1、第三章 電解質溶液第一節 弱電解質的解離平衡第二節 酸堿質子理論第三節 緩沖溶液電解質電解質：在水溶液或熔融狀態下能導電的化合物。 根據在水溶液中解離程度不同，電解質可分 為強電解質和弱電解質兩類。強電解質強電解質：在水溶液中能全部全部電離成離子的電解質。 NaCl = = Na+ + Cl-弱電解質弱電解質：在水溶液中只部分部分電離成離子，大部分 仍以分子分子形式存在的電解質。 強電解質與弱電解質HAc H+ + Ac-水和離子水和離子：在電解質溶液里，離子跟水分子結合生成 的帶電微粒，叫水合離子。在水溶液里的 離子大都以水合離子形式存在。水合氫離 子：H3O+。電解質強電解質弱電解質相同點

2、都是電解質，在水溶液中都能電離。電離特點完全電離，不可逆部分電離，可逆電解質在溶液中微粒形式水和離子水和離子，水和分子物質種類通常為強酸、強堿、絕大多數鹽通常為弱酸、弱堿、極少數鹽、水強電解質與弱電解質的比較 人的體液含有多種電解質離子如Na+、K+、CO32-、HPO4-等，它們是維持體液滲透濃度、酸堿度和生理功能所必需的成分。第一節 酸堿質子理論一、酸堿的定義二、酸堿反應的實質一、酸堿的定義酸酸: :能給出質子(H+)的物質。質子給予體。質子給予體。堿堿: :能接受質子的物質。質子的接受體。質子的接受體。酸 H+ +堿-+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO酸中有堿，堿可

3、變酸-+AcHHAc 兩性兩性物質物質: :既能給出質子，也能接受質子的物質。共軛酸堿對共軛酸堿對: :組成上僅相差一個質子的一對酸堿。共軛堿：共軛堿：一種物質作為酸給出質子后剩余的部分。共軛酸：共軛酸：作為堿接受質子后的產物。-+ AcHHAc 等。HS,OH,HCO,HSO如：234-二、酸堿反應的實質1、反應、反應實質實質：質子在兩對共軛酸堿對之間的傳遞。 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 HClHClNHNH3 3 NHNH4 4+ +ClCl2 2、反應、反應方向方向：由較強的酸和較強的堿反應 生成較弱的酸和較弱的堿。 酸酸1 1 堿堿2 2 酸酸2 2 堿堿1 1 強強 強強 弱弱

4、弱弱 HClHClNHNH3 3 NHNH4 4+ + ClCl+H布朗斯特勞瑞的酸堿質子理論的特點：酸堿的范圍擴大；酸和堿的概念具有相對性，一種物質是酸還是堿， 是由它在酸堿反應中的作用而定；不存在鹽的概念，電離理論中的鹽，在質子理論中 都是離子酸或離子堿。缺陷：解釋不了沒有質子傳遞的酸堿反應。CaOSO3 CaSO4 。在這個反應中SO3顯然是酸，但它并未釋放質子；CaO顯然是堿，但它并未接受質子。第二節 弱電解質的解離平衡一、弱電解質的解離方程式二、弱電解質的解離平衡三、弱電解質解離程度的表示： 1、解離平衡常數 2、解離度四、水的質子自遞平衡五、溶液的酸堿度一、弱電解質的解離方程式 在

5、水溶液中，酸、堿的解離就是酸、堿與水之間的質子轉移反應，即酸給出質子后成為共軛堿，堿接受水的質子后變為酸。1、一元弱酸的解離一元弱酸的解離 在一元弱酸 HA 溶液中，存在 HA 和 H2O 之間的質子轉移反應：+23HA+H OA +H O-3、多元弱酸的解離多元弱酸的解離多元酸在水溶液中的解離是分步進行的，如H3PO4 的解離是分成三步進行的。2、一元弱堿的解離一元弱堿的解離在一元弱堿A溶液中，存在A和H2O之間的質子轉移反應：+342243H PO +H OH PO +H O-2+24243H PO +H OHPO+H O-23+4243HPO+H OPO +H O-NH3H2O NH4+

