第三章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡.ppt

* * 血液的PH值之所以恒定在7.35-7.45之 间，是由于血液中各种缓冲系的缓冲 作用和肾肺的调节作用的结果。 * * * 课外作业 p61 3, 4, 5, 6 p62 8,10, 12, 13 * * 通常所说的电解质溶液是指电解质的水溶液。从结构上看，强电解质为离子型或强极性分子化合物 * 弱电解质的解离过程是可逆的,存在解离平衡.解离度是无纲量，通常用百分率表示。任何强电解质在水溶液中都是完全以离子的形式存在， * 维持人体内的酸碱平衡对医学领域具有特殊的重要意义 * * 酸和碱并不是孤立的，酸给出质子后，余下的部分就是碱，称为共轭碱，碱接受质子后成为共轭酸，这种相差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对 * 从共轭酸碱的概念可知，质子理论中没有盐的概念，像Na2CO3在电离理论中称为盐，而在质子理论中碳酸根为碱，纳离子既不是酸也不是碱 * * 例如酸在给出质子的瞬间，质子必然迅速与另一个质子的受体（碱）结合，碱也如是 * * 水是一种两性物质，既可以 * * * 平衡的建立是相对的，质子传递平衡也不例外，若外界条件改变，平衡就会移动，直至建立新的平衡。影响质子传递平衡的因素主要有酸碱浓度、同离子效应和盐效应 以一元酸HB与水间的质子传递为例，设HB的初始浓度为C，平衡时HB的解离度为a * * * * 产生盐效应的原因是，加入强电解质溶液的离子强度增大，离子间的相互作用增大，离子的活度因子减小，，最终导致解离度略有增加 * 产生盐效应的原因是，加入强电解质溶液的离子强度增大，离子间的相互作用增大，离子的活度因子减小，，最终导致解离度略有增加 * 全面考虑—三大平衡式，合理取舍--根据条件进行化简， * Acidemia酸血症 alkalemia * * * 总之，在缓冲溶液中，由于有大量的抗酸成分和抗碱成分，通过共轭酸碱对之间的质子转移平衡的移动，抗酸时消耗共轭碱，生成共轭酸；抗碱时消耗共轭酸，生成共轭碱。共轭酸碱的浓度略有消涨，而溶液的pH值基本保持不变。 * * 应用Henderson-Hasselbalch方程式计算缓冲溶液的pH时，应注意： (1) Ka是共轭酸碱对中的共轭酸的酸常数，要明确缓冲对中何者为共轭酸； (2) 公式(4-1)、 (4-2)、 (4-3)中lg 后面的[HB]和[B-]、c (HB)和c (B-)、n(HB)和n(B-)是配成缓冲溶液后实际组成缓冲对的共轭酸碱的浓度（物质的量）。 * * * * 在弱酸中加入NaOH 配制缓冲溶液时，溶液的总浓度始终等于弱酸的初始浓度，生成共轭碱物质的量等于弱酸被消耗的物质的量，等于加入的NaOH物质的量， * 常见缓冲对： HAc/NaAc; NH4Cl/NH3; TrisHCl / Tris H2CO3/NaHCO3; NaHCO3/Na2CO3; KH2PO4/Na2HPO4; H2C8H4O4/KHC8H4O4 H3Cit/NaH2Cit; 二、缓冲机制 HAc+H2O H3O+ + Ac- Na+ + Ac- NaAc 平衡移动方向 强碱 (OH-) 结论：抗酸成分：共轭碱 抗碱成分：共轭酸 强酸(H+) 第二节 缓冲溶液的pH值 一、缓冲溶液pH值的近似计算公式 (Henderson—Hasselbalch方程式 ) 1. 方程 pH＝pKa+lg ＝pKa+lg pKa ： 弱酸解离常数的负对数。 [B-]/[HB]： 缓冲溶液的缓冲比。 [B-]+[HB]： 缓冲溶液的总浓度。 HB + H2O H3O+ + B- NaB Na+ + B- 推导： pH＝pKa+lg 2. 讨论： 缓冲溶液的pH值取决于pKa（主要因素）和缓冲比。 缓冲比=1时，pH = pKa。 公式中浓度项为配成缓冲溶液后实际组成缓冲对的浓度。 通常：[HB]≈cA, [B-]≈cB pH＝pKa+lg 亨—哈方程式的几种形式： pH＝pKa+lg