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1、第三章 溶液的基本性质,娄底市卫学校 刘霞,【学习要点】：1分散系的划分标准，各种分散系的性质和医学应用。2化学平衡的概念及浓度对平衡的影响。3电解质溶液的性质强弱电解质、电离平衡、同离子效应。4溶液的酸碱性和H+的关系，溶液的PH值和酸碱指示剂。5缓冲溶液的组成、作用和它的医学应用。,第一节分散系及其性质,一、分散系一种或几种物质以细小颗粒分散在另一种物质中所形成的体系叫做分散体系，简称分散系。其中被分散的物质为分散相或分散质，容纳分散相的物质叫做分散介质或分散剂。根据分散相粒子的大小，分散系可以分为以下三种，,（一）分子或离子分散系真溶液分散相粒子的直径小于1nm的分散系称为分子或离子分散
2、系，也称真溶液或溶液，在溶液中分散相粒子以单个的分子或离子形式均匀分散在分散介质中（一般分子或离子的直径小于1nm），在分散相和分散介质之间没有界面，因此这种分散系是高度分散的均匀体系，其主要特征是均匀、透明、稳定性很高，分散相粒子能透过滤纸和半透膜（一种具有选择通透性的特制膜）。,(二)胶体分散系胶体溶液分散相粒子直径在1100nm之间的分散体系称为胶体分散系，简称为胶体溶液。在胶体溶液中，分散相是由单个高分子或由多个小分子聚集而成，高分子或小分子聚集体的直径在1100nm之间，粒子直径较大，因此在分散相和分散介质之间有界面，胶体分散系的特征是不均匀、外观透明、相对稳定，分散相粒子能透过滤纸
3、但不能透过半透膜。例如将FeCl3加到沸腾的水中，FeCl3水解生成成千上万个Fe(OH)3可聚集成1100nm胶粒，形成胶体溶液。,1.光学性质丁铎尔现象丁铎尔效应：聚光光束通过放在暗处的溶胶时，从侧面可看到一条明亮的光柱，这是光散射的结果。*,利用丁达尔效应是区分胶体与溶液的一种常用的物理方法。,2.动力学性质布朗运动 3.电学性质电泳现象 胶粒在分散介质中定向移动根据电泳方向可判断胶粒带何种电荷：Fe(OH)3溶胶向负极带正电；As2S3溶胶向正极带负电,4溶胶的稳定性胶体分散系在一定的条件下，胶粒不容易由小颗粒结合成大颗粒，因而不会因重力的作用而沉淀，具有一定的稳定性。决定溶胶的稳定性
4、的主要因素是：胶粒表面带有电荷和胶粒外表面的水化膜或溶剂化膜的保护作用。同种胶体粒子在相同的环境中所带的电荷是相同的，同种电荷互相排拆因而使胶粒不易聚集，稳定性增强。,5、溶胶的聚沉溶胶的聚沉是指溶胶粒子由小颗粒结合成大颗粒，最后从介质中沉淀析出，这种现象叫聚沉。促使溶胶聚沉的因素有加入少量电解质。溶胶对电解质的影响非常敏感，这是由于电解质中反离子的加入中和了胶粒表面所吸附的电荷，胶粒变成电中性，同时水化膜也随之消失，这样胶粒就能迅速凝集而聚沉。例如，在氢氧化铁中加入少量K2SO4溶液，溶胶内立即发生聚沉作用，析出氢氧化铁沉淀。实验表明不同的电解质，对溶胶的聚沉能力是不同的。可以使溶胶聚沉的电
5、解质的有效部分是与胶粒带有相反电荷的离子，这些离子称为反离子。反离子的价数越高，聚沉能力也越大。加入带相反电荷的胶体：有相反电荷的不同溶胶，可以相互聚沉。例如，将带有正电荷的氢氧化铁溶胶和带负电荷的As2S3溶胶混合，可以相互聚沉。明矾的净水作用，是利用明矾的水解生成Al(OH)3正溶胶，而与带负电荷的胶体污物发生相互聚沉。升高温度：温度对溶胶的稳定性影响不大。温度升高时，由于溶胶的布朗运动增强，溶胶粒子之间的碰撞加剧，使溶胶的稳定性下降。,（三）粗分散系悬浊液和乳浊液分散相粒子直径大于100nm的分散系称为粗分散系。这类分散系的分散相粒子是大量分子的集聚体，比胶体粒子更粗大，因此，在分散相和
6、分散介质之间有明显的界面，属于不均匀体系。因其粒子较大用肉眼或普通显微镜即可观察到分散相的颗粒。由于其颗粒较大，能阻止光线通过，因而外观上是浑浊的，不透明的。另外，因分散相颗粒大，不能透过滤纸或半透膜。同时易受重力影响而自动沉降，因此不稳定。,粗分散系按分散相状态的不同又分为悬浊液（固体分散在液体中如泥浆）和乳浊液（液体分散在液体中如牛奶）。1.悬浊液 不溶性的固体小颗粒分散在液体中形成的粗分散系叫做悬浊液。如泥浆水、临床上用于皮肤杀菌用的硫磺合剂和氧化锌搽剂就属于悬浊液。2.乳浊液 液体以微小的珠滴分散在与之不相容的另一种液体中所形成的粗分散系叫做乳浊液。如分散着液体脂肪珠滴的牛奶、医药上用