6、OH-4 4、多元弱堿多元弱堿的電離也是分步進行，如CO3-的質子轉 移反應是分成兩步進行的。2323CO+H OHCO +OH-3223HCO +H OH CO +OH-二、弱電解質的解離平衡1 1、定義：定義： 在一定條件(如溫度、濃度)的弱電解質的水 溶液中，當弱電解質分子解離成離子和離子重 新結合成分子的速率相等時，溶液中各組分的 濃度不再發生改變，即達到動態平衡，這種狀 態稱為解離平衡。2 2、解離平衡的建立解離平衡的建立（以冰醋酸加水稀釋為例）：n寫出醋酸的電離方程式。n分析醋酸在電離過程中各粒子濃度的變化。n分析電離過程中離子化速度和分子化速度的變化。n解離平衡時，離子化和分子化

7、速度的關系。時間V(電離)V(離子化) = V(分子化) 解離平衡反應速率V(結合)弱電解質解離平衡狀態建立示意圖CH3COOH CH3COOH電離電離結合結合3 3、弱電解質弱電解質解解離離平衡的平衡的特征：特征：逆逆：等等：動動： 定定：變變： 弱電解質的解離過程是可逆的。 V電離=V結合0解離平衡是一種動態平衡。 條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子。 條件改變時，發生解離平衡移動解離平衡移動：改變影響解離平衡的因素（溫度、濃度），弱電解質的解離平衡將被破壞，在新的條件下重新建立平衡。 4 4、影響弱電解質解離影響弱電解質解離平衡的平衡的因素因素內因內因 電解質

8、本身的性質。弱電解質越弱解離程度越小。溫度溫度 電離過程是吸熱吸熱過程，升高溫度，平衡向解離方 向移動。越熱越解離。越熱越解離。 濃度濃度 當解離達到平衡時，加水稀釋，向解離的方向移 以醋酸的解離平衡為例：HAc+H2O H3O+Ac-動，解離程度增大；增加弱電解質濃度，向解離方向移動，但解離程度減小。越越稀越電離稀越電離 能反應的離子能反應的離子 加入能與弱電解質解離產生的離子反應 的物質時，使解離平衡向解解離離方向方向移動。 如向已達到解離平衡的HAc溶液中加入 NaOH。同離子效應同離子效應：在弱電解質溶液中加入與其具有相同離子 的強電解質，使弱電解質解離程度降低的 現象。如向已達到解離

9、平衡的HAc溶液中 加入NaAc。電離平衡向左左移動。小結：影響解離平衡的因素： 溫度:溫度升高,解離平衡，解離程度濃度:同離子效應:解離平衡，解離程度能反應的離子：解離平衡，解離程度加水稀釋：解離平衡，解離程度增加電解質濃度：解離平衡，解離程度例：在氨水中存在下列電離平衡： NH3H2O NH4+OH-，下列情況能引起電離平 衡向正向移動的有（ ） 加NH4Cl固體加NaOH溶液加HCl 加CH3COOH溶液加水加壓A B C D C練習題：1、0.1mol/L的CH3COOH溶液中 CH3COOH CH3COO- + H+對于該平衡，下列敘述正確的是（ ） A加水時，平衡向逆反應方向移動

10、B加少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動 C加少量0.1mol/L鹽酸，溶液中c(H+)減小 D加少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動B2、完成表格CH3COOH CH3COO-+ H+改變條件C平衡移動方向C(H+)C(Ac-)C(HAc)電離程度加 熱加鹽酸加 NaOH加NaAc加CH3COOH加 水正向逆向正向逆向正向正向增大增大減小增大增大增大減小減小減小減小減小減小減小減小減小增大增大減小增大增大增大增大增大增大三、弱電解質解離程度：解離平衡常數對于一元弱酸一元弱酸： ，解離平衡常數表達式為：Ka=H+Ac- HAcHAc+H2O H3O+Ac多元多元弱酸弱酸的解離是分步

