医用化学精品课件-电解质溶液PPT课件
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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。
电解质溶液3.ppt
盐溶液 CH3COONa
NH4Cl NaCl
盐的类型
能否水解
强碱弱酸盐
能
强酸弱碱盐
能
强酸强碱盐
不能
溶液的 酸碱性
碱性
酸性
中性
盐的水解规律（口诀）
遇弱则水解（强碱弱酸盐NaHCO3 ） （强酸弱碱盐 CuSO4）
谁强显谁性（强碱弱酸盐显碱性） （强酸弱碱盐显酸性）
都强不水解（强酸强碱盐 KCl）
溶液显中性 （pH=7）
Ⅰ、设置疑问 引入新课
正常人体血液pH范围7.35～ 7.45之间
人体血液的pH﹤7.35——酸中毒 pH﹥7.45——碱中毒
临床上 纠正酸中毒用碳酸氢钠和乳酸钠 纠正碱中毒用氯化铵
酸 + 碱 中和 盐 + 水
酸 性 溶 液 pH<7
碱 性 溶 液 pH>7
酸
中 性 ？
性 或 碱 性
？
pH?
Ⅱ、实验探究 发现问题
盐的类型
PH值
溶液的 酸碱性
CH3COONa
弱酸 强碱 强碱弱酸盐 ＞7 碱性
NH4Cl
强酸 弱碱 强酸弱碱盐 ＜7 酸性
NaCl
强酸 强碱 强酸强碱盐 ＝7 中性
盐溶液 强碱弱酸盐显碱性
强酸弱碱盐显酸性
强酸强碱盐显中性
探究结论
Ⅲ、因势利导 探究真知
探究CH3COONa溶液显碱性的原因 盐溶液中存在哪些电离？ 哪些离子间可以相互结合？ 对水的电离平衡有何影响？
盐的水解在医学上的应用
临床上用碳酸氢钠和乳酸钠纠正酸中毒， 用氯化铵纠正碱中毒
碳酸氢钠和乳酸钠是强碱弱酸盐，水解后 显弱碱性，可纠正酸中毒。
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
1.3.2 电解质溶液 课件(共20张ppt)高一化学苏教版(2019)必修第一册
1.了解物质导电的原因及导电条件。2.掌握电解质、非电解质及电离的概念，能从宏观和微观相结合的视角重新认识 酸、碱、盐的概念。3.通过归纳总结，学会用电离方程式表示某些酸、碱、盐的电离，培养证据推理与模型认知的意识。
溶液
现象
NaCl溶液
KCl溶液
水
NaCl固体
KCl固体
灯泡亮
灯泡亮
灯泡不亮
灯泡不亮
①定义：电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程。
②表示方法：电离方程式
NaCl = Na+ + Cl-KNO3 = K+ + NO3-NaOH = Na+ + OH-
电离与是否通电无关
二、电离
③书写时注意事项：
适用范围：电解质的电离。
用的是等号(或可逆号)。
根据化合价写离子符号
根据右下角系数写离子个数。
3.电离方程式的书写
H2SO4===2H＋＋
Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－
注意：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质
同学们再见！
授课老师：
时间：2024年9月15日
HCl = H+ + Cl-
H2SO4 = 2H+ + SO42-
酸：电解质电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物叫做酸。
KOH = K+ + OH-
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-
NaOH = Na+ + OH-
碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子(OH-)的化合物叫做碱。
②③④⑥⑨
②⑤⑩
①⑦⑧
⑤⑩
溶液
现象
NaCl溶液
KCl溶液
水
NaCl固体
KCl固体
灯泡亮
灯泡亮
灯泡不亮
灯泡不亮
①定义：电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程。
②表示方法：电离方程式
NaCl = Na+ + Cl-KNO3 = K+ + NO3-NaOH = Na+ + OH-
电离与是否通电无关
二、电离
③书写时注意事项：
适用范围：电解质的电离。
用的是等号(或可逆号)。
根据化合价写离子符号
根据右下角系数写离子个数。
3.电离方程式的书写
H2SO4===2H＋＋
Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－
注意：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质
同学们再见！
授课老师：
时间：2024年9月15日
HCl = H+ + Cl-
H2SO4 = 2H+ + SO42-
酸：电解质电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物叫做酸。
KOH = K+ + OH-
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-
NaOH = Na+ + OH-
碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子(OH-)的化合物叫做碱。
②③④⑥⑨
②⑤⑩
①⑦⑧
⑤⑩
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
