医用基础化学第三章课件.ppt

1、内容提要1.强电解质溶液理论 强电解质和弱电解质：电解质定义、分类及解离度 强电解质溶液理论要点：离子氛概念 离子的活度、活度因子和离子强度2.弱电解质溶液的解离平衡弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数酸碱平衡的移动浓度、同离子效应和盐效应的影响内容提要3.酸碱的质子理论酸碱的概念酸碱反应的实质水的质子自递平衡共轭酸碱解离常数的关系 4. 酸碱溶液pH的计算强酸或强碱溶液 一元弱酸或弱碱溶液多元酸碱溶液两性物质溶液：负离子型、弱酸弱碱型、氨基酸型内容提要5.酸碱的电子理论及软硬酸碱理论6.难溶强电解质的沉淀溶解平衡溶度积和溶度积规则沉淀的生成、分级沉淀和沉淀的溶解沉淀溶解平衡实例教学基本要求1.掌

2、握酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的强度。酸碱解离常数及其应用，共轭酸碱对Ka与Kb关系。一元弱酸弱碱、多元弱酸弱碱和两性物质（负离子型、弱酸弱碱型）等水溶液中pH的计算。难溶电解质的溶度积常数Ksp的表达式，溶度积和溶解度的关系及其计算。离子积定义和溶度积规则涵义，应用浓度积规则判断沉淀的生成、溶解及沉淀的先后次序。教学基本要求2.熟悉强电解质理论、强电解质溶液表观解离度和活度、离子强度等概念。酸碱在水溶液中的质子转移平衡。水的离子积及水溶液的pH值的表达。酸碱溶液的同离子效应和盐效应。3.了解活度因子及其计算。难溶电解质的同离子效应和盐效应。 第一节 强电解质溶液理论一强电解质和弱

3、电解质1.定义：电解质是溶于水中或熔融状态下能导电的化合物，这些化合物的水溶液称为电解质溶液。 NaCl(s)Na+(aq) + Cl-(aq)H2O+第一节 强电解质溶液理论一强电解质和弱电解质电解质可分为强电解质和弱电解质两类。在水溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解质。例如弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子的化合物。例如： 第一节 强电解质溶液理论解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分子总数之比。单位为一，可以百分率表示。通常0.1 molkg-1溶液中，强电解质30%；弱电解质5%；中强电解质=5%30%。原原有有分分子子总总数数已已解解离离分分子子数数 第一节 强电解质溶液理

4、论例 某电解质HA溶液，其质量摩尔浓度b(HA)为0.1 molkg-1，测得此溶液的Tf为0.19，求该物质的解离度。解 设HA的解离度为， HA(aq) H+(aq) +A-(aq) 平衡时/molkg-1 0.1-0.1 0.1 0.1HA+H+A-=0.1(1+) molkg-1根据Tf=Kfb0.19 K=1.86 Kkgmol-10.1(1+) molkg-1 = 0.022 = 2.2%第一节 强电解质溶液理论 校正系数i与解离度 的关系 1) AB型电解质 AB(aq) A+(aq) + B-(aq)平衡时 c-c c c ic=(c-c)+c+c=c+c i=1+2) AB2

5、（或A2B）型电解质 AB2(aq) A2+(aq) + 2B-(aq)平衡时 c-c c 2c ic=(c-c)+c+2c=c+2c i=1+2第一节 强电解质溶液理论2.强电解质溶液理论要点电解质离子相互作用，离子氛存在，致使离子间相互作用而互相牵制，表观解离度不是100%。一种更为简单的离子对模型，虽然便于理解，但难以量化。第一节 强电解质溶液理论3.离子的活度和活度因子 活度：离子的有效浓度(表观浓度)小于理论浓度，有效浓度的值就是活度aB。活度因子： B称为溶质B的活度因子。离子的活度aB = BbB/bOb为标准态的浓度(即1 molkg-1)。第一节 强电解质溶液理论由于离子的表

6、观浓度小于理论浓度，一般B 1 molL-1时，直接用H3O+或OH-表示。 OH3a第三节 酸碱的质子理论人体各种体液的pH体 液pH 体 液pH血清7.357.45大肠液8.38.4成人胃液0.91.5乳汁6.06.9婴儿胃液5.0泪水7.4唾液6.356.85尿液4.87.5胰液7.58.0脑脊液7.357.45小肠液7.6第三节 酸碱的质子理论四共轭酸碱解离常数的关系酸HA及其共轭碱HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq) A-(aq) + H2O(l) HA(aq) + OH-(aq) H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) K

