医用化学——电解质溶液
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《医用基础化学》第二章 电解质溶液
写人记叙文“冰冻三尺非一日之寒，水滴石穿非一日之功。
”都说坚持就是胜利，我就亲眼目睹了一件发生在我身边的事。
一张胖胖的脸上镶着一双明亮的眼睛，在这看似平凡的外表下，隐藏了一颗不平凡的心。
他的名字叫：xxx。
就是这样一个人，做出来连大人们都难以完成的事情。
他从20xx年xx月份开始，坚持每天跳绳发朋友圈。
刚开始，他的动作十分笨重，身体落下的一瞬间仿佛整个地球都在颤抖。
摇绳的时候，手连着胳膊一起摇动，才跳15秒就累得气喘吁吁了。
过了几十天后，再看他的朋友圈，发现他跳的十分轻盈，像一只小鸟一样十分快活。
摇绳只用手腕摇，动作十分优美。
连续跳2分钟一点也不觉得疲惫。
他就这样日复一日地坚持着，已经坚持300多天了，从没间断过。
我真佩服他。
现在，他凭着自己坚定的意志已经瘦下来了，体重掉了好几斤。
我发现他不光在形体上有了一些变化，在学习方面他也比以前更加努力了。
一个课间，当我们都在说说笑笑的时候，而他却在认真地研究习题。
我问他：“为什么你还在这么努力地学习，这不已经下课了嘛？”他说：“我知道已经下课了，可是，这道题我没做出来，我就要继续研究它，不能半途而废。
”我真想对他说一句：“xxx，你真棒！”通过这件事，我觉得他是一个持之以恒的人，我今后也要定一个目标，并且朝着这个目标努力，成为和他一样的人。
我最喜爱的老师是我们的班主任许春银老师。
她有着一头乌黑的长发，经常梳着两根麻花辫，既温柔美丽，又可爱大方；一双明亮的大眼睛仿佛能看透每个同学的心思。
许老师在学习上对我们要求很严格，课堂上时时提醒我们的坐姿和注意力，培养我们养成良好的学习习惯和态度。
她把每篇课文都讲得生动有趣，希望我们牢记学过的知识，同时也教育我们懂得尊老爱幼、感恩知足的做人道理。
更可贵的是，她从不以学习成绩和家庭背景的好坏来决定自己对待学生的态度，对所有同学一样看待，努力达到均衡发展。
许老师，您是学习上的“严父”、生活中的“慈母”，我们都非常喜欢您，因为能够做您的学生，我感到荣幸和自豪，祝您桃李满天下！车飞驰在高速路上，窗外是一望无垠的成都平原，平原是些稻田组成的，而稻田中的水稻已经收割，一个个的谷垛象个草人，在远处向我看过来。
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。
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
医用化学 第五章 电解质溶液
酸和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 [H+][OH-]
25oC时，Kw = 1.00 × 10-14 [H+] = [OH-] = 1.00 ×10-7 (mol· L-1)
第二节 缓冲溶液 (buffer solution)
一、缓冲溶液的组成及缓冲原理
( 一) 缓冲作用与缓冲溶液:
能对抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而 保持溶液pH值基本不变的作用叫做缓冲作用; 具有缓冲作用的溶液,叫做缓冲溶液。
（二）缓冲溶液的组成
缓冲溶液由较高浓度的共轭酸和它的 共轭碱组成
1．弱酸及其对应的盐
一、强电解质溶液
（一）离子相互作用理论
强电解质的解离度都小于100%
（二）活度和活度系数
活度—有效浓度
公式5.1，5.2
二.弱电解质溶液 (一) 解离平衡和解离常数
HAc
+
H2O
H+
H3O+
+
Ac-
简写为： HAc
Ka
+ H
Ac
HAc
Ac
注意：1. ka是弱酸解离常数，反映解离能力 的相对强弱 2. ka只随温度改变，不随浓度改变
二、溶液的酸碱性表示
PH定义 PH = -lg[H+] PH越小，溶液酸性越强； PH越大，溶液碱性越强
PH = 7 溶液显中性 PH > 7 溶液显碱性 PH < 7 溶液显酸性
三、 酸、碱溶液pH值的计算
医用化学第4章电解质溶液
（二）一元弱碱
与一元弱酸相似，可以推导出[OH-]
离子浓度的计算公式。 当cB×Kb≥20Kw ，cB/Kb＞500时，
[OH ] c K B b
例6、计算0.10mol/L NH3的pH值。（已知 Kb=1.8×10-5） 解：因为cB×Kb≥20Kw ，cB/Kb＞500，所 以
