导图1

大一基础化学电解质溶液，沉淀溶解平衡，缓冲溶液、电解质溶液，沉淀溶解平衡，缓冲溶液。概念：在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱的解离平衡中含有相同离子的易溶强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象。

电解质溶液，沉淀溶解平衡，缓冲溶液

• 强电解质溶液
  • 电解质和解离度
    • 强电解质：在水溶液中能完全解离。
    • 弱电解质：在水溶液中大部分是以分子的形式存在，只有部分解离成离子且存在与未解离的分子之间的解离平衡。
    • 解离度：电解质的解离程度的定量表示
    • 注意：一般的，对于mol/kg的电解质溶液，解离度大于30%的称为强电解质，小于5%的成为弱电解质，而介于5%~30%的称为中强电解质。 原因：浓度俞大，离子价数愈高，相互作用愈强，从而导致测出的解离度小于实际值。称之为：表观解离度。
  • Debye-Hvckel的离子互吸理论
    • 对离子互吸理论的解释：1强电解质在水中是全部解离的；2离子间通过静电引力相互作用，每一个离子都被周围电荷相反的离子包围着，形成离子氛。
  • 离子的活度和离子的强度
    • 活度概念：表示电解质溶液中实际上能起作用的离子浓度，也称有效浓度
• 酸碱理论
  • 电离理论提出者：Arrhenius SA
    • 局限性：把酸碱反应局限在水溶液，把酸碱范围限制在能解离出氢离子或者氢氧根离子的物质。不能解释非水体系中的酸碱性等问题。
  • 酸碱质子理论（Bronsted JN和Lowry TM)
    • 解释：凡是能给出质子的物质都是酸，凡能够接受质子的物质都是碱。酸是质子的给体，碱是质子的受体。
    • 半反应式两边对应的酸碱物质称为共轭酸碱对。酸释放一个质子后形成其共轭碱，碱结合一个质子后形成其共轭酸。
    • 两性物质：有些物质既可以作为酸给出质子，也可以作为碱接受质子。
    • 注意：酸碱质子理论不存在”盐“的概念。
    • 酸碱反应的实质：两对共轭酸碱对之间的质子传递反应
      • Ka值越大，酸性越强；Kb值越大，碱性越强。Kb越大，PKb越大。 同时，Kw=Ka*Kb=1.0*10^-14 PKa+PKb=PKw=14.只适用于共轭酸碱对。
      • 酸性愈强，其给出质子的能力就愈强；碱愈强，其接受质子的能力就愈强
    • 溶剂的拉平效应和区分效应
      • 拉平效应：能将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子（如H3O+）水平的效应。
        • 注意：H3O+是水中能存在的最强酸的形式。
  • 水的质子自递平衡
    • 水的质子自递和水的离子积
      • 水的质子自递反应：水是两性物质，既可以给出质子，又可以接受质子，因此水分子间也可以发生质子传递反应。
    • 水溶液的PH
  • 酸碱电子理论（Lewis GN)
    • 内容：酸是具有空轨道，能够接受电子对的物质，又称为电子对受体；碱是具有孤对电子、能够给出电子对形成配位键的物质，称为电子对给予体。
• 弱酸和弱碱溶液的解离平衡
  • 弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数
  • 共轭酸碱解离常数的关系
    • 多元酸、多元碱在水中的质子传递反应是分步进行的。
  • 酸碱平衡的移动
    • 影响因素
      • 浓度
      • 同离子效应：产生同离子效应的同时必然伴随着盐效应。
      • 盐效应:向弱电解质溶液中加入具有不含共同离子的强电解质，使弱电解质电离度增大的现象
    • 浓度对酸碱平衡的影响
      • 稀释定律：稀释弱酸溶液时，随着溶液的稀释，弱酸的解离度a增大，平衡向酸解离方向移动。
    • 同离子效应
      • 概念：在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱的解离平衡中含有相同离子的易溶强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象。
    • 盐效应
• 酸碱溶液PH的计算
  • 强酸或强碱溶液
    • 【H3O+】=c（HA) 【OH-】=c（B）
  • 一元弱酸或弱碱溶液
    • 酸 当Ca*Ka大于等于20Kw
