H+
H+ + Cl－ H+ + Ac－ H+ + HCO3－ H+ + CO32－ H+ + NH3 H+ + H2O H+ + OH－
课堂练习
1.下列物质在水溶液中具有两性的是( B )
A． NaOH B． H2PO4- C．HCl D． HAc
弱电解质的电离程度可以用电离度来表示：
已电离的电解质分子数
a
100 %
电解质分子总数
例如 在298.15K时，0.1mol·L-1的HAc溶液 里，每1000个乙酸分子里大约有13个分子电离成 H+和Ac-离子,故其电离度大约是1.3%。

基础化学(第3版)课件：第三章 电解质溶液

基础化学(第3版)课件：第三章 电解质溶液

则
Kw = [H+] ·[OH-] = 1.00×10-14
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
30
（二）酸碱质子传递平衡及其平衡常数
一元弱酸或弱碱与水分子的质子传递反应是可逆的，
当进行到一定程度时就建立平衡。用HB表示一元弱酸，
B-表示其共轭碱，则
HB + H2O
B- + H3O+
Ki
[H3O ][B ] [HB][H2O ]
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
8
活度(activity)：离子的有效浓度或表观浓度 离子的有效浓度是指电解质溶液中实际上可起作用 的离子浓度。 活度通常用a表示，它的单位为1(one)。液态、固态 纯物质及稀水溶液中的水，活度视为1。 活度aB与溶液浓度cB的关系为
aB γB cB c γB称为溶质B的活度因子(activity factor)；c 为标准态
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
20
两性物质(amphoteric substance): 既可作为酸给出 质子，又可作为碱接受质子的物质，如HCO3-、H2O。
共轭酸碱对: 把组成上仅相差一个质子的一对酸碱 称为共轭酸碱对。如：
H2CO3 和 HCO3HCO3- 和 CO32-
NH4+ 和 NH3 H3O+ 和 H2O H2O 和 OH-
H+
H2O + H2O 酸1 碱 2
H3O+ + OH酸2 碱1
2021年6月24日星期四
第二章 电解质溶液
29
平衡时
Kw = [H+][OH-] Kw称为水的质子自递平衡常数，又称为水的离子积 (ion product of water)，其数值与温度有关，当温度为

基础化学第三章 电解质溶液

基础化学第三章 电解质溶液

i的理论值应=2, i 的实验值=1.87 i的实验值< i的理论值
理论推导得
=
i-1 n-1
n: 解离出的离子数
Tf=iKfbB i=1.87 n=2
表观解离度=0.87
强电解质溶液理论
凝固点法测定电解质的校正因子
电解质 cB(mol·L-1) 度
NaCl 0.10
理论i 值
2
实验i 值 表观解离
I=d=ef=
1 2
∑i bi Zi2
bi～i离子质量摩尔浓度 Zi～i离子的电荷数
I =1/2(b1Z12 + b2Z22 + b3Z32 +‥‥） =1/2∑ibiZi2
I单位：mol·kg-1, 近似计算时可用ci代替bi
例:某溶液中有0.1mol·L-1NaCl和0.1mol·L-1 HAc, 求溶液的离子强度 I
X射线实验和强电解质溶液理论认为： 强电解质完全解离
二、强电解质溶液理论
离子相互作用理论
(1) 强电解质在水溶液中100%解离
. . (2) 离子间静电吸引和排斥,形成离子氛
Na+ Cl－
Na+ Cl－
溶液极稀时，每一NaCl分子可产生两个质点
i=2
Na+ 溶液极浓时，i → 1
Cl－
Na+ Cl－
解: 溶液中离子 [Na+]=[Cl-]= 0.1mol·L-1 [H+]和[Ac-]可忽略不计
I=1/2{[Na+] ×12 + [Cl-] ×(-1)2} =1/2[0.1×12 +0.1×(-1)2] =0.1
例:某溶液中有0.1mol·L-1NaCl和0.1mol·L-1 NaAc , 求溶液的离子强度 I

