《医用基础化学》第二章 电解质溶液
《医用基础化学》第二章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论电解质在水中解离产生荷电的离子，因而其水溶液具有导电性能。
解离过程所消耗的能量从解离产物形成水合离子放出的水合能来补充。
电解质的解离程度可用解离度来表示，解离度(degree of dissociation)α是指电解质达到解离平衡时，已解离的分子数和原有的分子总数之比。
α原有分子总数已解离的分子数=(2-1) 解离度α习惯上用百分率来表示，其大小可通过测定电解质溶液的依数性即△T f 、△T b 或П，或测定电解质溶液的电导率等求得。
解离度大小与电解质的本性、浓度、溶剂性质及温度有关。
在水溶液中能完全解离成离子的电解质称为强电解质(strong electrolyte)。
从结构上，强电解质为离子型(如NaCl 、CuSO 4等)或强极性分子(如HCl 等)化合物。
它们在水溶液中完全解离成离子，不存在解离平衡。
如NaClNa + + Cl - (离子型化合物) HCl H ++ Cl - (强极性分子) 在水溶液中只能部分解离成离子的电解质称为弱电解质(weak electrolyte)，解离度α＜5%，如HAc 、NH 3·H 2O 等。
它们在水溶液中只有很少部分解离成离子，大部分还是以分子的形式存在溶液中。
解离生成的离子又可重新结合成分子，因此解离过程是可逆的，在溶液中存在动态的解离平衡。
例如醋酸在水溶液中的解离：HAc H ++ Ac -一、离子相互作用理论强电解质在水溶液中完全解离，它们的解离度应为100%。
但实验测得的解离度小于100%，该解离度称为表观解离度(apparent dissociation degree)。
德拜(Debye)和休克尔(H ückel)提出的电解质离子相互作用理论(ion interaction theory)解释了表观解离度小于100%的原因：强电解质在水中是全部解离的；离子间由于静电力相互作用，每一个离子周围都被较多图2-1 离子氛示意图的电荷相反的离子和较少的电荷相同的离子包围着，形成球形对称分布的离子氛(ion atmosphere)。
基础化学课件ch02电解质溶液
如：HAc
H2O中 液氨中
HNO3
H2O中 HAc中
纯H2SO4中
弱酸 强酸 强酸 弱酸 碱
溶剂的拉平效应和区分效应
➢再强的酸在水溶液中都是以H3O+和对应的共轭碱 存在。因此水把这些酸的强度都拉平成H3O+的强
度，称为水的拉平效应。
➢强酸在弱酸中显示出不同的酸性强度，能把各种
不同强度的酸区分开来的效应称为区分效应。
溶液呈中性 溶液呈酸性 溶液呈碱性
酸碱水溶液中的质子转移平衡
➢ 一元弱酸在水中的质子转移平衡 ➢ 一元弱碱在水中的质子转移平衡 ➢ 共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 ➢ 多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移平衡 ➢ 质子转移平衡的移动
一元弱酸在水中的质子转移平衡
一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式
共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系
K aK b[H ][O ] H K W pKapKbpKW
25℃时， pKapKb 14 结论：
酸常数与碱常数之积既为水的离子积常数。
结论：
➢酸常数与碱常数之积既为水的离子积常数 ➢酸的酸常数越大，该酸酸性越强，而其共
轭碱的碱常数越小，碱的碱性越弱。 ➢相反亦然。
I越大，离子间作用力越强，活度系数 越小，I越小，离子间作用力越弱，活 度系数越大。
第二节 酸碱质子理论
酸碱的定义与酸碱反应的实质
阿仑尼乌斯(S.A. Arrhenius)的电离理论
