第二节溶液的酸碱性和PH值课件资料.docx
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第二节溶液的酸碱性和PH值课件资料
第二节 溶液的酸碱性和PH值
一、水的电离
一般实验显示，纯水是不导电的，但实验表明，纯水也有微弱的导电性，说明水也是有微弱的电离，是一种弱电解质。
在纯水中存在着这样的电离平衡
H2OH++OH-
达平衡状态时
（4-4）
KW=K·[H2O]=[H+]·[OH-]（4-5）
KW称为水的离子积常数，简称为水的离子积。
在25℃时，
KW=1.00×10-14.（4-6）
水的电离是吸热反应，水的离子积随温度升高而稍有增加，但Kw随温度变化不大（见表4-4所示），通常取值为1.0×10-14。
表4-3不同温度时水的离子积
T（K）
273
283
298
323
373
Kw
1.139×10-15
2.290×10-15
1.008×10-14
5.474×10-14
5.5×10-13
在25℃时，在1升水中仅有1.00×10-7mol的水发生了离解。
水的离子积虽然是在纯水中测定得到的，但经实验验证，不仅在纯水中，其他溶液中，[H+]与[OH-]乘积也等于水的离子积。
并且不论酸性溶液或碱性溶液中都同时存在着H+和OH-，所以，室温下，用式（4-5）可以计算任何水溶液中的［H+］或［OH-］。
二、溶液的酸碱性和pH
（一）溶液的酸碱性与[H+]的关系
Kw反映了水溶液中［H+］和［OH-］的关系。
若溶液中的［H+］=［OH-］，则该溶液称为中性溶液；若溶液中的［H+］>［OH-］，则称该溶液为酸性溶液；若溶液中的［H+］<［OH-］，则称该溶液为碱性溶液。
由于［H+］［OH-］=Kw，室温时Kw=1.0×10-14，则溶液的酸碱性与［H+］和［OH-］的关系可表示为：
[H+]=[OH-]=10-7时，中性
[H+]﹥10-7﹥[OH-]时，酸性
[H+]﹤10-7﹤[OH-]时，碱性
溶液中［H+］越大，其［OH-］越小，酸性越强，碱性越弱；［H+］越小，其［OH-］越大，酸性越弱，碱性越强。
所以溶液的酸碱性可用［H+］和［OH-］的相对大小来判断。
而在室温时，直接可以用［H+］或［OH-］大小来判断。
（二）pH
溶液的酸碱性习惯上用[H+]来表示。
但对于稀溶液而言，由于［H+］较小，应用不方便，常用pH值来表示溶液的酸碱度。
pH值是指氢离子浓度的负对数，即
pH=-lg[H+]（4-7）
有时也用pOH值表示溶液酸碱度，pOH值是指氢氧根离子浓度的负对数，即pOH=-lg[OH-]，相应的还有PKa=-lgKa，pKw=-lgKw
25℃时，
pH+pOH=pKw=14（4-8）
pH值的范围一般在0～14之间。
pH值越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；pH值越大，溶液的酸性越弱，碱性越强。
溶液的pH值与酸碱性关系可表示为
pH值1234567891011121314
|
酸性增强中性碱性增强
当［H+］和［OH-］大于1mol/L时，用pH值表示溶液的酸碱度不太方便，一般直接用［H+］或［OH-］来表示。
例1：
已知某溶液[H+]=5.6×10-5mol/L，求pH。
已知某溶液pH=0.25,求[H+]。
解：
已知[H+]=5.6×10-5mol/L，则pH=5-lg5.6=4.25
已知pH=0.25,求[H+]=10-0.25=0.562mol/L
例2：
求0.050mol·L-1的HCl溶液的pH和pOH.
解:
HCl=H++Cl-,
[H+]=c（HCl）=0.050mol·L-1.
pH=-lg[H+]=-lg0.050=-[-2+0.70]=1.30.
pOH=pKW–pH=14.00–1.30=12.70.