7、的松节油搽剂等属于乳浊液。乳浊液在医药上又叫乳剂，乳剂一般都不稳定。要使乳剂保持稳定，必须加入能使乳剂保持稳定的叫做乳化剂的物质。乳化剂的作用是在分散相的液体小珠滴上形成一层乳化剂薄膜，使小珠滴之间不能相互聚集，从而保持相对稳定。常见的乳化剂有肥皂、合成洗涤剂以及人体内的胆汁酸盐等。乳化剂能使乳剂稳定的作用叫做乳化作用。乳化作用对脂肪在人体的消化和吸收都有着重要意义。,第二节 电解质溶液,一、化学平衡和浓度对化学平衡的影响（一）化学平衡的概念1.不可逆反应：在一定的条件下只能向一个方向进行的单向反应。2.可逆反应：在同一反映条件下能同时向两个相反方向进行的双向反应。可逆反应方程式中常用“”代替
8、“”来表示反应的可逆性。例如：在人体血液中血红蛋白和氧气的反应：O2+3Hb（血红蛋白）HbO2（氧合血红蛋白）在可逆反应中，通常把从左到右进行的反应称为正反应，从右向左进行的反应称为逆反应。,可逆反应的特点是：在密闭的容器中反应不能进行到底。在一定条件下，当反应开始时，容器中只有反应物，此时正反应速率最大，逆反应速率为零；随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小正反应的速率也逐渐减小；同时生成物的浓度逐渐增大，逆反应的速率也逐渐增大。当反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，即在单位时间内反应物减少的分子数，恰好等于逆反应生成的生成物分子数。此时反应物和生成物共存而且各自浓度不再随时间改
9、变。如上所述，一定条件下，在可逆反应中，正向反应速率等于逆向反应速率，反应物和生成物浓度都不在随时间改变的状态，成为化学平衡。化学平衡的主要特征是：化学平衡是一种动态平衡。在平衡状态下，可逆反应仍在进行，但正逆向反应速率相等，反应物和生成物浓度都各自保持恒定，不再随时间改变。化学平衡状态是一定条件下可逆反应进行的最大程度即限度。化学平衡时有条件的、相对的、暂时的平衡，随着条件的改变，化学平衡会被破坏而发生移动。,（二）浓度对化学平衡的影响在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应的方向（或向右）移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆反应的方向（或向左）
10、移动。,二、强电解质和弱电解质电解质：溶解在水中或熔融状态下能导电的化合物称为电解质。例如无机化合物中的酸、碱、盐均为电解质，它们的水溶液称为电解质溶液。,(一)强电解质在水溶液里能完全电离的电解质称为强电解质。强电解质的电离是不可逆的，其电离方程式用“=”或“”表示。HCl=H+Cl 或 H+Cl H+ClNaOH=Na+OH 或 NaOH Na+OHNaCl=Na+Cl 或 NaCl Na+Cl强酸、强碱和绝大多数盐都是强电解质。例如 HCl、KOH、NaOH、HNO3、HClO4、H2SO4、Ba(OH)2以及NaCl、KCl、MgCl2、Na2SO4等。,（二）弱电解质：在水溶液中只有
11、少部分分子解离成阴、阳离子，大部分以分子状态存在。,特点：弱电解质的解离过程是可逆的,在溶液中存在一个动态的解离平衡；导电性弱。如极性共价键化合物HAc，HCN，NH3 H2O等。,例如：醋酸的解离平衡如下式所示：,在平衡状态下，弱电解质在水溶液中的解离程度的大小可以定量地用解离度来表示：,三、电离平衡和电离度(一)电离平衡和电离平衡常数1.电离平衡弱电解质的电离过程跟可逆的化学反应一样，以醋酸为例：CH3COOH H+CH3COO开始电离时，主要是醋酸分子的电离，正过程（电离）速度较大，随着醋酸分子的电离，溶液里离子浓度不断增大，因而正过程速度逐渐减慢，离子结合成分子的逆过程逐渐加快。当正过