* S.A. Arrhenius以极大的胆魄冲破了权威们的束缚， 提出了电离理论，为物理化学的发展作出重大贡献， 荣获1903年诺贝尔化学奖。
Ka2[H[H P 422P ]O H 4 O [3 ]O]6.2 31 0 8
医用基础化学课件-第二章电解质溶液
盐类的水解类型
根据盐电离出的离子类型，盐类 的水解可以分为强酸弱碱盐的水 解、强碱弱酸盐的水解和弱酸弱 碱盐的水解等类型。
水解常数和影响水解的因素
水解常数
水解常数是用来描述盐类水解反应平 衡常数的量，它反映了盐类水解的程 度和方向。
度有关，与浓度无关。
电离常数的大小可以反映弱电解 质的强弱，Ka越大，电离程度
越大，弱电解质越强。
03
酸碱理论
酸碱质子理论
总结词
酸碱质子理论是酸碱反应的经 典理论，它认为酸和碱是通过
质子传递反应进行的。
详细描述
酸碱质子理论认为，凡是能给 出质子的物质是酸，能接受质 子的物质是碱。
总结词
根据酸碱质子理论，酸和碱的 反应是质子的转移，即酸将质 子转移给碱，生成酸根离子和 氢离子。
详细描述
当向缓冲溶液中加入强酸或强碱时，需要将加入的酸或碱 的浓度也代入计算公式中，以得出最终的pH值。
缓冲容量和缓冲范围
总结词
缓冲容量是指缓冲溶液能够抵抗强酸或强碱的能 力，而缓冲范围是指缓冲溶液能够维持pH值稳定 的范围。
总结词
在选择合适的缓冲溶液时，需要根据所需的pH值 、弱酸或弱碱的种类以及浓度等因素综合考虑。
02
电解质的解离平衡
电解质的解离平衡
电解质在水中解离成离子的过程称为解离平衡，解离平衡是一个动态平衡，受温度、 浓度等因素影响。
解离平衡常数（K）是描述电解质解离程度的常数，其值只与温度有关，与浓度无关。
解离平衡常数的大小可以反映电解质的强弱，K越大，解离程度越大，电解质越强。
【北京大学】《医用基础化学》第二章 电解质溶液与缓冲溶液
第二章 电解质溶液与缓冲溶液第一节 电解质溶液电解质（electrolyte ）在化学和生产中经常遇到，与人体的关系也很密切。
它常以一定浓度的离子形式广泛存在于人的体液和组织液中，如Na +、K +、Ca 2+、Mg 2+、Cl ﹣、HCO 3-、HPO 42﹣、H 2PO 4﹣、SO 42﹣等，其含量与人体的生理功能密切相关。
因此，研究电解质溶液的有关性质，对医学科学的学习是十分重要的。
一、解离度电解质是指在水中或熔融状态下能够导电的化合物。
可以分为强电解质（strong electrolyte ）和弱电解质(weak electrolyte )。
强电解质在水溶液中全部解离或近乎全部解离成离子，以水合离子的状态存在，如NaCl 和HCl 等。
NaCl −−→Na ＋＋Cl ﹣ HCl −−→H ＋＋Cl ﹣ 而弱电解质在水溶液中只有一小部分解离成离子，大部分以分子的形式存在，其解离过程是可逆的，在溶液中存在一个动态平衡，如HAc 与NH 3·H 2O 等。
HAc H + ＋ Ac ﹣NH 3 ＋ H 2O NH 4+ ＋ OH ﹣电解质的解离程度通常用解离度(degree of dissociation)α来表示。
解离度是指电解质达到解离平衡时，已解离的分子数和原有分子总数之比，表示为：100%α=⨯已解离的分子数原有分子总数（2-1） 例如：在25℃时，0.10mol ·L -1HAc 的α=1.34％，表示在溶液中，每10000个HAc 分子中有134个解离成H +和Ac -。
电解质的解离度与溶质和溶剂的极性强弱、溶液的浓度以及温度有关。
对于不同的电解质，其解离度的大小差别很大。
一般将质量摩尔浓度为0.10mol ·㎏-1的电解质溶液中解离度大于30％的称为强电解质，解离度小于5％的称为弱电解质，介于30％和5％之间的称为中强电解质。
强电解质在水溶液中完全解离，理论上，它们的解离度应为100％。
医用化学 电解质溶液课件
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电导的应用
在医学、生物、环保等领域，电导可 以用于检测水质、生物体液的离子浓 度等。
电导滴定法
电导滴定法原理
