《《化学(医药卫生类)》PPT课件 第五章 解悟电解质溶液的奥妙(高教版).ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《《化学(医药卫生类)》PPT课件 第五章 解悟电解质溶液的奥妙(高教版).ppt（47页珍藏版）》请在三一办公上搜索。
1、在“知晓溶液的基本知识”过程中，我们知道了溶液渗透压在医药中的重要意义；通过“解悟电解质溶液的奥妙”，我们将认识电解质及溶液的酸碱性在维持正常生命活动中的重要作用。,第一节 电解质,第二节 水的离子积和溶液的pH,第三节 离子反应,第四节 盐溶液的酸碱性,第五节 缓冲溶液,1.了解电解质和非电解质的概念,第一节 电解质,2.了解电解质的解离及强电解质和弱电解质,3.了解弱电解质的解离平衡,学习要求,第一节 电解质,化学上把在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物称为电解质，将在水溶液中或熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。【观察与讨论】 5只烧杯从左到右依次盛放的是0.1 mol/L的盐酸、
2、醋酸、氢氧化钠、葡萄糖及氨水溶液。对上述5种溶液做导电性实验，观察灯泡发光的明亮程度。 观察与讨论提示：5个灯泡是否都能够亮起来？明亮程度是否一样？,盐酸 醋酸 氢氧化钠 葡萄糖 氨水,导电性强,灯泡亮,完全电离,强电解质,盐酸,氢氧化钠,导电性弱,灯泡暗,不完全电离,弱电解质,醋酸,氨水,不导电,灯泡不亮,不电离,非电解质,葡萄糖,第一节 电解质,实验结果表明，葡萄糖溶液连接的灯泡不亮，其他溶液连接的灯泡都亮了。其中，盐酸、氢氧化钠溶液连接的灯泡较亮。 葡萄糖溶液连接的灯泡不亮，说明该水溶液不导电，因为葡萄糖是非电解质；其他溶液连接的灯泡都亮了，说明其他溶液均可导电，因为盐酸、氢氧化钠、醋酸
3、及氨水均为电解质。灯泡的明亮程度不同，说明浓度相同的不同电解质，在同一条件下的导电能力是可以不同的。,第一节 电解质,电解质溶液之所以能够导电，是因为溶液中有自由移动的离子。溶液中单位体积内离子数目的多少，不仅与电解质溶液的浓度有关，而且与电解质的解离程度有关。,第一节 电解质,一、强电解质和弱电解质,1、强电解质,强酸（HCl、H2SO4、HNO3等）、强碱KOH、NaOH、Ba（OH）2等及绝大多数盐(NaCl、NaHCO3、CH3COONa等)都是强电解质。,第一节 电解质,一、有强电解质和弱电解质,2、弱电解质,在水溶液中只有部分能够解离成离子的电解质称为弱电解质。弱电解质的水溶液中只
4、有少量离子，大部分仍以分子的形式存在。其解离过程是可逆的。解离方程式用“ ”表示。如：,弱酸(H2CO3、CH3COOH等)，弱碱(NH3 H2O)及水都是弱电解质。,第一节 电解质,多元弱酸的解离 常见的多元弱酸是碳酸和磷酸。它们的解离是分步进行的。其中，第1步解离程度最大，第2步解离程度明显降低，并依次递减。例如：碳酸和磷酸的解离,知识拓展,第一节 电解质,二、弱电解质的解离平衡,弱电解质的解离过程是可逆的。正方向是弱电解质的解离，逆方向是离子结合成弱电解质分子。如醋酸的解离：,开始醋酸分子以解离为主，随着解离的进行，离子结合成醋酸分子的速率逐渐提高，在某一个时刻达到平衡。此时，溶液中醋酸
5、分子、氢离子和醋酸根离子的浓度不再随时间改变。该平衡状态称为弱电解质的解离平衡状态。,第一节 电解质,二、弱电解质的解离平衡,解离平衡与化学平衡一样，为动态平衡，当浓度、温度等条件发生变化时，解离平衡也会发生移动。如在醋酸溶液中加入醋酸钠后，由于醋酸钠能够解离出大量的CH3COO-，增大了溶液中CH3COO-的浓度，所以解离平衡就会发生逆向移动。,1.理解水的离子积,第二节 水的离子积和溶液的pH,2.理解用pH表示溶液酸碱性的方法,3.了解人体体液的pH,学习要求,第二节 水的离子积和溶液的pH,一、水的解离与水的离子积,水是一种极弱的电解质。水的解离方程式为：,经过测定，在25的平衡状态时
