1、l掌握酸堿質子理論, pH、pOH、pKW，弱酸、弱堿、兩性物質水溶液H3O+濃度和pH的計算方法, 緩沖溶液pH的計算，緩沖容量的概念及其影響因素, 酸堿標準解離常數（Ka、Kb）的應用及共軛酸堿對的Ka與Kb之間的關系。l了解酸堿電子理論, 活度、活度因子、離子強度的定義，血液中的主要緩沖系及其作用,會計算電解質溶液的離子強度. l熟悉緩沖溶液的配制原則、方法和步驟, 離子相互作用理論，同離子效應和鹽效應對酸、堿解離度和pH的影響,緩沖溶液的概念、組成和緩沖作用的機理. 第一節電解質溶液 電解質（electrolyte）在化學和生產中經常遇到，與人體的關系也很密切。它常以一定濃度的離子形式

2、廣泛存在于人的體液和組織液中，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl、HCO3-、HPO42、H2PO4、 SO42等，其含量與人體的生理功能密切相關。因此，研究電解質溶液的有關性質，對醫學科學的學習是十分重要的 一、解離度解離度100%已解離的分子數原有分子總數 電解質是指在水中或熔融狀態下能夠導電的化合物。可以分為強電解質和弱電解質 例如：在25時，0.10molL-1HAc的解離度為1.34，表示在溶液中，每10000個HAc分子中有134個解離成H+和Ac-。電解質的解離度與溶質和溶劑的極性強弱、溶液的濃度以及溫度有關。 一般將質量摩爾濃度為0.10mol-1的電解質溶液中解離度大于

3、30的稱為強電解質，解離度小于5的稱為弱電解質，介于30和5之間的稱為中強電解質。強電解質在水溶液中完全解離，理論上，它們的解離度應為100。但一些實驗結果表明，其解離度小于100。對強電解質來說，實驗求得的解離度稱為表觀解離度。為了闡明強電解質在溶液中的實際情況，1923年德拜（PDebye）和休克爾（EHuckel）提出了電解質離子相互作用理論。二、離子相互作用理論 強電解質在水溶液中存在著離子氛。位于球體中心的離子稱為中心離子，在中心陽離子周圍有陰離子氛，在中心陰離子周圍有陽離子氛，每個中心離子同時又是另一個離子氛的反電荷離子的成員。由于離子的不規則熱運動，離子氛處于形成與打破的平衡中。

4、在離子氛的影響下，溶液中的離子受到帶有相反電荷離子氛的影響，而不能完全自由活動。使強電解質溶液中的離子不能百分之百地發揮應有的效能。 該理論應用于11價型電解質（如NaCl）的稀溶液時比較成功，應用到其它價型的電解質則有一定的偏差。現在已知在強電解質溶液中，特別是濃度不低時，還存在著離子締合現象，即部分陽離子和陰離子締合成離子對作為獨立單位運動。 因此強電解質的解離度的意義與弱電解質的不同，弱電解質的解離度能真實反映解離的程度，而強電解質的解離度只能反映離子間相互牽制作用的相對強弱，其解離度稱為表觀解離度。 三、活度和活度因子 活度活度是指電解質溶液中實際上可起作用的離子的濃度，通常用來表示，

5、它的單位為1。它與離子的理論濃度cB有如下關系：BcBB稱為溶質B的活度因子。活度因子反映了溶液中離子的相互牽制作用的程度。對于液態和固態的純物質以及稀水溶液中的水，其活度均視為1。在近似計算中，通常把中性分子的活度因子視為1。對于弱電解質溶液，由于其解離度小，離子濃度很小，其活度因子也視為1，弱電解質的活度與濃度基本上相等。在稀溶液中，我們在進行計算時一般用濃度代替活度。 四、離子強度與活度因子 I 離子強度I反映了離子間相互作用的強弱，I值越大，離子間相互作用愈強，活度因子就愈小；I值越小，離子間相互作用愈弱，活度因子就愈大。由式（2-2）可知，離子強度僅與溶液中離子的濃度以及離子的電荷數

6、有關，與離子的種類無關。 (.)2222112233nn12b zb zb zb z2ii12b z第二節 酸堿質子理論 酸堿質子理論認為：凡能給出質子的物質都是酸，凡能接受質子的物質都是堿，酸給出質子后變為堿，堿接受質子后變為酸。既能接受質子又能給出質子的物質稱為兩性物質。 酸 H+ 堿HCl H+ ClNH4+ H+ NH3根據酸堿質子理論，酸堿反應如下： 酸1 + 堿2 堿1 + 酸2 二、水的質子自遞平衡 水是一種兩性物質，在水分子中也存在質子傳遞過程。 K w K H2O2 H3O+ OH （2-4） K w稱為水的離子積常數。在一定溫度下，純水中 H3O+與 OH的乘積為一個定值。

7、25時，水的K w為1.010-14。此關系不僅適用于純水溶液，也適用于任何水溶液，即在任何水溶液中如果已知H3O+的濃度，就可以依據以上關系得到OH的濃度，反之亦然。K w值只受溫度變化的影響。 三、弱電解質的解離平衡常數（一）、一元弱酸、弱堿的解離平衡常數 在一定溫度下，一元弱酸HB在水溶液中存在以下解離平衡：HB + H2O H3O+ + B平衡時有： Ka （2-5） 式中H3O+、 B和HB分別為達到平衡時溶液中H3O+、B和HB的平衡濃度，Ka稱為弱酸的解離平衡常數，簡稱為酸常數。Ka值越大，表示一元弱酸的解離能力越強，溶液中H3O+的濃度越高，弱酸的酸性越強。在一定溫度下，Ka是

