医用基础化学课件第二章电解质溶液
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《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
盐类的水解是指盐电离出的弱酸 阴离子或弱碱阳离子与水电离产 生的氢离子或氢氧根离子结合， 生成弱酸或弱碱的过程。
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。
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。
《电解质溶液》PPT课件_OK
化合价：整数
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
氧化数：整数、分数，可能超过化合价的值。
决定电子得失数，如：Fe3O4→ FeO
Fe：+(8/3) → +2 ， (8/3) -2 = 2/3 ， 3×(2/3) = 2
Fe3O4 + 2e- + 2H+ === 3FeO +H2O 氧化数高的状态：氧化态
氧化数低的状态：还原态
6
二、氧化还原反应的概念
解质的溶液的电导，用Λm表示。
Λm
c
在SI制中摩尔电导率的单位是S·m2·mol-1，c的单
位为mol·m-3，而物质的量浓度习惯上常用
mol·dΛmm-3，故：c103
注意：摩尔电导率是指摩尔电荷的电导率；
摩尔浓度是指摩尔物质量；
两者可能不相等。
23
如：浓度为1mol·dm-3的MgCl2水溶液，其正、负 离子（Mg2+，Cl-）所带的电荷均为2mol·dm-3，故
3. 共价化合物中，元素的氧化数等于其电子 偏移个数，电负性大的元素的氧化数为负， 电负性小要氧化数为正。
4. 结构未知的化合物中，某元素的氧化数可 按如下规则求得：中性分子中各元素氧化 数的代数和等于零；复杂离子中各元素氧 化数的代数和等于该离子的电荷数。
5
例：K2MnO4、KMnO4、Cr2O72-、HClO中各原 子的氧化数各为多少？
21
κ/(Sm-1)
80 H2SO4
60 KOH
KCl 40
20
MgSO4
CH3COOH
0
5
10
15
c/(moldm-3)
298K 电导率与浓度的关系
强酸、强碱的电 导率较大，其次 是盐类，它们是 强电解质；而弱 电解质， CH3COOH 等为最低。
大学化学教学课件-2电解质溶液.ppt
3.由于静电力的存在，当正、负离子接近时，会形成离
子对。是独立的、电中性的单元。
离子氛示意图
8
二、离子的活度和活度因子 1.活度(α):即离子的有效浓度。是指电解质溶液
中实际起作用的离子浓度。
2.浓度与活度的关系：αB = γB· cB
γB 称为溶质B的活度因子
一般情况下 0 ＜γB ＜1 ∴ αB＜ cB
酸给出质子后成为碱，碱接受质子后成为酸。
共轭酸碱对：相差一个质子的一对酸和碱。
15
酸
HCl
分 子
HAc
左
边
H2CO3
全 阴离子 HCO3-是源自酸阳 NH4+ 离
子 H3O+
H2O [Al（H2O）6]3+
质子 + 碱
H+
+ Cl -
H+
+ Ac - 阴
离
右
H+
+ HCO3- 子
边
H+
+
CO32-
全
是
近似计算时，可用ci代替bi 。I 的单位为mol·kg-1。
离子强度 I 反映了离子间作用力的强弱
I 值越大，离子间作用力越大，活度因子越小； I 值越小，离子间作用力越小，活度因子越大。
10
活度因子与离子强度
lgi Azi2 I
式中：A为常数，在298.15K的水溶液中值为0.509。
适用于非常稀溶液，bB≤0.01mol/Kg。
第二章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论 第二节 酸碱质子理论 第三节 酸碱溶液pH的计算
1
教学要求
1. 掌握酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的强度。 2. 了解酸碱在水溶液中的质子转移平衡。 3. 掌握弱酸、弱碱电离平衡的近似计算和简化计算公式。 4. 熟悉水的离子积及水溶液pH的表达式。 5. 掌握酸碱溶液和难溶电解质中的同离子效应和盐效应。
子对。是独立的、电中性的单元。
离子氛示意图
8
二、离子的活度和活度因子 1.活度(α):即离子的有效浓度。是指电解质溶液
中实际起作用的离子浓度。
2.浓度与活度的关系：αB = γB· cB
γB 称为溶质B的活度因子