6、，1L纯水(物质的量为55.6 mol)中只有1.010-7 mol水分子解离，氢离子的平衡浓度H+ = 1.010-7 mol/L，氢氧根离子的平衡浓度OH- = 1.010-7 mol/L 。,第二节 水的离子积和溶液的pH,一、水的解离与水的离子积,如果将水中的H+ 和OH- 的浓度相乘，就可以得到一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积，用KW表示：,KW = H+ OH-,KW是随温度变化的常数。25时，KW = 1.010-14。,第二节 水的离子积和溶液的pH,一、水的解离与水的离子积,水的离子积KW适用于纯水和稀溶液，它表明在 纯水和稀溶液中，H+和OH-之间是互相制约的。
7、H+增大，OH-则减小；H+减小，OH-则增大；任何一种离子的浓度无论多小，都不可能等于零。 利用KW，可以进行H+和OH-之间的计算。如某溶液中H+ = 1.0 10-5 mol/L，则 OH- = Kw / H+ = 1.010-14/1.010-5 mol/L = 1.010-9 mol/L。,第二节 水的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,1、溶液的酸碱性与氢离子浓度,【观察与讨论】取3支试管，分别加入2 mL蒸馏水，用pH试纸测定水的pH。而后在其中的1支试管中加入12滴0.1 mol/L HCl溶液、在另1支试管中加入12滴0.1 mol/L NaOH溶液，振荡混匀，
8、再用pH试纸测定这2支试管中溶液的pH。观察与讨论提示：在水中加入酸或碱后，pH试纸的颜色发生了什么变化？说明什么,第二节 水的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,1、溶液的酸碱性与氢离子浓度,pH= 3,pH= 7,pH= 11,第二节 水的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,1、溶液的酸碱性与氢离子浓度,实验结果表明，水的pH等于7；HCl溶液使pH试纸呈红色，溶液pH减小；NaOH溶液使pH试纸呈蓝紫色，溶液pH增大。,在纯水中，H+ = OH- = 1.010-7 mol/L，为中性；加入HCl后，H+浓度增加，即H+OH-，溶液变为酸性，若加入NaOH，O
9、H-浓度增加，即OH-H+，溶液变为碱性。,第二节 水的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,1、溶液的酸碱性与氢离子浓度,中性溶液：H+ = 1.0 10-7 mol/L = OH-酸性溶液：H+1.0 10-7 mol/L OH-碱性溶液：H+1.0 10-7 mol/L OH-,任何溶液中都同时含有H+和OH-，只是二者的浓度相对大小不同。H+越大或OH-越小，溶液的酸性越强；H+越小或OH-越大，溶液的碱性越强。 实际应用中，多采用 H+表示溶液的酸碱性。,第二节 水的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,2、溶液的酸碱性和pH,在稀溶液中，由于H+的数值很小，
10、用物质的量浓度表示很不方便，所以通常用pH表示溶液的酸碱性。pH就是氢离子浓度的负对数：,H = -lg H+例：H+ = 1.0 10-3 mol/L pH = -lg(1.0 10-3 ) = 3 H+ = 1.0 10-7 mol/L pH = -lg(1.0 10-7) = 7 OH-=1.010-5 mol/L则：H+=Kw/OH-=1.010-14/1.010-5 mol/L =1.010-9 mol/L pH = -lg(1.0 10-9 ) = 9,第二节 水的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,2、溶液的酸碱性和pH,溶液的酸碱性与 H+ 、pH的关系可以归纳为
