第三章溶液的基本性質婁底市衛學校劉霞第三章溶液的基本性質【學習要點】：1·分散系的劃分標準，各種分散系的性質和醫學應用。2·化學平衡的概念及濃度對平衡的影響。3·電解質溶液的性質—強弱電解質、電離平衡、同離子效應。4·溶液的酸堿性和[H+]的關系，溶液的PH值和酸堿指示劑。5·緩沖溶液的組成、作用和它的醫學應用。第三章溶液的基本性質第一節分散系及其性質一、分散系一種或幾種物質以細小顆粒分散在另一種物質中所形成的體系叫做分散體系，簡稱分散系。其中被分散的物質為分散相或分散質，容納分散相的物質叫做分散介質或分散劑。根據分散相粒子的大小，分散系可以分為以下三種，第三章溶液的基本性質第三章溶液的基本性質（一）分子或離子分散系——真溶液分散相粒子的直徑小于1nm的分散系稱為分子或離子分散系，也稱真溶液或溶液，在溶液中分散相粒子以單個的分子或離子形式均勻分散在分散介質中（一般分子或離子的直徑小于1nm），在分散相和分散介質之間沒有界面，因此這種分散系是高度分散的均勻體系，其主要特征是均勻、透明、穩定性很高，分散相粒子能透過濾紙和半透膜（一種具有選擇通透性的特制膜）。第三章溶液的基本性質(二)膠體分散系——膠體溶液分散相粒子直徑在1～100nm之間的分散體系稱為膠體分散系，簡稱為膠體溶液。在膠體溶液中，分散相是由單個高分子或由多個小分子聚集而成，高分子或小分子聚集體的直徑在1～100nm之間，粒子直徑較大，因此在分散相和分散介質之間有界面，膠體分散系的特征是不均勻、外觀透明、相對穩定，分散相粒子能透過濾紙但不能透過半透膜。例如將FeCl3加到沸騰的水中，FeCl3水解生成成千上萬個Fe(OH)3可聚集成1～100nm膠粒，形成膠體溶液。第三章溶液的基本性質1.光學性質——丁鐸爾現象丁鐸爾效應：聚光光束通過放在暗處的溶膠時，從側面可看到一條明亮的光柱，這是光散射的結果。*利用丁達爾效應是區分膠體與溶液的一種常用的物理方法。第三章溶液的基本性質2.動力學性質——布朗運動3.電學性質——電泳現象膠粒在分散介質中定向移動根據電泳方向可判斷膠粒帶何種電荷：Fe(OH)3溶膠向負極——帶正電；As2S3溶膠向正極——帶負電第三章溶液的基本性質4．溶膠的穩定性膠體分散系在一定的條件下，膠粒不容易由小顆粒結合成大顆粒，因而不會因重力的作用而沉淀，具有一定的穩定性。決定溶膠的穩定性的主要因素是：膠粒表面帶有電荷和膠粒外表面的水化膜或溶劑化膜的保護作用。同種膠體粒子在相同的環境中所帶的電荷是相同的，同種電荷互相排拆因而使膠粒不易聚集，穩定性增強。第三章溶液的基本性質5、溶膠的聚沉溶膠的聚沉是指溶膠粒子由小顆粒結合成大顆粒，最后從介質中沉淀析出，這種現象叫聚沉。