第四章電解質(zhì)溶液

第四章電解質(zhì)溶液與緩沖溶液湖南環(huán)境生物職業(yè)技術(shù)學(xué)院學(xué)習(xí)目標(biāo)

●會區(qū)分強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)。知道弱電解質(zhì)電離平衡概念●能說出pH與溶液酸堿性的關(guān)系，能進行有關(guān)基本計算●知道酸堿質(zhì)子理論●知道緩沖溶液的組成，了解緩沖溶液的原理，能進行緩沖溶液pH的基本計算，了解緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的意義第一節(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡

一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)（一）強電解質(zhì)

概念：凡是在水溶液中完全電離的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì)。其電離方程式通常用“”來表示強電解質(zhì)電離的不可逆性、單向性。例如：

HCl=H++Cl－HNO3=H++NO3-NaOH=Na++OH－

強電解質(zhì)：在水溶液中完全電離強酸：HCl、H2SO4、HNO3強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)2易溶鹽：NaCl、KNO3、Na2SO4、

Na2CO3、NaHCO3、Na3PO4、

NH4Cl、AgNO3、CuSO4…（二）弱電解質(zhì)概念：凡是在水溶液中只能部分電離成離子的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)。電離方程式用“”表示弱電解質(zhì)電離的可逆性、雙向性。例如：醋酸：CH3COOHH++CH3COO－氨水：NH3·H2ONH4++OH－

如果弱電解質(zhì)是多元弱酸，則它們的電離是分步進行的，如碳酸的電離過程：第一步電離H2CO3H++HCO3－第二步電離HCO3－

H++CO32－

弱電解質(zhì)：在水溶液中部分電離弱酸：CH3COOH(HAc)、H2CO3、

H3PO4、H2S……

弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3、Cu(OH)2、

Zn(OH)2……HCl

→H++Cl-

NaCl

→Na++Cl-

NaOH

→Na++OH-

（三）電離方程式

Na2CO3→2Na++CO3-

HNO3AgNO3練習(xí)：寫出下列電解質(zhì)的電離方程式HAcH2SNH4ClNaHCO3HNO3→H++NO3-AgNO3→Ag++NO3-NH4Cl→NH4++Cl-NaHCO3→Na++HCO3-練習(xí)：寫出下列電解質(zhì)的電離方程式二、電離平衡和電離度（一）電離平衡概念：在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程即達到動態(tài)平衡，稱為弱電解質(zhì)的電離平衡。電離平衡是動態(tài)平衡。

（二）電離常數(shù)概念：電離平衡時，已解離的各離子濃度冪次方乘積與未解離的分子濃度的比值是一常數(shù)。例如，醋酸的電離平衡和電離常數(shù)可表示如下：Ki為電離常數(shù)。Ki

的大小可表示弱電解質(zhì)（弱酸，弱堿等）在水溶液中電離成離子的程度，Ki

越小，則電離程度越小。常用Ka表示弱酸的電離常數(shù)，Kb表示弱堿的電離常數(shù)。Ki與弱電解質(zhì)的本性及溫度有關(guān)，而與濃度無關(guān)。

Ka1=7.52×10-3Ka3=2.2×10-13（一）電離平衡及電離常數(shù)Ki

Ka2=6.23×10-8一些弱酸和弱堿的電離常數(shù)如表4-1所示：（表中Ka1、Ka2

、Ka3分別是多元弱酸的一級電離常數(shù)、二級電離常數(shù)、三級電離常數(shù)。）弱酸或弱堿電離常數(shù)弱酸或弱堿電離常數(shù)HAc（醋酸）Ka=1.76×10-5H2CO3（碳酸）Ka1=4.3×10-7