8、一個定值，與一元弱酸的起始濃度無關。 3H O B HB 一元弱堿B Kb （2-6）Kb稱為弱堿的解離平衡常數，簡稱為堿常數。Kb值越大，表示一元弱堿的解離能力越強，溶液中OH的濃度越高，弱堿的堿性越強。在一定溫度下，Kb是一個定值，與一元弱堿的起始濃度無關。 （二）、共軛酸堿對Ka與Kb的關系 KaKb H3O+OH- K w （2-7） （三）、多元酸、堿的解離平衡 （四）、弱電解質解離平衡的移動 OH HBB 3H O B OH HBHBB 同離子效應: 如果在弱電解質的水溶液中加入與其具有共同離子的強電解質時，使弱電解質的解離度下降的現象稱為同離子效應。鹽效應: 在弱電解質的水溶液中

9、，加入與弱電解質含有不同離子的強電解質，使得弱電解質的解離度增加的現象稱為鹽效應。鹽效應的產生，是由于強電解質的加入，使溶液中帶相反電荷離子間的相互吸引作用增強，離子結合成分子的機會減少，降低了分子化的程度，因而達到平衡時，弱電解質的解離度比未加入強電解質時略微大些。第三節 溶液酸度的計算一、酸度與pH值 酸度酸度是指水溶液中H3O+的濃度（嚴格地講應該是活度）。當溶液中H3O+比較低時，為使用方便，引入pH值的概念。水溶液中H3O+濃度的負對數值稱為pH值。pHlgH3O+酸性溶液：pH7；中性溶液：pH7；堿性溶液：pH7。如果溶液中的H3O+比較高時，直接用H3O+濃度來表示。強酸或強堿

10、的酸度直接用其濃度表示。+23a+a3H O H O Kc二、一元弱酸或弱堿溶液pH值的計算當caKa20 K w時當500時，如果500時，通過解方程得： aacK+3aaH O K caacK2aaa a+34H O 2KKK c三、多元酸、堿pH值的計算 當caKa120Kw時，忽略水的質子自遞過程。由于多元弱酸Ka1 Ka2 Ka3，當102時，忽略H2B的第二級解離，將其當作一元弱酸來處理，此時H3O+HB，H2Bca。當500時，采用一元弱酸的簡化公式：a1a2KK+3aaH O K caa1cK四、兩性物質溶液pH值的計算 當caKa220Kw且ca20Ka1時，忽略水的質子自遞

11、過程。當兩性物質的濃度不太小時，采用以下近似公式 ：式中Ka1為兩性物質作為堿時其共軛酸的酸常數， Ka2為兩性物質作為酸時的酸常數。從公式中可以看出當兩性物質的caKa220Kw且ca20Ka1而且濃度不太小時，其H3O+與起始濃度無關。 +3a1a2HO K K第四節 緩沖溶液 一、緩沖作用、緩沖溶液及其組成 具有對抗少量外來強酸或強堿或進行稀釋而自身的pH值幾乎保持不變的作用稱為緩沖作用。具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液 緩沖溶液由足夠濃度的共軛酸堿對組成。二、緩沖作用機理 緩沖溶液之所以具有緩沖作用，是因為在溶液中有一定量的抗酸成分和抗堿成分。正是由于緩沖溶液中共軛酸堿對之間的質子傳遞平

12、衡，使得緩沖溶液能對抗少量外來強酸或強堿，而自身的pH值幾乎保持不變。 三、緩沖溶液pH值 pHpKa影響緩沖溶液pH值的因素有共軛酸堿對中共軛酸的Ka值與緩沖對的 。把 稱為緩沖比。同一緩沖對的緩沖溶液，其pH值只取決于緩沖比，改變緩沖比，pH值亦隨之改變，當 1時，溶液的pHpKa。對緩沖溶液適當進行稀釋時，由于B與HB以相同的比例稀釋，緩沖比幾乎不變，溶液的pH值幾乎不變。當用大量水進行稀釋時，pH值略有升高。對于弱堿及其共軛酸組成的緩沖溶液，由于其pKb已知，通過pKapKwpKb求得pKa值，上述公式依然適用。lg共軛堿共軛酸B HBB HBB HB四、緩沖容量 緩沖容量緩沖容量的定義是使單位體積緩沖溶液改變一個pH值所需加入強酸或強堿的物質的量。影響緩沖容量的因素有c總和共軛酸/共軛堿。B-/HB一定時，c總越大，溶液中HB、B-的濃度越大，溶液中抗酸成分和抗堿成分越多，緩沖能力越強。c總一定時，緩沖容量隨著緩沖比的變化而變化。當HBB-時，緩沖容量最大，用極大表示，此時溶液的pHpKa。當HBB-時，緩沖容量減小，兩者相差越大，緩沖比離1越遠，溶液的pH值離pKa越遠，緩沖容量越小。a(b)ddpHnV五、緩沖范圍 pHpKa1 六、緩沖溶液的配制 1、選擇合適的緩沖對 2、要有一定的總濃度 3、為使溶液的緩沖能力最大，緩沖比要盡可能接近1 4、校正 七、