促使溶膠聚沉的因素有①加入少量電解質。溶膠對電解質的影響非常敏感，這是由于電解質中反離子的加入中和了膠粒表面所吸附的電荷，膠粒變成電中性，同時水化膜也隨之消失，這樣膠粒就能迅速凝集而聚沉。例如，在氫氧化鐵中加入少量K2SO4溶液，溶膠內立即發生聚沉作用，析出氫氧化鐵沉淀。實驗表明不同的電解質，對溶膠的聚沉能力是不同的。可以使溶膠聚沉的電解質的有效部分是與膠粒帶有相反電荷的離子，這些離子稱為反離子。反離子的價數越高，聚沉能力也越大。②加入帶相反電荷的膠體：有相反電荷的不同溶膠，可以相互聚沉。例如，將帶有正電荷的氫氧化鐵溶膠和帶負電荷的As2S3溶膠混合，可以相互聚沉。明礬的凈水作用，是利用明礬的水解生成Al(OH)3正溶膠，而與帶負電荷的膠體污物發生相互聚沉。③升高溫度：溫度對溶膠的穩定性影響不大。溫度升高時，由于溶膠的布朗運動增強，溶膠粒子之間的碰撞加劇，使溶膠的穩定性下降。第三章溶液的基本性質（三）粗分散系——懸濁液和乳濁液分散相粒子直徑大于100nm的分散系稱為粗分散系。這類分散系的分散相粒子是大量分子的集聚體，比膠體粒子更粗大，因此，在分散相和分散介質之間有明顯的界面，屬于不均勻體系。因其粒子較大用肉眼或普通顯微鏡即可觀察到分散相的顆粒。由于其顆粒較大，能阻止光線通過，因而外觀上是渾濁的，不透明的。另外，因分散相顆粒大，不能透過濾紙或半透膜。同時易受重力影響而自動沉降，因此不穩定。第三章溶液的基本性質粗分散系按分散相狀態的不同又分為懸濁液（固體分散在液體中——如泥漿）和乳濁液（液體分散在液體中——如牛奶）。1.懸濁液不溶性的固體小顆粒分散在液體中形成的粗分散系叫做懸濁液。如泥漿水、臨床上用于皮膚殺菌用的硫磺合劑和氧化鋅搽劑就屬于懸濁液。2.乳濁液液體以微小的珠滴分散在與之不相容的另一種液體中所形成的粗分散系叫做乳濁液。如分散著液體脂肪珠滴的牛奶、醫藥上用的松節油搽劑等屬于乳濁液。乳濁液在醫藥上又叫乳劑，乳劑一般都不穩定。要使乳劑保持穩定，必須加入能使乳劑保持穩定的叫做乳化劑的物質。乳化劑的作用是在分散相的液體小珠滴上形成一層乳化劑薄膜，使小珠滴之間不能相互聚集，從而保持相對穩定。常見的乳化劑有肥皂、合成洗滌劑以及人體內的膽汁酸鹽等。乳化劑能使乳劑穩定的作用叫做乳化作用。乳化作用對脂肪在人體的消化和吸收都有著重要意義。第三章溶液的基本性質第二節電解質溶液一、化學平衡和濃度對化學平衡的影響（一）化學平衡的概念1.不可逆反應：在一定的條件下只能向一個方向進行的單向反應。2.可逆反應：在同一反映條件下能同時向兩個相反方向進行的雙向反應。可逆反應方程式中常用“

