醫科化學

期末復習

學員旅一營一連九班----***制作

幾種常用組成標度第一章緒論組成標度符號物質的量濃度cB(mol/l)摩爾分數xB(1)質量分數B摩爾質量濃度質量濃度當溶液為極稀水溶液時：cB

bB蒸氣壓下降沸點升高△Tb=Kb.

bB

凝固點降低△Tf=Kf.bB施加于溶液液面上、恰能制止滲透過程進行的壓力稱為該溶液的滲透壓力，簡稱滲透壓(

)

=cBRT滲透壓與溶液物質的量濃度及絕對溫度成正比，而與溶質及溶劑的種類無關。反向滲透△P=K

.

bB

對于非電解質的稀溶液：

=bBRT對于電解質的稀溶液：溶液的滲透壓是溶液中所有溶質質點貢獻的總和，因此——i——校正因子i是溶質的一個分子在溶液中能產生的粒子數第三節溶液的滲透壓第二章稀溶液的依數性

=ibBRT滲透壓法高分子物質凝固點降低法小分子物質第三節溶液的滲透壓第二章稀溶液的依數性

盡可能小盡可能大（一）滲透濃度(osmolarity)單位體積溶液中所含滲透活性物質的物質的量Unit:molL-1/mmolL-1產生滲透效應的溶質粒子第二章稀溶液的依數性

非電解質溶液：cOS=cB

電解質溶液：cOS=icB

（四）晶體滲透壓和膠體滲透壓晶體滲透壓：由低分子晶體物質產生膠體滲透壓：由高分子膠體物質產生血漿中低分子晶體物質:ρB=7.5g.L-1高分子膠體物質:ρB=70g.L-1第三節溶液的滲透壓第二章稀溶液的依數性

晶體細胞內外>>膠體

血管內外

一、主要觀點（mainpoints）第一節強電解質溶液理論第三章電解質溶液帶有相反電荷的離子還能相互締合成離子對。強電解質溶液中，有球形對稱的離子氛。一二1923年，P.Debye和E.Huckle提出了離子互吸學說，又稱強電解質溶液理論。二、離子的活度和活度因子（activityandactivityfactor）在電解質溶液中實際上可起作用的離子濃度B.cB/c第一節強電解質溶液理論c:標準態的物質的量濃度（1molL-1）活度：沒有量綱的物理量第三章電解質溶液=B.crcr：物質B的相對濃度，是一個單位為1的量離子的有效濃度（B）cr——P.Debye-E.Huckle極限稀釋公式第三章電解質溶液僅適用于二元電解質的極稀溶液A：298K時的水溶液中為0.509加入不含相同離子的強電解質，而使難溶電解質的溶解度增大的效應。鹽效應(salteffect)第三章電解質溶液加入不含相同離子的強電解質，而使難溶電解質的溶解度增大的效應。鹽效應(salteffect)第五節難溶強電解質的沉淀溶解平衡第二節緩沖溶液pH的計算第四章緩沖溶液一、緩沖容量單位體積（1Lor1mL）緩沖溶液的pH改變一個單位時所需加入的一元強酸或強堿的物質的量。一般，正常的緩沖比范圍：1:10緩沖比10:1緩沖作用的有效區間(緩沖范圍);

pH=pKa±1緩沖比一定時，總濃度越大，緩沖容量越大總濃度一定時，在1-10最大分散相粒子大小(直徑)性質分散相＜1nm分子(離子)分散系真溶液均相，熱力學穩定系統擴散快，透濾紙和半透膜均相1～100nm膠體分散系高分子溶液均相，熱力學穩定系統擴散慢，透濾紙不透半透膜溶膠非均相，熱力學不穩定系統擴散慢，透濾紙不透半透膜非均相締合膠體均相，熱力學穩定系統擴散慢，透濾紙不透半透膜

＞100nm粗粒分散系乳狀液懸浮液非均相，熱力學不穩定系統不透濾紙和不透半透膜分散系分類及特征

1nm=10-9m2023/2/414影響聚沉作用的一些因素電解質的影響有如下一些規律：（1）聚沉能力主要決定于與膠粒帶相反電荷的離子的價數異電性離子為一、二、三價的電解質，其聚沉值的比例約為：相當于這表示聚沉值與異電性離子價數的六次方成反比這一結論稱為Schulze-Hardy規則