医学上常用氢离子浓度的负对数值
来表示溶液的酸碱度，即：
pH=-㏒[H3O+]
∵水溶液中：[H3O+][OH-] =1.0×10-14 ∴pH+pOH=14
pH=7，溶液呈中性 pH>7，溶液呈碱性 pH<7，溶液呈酸性 pH值越小，溶液酸性越强；pH值越 大，溶液碱性越强
·
·当溶液中的[H3O+]或[OH-]大于 1mol/L时，仍以其浓度表示溶液的 酸碱度
CN- + H2O NH3 + H2O
H+3O + HCO3HCN + OHNH4+ + OH-
17
HA + H2O
A- + H3O+
[A-] [H3O+] Ki= [ HA ] [H O] 2
ka=
[A-] [H3O+] [ HA ]
B- + H2O
HB + OH[ B- ]
18
kb=
[HB] [OH-]
α＜100%。
4
一、Debye-Hü ckel 理论要点
1、强电解质在水中全部解离
5
2、离子间通过静电引力相互作用，每
个离子都被周围带相反电荷的离子包围， 形成离子氛（ion atmosphere),此外，还可 能：离子对.
922898-医用化学-第三章 电解质溶液
对于纯的弱酸、弱碱，如起始浓度为c，则有解离
度
Ka
c0
称稀释定律，表明 c
该式的使用必须十分小心，它只适用于纯的弱
电解质，有同离子效应(如HAc+NaAc)发生时不
适用。
Ka
c2 (1 ) c (1)
c
，
Ka c
3.二元弱酸、弱碱溶液
二元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。若 一级离解常数与二级离解常数之比大于或等于 102，说明二级离解困难，在实际计算[H+] 时， 通常忽略二级离解，从而把二元弱酸、弱碱当 作一元弱酸、弱碱近似处理。
一、强电解质和弱电解质 1、定义
强电解质： （例如NaCl） 在水溶液中能完全解离成离子的化合物。
弱电解质： （例如HAC） 在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。
2、解离度的计算
解离度的定义：电解质达到解离平衡时，
已解离的浓度和初始浓度之比。
•
表示：
已解离浓度 初始浓度
100％
➢对于不同的电解质，由于其本性不同，解 离度有很大差别。通常按解离度大小，把 质量摩尔浓度为0.1 mol/Kg的电解质溶液 中解离度（表观解离度）大于30％的称为 强电解质，小于5％的称为弱电解质，介 于二者之间的称为中强电解质。
➢酸（HA）与碱（B- ）会发生质子传递反
应，反应达平衡后反应物和产物的浓度都
不变。
HCl
NH 3
NH
4
Cl
➢达到平衡时，产物浓度(以计量系数为幂)的乘 积与反应物浓度的乘积之比为一常数，称 为质子传递平衡常数。
K
[
NH
4
][Cl
]
[ HCl ][ NH3 ]
医学第三章电解质溶液
第一节 强电解质溶液理论
4. 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
1 2 I i bi zi 2
def
bi和zi分别为溶液中第i种离子的质量摩尔浓度 和该离子的电荷数，近似计算时，也可以用ci kg-1。 代替bi。I的单位为mol·
第二节 弱电解质溶液的解离平衡
一．弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数
弱酸弱碱在溶液中建立起动态的解离平衡 HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq)
[H3O ][A ] Kc [HA][H2O]
稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为
[H3O ][A ] Ka K 称为酸解离常数。 a [HA]
溶液的pH
{ pH lg c(H 3O )}
令
根据 KW {c(H 3O )}{c(OH )} 1.0×10 lg c(H ) lg c(OH ) lg KW 14 即
{ pOH lg c(OH )}
14
pH pOH p KW 14
3
2
[Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
2
H [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
