第4章 电解质溶液

第四章电解质溶液第一节弱电解质的电离平衡第二节溶液的酸碱性第三节盐的水解第四节缓冲溶液前言•电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的（或能解离出阴阳离子）化合物。•酸、碱、盐均为电解质，它们的水溶液称为电解质溶液。•水是一种很弱的电解质。§4-1弱电解质的电离平衡•回顾：•1、什么是电离过程？•2、酸的概念•3、碱的概念•4、盐的概念•一、强电解质和弱电解质溶液的导电性溶液导电示意图：定向运动自由移动的离子电解质溶液一定要搞清本质！解离外电场导电溶液的导电性讨论：电解质溶液的导电能力强弱与什么有关？A.离子数目多？B.离子浓度多？思考：铁和银，哪个的导电能力强？•演示实验4-1：在5个烧杯中分别装入等体积的0.5mol/L的盐酸（HCl）、氢氧化钠（NaOH）、氯化钠（NaCl）、醋酸（CH3COOH）、氨水（NH3）溶液进行导电性实验，观察灯泡的明亮程度•现象：•结论：强电解质：在水溶液里或熔融状态下全部解离成阴阳离子的电解质。HCl=H++Cl-NaOH=Na++OH-强电解质、弱电解质的定义、电离方程式表示方法•问题4-1写出下列物质的电离方程式：H2SO4、KOH、CaCl2弱电解质：在水溶液只有小部分解离成离子的电解质，包括弱酸(如CH3COOH、H2S)、弱碱(如NH3·H2O)、水等。CH3COOHCH3COO-+H+问题4-2写出下列物质的电离方程式：NH3·H2O、CH3COOH二、弱电解质的电离平衡物质的电离：NaCl=Na++Cl—CH3COOH=CH3COO—+H+弱电解质的电离平衡：电离平衡的特征：是化学平衡的一种！影响电离平衡的因素：如：25℃，0.1mol·L-1HAc，=1.34%，表示10000个分子中有134个分子离解为H+、Ac-。%100原有分子总数已解离的分子数解离度（二）解离度（三）解离平衡的移动由于条件的改变，弱电解质由原来的解离平衡达到新的平衡的过程，称为解离平衡的移动。影响解离平衡的因素A．内因的主导因素。B．外因有：①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向解离方向移动。②浓度：在NH3·H2ONH4++OH-的平衡体系中①加入HCl②加入NaOH③加入NH4Cl各离子分子浓度如何变化：（NH3、NH4、OH-)溶液PH如何变化，平衡如何移动？问题4-3三、同离子效应思考：在HAc溶液中加入NaAc或HCl，HAc的解离平衡将向什么方向移动？HAcH++Ac-加入[Ac-]，平衡左移，抑制HAc电离，使。NaAcNa++Ac-同离子效应•同离子效应：在弱电解质溶液中加入与其具有相同离子的强电解质溶液，从而使弱电解质的解离质降低的效应。问题4-4：指出问题4-3中哪种是同离子效应？HAcH++Ac-如：HAc中加入NaCl，会使HAc的解离度略有增加。加入离子浓度，使H+不易与Ac-结合，平衡右移，使。NaClNa++Cl-注意：一般同离子效应和盐效应同时存在，只是后者影响小，一般不考虑。盐效应第二节溶液的酸碱性回顾：1、溶液的酸碱性常用什么表示？PH值范围通常在什么范围？2、PH＝7，PH7，PH7,溶液酸碱性是怎样的？一、水的电离H2OH++OH-25℃，Kw=[H+][OH-]=1.0×10-14Kw称为水的离子积常数，简称为水的离子积。常温下，任何一种稀溶液中[H+][OH-]为常数1.0×10-14•问题4-5：某溶液[H+]=10－4mol/L，则[OH-]为多少？•问题4-6：0.01mol/LNaOH溶液[H+]为多少？[OH-]为多少？•二、溶液的酸碱性和pH值常温时，纯水中[H+]和[OH-]相等，都是1.0×10-7mol/L为中性。(1)加酸：[H+][OH-](2)加碱：[H+][OH-]溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的关系可表示为：(1)中性：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol/L(2)酸性：[H+]1.0×10-7mol/L[OH-](3)碱性：[H+]1.0×10-7mol/L[OH-]pH值：氢离子浓度的负对数•中性溶液：pH=7•酸性溶液：pH7•碱性溶液：pH7•pH常用范围在1～14之间；当[H+]1mol/L,一般直接用[H+]表示，[OH-]1mol/L，直接用[OH-]表示。