”代替“＝”來表示反應的可逆性。例如：在人體血液中血紅蛋白和氧氣的反應：O2+3Hb（血紅蛋白）HbO2（氧合血紅蛋白）在可逆反應中，通常把從左到右進行的反應稱為正反應，從右向左進行的反應稱為逆反應。

第三章溶液的基本性質可逆反應的特點是：在密閉的容器中反應不能進行到底。在一定條件下，當反應開始時，容器中只有反應物，此時正反應速率最大，逆反應速率為零；隨著反應的進行，反應物濃度逐漸減小正反應的速率也逐漸減小；同時生成物的濃度逐漸增大，逆反應的速率也逐漸增大。當反應進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，即在單位時間內反應物減少的分子數，恰好等于逆反應生成的生成物分子數。此時反應物和生成物共存而且各自濃度不再隨時間改變。如上所述，一定條件下，在可逆反應中，正向反應速率等于逆向反應速率，反應物和生成物濃度都不在隨時間改變的狀態，成為化學平衡。化學平衡的主要特征是：化學平衡是一種動態平衡。在平衡狀態下，可逆反應仍在進行，但正逆向反應速率相等，反應物和生成物濃度都各自保持恒定，不再隨時間改變。化學平衡狀態是一定條件下可逆反應進行的最大程度即限度。化學平衡時有條件的、相對的、暫時的平衡，隨著條件的改變，化學平衡會被破壞而發生移動。第三章溶液的基本性質（二）濃度對化學平衡的影響在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，平衡向正反應的方向（或向右）移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，平衡向逆反應的方向（或向左）移動。第三章溶液的基本性質二、強電解質和弱電解質電解質：溶解在水中或熔融狀態下能導電的化合物稱為電解質。例如無機化合物中的酸、堿、鹽均為電解質，它們的水溶液稱為電解質溶液。第三章溶液的基本性質(一)強電解質在水溶液里能完全電離的電解質稱為強電解質。強電解質的電離是不可逆的，其電離方程式用“=”或“→”表示。HCl=H++Clˉ或H++Clˉ→H+ClˉNaOH=Na++OHˉ或NaOH→Na++OHˉNaCl=Na++Clˉ或NaCl→Na++Clˉ

強酸、強堿和絕大多數鹽都是強電解質。例如HCl、KOH、NaOH、HNO3、HClO4、H2SO4、Ba(OH)2以及NaCl、KCl、MgCl2、Na2SO4等。第三章溶液的基本性質

（二）弱電解質：在水溶液中只有少部分分子解離成陰、陽離子，大部分以分子狀態存在。

特點：弱電解質的解離過程是可逆的,在溶液中存在一個動態的解離平衡；導電性弱。如極性共價鍵化合物HAc，HCN，NH3·

H2O等。例如：醋酸的解離平衡如下式所示：HAcH++Ac-

在平衡狀態下，弱電解質在水溶液中的解離程度的大小可以定量地用解離度來表示：第三章溶液的基本性質三、電離平衡和電離度(一)電離平衡和電離平衡常數1.電離平衡弱電解質的電離過程跟可逆的化學反應一樣，以醋酸為例：CH3COOHH++CH3COOˉ開始電離時，主要是醋酸分子的電離，正過程（電離）速度較大，隨著醋酸分子的電離，溶液里離子濃度不斷增大，因而正過程速度逐漸減慢，離子結合成分子的逆過程逐漸加快。當正過程和逆過程的速度相等時，溶液里的醋酸分子、氫離子和醋酸根離子的濃度不再改變，弱電解質達到電離平衡狀態。在一定條件下，當弱電解質的分子電離成離子的速度和離子重新結合成電解質分子的速度相等時的狀態稱為電離平衡。第三章溶液的基本性質2.電離平衡常數電離平衡常數：對于一元弱酸或一元弱堿，電離生成的各種離子濃度的乘積和溶液中未電離分子的濃度的比值是一個常數，這個常數叫電離平衡常數，簡稱電離常數第三章溶液的基本性質弱酸的電離常數用Ka表示，弱堿的電離常數用Kb表示。例如一元弱酸醋酸或一元弱堿氨水的電離平衡常數計算公式如下：

(1)電離常數表示弱電解質的相對強弱，K值越大，電解質的導電能力越強。

(2)同類型的弱酸、弱堿．可用Ka、Kb值比較它們的酸堿性的強弱。

(3)電離常數與溫度有關，溫度升高，電離常數增大。但與濃度無關。第三章溶液的基本性質(二)電離度不同的弱電解質在水溶液里的電離程度是不同的。有的電離程度大，有的電離程度小。為了定量表示弱電解質的電離程度，可用電離度來表示。１．電離度電離度是當弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已電離的電解質分子數占電解質分子總數（包括已電離的和未電離的）的百分數。電離度通常用符號α來表示，計算公式：第三章溶液的基本性質第三章溶液的基本性質