知识链接：
溶液酸碱性与生命活动的关系
1．人的体液有一定的酸碱度。
血液、组织间液和细胞内液的酸碱度都接近于中性，而且变化极小；
2．胃液的pH在0.9-1.5之间，在这样的环境中铁屑都可被溶解，但胃本身却能安然无恙。
因为胃里有一层“粘液屏障”，它是由粘液细胞和上皮细胞分泌出的一种胶冻状粘液，在胃粘膜表面构成一个保护膜，用来保护胃，防止胃酸对其本身的腐蚀及胃蛋白酶对胃本身的消化，还能防止粗糙的食物对胃的机械性损伤。
3．大多数的农作物适宜在接近中性（pH在6.5-7.5之间）的土壤中生长，在改良酸性土壤时，我们一般是使用熟石灰来调节其酸碱度。
4．雨水一般呈略酸性（由于空气中的二氧化碳溶解在雨水中），人们一般把pH小于5.6的雨水称为酸雨。
三、酸碱指示剂
酸碱指示剂是指在不同pH溶液中能显示不同颜色的化合物。
这种化合物多为有机弱酸或弱碱，其分子电离出的离子因结构不同而具有不同的颜色。
下面以甲基橙为例来讨论酸碱指示剂的变色原理。
甲基橙是一种弱酸，它在水中电离存在下列平衡
HIn
H++In-
（红）（黄）
实验证明,甲基橙溶液在pH小于3.1时显红色，在pH大于4.4时显黄色，甲基橙指示剂由红色变为黄色时，溶液的pH由3.1变化到4.4，这种指示剂由一种颜色过渡到另一种颜色时溶液pH值的变化范围，称为指示剂的变色范围。
上述甲基橙的Ka为：
当[In-]=[HIn]时，甲基橙的红色和黄色各半，显橙色，此时pH=pKa，我们把pH=pKa称为指示剂的理论变色点，指示剂的理论变色范围是pH=pKa1，变色范围pH值小的一侧称为酸色，变色范围pH值大的一侧称为碱色。
因为人的眼睛对各种颜色的敏感程度不一样，所以指示剂实际变色范围并不恰好为2个单位。
常见酸碱指示剂见表4-4。
表4-4常见酸碱指示剂的变色情况
酸碱指示剂
变色范围
酸色
中间色
碱色
甲基橙
3.1~4.4
红
橙
黄
甲基红
4.4~6.2
红
橙
黄
酚酞
8.0~10.0
无色
粉红
红
石蕊
5.0~8.0
红
紫
蓝
溶液pH值的粗略测定，可用酸碱指示剂、广泛pH试纸或精密pH试纸，较准确测定溶液的pH值，可以用pH计来完成。
例如，某一溶液使甲基橙指示剂显示黄色，说明此溶液的pH﹥4.4。
第三节 盐类的水解
【学生实验】用pH试纸测量0.1mol/L的CH3COONa、（NH4）2SO4、NaCl等盐溶液的pH。
得到结果
0.1mol/L溶液
pH值
NaCl
7
CH3COONa
8.88
4.96
（NH4）2SO4
盐本身不具有H+或OH-，但呈现一定酸碱性，说明盐在水溶液中电离产生的阳离子或阴离子，影响了水的电离，改变了水的电离平衡，使溶液中H+和OH-浓度发生了改变。
一、盐的水解
盐溶液电离出的离子与水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程称为盐的水解。
CH3COONa的水解过程可以表示为
即CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-
从而造成c（OH–）>c（H+），所以溶液显碱性。
同理，NH4Cl的水解过程可以表示为NH4++H2O
NH3·H20+H+
从而造成c（H+）>c（OH–），所以溶液显酸性。
由此可见，种类不同的盐由于生成演的酸或碱的性质（酸碱性强弱）不同，所以盐类水解情况也不相同。
二、盐类水解的主要类型
由强碱和强酸反应生成的盐，称为强碱强酸盐。
强酸强碱盐在水中完全电离形成水合离子，因为没有可以和水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的离子，所以不水解。
以下我们讨论弱酸强碱盐、弱碱强酸盐和弱酸弱碱盐的水解。
1．弱酸强碱盐的水解以醋酸钠为例说明弱酸强碱盐的水解
NaAc=Na++Ac-
+
H2OOH-+H+
HAc
由NaAc电离产生的Ac-和H2O电离出的H+结合生成难电离的HAc，导致H2O的电离平衡向右边移动，此时溶液中的OH-浓度大于H+浓度，从而使NaAc溶液显碱性。
即Ac-+H2OHAc+OH-，
弱酸和强碱反应生成的盐能水解，水解后溶液显碱性。
水解作用的实质是弱酸阴离子和水中电离的氢离子结合生成弱酸分子。
2．弱碱强酸盐的水解以氯化铵为例说明弱碱强酸盐的水解。