一般情况下 0 ＜γB ＜1 ∴ αB＜ cB
酸给出质子后成为碱，碱接受质子后成为酸。
共轭酸碱对：相差一个质子的一对酸和碱。
15
酸
HCl
分 子
HAc
左
边
H2CO3
全 阴离子 HCO3-是源自酸阳 NH4+ 离
子 H3O+
H2O [Al（H2O）6]3+
质子 + 碱
H+
+ Cl -
H+
+ Ac - 阴
离
右
H+
+ HCO3- 子
边
H+
+
CO32-
全
是
近似计算时，可用ci代替bi 。I 的单位为mol·kg-1。
离子强度 I 反映了离子间作用力的强弱
I 值越大，离子间作用力越大，活度因子越小； I 值越小，离子间作用力越小，活度因子越大。
10
活度因子与离子强度
lgi Azi2 I
式中：A为常数，在298.15K的水溶液中值为0.509。
适用于非常稀溶液，bB≤0.01mol/Kg。
第二章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论 第二节 酸碱质子理论 第三节 酸碱溶液pH的计算
1
教学要求
1. 掌握酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的强度。 2. 了解酸碱在水溶液中的质子转移平衡。 3. 掌握弱酸、弱碱电离平衡的近似计算和简化计算公式。 4. 熟悉水的离子积及水溶液pH的表达式。 5. 掌握酸碱溶液和难溶电解质中的同离子效应和盐效应。
医用化学 电解质溶液课件
进行治疗。
感谢观看
THANKS
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。
感谢观看
THANKS
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
熟悉 同离子效应、盐效应的概念；缓冲溶液的配制
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
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
电解质溶液课件 PPT
解: 已知HAc的Ka=1、76*10-5
Kb AC-=Kw/Ka =1、0 ×10-14 /1、76×10-5 =5、68 ×10-10
pOH=-lg[OH-]=-lg7、54×10-6=5、12
pH=14-pOH=14-5、12=8、88
例 计算0、100mol、L-1NH4Cl溶液的 pH值。
Cb
=
—40—0×—0—、—10—－—10—0×—0、—10= 400 +100
0、06
(molБайду номын сангаасL-1)
pKa = pKa(NH4+ ) = 9、25
pH = pKa + lg—C—b = 9、25 + lg0—、—06 =9、73
Ca
0、02
三、缓冲容量与缓冲范围
(一)缓冲容量(buffer capacity)
Kb =
—Kw— = Ka
1、0×10-14 1—、—8×—1—0-5 =
5、6×10-10
酸与碱的离解常数具体反映了酸碱的强度,酸的 Ka越大,酸就越强;若碱Kb的越大,碱就越强, 在共轭酸碱对中,酸Ka的越大,则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡
➢水的离子积常数
Kw
例: 1L缓冲溶液中含有0、10molHAc与0、20molNaAc, 求该缓冲溶液的pH值。
解:该缓冲溶液中含有HAc-NaAc缓冲对 又 Ka(HAc) =1、76×10-5 Ca =0、10mol·L-1 Cb = 0、20 mol·L-1
pH = pKa + lg —CCa—b = 4、75 + lg00—、 、—2100
NaOH Na OH
Kb AC-=Kw/Ka =1、0 ×10-14 /1、76×10-5 =5、68 ×10-10
pOH=-lg[OH-]=-lg7、54×10-6=5、12
pH=14-pOH=14-5、12=8、88
例 计算0、100mol、L-1NH4Cl溶液的 pH值。
Cb
=
—40—0×—0—、—10—－—10—0×—0、—10= 400 +100
0、06
(molБайду номын сангаасL-1)
pKa = pKa(NH4+ ) = 9、25
pH = pKa + lg—C—b = 9、25 + lg0—、—06 =9、73
Ca
0、02
三、缓冲容量与缓冲范围
(一)缓冲容量(buffer capacity)
Kb =
—Kw— = Ka
