第三章 医用化学基础 电解质溶液

已电离的分子数
α
×100% 分子总数
• 电解质越弱，它的电离度越小。在0.1mol/L溶液中， α>30%的电解质称为强电解质，α在5%～30%的称为 中强电解质，α<5%的称为弱电解质。
（三）电离平衡移动
• 在氨水中存在着下列电离平衡：
NH3·H2O
NH4+ + OH-
• 向溶液中加入HCl后，HCl中的H+能与溶液中的OH-结 合生成H2O，使平衡向右移动；加入NaOH能够增大 OH-浓度，使平衡向左移动；加入浓氨水增大了 NH3·H2O 的浓度，使平衡向右移动。
• KW称为水的离子积常数，简称水的离子积。
二、溶液的酸碱性和pH
（一）溶液的酸碱性和[H+]、pH的关系
• 常温时，纯水中[H+]和[OH-]相等，都是1.0×10-7mol/L， 所以纯水既不显酸性也不显碱性，而是呈中性。
• 如果向纯水中加入酸，由于[H+]﹥[OH-]，溶液呈酸性。 • 如果向纯水中加入碱，由于[H+]﹤[OH-]，溶液呈碱性。 • 常温时溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的关系可表示为：
抗酸成分 CH3COONa NaHCO3 NaH2PO4 NH3·H2O Na2CO3 Na2HPO4 Na3PO4
抗碱成分 CH3COOH H2CO3 H3PO4 NH4Cl NaHCO3 NaH2PO4 NaH2PO4
三、缓冲溶液在医学上的意义
• 缓冲溶液在人体中和医药学上具有重要意义。人体内 各种体液都有一定的pH范围，正常人体血液的pH总 是维持在7.35～7.45，如果某些原因导致血液的pH改 变0.1个单位以上，就容易引起疾病，表现为酸中毒或 碱中毒，甚至危及生命。临床上常用乳酸钠或碳酸氢 钠纠正酸中毒，用氯化铵辅助纠正碱中毒。
液的酸碱性
一、水的电离
• 水是一种极弱的电解质，它能电离出极少量的H+和 OH-，其电离方程式是：
H2O
H+ + OH-
• 实验测得，在25℃时，1L纯水中仅有1.0×10-7mol水 分子电离，可电离出H+和OH-各1.0×10-7mol的，两者 的乘积是一个常数，用KW表示。 KW =[H+][OH-] = 1.0×10-14
课堂练习
一、计算题 • 0.01 mol/L HCl溶液和NaOH溶液的pH？ 解：∵ HCl是强电解质HCl= H+ + Cl-
则[H+]=[HCl]=0.0lmol/L =1×10-2mol/L ∴ pH= -lg[H+]= -lg(l×10-2)= -(0-2) = 2 ∵ NaOH是强电解质，NaOH= Na+ + OH-
Na＋ OH－
CH3COO－
＋
H＋
CH3COO- ＋H2O
CH3COOH ＋OH- CH3COO H
（二）强酸和弱碱生成的盐
• NH4Cl为强电解质，在水中完全电离出NH4+和Cl-， NH4+与水电离的OH-结合生成NH3·H2O ， NH3·H2O是 弱电解质， 主要以分子形式存在，因此溶液中[OH-] 减小，水的电离平衡被破坏，平衡向右发生移动，[H+] 不断增大，直到建立H2O和 NH3·H2O共同的新平衡， 此时溶液中[H+]＞OH-]，显酸性，pH < 7。
• 由于条件（浓度）的改变，弱电解质由原来的电离平 衡达到新的电离平衡的过程，称为电离平衡的移动。
三、同离子效应
• 在氨水中滴入酚酞，溶液因呈碱性而显红色，再加入 少量氯化铵固体，红色变浅。
NH3·H2O NH4Cl
OH- + NH4+ Cl- + NH4+
• 在弱电解质溶液里，加入和弱电解质具有相同离子的 强电解质，使弱电解质电离度减小的现象称为同离子 效应。
血浆中含有的缓冲对
• H2CO3—NaHCO3 • NaH2PO4 — Na2HPO4 • 血浆蛋白—Na-血浆蛋白
红细胞中含有的缓冲对
• H2CO3—KHCO3 • KH2PO4—K2HPO4 • 血红蛋白(HHb)—K-血红蛋白(KHb)
• 氧合血红蛋白(HHbO2)—K-氧合血红蛋白(KHbO2)
则[OH-] = 0.01mol/L = 1×10-2 mol/L [H+]= 10-14/ [OH-] = 10-14/1×10-2= 10-12(mol/L) ∴ pH=-lg[H+]= -lg(l×10-12)= -(0-12)= 12 答：0.01mol/L HCl溶液的pH为2、NaOH溶液的pH为12。
CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3-
课堂练习
一、单项选择题
• 向醋酸和醋酸钠混合溶液中加入少量的盐酸，则溶液 的pH（C）。 A. 减小 B. 增大 C. 几乎不变 D. 无法判断
二、填空
• 临床上正常人体血液的pH总是维持在7.35～7.45之间， 把血液的pH小于7.35叫酸中毒，把血液的pH大于7. 45 叫碱中毒；酸中毒时用乳酸钠纠正，碱中毒时用氯化 铵 纠正。
课堂练习
一、单项选择题 1. 〔H+〕= 10-9 mol/L的溶液，pH（ C ）
A.1 B.3 C.9 D.14
2. 向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，则溶液的pH（B） A.减少 B.增加 C.不变 D.几乎不变
二、填空
• 〔H+〕=1.0×10-5mol/L的溶液pH = 5，溶液呈酸性， 若将pH调至10，则〔H+〕为10-10mol/L，溶液呈碱性。
• 强电解质的电离过程是单向的。例如：盐酸（氯化氢的 水溶液）在水分子的作用下，形成了氢离子和氯离子。
氯化氢的电离过程 电离方程式为： HCl = H+ + Cl-
（二）弱电解质
• 在水溶液里只有部分电离成阴、阳离子的电解质称为 弱电解质。弱酸和弱碱是弱电解质。常见弱酸有醋酸、 碳酸等，弱碱有氨水等。
课堂练习
一、写出下列物质的电离方程式 1.HCl → H+ + Cl-
2.CH3COOH
CH3COO+ + OH-
二、简答 • 在醋酸溶液中，分别加入盐酸、氢氧化钠、醋酸钠，
电离平衡向哪个方向移动？
• 加入盐酸、醋酸钠，醋酸的电离平衡向左移动；加氢 氧化钠，醋酸的电离平衡向右移动。
第二节 水的电离及溶
• 这种能对抗外来少量强酸、强碱而保持溶液pH几乎不 变的作用称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓 冲溶液。
• 缓冲溶液里必须含有两种成分：一种是抗酸成分；一 种是抗碱成分。把这两种成分称为缓冲对或缓冲系。
二、缓冲溶液的组成
常见的缓冲对
类型 弱酸及其对应的盐
弱碱及其对应的盐 多元酸的酸式盐及
其对应的次级盐
• 用半透膜将等体积的纯水和蔗糖溶液在U型管中隔开 （如图1），过一段时间后，发现蔗糖溶液上方液面 逐渐升高，达到一定高度后不再上升（如图2）。实 验表明水能透过半透膜进入蔗糖溶液中，从而使其液 面上升。我们把这种现象称为渗透现象。
氯化钠 氢氧化钠
盐酸
醋酸
几种电解质溶液的导电实验
氨水
（一）强电解质
• 实验结果表明：氯化钠溶液、氢氧化钠、盐酸所连的 灯泡较亮，而醋酸和氨水溶液所连的灯泡则较暗。说 明在相同体积和浓度的条件下，不同电解质的导电能 力是不同的。
• 在水溶液中能全部电离成阴、阳离子的电解质称为强 电解质。强酸、强碱和绝大多数盐都是强电解质。例 如：HCl、H2SO4、HNO3、NaOH、KOH、NaCl、 K2SO4、Na2CO3等。
第五节 溶液的渗透压
一、渗透现象和渗透压
烟雾在空气扩散
墨汁在水中扩散
• 当两种浓度不同的溶液接触时，都会自动发生扩散现 象，最后形成浓度均匀的溶液。
半透膜 • 有一种性质特殊的薄膜，它只允许较小的溶剂水分子自
由通过而较大的溶质分子很难通过，这种薄膜称为半透 膜。半透膜有天然存在的，例如生物的细胞膜、动物的 膀胱膜、毛细血管壁、肠衣、鸡蛋衣等；也可以由人工 制得，如火棉胶、玻璃纸、硫酸纸和羊皮纸等。
学以致用 • pH在医学和生物学上有着重要的意义。人体正常血液
的pH总维持在7.35～7.45之间。临床上将血液的pH小 于7.35称为酸中毒，pH大于7.45时称为碱中毒。无论 酸中毒还是碱中毒都需要及时调整，否则会产生严重 的后果。
三、盐溶液的酸碱性
（一）强碱和弱酸生成的盐
CH3COO Na H2O
NH3·H2O
NH4+ + OH-
• 弱电解质的电离过程是双向的，电离出阴、阳离子的 同时，离子又可以结合出分子。如果弱电解质是多元 酸，则它们的电离是分步进行的。
