第四章 电解质溶液与缓冲溶液

第四章电解质溶液与缓冲溶液讲师：第二军医大学学习目标●会区分强电解质和弱电解质。知道弱电解质电离平衡概念●能说出pH与溶液酸碱性的关系，能进行有关基本计算●知道酸碱质子理论●知道缓冲溶液的组成，了解缓冲溶液的原理，能进行缓冲溶液pH的基本计算，了解缓冲溶液在医学上的意义第一节弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质（一）强电解质概念：凡是在水溶液中完全电离的电解质称为强电解质。其电离方程式通常用“”来表示强电解质电离的不可逆性、单向性。例如：HCl=H++Cl－HNO3=H++NO3-NaOH=Na++OH－（二）弱电解质概念：凡是在水溶液中只能部分电离成离子的电解质称为弱电解质。电离方程式用“”表示弱电解质电离的可逆性、双向性。例如：醋酸：CH3COOHH++CH3COO－氨水：NH3·H2ONH4++OH－如果弱电解质是多元弱酸，则它们的电离是分步进行的，如碳酸的电离过程：第一步电离H2CO3H++HCO3－第二步电离HCO3－H++CO32－二、电离平衡和电离度（一）电离平衡概念：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弱电解质分子的速率相等时，电离过程即达到动态平衡，称为弱电解质的电离平衡。电离平衡是动态平衡。（二）电离常数概念：电离平衡时，已解离的各离子浓度冪次方乘积与未解离的分子浓度的比值是一常数。例如，醋酸的电离平衡和电离常数可表示如下：Ki为电离常数。Ki的大小可表示弱电解质（弱酸，弱碱等）在水溶液中电离成离子的程度，Ki越小，则电离程度越小。HAcAcHAcHHAciK常用Ka表示弱酸的电离常数，Kb表示弱碱的电离常数。Ki与弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。一些弱酸和弱碱的电离常数如表4-1所示：（表中Ka1、Ka2、Ka3分别是多元弱酸的一级电离常数、二级电离常数、三级电离常数。）表4-1一些弱酸和弱碱的电离常数（250C）（三）电离度概念：在一定温度下，弱电解质在水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。用符号α表示。%100a已解离的分子数分子总数三、同离子效应概念：在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质含有相同离子的强电解质时，可使弱电解质的解离度降低。例如：在HAc溶液中，若加入少量含有相同离子的强电解质NaAc。HAcH++Ac-NaAc→Na++Ac-第二节酸碱质子理论酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱，酸是质子的给体，碱是质子的接受体。一、酸碱的定义酸H++碱HClH++Cl－HAcH++Ac－H2CO3H++HCO3－HCO3－H++CO32－H++NH3NH4+H3OH++H2OH2OH++OH－+（1）上述关系式又称酸碱的共轭关系，酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。（2）酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。（3）有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，如：H2O,HCO3-这些物质称为两性物质。（4）在质子理论中没有盐的概念。（5）酸碱质子理论体现了酸和碱的关系：相互依存、相互转化。而且酸越强，其共轭碱就越弱，反之亦然。二、酸碱反应的实质1212ABBA+H酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：酸1+碱2碱1+酸2酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程：较强酸+较强碱=较弱碱+较弱酸第三节溶液的酸碱性一、水的电离（一）水的质子自递反应：OHOHOHOH223K质子自递反应：发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用。水的质子自递反应可表示如下：在一定温度下水的质子自递反应（也称水的电离反应）达到平衡时，OHOHOHOH322式中的[H2O]可看成是一常数，将它与K合并，得：w223OHKOHOHKKw：水的离子积常数。在一定温度下，纯水中H3O+离子的平衡浓度与OH-离子的平衡浓度的乘积为一定值（室温下一般为Kw=1.0X10-14）此关系也适用于任何水溶液。（二）共轭酸碱对的Ka与kb的关系现以共轭酸碱对HB-B-为例进行推导。共轭酸碱对HB-B-在溶液中存在如下质子转移反应：达到平衡时BOHHBHBBOH3baKK以上两式相乘得：wbaKKK共轭酸碱对中的弱酸的Ka，与其共轭碱的Kb的乘积等于KwOHHBOHBBOHOHHB232二、溶液的酸碱性和pH（一）酸碱性与[H+]的关系常温时溶液的酸碱性与[H+]和[OH－]的关系为：中性溶液[H+]=[OH－]=1×10－7mol/L酸性溶液[H+]1×10－7mol/L[OH－]碱性溶液[H+]1×10－7mol/L[OH－]（二）pH对于H+离子浓度很低的溶液，常用pH（即氢离子浓度的负对数值）来表示溶液的酸碱性。pH=－lg[H+]7pH7pH7pH中性溶液中酸性溶液中碱性溶液中1.一元弱酸pH计算:以HB表示弱酸，HB起始浓度设为c。平衡浓度：OHc3OH3BOHcOHHBBOH3233aKBOHOHHB32cKOHcOHca33通常waKcK20一元弱酸溶液的最简计算公式，满足的两个条件是，和。