２．影響電離度的因素電離度的大小不僅和弱電解質的本性有關，還和溶液的濃度、溫度有關。同一弱電解質在一定范圍內，溶液越稀，電離度越大。這是因為濃度越小，單位體積里弱電解質的粒子（分子或離子）數越少，離子重新結合成分子的機會越少，因而電離度增大。同一弱電解質，溫度越高，電離度越大。這是因為電離過程需要吸熱，升高溫度可以促進電離進行。由于弱電解質的電離度大小與溫度濃度有關，所以在表示電離度時，必須指明溶液的溫度和濃度，當溫度、濃度一定時電離度為一常數，可用來衡量電解質的相對強弱第三章溶液的基本性質四、同離子效應在弱電解質溶液中加入一種有與弱電解質相同離子的強電解質時，弱電解質的電離平衡會受到影響而改變其電離度。例如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸鈉時，由于NaAc是強電解質，在溶液中完全電離，使溶液中Ac－離子濃度大大增加，使HAc的電離平衡向左移動，從而降低了HAc分子的電離度，結果使溶液的酸性減弱。HAc=H++Ac－NH3+H2O=NH4++OH－NaAc→Na++Ac－NH4Cl→NH4++Cl－同理，在氨的水溶液中加入NH4Cl時，溶液中NH4+離子濃度相應增加，使電離平衡向左移動，降低了氨的電離度，結果使溶液的堿性減弱。在弱電解質溶液中，加入與該弱電解質有相同離子的強電解質時，使弱電解質的電離度減小，這種現象叫做同離子效應。第三章溶液的基本性質第三節溶液的酸堿性一、水的電離和離子積常數經過精密儀器的科學測定，發現水是一種極弱電解質。水在電離時把質子從一個水分子轉移給另一個水分子，形成H3O+和OHˉ。H2O＋H2OH3O＋＋OH－在一定溫度下，該反應達到平衡時，存在如下關系式：式中Ki為水的平衡常數。在純水或稀溶液中，一般將[H2O]視為常數，它與Ki合并成一個新常數Kw，稱為水的離子積常數，又稱水的離子積。

第三章溶液的基本性質實驗測得：在25℃時純水中[H3O＋]=[OH－]=1.0×10-7mol·L-1。水的離子積不僅適用于純水，也適用于所有稀水溶液。為了簡便起見，用[H+]代表[H3O+]，則有：第三章溶液的基本性質二、溶液的酸堿性和PH值（一）酸堿性和[H+]的關系在純水（或中性溶液）中，25℃時[H+]和[OHˉ]相等，即所以水是中性的，既不顯酸性也不顯堿性。當向水中加入酸時，加入的H+就會促使水的電離度減小，電離平衡向左移動，達到新的平衡時，[H+]>10-7mol/L>[OH-]，由于[H+]>[OH-]，所以溶液呈現酸性。在任何水做溶劑的溶液中，只要[H+]大于[OH-]，溶液一定呈酸性。第三章溶液的基本性質根據pH定義和水的離子積常數，我們可得到如下結論：25℃時:中性溶液[H＋]=[OH－]pH=7.00酸性溶液[H＋]＞[OH－]pH＜7.00堿性溶液[H＋]＜[OH－]pH＞7.00第三章溶液的基本性質（二）PH值[H+]或[OHˉ]都可用來表示溶液的中性、酸性或堿性，但實際應用中多采用[H+]來表示。在生物學與醫學上許多重要溶液的[H+]往往是一個很小的數值，而且帶有負指數，用[H+]表示溶液的酸堿性不方便。例如，人的血液中[H+]為0.0000000398mol/L，即3.98×10-8mol/L，血液究竟是酸性還是堿性,不容易看清楚。索侖生（Sorensen）首先提出用PH值表示水溶液的酸堿性。規定：溶液的PH值是氫離子濃度的負對數值（常用對數）。它的數學表示式為：pH=-lg[H+]即[H+]=10-pH必須注意，PH值每相差一個單位時，其[H+]相差10倍；PH值相差二個單位時，[H+]相差100倍；依此類推。用PH值表示稀的水溶液的酸堿性，則有：在純水或中性溶液中，