共轭酸碱对
半反应(Half reaction)的概念
H2 O(l) NH3 (aq) OH (aq) NH 4 (aq)
它的一个半反应是作为酸的 H2O 分子给出质子 生成它的共轭碱(Conjugate base)OH–:
水合氢离子
hydronium ion 由于质子对负离子和极性共价分子负端极强的吸引
力，因而在任何溶剂中都不可能以“裸质子”形式存在 。水合高氯酸HClO4· H2O晶体结构测定结果证实 , 其中 的 H+以 H3O+ 形式存在。 H3O+是 NH3 的等电子体。另一 个被确定了结构的物种是固体水合物 HBr· 4H2O 中的 H9O4+ 。普遍的看法是 , 水溶液中水合氢离子的形式随 116 条件变化而不同。
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
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
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 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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酸:能给出质子(H+)的物质。质子给予体。 碱:能接受质子的物质。质子的接受体。 两性物质:既能给出质子，也能接受质子的物质。
中性物质:不能给出质子，也不能接受质子的物质。 共轭酸碱对:仅相差一个质子的一对酸、碱。
特点 1、扩大了酸碱概念； 3、酸碱相互依存； 2、酸碱概念有相对性； 4、没有了盐的概念
f [H ] f [Ac ] f 2 [H ]2 Ka [HAc] [HAc]
[H ]
K a [HAc] f
盐效应一般影响较小，非精确计算不考虑 同离子效应发生的同时也有盐效应。
§2.2 酸碱质子理论 proton theory of acid-base
一、基本概念
HA
Ki aH a A aHA
H+ + A [H ][A ] 忽略离子间影响 Ki [HA]
Ka——酸，Kb——碱；
pKa＝-lgKa，pKb＝-lgKb；
离解常数K除与弱电解质的本性有关外，还与温度 有关，而与浓度无关； 离解常数可表示酸碱的相对强弱；
注意表达式中各浓度项的含义。 NhomakorabeaKa Kb K w
（酸强，共轭碱弱；酸弱，共轭碱强）
四、酸碱反应
反应实质：两对共扼酸碱对间的质子转移反应。
HCl＋H2O
酸1 酸1 酸1 碱2 碱2 碱2
H3O+＋Cl－
酸2 酸2 酸2 碱1 碱1 碱1
H2O＋NH3 H3O+＋OH－ HCl＋NH3
电解质与非电解质溶液性质的差别 导电能力 渗透压
§2.1 电解质在溶液中的离解 dissociation of electrolytes in solutions
一、强电解质理论-离子互吸学说
1923年由德拜(P.Debye)和休克尔(E.Hü ckel)提出
离子氛
+ +
+ + +
+
+ + +
离子对
表观解离度/% 86
2、活度与活度系数 活度：也叫离子的有效浓度，是指溶液中能发 挥离子效能的离子浓度（以相对浓度表示）。 符号a。
a = fc/cθ
活度系数
通常，离子活度系数小于1，浓度越稀， f越接近于1。
中性分子或弱电解质溶液， f视为1。
二、弱酸弱碱的离解平衡
1、一元弱酸弱碱的离解平衡与离解常数
K c
稀释定律
[H ] K a c
对浓度为c的弱碱：
BOH B++OH-
K
b
[B ][OH
]
[B OH]
Kb
c
[OH ] K b c
2、多元酸碱在溶液中的离解 ＋ H+ H2 PO4 H3PO4
Κ a1
[Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
第二章 电解质溶液 electrolyte solutions
§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。 电解质
强碱 强电解质 强酸 典型盐类 弱碱 弱电解质 弱酸
HNO3＋H2O HNO3＋HOAc HNO3＋H2SO4
H3O+＋NO3H2OAc+＋NO3H2NO3+＋HSO4-
