第7章 酸碱平衡
第七章 酸碱反应3

【例7-8】
ΔpH = 3.80 - 2.89 = 0.91
23
【例5-9】计算 0.1mol· L-1 NH4Cl 和 0.1 mol· L-1 NH3· H2 O 如果在此溶液中分别加入 各 1L 混合后溶液的 pH 值。 【例7-9】 (1)0.02 mol 的HCl; (2)0.02 mol 的NaOH; (3)等体积的水。溶液的pH 值将分别是多少?
《普通化学》网络课件
第七章
酸 碱 反 应
Chapter 7 Acid — Base Reaction
授课教师 : 王 虹 苏 单 位 : 化学教研室
1
第二节
水溶液中的重要酸碱反应
一、水的质子自递反应
二、弱一元酸碱的离解
三、弱多元酸碱的离解
2
酸碱反应的实质——质子的转移(或得失) 水的质子自递常数
5
2.3 共轭酸碱 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱 HB-B- 在水溶液中存在如下质子 转移反应: HB + H2O H3O+ + B-
[H3O ][B ] Ka ① [HB]
B- + H2O HB + OH-
[HB][OH ] Kb ② - [B ]
6
水溶液中同时存在:H2O H2O H3O+ OH 将以上两式相加得 K W =[H+ ][OH- ] ③
20
缓冲溶液pH值的计算
弱酸-共轭碱(盐)类型的缓冲溶液: 缓冲溶液pH 值的计 HB == H+ + B算 平衡浓度 c(HB)-x x c(B-) + x 同离子效应, c (HB) -x ≈ c(HB) , c (B-) + x ≈ c(B-) [ c ( H ) / c ][ c ( B ) / c ] 依据 K a [c(HB)/c ] c(HB) 可得 c( H )/c K a c(B )
第七章酸碱平衡和酸碱滴定法

多元弱酸(碱)
多元弱酸 Ka1ө >>Ka2ө >>Ka3ө ,c(H+) 主要 决定于第一步电离, c(H+)计算同于一元弱酸:
c/Ka1ө ≥500时 c(H) Ka1c 在二元弱酸中,Ka1ө >>Ka2ө , 忽略第二步 电离,其酸根浓度近似等于Ka2 。
例: 计算0.10mol .L-1 Na2CO3溶液中的c(OH-)、 c(HCO3-)、c(H2CO3) 。
1.浓度对酸碱平衡的影响
H A c A c -+ H +
平衡浓度 c(1-α)
cα cα
Kaθ
c(H)c(Ac)
c(HAc)
c 2 1
当< 5%时 Kaө=c2 Ka /c
稀释定律
2.同离子效应和盐效应
甲基橙
0.1mol·L-1
HAc
滴加0.1mol·L-1NaAc
在弱电解质溶液中加入一种含有相同离 子的强电解质,使弱电解质电离平衡向 左移动,从而降低弱电解质电离度的现 象叫做同离子效应
Kθ a[c(H 3Oc()cH /θ]A c[(cθA c))cc//θ]
Kaθ
c(H)c(Ac) c(HAc)
A c - + H 2 O H A c + O H -
Kb c(HcA(A )c(cO) H)
电离常数的大小,表示了弱酸弱碱的电离 程度的大小, Kaө、Kbө越大,表示弱酸 弱碱的电离程度越大,溶液的酸、碱性越 强。
6.1 酸碱质子理论
酸碱理论发展的概况
1100-1600年 发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸 1774年 法国科学家拉瓦锡提出:
酸的组成中都含有氧元素 十九世纪初 认为酸的组成中都含有氢元素 1884年 瑞典科学家Arrhenius提出电离理论 1923年 Bronsted和Lowry提出酸碱质子理论
(NEW)华彤文《普通化学原理》(第4版)配套题库【名校考研真题+课后习题+章节题库+模拟试题】

A.BaSO4水溶液的导电性很弱,所以BaSO4是弱电解质 B.将难溶电解质放入纯水中,溶解 沉淀达到平衡,则电解质离 子浓度的乘积就是该物质的溶度积
C.AgCl和Ag2CrO4的溶度积分别为1.8×10-10和2.0×10-12,则 AgCl的溶解度大于Ag2CrO4的溶解度
D.在一定温度下,向含AgCl固体的溶液中加入适量的水使AgCl溶 解又达平衡时,AgCl溶度积不变,其溶解度也不变
目 录
第一部分 名校考研真题 第1章 绪 论 第2章 气 体 第3章 相变·液态 第4章 溶 液 第5章 化学热力学 第6章 化学平衡 第7章 化学反应速率 第8章 酸碱平衡 第9章 沉淀溶解平衡 第10章 氧化还原·电化学 第11章 原子结构 第12章 化学键与分子结构 第13章 晶体与晶体结构 第14章 配位化合物
第15章 元素化学 第16章 化学与社会发展 第三部分 章节题库 第1章 绪 论 第2章 气 体 第3章 相变·液态 第4章 溶液 第5章 化学热力学 第6章 化学平衡 第7章 化学反应速率 第8章 酸碱平衡 第9章 沉淀溶解平衡 第10章 氧化还原·电化学 第11章 原子结构 第12章 化学键与分子结构 第13章 晶体与晶体结构 第14章 配位化合物
A.S0=(Ksp/128)1/4 B.S0=(Ksp/256)1/5 C.S0=(256Ksp)1/5 D.S0=(128Ksp)1/4 【答案】B
【解析】难溶盐Th(IO3)4的溶解平衡方程式为 Th(IO3)4 Th4++4IO3-
则溶度积Ksp为
Ksp=S0×(4S0)4
解得
S0=(Ksp/256)1/5 8.下面叙述中,正确的是( )。[中国科学院-中国科学技术 大学2004研]
物质的量浓度为
基础化学第七章课件