[H+]=1×10-7mol/LPH=-lg[H+]=-lg10-7=7在酸性溶液中，[H+]＞1×10-7mol/LPH＜7，PH越小，則酸性越強。在堿性溶液中，

[H+]＜1.0×10-7mol/LPH＞7，PH越大，則堿性越強。和PH相仿，[OHˉ]和Kw也可用它們的負對數來表示，即pOH=-lg[OH-]

pKw=-lgKw

由于在25℃時，[H+]·[OHˉ]=Kw=1×10-14將方程兩邊取負對數，則得(-lg[H+])(-lg[OH-])=-lgKw=-lg1×10-14所以pH×pOH=pKw=14第三章溶液的基本性質（三）鹽溶液的酸堿性有些鹽類溶液也具有一定的酸堿性。在純水中，[H+]和[OH-]相等，呈中性。但加入鹽的離子和H+及OH-作用后使水中H+或OH-濃度發生改變，故多數鹽的溶液顯示出酸性或堿性。這些鹽的離子與水中H+或OH-作用生成難電離物質，使水中的[H+]或[OH-]發生改變的反應稱為鹽的水解。由于生成鹽的酸和堿強弱不同，鹽水解后酸堿性也有所不同。除強酸強堿生成的鹽不發生水解呈中性外，其他的鹽類都會發生一定程度的水解，鹽的水解一般有三種情況：1.強堿弱酸鹽溶液的PH值大于7，顯堿性。例如NaAc溶液的PH>7，原因是NaAc→Na++Ac－，Na+不與水電離出的OH-結合,它與溶液的酸堿性無關。Ac－可以和水電離出的少量H+結合成HAc分子，從而使溶液中水的電離平衡向右移動，導致溶液中[H+]<[OH-]而顯堿性。2.強酸弱堿鹽溶液的PH值小于7，顯酸性。例如氯化銨溶液的PH<7，原因是NH4Cl→NH4++Cl－，Cl－不與水電離出的H+結合,它與溶液的酸堿性無關。NH4+可以和水電離出的少量OHˉ結合成NH3·H2O分子，從而使溶液中水的電離平衡向右移動，導致溶液中[H+]>[OH-]而顯酸性。第三章溶液的基本性質3.弱酸弱堿鹽溶液的PH值情況比較復雜，例如NH4Ac溶液，NH4Ac→NH4++Ac－，NH4+與水電離出的少量OH-結合成NH3·H2O分子，Ac－可以和水電離出的少量H+結合成HAc分子，從而使溶液中水的電離平衡發生移動，但移動的方向取決于NH3·H2O分子和HAc分子的電離度，所以這類鹽的PH值情況復雜，這里不再討論。鹽水解后具有一定的酸、堿性，在生活和醫藥衛生方面具有重要意義。例如明礬可以凈化水的原理，就是他水解后產生的氫氧化鋁膠體可以除去雜質，醫學上治療胃酸過多或酸中毒時使用碳酸氫鈉或乳酸鈉（C3H5O3Na），也是利用它們水解后顯堿性。治療堿中毒用氯化銨是因它水解后顯酸性。當然，鹽的水解也有不利的影響，例如一些藥品因水解而變質。第三章溶液的基本性質第四節緩沖溶液一、緩沖溶液及其組成（一）緩沖作用與緩沖溶液純水在25℃時PH值為7.0，但只要與空氣接觸一段時間，因為吸收二氧化碳而使PH值降到5.5左右。1滴濃鹽酸（約12.4mol/L）加入1升純水中，可使[H＋]增加5000倍左右（由10-7增至5×10-4mol/L），若將1滴氫氧化鈉溶液（12.4mol/L）加到1升純水中，PH變化也有3個單位。可見純水的PH值因加入少量的強酸或強堿而發生很大變化。然而，1滴濃鹽酸加入到1升HAc-NaAc混合溶液或NaH2PO4-Na2HPO4混合溶液中時[H+]增加不到百分之一（從1.00×10-5增至1.01×10-5mol/L）,PH值沒有明顯變化。溶液的這種能對抗外來少量強酸、強堿或加水稀釋，而使PH值幾乎不發生明顯改變的作用，叫緩沖作用。具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。第三章溶液的基本性質（二）緩沖溶液的組成緩沖溶液由足夠濃度的一對物質組成，而且兩成分之間存在化學平衡。其中，能對抗外來強堿的稱為抗堿成分，能對抗外來強酸的稱為抗酸成分，這一對物質通常稱為緩沖對或緩沖系，常見的緩沖對主要有三種類型。1.弱酸及其對應的鹽抗堿成分抗酸成分CH3COOH-CH3COONa（實際上是CH3COOˉ）H2CO3-NaHCO3H2C8H4O4-KHC8H4O4（鄰苯二甲酸-鄰苯二甲氫鉀）2.多元弱酸的酸式鹽及其對應的次級鹽抗堿成分抗酸成分NaHCO3-Na2CO3NaH2PO4-Na2HPO4NaH2C6H5O7-Na2HC6H5O7（檸檬酸二氫鈉-檸檬酸氫二鈉）KHC8H4O4-K2C8H4O43．弱堿及其對應的鹽抗酸成分抗堿成分NH3·H2O-NH4Cl第三章溶液的基本性質二、緩沖溶液在醫學上的意義緩沖溶液在醫學中非常重要。