NH3·

H2O（氨）Kb=1.77×10-5Ka2=5.6×10-11

H3PO4（磷酸）Ka1=7.5×10-3

H2C2O4（草酸）Ka1=5.9×10-2

Ka2=6.2×10-8

Ka2=6.4×10-5

Ka3=2.2×10-13

HCN（氫氰酸）Ka=4.93×10-10H2S（氫硫酸）Ka1=9.1×10-8

H2SO3（亞硫酸）Ka1=1.54×10-2Ka2=1.1×10-12

Ka2=1.02×10-7

幾種弱電解質(zhì)的電離常數(shù)（25℃）關(guān)于電離常數(shù)的幾點說明：①

Ka或Kb與電解質(zhì)的本性有關(guān)，電離常數(shù)的大小說明弱電解質(zhì)電離程度的大小，反映了弱電解質(zhì)的相對強弱。②Ka或Kb與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。③多元弱酸：Ka1>>Ka2>>Ka3（三）電離度概念：在一定溫度下，弱電解質(zhì)在水溶液中達到電離平衡時，已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)占電離前該弱電解質(zhì)分子總數(shù)的百分?jǐn)?shù)。用符號α表示。已解離的分子數(shù)分子總數(shù)電解質(zhì)電離度電解質(zhì)電離度HAc1.32%H2S0.07%NH3·

H2O1.33%HCl92%HCOOH4.42%H2SO461%HCN0.01%NaOH91%H2CO30.17%ZnSO440%幾種電解質(zhì)的電離度（25℃，0.1mol/L）關(guān)于電離度的幾點說明：電離度與電解質(zhì)的本性有關(guān)，它更直觀地反映電解質(zhì)電離程度。電離度與溫度及濃度均有關(guān)：溫度越高，電離度越大；

濃度越大，電離度越小。三、同離子效應(yīng)概念：在弱電解質(zhì)溶液中，加入一種與弱電解質(zhì)含有相同離子的強電解質(zhì)時，可使弱電解質(zhì)的解離度降低。例如：在HAc

溶液中，若加入少量含有相同離子的強電解質(zhì)NaAc。四、離子反應(yīng)及離子方程式

HCl+NaOH=NaCl+H2ONa2SO4+BaCl2=2NaCl+BaSO4↓CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2OZn+H2SO4=ZnSO4+H2↑（一）離子反應(yīng)發(fā)生的條件反應(yīng)過程中生成：①水②難溶物③氣體④單質(zhì)⑤弱電解質(zhì)（二）離子方程式的書寫步驟①將強電解質(zhì)寫成離子形式②去掉未參加反應(yīng)的離子③整理2Na++SO42-+Ba2++2Cl-=2Na++2Cl-+BaSO4↓

H++Cl-+Na++OH=Na++Cl-+H2O

HCl+NaOH=NaCl+H2O

H++OH=H2ONa2SO4+BaCl2=2NaCl+BaSO4↓SO42-+Ba2+=BaSO4↓CaCO3

+2H++2Cl-=Ca2++2Cl-+CO2↑+H2O

Zn+2H++SO42-=Zn2++SO42-+H2↑CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2OZn+2H+=Zn2++H2↑CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑練習(xí)：寫出離子方程式①AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3②Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2↑+H2O③NH4Cl+NaOH=NH3↑+H2O+NaCl

④Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O⑤Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2

⑥HAc+NaOH=NaAc+H2O⑦小結(jié)：一、強電解質(zhì)二、弱電解質(zhì)三、電離方程式四、弱電解質(zhì)的電離平衡（一）電離常數(shù)（二）電離度（三）同離子效應(yīng)五、離子反應(yīng)及離子方程式End第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸，凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿，酸是質(zhì)子的給體，堿是質(zhì)子的接受體。

一、酸堿的定義酸H++堿☆酸堿半反應(yīng)☆酸堿的范圍：分子、離子、鹽、氫氧化物等。☆兩性物質(zhì)☆共軛酸堿對（1）上述關(guān)系式又稱酸堿的共軛關(guān)系，酸失去質(zhì)子后即成為其共軛堿，堿得到質(zhì)子后即成為其共軛酸。（2）酸和堿可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子。（3）有些物質(zhì)既可以作為酸給出質(zhì)子，又可以作為堿接受質(zhì)子，如：H2O,HCO3-這些物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。（4）在質(zhì)子理論中沒有鹽的概念。（5）酸堿質(zhì)子理論體現(xiàn)了酸和堿的關(guān)系：相互依存、相互轉(zhuǎn)化。而且酸越強，其共軛堿就越弱，反之亦然。二、酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是兩對共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞：酸1+堿2堿1+酸2酸堿反應(yīng)是較強的酸與較強的堿作用，生成較弱的堿和較弱的酸的過程：較強酸+較強堿=較弱堿+較弱酸三、酸堿反應(yīng)（一）電離1、水的電離（水的自遞反應(yīng)）