2011-5-25
酸和碱互为共轭,并组成共轭酸碱对,彼此之间差一 个H+,所以酸碱共轭统一在同一体系中的H+的传递。 质子理论中的酸碱不局限于分子,也可以是离子。 质子酸可以是:分子(HCl)、正离子(NH4+)、负离子 (HCO3-) 质子碱可以是:分子(NH3)、负离子(Ac-)、正离子 [Fe(H2O)5OH]2+ 有些酸碱物质在不同共轭酸碱对中既可以作酸,又可作 碱,称为两性物质。(HCO3-H2O)
电子教案
扬州工业职业技术学院应用化学系 朱权
1.掌握酸碱的定义、酸碱的强度及其影响因素、酸碱反 .掌握酸碱的定义、酸碱的强度及其影响因素、 应的实质; 应的实质; 2.掌握酸碱平衡中总浓度、平衡浓度及物料平衡的概念 .掌握酸碱平衡中总浓度、 ; 3.掌握 的含义,熟悉 与氢离子浓度的相互换算; 的含义, 与氢离子浓度的相互换算; .掌握pH的含义 熟悉pH与氢离子浓度的相互换算 4.了解溶液pH的近似测定; .了解溶液 的近似测定; 的近似测定 5.能利用化学平衡移动原理分析水、弱酸、弱碱的电离 .能利用化学平衡移动原理分析水、弱酸、 平衡; 平衡; 6.掌握多元弱酸电离的机理; .掌握多元弱酸电离的机理; 7.掌握同离子效应、盐效应等影响电离平衡移动的因素 .掌握同离子效应、 ; 8.熟练掌握有关离子浓度的计算; .熟练掌握有关离子浓度的计算; 9.说明同离子效应和缓冲溶液的特点,并掌握溶液 .说明同离子效应和缓冲溶液的特点,并掌握溶液pH 的计算了解缓冲容量和缓冲范围, 的计算了解缓冲容量和缓冲范围,会根据需要选择配制缓 上一内容 下一内容 回主目录 返回 冲溶液。 冲溶液。 2011-5-25
第三章酸碱平衡 第一节 酸碱理论基础
酸碱平衡和酸碱平衡紊乱

3.呼吸道阻塞: 喉头水肿、痉挛、气管异物堵塞
急性呼吸性酸中毒
COPD等 慢性呼吸性酸中毒
4.胸廓/胸腔疾患:气胸、积液、畸形 5.肺部疾患:肺气肿、肺水肿、哮喘 6.呼吸机使用不当:通气量过小
(二).分类 急性呼吸性酸中毒:见于急性气道 阻塞、呼吸骤停等
碱中毒时, 肾小管排泌H+、重吸收NaHCO3 ↓ 肾小管产NH3、排泌NH4+ ↓ 酸化磷酸盐↓
肾
• 调节作用比较缓慢 • 作用持续时间较长,能有效地排出固定酸,
保留NaHCO3 • 慢性酸碱平衡紊乱时作用比较明显
第二节 酸碱平衡指标
一.Henderson-Hasselbalch方程式
血液pH的确定
OH-+H2CO3→H2O+HCO3-
2.细胞内外离子交换和ICF缓冲: →低K+
3.肺:呼吸抑制→PaCO2↑
4.肾:
排泌H+、NH4+↓, 重吸收NaHCO3↓ 酸化磷酸盐↓
酸碱指标变化: pH正常or >7.45, PaCO2↑, AB、SB、BB均↑,AB>SB,+BE↑
(三)对机体的影响 1.中枢神经系统兴奋性↑: (1)GABA↓:GABA转氨酶活性↑,
(2)ATP↓
3.骨质脱钙、骨质软化
(四)防治原则 1.防治原发病 2.纠正水、电解质紊乱,改善血液循环 3.补充碱性药物:首选NaHCO3
二.呼吸性酸中毒
定义:血浆中 [H2CO3] 原发性↑。 (一)原因和机制 原因:CO2排出障碍(主要);
CO2吸入过多(次要)
1.呼吸中枢抑制:颅脑损伤、脑血管 意外、麻醉药或镇静剂过量
《无机及分析化学》教学大纲

《无机及分析化学》教学大纲篇一:《无机及分析化学》教学大纲《无机及分析化学》教学大纲课程名称:无机及分析化学课程编号:课程类别:专业基础课/必修课学时/学分:48/3开设学期:第一学期开设单位:化学与化工学院说明一、课程性质与说明1.课程性质专业基础课/必修课2.课程说明《无机及分析化学》是全国高等农业院校“十五”规划教材,也是农学、园艺、生物等专业的必修基础课,是上述专业学生学习的第一门基础化学课程。
本课程在元素周期律、原子和分子结构理论及四大平衡(酸碱平衡、沉淀平衡、氧化还原平衡和配位平衡)原理的基础上,讨论重要元素及其化合物的结构、组成、性质、变化规律及其含量测定的理论和方法。
上述内容与相关专业对化学基础的要求相结合,为学生学习后继课程、写作毕业论文及从事专业实践打下必要的基础。
二、教学目标1.理解分散系、物质结构、化学反应速率和化学平衡等无机化学的基本概念、基础理论。
2.理解酸碱滴定法、沉淀滴定法、配位滴定法、氧化还原滴定法和吸光光度法等分析化学的基本原理,初步掌握定量分析的常用测定方法。
3.掌握定量分析基本计算方法,能正确表示定量分析结果。
4.培养学生具有初步解决化学问题的能力并且养成严谨细致、实事求是的科学作风。
三、学时分配表章序章题讲授学时实验学时辅导学时自学学时小计1溶液和胶体42化学反应速率23化学热力学基础及化学平衡74物质结构基础55酸碱平衡与沉淀溶解平衡56配位化合物47氧化还原反应68重要的生命元素自学9分析化学概论610滴定分析法611重量分析法自学12吸光光度法413电势分析法自学合计48 四、教学教法建议本课程教学应在充分了解中学化学教学内容的基础上展开,既要注意与中学教学内容的衔接,又要注意避免不必要的重复。
对于已习惯中学教学的新生一时难以适应大学化学学习的情况,教师在本课程教学开始就应注意学习方法的指导和教学内容的精炼,以使学生尽快适应。
每章讲完之后应及时小结重点,以助学生理清思路,及时消化。
第七章 体液与酸碱平衡紊乱的生物化学检验资料

