第四章 酸碱平衡
《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
pH = 14.0 － pOH = 14.0 －2.85 = 11.15
多元弱酸的解离平衡
• 第一步：H2CO3 HCO3－＋H＋
•
Ka1(H2CO3) c(H
第二步：HCO3－
) / c c(HCO3 ) /
c(CHO2C3O2－3)＋/ cH ＋
c
4.2 107
• K反a应1K/a，2K(Hac2(2HC>1+O)0的33)，计溶算c(液H可中以)c/的(c按HHC一＋Oc元主3(C)弱要O/ c3酸来2)的自/ c解第 离一平步4.7衡解做离1011 近似处理。
例题
计算 0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H+, H2CO3, HCO3-, 和CO32-的浓度以及溶液的pH值。
酸碱指示剂
酚酞是有机弱酸(HIn) HIn 无色
H+ + In– 紫红色
Kቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
a
[H ][I－ n ] [HIn ]
[HIn ] [I－ n ]
[H ]
K
a
溶液中[H+]增大至大于 10Ka 时，指示剂90％以 HIn 存在， 溶液无色
[H+]=0.1Ka 时，指示剂90％以 In– 存在，呈紫红色 [H+]=Ka 时， HIn 和In– 各半，呈浅红色 Ka 是确定指示剂变色范围的依据，pKa1 称为指示剂的
Kw 称为水的离子积常数，是水的解离平衡常数。 Kw 具有一般平衡常数的特性，无量纲。 Kw 随温度的增加，略有增加。
pH和pOH
规定 pH=-lg[c(H+)/c]
简化为 pH=-lgc(H+)
第四章酸碱平衡
pH＝－lg[H+]
当[H+]较小时，采用pH值表示，pH的定义
是：溶液中氢离子相对浓度的负对数。 对[H+]· [OH-]＝Kw两边取负对数得： （-lg[H+]）＋（-lg[OH-] ）=-lgKw pH + pOH = pKw= 14 (25 oC) pH的使用范围:H+或OH-的浓度小于
1mol· L-1 ,相应的pH和pOH范围一般在0.0～
2.酸越强（越容易给出质子），其共轭碱就 越弱（越难接受质子）；反之则酸越弱，其共轭 碱就越强。如，HCl是很强的酸，Cl-就是很弱的 《无机化学》第四章 碱。
10
第四章 第一节酸碱质子理论 一、酸碱质子理论
按照质子理论的观点，酸和碱是通过给予和
接受质子的共轭关系相互依存和相互转化的。每
一个酸（碱）要想表现出它的酸（碱）性必须同 时有另一个碱（酸）存在。因此质子理论中的酸 碱关系可以概括为“酸中有碱，碱可变酸，有酸 才有碱，有碱才有酸”。
局限性：含氢物质。
《无机化学》第四章
11
知识补充：
第四章 第一节酸碱质子理论 一、酸碱质子理论
路易斯酸碱理论
凡是能接受电子对的物质叫做酸。酸是电子对
的接受体。 凡是能给出电子对的物质叫做碱。碱 是电子对的给予体。
H+ + OHH HCl + N H H
H OH
H H N H H + Cl12
《无机化学》第四章
Na3PO4等物质的水溶液呈碱性，但是其
本身也不能电离产生OH-。
《无机化学》第四章
5
第四章 酸碱平衡 第一节酸碱质子理论
Arrhenius的酸碱电离理论的局限性
第四章酸碱平衡和酸碱平衡紊乱PPT课件
（1）血液的缓冲作用 H+ + HCO3－ → H2CO3 → H2O + CO2↑
H+ + Buf － → HBuf （2）细胞内液的缓冲作用
H＋
H＋＋Buf－ HBuf
HPO42－
Buf － Pr －
K＋
K＋
Hb－
.
25
２、肺的代偿调节作用 呼吸加深加快，肺的通量增加。几分钟即可出现。
.