12、程和逆过程的速度相等时，溶液里的醋酸分子、氢离子和醋酸根离子的浓度不再改变，弱电解质达到电离平衡状态。在一定条件下，当弱电解质的分子电离成离子的速度和离子重新结合成电解质分子的速度相等时的状态称为电离平衡。,2.电离平衡常数电离平衡常数：对于一元弱酸或一元弱碱，电离生成的各种离子浓度的乘积和溶液中未电离分子的浓度的比值是一个常数，这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数,弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。例如一元弱酸醋酸或一元弱碱氨水的电离平衡常数计算公式如下：(1)电离常数表示弱电解质的相对强弱，K值越大，电解质的导电能力越强。(2)同类型的弱酸、弱碱可用Ka、Kb值比较它们的
13、酸碱性的强弱。(3)电离常数与温度有关，温度升高，电离常数增大。但与浓度无关。,(二)电离度不同的弱电解质在水溶液里的电离程度是不同的。有的电离程度大，有的电离程度小。为了定量表示弱电解质的电离程度，可用电离度来表示。电离度电离度是当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占电解质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分数。电离度通常用符号来表示，计算公式：,影响电离度的因素电离度的大小不仅和弱电解质的本性有关，还和溶液的浓度、温度有关。同一弱电解质在一定范围内，溶液越稀，电离度越大。这是因为浓度越小，单位体积里弱电解质的粒子（分子或离子）数越少，离子重新结合成分子的机会越少
14、，因而电离度增大。同一弱电解质，温度越高，电离度越大。这是因为电离过程需要吸热，升高温度可以促进电离进行。由于弱电解质的电离度大小与温度浓度有关，所以在表示电离度时，必须指明溶液的温度和浓度，当温度、浓度一定时电离度为一常数，可用来衡量电解质的相对强弱,四、同离子效应在弱电解质溶液中加入一种有与弱电解质相同离子的强电解质时，弱电解质的电离平衡会受到影响而改变其电离度。例如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸钠时，由于NaAc是强电解质，在溶液中完全电离，使溶液中Ac离子浓度大大增加，使HAc的电离平衡向左移动，从而降低了HAc分子的电离度，结果使溶液的酸性减弱。HAc=H+Ac NH3+H2O=NH4
15、+OH NaAc Na+Ac NH4Cl NH4+Cl 同理，在氨的水溶液中加入NH4Cl时，溶液中NH4+离子浓度相应增加，使电离平衡向左移动，降低了氨的电离度，结果使溶液的碱性减弱。在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质有相同离子的强电解质时，使弱电解质的电离度减小，这种现象叫做同离子效应。,第三节溶液的酸碱性,一、水的电离和离子积常数经过精密仪器的科学测定，发现水是一种极弱电解质。水在电离时把质子从一个水分子转移给另一个水分子，形成H3O+和OH。H2O H2O H3O OH 在一定温度下，该反应达到平衡时，存在如下关系式：式中Ki为水的平衡常数。在纯水或稀溶液中，一般将H2O视为常数，它与
16、Ki合并成一个新常数Kw，称为水的离子积常数，又称水的离子积。,实验测得：在25 时纯水中H3O=OH=1.010-7 molL-1。水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。为了简便起见，用H+代表H3O+，则有：,二、溶液的酸碱性和PH值（一）酸碱性和H+的关系在纯水（或中性溶液）中，25时H+和OH相等，即所以水是中性的，既不显酸性也不显碱性。当向水中加入酸时，加入的H+就会促使水的电离度减小，电离平衡向左移动，达到新的平衡时，H+10-7mol/LOH-，由于H+OH-，所以溶液呈现酸性。在任何水做溶剂的溶液中，只要H+大于OH-，溶液一定呈酸性。,根据pH定义和水的离子积常数，