卫生部“十二五”规划教材全国高等医药教材建设研究会规划教材四川大学华西医学中心李贵星一、概述二、体液与酸碱平衡紊乱的主要检测指标三、体液及酸碱平衡紊乱检测指标的临床应用♦掌握:水平衡的概念和水平衡紊乱的类型,低钠血症、高钠血症、低钾血症、高钾血症的概念,常用酸碱平衡紊乱诊断指标的意义和各型酸碱平衡紊乱的判断,血气、钠、钾、氯测定的方法学原理与评价,血气分析标本的采集要求。
♦熟悉:体液电解质的分布特点,水、钠、钾平衡紊乱的特点和常见原因,血气分析的质量保证。
♦了解:酸碱平衡的调节,血气分析在呼吸功能判断上的应用。
第一节概述一、水平衡二、水平衡紊乱三、电解质平衡及其紊乱四、酸碱平衡及其紊乱一、水平衡体液:体内存在的液体。
正常成人体液占体重的60%体液以细胞膜为界分为:(1)细胞内液(intracellular fluid,ICF)占40%(2)细胞外液(extracellular fluid,ECF)占20%A. 血浆5%B. 细胞间液(interstitial fluid)15%各部位体液之间受机体生理机制的调节处于动态平衡体液的组成➢水➢溶解于其中的物质——电解质、小分子有机物和蛋白质等。
电解质:体液中存在的离子,具有维持体液渗透压、保持体内液体正常分布的作用,参与机体重要的生理和生化过程二、水平衡紊乱脱水水肿原因:总体水的变化,或水分布有差异,水摄入和排出不相等,不能维持平衡。
水平衡的调节机制1. 水平衡的调节中枢下丘脑。
2. 调节途径通过口渴中枢、抗利尿激素(antidiuretic hormone,ADH)以及肾三大环节完成调控。
3. 水摄入血浆晶体渗透压升高、血管肾张素Ⅱ增多、生活习惯等刺激下丘脑的渴觉中枢,引起口渴而增加水摄入量;摄入量到一定程度后,渴饱满中枢兴奋,口渴感受消失。
4. 水的排出主要依赖于ADH、醛固酮和肾脏等。
(一)脱水(Dehydration )♦脱水:由于水摄入过少和/或水丢失过多而引起细胞外液减少。
无机及分析化学(Ⅰ)习题解答

无机及分析化学(Ⅰ)习题解答目录第1章分散体系 (1)第2章化学热力学基础 (8)第3章化学反应速率和化学平衡 (15)第4章物质结构 (22)第5章分析化学概述 (27)第6章酸碱平衡 (31)第7章酸碱滴定法 (36)第8章沉淀溶解平衡 (44)第9章重量分析法和沉淀滴定法 (49)第10章配位化合物 (53)第11章配位滴定法 (62)第12章氧化还原反应 (67)第13章氧化还原滴定法 (78)第14章电势分析法 (83)第15章吸光光度分析法 (86)第16章试样分析中常用的分离方法简介 (90)第17章重要生命元素简述 (93)第18章原子核化学简介 (96)第1章 分散体系1-1.人体注射用的生理盐水中,含有NaCl 0.900%,密度为1.01g·mL -1,若配制此溶液3.00×103g ,需NaCl 多少克?该溶液物质的量浓度是多少?解:配制该溶液需NaCl 的质量为:m (NaCl)=0.900%×3.00×103g=27.0g该溶液的物质的量浓度为:-1-13-1-327.0g/58.5g mol (NaCl)==0.155mol L (3.0010g/1.01g mL )10c ⋅⋅⨯⋅⨯ 1-2.把30.0g 乙醇(C 2H 5OH)溶于50.0g 四氯化碳(CCl 4)中所得溶液的密度为1.28g∙mL -1,计算:(1)乙醇的质量分数;(2)乙醇的物质的量浓度;(3)乙醇的质量摩尔浓度;(4)乙醇的摩尔分数。
解:(1)w (C 2H 5OH) =25254(C H OH)30.0g (C H OH)(CCl )30.0g 50.0gm m m =++=0.38 (2)-12525-1-3(C H OH)30.0g/46g mol (C H OH)[(30.0+50.0)g /1.28g mL ]10n c V ⋅=⋅⨯==10.4mol·L -1 (3)b (C 2H 5OH) =-125-3430.0g(C H OH)46g mol (CCl )50.010kgn m ⋅=⨯=13.0mol·kg -1 (4)x (C 2H 5OH) =-125254-1-130.0g(C H OH)46g mol =30.0g 50.0g (C H OH)+(CCl )+46g mol 153.6g mol n n n ⋅⋅⋅ =0.650.660.650.33=+ 1-3.将5.0g NaOH 、NaCl 、CaCl 2分别置于水中,配成500mL 溶液,试求c (NaOH)、c (NaCl)、c (12CaCl 2)。
无机及分析化学—酸碱平衡与酸碱滴定