17
AB（Acutual Bicarbonate） AB是隔绝空气的血液标本，在实际ＰａＣＯ２和 血氧饱和度条件下测得血浆ＨＣＯ３－的含量。 AB受呼吸和代谢两方面因素的影响（见表４－１）
正常：AB＝SB AB的意义在于：
①AB与SB差值反映了呼吸性因素的影响
呼吸 ·代谢－代谢＝呼吸因素
如果AB＞SB 呼吸性酸中毒或代偿后代谢性碱中毒ABBiblioteka SB 呼吸性碱中毒或代偿后代谢性酸中毒
②两者数值等同升降，反映代谢性因素指标
AB↓＝SB↓ 代谢性酸中毒
AB↑＝SB↑ 代谢性碱.中毒
18
四、BB（Buffer Basc）
BB是指血液中一切有缓冲作用的负离子碱的总和。 BB＝［ＨＣＯ３－］＋［Ｈｂ－］＋［Ｐｒ－］··· 正常值：45～52mmol／Ｌ，均值：48mmol／Ｌ BB 反映酸碱平衡代谢性因素指标（见表４－１） BB↓ 代谢性酸中毒 BB↑ 代谢性碱中毒 在呼吸性碱中毒或呼吸性酸中毒时，经肾脏代偿后， BB也可分别降低或升高。
.
10
管周毛 细血管 近曲小管上皮细胞
Na＋
Na＋－ K＋
K＋ ATP 酶
H＋ NH4＋
H2CO3
第四章 酸 碱 平 衡
••
+
Cu2
F B
F
3) Lewis酸碱是着眼于物质的结构。但由于很多无机及有机化合物都存在配
位共价键，所以Lewis酸碱概念显得过于广泛，有时不易掌握酸碱特征。
5. Pearson软硬酸碱理论 (1963)
1963年，Pearson在Lewis酸碱理论基础上，提出软硬酸碱理论。根据Lewis 酸碱得失电子对的难易程度，将酸分为软、硬酸，碱分为软、硬碱，以体 现各酸碱的特性。 硬酸包括Al3、Ti4等a类金属元素，硬碱为F、Cl、H2O…；软酸包括Ag、 Pt2、Hg2等b类金属元素，软碱为I、S2…；(介于两者之间)交界酸包括 Cu2、Fe2等，交界碱为NO2、SO32等。
4. Lewis酸碱电子理论 (1923，美国物理化学家)
● 酸碱定义：凡是能给出电子对的分子、离子或原子团都叫作碱， 凡是能接受电子对的分子、离子或原子团都叫作酸。
•• H + OH •• H
H + F F B •• ••
N H
H
•• H O H •• H H N H H F H H H
(2) 溶液酸度和碱度的常用表示法 (pH，pOH) 溶液的酸度和碱度分别指水溶液中的净[H3O] 和[OH]，常用 pH和pOH表示。而酸或碱的浓度则包括未电离和已电离浓度之总
和。
pH = lg [H3O] pOH = lg [OH] pKw = lg Kw 显然， pH + pOH = pKw = 14 pH和pOH的使用范围一般在0 14之间。在这个范围以外， 用物质的量浓度表示酸度和碱度反而更方便。
身边物质的pH值
食醋、草木灰、盐
一、 酸碱理论 1. 酸碱理论发展史
第四章 酸碱平衡和沉淀溶解平衡
第四章酸碱平衡和沉淀溶解平衡根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递。
根据酸碱质子理论，在水溶液中，弱酸及其共轭碱的关系：KΘa·KΘb=KΘw解离常数KΘa或KΘb：温度不变，解离常数不变。
已知弱酸的浓度和解离度，求弱酸的PH和解离常数？解：因为α=√KΘa·CΘ/C。
C（H+）=√Ka·C。
/CΘ 得出C（H+）=α·C。
/CΘ就可以求出PH，也可以求出解离常数。
