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【北京大学】《医用基础化学》第三章 电解质溶液

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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)

基础化学：第三章 电解质溶液

基础化学：第三章 电解质溶液

第一节 强电解质溶液
É lectrolyte 电解质
—substance qui conduit le courant électrique en solution aqueuse ou à l’état de fusion.
Le rôle de solution électrolytique : maintenir la concentration osmotique des liquides du corps humain, valeur de pH et les autres fonctions physiologiques et biochimiques
为了表达溶液中离子氛或离子对的影响，引入活度 活度(activité)a ：concentration effective des ions 离子有效浓度
aΒ=γB ·cB / cθ
量纲：一
γB ：活度因子 coefficient d’activité Cθ：标准摩尔浓度, 1 mol·L-1
∵aB＜ cB，∴γ B ＜1
les électrolyte fort se dissocient complètement dans l’eau. la force électrostatique inter ionique forme l’atmosphère
ionique离子氛, empêche le mouvement libre des ions.
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， 它们维持着体液渗透浓度、pH值.
一、Électrolyte 电解质 et degréde dissociation 解离度

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
2.共轭酸碱对只能相差一个质子 3. 酸强碱必弱，碱强酸必弱； 酸的强度用Ka 表示，碱的强度用Kb 表示， 且 Ka · Kb = Kw = 10-14 H2CO3的共轭碱是HCO3-，不是CO32例如：HCl > HAc Cl- < Ac-
练习: 共轭酸 H2CO3 H 2PO4H3PO4 HPO42-
Kb=
Ka ：酸质子转移平衡常数 Kb ：碱质子转移平衡常数
酸： HAc ⇌ H+ + Ac H+ Ac- Ka = HAc 酸标准解 离常数
酸 acid
Ka 越大，酸越强 Ka 越小，酸越弱
碱： NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH NH4+ OH- Kb = NH3
三元酸H3PO4
H3PO4 H2PO4 HPO4
+ H2PO4 H + 2HPO H + 4 +
Ka1 ＞＞Ka2 ＞＞Ka3
2-
H + PO4
+
3-
多元碱PO43PO43- + H2O HPO42- + H2O H2PO4- + H2O HPO42- + OHH2PO4- + OHH3PO4 + OHKb1 Kb2 Kb3
-
Ka Kb = KW
pKa + pKb = pKW
讨论：1. Ka大，则其共轭碱的Kb小，说 明：一个酸越强，其共轭碱的碱性越弱 2. 可以计算离子碱，离子酸的Kb及Ka
例题：已知NH3的Kb =1.79×10-5，求 NH4+的Ka 解：
Ka =
KW
Kb

基础化学第三章(电解质溶液)

基础化学第三章(电解质溶液)
和碱的定义和概念。
2 共有的特性
探讨酸和碱之间的一些共同特征。
3 反应类型
介绍酸碱反应的不同类型和常见反应方程。
酸碱指示剂及其应用
什么是酸碱指示剂?
解释酸碱指示剂的作用原理和常 见的指示剂种类。
指示剂的应用
介绍在实验室和日常生活中使用 指示剂的示例。
pH测试
探讨如何使用指示剂测量溶液的 pH值。
基础化学第三章(电解质 溶液)
在这个大纲中，我们将深入讨论基础化学第三章的内容，重点是电解质溶液 的概念、性质和相关的化学反应。拟好心态，准备好展开一段奇妙的化学之 旅吧！
电解质概述
什么是电解质?
介绍电解质的定义和基本特 征。
电解质的分类
区分电解质的不同类型和特 性。
电解质的重要性
探讨电解质在生活和工业中 的应用。
2
气体扩散法
解释气体扩散法的原理和实施方法。
3
液体混合法
介绍液体混合法的步骤和常见应用。
pH计的原理和校准
1
pH计的校准
2
详细步骤和常见校准方法。
3
pH计的原理
阐述pH计测量pH值的基本原理。
校准的重要性
解释为什么校准pH计是必要的。
摩尔浓度和摩尔体积浓度
摩尔浓度
定义并解释如何计算化学物质的摩尔浓度。
摩尔体积浓度
介绍摩尔体积浓度的概念以及如何进行计算。
溶解度概述
什么是溶解度?
解释溶解度的定义和基本概念。
溶解度曲线
讲解溶解度曲线的含义和图像。
影响因素
探讨影响溶解度的因素，如温度和压力。
标准溶液的制备方法
1
液体浸染法
详细步骤和注意事项。