★ 既能给出质子,又能结合质子的物质为两性物质。
HCO3-
H+ + CO32- HCO3- + H+
H2CO3
两性物质:如 H2PO4- , HPO42- 、HCO3-、H2O
2. 酸碱质子理论的优点: ① 酸碱可以是分子,亦可是离子,扩大了酸碱范围; ② 不再将酸碱局限于水溶液当中。
3. 共轭酸碱: 共轭酸碱:因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱。
共轭酸
共轭碱 + H+ (酸碱半反应)
由酸碱半反应可看出,酸越强,其共轭碱越弱。
注意:酸碱是一个相对概念。
① 依酸碱质子理论,写出下列分子或离子共轭酸 的化学式:
SO42- 、S2- 、H2PO4- 、HSO4-
HSO4- HS- H3PO4 H2SO4
② 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式: H2S 、H2SO4 、H2PO4- 、HSO4-
一、酸碱解离理论
1. 酸碱定义与中和反应实质
★ 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+
H2SO4 = HSO4 + H+
Svante August Arrhenius
★ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH- 瑞典化学家
NaOH = Na+ + OH-
★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O
2. 解离理论的缺陷
Kb:弱碱的解离常数
共轭酸碱 HA—A-
Ka Kb
c c H A cHA
cHA
c OH
cA
cH cOH K w
K
pK
a
a
KbpK b
《生物化学》课后答案

第十三章 酸碱平衡
一、单项选择题
1.A 2.B 3.C 4.B 5.B
6.A 7.D 8.A 9.C 10.A
第十四章 酸碱平衡
一、单项选择题
1. B 2. A 3. C 4. A 5. C
6. B 7. D 8. C 9. B 10.B
第十五章 酸碱平衡
一、单项选择题
《生物化学》课后答案
第一章 蛋白质
一、单项选择题
1.E 2.A 3.C 4.B 5.A
6.D 7.D 8.B 9.C 10.C 11.D
第二章 核酸
一、单项选择题
1. D 2.C 3. C 4. D 5. C
6. A 7.A 8. C 9. C 10. C
11.A 12.C
第三章 酶
一、单项选择题
1. D 2. A 3.B 4.C 5.D
6.B 7.C 8.A 9.B 10.D
第四章 维生素
一、单项选择题
1.D 2.B 3.A 4.B 5.A
6.B 7.D 8.C 9.C 10.D
11.B 12.A
第五章 糖代谢
一、单项选择题:
1.B 2.D 3.A 4.A 5.B
6.B 7.A 8.C 9.B 10.D
11.D 12.C 13.C 14. B 15.D
第十章 物质代谢的练习与调节
一、单项选择题
1.D 2.B 3.A 4.A 5.B 6.D
第十一章 肝的生物化学
一、单项选择题
1. A 2. B 3. B 4. C 5. C
6. D 7. C 8. A 9. D 10. C
第十二章 水和电解质的代谢
一、单项选择题
普通化学 第七章 酸碱反应与酸碱平衡

_
弱酸或弱碱是指在水溶液中大部分以分子形式存在, 只部分解离为H+或OH-离子的酸或碱。
弱酸:HAc,H2S;弱碱:NH3·H2O
强酸强碱盐
盐: 强酸弱碱盐
NaCl, KNO3
NH4Cl Na2S, Na2CO3 NH4Ac
弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐
离子碱 H+
Ac-+
碱(1)
H2O
酸 (2) H+
= OH- + HAc
碱(2)
酸 (1)
NH4Cl水解
离子酸
NH4+
酸 (1)
+
H2O = H3O+ + NH3
碱(2) 酸 (2) 碱(1)
酸碱质子理论
无论是酸碱中和、酸碱解离、盐类水解反应,从质子 理论观点来看,这些都是酸碱之间的质子传递反应。 质子理论中不存在盐的概念,如NH4Cl中NH4+能够 给出质子,是离子酸,Cl-能够接受质子,是离子碱;
其大小不仅与弱酸(碱)的本性有关,还与溶液浓度有关。
水的质子自递反应及水溶液的pH
设浓度为c的弱酸HA的解离度为α,解离常数为KaӨ HA在水中存在解离平衡 HA + H2O= H3O+ + A0 0 初始浓度 c
平衡浓度 c(1-α)
cα
cα
2
Kaθ
(c /cθ )α {cα /cθ }2 = = θ 1-α {c (1-α) /c }
KiӨ ≤10-4:弱酸或弱碱 ;
10-2 ≥ KiӨ≥ 10-4:中强酸或中强碱。
KaӨ(HCOOH) =1.8 ×10-4 KaӨ(CH3COOH) =1.8 ×10-5
第七章 化学平衡与平衡原理第四节 酸碱平衡

H3O+ + Ac-
●说明
H+
(1)H2O分子 也可发生质子转移反应。称质子自递反应
2023/2/20
H2O + H2O
OH- + H3O+
4
水合质子H3O+简写为H+
H2O
OH- + H+
反应的平衡常数称水的质子自递常数,或水的离子积(ion product)
K
w
c(OH )
c
c(H ) c
第七章 化学平衡与平衡原理
本章要求
1. 掌握用热力学平衡的原理导出化学反应等温式、标准摩尔反应 吉布斯函数和标准平衡常数的方法,能运用反应等温式判断反应的 方向和限度。
2. 掌握温度对平衡常数的影响——范特霍夫等压方程式。
3. 了解各种因素对化学平衡的定量影响和平衡移动的原理;能进 行与平衡常数、平衡组成和平衡转化率有关的计算。
b2
2023/2/20
7
二元酸H2A及对应二元碱 A2-的解离常数间有如下关系
K
a1
K
b2
K
a2
K
b1
[H ][OH ]
K
w
三元酸H3A 及其对应的三元碱 A3- ,有
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
[H ][OH ]
K
w
•意义
用此关系,可由已知的
K
a
(
K
b
、SO
3、Ag
。配位体皆是碱。所有正离子皆是酸,负离子
10
(2) 根据酸碱电子理论,一切盐类都是酸碱配合物。广义酸碱的中 和反应就是碱的未共用电子对通过配位键跃迁到酸的空轨道中,生 成酸碱配合物。电子论把所有化合物(包括有机物)看作酸碱配合 物,把氧化还原反应之外的所有化学反应都认为是酸碱反应
无机及分析化学_第七章_酸碱平衡与酸碱滴定