1、0×10-14 1—、—8×—1—0-5 =
5、6×10-10
酸与碱的离解常数具体反映了酸碱的强度,酸的 Ka越大,酸就越强;若碱Kb的越大,碱就越强, 在共轭酸碱对中,酸Ka的越大,则碱的Kb越小
第三节 溶液的酸碱性及PH值计算
一、水的质子自递平衡
➢水的离子积常数
Kw
例: 1L缓冲溶液中含有0、10molHAc与0、20molNaAc, 求该缓冲溶液的pH值。
解:该缓冲溶液中含有HAc-NaAc缓冲对 又 Ka(HAc) =1、76×10-5 Ca =0、10mol·L-1 Cb = 0、20 mol·L-1
pH = pKa + lg —CCa—b = 4、75 + lg00—、 、—2100
NaOH Na OH
第2章 化学平衡与电解质溶液[可修改版ppt]
![第2章 化学平衡与电解质溶液[可修改版ppt]](https://img.taocdn.com/s3/m/5ead0b6069dc5022abea0022.png)
压强引起平衡移动的v-t图分析
对于反应前后气体分子数目不变的反应
H2(g)＋I2(g)
2HI(g)
V
V
V(正)
V正= V逆
V(正)
V(逆)
V(逆)
V正= V逆
0 ⑤增大压强 t
0
⑥减小压强
t
V正＝V逆 平衡不移动 压强引起平衡移动的相关v-t图分析
3、温度变化对化学平衡的影响
温度的改变对正逆反应速率都会产生影 响，但影响的程度不同，温度的变化对吸热 反应的速率比放热反应的率影响大。
mA+nB
pC+qD
在一定温度下达到平衡状态时，反应物和产物的平 衡浓度之间保持如下关系
Kc =
在一定温度下，可逆反应达到平衡时，各生成物浓度以 其系数为幂的乘积与各反应物浓度以其系数为幂的乘积的 比值为平衡常数。（P24）
➢ 平衡常数是某一可逆反应的特性常数，与反应温度有关， 与浓度无关；
➢ 同一反应在不同温度下，其平衡常数不同；
具体表现在：
升高温度，正、逆反应速率都增大，但增大的 倍数不一样，吸热反应增大的倍数大。 降低温度，正、逆反应速率都减小，但降低的 倍数不一样，吸热反应降低的倍数大。
3、温度变化对化学平衡的影响
V
V吸热
V(正)
V放热
V(逆)
0 ①升高温度 t
结论：其他V条吸件＞不V变放，平升衡高向温吸度热平方衡向向移吸动热反应方向 移动
温度引起平衡移动的相关v-t图分析
3、温度变化对化学平衡的影响
V
V(正)
V放热
V(逆)
V吸热
0
②降低温度
t
结移论动：其他V放条＞件V吸不变平，衡降向低放温热反度应平方衡向向移放动热反应方向
医用化学课件-ch2 电解质溶液
K c 2 或 K
c
稀释定律
[H ] Kac
稀释定律：在一定温度下，同一弱电解质 的离解度大约与溶液浓度的平方根成反比， 即离解度随着溶液的稀释而升高。
例题： 计算0.100 mol·L-1 HAc溶液的[H+]。
解 Ka=1.75×10-5，ca=0.100 mol·L-1， Ka·ca =1.75×10-6≥20Kw，
Ka 1.75×10-5 3.9×10-8 6.2×10-10 一些弱酸的Ka非常小，常用pKa表示，它是酸
解离常数的负对数。
pKa＝-lgKa，pKb＝-lgKb；
离解度：离解达到平衡时，已离解的分子数占
溶质分子总数的百分数。符号α 。
例如 在298.15K时，0.1mol·L-1的HAc溶液里，每1000个乙 酸分子里大约有13个分子电离成H+和Ac—离子, 故其电离度大约 是1.3%。
第二章 电解质溶液
§2.1 电解质在溶液中的离解 §2.2 酸碱质子理论 §2.3 溶液的pH计算 §2.4 沉淀-溶解平衡
电解质的概念与分类
电解质：在熔融状态或水溶液中能够离解成离子(导电)的物质。 在溶解于水中或熔融状态下
非电解质
非
能
导
导
电
电
的
的
化 合
化 合
电解质
物
物
电解质与非电解质溶液性质的差别
H3PO4
H
2
PO
4
H
2PO
4
＋
H+
Κa1
[Η
][Η
2
PO
4
]
[Η3PO 4 ]
7.52 103
HPO 42＋ H+
医用基础化学课件-第二章电解质溶液
2 电导率的定义
电导率是指溶液中电流通过单位长度的导体时的电导率。
3 电离度与电导率的关系
电离度越高，溶液的电导率越高。
水的自离解和电离常数
1
自离解反应
水分子可以自我反应形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
2
电离常数
电离常数（Kw）是水的离子浓度乘积的常数，其值约为1.0 x 10^-14。
酸碱度的表达方法
pH值