在體外，微生物的培養、組織染色、血液的冷藏保存都需要一定pH的緩沖溶液；在藥劑生產上，根據人的生理狀況即藥物穩定性和溶解度等情況，選擇適當的緩沖溶液來穩定溶液的pH值人體內極為復雜的物質代謝反應都是受各種酶控制的，而每種酶又只有在一定pH范圍的體液中才有活性，如胃蛋白酶的適宜pH為1.5～2.0范圍人體內各種體液都有一定的較穩定的pH范圍*，超出正常范圍太大,可能引起機體內許多功能失調。第三章溶液的基本性質在生命活動過程中，會不斷地產生酸性物質，如碳酸、乳酸等；也會不斷地產生堿性物質，如碳酸氫鹽(HCO3-)、磷酸氫鹽(HPO42-)等。另外，人們攝取的食物中也有相當數量的酸性或堿性物質。盡管如此，健康人的血液的pH值總是保持在7.35～

7.45的范圍內，且不會發生顯著的改變。

如果血液的pH值降低到7.35以下，人要發生酸中毒；降低到7.1以下．一般便要死亡。同樣，血液的pH值上升到7.45以上，人要發生堿中毒，上升到7.6以上，一般也會死亡。血液的pH值是如何調節的？第三章溶液的基本性質

血液中的緩沖系：

*即：K-HbO2/H-HbO2第三章溶液的基本性質

碳酸在溶液中主要是以溶解狀態的CO2形式存在,在CO2(溶解)-HCO3-緩沖系中存在如下平衡。

CO2(溶解)+H2OH2CO3H++HCO3-

通過查表得：25℃，pKa=6.35。*如果CO2是溶解在離子強度為0.16的血漿中，并且溫度為37℃時，pKa應加以校正，經校正后第三章溶液的基本性質為pKa′，其值為6.10。血漿中的碳酸緩沖系pH的計算方程式為：

正常人血漿中[HCO3-]和[CO2]溶解的濃度分別為24mmol·L-1和1.2mmol·L-1，代入上式

在體內,HCO3-是血漿中含量最多的抗酸成分,所以將血漿中的HCO3-稱為堿儲。*第三章溶液的基本性質