11、：,中性溶液：H+ = 1.0 10-7 mol/L，pH = 7酸性溶液：H+1.010-7 mol/L，pH7碱性溶液：H+1.010-7 mol/L，pH7,第二节 水的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,2、溶液的酸碱性和pH,H只适用于H+在1.01.010-14 mol/L的溶液，取值范围为014。H+越大，pH就越小，溶液的酸性越强；H+越小，pH越大，溶液的碱性越强。溶液pH 降低1个单位，H+扩大10倍；溶液pH增加1个单位，H+减小1/10。,利用酸碱指示剂或广泛pH试纸，可以快速简便地测出溶液的近似pH。如果要精确测定溶液的pH，可以使用酸度剂。,第二节 水
12、的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,第二节 水的离子积和溶液的pH,人体体液的pH,H在医学中有重要的意义。正常人体血液的pH总是维持在7.357.45之间。如果人体血液的pH7.35时，临床上称为酸中毒，pH7.45，称为碱中毒。例如人体血液pH偏离正常范围0.4个单位以上就有生命危险，必须采取适当的措施纠正血液的pH。 人体血液的pH可直接影响身体各部分的机能。如果血液的pH不正常，细胞的功能就不能正常发挥，体内的酶也不能发挥最大的催化效率。人体各种体液的pH见表5-1。,贴近医药,第二节 水的离子积和溶液的pH,二、溶液的酸碱性与溶液的pH,表5-1 人体各种体液的pH,
13、贴近医药,1.理解离子反应及其发生的条件,第三节 离子反应,2.了解离子方程式的书写方法,学习要求,第三节 离子反应,一、离子方程式,电解质在水溶液中都可解离出自由移动的离子，所以电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应。这种溶液中离子之间的反应称为离子反应。用实际参加反应的离子符号写成的化学方程式称为离子方程式。如：NaCl与AgNO3反应的化学方程式为：,第三节 离子反应,一、离子方程式,如果书写HCl或KCl 与AgNO3的离子方程式，同样可以得到Cl- 与Ag+ 结合生成AgCl沉淀的离子方程式。可见，离子方程式不仅可以表示特定物质间的反应实质，而且还能表示同一类型反应的规律。,离子
14、方程式的书写，一般经4步完成。1. 写出正确的化学反应方程式：,Na2SO4 + BaCl2 BaSO4+ 2NaCl,第三节 离子反应,一、离子方程式,2. 把易溶于水的强电解质用离子符号表示,而难溶于水的物质、气态物质及难解离的物质仍以化学式表示：,3. 删除反应前后等量的相同离子，即得到离子方程式：,4.检查反应前后各元素的原子数目及离子所带电荷总数是否相等。,第三节 离子反应,二、离子反应发生的条件,1. 生成难溶于水的物质如硫酸铜溶液和氢氧化钠溶液反应，有难溶于水Cu(OH)2沉淀生成。化学方程式为：,2. 生成气态物质如碳酸钙与盐酸反应，有二氧化碳气体生成。化学方程式为：,第三节
15、离子反应,二、离子反应发生的条件,3. 生成难解离的物质如盐酸与氢氧化钠溶液的反应，有弱电解质水生成。化学方程式为：,除上述复分解反应外，还有一些反应也是离子反应。如置换反应。,1.了解盐类水解的概念及盐的分类,第四节 盐溶液的酸碱性,2.了解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解及其水溶液酸碱 性的判断,学习要求,3.了解盐类水解的医药应用,第四节 盐溶液的酸碱性,一、盐类的水解,在盐溶液中，盐解离出的离子与水解离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应称为盐类的水解。,盐是否能够发生水解反应，决定于盐的组成。,第四节 盐溶液的酸碱性,二、盐的分类与盐溶液的酸碱性,1、 盐的分类,根据形成盐的酸和碱的强
16、弱不同，盐可分为4类。见表5-2。,第四节 盐溶液的酸碱性,二、盐的分类与盐溶液的酸碱性,2、 盐溶液的酸碱性, 强酸弱碱盐 强酸弱碱盐都能发生水解反应，水溶液显酸性。如NH4Cl、FeCl3、Al2(SO4)3、Cu(NO3)2等 。,第四节 盐溶液的酸碱性,二、盐的分类与盐溶液的酸碱性,2、 盐溶液的酸碱性, 强碱弱酸盐 强碱弱酸盐也都能发生水解反应，水溶液显碱性。如CH3COONa、K2CO3、Na2CO3、NaHCO3等 。,第四节 盐溶液的酸碱性,二、盐的分类与盐溶液的酸碱性,2、 盐溶液的酸碱性,强酸强碱盐不水解，溶液中OH-和H+仍然相等，所以显中性。如NaCl、KCl、KNO3