酸碱试纸
pH是表达溶液酸碱性强弱的指标， 它的值介于0-14之间，pH值越低 越酸，越高越碱。
酸碱试纸是一种快速检测溶液酸 碱性的方法，通常使用红色、蓝 色或紫色试纸。
通用指示剂
通用指示剂可以根据溶液的酸碱 性变化，显示不同颜色的指示。
电离度和电导率的关系
1 电离度的定义
电离度是指溶液中离子浓度与溶质摩尔浓度之比。
强电解质和弱电解质的区别
1 强电解质的特点
强电解质在溶液中完全离解，生成带电离子。
2 弱电解质的特点
弱电解质在溶液中只部分离解，生成少量带电离子。
浓度的表示方法
质量浓度 摩尔浓度 体积浓度
溶质的质量与溶液的体积或质量的比值 溶质的物质的摩尔与溶液的体积或质量的比值 溶质的体积与溶液的体积的比值
医用基础化学课件-第二章电解 质溶液
本章将介绍电解质溶液的定义和概念，离子的种类，电解质的强度和弱度等 内容，帮助你深入理解医用基础化学知识。
电解质溶液的定义和概念
什么是电解质溶液？
电解质溶液是指可以导电的 溶液，其中溶解着带电离子 的化合物。
为什么电解质溶液能导 电？
因为带电离子在溶液中能自 由移动，从而形成电流。
电解质溶液的应用
电导率是指溶液中电流通过单位长度的导体时的电导率。
3 电离度与电导率的关系
电离度越高，溶液的电导率越高。
水的自离解和电离常数
1
自离解反应
水分子可以自我反应形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
2
电离常数
电离常数（Kw）是水的离子浓度乘积的常数，其值约为1.0 x 10^-14。
酸碱度的表达方法
pH值
酸碱试纸
pH是表达溶液酸碱性强弱的指标， 它的值介于0-14之间，pH值越低 越酸，越高越碱。
酸碱试纸是一种快速检测溶液酸 碱性的方法，通常使用红色、蓝 色或紫色试纸。
通用指示剂
通用指示剂可以根据溶液的酸碱 性变化，显示不同颜色的指示。
电离度和电导率的关系
1 电离度的定义
电离度是指溶液中离子浓度与溶质摩尔浓度之比。
强电解质和弱电解质的区别
1 强电解质的特点
强电解质在溶液中完全离解，生成带电离子。
2 弱电解质的特点
弱电解质在溶液中只部分离解，生成少量带电离子。
浓度的表示方法
质量浓度 摩尔浓度 体积浓度
溶质的质量与溶液的体积或质量的比值 溶质的物质的摩尔与溶液的体积或质量的比值 溶质的体积与溶液的体积的比值
医用基础化学课件-第二章电解 质溶液
本章将介绍电解质溶液的定义和概念，离子的种类，电解质的强度和弱度等 内容，帮助你深入理解医用基础化学知识。
电解质溶液的定义和概念
什么是电解质溶液？
电解质溶液是指可以导电的 溶液，其中溶解着带电离子 的化合物。
为什么电解质溶液能导 电？
因为带电离子在溶液中能自 由移动，从而形成电流。
电解质溶液的应用
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
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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。
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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
电解质溶液ppt课件
离子导3 mol电量，负离子导1 mol电量。在假想的 AA,BB平面上有3 mol正离子和1 mol负离子逆向通过。
通电结束，阳极部正、负离子各少了3 mol，阴极 部只各少了1 mol，而中部溶液浓度仍保持不变。
28
阳极
A
B
始态
阴极
4 mol
r+ 3r
终态
阳极部 A 中部 B 阴极部
29
1.向阴、阳两极迁移的正、负离子物质的量总和恰 好等于通入溶液的总电量。
n(电) 0.0405 g /107.88 g mol1 3.754 104 mol 2. 电解前含某离子的物质的量n(起始） 3.电解后含某离子的物质的量n(终了） 4.写出电极上发生的反应，判断某离子浓度是增 加了、减少了还是没有发生变化 5.判断离子迁移的方向
39
例题： 在Hittorf 迁移管中，用Cu电极电解已知浓度的 CuSO4 溶液。通电一定时间后，串联在电路中的银 库仑计阴极上有 0.0405 g Ag(s) 析出。 称重阴极部溶液质量为 36.434 g 据分析知，在通电前含 CuSO4 1.1276 g 在通电后含 CuSO4 1.1090 g 试求 Cu2+ 和 SO24 的离子迁移数。