7、w=H3O+OH- 以Ka、Kb代入，得 KaKb=KwHAOHA3aKAHAOHbK第三节 酸碱的质子理论例 已知NH3的Kb为1.810-5，试求NH4+的Ka。解 NH4+是NH3的共轭酸，故 Ka=Kw/Kb =1.010-14/(1.810-5) =5.610-10第三节 酸碱的质子理论 多元弱酸或多元弱碱H3PO4(aq) + H2O(l) H2PO4-(aq) + H3O+(aq)H2PO4-(aq) + H2O(l) HPO42-(aq) + H3O+(aq)HPO42-(aq) + H2O(l) PO43-(aq) + H3O+(aq)POHOHPOH43342a1KPOHO

8、HHPO-42324a2KHPOOHPO-24334a3K第三节 酸碱的质子理论H2PO4-(aq) + H2O(l) H3PO4(aq) + OH-(aq)HPO42-(aq) + H2O(l) H2PO4-(aq) + OH-(aq)PO43-(aq) + H2O(l) HPO42-(aq) + OH-(aq)a1w33-42433bOHOHPOHOHPOHKKKa2w33-24-42b2OHOHHPOOHPOHKKK3w33-34-241bOHOHPOOHHPOaKKK第三节 酸碱的质子理论例 已知H2CO3的Ka1=4.510-7，Ka2=4.710-11，求CO32-的Kb1和Kb2

9、。解 CO32-与HCO3-为共轭酸碱对Kb1=Kw/ Ka2=1.010-14/(4.710-11)=2.110-4而HCO3-与H2CO3为共轭酸碱对Kb2=Kw/ Ka1=1.010-14/(4.510-7)=2.210-8 第四节 酸碱溶液pH的计算一强酸或强碱溶液 强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。 因此，一般浓度下，对于强酸HA，H3O+=c(HA)；对于强碱B，OH-=c(B)。 但当H3O+或OH-Ka2Ka3, 每级解离常数一般相差46个数量级，可忽略二、三级解离平衡。 因此, 多元酸的H3O+浓度的计算以一级解离为主。比较多元弱酸的酸性强弱时, 只需比较它们一级解离常

10、数值即可。第四节 酸碱溶液pH的计算例 已知H2CO3的Ka1=4.510-7, Ka2=4.710-11, 计算0.020molL-1 H2CO3溶液中H3O+、CO32-及pH。解 H2CO3(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + HCO3-(aq) HCO3-(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + CO32-(aq) Ka2 Ka2 Ka3、Ka1/Ka2102时，可当作一元弱酸处理，求H3O+。 第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓度近似等于Ka2。 如H2CO3溶液中，CO32-Ka2(H2CO3)； H3PO4溶液中，HPO42-Ka2(H3PO4)。 第二步及以后质子传

11、递平衡所得共轭碱浓度很低 多元弱碱的分步解离与多元弱酸相似，根据类似的条件，可按一元弱碱溶液计算其OH-。 第四节 酸碱溶液pH的计算例 计算0.50 molL-1邻苯二甲酸(C8H6O4)溶液的pH，并求C8H5O4-，C8H4O42-和OH-。解 已知Ka1=1.1410-3，Ka2=3.7010-6，c =0.50 molL-1，Ka1/Ka2102，c/Ka1 500，pH=1.62C8H5O4-=H3O+=0.024 molL-1C8H4O42-=Ka2=3.710-6 molL-1OH-=Kw/H3O+=4.210-13 molL-111313Lmol024. 0Lmol50. 0

12、1014. 1OHcKa第四节 酸碱溶液pH的计算例 计算0.100 molL-1Na2CO3溶液的pH以及CO32-和HCO3-浓度。解 Na2CO3是二元弱碱，在水中CO32-(aq) + H2O(l) HCO3-(aq) + OH-(aq)Kb1=Kw/ Ka2=1.010-14/(4.710-11)=2.110-4而HCO3-与H2CO3为共轭酸碱对HCO3-(aq) + H2O(l) H2CO3(aq) + OH-(aq)Kb2=Kw/ Ka1=1.010-14/(4.510-7)=2.210-8第四节 酸碱溶液pH的计算例 计算0.100 molL-1Na2CO3溶液的pH以及CO

13、32-和HCO3-浓度。因 Kb1Kb2102，cbKb1500，故OH-=HCO3-= 4.610-3 molL-1pOH=2.34, pH=14.00-2.34=11.66CO32-=0.100 molL-1-4.610-3 molL-1=0.095 molL-1-13-14bb1Lmol 106 . 4Lmol 100. 0101 . 2OHcK第四节 酸碱溶液pH的计算四两性物质溶液 既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。可分为三种类型。 1. 负离子型，如HCO3-、H2PO4-、HPO42-等。 以HCO3-为例： HCO3-(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+CO32

14、-(aq) HCO3-(aq)+H2O(l) OH-(aq)+H2CO3(aq)11322a3233a107 . 4)COH(HCOCOOHKK832a1w332b102 . 2)COH(HCOCOHOHKKK第四节 酸碱溶液pH的计算2. 弱酸弱碱型，如NH4Ac、NH4CN、(NH4)2CO3等。以NH4Ac为例，它作为酸，在水中的反应为 NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) 作为碱，在水中的质子传递反应为 Ac-(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH-(aq)103bw433a106 . 5)(NHNHOHNHKKK10awb1071.