NH4Cl=NH4++Cl-
+
H2OOH-+H+
NH3·H2O
即NH4++H2ONH3·H2O+H+
弱碱和强酸反应生成的盐能水解，水解后溶液显酸性。
水解作用的实质是弱碱阴离子和水中电离的氢氧根离子结合生成弱碱分子。
3．弱酸弱碱盐的水解以醋酸铵为例说明弱酸弱碱盐的水解
NH4Ac=NH4++Ac-
++
H2OOH-+H+
NH3·H2OHAc
NH4Ac的水解方程式：
NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAc
弱酸弱碱盐不仅能水解，而且弱酸根离子和弱碱阳离子都能水解，称之为“双水解”，但其水溶液到底显酸性还是碱性，取决于生成的弱酸或弱碱的相对强弱。
三、盐类水解的意义
表4-5盐水解的一些应用实例
水解的应用
实例
原理
△
1、净水
明矾净水
Al3++3H2OAl（OH）3（胶体）+3H+
2、去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2OHCO3-+OH-
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸
Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入
少量NaOH
CO32-+H2O
HCO3-+OH-
4、制备无水盐
由MgCl2·6H2O制无水MgCl2
在HCl气流中加热
否则
MgCl2·6H2OMg（OH）2+2HCl+4H2O
Mg（OH）2MgO+H2O
5、泡沫灭火器
用Al2（SO4）3与NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3=Al（OH）3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小
比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小
NH4++H2ONH3·H2O+H+
c（Cl-）>c（NH4+）>c（H+）>c（OH）-
第四节 缓冲溶液
人体各种体液的pH值都在一个恒定范围内，这是人体正常生理活动所必需的。
而人体体液在复杂的生命代谢过程中之所以能够维持pH在一定范围内，是与体液的特殊组成和缓冲作用密不可分的。
一、缓冲作用和缓冲溶液
纯水和一般溶液不易保持恒定的pH值。
在室温下，分别向等量的纯水、0.1mol/LNaCl水溶液、0.1mol/LHAc与0.1molNaAc等体积的混合溶液中加入1滴0.1mol/L的HCl溶液和1滴0.1mol/L的NaOH溶液，用pH试纸测得三种溶液的pH值变化。
见表4-6所示。
表4-6加酸或碱时溶液pH值的变化
溶液
pH值
加HCl后pH值
加NaOH后pH值
纯水
7.0
5
9
NaCl溶液
7.0
5
9
HAc与NaAc的混合溶液
5
5
5
通过实验可知，加入少量强酸或强碱，纯水和NaCl溶液的pH值发生明显变化，而HAc与NaAc混合溶液的pH值几乎不变。
这说明纯水和NaCl溶液的pH值很容易受外界少量酸或碱的影响而发生变化。
HAc与NaAc混合溶液能抵抗外来少量强酸或强碱而保持本身的pH值几乎不发生变化。
若向其中加入少量水稀释，其pH值也不发生变化。
像这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稀释，而保持本身pH值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。
二、缓冲溶液的组成
缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是因为其组成中含有足量的抗酸成分和抗碱成分，而且这两种成分之间存在化学平衡，通常将这两种成分称为缓冲对或缓冲系。
显然一个缓冲对实际上就是一个共轭酸碱对,其中共轭酸为抗碱成分，共轭碱为抗酸成分。
根据组成不同，可把缓冲对分为两种类型：
（一）弱酸及其对应的共轭碱
（共轭酸）抗碱成分抗酸成分（共轭碱）
HAc—NaAc
H2CO3—NaHCO3
NaHCO3—Na2CO3
NaH2PO4—Na2HPO4
（二）弱碱及其对应的共轭酸