利用电导变化与滴定剂加入量的关系来确定 滴定终点的方法。
电导滴定法的应用
在化学分析中，电导滴定法可用于测定物质 的含量，如酸碱滴定、氧化还原滴定等。
06
电解质溶液与生命活动
人体内的电解质平衡
医用化学 电解质溶液 课件
• 电解质溶液基本概念 • 电解质溶液的渗透压 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 电解质的导电性 • 电解质溶液与生命活动
目录
01
电解质溶液基本概念
电解质
总结词
电解质是指在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
详细描述
电解质是化合物的一种，其在水溶液中或熔融状态下能够电离出自由移动的离 子，从而具有导电性。电解质在水中的电离程度决定了其导电能力的强弱。
详细描述
酸碱质子理论认为，任何能释放质子（H+）的物质是酸，任 何能接受质子的物质是碱。酸和碱之间的反应是质子的转移 ，反应的实质是质子的转移。
水的离子自解离平衡
总结词
水是一种极弱的电解质，它会发生自 解离，产生氢离子和氢氧根离子。
详细描述
水是一种极弱的电解质，它可以在水 溶液中发生自解离，产生氢离子和氢 氧根离子。在常温常压下，水的自解 离平衡常数约为10^-7。
透压平衡具有重要作用。
电解质平衡紊乱与疾病
要点一
电解质平衡紊乱的原因
饮食不均衡、消化系统疾病、肾脏疾病、内分泌疾病等都 可能导致电解质平衡紊乱。
要点二
电解质平衡紊乱的症状
低钠血症、高钠血症、低钾血症、高钾血症等都是常见的 电解质平衡紊乱症状。这些症状可能表现为恶心、呕吐、 乏力、心律失常等，严重时可能导致昏迷甚至死亡。
医用化学(第3版)PPT课件 第2章 电解质溶液
了解 正常人各种体液的pH范围、人体中的缓冲对 及在稳定血液pH过程中的作用
第二章 电解质溶液
第一节 电解质的基本概念
第一节 电解质的基本概念
一、电解质的定义及分类
（一）电解质的定义 电解质是指溶于水中或在熔融状态下能导电的化合物， 这些化合物的水溶液称为电解质溶液
由于Kbcb ≥ 20Kw，cb／Kb = 0.100／（5.8×1010）＞500，
故
[OH ] Kb cb 5.81010 0.100 7.8106 （mol·L1）
pOH = 5.11
pH = 14 – 5.11 = 8.89
第二章 电解质溶液
第五节 缓冲溶液
第五节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成和作用原理
数称为弱碱的解离平衡常数（dissociation constant of base ），简称碱常数
A + H2O
HA + OH
K
b
(A
)
[HA][OH [A ]
]
Kb值愈大，碱接受质子的能力愈强，其碱性愈强
弱酸（弱碱）的Ka（Kb）值非常小，为使用方便，也常用pKa（pKb）表示，它是酸
（碱）的解离平衡常数的负对数，即
酸（acid）：凡能给出质子（H+）的物质
碱（base）：凡能接受质子的物质
酸
质子 + 碱
HAc
H+ + Ac
H2CO3 HCO3
H+ + HCO3 H+ + CO32
酸碱半反应
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸碱半反应（half reaction of acid-base）：表示酸碱之间转化关系的式子
徐红医用化学gjm(第二章电解质溶液)公开课课件
Kb1》Kb2
Ka2 = 5.61×10-11 几级碱解离常数 （Kb１, Kb2,Kb3, …等。）
= 2.14×10-4
=2.24×10-8
三、共轭酸碱解离常数之间的关系
酸或碱在溶剂中的强度用
（一）酸和碱的解离平衡常数（解离常数） 酸或碱与溶剂的质子传递
一元酸HB在水溶液中的强度：
解离度（α）=
NH3·H2O
×100%
NH4+ + OH—
解离度单位为1，习惯用百分率表示
同一弱电解质溶 液，浓度越小，解 离度越大。当溶液