第三章 医用化学基础 电解质溶液

第三章 医用化学基础 电解质溶液

16
第二节 水的电离及溶
液的酸碱性
H
17
一、水的电离
• 水是一种极弱的电解质，它能电离出极少量的H+和 OH-，其电离方程式是：
H2O
H+ + OH-
• 实验测得，在25℃时，1L纯水中仅有1.0×10-7mol水分 子电离，可电离出H+和OH-各1.0×10-7mol的，两者的 乘积是一个常数，用KW表示。 KW =[H+][OH-] = 1.0×10-14
抗碱成分 CH3COOH H2CO3 H3PO4 NH4Cl NaHCO3 NaH2PO4 NaH2PO4
H
37
三、缓冲溶液在医学上的意义
• 缓冲溶液在人体中和医药学上具有重要意义。人体内 各种体液都有一定的pH范围，正常人体血液的pH总 是维持在7.35～7.45，如果某些原因导致血液的pH改 变0.1个单位以上，就容易引起疾病，表现为酸中毒或 碱中毒，甚至危及生命。临床上常用乳酸钠或碳酸氢 钠纠正酸中毒，用氯化铵辅助纠正碱中毒。
• KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。
H
18
二、溶液的酸碱性和pH
（一）溶液的酸碱性和[H+]、pH的关系
• 常温时，纯水中[H+]和[OH-]相等，都是1.0×10-7mol/L， 所以纯水既不显酸性也不显碱性，而是呈中性。
• 如果向纯水中加入酸，由于[H+]﹥[OH-]，溶液呈酸性。 • 如果向纯水中加入碱，由于[H+]﹤[OH-]，溶液呈碱性。 • 常温时溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的关系可表示为：
则[H+]=[HCl]=0.00lmol/L =1×10-3mol/L ∴ pH= -lg[H+]= -lg(l×10-3)= -(0-3) = 3

基础化学第三章 电解质溶液

基础化学第三章 电解质溶液

第二节 酸碱的质子理论
局限性： 把酸碱限制在水溶液中， 局限性：1, 把酸碱限制在水溶液中， 无法解释： 无法解释： 如 非水溶剂中的酸碱反应 NH3 + HCl = NH4Cl 无法解释： 无法解释：
2,把碱限制为氢氧化物 把碱限制为氢氧化物. 把碱限制为氢氧化物
NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性
第一节 强电解质溶液理论
三、强电解质溶液理论 1923年, Debye P和 年 和 Hückel E 提出电解质 1. 离子相互作用理论 (ion interaction theory) 强电解质在水中全部解离 离子间静电力相互作用（同性相斥，异性相吸） 离子间静电力相互作用（同性相斥，异性相吸） 形成离子氛
HPO42-+H2O
3−
PO43-+H3O+
K a3
[ PO 4 ][ H 3 O + ] = = 4 . 79 × 10 − 13 2− [ HPO 4 ]
第三章 电解质溶液 (Electrolytic Solution)
第一节
强电解质溶液理论
一、电解质溶液的定义及分类: 电解质溶液的定义及分类
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态 下能导电的化合 物 强电解质 强酸 在水溶液中几乎 强碱 完全解离成离子 盐 弱电解质 在水溶液中只 弱酸 一元 能部分解离成 二元 弱碱 离子 三元
3.水溶液的 值 水溶液的pH值 水溶液的 定义： 定义： pH = - lg aH+ ( 稀溶液中 pH= -lg［H+］) ［ 关系： 关系：pH+pOH=14 酸性pH<7 碱性 碱性pH >7 酸性
写出下列物质的共轭酸或共轭碱， 例1 写出下列物质的共轭酸或共轭碱，并指出 其酸碱性。 其酸碱性。 HCO3- SO32 - H2PO4H2O NH2解： H2CO3 CO32- HSO3 - H3PO4 HPO42H3O+ OHNH3 同温度的HCl、 NH3 · H2O、HAc溶液 例2 同温度的 、 、 溶液 间 (pH + pOH) 相等。这句话对吗? 相等。这句话对吗 ture
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