酸碱平衡：已知酸的解离常数，求已知浓度C的含酸根的盐的PH？解：由酸的解离常数，根据Ka·Kb=Kw可得其共轭碱的解离常数Kb，代入得C（OH-）=√Kb·C/CΘ，所以C（H+）=Kw/C（OH-），PH=-lg（H+）缓冲溶液：配制缓冲溶液如何选择电解质及其对应的盐？解：解离常数K所对应的p H或POH尽可能地接近缓冲溶液的p H或POH缓冲方程PH=PKΘa（弱酸）-lgC弱酸/C共轭碱当缓冲比C弱酸/C共轭碱=1时，缓冲溶液的缓冲能力最大。
此时PH=PKΘa（弱酸）求缓冲溶液的PH值？解：由弱酸（碱）及其共轭碱（酸）组成。
以弱酸及其共轭碱构成的缓冲溶液（强酸与过量弱碱反应）为例：弱酸的（解离程度很小）浓度近似为强酸的浓度，共轭碱（没有考虑弱酸中所含有的碱根）的浓度=（弱碱的物质的量-强酸的物质的量）/混合后的总体积，则根据缓冲方程PH=PKΘa（弱酸）-lgC弱酸/C共轭碱即得。
如果再向混合液中加入酸或碱，再求弱酸和其共轭碱的浓度，代入缓冲方程即可。
溶度积与溶解度的关系：知溶解度求溶度积Ksp（生成的离子的乘积）？解：在不考虑离子水解的情况下，AB型Ksp＝s²AB2或A2B型Ksp＝4s³AB3型Ksp＝27s4A2B3型Ksp＝108s5 s是溶解度知溶度积kΘsp求溶解度s？⚠️AB型或AB2型方程不同。
例如：AgCl在0.1mol·L-1的NaCl溶液中溶解度为1.77×10-9mol·L-1。
第四章酸碱平衡和酸碱平衡紊乱
减少
增多
─H─CO─3-
增多
H2CO3
减少
呼吸性酸中毒
(PCO2202↑0/,3/C8 O2CP↑)
呼吸性碱中毒
(PCO2↓,C3O4 2CP↓)
常用检测指标及其意义
❖ pH和H+浓度 ❖ 动脉血CO2分压 ❖ 标准碳酸氢盐和实际碳酸氢盐 ❖ 缓冲碱 ❖ 碱剩余 ❖ 阴离子间隙
血气分 析仪测
出
计算 得出
HA
A- + H+
全血的缓冲系统：
H2CO3/HCO3- HHbO2/HbO2- HHb/HbH2PO4/HPO4- HPr/Pr-
主要缓冲对： H2CO3/HCO3- 53%
HCl+ HCO3- →H2CO3+Cl- 强酸变弱酸
不能缓冲挥发酸
CO2+H2O 由肺排出
缓冲挥发酸： HHbO2/HbO2- HHb/Hb-
pH=7.4
[HCO3-] [H2CO3]
=
20 1
意义：
pH< 7.35 ： 失代偿性酸中毒 pH> 7.45 ： 失代偿性碱中毒
？ 正常范围 ： 无紊乱 代偿性酸碱中毒阶段 某些混合型酸碱中毒 （程度相近）
❖血液pH值主要取决于血浆中 ❖A．H2CO3的浓度 ❖B．HCO3-的浓度 ❖C．CO2的浓度 ❖D．PaCO2 ❖E．[HCO3-]／[H2CO3]的比值
2020/3/8
15
❖血液缓冲系统以碳酸氢盐缓冲系 统的缓冲能力最强。HCO-3可以 缓冲所有的固定酸，但不能缓冲 挥发酸。挥发酸的缓冲主要靠非 碳酸氢盐缓冲系统，尤其是血红 蛋白缓冲系统。
2020/3/8
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❖血液缓冲系统中最重要的是 ❖A．碳酸氢盐缓冲系统 ❖B．磷酸盐缓冲系统 ❖C．血红蛋白缓冲系统 ❖D．血浆蛋白缓冲系统 ❖E．氧合血红蛋白缓冲系统
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法
酸的活度常数、浓度常数与混合常数
H A Ka ，酸的活度常数 HA
[ H ][ A ] K [ HA]
c a
K
M a
H [A ]
[HA]
H A HA HA H A
H A HA HA A
1 HA