      • Ca/Ka小于500时【H+】=
      • Ca/Ka大于等于500时【H+】=
    • 碱 当Ka*Ca大于等于20Kw
      • Cb/Kb小于500时【OH-】=
      • Cb/Kb大于等于500时【OH-】=
  • 多元酸（碱）溶液
    • 当多元弱酸的Ka1远远大于Ka2时，计算其【H3O+】，可当做一元酸处理。 多元弱酸第二步解离平衡所得的共轭碱的浓度近似等于其Ka2，与酸的起始浓度关系不大。 多元弱酸第二步及以后各步的质子传递平衡所得的相应共轭碱的浓度都很低。
  • 两性物质溶液
    • 当cKa大于等于20Kw且c大于等于20Ka'(Ka'=Kw/Kb)时 【H3O+】= 或PH=
      • 注意Ka为两性物质作为酸时的解离常数，而Ka‘则是两性物质作为碱时其对应的共轭酸的解离常数，c为两性物质的起始浓度。
• 溶度积和溶度积规则
  • 溶度积
    • 溶度积通常把在298.15K时溶解度小于0.1g/L的电解质称为难溶电解质。
    • 达到沉淀溶解平衡的溶液称为饱和溶液
  • 溶度积与溶解度的关系
    • 区分;溶度积Ksp是沉淀溶解平衡的平衡常数；溶解度S是物质溶解形成饱和溶液时的浓度
    • 注意：在一定温度下，同类型的难容强电解质（指解离出的离子数相同），Ksp愈大，S愈大；对于不同类型的，必须进行计算才能比较溶度积和溶解度的相对大小
      • 适用情况：1离子强度很小，浓度可以代替活度的溶液 2溶解后解离出的正负离子在水溶液中不发生水解或副反应程度很小的物质 3 已溶解的部分能全部解离的物质
  • 溶度积规则
    • Ip表示在任意条件下，难溶强电解质的溶液中离子浓度幂的乘积。叫做离子积 且IP=
    • 判断某一给定的难溶强电解质溶液的沉淀与溶解状态
      • Ip=Kp时，沉淀与溶解达动态平衡，既无沉淀析出又无沉淀溶解。 2Ip<Ksp时，为不饱和溶液，无沉淀析出。若加入难溶强电解质，则会继续溶解，直至溶液达到沉淀溶解平衡 3Ip>Ksp时，溶液中将会有沉淀析出，直至Ip=Ksp ，达到沉淀溶解平衡。
• 沉淀溶解平衡的移动
  • 沉淀溶解平衡移动的影响因素
    • 同离子效应
    • 盐效应
  • 沉淀的生成
    • 沉淀的生成
      • 生成条件：Ip>Ksp
    • 分级沉淀
      • 对于相同浓度的同种类型的难溶强电解质，总是溶度积小的先沉淀，并且两种沉淀的溶度积相差越大分离效果越好。 而对于不同类型的难溶电解质，需要通过计算，根据溶解的大小，才能判断沉淀的先后顺序和分离效果
    • 沉淀的转化
      • 注意：不是只能将溶度积大的转化成溶度积小的，溶度积小的也可转化成溶度积大的，只是比较困难。
  • 沉淀的溶解
• 沉淀溶解平衡的医学意义
  • 骨骼的形成与龋齿的产生
  • 尿结石的形成
• 缓冲溶液及缓冲机制
  • 缓冲溶液及其缓冲机制
    • 缓冲溶液：能够抵抗少量强酸、强碱，或适当稀释，保持PH基本不变的溶液。 缓冲溶液对强酸、强碱、或稀释的抵抗作用称为缓冲作用。。。缓冲作用是通过共轭思安碱对的质子转移平衡移动来实现的。
  • 缓冲溶液的组成
    • 组成：缓冲溶液一般是由足够浓度及适当比例（1:1）的弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成。组成缓冲溶液的共轭酸碱对称为缓冲系或缓冲对。共轭酸碱对在结构上仅相差1个质子
• 缓冲溶液PH的计算
  • 缓冲溶液PH的近似计算公式
    • 注意：式中说明缓冲溶液的PH主要取决于弱酸的PKa，其次是缓冲比。PKa一定时，缓冲溶液的PH随缓冲比的改变而改变。当缓冲比等于一时，PH=PKa。
• 缓冲容量和缓冲范围
• 缓冲溶液的配置
  • 1 选择合适的缓冲系： 所选的缓冲系的物质必须对主反应无干扰，无沉淀、配合等副反应。对医用缓冲系，还需无毒，具有一定的热稳定性，对酶稳定、能透过生物膜、等渗等。 2 索赔缓冲溶液的总浓度要适当（通常使总浓度在0.05~0.2mol/L） 3 计算所需缓冲系的量。 4 校正
• 血液中的缓冲系 ：血浆中碳酸缓冲系的缓冲比为20/1，已超过体外缓冲溶液的缓冲作用范围10/1~1/10但仍然可以发挥缓冲作用，是因为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维持在7.35~7.45的狭小范围内。
• 本节仅供于了解