如25 ℃时，0.1mol·L-1醋酸解离度α﹪ 为1.34 ﹪。即每10000个醋酸分子中有
134个醋酸分子解离成离子。
极稀时，任何电解 质均趋于完全解离
相同浓度下，不同电解质的解离度大小反映弱电解质 的相对强弱，解离度愈大，表示该弱电解质越强。
例题：P.23页例2-1
EXAMPLE
已知H2CO3的ka1=4.46×10-7， ka2=4.68×10-11，求 CO32-的Kb1和Kb2。
Solution：
CO32-和HCO3-为共轭酸碱对 因此有：Kb1 × ka2=Kw
∴ Kb1 =Kw/Ka2=1.0 ×10-14/ 4.68×10-11=2.14 ×10-4 又∵ HCO3-与H2CO3为共轭酸碱对
HCl + H2O Cl— + H3O+
溶液中还存在水的质子自递平衡 2H2O H3O+ + OH—
由于水的解离很弱，加上HCl的酸效应强烈抑制水的解离 ，使水解离得到的H3O+可忽略不计。 如 0.1mol•L-1的HCl溶液 [H3O+]=0.1mol•L-1
医用化学电解质溶液
弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。 例如： HAc H+ + Ac-
解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和原电解
质分子总数之比。
在0.1 mol· kg-1电解质溶液中，解离度通常为： 强电解质 α>30%； 弱电解质 α<5%；
中强电解质α=5%～30%。
校正系数i与解离度α 的关系
b／(mol· kg-1) 0.001 HCl KOH KCl H2SO4 Ca(NO3)2 CuSO4 0.88 0.16 0.068 0.265 0.966 0.96 0.005 0.928 0.93 0.01 0.904 0.90 0.05 0.803 0.82 0.1 0.796 0.80 0.5 0.753 0.73 0.651 0.154 1.0 0.809 0.76 0.606 0.130 0.35 0.047
离子的活度: aB = γB· cB / cθ 活度因子（系数）γB：溶质B的活度与配制浓度 的比值。反映离子相互牵制的程度。
aB B cB
① ②
由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般 γB < 1 当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷数 也少时，活度接近浓度，即 γB≈1。
③
溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，不过 不象离子的区别那么大，所以，通常把中性分子 的活度因子视为1。
常见酸碱盐溶液的表观解离度0.1mol.L-1,298K
电解质 解离度% HCl HBr HI HF HAc H2CO3 HCN H3BO3 92 93 95 10 1.3 0.17 0.01 0.01 NaOH KOH Ba(OH)2 NH3 89 84 81 1.3 电解质 HNO3 H2SO4 H3PO4 解离度% 电解质 解离度% 92 67 25 NaCl KNO3 NaAc KCl NH4Cl ZnSO4 84 83 79 86 85 40
第二章电解质溶液和缓冲溶液精品PPT课件
[OH-]= Kb c = 1.7910-5 0.1
=1.34×10-3（mol·L-1） pOH = 2.87
pH = 14 - pOH = 11.13
Logo
例.计算250C时，0.10 mol·L-1 NaAc溶液的pH值。
(已知HAc的Ka =1.76×10-5) 解: NaAc在水溶液中全部解离, Ac-是离子碱,与水
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讨论: Kw = [H+] [OH-]
1) Kw的大小只与T有关，T Kw ，