电解质溶液ppt课件
第19页
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
+
+ +
+
+
第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 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，在中心离子周围形
第三节 弱电解质溶液的电离平衡
一、一元弱酸(碱)的电离平衡 HAc H+ + Ac-
①电离度：达电离平衡时，已电离的分子数和分子 总数之比。单位为1，一般用百分率表示
已电离分子数 α 100 % 分子总数
通常0.1 mol· kg-1溶液中: 强电解质α>30%； 弱电解质α≤5%；
第20页
7 1 c c 1 . 0 10 mol L H OH
酸性溶液:
碱性溶液:
c c H OH
c c H OH
第 8页
第 9页
pH值的测定
pH试纸
pH计（酸度计）
滴定方法
第10页
几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色
甲基红
溴百里酚蓝
酚酞
第11页
如：计算0.2mol· kg-1的NaCl溶液的凝固点降低值 。 假设NaCl不电离，则i =1：
0 . 2 1 . 86 1 T iK f fb B
0 . 72 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0 . 774 K 0 . 2 1 . 86 2
第23页
一些酸在水溶液中的KaΘ和pKaΘ值(25℃)
酸 性 增 强
碱 性 增 强
第24页
③电离平衡常数与电离度的关系
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
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第15页
（一）离子氛
强电解质理论： 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，在中心离子周围形
电解质溶液2.ppt
溶液的pH值
1、意义：表示溶液酸碱性的强弱。 2、表示：用H+物质的量浓度的负对数来表示。 3、式子：pH=-lg[H+]
如[H+]=1×10—7mol/L的溶液
pH=7
二、 溶液的pH
1.pH的定义：
pH=-lg c (H+) 例：c(H+)=0.001 mol /L
pH=-lg 0.00命长期的进化过程中，人体形成了较为稳定的呈微碱性的内 环境，人体体液在正常状态下的pH为 7.04，也就是说，人体在处 于偏碱性状态时，是最平衡、最健康的。但由于现代人大量摄入 高蛋白、高脂肪的偏酸性食物，容易造成人体体质的酸性化，导 致身体机能减弱，新陈代谢变得缓慢，各种代谢废物不容易排出， 内脏负担加重，最常见的表现是容易疲劳、上火便秘、感冒，严 重的还可能导致高血压等慢性疾病。 反之，当人体处于正常的微 碱性状态时，新陈代谢就较为活跃，体内废物容易排出，身体免 疫力也较强，不易得病。
你家的菜谱酸碱平衡吗？
我们的身体就像一个化学实验室，体内无时无刻不在进行无数的生物化学 反应，使新陈代谢正常运转。如果“实验室”内的酸碱失衡，那就会“天下大 乱”了。
人体酸碱失调的危害
人体每天摄入酸性及碱性食物，它们经过人体的分解，会在我们的体液 （血液、尿液、组织液）中产生很多酸性和碱性的物质。
强碱性——葡萄、葡萄酒、海带芽、海带等。尤其是天然绿藻 ，最佳饮用时间为早9点至11点.
小测试
你是一个酸性人吗？
正常情况下人的血液PH为7.35～7.45之间，高于此数值表明体 液呈碱性，低于此表明体液呈酸性。由于生活和环境的影响，多数 人为酸性体液，你是不是酸性人呢？
经常头疼 经常有筋疲力尽的感觉 健忘 免疫力差 肠胃不适 皮肤苍白多粉刺 便秘 情绪波动大 易激惹 头发无光泽且易断 龋齿
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
电解质溶液.完美版PPT
阿累尼乌斯酸碱解离理论：在水溶液中解 离出阳离子全是氢离子的物质是酸，解离 出阴离子全部是氢氧根的物质是碱。酸碱 反应是氢离子和氢氧根离子结合生成水。
不全面
第二节 酸碱质子理论
路易斯酸碱电子理论：给电子的是酸，得 电子的是碱。 酸碱质子理论 一、酸碱的定义 酸：凡能给出质子(H＋)的物质(分子或离子)。 碱：凡能接受质子(H＋)的物质(分子或离子)。
[Ac－ ]增大了
二、同离子效应和盐效应
2、盐效应
Cl-
Na+
HAc
ClNa+
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电 解质，引起弱电解质的解离度增大对效应称 为盐效应。
第二节 酸碱质子理论
HCl H2SO4 HAc HNO3 KOH Ba(OH) 2 NaOH 含有H的为酸，含有OH的为碱？ ×
NaCl KCl NaOH HCl 共轭碱 共轭酸
05mol/LH2SO4溶液的pH值是多少？ 二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
NaCl Na + Cl + - 电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合物本身直接电离出自由移动的离子的化合物.