OH3waKcK20500/aKc能力拓展请同学们思考一下怎样计算一元弱碱溶液的pH？例4-1计算298K时，0.10mol.L-1HAc溶液的pH。解：已知500101.760.10kc,20K0.10101.76cK101.76KL0.10moIc5aw5a5a1计算：92.8)10(1.3lgOHlgpH)L(moI101.300.1101.76cOH33135a3K例4-2计算298k时0.10mol.L-1NaAc溶液的pH值。解：AcNaNaAcOHHAcOHAc25001068.510.02010.01068.51068.51076.11000.1101610514HAcbwbwbkckckKKk用最简公式计算：8.885.1214.00pH5.12)10lg(7.5OHlgpOH)(moI.L107.50.10105.68cOH61610bk（三）酸碱指示剂以酚酞为例讨论指示剂的变色原理。以HIn代表酚酞指示剂的酸式（无色），In－代表酚酞指示剂的碱式（红色），则酚酞在水溶液中的电离平衡可表示为：HInH++In－酚酞酸式酚酞碱式无色红色由于酚酞的酸式是无色的，所以在酸性溶液中不显色，但在溶液中加入碱时，平衡向右移动，当溶液中碱式In－增加到一定浓度时，溶液即显红色。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。其变色范围为：pH=pKHIn±1。从上式可知，当pH≤pKHIn－1时，呈酸式色当pH≥pKHIn＋1时，呈碱式色当pH=pKHIn时，观察到的是指示剂的中间色，即两种颜色的混合色。此时是指示剂变色最灵敏的一点，此时pH叫指示剂的理论变色点。第四节缓冲溶液一、缓冲溶液的组成及缓冲作用实验：样品1，40ml0.10mol·L-1NaCl溶液样品2,40ml含HAc和NaAc均为0.10mol·L-1的溶液操作：加入合适指示剂，分别加入0.010mol强酸（HCl）观察现象：pH值的变化0.10mol·L-1NaCl溶液NaCl溶液中加入0.010mol·L-1HCl一滴，溶液的pH由7变为2，改变了5个pH单位。0.10mol·L-1HAc—0.10mol·L-1NaAc溶液0.10mol·L-1HAc—0.10mol·L-1NaAc溶液溶液中加入0.010mol·L-1HCl一滴，溶液的pH由4.75变为4.74，改变仅0.01pH单位。结论：HAc和NaAc混合溶液有抵抗外来少量强酸、强碱而保持pH值基本不变的能力。缓冲作用：溶液具有抵抗外来少量强酸、强碱或适当稀释，而保持其pH值几乎不变的作用。缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液。组成：缓冲对（缓冲系）抗酸成分抗碱成分1.弱酸及其共轭碱抗碱成分抗酸成分HAc--------NaAcNaHCO3--------Na2CO3NaH2PO4--------Na2HPO4H2C8H4O4--------KHC8H4O4(邻苯二甲酸)（邻苯二甲酸氢钾）缓冲溶液的组成:2.弱碱及其共轭酸抗酸成分抗碱成分NH3·H2O--------NH4ClCH3NH2--------CH3NH3+Cl-(甲胺)（盐酸甲胺）二、缓冲作用原理HAc－NaAcHAc＋H2O⇌H3O++Ac-NaAcNa++Ac-当在该溶液中加入少量强酸时，H+＋Ac-→HAc当溶液中加入少量强碱时，OH-+HAc→2H2O＋Ac-NaAc为抗酸成分HAc为抗碱成分由于缓冲溶液中同时含有较大量的抗碱成分和抗酸成分，它们通过弱酸解离平衡的移动以达到消耗掉外来的少量强酸、强碱，或对抗稍加稀释的作用，使溶液H+离子或OH-离子浓度未有明显的变化，因此具有缓冲作用。三、缓冲溶液pH值的计算pH缓冲对的性质浓度共轭酸碱对间的质子传递平衡可用通式表示如下：HB+H2O⇌H3O++B-式中HB表示共轭酸，B-表示共轭碱。lgpHBBlgppHaaKK共轭碱共轭酸75.4p)Lmol(10.0220.0Ac)Lmol(05.0210.0HAc11Ka代入公式，得05.53.075.40.050.10lg4.75pH解：四、缓冲容量与缓冲溶液的配制1.选择适当的缓冲对，使所选缓冲对中共轭酸的pKa与欲配制的缓冲溶液的pH值尽可能相等或接近，偏离的数值不应超过缓冲溶液的缓冲范围。2.要有适当的浓度，为了保证缓冲溶液中有足够的抗酸成分和抗碱成分，一般所需弱酸和共轭碱等缓冲对的总浓度范围在0.05mol/L~0.5mol/L之间为好。3.按照计算出的结果配制缓冲溶液，为计算方便，常采用相同浓度的共轭酸和共轭碱五、缓冲溶液在医学中的意义1.血液中的缓冲系血液中的缓冲对主要有：血浆：细胞：424223323PONaHHPONa，蛋白血浆-H蛋白血浆-Na，溶解CONaHCO或写成COHNaHCO424223323POKHHPOK,白蛋红氧合血-H白蛋红氧合血-K,蛋白血红-H蛋白血红-K，溶解COKHCO或写成COHKHCO碳酸氢盐缓冲系在血液中浓度最高，缓冲能力最大，维持血液正常pH值的作用也最重要。2.人体正常pH值的维持人体血液的pH值为7.35～7.45。血液的主要缓冲系统存在如下平衡CO2(溶解)+H2O⇌H2CO3⇌H++HCO3-当人体代谢过程中产生的酸性物质进入血液时，HCO3－就会立即与它结合生成H2CO3，H2CO3不稳定又会分解成CO2和H2O，形成的CO2由肺部排出，消耗掉的HCO3－可通过肾脏的调节得以补偿，这样就能抑制酸度变化，而使血液的pH保持在正常范围。当人体代谢过程中产生的碱性物质进入血液时，身体的补偿机制由通过降低肺部CO2的排出量和通过肾脏增加对HCO3－的排泄来配合缓冲系统，从而使血液的pH不因碱性代谢物的产生而发生改变。思考题人体在什么情况下易出现酸中毒和碱中毒，如何治疗？学习结束！