•pH在医学和生物学上的意义：P36~P37页•问题4-7：计算下列溶液的pH：①[H+]=10-3mol/L；②[H+]=10-9mol/L③[OH-]=10-12mol/L④[OH-]=1mol/L酸碱指示剂：表4-3几种常见酸碱指示剂与变色范围酸碱指示剂变色范围颜色变化用量(滴/10ml试液)甲基橙3.1～4.4红～黄1甲基红4.4～6.2红～黄1石蕊5.0～8.0红～黄常用试纸酚酞8.0～10.0无色～红色1～3第三节盐的水解一、盐的水解演示实验用PH试纸测试相同浓度的CH3COONa、NH4Cl、NaCl，与比色卡对照。记录实验数据：PH77=7CH3COONaNH4ClNaCl三种盐的水溶液有的呈中性，有的呈碱性，有的呈酸性，这是为什么呢？盐的水解：在溶液中，盐的离子和水中的H+和OH-结合成弱电解质的反应，称为盐的水解。由于生成难电离的弱电解质促使水的电离，使溶液中c(OH-)增大，从而溶液呈碱性。结论：弱酸强碱盐水解后显碱性。（水电离，弱电解质电离是部分的，可逆的）OH2OHHHCOOCH3COOHCH3二、盐的水解主要类型（一）弱酸强碱盐的水解CH3COONa＝CH3COO-+Na+（二)强酸弱碱盐的水解NH4Cl＝NH4++Cl-OH2OHHOHNH4O.HNH23由于生成难电离的弱电解质促使水的电离，使溶液中c(H+)增大，从而溶液呈酸性。结论：强酸弱碱盐水解后显碱性。强酸强碱盐不水解。盐的水解在日常生活和医药方面有重要意义。明矾：净水碳酸氢钠、乳酸钠：分别治疗胃酸过多、代谢酸中毒氯化铵：治疗碱中毒青霉素钠盐或钾盐、巴比妥等，密封存于干燥处。问题4-8：判断下列溶液的酸碱性：Na2CO3、CuSO4、NaCl、NH4Cl、NaHCO3问题4-9：用盐的水解理论解释：为什么临床上用碳酸氢钠和乳酸钠纠正酸中毒？用氯化铵纠正碱中毒？50mL0.10mol·L-1HAc—NaAc]pH=4.74一、缓冲作用和缓冲溶液：缓冲溶液：能够低抗外来少量酸、碱的加入而保持PH值基本不变的溶液称为缓冲溶液。加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH实验：50ml纯水pH=7pH=3pH=11pH=4.73pH=4.75§4-4缓冲溶液•组成：缓冲对（缓冲系）抗酸成分抗碱成分（一）弱酸及其共轭碱抗碱成分抗酸成分HAc--------NaAcNaHCO3--------Na2CO3NaH2PO4--------Na2HPO4H3BO3--------Na2B4O7H2C8H4O4--------KHC8H4O4(邻苯二甲酸)（邻苯二甲酸氢钾）二、缓冲溶液的组成•（二）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）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-+H3O+→2H2O共轭酸为抗碱成分共轭碱为抗酸成分•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、缓冲溶液在医学中的意义•在人体内各种酶只有在一定pH值范围的体液中才具有活性。在体外，细胞的培养、组织切片和细菌的染色、血库中血液的冷藏，某些药物配制成溶液。pH值也要保持恒定。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[H+]增加时，抗酸成分HCO3-与它结合使上述平衡向左移动，使[H+]不发生明显改变。当[H+]减少时，上述平衡向右移动，使[H+]不发生明显改变。•在红细胞内的缓冲对中，以血红蛋白(HHb)和氧合血红蛋白(HHbO2)最为重要，因为血液对CO2的缓冲作用主要是靠它们实现的。例如，正常人体代谢产生的CO2进入静脉血液后，绝大部分与红细胞内的血红蛋白离子发生下列反应：CO2+H2O+HB-⇌HHb+HCO3-反应产生的HCO3-由血液运送至肺，并与氧合血红蛋白作用：HCO3-+HHbO2⇌HbO2-+H2O+CO2总之，由于血液中多种缓冲系的缓冲作用以及肺、肾的调节作用，正常人血液的pH值才能以恒定，维持在7.35～7.45之间。问题4-10：常用缓冲对的主要类型？