（共轭碱）抗酸成分抗碱成分（共轭酸）
NH3·H2O—NH4Cl
C6H5NH2（苯胺）—C6H5NH+3Cl-（氯化苯铵）
三、缓冲作用原理
现以HAc—NaAc缓冲对为例来说明缓冲作用原理：
在HAc—NaAc缓冲溶液中，HAc为弱酸，仅有小部分电离生成H+离子和Ac-离子，大部分仍以HAc分子的形式存在；NaAc为强电解质，在溶液中，全部电离成Na+离子和Ac-离子。
由于同离子效应，抑制了HAc分子的电离，使HAc分子几乎不发生电离，体系达到平衡时，溶液中［Ac-］（主要来源于NaAc）和［HAc］（主要来源于HAc）都较大，而［H+］很小。
而HAc与Ac-是共轭酸碱对，在水溶液中存在下列质子传递平衡：
HAc+H2O
H3O++Ac-
当向缓冲溶液中加入少量的强酸，［H3O+］增大，平衡向左移动，共轭碱Ac-接受质子生成HAc分子。
建立新的平衡时，［HAc］略有增大，［Ac-］略有减少，［H3O+］几乎没有变化，即溶液的pH值几乎不变。
这里Ac-离子起了抗酸作用，是抗酸成分。
当向缓冲溶液中加入少量的强碱时，溶液中的H3O+结合OH-离子生成H2O，使得［H3O+］减少，平衡向右移动，补充减少了的H3O+离子。
达到新的平衡状态时，［HAc］略有减少，［Ac-］略有增大，而［H3O+］几乎没有减少，溶液的pH值仍无明显变化。
在这里HAc起了抗碱作用，是抗碱成分。
其他的缓冲溶液的缓冲作用原理与HAc—NaAc缓冲溶液缓冲作用原理基本相同，都是由共轭酸碱对组成，在共轭酸碱对中，共轭酸为抗碱成分，共轭碱为抗酸成分。
由于体系中有足量的抗酸成分和抗碱成分，并存在质子传递平衡，使得整个体系既能抗酸又能抗碱，保持溶液的pH值基本不变。
四、缓冲溶液在医学中的意义
1.pH值在医学上很重要。
人体内的各种反应须在一定的pH值条件下进行，各种体液都有一定的pH值范围。
例如，正常人体血液的PH值总是维持在7.35-7.45之间。
临床上把血液的pH值小于7.35叫做酸中毒；pH值大于7.45叫做碱中毒。
若低于7.0或高于7.8,其后果将是致命性的.各种酶也只能在特定的pH值范围内才能表现出其催化活性。
人体血浆就是个很好的缓冲体系，其pH正常值为7.35-7.45,主要由碳酸-碳酸氢根,磷酸一氢根-磷酸二氢根等多对缓冲对共同作用.
2.在制药工业,大多数药物都有自己稳定的pH范围.例如配制氯霉素眼药水时,要加入硼酸缓冲溶液,保持在7.0左右.
知识链接电解质平衡调节药
电解质平衡调节药不仅具有治疗作用，而且也是常用的静脉辅助用药，小儿发热、腹泻、呕吐等，常需要补充液体。
合理应用没有明显的毒副作用，但不合理的使用，也会产生不良反应。
电解质平衡调节药主要有一下集中类别：
（1）葡萄糖溶液：
葡萄糖是非电解质的液体。
由于葡萄糖进入人体内逐渐被氧化成水，故称为无张力液，没有维持血液渗透压的作用。
常用的葡萄糖溶液有5%和10%两种浓度，仅用于补充水分和部分能量，常静脉给药。
（2）0.9%氯化钠溶液：
也称生理盐水，是电解质溶液。
．含有不同浓度的电解质，具有维持血液渗透压的作用。
临床上常用于补充丢失的电解质，纠正体液的低渗状态，提供所需的电解质。
常与1.4%碳酸氢钠配制成2：
1等渗液，电解质成分与血浆水平相近，并可纠正酸中毒。
（3）5%碳酸氢钠溶液：
是电解质溶液，常用于纠正酸中毒。
一般常将5%的碳酸氢钠溶液稀释为1.4%的等渗液，可以直接用于静脉注射，也可与生理盐水以2：
1的比例配成等张液静脉使用。
（4）15%氯化钾溶液：
常用于严重的低血钾患者静脉补充钾。
应注意静脉直接输入含钾液体，其浓度要小于0.3%，新生儿要小于0.2%，一般配制为0.1%～0.2%为好。
全日量为每日每公斤体重15%氯化钾2～3毫升。
无明显低钾时，每日补充生理需要量为每公斤体重15%氯化钾1.5～2毫升，6～8小时静脉输入。
钾由细胞外液进入细胞内时间较长，静脉补钾需要4～6日才能使钾在细胞内恢复正常，达到细胞内、外液的平衡。
（5）口服补液盐：
是指世界卫生组织推荐的口服补液盐（Rs），其含有无水葡萄糖20克，柠檬酸钾1.5克，氯化钠3.5克，碳酸氢钠2.5克，加水至100毫升配制而成。
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