医用化学 教学课件 作者 张威 李明梅 主编第三章 电解质溶液.ppt

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1、第三章电解质溶液学习目标1.了解强、弱电解质、解离度、缓冲溶液等有关概念。2.熟悉质子理论要点和解离平衡理论。3.掌握弱酸、弱碱水溶液和缓冲溶液pH的计算。4.掌握缓冲溶液在医学上的意义。引言自然界中许多化学反应是在溶液中进行的，有些反应是离子间的反应，离子是由电解质解离而产生的。因此了解电解质溶液及缓冲溶液的性质是十分必要的。本章首先介绍酸碱理论和溶液的有关计算，然后讨论缓冲溶液。第一节酸碱质子理论一、质子理论的酸碱定义酸碱质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。酸是质子的给予体，酸给出质子后剩余的部分就是碱；碱是

2、质子的接受体，碱接受质子后即成为酸。第一节酸碱质子理论酸质子＋碱HClH＋＋Cl－NH4+H＋＋NH3H3PO4H＋＋H2PO4－HAcH＋＋Ac－H3O+H＋+H2OH2OH＋+OH－第一节酸碱质子理论从上式可以看出：酸和碱可以是中性分子、阴离子也可以是阳离子。如HCl、HAc是分子酸，而NH4＋则是离子酸。Cl－、CO32－是离子碱。有些物质如H2O、HCO3－、HS－、H2PO42-等既可以给出质子又可以接受质子，这类分子或离子称为两性物质。第一节酸碱质子理论酸给出质子后变成碱，碱接受质子后变成酸的这种相互的关系称为共轭关系。仅相差1个质子的一

3、对酸碱称为共轭酸碱对。如HAc和Ac－是共轭酸碱对。HAc是Ac－的共轭酸，Ac－是HAc的共轭碱。在一对共轭酸碱对中，共轭碱的碱性愈强，其共轭酸的酸性愈弱；反之亦然。第一节酸碱质子理论二、酸碱反应的实质根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递。酸碱反应是两个共轭酸碱对间的质子传递，可用下式表示：第二节弱电解质在溶液中的解离一、弱电解质的解离平衡和解离常数解离平衡是化学平衡的一种形式，符合一般化学平衡原理。在醋酸的解离平衡中：HAcH＋＋Ac－根据化学平衡的原理，解离平衡的平衡常数表达式：第二节弱电解质在溶液中的解离式中[H+]、[Ac-]和[H

4、Ac]分别表示H+、Ac-和HAc的平衡浓度，Ki称为解离平衡常数，简称解离常数。通常弱酸的解离常数用Ka表示，弱碱的解离常数用Kb表示。第二节弱电解质在溶液中的解离二、解离度解离度是在一定温度下，弱电解质在溶液中达到解离平衡时，已解离的弱电解质分子数占弱电解质分子总数（包括已解离的分子和未解离的分子）的百分数。通常用α来表示：第二节弱电解质在溶液中的解离相同浓度的不同弱电解质，其解离度不同。电解质越弱，解离度越小。因此，解离度的大小能有效地表示电解质的相对强弱；同一弱电解质，浓度不同，其解离度也不同。浓度越小，解离度越大。温度越高，解离度越大。第三

5、节水溶液的酸碱性及pH的计算一、水的质子自递反应与溶液的pH1.水的质子自递反应H2O＋H2OH3O＋＋OH－在一定温度下，该反应达到平衡时，存在如下关系式：式中Ki为水的平衡常数。在纯水或稀溶液中，一般将[H2O]视为常数，它与Ki合并成一个新常数Kw，称为水的质子自递常数，又称水的离子积常数。第三节水溶液的酸碱性及pH的计算实验测得：在22℃时纯水中[H3O＋]=[OH－]=1.0×10-7mol·L-1。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。为了简便起见，用[H+]代表[H3O+]，则有：第三节水溶液的酸碱性及pH的计算例3-1计算2

6、95K时0.001mol·L-1NaOH溶液中氢离子的浓度。解：[OH－]＝10-3mol·L-1，根据公式Kw=[H＋][OH－]=10-14第三节水溶液的酸碱性及pH的计算2.溶液的pH溶液的酸度常用pH表示，pH=-lg[H3O＋]或pH=-lg[H＋]。常温下[H＋][OH-]=10-14，因此pH+pOH=14。当溶液的[H＋]和[OH-]大于1.00mol·L-1时，可不再用pH来表示。第三节水溶液的酸碱性及pH的计算根据pH定义和水的离子积常数，我们可得到如下结论：22℃时:中性溶液[H＋]=[OH－]pH=7.00酸性溶液[H＋]＞[

7、OH－]pH＜7.00碱性溶液[H＋]＜[OH－]pH＞7.00第三节水溶液的酸碱性及pH的计算3.共轭酸碱解离常数的关系共轭酸碱对HA-—A－在水溶液中分别存在如下的质子传递反应平衡式：HA＋H2OA－＋H3O＋A－＋H2OHA＋OH－第三节水溶液的酸碱性及pH的计算将两式相乘：两边同时取负对数得：pKa＋pKb=pKw第三节水溶液的酸碱性及pH的计算例3-2已知298K时，NH3·H2O的Kb＝1.75×10-5，计算NH4+的Ka解：NH4+是NH3·H2O的共轭碱，根据公式Ka·Kb＝Kw第三节水溶液的酸碱性及pH的计算二、弱酸、弱碱在水溶液

8、中质子传递平衡的移动在醋酸溶液中存在着以下平衡：HA＋H2OA－＋H3O＋达到平衡时，溶液中的HAc、H＋和