15、5)(HAcAcHAcOHKKK第四节 酸碱溶液pH的计算3. 氨基酸型 以通式NH3+CHRCOO-表示，式中-NH3+基团可给出质子，显酸性；-COO-基团可以接受质子，显碱性，故是两性物质。 以甘氨酸(NH3+CH2COO-)为例，在水中: NH3+CH2COO-(aq)+H2O(l) NH2CH2COO-(aq)+H3O+(l) (作为酸) Ka=Ka2=1.5610-10 NH3+CH2COO-(aq)+H2O(l) NH3+CH2COOH(aq)+OH-(aq) (作为碱) Kb=Kw/Ka1= 2.2410-12第四节 酸碱溶液pH的计算两性物质在水溶液中的酸碱性取决于Ka与Kb

16、的相对大小，即当KaKb，溶液的pH7，呈酸性，如NaH2PO4、 NH4F、HCOONH4等Ka7，呈碱性，如Na2HPO4、NaHCO3、(NH4)2CO3、NH4CN等KaKb，溶液的pH7，呈中性，如NH4Ac等第四节 酸碱溶液pH的计算例 计算0.10 molL-1NH4CN溶液的pH，已知NH3的Kb为1.810-5，HCN的Ka为6.210-10。解 NH4CN在水溶液中存在的主要物种是NH4+、CN-和H2O。发生的反应为作为酸：NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq) Ka=5.610-10作为碱：CN-(aq) + H2O(l) HCN(aq

17、) + OH-(aq) Kb=1.610-5H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Kw=1.0010-14第四节 酸碱溶液pH的计算酸碱反应：NH4+(aq)+CN-(aq) NH3(aq)+HCN(aq)K=(5.610-10)/(6.210-10)=0.90，K比上述Ka、Kb及Kw都大得多，因此酸碱反应是主要的。设反应达平衡时，溶液中NH3=HCNx NH4+(aq) + CN-(aq) NH3(aq) + HCN(aq)初始/(molL-1) 0.10 0.10平衡/(molL-1) 0.10-x 0.10-x x x 90. 0)10. 0(22xxK

18、)(HCNOHCNHCN)(HCN)(NH2a2322a4aKKK第四节 酸碱溶液pH的计算得H3O+= molL-1 = 6.010-10 molL-1 ，pH=9.22再由 x/(0.10-x)=0.95解得 x=4.910-2 molL-1=NH3=HCNNH4+=CN-=0.10-4.910-2 molL-1=0.051 molL-1 )HCN()(NH)HCN(OHa4aa3KKK)(NH)(HCNOH4aa3KK1010106 . 5102 . 6弱酸弱碱型 负离子型例 计算0.10 molL-1NaH2PO4溶液的pH。已知H3PO4的pKa1=2.16，pKa2=7.21，pK

19、a3=12.32。解 或 pH=(pKa1+pKa2)=(2.16+7.21)=4.68对于Na2HPO4溶液的计算，由于Ka3很小，与Kw接近，不能忽略水的解离，若采用 计算，结果将有较大的误差。 第四节 酸碱溶液pH的计算aa3OHKK 2a1a3OHKKa2a13OHKK 3a2a3OHKK第五节 酸碱的电子理论1. 酸碱定义：酸是能够接受电子对的物质，又称电子对的受体；碱是能够给出电子对形成配位键的物质，又称电子对的给体。 2. 酸碱反应：酸 + 碱 酸碱配合物 可知，酸与具有孤对电子的物质成键，所以酸又称为亲电试剂；碱与酸中电子不足的原子芯共享电子对，因此碱又称为亲核试剂。A + :

20、BA:B酸碱酸碱配合物第五节 酸碱的电子理论例子：例子：BFFF+BFFFF:F:.-SOOO+SOOOO:O:2-2-.Cu2+ 4NHCu32+NH3333NNHHNH第五节 酸碱的电子理论3.分类 酸碱加合反应，如 Ag+(aq) +2NH3(aq) H3NAgNH3+(aq) 碱取代反应，如Cu(NH3)42+(aq)+2OH-(aq) Cu(OH)2(s) +4NH3(aq) 酸取代反应，如Cu(NH3)42+(aq)+4H+(aq) Cu2+(aq)+4NH4+(aq) 双取代反应，如 HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)第六节 难溶强电解质的沉