二、弱电解质的电离平衡
（一）电离平衡
• 以醋酸为例：
CH3COOH
H+ + CH3COO-
• 起始时，醋酸分子浓度大，电离的速率比较快，此过 程称为电离的正反应。随着醋酸分子浓度减小，电离 速率逐渐减慢；而氢离子和醋酸根离子的浓度逐渐增 大，离子结合成分子的速率逐渐加快，此过程为电离 的逆反应。
指示剂。 • 把指示剂由一种颜色过渡到另一种颜色时溶液pH的变
化范围，称为指示剂的变色范围。
pH 甲基橙 石蕊 酚酞
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
红色 红色
橙 无色
紫色
黄色
浅红
蓝色 红色
几种常见指示剂的变色范围
（二）溶液pH的计算
例 求0.001lmol/L HCl溶液和NaOH溶液的pH。 解：∵ HCl是强电解质 HCl= H+ + Cl-
则[H+]=[HCl]=0.00lmol/L =1×10-3mol/L ∴ pH= -lg[H+]= -lg(l×10-3)= -(0-3) = 3
∵ NaOH是强电解质，NaOH= Na+ + OH则[OH-] = 0.001mol/L = 1×10-3mol/L
∴ [H+]= 10-14/ [OH-] = 10-14/ 1×10-3= 10-11(mol/L) ∴ pH=-lg[H+]= -lg(l×10-11)= -(0-11)= 11 答：0.001mol/L HCl溶液的pH为3、 NaOH溶液的pH为11。
[ H+ ] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
酸性增强
中性
碱性增强
知识链接
酸碱指示剂 • 能借助自身颜色的改变来指示溶液pH的物质称为酸碱
氯化铵
常见盐的类型
类型
溶液酸碱性
强酸强碱盐
中性
强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 弱酸弱碱盐
酸性 碱性 情况复杂 百度文库讨论
实例
NaCl、KNO3 NH4Cl、NH4NO3 Na2CO3、NaHCO3 CH3COONH4、(NH4)2CO3
判断盐溶液的水解情况及酸碱性，可概括为:
• 有弱才水解 • 无弱不水解 • 都弱双水解 • 溶液酸碱性 • 谁强显谁性 • 同强显中性
• 在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和 离子重新结合成分子的速率相等时，弱电解质分子及 各种离子的浓度不再改变的状态称为电离平衡。
• 电离平衡是一种动态平衡，当外界条件改变时，如某 种微粒浓度改变或者反应温度改变，平衡都将发生相 应的变化。
（二）电离度
• 电离度是指在一定温度下，当弱电解质在溶液中达到 电离平衡时，已电离的弱电解质分子数占电离前该弱 电解质分子总数的百分数。通常用符号α表示。
中性溶液：[H+]= 1.0×10-7mol/L= [OH-] 酸性溶液：[H+]﹥1.0×10-7mol/L﹥[OH-] 碱性溶液：[H+]﹤1.0×10-7mol/L﹤[OH-]
• pH就是溶液中氢离子浓度的负对数。 pH= -lg[H+]
• 溶液的酸碱性与pH的关系是 中性溶液 pH = 7 酸性溶液 pH ﹤7 碱性溶液 pH ﹥7
医用化学基础
医用化学基础
第三章 电解质溶液
郑州市卫生学校 孙丽花
目录
第一节 第二节 第三节 第四节
电解质的电离 水的电离及溶液的酸碱性 缓冲溶液 溶液的渗透压
重点难点
1.强电解质和弱电解质。 2.pH与溶液酸碱性的关系。 3.缓冲溶液的组成和等渗溶液。
第一节 电解质的电离
一、强电解质和弱电解质
第三节 缓冲溶液
一、缓冲作用和缓冲溶液
【演示实验】 • 纯水测pH，加入少量酸测pH；加入少量碱测pH，pH
会发生什么变化？ • 醋酸与醋酸钠混合溶液测pH、加入少量酸测pH；加入
少量碱测pH，pH会发生什么变化？
• 实验表明：在纯水中加入少量HCl或NaOH，pH会明 显改变；醋酸和醋酸钠的混合溶液中加入少量HCl或 NaOH后，pH几乎没有变化。说明醋酸和醋酸钠的混 合溶液具有对抗外来少量酸和少量碱的能力。