11、進行的,每一步的電離程度是不一樣 ，分別用Ka1、Ka2、Ka3。 33232HCOOH OHCOH第一步：+（第一步電離 Ka1 ）23323COOH OHHCO第二步：+（第二步電離 Ka2）Ka1Ka2，多元弱酸的酸性由第一步電離決定。Ka1=H+HCO3-H2CO3Ka2=H+CO32-HCO3-(2)弱堿的解離平衡常數用Kb表示，Kb越大堿性越強。OH-Kb=NH+4NH3.H2O一一元元弱堿弱堿 ,解離平衡常數表達式為：NH3.H2O NH4+OH-多元弱堿多元弱堿分步電離。每一步的電離程度是不一樣，分別用Kb1、Kb2、Kb3。如CO32- 。2323CO+H OHCO +OH-

12、（第一步電離 Kb1 ） 3223HCO +H OH CO +OH-（第二步電離 Kb2）Kb1Kb2，因此溶液中的OH- 主要來自第一步反應。多元堿的相對強弱就取決于Kb1。 Kb1=HCO3-OH-CO32-Kb2=H2CO3OH-HCO3-3 3、解離常數的意義：解離常數的意義：（1）解離常數的大小可以反映弱電解質解離的趨勢， 反映弱電解質電離程度的相對大小。（2）Ka (或Kb)值越大，電離程度越大，相應弱酸(或 弱堿)的酸(或堿)性越強。一元弱酸KaHCOOH1.8104CH3COOH1.75105HNO25.6104HCN6.21010HClO3.9108多元弱酸KaH2CO3Ka

13、1=4.5107Ka2=4.71011H2SKa1=8.9108Ka2=1.21013H3PO4Ka1=6.9103Ka2=6.1108Ka3=4.810134 4、影響解離影響解離平衡常數大小的因素：平衡常數大小的因素：（1）解離平衡常數大小是由物質的本性物質的本性決定的，在 同一溫度下，不同弱電解質的解離常數不同。（2）弱電解質的解離常數受溫度溫度變化的影響，但室 溫下一般變化不大。（3）弱電解質的解離平衡常數大小不受其濃度不受其濃度變化變化 的影響。三、弱電解質解離程度：解離度1 1、定義定義：在一定條件下（溫度、濃度）下，弱電解質 達到解離平衡時，溶液中已解離的弱電解質 分子數與解離前

14、分子總數（包括已解離的和 未解離的弱電解質分子）的比值。用表示。表示。2 2、表達式表達式：%100弱電解質分子總數數已電離的弱電解質分子3 3、電離度電離度的意義的意義： 相同條件下，不同弱電解質的解離度不同。解離度的大小可以定量表示弱電解質的相對強弱。 解離度越解離度越小，小，弱電解質相對較弱；弱電解質相對較弱；解離度解離度越大，弱越大，弱 電解質電解質相對相對較強較強。4 4、影響影響解解離度大小的因素：離度大小的因素： 內因：與弱電解質的本性有關 外因： 溫度越高，弱電解質的解離度越大； 濃度越稀，弱電解質的解離度越大； 加入影響解離的其他物質。 四、水的質子自遞平衡1 1、質子、質子

15、自遞自遞平衡：平衡：發生在同種分子之間的質子傳遞反應。 水的質子自遞反應及平衡常數為：H2OH2O H3O+ OH- - H+OOHHOHOH223-+K H2O看成常數，Kw=H3O+OH-。 則Kw=H+OH-Kw稱質子自遞平衡常數，又稱水的離子積。水的離子積受溫度：溫度升高，Kw值增大 0時 Kw= 1.1510-15 25時 Kw= 1.0010-14 100時 Kw= 5.4410-13 水的離子積Kw不僅適用于純水，也適用于所有水溶液。 在一定溫度下，只要知道水溶液中的H+ ，就能計算出OH- ，反之亦然。2 2、共軛酸共軛酸堿解離常數的關系堿解離常數的關系 在水溶液中共軛酸堿對H