17、我们可得到如下结论：25时:中性溶液 H=OH pH=7.00酸性溶液 H OH pH7.00碱性溶液 H OH pH7.00,（二）PH值H+或OH都可用来表示溶液的中性、酸性或碱性，但实际应用中多采用H+来表示。在生物学与医学上许多重要溶液的H+往往是一个很小的数值，而且带有负指数，用H+表示溶液的酸碱性不方便。例如，人的血液中H+为0.0000000398mol/L，即3.9810-8 mol/L，血液究竟是酸性还是碱性,不容易看清楚。索仑生（Sorensen）首先提出用PH值表示水溶液的酸碱性。规定：溶液的PH值是氢离子浓度的负对数值（常用对数）。它的数学表示式为：pH=-lgH+即
18、H+=10-pH必须注意，PH值每相差一个单位时，其H+相差10倍；PH值相差二个单位时，H+相差100倍；依此类推。用PH值表示稀的水溶液的酸碱性，则有：在纯水或中性溶液中，H+=110-7 mol/LPH=-lgH+=-lg10-7=7在酸性溶液中，H+110-7 mol/LPH7，PH越小，则酸性越强。在碱性溶液中，H+1.010-7 mol/L PH7，PH越大，则碱性越强。和PH相仿，OH和Kw也可用它们的负对数来表示，即pOH=-lgOH-pKw=-lgKw由于在25时，H+OH=Kw=110-14将方程两边取负对数，则得(-lgH+)(-lgOH-)=-lgKw=-lg110-1
19、4 所以pHpOH=pKw=14,（三）盐溶液的酸碱性有些盐类溶液也具有一定的酸碱性。在纯水中，H+和OH-相等，呈中性。但加入盐的离子和H+及OH-作用后使水中H+或OH-浓度发生改变，故多数盐的溶液显示出酸性或碱性。这些盐的离子与水中H+或OH-作用生成难电离物质，使水中的H+或OH-发生改变的反应称为盐的水解。由于生成盐的酸和碱强弱不同，盐水解后酸碱性也有所不同。除强酸强碱生成的盐不发生水解呈中性外，其他的盐类都会发生一定程度的水解，盐的水解一般有三种情况：1.强碱弱酸盐溶液的PH值大于7，显碱性。例如NaAc溶液的PH7，原因是NaAcNa+Ac，Na+不与水电离出的OH-结合,它与溶
20、液的酸碱性无关。Ac可以和水电离出的少量H+结合成HAc分子，从而使溶液中水的电离平衡向右移动，导致溶液中H+OH-而显酸性。,3.弱酸弱碱盐溶液的PH值情况比较复杂，例如NH4Ac溶液，NH4AcNH4+Ac，NH4+与水电离出的少量OH-结合成NH3H2O分子，Ac可以和水电离出的少量H+结合成HAc分子，从而使溶液中水的电离平衡发生移动，但移动的方向取决于NH3H2O分子和HAc分子的电离度，所以这类盐的PH值情况复杂，这里不再讨论。盐水解后具有一定的酸、碱性，在生活和医药卫生方面具有重要意义。例如明矾可以净化水的原理，就是他水解后产生的氢氧化铝胶体可以除去杂质，医学上治疗胃酸过多或酸中
21、毒时使用碳酸氢钠或乳酸钠（C3H5O3Na），也是利用它们水解后显碱性。治疗碱中毒用氯化铵是因它水解后显酸性。当然，盐的水解也有不利的影响，例如一些药品因水解而变质。,第四节缓冲溶液,一、缓冲溶液及其组成（一）缓冲作用与缓冲溶液纯水在25时PH值为7.0，但只要与空气接触一段时间，因为吸收二氧化碳而使PH值降到5.5左右。1滴浓盐酸（约12.4mol/L）加入1升纯水中，可使H增加5000倍左右（由10-7增至510-4mol/L），若将1滴氢氧化钠溶液（12.4mol/L）加到1升纯水中，PH变化也有3个单位。可见纯水的PH值因加入少量的强酸或强碱而发生很大变化。然而，1滴浓盐酸加入到1升H
22、Ac-NaAc混合溶液或NaH2PO4-Na2HPO4混合溶液中时H+增加不到百分之一（从1.0010-5增至1.0110-5mol/L）,PH值没有明显变化。溶液的这种能对抗外来少量强酸、强碱或加水稀释，而使PH值几乎不发生明显改变的作用，叫缓冲作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。,（二）缓冲溶液的组成缓冲溶液由足够浓度的一对物质组成，而且两成分之间存在化学平衡。其中，能对抗外来强碱的称为抗碱成分，能对抗外来强酸的称为抗酸成分，这一对物质通常称为缓冲对或缓冲系，常见的缓冲对主要有三种类型。1.弱酸及其对应的盐 抗碱成分 抗酸成分CH3COOH-CH3COONa（实际上是CH3COO）H2C