[HA] [HA] [H ] c [HA] [A ] [H ] K a
Ka [A ] [A ] 0 A ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱc [HA] [A - ] [H ] K a
2016/12/30
0 1 1
28
2016/12/30
2016/12/30
4.1.2 酸碱反应的平衡常数（Equilibrium constant） 酸碱反应的进行程度用相应的平衡常数大小来衡量。 （1）一元弱酸HA和弱碱A-的解离反应
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10
（2）水的自递反应
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11
（3）多元酸碱的解离反应
pK a1 pK b3 pK w pK a 2 pK b 2 pK w pK a 3 pK b1 pK w
18
例 在下列各组酸碱组分中，属于共轭酸碱对的是（ (A) H2Ac+-HAc (C) HNO3-NO2 (B) NH2-NH2 (D) H2SO4 –SO42-
）
2002年福州大学研究生入学试题（硕士） 选择题(8)
例 在1mol/L HAc溶液中，欲使H+浓度增大，可采取下列何种方法？ （ (A) 加水 ） (B) 加NaAc (C) 加0.1 mol/LNH3H2O
病理生理学 第四章酸碱平衡紊乱
呼吸代偿良好
呼吸代偿不好
[HCO3- ] PH = 6.1＋log [H2CO3 ] 9 = 6.1＋log 22×0.03
[HCO3- ] PH = 6.1＋log [H2CO3 ] 9 = 6.1＋log 40×0.03
= 6.1＋1.13 = 7.23
= 6.1＋0.88 = 6.98
呼吸代偿是急性代酸最重要的代偿方式 代偿限度 PaCO2不低于10mmHg 通气↑ → 呼吸肌作功↑ → CO2生成↑
NH4+ NH3 ↑ NH4+ NH3 + H+
Na+ NH4+ 2Cl-
NH4+
小
结
血液缓冲系统反应最迅速，但因同时自身被消 耗，故作用不易持久； 肺的调节亦很迅速，在几分钟内开始，但仅对 H2CO3 有调节作用，不能调节固定酸 细胞内液的缓冲，约在3-4小时开始发挥作用， 以细胞内外离子交换为前提，故常引起血钾、 血氯浓度的改变。 肾的调节作用较慢，3-5天后发挥最大效应。但 持续时间较久，固定酸的排出和HCO3 - 含量的 恢复最终要靠肾来完成。
1
H2PO4 -
：
4
HPO4 2H+ H + + HCO3 CA CO2 + H2O Cl -
99 ： 1
磷酸盐的酸化
管周毛细血管 和 间 质
近曲小管上皮细胞
肾小管管腔
Na+
Na+-H+
Na+ NH4+ + α -酮戊二酸 NH4+
K+
Na+ HCO3-
E 谷氨酰胺
NH4+的生成
管周毛细血管 和 间 质
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
病理生理学重点——酸碱平衡和酸碱平衡紊乱
病理生理学重点——酸碱平衡和酸碱平衡紊乱第四章酸碱平衡和酸碱平衡紊乱第一节酸碱物质的来源及稳态★基本知识1．酸碱平衡的定义：人体的酸碱度稳定在很窄的弱碱性范围内，用动脉pH表示是7.35~7.45，平均值为7.40。
这种维持体液相对稳定的过程就称为酸碱平衡。
※顾名思义，就是体液的酸碱度平衡在一定范围内。