三、共轭酸碱对的Ka与Kb的关系 HA H＋＋A－
[H ][A ] Ka HA
水的离 子积常 数
－
A－＋H2O
HA＋OH－
[HA][O H ] [HA][O H ] [H＋ ] K w Kb ＋＝ [A ] [A ] [H ] K a
α
H3PO4的α-pH曲线
3、影响弱酸、弱碱离解度的因素 温度；同离子效应；盐效应。 同离子效应:在弱电解质溶液中，加入一 种与该弱电解质具有相同离子的强电解质 时，弱电解质离解度降低的现象。 HAc H+ + Ac-
NaAc === Na+ + Ac从平衡常数表达式分析：
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的离解度。(设溶 液总体积不变，KHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
例： 共轭酸
HCl
共轭碱
H+＋Cl-
HOAc H2CO3 HCO3-
H+＋OAcH+＋HCO3H+＋CO32 -
NH4+
H3O+ H2O [Al(H2O)6]3+
H+＋NH3
H+＋H2O H+＋OHH+＋[Al(H2O)5OH]2+
二、酸碱的强弱
酸强，其共轭碱就弱；酸弱，其共轭碱就强。 同一溶剂中，Ka值愈大，酸性愈强；反之，则碱性 愈强。 酸碱性的强弱还与反应对象（溶剂）的性质有关。
离解度及其与离解常数的关系 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 。 HA H + ＋ Ac-cα cα cα [H ][A ] c c c 2 Ka [HA] c c 1 当α＜5%，或c/K≥500时：
K c
2
或
离子氛与“离子对”示意图
结论 强电解质的离解是完全的，只是由于离子氛 和“离子对”的存在，才造成了强电解质不完 全离解的假象（实测离解度小于100%）。 实测离解度不是真正的离解度，称为表观 离解度
一些强电解质的表观离解度（298K，0.10mol· L-1） 强电解质 KCl ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH 40 92 92 61 91
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
x=1.76×10-5
mol· L-1
x 100% 0.0176% c
盐效应：在弱电解质溶液中，若加入与弱电 解质不具有相同的离子的强电解质时，该弱 电解质的解离度增大的现象。 H Ac Ka HAc H+ + Ac HAc
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+
Κ a2
2 HPO4
[Η ][HPO ] 8 6.23 10 [Η 2 PΟ4 ]
3 [Η ][PΟ4 ] 13 2.2 10 2 [HPΟ4 ]
2 4
3 ＋ H+ PO4
Κ a3
K a1 K a2 K a3
中性物质:不能给出质子，也不能接受质子的物质。 共轭酸碱对:仅相差一个质子的一对酸、碱。
特点 1、扩大了酸碱概念； 3、酸碱相互依存； 2、酸碱概念有相对性； 4、没有了盐的概念
f [H ] f [Ac ] f 2 [H ]2 Ka [HAc] [HAc]
[H ]
K a [HAc] f
盐效应一般影响较小，非精确计算不考虑 同离子效应发生的同时也有盐效应。
§2.2 酸碱质子理论 proton theory of acid-base
一、基本概念
HA
Ki aH a A aHA
H+ + A [H ][A ] 忽略离子间影响 Ki [HA]
Ka——酸，Kb——碱；
pKa＝-lgKa，pKb＝-lgKb；
离解常数K除与弱电解质的本性有关外，还与温度 有关，而与浓度无关； 离解常数可表示酸碱的相对强弱；
注意表达式中各浓度项的含义。 NhomakorabeaKa Kb K w
（酸强，共轭碱弱；酸弱，共轭碱强）
四、酸碱反应
反应实质：两对共扼酸碱对间的质子转移反应。
HCl＋H2O
酸1 酸1 酸1 碱2 碱2 碱2
H3O+＋Cl－
酸2 酸2 酸2 碱1 碱1 碱1
H2O＋NH3 H3O+＋OH－ HCl＋NH3
电解质与非电解质溶液性质的差别 导电能力 渗透压
§2.1 电解质在溶液中的离解 dissociation of electrolytes in solutions
