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1、强电解质：是水溶液中或熔融状态下全部 离解的物质。 弱电解质：部分离解的物质 非电解质：不离解的物质 溶液中的离子平衡：酸碱的离解平衡配离子的离解平衡沉淀溶解平衡,4.5 溶液中的离子平衡与离子互换反应,1. 酸和碱的概念 酸碱电离理论：凡是在水溶液中能够电离产生的阳离子全部都是H+ 的化合物叫酸（acid）；电离时产生的阴离子全部是OH的化合物叫碱（base） 局限：无法解释Na2CO3，Na3PO4 呈碱性；NH4Cl呈酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为 液氨中： NH4+ + NH2- = 2 NH3,4.5.1 酸和碱在溶液中的解离平衡,酸碱质子理论凡是能给出质子的分子或离子称为
2、酸，凡是能接收质子的分子或离子称为碱。酸 质子 碱Al(H2O)63+ Al(H2O)5(OH)2+ + H+酸 碱 质子HPO42 PO43 + H+酸 碱 质子,HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+ 等都能给出质子，都是酸； 而OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受质子，都是碱 共轭酸碱对： 酸 = 质子 + 碱共轭酸碱对 如：HCl-Cl-， NH4+- NH3 ， H2PO4- -HPO42- 酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现, 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但
3、在另一对共轭酸碱对中是酸； 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱,(1)酸的解离平衡和解离常数(按电离理论） 一元酸（碱）：在水溶液中一个分子只能离解出（接受）一个质子的酸（碱）为一元酸（碱）。 例： HAc H+ + Ac,称为酸的解离常数,2.一元弱酸和一元弱碱的解离平衡,HAc H+ + Ac,起始浓度 Ca 0 0,平衡浓度 Ca Cx Cx Cx,一元弱酸的酸度计算,Cx/C* Cx/C,Ca Cx,C,所以Cx =,若Ka较小，则Ca Cx Ca,即C(H+)/C=,C,HAc = H+ + Ac fGm/kJmol1 399.61 0 372.46,随T升高而增大,电
4、解度(解离度%)：平衡时弱电解质的电离百分率 % = (已解离的分子数/原分子数) 100= (已电离的浓度/初始浓度) 100HAc = H+ + Ac 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c c c c Ka = (c /c )2/c (1 )/c 当 400, 近似地： 0.1-x = 0.1 x2/0.1 = Ka1 x = H+ = HS- =1.0 10-4 molL-1 由二级平衡: HS- = H+ + S2- 平衡浓度: 1.0 10-4 1.0 10-4 y,y = Ka2 H+OH- = KwOH- = 1.0 10-10 moll1 pOH = 10,同离子效应,定义：在弱
5、电解质溶液中加入于弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质解离平衡移动的现象,4、 同离子效应与缓冲溶液,缓冲溶液及其缓冲作用,缓冲溶液的概念和组成,缓冲溶液-由弱酸（或弱碱）及其强碱（或其强酸）盐组成的混合溶液的pH,在一定范围内不因稀释或外加少量酸（或碱）而发生显著变化的溶液。 缓冲作用-缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用 2、组成：,抗酸成分,缓冲对（缓冲系）,抗碱成分,以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与酸作用）,缓冲溶液的缓冲作用机制,平衡向左移动,以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与碱作用）,平衡向右移动,缓冲溶液的PH值计算,缓冲溶液PH值的计算公式的推导：,ca cx cx c