第七章酸碱平衡与酸碱滴定学习要求:1.熟悉弱电解质的特点,弱电解质的离解平衡,离解度及其影响因素,离解平衡常数,离解度和离解平衡常数之间的关系—稀释定律。
掌握酸碱平衡理论及溶液pH值的计算;2.掌握缓冲溶液的含义;掌握缓冲溶液酸碱度的计算,了解缓冲溶液的选择和配制。
3.了解酸碱指示剂的作用原理,掌握其理论变色点和变色范围,掌握指示剂的选择。
4.掌握各类酸碱滴定曲线的特点、化学计量点pH的计算及指示剂的选择;掌握影响pH 突跃范围大小的因素;5.掌握各类酸碱准确滴定、分步滴定及指示剂的选择依据,了解酸碱滴定法的应用,掌握酸碱滴定结果的计算。
前面已介绍了化学平衡的一般规律,本章主要讨论水溶液中的酸碱平衡。
酸碱平衡在生物体中也同样存在,生物体液需要维持一定的pH范围,pH的改变将会影响生物体内细胞的活性。
因此酸碱平衡及其有关反应与生物化学反应有密切关系。
与气相中的反应相比,溶液的反应活化能较低,热效应较小,因此反应速率快,而且其平衡常数受温度、压力的影响较小,一般可以只考虑浓度1对平衡的影响。
酸碱滴定法是酸碱反应为基础的滴定分析方法。
它不仅能用于水溶液体系,也可用于非水溶液体系,因此酸碱滴定法是滴定分析中最重要的和应用最广泛的方法之一。
在酸碱滴定中,溶液的pH如何随滴定剂的加入而发生变化,如何选择合适指示剂使其变色点与化学计量点接近,如何将酸碱滴定法用于实际测定中等,都是必须掌握的内容。
本章将学习酸碱平衡和酸碱滴定法的基本原理和应用实例。
第一节电解质溶液一、电解质的分类电解质是一类重要的化合物。
凡是在水溶液或熔融状态下能解离出离子而导电的化合物叫做电解质,如NaCl。
1923年,德拜(P. J. W.Debye)和休格尔(E. Hückel)提出强电解质理论,电解质可分为强电解质和弱电解质两大类。
强电解质在水溶液中是能完全解离成离子的化合物,如离子型化合物:NaCl、=1,因此处理问题通常可进近似地1在本章讨论中的所涉及的溶液都是较稀的溶液,活度系数i用浓度代替活动度。
临床免疫学检验-第七章 体液平衡与酸碱平衡

三、血中的氧
氧的运输
血标本中 ctO2=O2Hb + cdO2 O2Hb是O2可逆地结合在红细胞中血红素的Fe2+上 1摩尔血红蛋白结合1摩尔O2 。 一升血中含血红蛋白浓度为9.3mmol/L(150g/L)
所有血红蛋白都结合O2时,可携带9.3 mmol/L O2 。
三、血中的氧
血红蛋白
HbA(正常成人基因产物)能结合O2 病态血红蛋白没有能力与O2结合:
渗透压
血浆中主要渗透物质:Na+、Cl-、葡萄糖和尿素计算:
mOsm/kg(水)=1.86(Na+[mmol/L])+葡萄糖[mmol/L]+尿素 [mmol/L]+9
*: 9 代表血浆中其他渗透物质:K+、Ca2+和蛋白质等 参考值: 275~300mOsm/kg(水)
第二节 体液平衡紊乱
一、水平衡紊乱 二、钠平衡紊乱 三、钾平衡紊乱
一、钠、钾测定
标本要求
钾标本 血浆与血清钾有什么差别 溶血 冷藏 孵育
钠标本 脂血标本
一、钠、钾测定
钠、钾测定方法
原子吸收分光光度法(AAS) 火焰光度法(FES) 离子选择电极法(ISE) 分光光度法 临床实验室常采用的是FES、ISE和分光光度法
一、钠、钾测定
火焰光度法
发射光谱法,被推荐为参考方法 样本用含有锂或铯的溶液稀释 被丙烷气雾化后燃烧 通过各滤光片,被光检测器接收 Li+ 或Cs+作为内标准与Na+、K+比较
一、血液气体特性
仪器校准
校准气体含有15% O2、5% CO2、其余是N2 。 摩尔分数(F)分别为0.15、0.05和0.80。 混合气体在37℃用水蒸汽饱和后(模拟病人血液 或肺泡气),送入仪器测定室(37℃)校准仪器计算 可得校准气体PO2=105 mmHg;PCO2 =35 mmHg 。
7第七章 海洋中的酸和碱