如25℃，Kw=1.0×10-14
1000C，Kw=7.4×10-13 室温，纯水中：[H+] =[OH-] =1.0 ×10-7 mol·L-1
2)任何稀水溶液中，[H+][OH-]=KW为一常数。 已知[H+]，可求[ OH-]，反之亦然。
Logo
例：计算250C时，0.10 mol·L-1的HAc溶液的pH值。 （已知Ka =1.76×10-5）
解： Ka·c = 1.76×10-5×0.01 > 20Kw c/Ka = 0.10/1.76×10-5 > 500，
[H+]= K a c = 1.76 10-5 0.10
=1.33×10-3（mol·L-1） pH = -lg[H+] = -lg1.33×10-3 = 2.88
第第二二章章电电解解质质溶溶液液和缓冲溶液 第一节 电解质溶液
一、电解质 电解质：溶于水或熔融状态下能导电的化合物
电解质溶液：电解质的水溶液
1. 强电解质：在水溶液中能完全解离成离子 的化合物。
如： NaCl、CuSO4 NaClNa++Cl2. 弱电解质：在水溶液中只部分解离成离子
医用化学 第二章 电解质溶液
aB B cB / c
B
γB称为溶质B的活度因子。 cB 称为标准浓度， 单位为mol/L。
（2）活度因子 由于aB＜cB，故B ＜1；
当溶液中的离子浓度很小时， B≈1；
通常把中性分子、弱电解质溶液的活度因子视为1。
2.1.3、离子强度：离子的活度因子是溶液中离子间 作用力的反映，与离子浓度和所带电荷有关
H
+
H+ + Ac碱1 + H2O 碱2 H3O+ 酸2
总反应
HAc 酸1
+
H2O 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
酸碱反应举例（电离理论中各种反应都是酸碱反应） 原中和: H3O+ + OH- = 或 H 2O + H 2O
H+ + OH- = H2O
H3O+ + NH3 = NH4+ + H2O 原水解: NH4+ + H2O = H3O+ + NH3 CO32- + H2O = HCO3- + OH-
水平衡
电解质平衡
Na+--细胞外液主要阳离子——主要经尿液排出，部分经汗液排出， 正常血清钠浓度为135～145mmol/L K+--细胞内液主要阳离子——80%经肾排出，正常血清钾浓度为
3.5～5.5mmol/L
Cl－和HCO3－--细胞外液主要阴离子，含量有互补
体液平衡的调节
主要脏器：肾 主要机制：神经--内分泌系统 1.下丘脑--垂体后叶--抗利尿激素(ADH) 恢复和维持体液的正常渗透压 2.肾素--血管紧张素--醛固酮 恢复和维持血容量 注意事项：体内大量失液但渗透压降低时以恢复 血容量为主
医用化学第2章溶液
• 例1-2、正常人血浆中每100ml含 Na+326mg、Ca2+10mg，它们的物质的 量浓度各为多少？ • 解： nNa 326/ 1000/ 23 cNa 0.142m ol/ L V 100/ 1000
cCa 2
10 / 1000/ 40 0.0025mol/ L V 100/ 1000
第二章 溶 液
• 溶液：一种或多种物质以分子、 原子或离子状态分散在另一种 物质中形成的均匀而稳定的体 系
知识回顾：物质的量
• 一、物质的量及其单位 • 1、定义：是表示以一特定数目的基本单元 粒子为集体的、与基本单元的粒子数成正 比的物理量。 • 2、英文表示：n(B)或nB • 3、单位：摩尔（mol） • 1）摩尔：是 一系统的 物质的量，该系统 中所包含的基本单元数与0.012kg12C的原 子数目（6.023×1023）相等。
第一节 溶液组成量度的表示方法
一、物质的量浓度 • 符号：cB或[B] • 定义：物质B的物质的量除以溶 液的体积 nB • cB= V mB nB MB为摩尔质量 MB
• 单位：SI单位：mol/m3；常用单 位：mol/L，mmol/L，μmol/L • 使用物质的量浓度时应注意的问 题： 1.必须指明物质B的基本单元 2.在不引起混淆的情况下，物质 的量浓度可以简称为浓度
