第四章

電解質(zhì)溶液第一節(jié)

弱電解質(zhì)的電離平衡第二節(jié)

溶液的酸堿性第三節(jié)鹽的水解第四節(jié)緩沖溶液前言電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的（或能解離出陰陽離子）化合物。酸、堿、鹽均為電解質(zhì)，它們的水溶液稱為電解質(zhì)溶液。水是一種很弱的電解質(zhì)。§4-1弱電解質(zhì)的電離平衡回顧：1、什么是電離過程？2、酸的概念3、堿的概念4、鹽的概念一、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性溶液導(dǎo)電示意圖：定向運動自由移動的離子電解質(zhì)溶液一定要搞清本質(zhì)！解離外電場導(dǎo)電溶液的導(dǎo)電性討論：電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強弱與什么有關(guān)？

A.離子數(shù)目多？

B.離子濃度多？思考：鐵和銀，哪個的導(dǎo)電能力強？演示實驗4-1：在5個燒杯中分別裝入等體積的0.5mol/L的鹽酸（HCl）、氫氧化鈉（NaOH）、氯化鈉（NaCl）、醋酸（CH3COOH）、氨水（NH3）溶液進行導(dǎo)電性實驗，觀察燈泡的明亮程度現(xiàn)象：結(jié)論：強電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下全部解離成陰陽離子的電解質(zhì)。HCl=H++Cl-NaOH=Na++OH-強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的定義、電離方程式表示方法

問題4-1寫出下列物質(zhì)的電離方程式：H2SO4、KOH、CaCl2弱電解質(zhì)：在水溶液只有小部分解離成離子的電解質(zhì)，包括弱酸(如CH3COOH、H2S)、弱堿(如NH3·H2O)、水等。CH3COOHCH3COO-

+H+問題4-2寫出下列物質(zhì)的電離方程式：

NH3·H2O、CH3COOH二、弱電解質(zhì)的電離平衡物質(zhì)的電離：NaCl=Na++Cl—CH3COOH=CH3COO—+H+弱電解質(zhì)的電離平衡：電離平衡的特征：是化學(xué)平衡的一種！影響電離平衡的因素：如：25℃，0.1mol·L-1

HAc，

=1.34%，表示10000個分子中有134個分子離解為H+、Ac-。解離度（二）解離度（三）解離平衡的移動由于條件的改變，弱電解質(zhì)由原來的解離平衡達(dá)到新的平衡的過程，稱為解離平衡的移動。影響解離平衡的因素A．內(nèi)因的主導(dǎo)因素。B．外因有：①溫度：電離過程是一個吸熱過程，所以，升高溫度，平衡向解離方向移動。②濃度：在NH3·H2ONH4++OH-的平衡體系中

①加入HCl

②加入NaOH

③加入NH4Cl各離子分子濃度如何變化：（NH3、NH4、OH-)溶液PH如何變化，平衡如何移動？問題4-3三、同離子效應(yīng)思考：在HAc溶液中加入NaAc或HCl，HAc的解離平衡將向什么方向移動？加入[Ac-]

，平衡左移

，抑制HAc電離，使

。同離子效應(yīng)同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入與其具有相同離子的強電解質(zhì)溶液，從而使弱電解質(zhì)的解離質(zhì)降低的效應(yīng)。問題4-4：指出問題4-3中哪種是同離子效應(yīng)？如：HAc中加入NaCl，會使HAc的解離度略有增加。加入離子濃度

，使H+不易與Ac-結(jié)合，平衡右移

，使

。注意：一般同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)同時存在，只是后者影響小，一般不考慮。鹽效應(yīng)第二節(jié)溶液的酸堿性回顧：1、溶液的酸堿性常用什么表示？PH值范圍通常在什么范圍？2、PH＝7，PH>7，PH<7,溶液酸堿性是怎樣的？一、水的電離25℃，Kw=[H+][OH-]=1.0×10-14Kw稱為水的離子積常數(shù)，簡稱為水的離子積。常溫下，任何一種稀溶液中[H+][OH-]為常數(shù)1.0×10-14問題4-5：某溶液[H+]=10－4mol/L，則[OH-]為多少？問題4-6：0.01mol/LNaOH溶液[H+]為多少？[OH-]為多少？二、溶液的酸堿性和pH值常溫時，純水中[H+]和[OH-]相等，都是1.0×10-7mol/L為中性。加酸：[H+]>[OH-]加堿：[H+]<[OH-]溶液的酸堿性與[H+]和[OH-]的關(guān)系可表示為：中性：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol/L酸性：[H+]>1.0×10-7mol/L>[OH-]堿性：[H+]<1.0×10-7mol/L<[OH-]pH值：氫離子濃度的負(fù)對數(shù)中性溶液：pH=7酸性溶液：pH<7堿性溶液：pH>7pH常用范圍在1～14之間；當(dāng)[H+]>1mol/L,一般直接用[H+]表示，[OH-]>1mol/L，直接用[OH-]表示。pH在醫(yī)學(xué)和生物學(xué)上的意義：P36~P37頁問題4-7：計算下列溶液的pH：①[H+]=10-3mol/L；②[H+]=10-9mol/L③[OH-]=10-12mol/L④[OH-]=1mol/L酸堿指示劑：表4-3幾種常見酸堿指示劑與變色范圍酸堿指示劑變色范圍