2．酸碱平衡紊乱的定义：病理情况下出现的酸碱超负荷、严重不足或调节机制障碍，导致体液内环境酸碱稳态被破坏，因此形成的状况称为酸碱平衡紊乱。
3．挥发酸的定义：体内的碳酸可释放出H+，也可变成气体CO2从肺排出体外，所以称挥发酸。
4．固定酸的定义：指不能变成气体由肺呼出，而只能通过肾由尿排出的酸性物质，又称非挥发酸。
5．血液缓冲系统：包括碳酸氢盐缓冲系统、磷酸盐缓冲系统、血浆蛋白缓冲系统、血红蛋白和氧合血红蛋白缓冲系统，共五种。
其中，碳酸氢盐缓冲系统最重要。
★基本理论酸碱平衡的机制（1）血液的缓冲作用。
（2）肺的调节作用：主要通过改变肺泡通气量、控制挥发酸的排出起调节作用。
（3）肾的调节作用：肾小管泌氢，重吸收HCO3-，酸化碱性磷酸盐及排NH4+。
（4）组织细胞的调节作用：细胞内外的离子交换。
★基本技能1．挥发酸的来源：机体中的糖、脂肪和蛋白质在分解代谢中的终产物是CO2，CO2与水结合成碳酸。
2．固定酸的来源：蛋白质分解代谢产生的硫酸、磷酸和尿酸；糖酵解生成的甘油酸、丙酮酸和乳酸，糖氧化过程生成的三羧酸；脂肪代谢产生乙酰乙酸等。
3．碱的来源：体内的代谢过程产生，如氨基酸脱氨基；食物。
★综合评判1．CO2可通过呼吸来调节，从而影响体液酸碱度，因而挥发酸称为酸碱的呼吸性调节。
2．固定酸通过肾调节，因而称为酸碱的肾性调节。
★实际应用肾脏调节酸碱平衡的主要任务就是保酸排碱，当机体发生碱性物质超负荷时，若肾功能正常，则可通过抑制排酸保碱来保持酸碱平衡。
第二节单纯性酸碱平衡紊乱★基本知识※根本是HCO3-与H2CO3的比值为20:1，因为CO2进入血液后迅速转变成H2CO3，然后分解成HCO3- 和H+，所以HCO3-会大于H2CO3的浓度。
外科学PPT课件酸碱平衡
4 尿液酸化（Na2HPO4 ） 排出一些H+
（四）细胞的缓冲作用
1. 细胞内外H+-K+交换 ——影响血[K+]
2. 红细胞内外Cl-- HCO3-交换 ——影响血[Cl-]
3. 骨骼缓冲作用 ——骨质疏松
第二节 反映血液酸碱平衡 状况的常用指标及意义
BE —— 用酸滴定称硷剩余 -BE —— 用硷滴定称硷缺失
正常值：0±3 mmol/L 意义：反映代谢因素的指标
pH 6.8
7.35
酸中毒 【H+】16
7.40 40
7.45
7.8
碱中毒
160
硷滴定，-BE
酸滴定，BE
六 阴离子间隙（anion gap , AG）
概念：血浆中未测定阴离子（UA）与未 测定阳离子（UC）的 差值
AG=UA-UC 正常值：10～14 mmol/L
血浆中离子
阳离子：Na++{K++Ca+++Mg++….} UC
阴离子：HCO3-+ CL-+[Pr-+HPO4- -+有机酸…] UA
AG=UA-UC
AG = Na+-( HCO3- +CL-) = 140 - (24 +104) = 12 mmol/L
[HCO3-]
3.细胞内外离子交换
[ H2CO3 ]
4.肾代偿
例外：低血钾→肾脏保K+排H+→碱中毒，
反常酸性尿
（三）对机体的影响
1 CNS：中枢兴奋 机制：（1）GABA减少
病理生理学-第四章酸碱平衡紊乱
酸碱平衡的生理机制
缓冲系统
体内存在多个缓冲系统，如碳酸氢盐、磷酸盐、蛋 白质等，能够中和酸或碱，维持pH值稳定。
肺调节
呼吸系统通过调节CO₂的排出量来维持酸碱平衡，CO₂ 是一种酸性物质，排出增多可减少体内酸性。
肾调节
肾脏通过排泄和重吸收HCO₃⁻、H⁺等离子来调节酸碱 平衡，维持pH值稳定。
酸碱平衡紊乱的病理生理意义
80%
影响细胞代谢
酸碱平衡紊乱会影响细胞内的酶 活性，干扰细胞正常的代谢过程 。