17、等。,弱酸弱碱盐易发生水解反应，且水解程度较大。如CH3COONH4等。由于这类盐溶液的酸碱性情况比较复杂，所以不做讨论。,综上所述，如果盐是由弱酸或弱碱形成的，则可以发生水解反应。水解反应产生弱酸或弱碱，改变了水中H+和OH-，所以盐溶液可以显示不同的酸碱性。,第四节 盐溶液的酸碱性,二、盐的分类与盐溶液的酸碱性,盐类水解的医药应用：,盐的水解在医药中具有十分重要的意义。如临床上常用强碱弱酸盐碳酸氢钠或乳(C3H5O3Na)治疗酸中毒；用强酸弱碱盐氯化铵治疗碱中毒。又如，临床上常用铝盐治疗胃溃疡，因为铝盐水解产生的胶状氢氧化铝可在溃疡表面形成保护层。,1.理解缓冲溶液的缓冲作用,第五节 缓冲
18、溶液,2.了解缓冲溶液的组成、类型及其在医学上的重要意义,学习要求,3.了解人体中重要的缓冲对,第五节 缓冲溶液,一、缓冲作用和缓冲溶液,在CH3COOH和H3COONa组成的溶液中加入少量酸或碱后，溶液的pH无明显的变化。,这种能够对抗外来少量酸或少量碱而保持溶液pH几乎不变的作用称为缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。,第五节 缓冲溶液,二、缓冲溶液的类型和组成,缓冲溶液一般由2种化合物组成，分别称为抗酸成分和抗碱成分。抗酸成分和抗碱成分构成1个缓冲对，也可称为缓冲系。常见的缓冲对主要有3种类型，,第五节 缓冲溶液,二、缓冲溶液的类型和组成,第五节 缓冲溶液,三、缓冲作用的原理,以H
19、2CO3 - NaHCO3缓冲对为例，说明缓冲溶液的缓冲作用原理。在H2CO3 - NaHCO3缓冲溶液中，NaHCO3为强电解质，在溶液中全部解离成Na+ 和HCO3-；H2CO3为弱电解质，只解离出少量的H+ 和HCO3- ，绝大部分仍以H2CO3分子存在。它们的解离方程式如下：,所以，在H2CO3 - NaHCO3溶液中，存在大量的H2CO3和HCO3- 。其中，H2CO3是抗碱成分， HCO3-是抗酸成分。,第五节 缓冲溶液,三、缓冲作用的原理,当向H2CO3 - NaHCO3溶液中加入少量酸时，HCO3-与外加的H+ 结合生成H2CO3，使H2CO3的解离平衡逆向移动。建立新平衡时，
20、 HCO3-的浓度略有减少，H2CO3的浓度略有增加，而H+ 浓度几乎没有变化，所以，溶液的pH几乎不变。HCO抗酸的离子方程式为：,HCO3 - + H+(外加) H2CO3,因为溶液中主要来自于NaHCO3的HCO3-起到了抵抗外来少量酸的作用，所以NaHCO3为抗酸成分。,第五节 缓冲溶液,三、缓冲作用的原理,当向H2CO3 - NaHCO3溶液中加入少量碱时，H2CO3解离出来的H+与外加的OH- 结合生成H2O，使H2CO3的解离平衡正向移动，使因与外来OH- 结合而消耗的H+ 得到补充。建立新平衡时，H2CO3的浓度略有减少，HCO3-的浓度略有增加，而H+ 浓度几乎没有变化，所以
21、溶液的pH几乎不变。HCO抗碱的离子方程式为：,因为溶液中的H2CO3解离出来的H+ 起到了抵抗外来少量碱的作用，所以H2CO3为抗碱成分。,第五节 缓冲溶液,三、缓冲作用的原理,由于H2CO3 - NaHCO3溶液具有抗酸抗碱的能力，即具有缓冲作用，所以H2CO3 - NaHCO3溶液是缓冲溶液。,必须指出的是，缓冲溶液的缓冲作用是有限度的。当外来的酸或碱过多时，缓冲溶液中的抗酸成分或抗碱成分将被耗尽，缓冲溶液就会失去缓冲作用。,第五节 缓冲溶液,人体中重要的缓冲对,正常人血液的pH在 7.357.45 之间，维持其 pH 恒定的缓冲对在血浆中主要有 NaHCO3 - H2CO3，Na2HPO4 - NaH2PO4，Na-蛋白质- H-蛋白质；在红细胞中主要有 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。,贴近医药,
