电解质溶液与缓冲溶液课件.ppt

回顾,一、质子,原子的组成,回顾,一、质子,原子的组成,原子是由带正电荷的原子核和带负电荷的电子构成的，原子核所带的正电荷数和核外电子所带的负电荷数相等，整个原子显电中性。原子核又是由质子和中子构成的。,回顾,一、质子,(1) 原子核的核电荷数是由质子数决定的，原子是电中性的，所以： 核电荷数（Z）= 核内质子数 = 核外电子数,原子中各种粒子间的关系,若按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，得到的 序号称为原子序数。原子序数在数值上与该元素原子的核电荷数相等，即与质子数相等。,回顾,一、质子,原子结构示意图,回顾,一、质子,氢原子结构示意图,氢原子中有一个质子和一个电子，当氢原子失去这个电子时，就成了氢离子H+，这样氢离子就相当于一个质子，所以通常所说的质子就是氢离子,氢离子（H+）,回顾,二、化合价,化合价是元素在形成化合物时表现出的一种性质。，反应了原子形成化学键的能力,规定,(1)单质中元素的化合价等于零。 H2 、Cl2、Na、Mg（2）单原子离子中元素的化合价等于离子的荷电数。Na+、Mg2+、Cl-（3）氧（O）的化合价在大多数化合物中为2价，氢（H）的化合价在大多数化合物中为+1价（4）电中性的化合物中所有元素的化合价的代数和为零。多原子 离子中所有元素的化合价的代数和等于离子的荷电数。NaOH、Na2SO4、ClO3-,回顾,二、化合价,表示方法,H2O,+1,2,MnO4-,2,+7,例题：求H2中H的化合价、Cr2O72-中Cr的化合价和Fe3O4中Fe的化合价,2X=0,2X+7(-2)=-2,3X+4(-2)=0,第一节 酸碱质子理论,1663年 波义耳(R.Boyle)提出酸碱概念。 1889年 阿累尼乌斯提出酸碱电离理论。1905年 富兰克林酸碱溶剂理论。1923年 布朗斯特和费莱(T.M.Lowry)几乎同时各自独立地提出了酸碱的质子理论。同年，路易斯提出了酸碱的电子理论。1963年 皮尔逊提出硬软酸碱原则。,第一节 酸碱质子理论,一、酸碱电离理论,在水中电离产生的阳离子全部是H+的化合物,酸,碱,在水中电离产生的阴离子全部是OH-的化合物,酸碱反应实质,第一节 酸碱质子理论,一、酸碱电离理论,NaHSO4可电离为Na+、H+、SO42-是酸还是碱,第一节 酸碱质子理论,一、酸碱电离理论,评价,酸碱电离理论是人们对酸碱认识从现象到本质的一次飞跃，对化学学科的发展起了重要作用。但该理论将酸碱限定在以水为溶剂的体系，而且将碱限定为氢氧化物。,CH3CH2ONa、Na2CO3,第一节 酸碱质子理论,二、酸碱质子理论,第一节 酸碱质子理论,二、酸碱质子理论,能给出质子的（H+）物质,酸,质子给予体,能接受质子的（H+）物质,碱,质子接受体,第一节 酸碱质子理论,二、酸碱质子理论,酸和碱依赖质子的给出与获得相互依存、相互转化,共轭关系,共轭酸：,共轭碱：,碱得到质子后形成的酸,酸得到质子后形成的碱,共轭酸碱对,酸与其共轭碱,碱与其共轭酸,只相差一个质子,第一节 酸碱质子理论,二、酸碱质子理论,HAc、HCl、PO43-、HCO3-、NH4+、OH-、NH3,酸,碱,HAc、HCl、 HCO3-、 NH4+,PO43-、 HCO3-、OH-、NH3,共轭酸碱对,NH4+-NH3,第一节 酸碱质子理论,二、酸碱质子理论,两性物质,既有给出质子的能力，又有接受质子的能力,既可以是酸又可以是碱,HCO3-,H2CO3,CO32-,给出质子,接受质子,第一节 酸碱质子理论,二、酸碱质子理论,关于盐,没有盐的概念,酸碱电离理论中的盐在酸碱质子理论中是酸、碱或者酸和碱的混合物,NaAc在水中全部解离为Na+和Ac-，为碱,NH4Ac在水中全部解离为NH4+和Ac-，为酸和碱的混合物,第一节 酸碱质子理论,三、酸碱反应的实质,H+,1、酸碱反应的实质是在两对共轭酸碱对之间的质子传递,2、水溶液、非水溶剂和无溶剂时均可进行,第一节 酸碱质子理论,三、酸碱反应的实质,得到质子,NH4+,给出质子,Cl-,第一节 酸碱质子理论,三、酸碱反应的实质,3、电离作用、中和反应、水解反应都属于酸碱反应,第一节 