100%
引发多脏器功能障碍
严重的酸碱平衡紊乱可能导致多 脏器功能障碍，如心血管、呼吸 、肾脏等。
80%
引发电解质紊乱
酸碱平衡紊乱可能导致电解质紊 乱，如低钾、低钙等，进一步加 重病情。
02
酸碱平衡紊乱的原因和机制
酸碱平衡紊乱的原因
药物治疗
在医生的指导下，使用适 当的药物调整体内酸碱平 衡。
饮食调整
根据酸碱平衡紊乱的类型 和程度，调整饮食结构， 增加相应食物的摄入。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
生活方式干预
戒烟限酒、保持良好的作 息习惯、适当运动等，有 助于控制酸碱平衡紊乱。
酸碱平衡紊乱的预后评估
病情严重度评估
根据患者的临床表现、实 验室检查结果等，评估病 情的严重程度。
酸碱平衡紊乱的发展过程
酸碱平衡紊乱的发生和发展是一个渐进的过程，可能由轻微失衡 逐渐发展为严重失衡。
酸碱平衡紊乱对机体的影响
随着酸碱平衡紊乱的加重，机体的生理功能和代谢过程可能受到严 重影响，导致一系列病理生理变化。
酸碱平衡紊乱的结局
严重的酸碱平衡紊乱可能导致生命危险，需要及时诊断和治疗。
03
酸碱平衡ppt课件
PaCO2 ↑
✓作用迅速，24小时达高峰
✓代偿作用极限：PaCO2↑至55mmHg
54
肾脏的代偿调节作用
CA活性 ↓ 谷氨酰胺酶活性 ↓
泌H+↓ 泌NH4+↓
排出H+↓
HCO3-生成↓ HCO3-重吸收↓
HCO3-↓
pH↓
✓起效慢，3-5天达高峰 ✓缺氯/缺钾/醛固酮↑→泌H+↑尿呈酸性
55
反映酸碱平衡的常用指标的变化趋势
14
二、反映酸碱平衡状况的常用指标
pH值 动脉血CO2分压（PaCO2） 标准碳酸氢盐和实际碳酸氢盐(SB/AB) 缓冲碱(BB) 碱剩余(BE) 阴离子间隙(AG)
15
㈠pH值和H＋离子浓度
1
lg [H+]
=pH＝ pKa＋lg
[HCO3-] [H2CO3]
20 1
＝7.40 (7.35~7.45)
隔绝空气的血标本在实际状态下测得的HCO3-含量
✓ 受呼吸和代谢两方面的影响
✓AB,SB 同时升高
代谢性碱中毒
✓AB,SB 同时降低
代谢性酸中毒
• AB＞ SB，CO2潴留
呼吸性酸中毒
• AB＜ SB，CO2排出过多 呼吸性碱中毒
19
㈣缓冲碱（buffer base, BB）
包括血液中一切具有缓冲作用的阴离子总和。 正常值：45-52mmol/L (48)
36
㈤防治原则
防治原发病
纠正水/电解质紊乱(血钾、血钙) 恢复血容量 改善肾功能
碱性药物的应用
轻症口服补碱(碳酸氢钠) 重症血气监护下分次补碱、量宜小不宜大
37
二、呼吸性酸中毒（respiratory acidosis） 概念：
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第四章酸碱平衡
1.填空题（每空1分，共45分）
（1）根据酸碱质子理论，CO32-是（），其共轭（）是（）；H2PO4-是（），它的共轭酸是（），它的共轭碱是（）；Fe（H20）63+的共轭酸是（）。
在水溶液中能够存在的最强碱是（），最强酸是（）；如果以液氨为溶剂，液氨溶液中的最强碱是（），最强酸是（）。
（2）已知298K时浓度为0.010mol·L-1的某一元弱酸溶液的PH为4.00，则该酸的解离常数等于（）；将该酸溶液稀释后，其PH将变（），解离度α将变（），其将（）。
（3）在0.10 mol· L-1 HAc溶液中，浓度最大的物种是（），浓度最小的物种是（），加入少量的NH4Ac （s）后，HAc的解离度将（），这种现象叫做（）。