• 在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和 离子重新结合成分子的速率相等时，弱电解质分子及 各种离子的浓度不再改变的状态称为电离平衡。
• 电离平衡是一种动态平衡，当外界条件改变时，如某 种微粒浓度改变或者反应温度改变，平衡都将发生相 应的变化。
（二）电离度
• 电离度是指在一定温度下，当弱电解质在溶液中达到 电离平衡时，已电离的弱电解质分子数占电离前该弱 电解质分子总数的百分数。通常用符号α表示。
• 由于条件（浓度）的改变，弱电解质由原来的电离平 衡达到新的电离平衡的过程，称为电离平衡的移动。
三、同离子效应
• 在氨水中滴入酚酞，溶液因呈碱性而显红色，再加入 少量氯化铵固体，红色变浅。
NH3·H2O NH4Cl
OH- + NH4+ Cl- + NH4+
• 在弱电解质溶液里，加入和弱电解质具有相同离子的 强电解质，使弱电解质电离度减小的现象称为同离子 效应。
• 用半透膜将等体积的纯水和蔗糖溶液在U型管中隔开 （如图1），过一段时间后，发现蔗糖溶液上方液面 逐渐升高，达到一定高度后不再上升（如图2）。实 验表明水能透过半透膜进入蔗糖溶液中，从而使其液 面上升。我们把这种现象称为渗透现象。
指示剂。 • 把指示剂由一种颜色过渡到另一种颜色时溶液pH的变
化范围，称为指示剂的变色范围。
pH 甲基橙 石蕊 酚酞
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
红色 红色
橙 无色
紫色
黄色
浅红
蓝色 红色
几Hale Waihona Puke 常见指示剂的变色范围（二）溶液pH的计算
例 求0.001lmol/L HCl溶液和NaOH溶液的pH。 解：∵ HCl是强电解质 HCl= H+ + Cl-
抗酸成分 CH3COONa NaHCO3 NaH2PO4 NH3·H2O Na2CO3 Na2HPO4 Na3PO4
抗碱成分 CH3COOH H2CO3 H3PO4 NH4Cl NaHCO3 NaH2PO4 NaH2PO4
三、缓冲溶液在医学上的意义
• 缓冲溶液在人体中和医药学上具有重要意义。人体内 各种体液都有一定的pH范围，正常人体血液的pH总 是维持在7.35～7.45，如果某些原因导致血液的pH改 变0.1个单位以上，就容易引起疾病，表现为酸中毒或 碱中毒，甚至危及生命。临床上常用乳酸钠或碳酸氢 钠纠正酸中毒，用氯化铵辅助纠正碱中毒。
学以致用 • pH在医学和生物学上有着重要的意义。人体正常血液
的pH总维持在7.35～7.45之间。临床上将血液的pH小 于7.35称为酸中毒，pH大于7.45时称为碱中毒。无论 酸中毒还是碱中毒都需要及时调整，否则会产生严重 的后果。
三、盐溶液的酸碱性
（一）强碱和弱酸生成的盐
CH3COO Na H2O
第五节 溶液的渗透压
一、渗透现象和渗透压
烟雾在空气扩散
墨汁在水中扩散
• 当两种浓度不同的溶液接触时，都会自动发生扩散现 象，最后形成浓度均匀的溶液。
半透膜 • 有一种性质特殊的薄膜，它只允许较小的溶剂水分子自
由通过而较大的溶质分子很难通过，这种薄膜称为半透 膜。半透膜有天然存在的，例如生物的细胞膜、动物的 膀胱膜、毛细血管壁、肠衣、鸡蛋衣等；也可以由人工 制得，如火棉胶、玻璃纸、硫酸纸和羊皮纸等。
中性溶液：[H+]= 1.0×10-7mol/L= [OH-] 酸性溶液：[H+]﹥1.0×10-7mol/L﹥[OH-] 碱性溶液：[H+]﹤1.0×10-7mol/L﹤[OH-]
• pH就是溶液中氢离子浓度的负对数。 pH= -lg[H+]
• 溶液的酸碱性与pH的关系是 中性溶液 pH = 7 酸性溶液 pH ﹤7 碱性溶液 pH ﹥7
• 强电解质的电离过程是单向的。例如：盐酸（氯化氢的 水溶液）在水分子的作用下，形成了氢离子和氯离子。
氯化氢的电离过程 电离方程式为： HCl = H+ + Cl-
（二）弱电解质
• 在水溶液里只有部分电离成阴、阳离子的电解质称为 弱电解质。弱酸和弱碱是弱电解质。常见弱酸有醋酸、 碳酸等，弱碱有氨水等。
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
课堂练习
一、单项选择题
• 向醋酸和醋酸钠混合溶液中加入少量的盐酸，则溶液 的pH（C）。 A. 减小 B. 增大 C. 几乎不变 D. 无法判断
二、填空
• 临床上正常人体血液的pH总是维持在7.35～7.45之间， 把血液的pH小于7.35叫酸中毒，把血液的pH大于7. 45 叫碱中毒；酸中毒时用乳酸钠纠正，碱中毒时用氯化 铵 纠正。
