醫(yī)用化學(xué)基礎(chǔ)電解質(zhì)溶液1

電解質(zhì)溶液學(xué)習(xí)目標：1.掌握強弱電解質(zhì)的概念和分類。2.掌握水的離子積常數(shù)，溶液PH算法。3.了解離子反應(yīng)方程式的書寫步驟，熟悉離子反應(yīng)發(fā)生的條件。4.熟悉鹽的類型及其水解后溶液的酸堿性，了解鹽類水解的意義。5.熟悉緩沖溶液在醫(yī)藥中的意義。弱電解質(zhì)的電離平衡復(fù)習(xí)回顧：酸堿鹽的分類什么叫做可逆反應(yīng)什么叫化學(xué)平衡1.能電離出陽離子都是的叫做酸，電離出陰離子都是的叫做堿，和相結(jié)合叫做鹽2.在同一條件下，既能向進行又能向進行的反應(yīng)稱為可逆反應(yīng)。3.在一定條件下，可逆反應(yīng)的正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率，反應(yīng)物和生成物的濃度不再隨時間而改變的狀態(tài)，稱為化學(xué)平衡，影響化學(xué)平衡移動的外界因素有氫離子

氫氧根金屬陽離子或銨根離子酸根離子

正反應(yīng)方向逆反應(yīng)方向濃度、溫度、催化劑電解質(zhì)非電解質(zhì)化合物純凈物物質(zhì)混合物單質(zhì)一、強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)1.電解質(zhì)和非電解質(zhì)：電解質(zhì)：非電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下，能夠?qū)щ姷幕衔铩Ｔ谒芤豪锘蛉廴跔顟B(tài)下，都不能導(dǎo)電的化合物。包括：多數(shù)有機物、非金屬氧化物等。

------蔗糖、酒精電解質(zhì)、非電解質(zhì)的區(qū)分看水溶液或熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電。（真正電離出自由移動的離子的物質(zhì)才是電解質(zhì)）強調(diào)與辨析強弱電解質(zhì)的區(qū)分依據(jù)不是看該物質(zhì)水溶性的大小,也不是看其水溶液導(dǎo)電能力的強弱,而是看電離的是否完全.強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在溶液中存在形式化合物類型溶于水后能夠全部電離的電解質(zhì)溶于水后只有部分電離的電解質(zhì)水合離子水合離子、分子強酸HCl/HNO3強堿NaOH絕大多數(shù)鹽NaCl/AgCl活潑金屬氧化物Na2O弱酸HF/HAc弱堿NH3·H2OMg（OH）2水、兩性氫氧化物Al（OH）32.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)結(jié)構(gòu)特點電離程度電離過程離子化合物,某些含極性鍵的共價化合物另一部分含有極性鍵的共價化合物完全電離部分電離不可逆過程,無電離平衡可逆過程,存在電離平衡強電解質(zhì)弱電解質(zhì)強電解質(zhì)：

弱電解質(zhì)：

在水溶液能完全電離成離子的電解質(zhì)。

在水溶液里部分電離成離子的電解質(zhì).溶液中以分子為主HCl=

H++Cl-HAc

H++Ac-

弱電解質(zhì)的電離方程式(1)弱電解質(zhì)在水溶液中的電離是部分可逆的，用連接(2)多元弱酸的電離是分步可逆的，用分步電離方程式表示。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1.定義：在一定條件(如溫度、濃度)下,當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子重新結(jié)合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。電離速率=分子化速率逆、等、動、定、變2.弱電解質(zhì)電離平衡的特征意義：特征：反應(yīng)速率時間弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率兩種速率相等，處于電離平衡狀態(tài)解離度

解離度：電解質(zhì)達到電離平衡時，已電離的分子數(shù)和原有的分子總數(shù)之比電解質(zhì)解離度HCl92%HNO392%H3PO427%CH3COOH1.32%H2CO30.17%>30%強電解質(zhì)<5%弱電解質(zhì)5~30%中強電解質(zhì)α解離度3.外界條件對電離平衡的影響：1）溫度：電離是吸熱過程溫度升高，電離平衡正向移動2）濃度：稀釋促進電離電解質(zhì)分子和離子濃度改變NH3·H2O

NH4++OH-

加酸（如HCl）,H+和OH-

中和，則OH-

離子減少，使得氨水的電離平衡向右移動加堿（如NaOH），則OH-

離子增加，使得氨水的電離平衡向左移動加濃氨水增大了NH3·H2O，使得氨水的電離平衡向右移動電離方程式的正確書寫

強調(diào):

強等號、弱可逆、多元弱酸分步寫多元弱堿一步完練習(xí)一寫出下列物質(zhì)的電離方程式（1）HClO

（