的迁移数（transference number）用符号 tB 表示。
其定义式为：
tB def
IB I
tB是量纲一的量，单位为1，数值上总小于1。
由于正、负离子迁移的速率不同，所带的电荷不 等，因此它们在迁移电量时所分担的分数也不同。
32
迁移数在数值上还可表示为：
t
I I
Q Q
r U r r U U
电解
电能
电池
化学能
通电结束，阳极部正、负离子各少了3 mol，阴极 部只各少了1 mol，而中部溶液浓度仍保持不变。
28
阳极
A
B
始态
阴极
4 mol
r+ 3r
终态
阳极部 A 中部 B 阴极部
29
1.向阴、阳两极迁移的正、负离子物质的量总和恰 好等于通入溶液的总电量。
n(电) 0.0405 g /107.88 g mol1 3.754 104 mol 2. 电解前含某离子的物质的量n(起始） 3.电解后含某离子的物质的量n(终了） 4.写出电极上发生的反应，判断某离子浓度是增 加了、减少了还是没有发生变化 5.判断离子迁移的方向
39
例题： 在Hittorf 迁移管中，用Cu电极电解已知浓度的 CuSO4 溶液。通电一定时间后，串联在电路中的银 库仑计阴极上有 0.0405 g Ag(s) 析出。 称重阴极部溶液质量为 36.434 g 据分析知，在通电前含 CuSO4 1.1276 g 在通电后含 CuSO4 1.1090 g 试求 Cu2+ 和 SO24 的离子迁移数。
的迁移数（transference number）用符号 tB 表示。
其定义式为：
tB def
IB I
tB是量纲一的量，单位为1，数值上总小于1。
由于正、负离子迁移的速率不同，所带的电荷不 等，因此它们在迁移电量时所分担的分数也不同。
32
迁移数在数值上还可表示为：
t
I I
Q Q
r U r r U U
电解
电能
电池
化学能
医用化学 第2章 电解质溶液
• 溶剂合物：溶剂与溶质形成一种介于物理和化学之 间的结合物。（一种很不稳定的化合态） • 例1：白色无水CuSO4，溶于水成蓝色的水合铜离 子[Cu(H2O)6]2+（有确定的数量比） • 例2：水合氢离子：H+ → H3O+ → H9O4+
• 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
• 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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1811年，提出氢才是一切酸所不可缺少的元素。
1883年，瑞典化学家阿仑尼乌斯提出了酸碱的电离
理论。
1905年美国科学家佛兰克林提出的酸碱溶剂理论。
1923年，丹麦化学家布朗斯特和英国化学家劳瑞提
出的酸碱质子理论。
同一年，美国化学家路易斯提出的酸碱电子理论。
1963年，美国化学家皮尔逊在酸碱电子理论的基础
酸碱反应进行的方向
H + H A c +H 2O
H 3O + + A c-
相对较强的酸和相对较强的碱反应生成相 对较弱的碱和相对较弱的酸
医学ppt
20
小结：
➢ 扩大了酸和碱的范围，没有盐的概念
➢ 扩大了酸碱反应的范围，解释了在气相或非 水溶剂中进行的酸碱反应
➢ 将酸碱强度和质子传递反应结合起来，把 酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来
（三）酸碱强度
共轭酸碱对中酸碱的强度是相互制约的
➢ 与酸碱本性有关
HCl 和其H共共2C轭轭O碱酸3 碱的碱对性中越酸弱的，酸反性之越亦强然则。 ➢ 与溶剂有关HCl和Cl－，OH－和H2O
HAc 在水中表现为弱酸 在液氨中表现为强酸
HNO3 H2O中 HAc中
强酸 弱酸
医学ppt
纯H2SO4中19 碱
医学ppt
10
二、离子的活度和活度因子
活度：电解质溶液中，实际上可起作用的离 子浓度
符号：a 活度与浓度的关系：
ai = γi ·ci
γ i : 离子的活度系数，是溶液中离子间相互作用
力大小的反映，通常小医学于ppt 1
11
讨论：
➢ 溶液越浓，离子电荷越高，离子间相互作用 越大，γi 越小，活度和浓度差距越大
➢ 溶液极稀时，离子间相互作用越弱，γi → 1
➢ 弱电解质溶液，溶液中无其它强电解质存在 时，其离子浓度很小， γi → 1
➢ 某离子的γi 除受其自身浓度和电荷的影响，
还受溶液中其它离子的浓度及电荷的影响
医学ppt
12