氯化铵
常见盐的类型
类型
溶液酸碱性
强酸强碱盐
中性
强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 弱酸弱碱盐
酸性 碱性 情况复杂 不讨论
实例
NaCl、KNO3 NH4Cl、NH4NO3 Na2CO3、NaHCO3 CH3COONH4、(NH4)2CO3
判断盐溶液的水解情况及酸碱性，可概括为:
• 有弱才水解 • 无弱不水解 • 都弱双水解 • 溶液酸碱性 • 谁强显谁性 • 同强显中性
课堂练习
一、写出下列物质的电离方程式 1.HCl → H+ + Cl-
2.CH3COOH
CH3COO+ + OH-
二、简答 • 在醋酸溶液中，分别加入盐酸、氢氧化钠、醋酸钠，
电离平衡向哪个方向移动？
• 加入盐酸、醋酸钠，醋酸的电离平衡向左移动；加氢 氧化钠，醋酸的电离平衡向右移动。
第二节 水的电离及溶
[ H+ ] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
酸性增强
中性
碱性增强
知识链接
酸碱指示剂 • 能借助自身颜色的改变来指示溶液pH的物质称为酸碱
氯化钠 氢氧化钠
盐酸
醋酸
几种电解质溶液的导电实验
氨水
（一）强电解质
• 实验结果表明：氯化钠溶液、氢氧化钠、盐酸所连的 灯泡较亮，而醋酸和氨水溶液所连的灯泡则较暗。说 明在相同体积和浓度的条件下，不同电解质的导电能 力是不同的。
• 在水溶液中能全部电离成阴、阳离子的电解质称为强 电解质。强酸、强碱和绝大多数盐都是强电解质。例 如：HCl、H2SO4、HNO3、NaOH、KOH、NaCl、 K2SO4、Na2CO3等。
医用化学基础
医用化学基础
第三章 电解质溶液
郑州市卫生学校 孙丽花
目录
第一节 第二节 第三节 第四节
电解质的电离 水的电离及溶液的酸碱性 缓冲溶液 溶液的渗透压
重点难点
1.强电解质和弱电解质。 2.pH与溶液酸碱性的关系。 3.缓冲溶液的组成和等渗溶液。
第一节 电解质的电离
一、强电解质和弱电解质
液的酸碱性
一、水的电离
• 水是一种极弱的电解质，它能电离出极少量的H+和 OH-，其电离方程式是：
H2O
H+ + OH-
• 实验测得，在25℃时，1L纯水中仅有1.0×10-7mol水 分子电离，可电离出H+和OH-各1.0×10-7mol的，两者 的乘积是一个常数，用KW表示。 KW =[H+][OH-] = 1.0×10-14
血浆中含有的缓冲对
• H2CO3—NaHCO3 • NaH2PO4 — Na2HPO4 • 血浆蛋白—Na-血浆蛋白
红细胞中含有的缓冲对
• H2CO3—KHCO3 • KH2PO4—K2HPO4 • 血红蛋白(HHb)—K-血红蛋白(KHb)
• 氧合血红蛋白(HHbO2)—K-氧合血红蛋白(KHbO2)
已电离的分子数
α
×100% 分子总数
• 电解质越弱，它的电离度越小。在0.1mol/L溶液中， α>30%的电解质称为强电解质，α在5%～30%的称为 中强电解质，α<5%的称为弱电解质。
（三）电离平衡移动
• 在氨水中存在着下列电离平衡：
NH3·H2O
NH4+ + OH-
• 向溶液中加入HCl后，HCl中的H+能与溶液中的OH-结 合生成H2O，使平衡向右移动；加入NaOH能够增大 OH-浓度，使平衡向左移动；加入浓氨水增大了 NH3·H2O 的浓度，使平衡向右移动。
NH3·H2O
NH4+ + OH-
• 弱电解质的电离过程是双向的，电离出阴、阳离子的 同时，离子又可以结合出分子。如果弱电解质是多元 酸，则它们的电离是分步进行的。
二、弱电解质的电离平衡
（一）电离平衡
• 以醋酸为例：
CH3COOH
H+ + CH3COO-
• 起始时，醋酸分子浓度大，电离的速率比较快，此过 程称为电离的正反应。随着醋酸分子浓度减小，电离 速率逐渐减慢；而氢离子和醋酸根离子的浓度逐渐增 大，离子结合成分子的速率逐渐加快，此过程为电离 的逆反应。
• KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。
二、溶液的酸碱性和pH
（一）溶液的酸碱性和[H+]、pH的关系
• 常温时，纯水中[H+]和[OH-]相等，都是1.0×10-7mol/L， 所以纯水既不显酸性也不显碱性，而是呈中性。
• 如果向纯水中加入酸，由于[H+]﹥[OH-]，溶液呈酸性。 • 如果向纯水中加入碱，由于[H+]﹤[OH-]，溶液呈碱性。 • 常温时溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的关系可表示为：