顏色變化用量(滴/10ml試液)甲基橙3.1～4.4紅～黃1甲基紅4.4～6.2紅～黃1石蕊5.0～8.0紅～黃常用試紙酚酞8.0～10.0無色～紅色1～3第三節(jié)鹽的水解

一、鹽的水解演示實驗用PH試紙測試相同濃度的CH3COONa、NH4Cl、NaCl，與比色卡對照。記錄實驗數(shù)據(jù)：PH>7<7=7

CH3COONaNH4ClNaCl三種鹽的水溶液有的呈中性，有的呈堿性，有的呈酸性，這是為什么呢？鹽的水解：在溶液中，鹽的離子和水中的H+和OH-結(jié)合成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，稱為鹽的水解。

由于生成難電離的弱電解質(zhì)促使水的電離，使溶液中c(OH-)增大，從而溶液呈堿性。結(jié)論：弱酸強堿鹽水解后顯堿性。（水電離，弱電解質(zhì)電離是部分的，可逆的）二、鹽的水解主要類型（一）弱酸強堿鹽的水解CH3COONa＝CH3COO-+Na+（二)強酸弱堿鹽的水解NH4Cl＝NH4++Cl-由于生成難電離的弱電解質(zhì)促使水的電離，使溶液中c(H+)增大，從而溶液呈酸性。結(jié)論：強酸弱堿鹽水解后顯堿性。強酸強堿鹽不水解。鹽的水解在日常生活和醫(yī)藥方面有重要意義。明礬：凈水碳酸氫鈉、乳酸鈉：分別治療胃酸過多、代謝酸中毒氯化銨：治療堿中毒青霉素鈉鹽或鉀鹽、巴比妥等，密封存于干燥處。問題4-8：判斷下列溶液的酸堿性：Na2CO3、CuSO4、NaCl、NH4Cl、NaHCO3問題4-9：用鹽的水解理論解釋：為什么臨床上用碳酸氫鈉和乳酸鈉糾正酸中毒？用氯化銨糾正堿中毒？50mL0.10mol·L-1

HAc—NaAc]pH=4.74 一、緩沖作用和緩沖溶液：緩沖溶液：能夠低抗外來少量酸、堿的加入而保持PH值基本不變的溶液稱為緩沖溶液。加入1滴(0.05ml)1mol·L-1

HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1

NaOH實驗：50ml純水pH=7pH=3 pH=11

pH=4.73pH=4.75§4-4緩沖溶液組成：緩沖對（緩沖系）抗酸成分抗堿成分（一）弱酸及其共軛堿抗堿成分抗酸成分

HAc--------NaAcNaHCO3--------Na2CO3NaH2PO4--------Na2HPO4H3BO3--------Na2B4O7H2C8H4O4--------KHC8H4O4(鄰苯二甲酸)（鄰苯二甲酸氫鉀）二、緩沖溶液的組成（二）弱堿及其共軛酸抗酸成分抗堿成分

NH3·H2O--------NH4ClCH3NH2--------CH3NH3+Cl-(甲胺)（鹽酸甲胺）緩沖作用原理HAc－NaAcHAc＋H2O?H3O++Ac-NaAcNa++Ac-當(dāng)在該溶液中加入少量強酸時，H+＋Ac-→HAc當(dāng)溶液中加入少量強堿時，OH-+H3O+→

2H2O共軛酸為抗堿成分共軛堿為抗酸成分由于緩沖溶液中同時含有較大量的抗堿成分和抗酸成分，它們通過弱酸解離平衡的移動以達(dá)到消耗掉外來的少量強酸、強堿，或?qū)股约酉♂尩淖饔茫谷芤篐+離子或OH-離子濃度未有明顯的變化，因此具有緩沖作用。三、緩沖溶液在醫(yī)學(xué)中的意義在人體內(nèi)各種酶只有在一定pH值范圍的體液中才具有活性。在體外，細(xì)胞的培養(yǎng)、組織切片和細(xì)菌的染色、血庫中血液的冷藏，某些藥物配制成溶液。pH值也要保持恒定。1、血液中的緩沖系血液中的緩沖對主要有：血漿：細(xì)胞：碳酸氫鹽緩沖系在血液中濃度最高，緩沖能力最大，維持血液正常pH值的作用也最重要。2、人體正常pH值的維持人體血液的pH值為7.35～7.45。血液的主要緩沖系統(tǒng)存在如下平衡CO2(溶解)+H2O?H2CO3?H++HCO3-當(dāng)[H+]增加時，抗酸成分HCO3-與它結(jié)合使上述平衡向左移動，使[H+]不發(fā)生明顯改變。當(dāng)[H+]減少時，上述平衡向右移動，使[H+]不發(fā)生明顯改變。在紅細(xì)胞內(nèi)的緩沖對中，以血紅蛋白(HHb)和氧合血紅蛋白(HHbO2)最為重