H2O+H2O=H3O++OH-

Kw=[H3O+][OH-]=10-14Kw—水的離子積常數(shù)（又稱水的自遞常數(shù)）2、酸在水中的電離

HAc+H2O=H3O++Ac-3、堿在水中的電離

NH3+H2O=NH4++OH-4、共軛酸堿對的Ka和Kb

HB+H2O=H3O++B-

B-+H2O=HB

+OH-

Ka·Kb=[H3O+][OH-]

Ka·Kb=Kw=1×10-14

（二）中和反應(yīng)1、有溶劑參加的質(zhì)子傳遞HCl+NaOH=NaCl+H2O可看成是：HCl+H2O＝H3O++Cl-H3O++NaOH=Na++H2O

2、無溶劑參加的質(zhì)子轉(zhuǎn)移NH3+HCl=NH4Cl

上述反應(yīng)中，質(zhì)子直接從HCl轉(zhuǎn)移到NH3，生成其對應(yīng)的共軛酸和共軛堿。

（三）鹽的水解總之，酸堿質(zhì)子理論中的酸堿反應(yīng)包括中和、電離、自遞、水解等多種形式。第三節(jié)溶液的酸堿性一、水的電離（一）水的質(zhì)子自遞反應(yīng)：質(zhì)子自遞反應(yīng)：發(fā)生在同種溶劑分子之間的質(zhì)子傳遞作用。水的質(zhì)子自遞反應(yīng)可表示如下：在一定溫度下水的質(zhì)子自遞反應(yīng)（也稱水的電離反應(yīng)）達到平衡時，式中的[H2O]可看成是一常數(shù)，將它與K合并，得：

Kw：水的離子積常數(shù)。在一定溫度下，純水中H3O+離子的平衡濃度與OH-離子的平衡濃度的乘積為一定值（室溫下一般為Kw

=1.0X10-14）此關(guān)系也適用于任何水溶液。（二）共軛酸堿對的Ka與kb的關(guān)系現(xiàn)以共軛酸堿對HB-B-為例進行推導(dǎo)。共軛酸堿對HB-B-

在溶液中存在如下質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：達到平衡時以上兩式相乘得：共軛酸堿對中的弱酸的Ka，與其共軛堿的Kb的乘積等于Kw酸堿的強弱酸堿的強弱與Ka、Kb的關(guān)系1、酸的Ka2、堿的Kb

結(jié)論：①酸的Ka越大，酸性越強；

堿的Kb越大，堿性越強。②酸的酸性越強，其共軛堿的堿性越弱；堿的堿性越強，其共軛酸的酸性越弱。RestKa·Kb=Kw=1×10-14二、溶液的酸堿性和pH（一）酸堿性與[H+]的關(guān)系常溫時溶液的酸堿性與[H+]和[OH－]的關(guān)系為：中性溶液

[H+]=[OH－]=1×10－7mol/L酸性溶液[H+]>1×10－7mol/L>[OH－]堿性溶液[H+]<1×10－7mol/L<[OH－]（二）

pH對于H+

離子濃度很低的溶液，常用pH（即氫離子濃度的負(fù)對數(shù)值）來表示溶液的酸堿性。

pH=－lg[H+]中性溶液中酸性溶液中堿性溶液中

（二）液的酸堿性和pH

中性溶液

[H+]=[OH-]=10-7mol/L

酸性溶液[OH-]<10-7mol/L<[H+]

堿性溶液[H+]<10-7mol/L＜[OH-]pH＝lg[H+]

例如：[H+]=10-7mol/LpH＝lg10-7＝7[H+]=10-3mol/LpH＝lg10-3＝3（三）酸堿指示劑以酚酞為例討論指示劑的變色原理。以HIn代表酚酞指示劑的酸式（無色），In－代表酚酞指示劑的堿式（紅色），則酚酞在水溶液中的電離平衡可表示為：

HIn

H++In－酚酞酸式酚酞堿式無色紅色

由于酚酞的酸式是無色的，所以在酸性溶液中不顯色，但在溶液中加入堿時，平衡向右移動，當(dāng)溶液中堿式In－增加到一定濃度時，溶液即顯紅色。

指示劑由一種顏色過渡到另一種顏色時溶液pH的變化范圍，稱為指示劑的變色范圍。其變色范圍為：pH=pKHIn±1。從上式可知，當(dāng)pH≤pKHIn－1時，呈酸式色當(dāng)pH≥pKHIn＋1時，呈堿式色