21、淀溶解平衡一溶度积和溶度积规则 1.溶度积 水溶液中AgCl沉淀与Ag+Cl-间的平衡为 将AgCl(s)并入常数项，得 Ksp称为溶度积常数，简称溶度积。AgCl(s)ClAgClAgspAgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)溶解沉淀第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡 溶度积反映了难溶电解质在水中的溶解能力。在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中离子浓度幂之乘积为一常数。 对于AaBb型的难溶电解质AaBb(s) aAn+(aq)+ bBm-(aq) b-manspBA第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡例 Ag2CrO4在298.15K时的溶解度为6.5410-5 molL-1，计

22、算其溶度积。解 Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)Ag+=26.5410-5molL-1CrO42-=6.5410-5molL-1 Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2CrO42- =(26.5410-5)2(6.5410-5) =1.1210-12第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡 不同类型的难溶电解质，不能直接根据溶度积来比较溶解度的大小，要通过计算才能比较。 同类型的难溶电解质，溶解度愈大，溶度积也愈大。电解质类型难溶电解质溶解度(molL-1)溶度积ABAgCl1.3310-51.7710-10A2BAg2CrO46.5410-51.1210-12第六节 难

23、溶强电解质的沉淀溶解平衡例 Mg(OH)2在298.15K时的Ksp为5.6110-12，求Mg(OH)2的溶解度。解 Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+ 2OH-(aq)设Mg2+=S，OH-=2S,KspMg(OH)2=Mg2+OH-2 =S(2S)2=4S3 =5.6110-1214-1312Lmol1012. 1Lmol 4/1061. 5S第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡2. 溶度积规则 定义离子积IP ，它表示任一条件下离子浓度幂的乘积。IP和Ksp形式类似，但含义不同。Ksp表示饱和溶液中离子浓度（平衡浓度）幂的乘积，仅是IP的一个特例。 IPKsp 有沉淀析出直至达饱和

24、 IP = Ksp 溶解达平衡, 饱和溶液 IPKsp 无沉淀析出, 或沉淀溶解第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡二沉淀平衡的移动1. 沉淀的生成 根据溶度积规则，当溶液中的IpKsp时，就会生成沉淀。 例 判断下列条件下是否有沉淀生成(均忽略体积的变化)： (1)将0.020 molL-1CaCl2溶液10mL与等体积同浓度的Na2C2O4溶液相混合； (2)在1.0 molL-1CaCl2溶液中通CO2气体至饱和。第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡解 (1) 等体积混合后, c(Ca2+)=0.010 molL-1，c(C2O42-)=0.010 molL-1，IP(CaC2O4)=Ca2

25、+C2O42-=1.010-4Ksp(CaC2O4)=2.3210-9 有CaC2O4沉淀析出。 (2)饱和CO2溶液中CO32-=Ka2=4.710-11IP(CaCO3)=Ca2+CO32-=4.710-11Ksp(CaCO3) =3.3610-9 无CaCO3沉淀析出。第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡2. 分级沉淀 如果在溶液中有两种以上的离子可与同一试剂反应产生沉淀，首先析出的是离子积最先达到溶度积的化合物。这种按先后顺序沉淀的现象，称为分级沉淀。 如在含有同浓度I-和Cl-的溶液中，逐滴加入AgNO3溶液，最先看到淡黄色AgI沉淀，至加到一定量AgNO3溶液后，才生成白色AgCl沉

26、淀，这是因为AgI的溶度积比AgCl小得多，离子积最先达到溶度积而首先沉淀。 利用分步沉淀可进行离子间的相互分离。 第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡例 在c(I-)=c(Cl-)=0.01molL-1溶液中滴加AgNO3，哪种离子先沉淀？求第二种离子刚沉淀时第一种离子浓度。解 Ksp(AgCl)1.7710-10, Ksp(AgI)8.5210-17AgCl开始沉淀时, AgI开始沉淀时， 所以AgI先沉淀。当 AgCl开始沉淀， 18110spLmol1077. 1Lmol0100. 01077. 1Cl)(AgClAgK191817spLmol1081. 4Lmol1077. 11052. 8Ag)(AgII K115117spLmol1052. 8Lmol0100. 01052. 8I )(AgIAgK第六节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡3. 沉淀的溶解 要使处于沉淀平衡状态的难溶电解质向着溶解方向转化，必须降低该难溶电解质饱和溶液中某一离子的浓度，以使其 IPKsp。方法有： 生成难解离的物质使沉淀溶解 这些难解离的 物质是水、弱酸、弱碱、配离子和其他难解离的分子。 利用氧化还原反应使沉淀溶解。