00-7-2815如在稀KI溶液中緩慢加入少量AgNO3稀溶液,得到AgI溶膠(負溶膠),過剩的KI則起穩定劑的作用.[(AgI)mnI－(n－x)K+]x－,xK+膠核膠粒膠團固態微粒更易于吸附那些構成該固態微粒的元素的離子,這樣有利于膠核的進一步長大.在同一個溶膠中,每個固體微粒所含分子個數m及其所吸附的離子個數n都不一定是相等的.整個膠團是電中性的,總電荷數應為零,n=(n－x)+x如在AgNO3稀溶液中緩慢加入少量KI稀溶液,得到AgI溶膠(負溶膠),過剩的AgNO3則起穩定劑的作用.[(AgI)mnAg+(n－x)NO3-]x+,

xNO3-膠核膠粒膠團§9-6憎液溶膠的膠團結構規律4.2.2電極電勢的能斯特方程式對于任意給定的電極，電極反應通式為

離子濃度對電極電勢的影響，可從熱力學推導而得如下結論:

a(氧化態)+ne-

b(還原態)(4.4a)又如，T=298.15K時:(4.4b)式(4.4a)和(4.4b)稱為電極電勢的能斯特方程三、RelationshipofEandK第三節電極電勢Nernst方程式及影響因素T=298K第九章氧化還原反應與電極電勢區別各符號的意義？2.測不準原理不可能同時測得電子的精確位置和精確動量。測不準關系式：德布羅意公式：（固相靜止，液體移動）電滲外加電場的作用,由于固相和液相的相對移動而引起因電而動電動現象(electrokineticphonmena)兩種電現象的相互關系

電泳（液體靜止，固體粒子運動）第二節溶膠第五章膠體21HA+H2OH3O++A-

由此近似公式，由此可先求得α

，再由[H+]=caα來求[H+]。上式稱為稀釋定律平衡時

ca(1-α)ca·α

ca·α

（1）當Ka·ca≥20Kw時，可忽略水的質子自遞平衡，只考慮酸的質子傳遞平衡（3.15）22

（2）當ca/Ka≥500或α﹤5%時，1－α≈1，上式可變為Ka=ca·α

2

或此式為稀釋定律的最簡式。由此計算

一般地，當Ka·ca≥20Kw，且ca/Ka≥500時，可采用最簡式計算。（3.16）23對于一元弱堿溶液，同理可得簡化公式：

使用稀釋定律公式應注意①僅適用于稀釋，即單一電解質存在時。②當弱酸(或弱堿)的Ka·ca(或Kb·cb)≥20Kw，且ca/Ka

(cb/Kb)≥500時，或α﹤5%時。③ca或cb為起始濃度。說明：24三、多元酸堿溶液H2A+H2OHA-+H3O+

多元弱酸的水溶液是一種復雜的酸堿平衡系統,其質子傳遞反應是分步進行的。

例如二元酸H2A,其第一步質子傳遞反應為第二步質子傳遞反應為HA-+H2OA2-+H3O+25H2O+H2OH3O++OH-水的質子自遞平衡Kw=[H3O+]·[OH-]

在上述三個平衡中,[H3O+]是同一個值。(1)當Ka·ca≥20Kw時,可忽略水的質子自遞平衡(2)當Ka1/Ka2≥102時,其水溶液中[H+]或其他離子濃度的計算,可忽略第二步的質子傳遞反應所產生的H+，當作一元弱酸處理，則

[H+]≈[HA-]，[H2A]≈c(H2A)

(即平衡濃度約等于起始濃度)。26(3)若ca/Ka1≥500，則

該式是忽略了多元酸的第二級解離和水的解離，近似地按一元弱酸處理，計算[H+]的近似公式，而[HA-]≈[H+]。A2-是第二步質子傳遞的產物，即

多元酸的第二級解離很弱(Ka1很小),溶液中的[H+]主要是第一級解離，按一元弱酸計算所得，所以[H+]≈[HA-]，故[A2-]≈Ka2,[OH-]=Kw/[H+]。27

計算0.10mol·L-1鄰苯二甲酸(C8H6O4)溶液的pH,并求[C8H6O4-]，[C8H6O42-]和[OH-]。解：已知Ka1=1.3×10-3，Ka2=3.9×10-6

c(C8H6O4)=0.10mol·L-1,

則Ka1/Ka2≥102ca/Ka1<500，

可按一元酸的近似式計算：Ka1=caα2/(1－α)1.3×10-3=0.100α

2/(1－α)

解一元二次方程，得α=10.8%

則[H+]=caα=1.08×10-2mol·L-1,pH=1.96[C8H6O4-]=[H+]=1.08×10-2mol·L-1[C8H6O42-]=Ka2=3.9×10-6mol·L-1[OH-]=Kw/[H+]=9.3×10-13mol·L-1