當(dāng)pH=pKHIn時，觀察到的是指示劑的中間色，即兩種顏色的混合色。此時是指示劑變色最靈敏的一點，此時pH叫指示劑的理論變色點。（二）常見指示劑的實際變色范圍石蕊：5.0~8.0（紅~藍）酚酞：8.0~10.0（無色~紅）甲基橙：3.1~4.4（紅~黃）甲基紅：4.4~6.2（紅~黃）

（三）混合指示劑—pH試紙第四節(jié)緩沖溶液一、緩沖溶液的組成及緩沖作用實驗：樣品1，40ml0.10mol·L-1NaCl溶液樣品2,40ml含HAc和NaAc均為0.10mol·L-1的溶液操作：加入合適指示劑，分別加入0.010mol強酸（HCl）觀察現(xiàn)象：pH值的變化

0.10mol·L-1

NaCl溶液NaCl溶液中加入0.010mol·L-1HCl

一滴，溶液的pH由7變?yōu)?，改變了5個pH單位。0.10mol·L-1

HAc—0.10mol·L-1

NaAc溶液0.10mol·L-1

HAc—0.10mol·L-1

NaAc溶液溶液中加入0.010mol·L-1HCl一滴，溶液的pH由4.75變?yōu)?.74，改變僅0.01pH單位。結(jié)論：HAc和NaAc混合溶液有抵抗外來少量強酸、強堿而保持pH值基本不變的能力。緩沖作用：溶液具有抵抗外來少量強酸、強堿或適當(dāng)稀釋，而保持其pH值幾乎不變的作用。

緩沖溶液：具有緩沖作用的溶液。組成：緩沖對（緩沖系）抗酸成分抗堿成分

1.弱酸及其共軛堿抗堿成分抗酸成分

HAc--------NaAcNaHCO3--------Na2CO3NaH2PO4--------Na2HPO4H2C8H4O4--------KHC8H4O4(鄰苯二甲酸)（鄰苯二甲酸氫鉀）

緩沖溶液的組成:☆酸抗堿☆堿抗酸2.弱堿及其共軛酸

抗酸成分抗堿成分

NH3·H2O--------NH4ClCH3NH2--------CH3NH3+Cl-(甲胺)（鹽酸甲胺）

二、緩沖作用原理HAc－NaAc

HAc＋H2O?H3O++Ac-

NaAcNa++Ac-

當(dāng)在該溶液中加入少量強酸時，

H+＋Ac-→HAc

當(dāng)溶液中加入少量強堿時，

OH-+HAc→

2H2O＋Ac-

NaAc為抗酸成分HAc為抗堿成分由于緩沖溶液中同時含有較大量的抗堿成分和抗酸成分，它們通過弱酸解離平衡的移動以達到消耗掉外來的少量強酸、強堿，或?qū)股约酉♂尩淖饔?，使溶液H+離子或OH-離子濃度未有明顯的變化，因此具有緩沖作用。三、緩沖溶液pH值的計算pH緩沖對的性質(zhì)濃度共軛酸堿對間的質(zhì)子傳遞平衡可用通式表示如下：

HB+H2O?H3O++B-式中HB表示共軛酸，B-表示共軛堿。共軛堿共軛酸代入公式，得解：四、緩沖容量與緩沖溶液的配制1.選擇適當(dāng)?shù)木彌_對，使所選緩沖對中共軛酸的pKa

與欲配制的緩沖溶液的pH值盡可能相等或接近，偏離的數(shù)值不應(yīng)超過緩沖溶液的緩沖范圍。2.要有適當(dāng)?shù)臐舛?，為了保證緩沖溶液中有足夠的抗酸成分和抗堿成分，一般所需弱酸和共軛堿等緩沖對的總濃度范圍在0.05mol/L~0.5mol/L之間為好

。3.按照計算出的結(jié)果配制緩沖溶液，為計算方便，常采用相同濃度的共軛酸和共軛堿

五、緩沖溶液在醫(yī)學(xué)中的意義1.血液中的緩沖系血液中的緩沖對主要有：血漿：細(xì)胞：緩沖溶液的在醫(yī)學(xué)上的意義（一）血液中的主要緩沖對血漿中：H2CO3—NaHCO3（最主要）NaH2PO4—Na2HPO4H-蛋白—Na-蛋白紅細(xì)胞內(nèi)：H2CO3—