酸碱质子理论,三、酸碱反应的实质,4、酸碱反应的方向： 取决于酸碱的相对强度,第一节 酸碱质子理论,四、酸碱的强度,酸越强，给出质子能力越强，其共轭碱接受质子能力越弱，即碱性越弱,酸越弱，其共轭碱碱性越强,第二节 水溶液的酸碱性,一、水的质子自递平衡,在同种分子之间所发生的质子传递反应称为质子自递反应,第二节 水溶液的酸碱性,一、水的质子自递平衡,一定温度下，水的质子自递反应达到平衡时,=,Kw成为水的离子积常数，简称水的离子积,第二节 水溶液的酸碱性,一、水的质子自递平衡,Kw随温度的升高而增大,适用于纯水和水溶液,第二节 水溶液的酸碱性,二、水溶液的酸碱性（酸度）,第二节 水溶液的酸碱性,二、水溶液的酸碱性（酸度）,酸度是指水溶液中H3O+的浓度,酸碱性（酸度）的表示：pH,H：水溶液中H3O+浓度的负对数,pH=-lgH3O+,第二节 水溶液的酸碱性,二、水溶液的酸碱性（酸度）,pH=-lgH3O+,第二节 水溶液的酸碱性,二、水溶液的酸碱性（酸度）,室温下，pH与溶液的酸碱性的关系如下：,酸性溶液：pH7中性溶液：pH=7碱性溶液：pH7,H越小，酸性越强；pH越大，碱性越强,第二节 水溶液的酸碱性,二、水溶液的酸碱性（酸度）,溶液的酸碱性也可以用pOH来表示,pH=-lgOH-,室温时=14,第二节 水溶液的酸碱性,二、水溶液的酸碱性（酸度）,人体各种体液的pH值,酸中毒(acidosis)： pH值7.44,第三节 弱电解质溶液,一、电解质溶液,化合物,电解质,非电解质,强电解质,弱电解质,酸（HCl、HAc）、碱（NaOH、NH3H2O）、盐（NaCl）等。,蔗糖、甘油、酒精,导电能力渗透压,电解质和弱电解质的导电性,第三节 弱电解质溶液,强电解质,在水溶液中全部解离成离子，以水合离子的状态存在,一、电解质溶液,弱电解质,在水溶液中只有一小部分解离成离子，大部分以分子的形式存在,第三节 弱电解质溶液,二、弱电解质溶液的解离平衡,NH4+ + OH-,NH3H2O,当弱电解质电离成离子的速度（正反应）和离子重新结合成分子的速度（逆反应）相等时，即解离达到动态平衡，称解离平衡,此平衡是动态的、有条件的，当条件改变，如改变反应物或生成物的浓度，改变温度等，可使电离平衡移动，直至建立新的平衡,第三节 弱电解质溶液,二、弱电解质溶液的解离平衡,一元弱酸,Ka称为弱酸的解离平衡常数，简称为酸常数。Ka值越大，表示一元弱酸的解离能力越强，溶液中H3O+的浓度越高，弱酸的酸性越强,第三节 弱电解质溶液,二、弱电解质溶液的解离平衡,一元弱碱,Kb称为弱碱的解离平衡常数，简称为碱常数。Kb值越大，表示一元弱碱的解离能力越强，溶液中OH-的浓度越高，弱碱的碱性越强,第三节 弱电解质溶液,二、弱电解质溶液的解离平衡,当弱电解质在溶液中达到解离平衡时，弱电解质各离子浓度幂的乘积与未解离的分子浓度之比是一个常数，称为：弱电解质的电离常数（解离常数）用Ki来表示,Ki的大小表示弱电解质在水溶液中的解离程度。Ki值越大，说明弱电解质的解离程度越高。Ki具有平衡常数的一般属性。,第三节 弱电解质溶液,三、共轭酸碱对Ka与Kb的关系,HB-B-,第三节 弱电解质溶液,四、解离度,解离度-表示电解质的解离程度,第三节 弱电解质溶液,四、解离度,25，0.1mol/L的HAc溶液中，每10000个HAc分子里有132个分子电离成离子。 = 132/10000100% = 1.32%。,第三节 弱电解质溶液,四、解离度,一般将质量摩尔浓度为0.2mol/kg的电解质溶液中解离度大于30%的成为强电解质，解离度小于5%的称为弱电解质，介于30%和5%之间的称为中强电解质,影响解离度的因素：溶质和溶剂的极性强弱 溶液的浓度 溶液的温度,第三节 弱电解质溶液,四、解离度,第三节 弱电解质溶液,五、多元弱酸的分步解离,第三节 弱电解质溶液,五、多元弱酸的分步解离,通常K1 K2K3，一般以K1作为多元弱酸的电离常数。,K1,K2,K3,第三节 弱电解质溶液,六、弱电解质解离平衡的移动,浓度的影响,当反应达到平衡时，降低B-的浓度，平衡向 移动，弱电解质的解离度 ，溶液中离子数目,第三节 弱电解质溶液,六、弱电解质解离平衡的移动,同离子效应,如果在弱电解质的水溶液中加入与其具有共同离子的强电解质，使弱电解质的电离度下降的现象。