1789年，提出氧元素是酸的必要成分，所有酸必须
含有氧，酸是非金属的氧化物。
医学ppt
21
二、水溶液中的质子传递平衡 （一）水的质子自递反应 在水分子间发生质子传递反应
H+
H2O + H2O 酸1 碱2
H3O+ +OH酸2 碱1
水的质子自递 平衡常数，也 称水的离子积
电离平衡：正、逆反应速率相等时，弱电
解质分子和离子间达到的动态平衡
医学ppt
4
解离度
解离度：电解质达到电离平衡时，已电离 的分子数和原有的分子总数之比
α已原解有离分的子分总子 1数0数 0%
已解离的电解质浓度 α 电 解 质 的 原 始 浓10度0%
解离度可通过测定电解质溶液的电导或依
数性来测定
医学ppt
一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液中或在熔融状态下能导
电的化合物
根据电离程度大小，可将电解质分为：
强电解质 完全电离 强酸、强碱、大多数盐
弱电解质 不完全电离 弱酸、弱碱、部分盐
医学ppt
3
电离平衡
强电解质在水溶液中完全电离
弱电解质在水溶液中的电离是可逆的
HAc ＋ H2O
Ac－ ＋ H3O+
➢ 任何强电解质在水溶液中都是以离子形式存 在，其理论解离度应为100%。 ➢ 电导实验和依数性的测定结果似乎证明强电 解质并不是完全解离。
医学ppt
8
一、离子相互作用理论
+
1. 强电解质在水中 完全电离
2. 离子间通过静电力 相互作用，中心离 子周围形成异性离子 群，即离子氛
阳离子 离子氛示意图
酸、碱可以是阳离子医学、ppt 阴离子和中性分子16
共轭酸
酸
HCl
H2O HCO3－
H2CO3
共轭碱
碱 ＋ H＋
Cl－ + H+ 酸
OH－ + H+ CO32－+ H+
碱 半 反
HCO3－+ H+ 应
酸碱之间存在共轭关系
共轭酸碱对：只相差一个质子的一对酸碱
两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质
酸碱质子理论中没有医盐学ppt的概念
17
(二) 酸碱反应的实质
H +
H A c+H 2O
酸1
碱2
H3O+ + OH-
HCl + H2O NH4+ + H2O H2O + Ac-
结论：
H 3O + + A c-
酸2
碱1
H2O + H2O 中和反应
H3O+ + Cl- 解离反应 H3O+ + NH3 水解反应
HAc + OH-
酸碱反应实质是两对共轭医酸学p碱pt 对之间的质子传递反18 应
3. 离子氛和离子对限
阴离子
制了离子运动
医学ppt
9
由于离子氛的影响，实验测得的强电解质的解离 度并不是真正意义的解离度，因此这种解离度被称 为“表观解离度”(apparent dissociation degree)。
离子浓度越大，离子所带电荷越多，离子间 的相互作用越强，表观电离度越小。
离子浓度越小，离子所带电荷越少，离子氛 影响越小，表观解离度越大，越接近100%。
5
影响解离度大小的因素
➢ 本性：电解质的结构 ➢ 外因：溶剂性质、溶液温度、溶液浓度
医学ppt
6
电解质
解离度
HCl
92%
HNO3 NaOH
92% 84%
NaCl
84%
KNO3
83%
>30% 强电解质
根据 0.1mol·L-1 电解 质溶液的α判断强弱:
α
医学ppt
5~30% 中强电解质
7
<5% 弱电解质
上，提出了软硬酸碱（H医S学ApptB）原则。
13
电离理论
阿仑尼乌斯(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。
酸：解离出的阳离子全是H+的物质 碱：解离出的阴离子全是OH-的物质 酸碱反应实质： H+ 和OH-的中和反应
第二章 电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论 第二节 酸碱质子理论 第三节 酸碱溶液pH的计算
医学ppt
1
本章学习要求
❖ 了解强电解质理论的基本内容 ❖ 掌握质子理论、共轭酸、共轭碱 的概念 ❖ 熟悉弱酸 弱碱 酸常数Ka 碱常数Kb 的概念 ❖ 熟练掌握酸碱 pH 值计算
医学ppt
2
第一节 强电解质溶液理论
局限：
非水体系、气相的酸碱医学p反pt 应无法解释
14
质子理论
布朗斯特 ( 1879 — 1947) 和 劳瑞 ( 1874 — 1936)
医学ppt
15
第二节 酸碱质子理论
一、质子理论 （一）酸碱的定义 酸：凡是能给出质子H＋的物质 HCl H3O+ H2O HCO3－ 碱：凡是能接受质子H＋的物质 OH－ Cl－ H2O HCO3－