NH4NO3
弱电解质：在水溶液中只有少部分解离，大 部分已分子形式存在，导电能力较弱。
第三章电解质溶液
%
人
体
体
Na+ K+
液 含 约
HCO3- ClCO32-
65
的 水 与 电 解 质
人体血液 pH值在 7.35~7.45间
电解：物质在溶剂中受溶剂的作用由分子解 离为离子的过程。
电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合
物本身直接电离出自由移动的离子的化合 HCl H2SO4 HAc HNO3
不全面
第二节 酸碱质子理论
路易斯酸碱电子理论：给电子的是酸，得 电子的是碱。 酸碱质子理论 一、酸碱的定义 酸：凡能给出质子(H＋)的物质(分子或离子)。 碱：凡能接受质子(H＋)的物质(分子或离子)。
[Ac－ ]增大了
二、同离子效应和盐效应
2、盐效应
Cl-
Na+
HAc
ClNa+
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电 解质，引起弱电解质的解离度增大对效应称 为盐效应。
第二节 酸碱质子理论
HCl H2SO4 HAc HNO3 KOH Ba(OH) 2 NaOH 含有H的为酸，含有OH的为碱？ ×
NaCl KCl NaOH HCl 共轭碱 共轭酸
05mol/LH2SO4溶液的pH值是多少？ 二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
NaCl Na + Cl + - 电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合物本身直接电离出自由移动的离子的化合物.
NH4NO3
弱电解质：在水溶液中只有少部分解离，大 部分已分子形式存在，导电能力较弱。
第三章电解质溶液
%
人
体
体
Na+ K+
液 含 约
HCO3- ClCO32-
65
的 水 与 电 解 质
人体血液 pH值在 7.35~7.45间
电解：物质在溶剂中受溶剂的作用由分子解 离为离子的过程。
电解质:在水分子的作用或受热熔化后，化合
物本身直接电离出自由移动的离子的化合 HCl H2SO4 HAc HNO3
电解质溶液1.ppt
电解质.溶液中以分子为主
HAc
H++Ac-
弱电解质的电离方程式
(1)弱电解质在水溶液中的电离是部分可逆的，
用
连接
(2)多元弱酸的电离是分步可逆的，用分步电离 方程式表定条件(如温度、浓度) 下,当电解质分子电离成离子的速率和 离子重新结合生成分子的速率相等时， 电离过程就达到了平衡状态，这叫做 电离平衡。
练习一
写出下列物质的电离方程式 （1） HClO H++ClO（2） KHSO4 =K++H++SO42（3） CaCO3 =Ca2++CO32（4） Cu（OH）2 Cu2++2OH-
教学目的和要求
介绍了解电解质和非电解质、 强电解质和弱电解质的概念。
理解电解质的电离平衡概念，加 深对动态平衡的认识。
理解导电性强弱与电解质强弱的 关系。
一、强电解质与弱电解质
物质
混合物
既不是电解质也 不是非电解质
单质 纯净物
化合物 非电解质 电解质 强电解质
弱电解质
1.电解质和非电解质：
电解质 HCl HNO3
H3PO4 CH3COOH
H2CO3
解离度 α
解离度 92% 92% 27% 1.32% 0.17%
>30% 强电解质 5~30% 中强电解质 <5% 弱电解质
3.外界条件对电离平衡的影响： 1）温度：电离是吸热过程 温度升高，电离平衡正向移动 2）浓度： 稀释促进电离 电解质分子和离子浓度改变
Al（OH）3
强电解质
弱电解质
结构特点 离子化合物,某些含 另一部分含有极性 极性键的共价化合物 键的共价化合物
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y＝[S2-]=Ka2=1.1×10-12
当多元弱酸的Ka1>>Ka2时： （1）求[H+]可近似将多元弱酸作为一元弱酸 处理。[H] Ka1c
（2）二级离解生成的酸根离子浓等于其二 级离解常数。
2020年10月2日
11
3、影响弱酸、弱碱离解度的因素
➢温度 Ki改变；平衡改变，离解度改变。
➢同离子效应(commmon ion effect) 加入与弱电解质具有相同离子的强电解
设[S2-]＝y
H S －
H + ＋ S 2 -
9.54×10-5－y 9.54×10-5＋y
y
2020年10月2日
10
K a2(99 .5 .5 4 1 41 0 5 － ＋ 0 5－ y） yy＝ 1.11－ 0 12
(99 .5 .54 4 110 5 － 0 ） 5y＝ 1.11－ 012
影响离子的活度系数的因素： 离子本身的浓度和电荷数 其它离子的浓度和电荷数
H A H +＋ A -
Ki
[H][A] [HA]
pKa＝-lgKa;pKb＝-lgKb
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：Ka小（pKa 大20）20年，10月2酸日 性弱；Kb小（pKb大），碱性弱。 3
离解度及其与离解常数的关系
离解达到平衡时，已离解的分子数占溶质2020年10月2日 Nhomakorabea15
2、活度与活度系数
活度—a 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。符号a。
a = fc
活度系数—f
通常，离子活度小于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。
平均活度系数
a fc a fc
2020年10月2日
16
3、离子强度与活度系数
解、
HAc 0.100－x
H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.10 x)01.716 05 0.10x0
x=1.76×10-5 mol·L-1 x100% 0.0176%
c
2020年10月2日
13
二、强电解质在溶液中的离解
1、离子互吸学说
强电解质在水溶液中全部离解，但由于 带电离子间的相互作用，每个离子都处在异 号电荷的离子的包围圈中。此包围圈称为离 子氛.