,HAc H+ + Ac-,NaAc Na+ + Ac-,第三节 弱电解质溶液,六、弱电解质解离平衡的移动,盐效应,在弱电解质的水溶液中，加入与弱电解质含有不同离子的强电解质，使得弱电解质的解离度增加的现象,在0.1mol/LHAc溶液中加入NaCl晶体，使NaCl的浓度为0.1mol/L时，氢离子的浓度由mol/L增大到了1.70mol/L，解离度则为1.70%,第三节 弱电解质溶液,六、弱电解质解离平衡的移动,1、在发生同离子效应的同时，必然伴随着盐效应的发生。2、同离子效应对弱电解质的解离度影响更大。3、通常忽略盐效应所产生的影响。,第四节 缓冲溶液,一、缓冲作用与缓冲溶液,第四节 缓冲溶液,一、缓冲作用与缓冲溶液,第四节 缓冲溶液,一、缓冲溶液的概念,缓冲溶液：,能抵抗外加的少量强酸、强碱或稀释而保持溶液的pH基本不变的溶液,缓冲作用：,缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用,第四节 缓冲溶液,二、缓冲溶液的组成,抗酸成分（共轭碱）,抗碱成分（共轭酸）,缓冲系或缓冲对,类型,弱酸和对应的盐：HAc NaAc H2CO3 NaHCO3 弱碱和对应的盐：NH3H2O NH4Cl CH3NH2CH3NH2.HCl多元酸的 酸式盐和对应的次级盐：NaH2PO4 Na2HPO4,第四节 缓冲溶液,三、缓冲作用原理,以H2CO3-NaHCO3为例,抗酸成分：Ac-,抗碱成分：HAc,当外加少量HCl时： HCl H+ + Cl- H+ + Ac- HAc，使溶液pH值几乎不变，故Ac-为抗酸成分。当外加少量NaOH时： NaOH Na+ + OH- OH- + H+ H2O 补充 （大量)HAc H+ + Ac- ，使溶液pH值几乎不变，故HAc为抗碱成分。,第四节 缓冲溶液,三、缓冲作用原理,第四节 缓冲溶液,三、缓冲作用原理,缓冲溶液中既有大量的抗酸成分，又有大量的抗碱成分，因此可以抵抗外加的少量强酸或强碱，使溶液pH值几乎不变。,第四节 缓冲溶液,四、缓冲溶液的pH,亨德森-哈塞尔巴赫方程式（Henderson-Hasselbach）,即,缓冲比,弱酸-共轭碱（HB-B-）,第四节 缓冲溶液,四、缓冲溶液的pH,亨德森方程,H值取决于共轭酸的pKa值与缓冲比,当缓冲比等于1时，pH=pKa,具有有限的抗酸、抗碱及抗稀释作用,第四节 缓冲溶液,五、缓冲容量,衡量缓冲溶液缓冲能力的尺度使单位体积（每升或者每毫升）的缓冲溶液的pH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。符号。,（c=HB+B-）,第四节 缓冲溶液,五、缓冲容量,当缓冲比（B-/HB）一定时，缓冲溶浓的总浓度越大，缓冲容量越大。,总浓度不变时，以缓冲比为l（B-=HB，pH=pKa）时，缓冲容量最大，缓冲比偏离1越远，则缓冲容量越小。,第四节 缓冲溶液,六、缓冲范围,pH=pKa-1 pH=pKa+1,缩写为： pH=pKa1,缓冲溶液具有缓冲能力的pH值范围称为缓冲溶液的缓冲范围。,几种常用缓冲溶液的pKa及缓冲范围,第四节 缓冲溶液,六、缓冲溶液在医学上的意义,血液中主要的缓冲对,HHb 血红蛋白 HHbO2 氧合血红蛋白,第四节 缓冲溶液,六、缓冲溶液在医学上的意义,血浆中以H2CO3-HCO-3缓冲系最为重要。,当pH7.5时，引起碱中毒,7.367.45,第四节 缓冲溶液,六、缓冲溶液在医学上的意义,代谢性酸中毒：人体有时产酸过多 , 肾功能不足或严重腹泻丢失大量 NaHCO 3 ，血液 pH 值低于 7.35 所造成。呼吸性酸中毒：因肺气肿、呼吸道梗阻等，使 H 2 CO 3 浓度升高， pH 值降低所造成。代谢性碱中毒：有时服碱性药物 ( 如水杨酸钠 ) 过多，或反复呕吐，丢失大量氯化物，使 NaHCO 3 浓度升高，血液 pH 值大于 7.45 所造成。呼吸性碱中毒：由于肺换气过度，如脑炎、高烧、缺氧等，使血液中 H 2 CO 3 浓度降低，血液 pH值升高所造成。,第四节 缓冲溶液,六、缓冲溶液在医学上的意义,