例3-1228

因此，對于多元弱酸溶液可以歸納為(1)當多元弱酸的Ka1?Ka2?Ka3、Ka1/Ka2≥102時，可當作一元弱酸處理，以求算[H+]。(3)多元弱酸第二步及以后各步的質子傳遞平衡所得的相應共軛堿的濃度都很低。多元弱堿在溶液中的分步解離與多元弱酸相似，根據類似的條件，可按一元弱堿溶液計算其[OH-]。(2)多元弱酸第二步質子傳遞平衡所得的共軛堿的濃度近似等于Ka2，與酸的濃度關系不大，如H3P04溶液中，[HPO42-]=Ka2。29計算0.100mol·L-1Na2CO3溶液的pH值。解：Na2CO3溶液是多元弱堿CO32-溶液

例3-1330

pOH=2.33pH=14.00-2.33=11.67.31

兩性物質有HCO3-、H2PO4-、HPO42-、NH4Ac和氨基酸(以NH3+·CHR·COO-為代表)等，它們在溶液中既能給出質子又能接受質子，根據具體情況分為三種類型。HCO3-+H2OH3O++CO32-

以HCO3-為例，當它在水中作為酸時，質子傳遞反應為

四．兩性物質溶液(一)兩性陰離子溶液32

當HCO3-在水中作為堿時，質子傳遞反應為HCO3-+H2OOH-+H2CO3

根據數學推導，當Ka1/Ka2≥102且ca>20Ka1時,水的質子傳遞反應可以忽略。溶液中[H+]的近似計算公式為或（3.17）

式中Ka1和Ka2分別是H2CO3的一級和二級解離常數。其他兩性陰離子水溶液的酸度，可類推出相應的近似計算公式。33如H2PO4-的溶液對于HPO42-的溶液

從這些近似計算公式可以看到，這些兩性陰離子溶液的pH與濃度無關。34

計算0.10mol·L-1NaH2PO4溶液的pH值。

已知H3PO4的pKa1=2.16，pKa2=7.21，pKa3=12.32解：cKa2>20Kw且c>20Ka1

例3-14

符合近似公式計算條件，可按近似公式（3.17）計算35

以NH4Ac為例,它在水中發生下列質子傳遞平衡NH4++H2ONH3

+H3O+Ac-+H2OHAc

+OH-

以Ka表示陽離子酸(NH4+)的解離常數，Ka′表示陰離子堿(Ac-)的共軛酸(HAc)的解離常數。當c

Ka≥20Kw，且c

≥20Ka′時，這類兩性物質溶液的H+濃度可用類似于兩性陰離子溶液的公式（式3.17）計算，即（二）由弱酸和弱堿組成的兩性物質溶液36或（3.18）

計算0.10mol·L–1NH4CN溶液的pH值。

已知NH4+的Ka為5.59×10-10，HCN的Ka′為6.17×10-10。

例3-14解：cKa>20Kw且c>20Ka37

氨基酸的通式為NH3+·CHR·COO-，式中-NH3+基團可給出質子，顯酸性；-COO-基團可以接受質子，顯堿性，故是兩性物質。Ka=1.56×10-10(三)氨基酸型兩性物質溶液NH3+·CH2·COO-+H2ONH2·CH2·COO-+H3O+

以甘氨酸(NH3+·CH2·COO-)為例，它在水溶液中的質子傳遞平衡為38Kb′=2.24×10-12

計算氨基酸水溶液中H+濃度的近似式與計算NH4Ac的相似，即[H+]=

，式中Ka′表示甘氨酸作為堿時(NH3+·CH2·COO-)的共軛酸NH3+·CH2·COOH的解離常數，可由Kb′求出，即Ka′=Kw/Kb′=10-14/(2.24×10-12)=4.46×10-3NH3+·CH2·COO-+H2ONH3+·CH2·COOH

+OH-39則在甘氨酸的水溶液中所以pH=－lg(8.34×10-7)=6.08（四）關于兩性物質溶液中[H+]計算公式的推導

（略）符合通式的各級反應及動力學特征3-2分子間作用力（范德華力）

化學鍵的鍵能一般在1.0102kJ·mol－1

數量級，而分子間作用力只有幾個到幾十個

kJ·mol－1。取向力誘導力色散力分子間作用力和氫鍵取向力本質是靜電引力，只存在于極性分子之間。

誘導力本質是靜電引力，存在于極性分子之間、極性分子和非極性分子之間。色散力存在于所有分子之間。

分子

取向力

誘導力

色散力

非---非

非---極

極---極

√

√

√

√

√

√分子間作用力和氫鍵1、透光率T與吸光度A一束平行單色光照射溶液時，光的一部分被吸收，一部分透過