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

二、Debye-Huckcl 离子互吸理论 ⒈ 强电解质在水中完全解离 ⒉ 阴、阳“离子氛”互相牵制，离子运动不完全自由。
+
+-
-
-
-
+++ -
++
-
++
+
+-
-+
- +-
+
+
“离子氛”( ion atmosphere )
三、离子的活度和活度因子
⒈ 活度(activity) a
离子的有效浓度
aB =B(bB / b)
NH3·H2O
NH4+ + OH-
平衡移动方向 变化 pH变化
+ NH4Cl
←
降低 降低
+ NaOH
←
降低 升高
+ HCl
→
增大 下降
+ NaCl
→
稍增 稍增
+ H2O
→
增大 下降
第四节 酸碱溶液pH 的计算
一、强酸或强碱溶液
HNO3、HCl、H2SO4；NaOH、Ca(OH)2等
HNO3 + H2O
Kb,2
Kb,3
三、酸碱平衡的移动
1. 浓度对酸碱平衡的影响
HAc + H2O
H3O+ +
Ac
设HAc的起始浓度为c mol·L-1，解离度为
HAc
+
H
+
Ac
起始浓度/mol·L-1 c
00
平衡浓度/mol·L-1 c-c
c c
Ka

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。

电解质溶液课件

电解质溶液课件
REPORTING
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。

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。

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

第三章电解质溶液1

第三章电解质溶液1

第三章 电解质溶液
HAc是一元弱酸(Monoprotic weak acid)（一个分 子只解离出一个质子H+），对于多元弱酸(Polyprotic weak acids)来说，它们的解离是多级解离，分步进行 的，每一级都有一个相应的解离常数，如： H2S
H2S
HHS Ka1c(H c()H c2(S H ) S )9.11 08
因此，只能根据平衡常数的公式：
x2 K a
1.77 1 04
0.010x
解一元二次方程得： x=1.24×10-3 mol·dm-3 pH=-lg(1.24×10-3 )=2.91 = (1.24×10-3 )/0.010 ×100%=12.4%
第三章 电解质溶液
水的电离与溶液的酸碱性
第三章 电解质溶液
第三章 电解质溶液
(Electrolyte Solution)
传统化学中有四大平衡问题：
1.弱电解质的解离平衡
本章
2.难溶电解质的沉淀、溶解平衡
3.氧化还原平衡——第四章
4.配位平衡——第七章
第三章 电解质溶液
§3.1 弱电解质的解离平衡
(Dissociation equilibrium of weak electrolyte)
解法2：设解离度为 ，∵
c K

500
,可作近似计算：
K1.7 6 15 01.3 3 10 21.3% 3
c
0.1
c ( H ) c ( A ) c c 0 . 1 1 . 3 % 3 1 1 .-m 3 3 0 d 3 3 o m
第三章 电解质溶液
0.1
c (H ) c (A ) c 1 .1 3 -m 3 0 3 d o 3 m l

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
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第三章电解质溶液
（一）
【教学目标】
1. 掌握同离子效应和盐效应，酸碱的共轭关系
2. 熟悉酸碱的定义及酸碱反应的实质
3. 了解弱电解质的解离
【教学重点】
同离子效应，共轭酸碱的关系
【教学难点】
弱电解质的解离平衡的移动
【教学方法】
讲解，实验演示，讨论
【教学过程】
人体体液约含65％的水及多种电解质，如HCO3-,CO32-,H2PO4-,Na ＋，K+,Cl－等。

人体的许多生理现象和病理现象都与这些电解质离子的浓度，体液的酸度有关。

人体血液的pH值维持在7.35～7.45之间。

第一节弱电解质在溶液中的电离
电解质分为弱电解质和强电解质两类
强电解质：在水溶液中完全电离的化合物
弱电解质：在水溶液中只有部分电离的化合物
可以用解离度（α）定量表示弱电解质解离程度的大小： α＝（已解离的分子数∕分子总数）×100％
一． 解离平衡和离解常数
HAc ++H
2O H 3O +
Ac - (简写为：HAc +Ac -
H +) k i =[ H +][ Ac -]/[ HAc]
注意：1. k i 反映解离能力的相对强弱，例表3－1
2.多元弱酸是分步解离的
二． 同离子效应和盐效应
1．
同离子效应 HAc +Ac -
H + NaAc=Na ++Ac - 平衡向左移动，解离度减小 定义：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，导致弱电解质的解离度降低。

2．
盐效应
HAc +Ac -
H + NaCl= Na ++Cl - 平衡向右移动，解离度增大 讨论：两种效应的发生原因及其协同作用。

第二节 酸碱质子理论
一．酸碱的定义
酸：凡能给出质子（H +）的物质如：HAc ，NH 4+,H 2PO 4-,HCl 等
碱：凡能与质子（H+）结合的物质如：NH3,PO43-,H2PO4-,Cl－等酸和碱既可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。