（4）在相同体积相同浓度的HAc溶液中和HCl溶液中，所含c（H+）（）；若用同一浓度的NaOH溶液分别中和这两种酸溶液并达到化学计量点时，所消耗的NaOH溶液的体积（），此时两溶液的PH（），其中PH较大的溶液是（）。
（5）25℃时，=1.010-14,100℃时=5.410-13, 25℃时，（HAc）=1.810-5,并且（HAc）随温度变
化基本保持不变；则25℃时，（Ac-）=（），100℃时，（Ac-）=（）；后者是前者的（）倍。
（6）0.10 mol·L-1 Na3PO4溶液中的全部物种有（），该溶液的PH（）7，c（Na+）（）3c （PO43-）；（PO43-）=( )。
（7）向0.10 mol·L-1 NaAc溶液中加入1滴酚酞试液，溶液呈（）色；当将溶液加热至沸腾时，溶液的颜色将（），这是因为（）。
（8）将50.0g的弱酸HA溶解在水中制得100.0ml溶液。
将该溶液分成两份，用NaOH溶液滴定其中的一份至恰好中和，然后与另一份混合，测得溶液的PH=5.30，则该弱酸的K aθ=（）；混合溶液中c（HAc）/c(A-)≈(),当将混合溶液稀释1倍后，其PH（）。
如果在50.0ml稀释前的混合溶液和50.00ml稀释后的混合溶液中均加入1.0ml 0.10 mol·L-1 HCl溶液，前者的PH变化比后者的PH变化（）。
2.选择题（每小题1分，共10分）
（1）以水作溶剂，对下列各组物质有区分效应的是（）。
（A）HCl，HAc，NH3，CH3OH
（B）HI，HClO4，NH4+，Ac-
（C）HNO3，NaOH，Ba（OH）2，H3PO4
（D）NH3，N2H4，CH3NH2，NH2OH
（2）下列溶液中，PH最小的是（）。
（A）0.010mol·L-1 HCl （B）0.010mol·L-1 H2SO4
（C）0.010mol·L-1 HAc （D）0.010mol·L-1 H2C2O4
（3）将PH=4.00的强酸溶液与PH=12.00的强碱溶液等体积混合，则混合溶液的PH为（）。
（A）9.00 （B）8.00 （C）11.69 （D）12.00
（4）下列溶液的浓度均为0.100mol·L-1 ，其PH最大的是（）。
（A）Na2HPO4（B）Na2CO3（C）NaHCO3（D）Na3PO4
（5）下列各种盐在水解不生成沉淀的是（）。
（A）SnCl2（B）NaNO2（C）SbCl3（D）Bi（NO3）3
（6）根据酸碱电子理论，下列物质中不可作为Lewis碱的是（）。
（A）H2O （B）NH3（C）Ni2+ （D）CN -
（7）欲配制PH=9.00的缓冲溶液最好选用（）。
（A）NaHCO3 - Na2CO3（B）NH3·H2O – NH4Cl
（C）NaH2PO4– Na2HPO4（D）HCOONa – HCOOH
3.计算题
（1）将PH为2.53的HAc溶液与PH为13.00的NaOH溶液等体积混合后，溶液的PH为多少？
（2）将0.300 mol·L-1的HCl，0.250mol·L-1的Na2HPO4和0.250mol·L-1的NaH2PO4溶液等体积混合，求溶液中各种离子浓度。
（3）今有2.00L 0.100mol·L-1的Na3PO4和2.00L 0.100mol·L-1的NaH2PO4溶液，仅用这两种溶液（不可再加水）来配制PH为12.500的缓冲溶液，最多能配制这种缓冲溶液的体积是多少？需要Na3PO4和NaH2PO4溶液的体积各是多少？。