23、O3-NaHCO3 H2C8H4O4-KHC8H4O4（邻苯二甲酸-邻苯二甲氢钾）2.多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐 抗碱成分 抗酸成分NaHCO3-Na2CO3NaH2PO4-Na2HPO4NaH2C6H5O7-Na2HC6H5O7（柠檬酸二氢钠-柠檬酸氢二钠）KHC8H4O4-K2C8H4O43弱碱及其对应的盐 抗酸成分 抗碱成分NH3H2O-NH4Cl,二、缓冲溶液在医学上的意义缓冲溶液在医学中非常重要。在体外，微生物的培养、组织染色、血液的冷藏保存都需要一定pH的缓冲溶液；在药剂生产上，根据人的生理状况即药物稳定性和溶解度等情况，选择适当的缓冲溶液来稳定溶液的pH值人体内极为复杂的物
24、质代谢反应都是受各种酶控制的，而每种酶又只有在一定pH范围的体液中才有活性，如胃蛋白酶的适宜pH为1.52.0范围人体内各种体液都有一定的较稳定的pH范围*，超出正常范围太大,可能引起机体内许多功能失调。,在生命活动过程中，会不断地产生酸性物质，如碳酸、乳酸等；也会不断地产生碱性物质，如碳酸氢盐(HCO3-)、磷酸氢盐(HPO42-)等。另外，人们摄取的食物中也有相当数量的酸性或碱性物质。尽管如此，健康人的血液的pH值总是保持在7.35 7.45的范围内，且不会发生显著的改变。如果血液的pH值降低到7.35以下，人要发生酸中毒；降低到7.1以下一般便要死亡。同样，血液的pH值上升到7.45以上
25、，人要发生碱中毒，上升到7.6以上，一般也会死亡。血液的pH值是如何调节的？,血液中的缓冲系：*,即：K-HbO2/H-HbO2,碳酸在溶液中主要是以溶解状态的CO2形式存在,在CO2(溶解)-HCO3-缓冲系中存在如下平衡。,CO2(溶解)+H2O H2CO3 H+HCO3-,通过查表得：25，pKa=6.35。*如果CO2是溶解在离子强度为0.16的血浆中，并且温度为37时，pKa应加以校正，经校正后,为pKa，其值为6.10。血浆中的碳酸缓冲系pH的计算方程式为：,正常人血浆中HCO3-和CO2溶解 的浓度分别为24mmolL-1和1.2mmolL-1，代入上式,在体内,HCO3-是血浆
26、中含量最多的抗酸成分,所以将血浆中的HCO3-称为碱储。*,正常血浆中HCO3-CO2(溶解)缓冲系的缓冲比为20:1，已超出体外缓冲溶液的有效缓冲比（即10:11:10）的范围，该缓冲系的缓冲能力应该很小。而事实上，在血液中它们的缓冲能力是很强的。,这是因为体内是一个“敞开系统”*，当血浆中有过多的酸、碱引入，HCO3-或CO2(溶解)的浓度改变可由呼吸作用和肾的生理功能获得补充或调节，使得血液中的HCO3-和CO2(溶解)的浓度保持相对稳定(20:1)。,当血液中H增加时，HHCO3 CO2（溶解）(增加)肺 加快呼吸速度排除CO2HCO3-(减少)肾 延长HCO3-停留时间(或回吸收),
27、血液中碳酸缓冲系与肺和肾的的调节关系可用下式表示：,当血液中OH-增加时，OHH2CO3 CO2（溶解）(减少)肺 降低CO2排出量 HCO3-(增加)肾 增加HCO3的排泄,红细胞内的缓冲系主要有：HHb-Hb-；HHbO2-HbO2-,血液对体内代谢产生的CO2的缓冲作用主要靠这两个缓冲系。代谢过程产生的大量CO2先与血红蛋白离子反应:CO2+H2O+Hb-HHb+HCO3-,反应产生的HCO3-，由血液运输至肺，并与氧合血红蛋白反应 HCO3-+HHbO2 HbO2-+H2O+CO2,由于血红蛋白和氧合血红蛋白的缓冲作用，在大量CO2从组织细胞运送至肺的过程中，血液的pH值也不至于受到大的影响。当病变或超出机体的调节能力时要用药物纠正。,总之，由于血液中多种缓冲系的缓冲作用和肺、肾的调节作用，使正常人血液的pH值维持在7.35 7.45的狭小范围内。,