[OH－]=cα
[OH ]
c
Kb
c
[OH] Kbc
2020年10月2日
5
例1、在25℃时，已知（1）0.1mol·L-1 HAc 的离解度为1.32%；（2）0.2mol·L-1HAc的 离解度为0.93%，求HAc的离解常数。
解： （1）
Kc20.1(0.0213 12 .7 )16 05 a 1 10.0132
分子总数的百分数称为离解度。符号α 。
HA
H+ ＋A-
c-cα cα cα
[H ][ A ] cc c2 K a [HA]cc1
当α＜5%，或c/K≥500时，1-α≈1。则：
Kc2 或 K
c
2020年10月2日
[H] Kac
稀释定律公式。
4
对浓度为c的弱碱：
BOH
B++OH-
K [B][OH] b [BOH]
平衡是的H＋浓度。
设第一步离解平衡时，[H+]为x，则：
H 2 S
H + ＋ H S -
0.1－x
xx
2020年10月2日
x2
Ka10
9 .1x
.11 08
9
因Ka1很小，x必然很小，所以0.1－x≈0.1。
x2 9.1108 0.1 x[H ] Ka1 c 9.11－ 09
＝ 9.514 05mo L l1
由于离子氛的存在，强电解质溶液中的 离子并不是完全独立的自由离子，离子的运 动受到牵制，这样离子在溶液中就不能百分 之百地发挥应有的效能。
2020年10月2日
14
离子氛与“离子对”示意图
离子氛
+++
+
+
+ ++
+
离子对
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%）。
Ka 1.33%
c
或 [H]100% 1.33%
c
2020年10月2日
7
2、多元酸碱在溶液中的离解
H3PO4
H2PO4 ＋ H+
Κ a1[Η [ Η ]3 Η [P 2P 4 O ]4 O ]7. 5 12 0 3
H2PO4
HPO42＋ H+
Κa2[Η [ Η ]2[PΟ H 4 ]4 2P ] O 6.2 13 0 8
第二章 电解质溶液 Electrolyte Solution
§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
第一课件网网站
2020年10月2日
1
电解质概念及分类
非电解质 乙二醇、葡萄糖、蔗糖等 电解质 强电解质NaCl、HNO3、H2SO4等
质，可使弱电解质的离解度降低，这种现象 称为同离子效应。
➢盐效应(salt effect)
加入与弱电解质没有相同离子的强电解
质，可使弱电解质的离解度略微增大，这种
现象称为盐效应。
2020年10月2日
12
3、影响弱酸、弱碱离解度的因素
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol·L-1HAc溶 液中加入0.1molNaAc(设溶液总体积不变， KHAc=1.76×10-5)，求HAc的离解度。
弱电解质 HAc、NH3.H2O等
电解质溶液能导电是由于电解质溶于水时，在水 分子的作用下离解为带电荷的正负离子。电解质溶 液比同浓度的非电解质溶液有较大的渗透压。
电解质在水溶液中解离出来的离子全部都是水化的
2020年10月2日
2
第一节 电解质在溶液中的离解
一、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
（2） Kc20.2(0.0209 13 .7 )15 05 a 1 10.0093
2020年10月2日
6
例2、计算0.1molL-1HAc溶液中[H+]、[Ac-] 及HAc 的离解度（KHAc=1.76×10-5）
解、
[H ] [A ]c K a c 1. 1 3 3 m 0 3L o 1
HPO42
PO
3 4
＋
H+
Κa3[Η [ H ]Ο [Ο P P 4 24 3]]2.21 013
2020年10月2日
8
例、计算0.1mol·L-1 H2S溶液中的H+和S2-的浓 度。（Ka1＝9.1×10-8 ，Ka2＝1.1×10-12）
解：计算H2S溶液中的H＋的总浓度，可以忽略 第二步离解及水的离解，近似等于第一步离解