三、渗透压在医学上的意义 （一）渗透浓度 ·渗透活性物质：溶液中能产生 渗透效应的溶质粒子
·渗透浓度：溶液中渗透活性物 质的总浓度，用cos表示，其常用 单位为mol/L和mmol/L
·对于非电解质稀溶液，渗透浓 度与物质的量浓度相等 ·对于强电解质稀溶液，渗透浓 度等于溶液中离子的总浓度，即 校正系数i与浓度的乘积
医用化学 第2章 电解质溶液
• 水合物的表示方法： Cu2+(aq)、H+(aq)
第一节 强电解质溶液理论
5.6×10-2
酸 性 增 强
6.9×10-3 1.5×10-4 1.75×10-5 4.5×10-7 6.1×10-8 4.7×10-11 4.8×10-13 1.0×10-14
pKa (aq) / 1.25 2.16 3.81 4.756 6.35 7.21 10.33 12.32 14.00
共轭碱AH2O HC2O4H2PO4C2O4AcHCO3HPO42CO32PO43OH-
1. 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化 合物。 电解质溶液：电解质的水溶液。
+
NaCl(s)
H2O
Na (aq) + Cl (aq)
+
-
s. 固体solid ； aq. [ 拉丁语缩写aqua，水，液体，溶液 ]
关于水化(合)离子
• 溶剂化：任何溶解于溶剂的溶质粒子，必须与溶剂 分子作用、结合。
一．强电解质和弱电解质
• • 电解质分类：按解离程度的大小分两类。 强电解质：在水溶液中能完全解离成离子的化 合物。例如：强酸、强碱、大多数盐类。 Na+ClNa+ + Cl- (离子型化合物) HCl H++ Cl- (强极性分子) 弱电解质：在水溶液中只能部分解离成离子的 化合物。例如：弱酸、弱碱、个别盐。 HAc H+ + AcPb(Ac)2、HgCl2、Hg(CN)2
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第一节 强电解质溶液理论
电解质在水中解离产生荷电的离子，因而其水溶液具有导电性能。
解离过程所消耗的能量从解离产物形成水合离子放出的水合能来补充。
电解质的解离程度可用解离度来表示，解离度(degree of dissociation)α是指电解质达到解离平衡时，已解离的分子数和原有的分子总数之比。
α原有分子总数已解离的分子数=
(2-1) 解离度α习惯上用百分率来表示，其大小可通过测定电解质溶液的依数性即△T f 、△T b 或П，或测定电解质溶液的电导率等求得。
解离度大小与电解质的本性、浓度、溶剂性质及温度有关。
在水溶液中能完全解离成离子的电解质称为强电解质(strong electrolyte)。
从结构上，强电解质为离子型(如NaCl 、CuSO 4等)或强极性分子(如HCl 等)化合物。
它们在水溶液中完全解离成离子，不存在解离平衡。
如
NaCl
Na + + Cl - (离子型化合物) HCl H +
+ Cl - (强极性分子) 在水溶液中只能部分解离成离子的电解质称为弱电解质(weak electrolyte)，解离度α＜5%，如HAc 、NH 3·H 2O 等。
它们在水溶液中只有很少部分解离成离子，大部分还是以分子的形式存在溶液中。
解离生成的离子又可重新结合成分子，因此解离过程是可逆的，在溶液中存在动态的解离平衡。
例如醋酸在水溶液中的解离：
HAc H ++ Ac -
一、离子相互作用理论
强电解质在水溶液中完全解离，它们的解离度应为100%。
但实验测得的解离度小于100%，该解离度称为表观解离度(apparent dissociation degree)。
德拜(Debye)和休克尔(H ückel)提出的电解质离子相互作用理论(ion interaction theory)解释了表观解离度小于100%
的原因：强电解质在水中是全部解离的；离子间
由于静电力相互作用，每一个离子周围都被较多
图2-1 离子氛示意图。