6、salt+cx,平衡时,约减 Cx,对于NH3H2O- NH4Cl缓冲体系 NH3.H2O NH4+ + OH- NH4Cl NH4+ + Cl-,对不同缓冲对，会正确使用Ka。,如：NaH2PO4 Na2HPO4，Ka 是H3PO4的K a2 。NH3 NH4Cl，Ka是NH4+的离解常数。,H3PO4= H2PO4- + H+ Ka1 H2PO4- = HPO42- + H+ Ka2,NH3H2O = NH4+ + OH- Kb NH4+ + H2O = NH3H2O + H+ KaKb Ka = Kw = 110-14,例 ：在500mL0.200 molL-1 NH3 H2O中，加入4
7、.78gNH4Cl固体，配制1升缓冲溶液，求此缓冲溶液的pH。已知NH3的pKb为4.75。,解： NH3 的pKb=4.75，则 NH4 +的pKa=9.25,pOH= pKb- lgC(NH3) = 4.75 0.05 =4.70,C(NH4Cl),pH =14 pOH=9.30,缓冲溶液pH值的决定因素：,1、缓冲溶液的pH值首先取决于弱酸的离解常数Ka值。 2、其次取决于缓冲对浓度的比例-缓冲比， 当pKa一定时，pH值随着缓冲比的改变而改变。缓冲比为1时，pH = pKa,加水稀释，缓冲比不变，pH也不变抗稀释。,缓冲体系 HAc - NaAc,NaAc消耗到一定程度时,缓冲体系 H
8、Ac - NaAc,失去缓冲 作用！,HAc,H+ + Ac,NaAc,Na+ + Ac,缓冲能力大小比较：每种缓冲溶液都有一定的缓冲能力。 取决于ca和c盐的大小及其比值。 ca和c盐较大，且比值为1时，缓冲能力最大 ca/c盐较大时，缓冲能力较低。,即pH= PKa1,缓冲溶液的缓冲作用的有效区间在：,即pOH= PKb1,缓冲溶液的缓冲作用的有效区间在：,对于NH3H2O- NH4Cl缓冲体系,例：计算在0.050moll-1的 HAc和0.050 moll-1的NaAc溶液中加入0.010 moll-1的HCl前后PH值。（1） 加入前：HAc H + Ac初始 0.050 0 0.0
9、50平衡时 0.050-x x 0.050+x得 H+ x = K aC酸/C盐由于C0/ Ka 400且平衡左移，近似得0.050+x=0.050 0.050-x=0.050即 H+Ka =1.8*10-5 所以 PH=4.74,PHPKalg（C酸/C盐） 假如1升中加入HCl后， 反应生成0.010 mol HAc，则反应关系变得：C酸0.050+0.0100.060 C盐0.050-0.0100.040,PHPKalg（C酸/C盐）4.76-0.174.59,如果是加强碱0.010mol ， PHPKalg（C酸/C盐）4.76- （- 0.17 ）4.93,缓冲溶液的配制,（1）选择
10、合适的缓冲对，使所配制的缓冲溶液的pH在所选择的缓冲对的缓冲范围内（PKa1），且尽量接近弱酸的 PKa，使缓冲溶液具有较大的缓冲容量。 （2）缓冲溶液的总浓度要适当，一般在0.05 0.2 molL-1 之间。（3）所选择的缓冲对不能与反应物或生成物发生作用,药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒性等。,（4）选定缓冲对后，计算出所需共轭酸、碱的量。（5）根据计算结果把共轭酸、碱溶液混合，就可配成一定体积所需 pH 的缓冲溶液。若要求精确配制时， 可用 pH 计或精密 pH 试纸对所配制缓冲溶液的 pH 进行校正。,血液中的缓冲系,正常人血液的pH在 7.357.45 之间，维持 其 pH 恒定的缓
11、冲对在血浆中主要有NaHCO3 H2CO3，NaHPO4 - KH2PO4，Na-蛋白质- H-蛋 白质；在红细胞液中主要有 KHCO3 - H2CO3 ， K2HPO4 - KH2PO4，K-血红蛋白- H-血红蛋白， K-氧合血红蛋白-H-氧合血红蛋白。,碳酸氢盐缓冲对在血液中的浓度最高，缓冲能力最大，维持血液正常的功能也最为重要。碳酸在血液中主要以溶解的 CO2形式存在，碳酸氢盐缓冲对在血液中存在如下平衡：,肾,当 缓冲对发生缓冲作用时，肺部 和肾脏的调节也在起着作用。当体内物质代谢不 断生成二氧化碳、硫酸、磷酸、乳酸、乙酰乙酸 等酸性物质时， 就会与H3O+离子结合生成 CO2，平衡逆向移动，H2CO3浓度增大，而 浓度降低。此时可通过加快肺部呼吸吐出 CO2， 或通过血浆蛋白质缓冲对和磷酸氢盐缓冲对与其 作用，而使CO2 浓度降低；同时肾还可以减少对的排泄而使之得到补偿，以此来恒定血浆 的 pH 为 7.40。,同理，当体内碱性物质增多并进入血浆时，平衡正向移动，H2CO3浓度降低，而 浓度增大，此时则由肺部控制对CO2的呼出，以及由肾脏加速对HCO3- 的排泄，进一步保持血浆的pH 恒定。,正常血浆pH=7.4,酸中毒：pH 7.45,小结,1. 弱酸（弱碱）pH计算 2. 缓冲溶液pH 计算 3. 共轭酸碱的概念,