共轭酸碱关系：
特点：共轭酸比共轭碱多一个质子（H+）
两性物质：既能给出质子，又能结合质子的物质如：H2O，HCO3-,HPO42-
二．酸碱反应
反应的实质：质子的传递过程
评价：
1．本次课重点掌握同离子效应的概念，共轭酸碱的关系。

2．本次课的内容是学习缓冲溶液的基础。

第三节水溶液的酸碱性及pH值的计算
第四节缓冲溶液（一）
【教学目标】
1．掌握K w的意义，缓冲溶液的组成
2．熟悉Ka与Kb的关系，一元弱酸、弱碱的pH值的计算
3．了解溶液的酸碱性与pH值的关系和缓冲作用的原理
【教学重点】
水的离子积，缓冲溶液的组成
【教学难点】
溶液pH 值的计算
【教学方法】
讲解，多媒体，；练习，讨论
【教学过程】
第三节 水溶液的酸碱性及pH 值的计算
一．水的质子自递反应
Kw 不仅适用于纯水，也适用于稀溶液，把对立的酸和碱统一起来了
共轭酸碱对Ka 与Kb 的关系
+H 2
O +-A HA OH - K a =[H 3O +][A -]
[HA] =
[A -][HA]K b [OH -]
+H 2O H 3O ++-A HA
K a ·K b =K w
三．一元弱酸、弱碱溶液pH 值的计算
1．强酸、强碱的pH 值的计算
2．弱酸、弱碱的【H +】和pH 值的计算
第四节 缓冲溶液（一）
一．缓冲溶液的组成及缓冲作用
（一）缓冲作用及缓冲溶液的概念
结果：HAc和NaAc的混合液能对抗外加少量的强酸或强碱的影响
结论：溶液具有抵抗外加的少量强酸、强碱或适当稀释的影响，保持pH值几乎不变的作用，称为缓冲作用；具有缓冲作
用的溶液称为缓冲溶液。

（二）缓冲溶液的组成
条件：①缓冲溶液含有两种成分：即抗酸成分和抗碱成分，组成缓冲对
②抗酸成分和抗碱成分是一种共轭酸碱对
第四节缓冲溶液（二）
【教学目标】
1. 掌握影响缓冲溶液容量的因素和缓冲溶液的配制
2. 熟悉缓冲溶液的pH值计算
3. 了解缓冲溶液在医学上的意义
【教学重点】
缓冲溶液的配制
【教学难点】
缓冲溶液的pH值计算
【教学方法】
讲解，练习，讨论
【教学过程】
二．缓冲溶液的pH值计算
1．缓冲溶液pH值的计算公式推导
HA+H2O=H3O++A-
K a＝[H3O+][ A-]/[HA]
[H3O+]= K a·[HA]/ [ A-]
pH=p K a+㏒[ A-]/[HA]
式子中[ A-]/[HA]称为缓冲比：[ A-]＝C b；[HA]＝Ca
故有：pH=p K a+㏒C b / Ca
2．公式意义：
（1）缓冲溶液pH值主要取决于共轭酸碱对中弱酸的K a值，其次取决于缓冲比
（2）对于同一缓冲对的缓冲溶液，其pH值取决于缓冲比，当缓冲比
为1：1时，pH＝p K a
（3）适当稀释缓冲溶液时，缓冲比不变，则pH值也不变
3．公式的应用
P 16 例子3－4，3－5，3－6
三．缓冲容量与缓冲溶液的配制
（一）缓冲容量
1．概念
β＝n/v|ΔpH| （单位：mo l·L-1·pH-1）
2. 影响因素：
（1）总浓度
总浓度越大，抗酸抗碱成分越多，缓冲容量也就越大
（2）缓冲比
当缓冲比为1：1时，缓冲容量最大，pH＝p K a
缓冲溶液的缓冲范围：，pH＝p K a±1
（二）缓冲溶液的配制
1．配制原则和步骤
（1）选择适当的缓冲对，使得缓冲对中弱酸的，p K a值尽可能接近实际要求的
pH值。

从而使得缓冲溶液的缓冲比接近1：1，所配制的溶液在缓冲
范围内具有较大的缓冲容量
（2）要有适当的总浓度，一般控制在0.05～0.20 mo l·L-1
2．溶液的配制
为了方便，在实际中常常用相同浓度的弱酸和共轭碱按一定体积比来
混合，其原理pH=p K a+㏒V b / Va
3. 举例
P18 ，3－8，3－9
四．缓冲溶液在医学中的意义
（一）血液中的主要缓冲对
其中，缓冲能力最大，起重要作用的是H2CO3-Na2CO3
（二）酸碱中毒的原因及解释
评价
1．缓冲溶液的pH值计算是难点，关键要理解公式中各项的物理意义2．缓冲溶液的配制是重点，关键是选择缓冲对
3．要识记血液中的三大缓冲对。