二 海水中碳酸盐系统各分量的计算
基本关系式
CO2 C HCO Alk C HCO CA C HCO
3 3 3
CCO
3
3
2
CCO2 (T )
2 BO3
2CCO 2CCO
3
2
CH
2
CA Alk BA CCO2 (T ) s P CO2 BA K1 ' K2 ' K B ' B aH K B ' a H C H CO3 CCO2 (T ) a H CCO C HCO
aH K1’ K 2’ 4aH K 2’
2
2
2 (aH aH K1’ K1’ K 2’ )
Ocean-Atm CO2 Exchange Effects
on TA-pH-CO2
CO2 equilibrium exists between atmosphere and surface waters Decreasing CO2 in seawater through photosynthesis will cause increase in pH Loss of CO2 to atmosphere from upwelled cold high PCO2 water will also cause increase in pH pH increases occur because protons are removed to make CO2 from HCO3TA does not change (loss of HCO3- is balanced by loss of H+)
第七章酸碱平衡紊乱答案

第七章酸碱平衡紊乱答案一、A型题1.④2.②3.③4.①5.③6.③7.②8.③9.⑤10.①二、X型题1.①③2.①④3.②④4.①②③④⑤5.②④6. ③④7.①②③④8.②③9.①②④⑤10.①②③④⑤三、名词解释1. 酸碱平衡:指生理情况下,机体自动维持体内酸碱相对稳定的过程称为酸碱平衡。
2. 酸碱平衡紊乱:指病理情况下,因酸碱超负荷、严重不足或/和调节机制障碍,导致体内酸碱稳态破坏,称为酸碱平衡紊乱或酸碱失衡。
3. 挥发酸:即碳酸,可以CO2形式从肺排出体外,故称为挥发酸。
4. 固定酸:又称为非挥发酸,指体内经肾由尿排出的酸性物质。
5. 动脉血二氧化碳分压:指血浆中呈物理溶解的CO2分子产生的张力。
6. 标准碳酸氢盐:指在标准条件下(即PaCO2为40 mmHg、血氧饱和度为100%、温度为38℃)测得的血浆中HCO3-的含量。
7. 单纯型酸碱平衡紊乱:指由HCO3-或PaCO2其中一个因素原发改变引起的酸碱失衡。
8. 代谢性酸中毒:是以血浆[HCO3-]原发性减少导致pH降低为特征的酸碱平衡紊乱。
9. 呼吸性酸中毒:是以血浆H2CO3浓度或PaCO2原发性增高导致pH降低为特征的酸碱平衡紊乱。
10. 代谢性碱中毒:是以血浆[HCO3-]原发性增高导致pH上升为特征的酸碱平衡紊乱。
11. 反常性酸性尿:指低钾血症时,由于细胞内的K+向细胞外转移,同时细胞外的H+向细胞内转移,引起细胞外液碱中毒、细胞内酸中毒并缺K+,肾小管上皮细胞H+-Na+交换增多,而K+-Na+交换减少,H+排出增多使尿液呈酸性,称为反常性酸性尿。
12. 盐水反应性碱中毒:指胃液大量丢失或长期应用利尿剂时,在丢失H+的同时也伴有Cl-和K+的丢失、细胞外液减少和有效循环血量不足,从而影响肾排出HCO3-的能力,使碱中毒得以维持,仅用生理盐水治疗就能使碱中毒得以纠正。
13. 盐水抵抗性碱中毒:主要见于原发性醛固酮增多症、Cushing’s综合征、血容量减少引起的继发性醛固酮增多症、严重低血钾及全身性水肿使用利尿药后等,碱中毒的维持因素是盐皮质激素的直接作用和低血钾,单纯补充盐水往往无效。
第7章 酸碱平衡与酸碱滴定法

第7章酸碱平衡与酸碱滴定法7.1 溶液中酸碱平衡的处理方法 71酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法,是滴定分析中广泛应用的方法之一。
由于酸碱滴定法的基础是酸碱平衡,因此本章首先介绍溶液中酸碱平衡的基本理论,然后学习酸碱滴定法的基本原理及应用。
7.1 溶液中酸碱平衡的处理方法酸碱溶液中平衡型体之间存在三大平衡关系:①物料(质量)平衡,②电荷平衡,③质子平衡。
本章酸度的计算中,用质子平衡对酸碱平衡进行处理,最简单最常用。
因此分别介绍这些方法。
7.1.1 物料平衡平衡状态时,化学体系中某一组分的分析浓度等于该组分各种型体平衡浓度之和。
例题7-1:0.10 mol・L-1 HAc溶液,其物料平衡式为: cHAc=c(HAc) + c(Ac-)=0.10(mol・L-1)例题7-2:0.20 mol・L-1 NaHCO3溶液,其物料平衡式为:?2?c(Na+)=cNaHCO3=c(H2CO3) + c (HCO3) + c(CO3)=0.20 (mol・L-1)例题7-3:0.50 mol・L-1 NaOH溶液,其物料平衡式为: CNaOH=c(Na+ )=c(OH )=0.50 (mol・L-1)-例题7-4:0.50 mol・L-1 HCl溶液,其物料平衡式为: CHCl=c(Cl )=c(H+ )=0.50(mol・L-1 )-例题7-5:0.20 mol・L-1 NH4Cl溶液,其物料平衡式为: CNH4Cl=c(Cl )=c(NH4) + c(NH3)=0.20 (mol・L-1)-?7.1.2 电荷平衡处于平衡状态的水溶液是电中性的,即溶液中荷正电质点所带正电荷的总数与荷负电质点所带负电荷的总数相等。
例题7-6:0.10 mol・L-1 HAc溶液,其电荷平衡式为: c(H+ )=c(Ac- ) + c(OH )-对多价阳(阴)离子,平衡浓度各项中还有相应的系数,其值为相应离子的价数。
化学平衡的酸碱平衡关系实验探究