16、A-A-分別存在如下的質子傳遞反應： HA + H2O A-+ H3O+ A-+ H2O HA+ OH-解離反應的平衡常數分別為：HAOHA3a+-KAHAOHb-KK Ka aKKb b=K=Kw w 共軛酸的酸性越強（Ka越大），它的共軛堿的堿性就越弱（Kb越小） 反之，共軛酸的酸性越強（Ka越小），它的共軛堿的堿性就越弱（Kb越大）由KaKb=Kw可知：例：已知25時， NH3的Kb為1.810-5，試求NH4+的Ka。解：NH4+和NH3是共軛酸堿對，則有， Ka=Kw/Kb =1.010-14/(1.810-5) =5.610-10五、溶液的酸堿度水溶液的酸堿性強弱程度。n pH 的

17、定義： pHpH=-lgH=-lgH+ + ， H H+ + =10=10-pH與 pH 相對應的還有 pOH 和 pKw ， pOH pOH= -lgOH= -lgOH- - ，p pKw= = - -lglgKw:用pH值表示溶液的酸堿度。溶液的pH n pH、pOH 和 pKw 之間的關系為： pH pH pOHpOHp pK Kw w25時，Kw= 1.0010-14 ， pH + pOH = 14 H=OH- pH=7 ，溶液呈中性；H+OH- pH7，溶液呈酸性。pH越小，酸性越強H+OH- pH7，溶液呈堿性。pH越大，堿性越強 當溶液的H 和OH -大于1.00 mol/L 時

18、，可不再用pH來表示。25時第三節 緩沖溶液一、緩沖溶液的概念和組成二、緩沖作用機制三、緩沖溶液pH值的計算四、緩沖容量和緩沖范圍五、緩沖溶液的配制六、緩沖溶液在醫學上的意義一、緩沖液的概念和組成 在室溫條件下，向1L純水、1L0.1mol/L NaCl溶液、1L含0.1mol/L HAc和NaAc 的混合液中分別加入0.001molHCl和0.001mol NaOH。 項目項目純水純水NaClNaCl溶液溶液HAcHAc和和NaAc NaAc 混合溶液混合溶液溶液本身PH7.007.04.75加HCl后PH3.003.04.74加NaOH后PH11.0011.04.76加酸或加堿后溶液PH變

19、化1 1、緩沖溶液的定義緩沖溶液的定義：能夠抵抗少量外加強酸、強堿 或稀釋而保持pH幾乎不變的溶液。2、緩沖溶液組成緩沖溶液組成 緩沖溶液具有緩沖作用，是因為體系中存在抗酸和抗酸和抗堿兩種成分抗堿兩種成分。通常把組成緩沖溶液的這兩種成分稱為緩沖對或緩沖系緩沖對或緩沖系。 HAc和Ac-就是一對緩沖對。 緩沖對是一對共軛酸堿對，其中弱酸是抗堿成分，共軛堿為抗堿成分。緩沖溶液對強酸或強堿或稀釋的抵抗作用稱為緩沖作用緩沖作用。二、緩沖作用機制以HAc-NaAc緩沖溶液為例： HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-HAc的解離度較小，Ac-產生同離子效應，HAc解離度減小，HAc幾乎完

20、全是分子狀態，該溶液中存在大量HAc和Ac-（1）加入少量強酸（如HCl）時，強酸解離出的 H+ 與Ac- 結合生成HAc，解離平衡逆向移動，H+ 濃度不會顯著增大，溶液的 pH 基本不變。 共軛堿共軛堿Ac- 起到抵抗少量強酸的作用，稱為緩沖溶液的抗酸成分抗酸成分。 抗酸反應式：Ac+ H =HAc（2）加少量強堿（如NaOH）：H+被消耗的同時HAc的解離平衡正向移動，H+ 濃度不會顯著減小，溶液的pH 也基本不變。共軛酸共軛酸HAc起到抵抗少量強堿的作用，稱為緩沖溶液的抗堿成分抗堿成分。抗堿反應式：HAc + OH = H2O + Ac 緩沖溶液之所以具有緩沖作用，是因為是因為溶液中溶液