一、强电解质理论-离子互吸学说
1923年由德拜(P.Debye)和休克尔(E.Hü ckel)提出
离子氛
+ +
+ + +
+
+ + +
离子对
表观解离度/% 86
2、活度与活度系数 活度：也叫离子的有效浓度，是指溶液中能发 挥离子效能的离子浓度（以相对浓度表示）。 符号a。
a = fc/cθ
活度系数
通常，离子活度系数小于1，浓度越稀， f越接近于1。
中性分子或弱电解质溶液， f视为1。
二、弱酸弱碱的离解平衡
1、一元弱酸弱碱的离解平衡与离解常数
K c
稀释定律
[H ] K a c
对浓度为c的弱碱：
BOH B++OH-
K
b
[B ][OH
]
[B OH]
Kb
c
[OH ] K b c
2、多元酸碱在溶液中的离解 ＋ H+ H2 PO4 H3PO4
Κ a1
[Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
第二章 电解质溶液 electrolyte solutions
§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。 电解质
强碱 强电解质 强酸 典型盐类 弱碱 弱电解质 弱酸
HNO3＋H2O HNO3＋HOAc HNO3＋H2SO4
H3O+＋NO3H2OAc+＋NO3H2NO3+＋HSO4-
三、共轭酸碱对的Ka与Kb的关系 HA H＋＋A－
[H ][A ] Ka HA
水的离 子积常 数
－
A－＋H2O
HA＋OH－
[HA][O H ] [HA][O H ] [H＋ ] K w Kb ＋＝ [A ] [A ] [H ] K a
α
H3PO4的α-pH曲线
3、影响弱酸、弱碱离解度的因素 温度；同离子效应；盐效应。 同离子效应:在弱电解质溶液中，加入一 种与该弱电解质具有相同离子的强电解质 时，弱电解质离解度降低的现象。 HAc H+ + Ac-
NaAc === Na+ + Ac从平衡常数表达式分析：
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的离解度。(设溶 液总体积不变，KHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
例： 共轭酸
HCl
共轭碱
H+＋Cl-
HOAc H2CO3 HCO3-
H+＋OAcH+＋HCO3H+＋CO32 -
NH4+
H3O+ H2O [Al(H2O)6]3+
H+＋NH3
H+＋H2O H+＋OHH+＋[Al(H2O)5OH]2+
二、酸碱的强弱
酸强，其共轭碱就弱；酸弱，其共轭碱就强。 同一溶剂中，Ka值愈大，酸性愈强；反之，则碱性 愈强。 酸碱性的强弱还与反应对象（溶剂）的性质有关。
离解度及其与离解常数的关系 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 。 HA H + ＋ Ac-cα cα cα [H ][A ] c c c 2 Ka [HA] c c 1 当α＜5%，或c/K≥500时：
K c
2
或
离子氛与“离子对”示意图
结论 强电解质的离解是完全的，只是由于离子氛 和“离子对”的存在，才造成了强电解质不完 全离解的假象（实测离解度小于100%）。 实测离解度不是真正的离解度，称为表观 离解度
一些强电解质的表观离解度（298K，0.10mol· L-1） 强电解质 KCl ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH 40 92 92 61 91
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
x=1.76×10-5
mol· L-1
x 100% 0.0176% c
盐效应：在弱电解质溶液中，若加入与弱电 解质不具有相同的离子的强电解质时，该弱 电解质的解离度增大的现象。 H Ac Ka HAc H+ + Ac HAc
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+
Κ a2
2 HPO4
[Η ][HPO ] 8 6.23 10 [Η 2 PΟ4 ]
3 [Η ][PΟ4 ] 13 2.2 10 2 [HPΟ4 ]
2 4
3 ＋ H+ PO4
Κ a3
K a1 K a2 K a3