实验原理
酸的定义和 性质
提供酸的基本知 识
酸碱中和反 应的特点
探讨酸碱中和的 过程
碱的定义和 性质
介绍碱的特点
实验方法
准备酸碱溶液
测量溶液成分 调整浓度
使用指示剂检测酸 碱中和反应
滴加指示剂 观察颜色变化
记录反应结果
记录pH值 观察沉淀生成
预期结果
01 观察到酸碱中和反应
实验中产生化学反应
研究不同酸碱对 环境的影响
实验心得
对实验的感 悟和体会
实验中发现了数 据处理的重要性
提高数
据准确性
● 07
第7章 总结
主要内容回顾
酸碱平衡关系是化学平衡中的重要组成部分,对 于理解溶液中的化学反应起着关键作用。本章总 结了酸碱平衡关系的重要性,以及实验的目的和 步骤,帮助我们更好地理解这一概念。
酸碱中和反应案例
工业上常见 的中和反应
硫酸和氢氧化钠、 盐酸和氢氧化钠 等中和反应广泛 应用于化工生产
中。
中和反应与 食品加工
食品加工中的调 味品、面包、饼 干等产品的制作 常常需要酸碱中
和反应。
生活中的酸 碱中和反应
例如牙膏中的氢 氧化钠可以中和 口腔中的酸,保
持口腔清洁。
总结
酸碱中和反应在化学、生物学、环境保护和食品 安全等领域都扮演着重要角色。通过深入研究酸 碱平衡关系,可以更好地理解物质反应的本质, 促进相关领域的发展和进步。
03 平衡状态
当反应达到平衡时,生成物和反应物浓度不 再改变
pH指标的选择
性质分析
考虑指标对不同 酸碱反应是否具
有特异性
敏感度
指标的变色反应 要灵敏准确
变色范围
化学中的酸碱反应平衡实验教案