21、中存在相對較多的抗酸成分和抗堿成分，可消耗掉外存在相對較多的抗酸成分和抗堿成分，可消耗掉外來少量來少量強酸或強堿強酸或強堿，從而保持溶液的pH基本不變。 如果加入大量的強酸或強堿，緩沖溶液中的抗酸成分或抗堿成分將耗盡，緩沖溶液就喪失了緩沖能力。 三、緩沖溶液pH的計算 每一種緩沖液都有一定的pH，其大小取決于組成它的緩沖對的性質和濃度。以HB-B-為例。 緩沖對共軛酸（HB）及其共軛堿（B-）在水溶液中存在如下質子轉移平衡： HB H B-HBBHKa-+-+BHBKHa 上式稱為亨德森-哈塞爾巴赫方程，也稱為緩沖公式。用于計算緩沖液的pH值。由此可知：緩沖溶液的pH取決于弱酸的弱酸的K Ka

22、 a值和緩沖比值和緩沖比。 加少量水稀釋少量水稀釋時，共軛堿和共軛酸以相同比 例稀釋，緩沖比不變，緩沖溶液的pH幾乎不變。（B-/HB比值稱為緩沖比）pH=pKa+lgB-HBcB-cHBpH=pKa+lgnB-nHB上式也可寫成：HB H B-1、1L 緩沖溶液中，含有0.10 mol的HAc和0.10 mol NaAc，求該緩沖溶液的pH.（Ka=1.7510-5）75.410.010.0lg75.4HAcAclgpKpHa+-解：該溶液的緩沖對為HAc-Ac-， pKa=4.75 ,cHAc=0.10 mol/L, cNaAc=0.10 mol/L。2、將0.10 mol/LNaH2PO

23、410ml與0.10Na2HPO4 2ml混合，求該緩沖溶液的pH。（已知pKa2=7.21）解：該溶液的緩沖對為H2PO4-HPO42-n(HPO42-)=0.102.0=0.2(mmol)n(H2PO4-)=0.1010.0=1.0(mmol)pH=pKa+lgnB-nHB=7.21+lg0.21.0=6.51四、緩沖容量和緩沖范圍(了解)1、緩沖容量定義定義：定量表示緩沖溶液的緩沖能力大小。 緩沖容量是指使單位體積緩沖溶液的pH改變1個 單位時，所需加入一元強酸或一元強堿的物質 的量。常用符號表示。單位mol/(LpH)。 數學表達式為： 影響緩沖容量的因素影響緩沖容量的因素總濃度：指緩

24、沖溶液中共軛酸和共軛堿的濃度之和。 對于同一緩沖溶液，當緩沖比一定時，總濃度總濃度， 緩沖容量緩沖容量。當緩沖溶液在一定范圍內稀釋時， 總濃度減小,會減小，因此，緩沖溶液抗稀釋緩沖溶液抗稀釋 的作用是有限的的作用是有限的。緩沖比 當緩沖比等于緩沖比等于1 1（ pHpKa）時，緩沖容量最大。 緩沖比越偏離1 ，緩沖容量越小。2、緩沖范圍 當總濃度一定時，緩沖比影響緩沖溶液的緩沖能力。 當緩沖比在10:110:1和和1:101:10之間，即緩沖溶液的pH值在pKa+1pKa+1范圍之間時，具有緩沖作用。pKa+1稱為緩沖溶液的有效緩沖范圍。 各種緩沖對構成的緩沖溶液都有其特定的緩沖范圍。五、緩沖溶液的配制1選擇適當的緩沖系 所配制緩沖液的pH值在所選緩沖對的緩沖范圍之內，且與共軛酸的pKa值盡可能的相等或接近。所選緩沖對不能與溶液中的主要物質發生化學作用。2緩沖溶液的總濃度要適當 總濃度太小，緩沖能力小；總濃度太高，滲透壓過高。一般緩沖溶液的總濃度在0.050.050