汇报人:大文豪
2024年X月
目录
第1章 介绍 第2章 酸碱反应基础知识 第3章 实验操作及安全注意事项 第4章 实验结果分析 第5章 实验延伸 第6章 总结与展望 第7章 化学中的酸碱反应平衡实验教案 第8章 化学中的酸碱反应平衡实验教案
● 01
第一章 介绍
酸碱反应平衡实验教案简介
根据步骤将试剂混合,观察反应产物
酸碱指示剂特点比较
酚酞
变色范围窄 对酸碱溶液敏感
溴甲酚绿
颜色变化明显 适用于中性溶液
甲基橙
适用于弱碱强酸反应 变色快速
酚酞
变色范围窄 对酸碱溶液敏感
酸碱中和反应
酸碱中和反应是指酸 和碱反应生成盐和水 的化学反应。在反应 过程中,酸的氢离子 和碱的氢氧根离子结 合产生水,同时盐产 生。这种反应是一种 放热反应,通常伴随 着释放热量。在教学 实验中,酸碱中和反 应是一种重要的实验, 通过观察颜色变化等 现象来验证反应是否
酸碱反应实验注意事项
注意安全
戴上实验手套和 护目镜
实验结束清 洗
保持实验环境整 洁
避免误食
严禁饮食实验用 品
酸碱反应实验安全措施
戴上防护装备
实验手套 护目镜
保持实验环境清洁
清洗器材 整理实验桌
避免直接接触试剂
使用滴管 小心搅拌
急救准备
备有急救箱 了解应急措施
实验安全知识
在化学实验中,特别是酸碱反应实验中,安全至 关重要。希望同学们能严格遵守实验操作规程, 勿把实验品品尝,严禁将试剂溅入眼睛。酸碱反 应实验结束后,及时清洗工作台和双手,保持实 验环境整洁。
重要性
了解实验原理
实验步骤
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性,平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益,请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间:9:00-18:30)。
handle on OH bases such as ammonia very well. • 无法解释NH3、NaCO3呈碱性、 NH4Cl呈酸性的事实。
2013-11-8 6
2. Proton acid–base reaction
–实质:质子的转移过程。 –中和反应的实质:质子的传递
• H3O+ (酸1) + OH-(碱2) = H2O(酸2) + H2O(碱1) • HAc(酸1) + NH3 (碱2) = NH4+(酸2) + Ac-(碱1)
*质子理论中没有盐的概念,也无水解反应。
2013-11-8 7
3. Strengths of acid-base 酸碱的强弱
溶液中,酸碱的强弱取决于: a) 酸、碱本身给出质子或者接受质子的能力-电离平 衡常数;
•对于任意酸: HB(aq) + H2O B-(aq) + H3O+(aq) •达电离平衡时, (c ( H ) / c ) (c ( B ) / c )
c H c OH 酸性, pH lg c H
2.理论要点:
Lewis acid: A species (atom, ion or molecule) that is an electron pair acceptor, 凡可以接受电子对的分子、原子、离子 Lewis base: A species that is electron pair donor, 凡可以给出 电子对的物质.
rG lg KW 13.99 2.303 RT
K 1.0 10
W
14
∵ rH = 55.90 kJ · 1 0 mol 例:100℃纯水的 K 5.43 10
2013-11-8
水的质子自递是 吸热反应,故 KWΘ随温度的升 高而增大。
13
w
T
K
w
KaΘ KbΘ = KwΘ (通常KwΘ为110-14)
*有关计算:已知酸的K Θ可求其共轭碱的K Θ。 a b
2013-11-8 10
b) 溶剂接受和给出质子的能力。
在水中, HCl + H2O H3O+ + Cl
强酸1
强碱2
弱酸2
弱碱1
HAc + H2O
H3O+ + Ac
弱酸1
弱碱2
– Calculation on the concentration of species in equilibrium system 平衡体系中有关组分浓度的计算; – Common-ion effect 同离子效应 – Buffer solution and it’s composition and properties 缓冲 溶液的组成和性质。
–当H+浓度<1时,为了方便起见 用pH表示溶液的酸度;
–当H+浓度>1时,则习惯用实际数值表示。
•pOH也可以表示溶液的酸碱性, pOH lg c OH / c
KW = [H3O+][OH-]= 1.0×10-14
-lgKW = -lg[H3O+] - lg[OH-] = -lg(1.0×10-14) pKW = pH + pOH = 14
18
二. 水溶液的pH值
1. 溶液的pH值
•水溶液中会同时存在H+和OH-,其浓度乘积为一常数Kw; •pH值-The potential of the hydrogen ion was defined in 1909 as the negative of the logarithm of [H+]. 溶液中氢离子浓度的 负对数,pH = - lgc(H+)/c。
Cu2+ + 4:NH3 Cu2+(NH3)4
5.Lewis的酸碱电子理论的优缺点:
优点:适合于任何有电子得失的得失体系! 缺点:太笼统,不易掌握酸碱的特性
无法判断酸碱性的强弱
2013-11-8 15
§7.2 水的电离和pH标度
一. 水的质子自递
1. H2O既是质子酸,又是质子碱; 2. 质子自递作用 (The Self-Ionization of Water) 水分子之间可以进行质子的传递作用。 H2O + H2O OH- + H3O+
2013-11-8 8
•同理,对于弱碱来讲,KbΘ 越大,碱的强度就越大。
NH3 + H2O
NH4+ + OH
Kb
NH 3
[NH 4 ] [OH ] ( )( ) C C [NH 3 ] C
KbΘ称为弱碱的电离常数
2013-11-8 9
*共扼酸碱KaΘ和KbΘ的关系
Ac + H2O OH + HAc
简化:H2O H+ + OH
水的电离平衡
达电离平衡时: KW
2013-11-8
[H 3O ] [OH - ] ( )( ) 1.0 10 14 C C
16
3. 纯水的电离平衡称为自身电离平衡; –其电离平衡常数称为质子自递常数(KWΘ)。
4. 水的离子积常数:在一定温度下,纯水的KWΘ是 一个常数。简称为水的离子积 (Ion Product of Water)。
• 适用于任何溶剂体系和无溶剂体系(如: 气相体系)。
–Lewis路易斯酸碱理论
• 酸碱电子理论:电子对的转移; • 适用于任何有电子的得失的体系。
2013-11-8 2
一:Classical Arrhenius Theory: A Brief Review •立论基础---水溶液中电解质的电离
–acid: 水中电离出的阳离子全部是H+; –base: 水中电离出的阴离子全部是OH-; –salt: 电离出的阳离子除H+外或阴离子除OH-外尚有 其它离子的电解质 ---酸式盐, 碱式盐.
2013-11-8 1
§7.1 Introduction to Base-acid theories * 常见酸碱理论及其发展:
–Arrhenius阿仑尼乌斯酸碱理论
• 酸碱电离理论:水溶液中电离出H+或者OH-; • 仅限于水溶液中!
–Brø nsted-Lowry布朗斯特酸碱理论
• 酸碱质子理论:质子的转移传递;
c(H ) c(O295K时纯水的
7
1
Ion-Product constant KwΘ
KwΘ =110-14
2013-11-8
pKWΘ = -lgKWΘ = 14
17
*热力学方法计算Kw
H2O(l) H+(aq) + OH(aq) r G 79.89 KJ mol 1
3.Lewis的电子理论有关酸、碱的划分
凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸; 凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱。
2013-11-8 14
4.酸碱反应的实质:电子对的转移。
形成配位键的反应;碱提供电子对,酸以空轨道接受电子 对形成配位键。
H+ + :OH– HOH,
AlCl3 + Cl – AlCl4 –
Ka
(c( HB ) / c )
–KaΘ称为弱酸的电离平衡常数,用来衡量酸的强弱。KaΘ 值越大,酸性越强。 KaΘ大于1的酸为强酸,小于1的为弱 酸。常见弱酸的KaΘ值见附录4 –为了方便起见,定义pKaΘ来代替KaΘ : pKaΘ = -lgKaΘ –对于多元酸,对应的有多级电离常数,例H2S,H3PO4
2013-11-8 3
二: Brø nsted-Lowry Theory of Acids and Bases
1. Basic concept –(布朗斯特)酸:凡是能释放出质子(H+)的任何含 氢原子的分子或离子的物种,即质子给予体 (proton donor)。 –(布朗斯特)碱:凡是能与质子(H+)结合的分子或 离子的物种,即质子接受体(proton acceptor)。 –acid-base reaction 酸碱反应: in an acid-base reaction, a proton is transferred from an acid to a base 质子在两对共轭酸碱对之间的转移 。
如:HSO , Fe(OH)(H2 O)5 , 4
HCO3 , H 2 O, HS等。
2013-11-8
5
Acid H+ + Base
HAc H 2 PO 4 HPO 2 4 NH 4
Summary
CH 3 NH 3 Fe(H 2 O) 6 3 Fe(OH)(H 2 O) 5 2
Kb
(Ac - )
[OH ] [HAc] [OH ] [HAc] [H 3O ] ( )( ) ( )( ) KW C C C C C [Ac- ] [Ac- ] [H 3O ] K a ( HAc ) C C C
由共轭酸碱对HAc-Ac-的电离平衡关系式看出
Chap7:Base-Acid Equilibrium
酸碱平衡是水溶液中最重要的平衡体系!
• Main Contents 基本内容:
– Introduction,酸碱理论简介; – Ionization of H2O and pH Scale,水的电离和pH标度