1 / 63

医用有机化学

医用有机化学. 主讲：袁琴，刘森. 绪论 1—— 缓冲溶液. Buffer Solution. 主讲：袁 琴. 学习内容. 第一节 弱电解质在溶液中的电离 第二节 pH 计算 第三节 缓冲溶液及缓冲机制 第四节 缓冲溶液 pH 值的计算 第五节 缓冲容量与缓冲溶液的配制 第六节 血液中的缓冲系（医学上的意义 ）. 第一节 弱电解质在溶液中的电离. 电解质. （离子型化合物）. 强电解质. （强极性分子）. ⇌⇌. 弱电解质. （简写为）. 一、电离平衡和电离常数

rhona
Download Presentation

医用有机化学

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 医用有机化学 主讲：袁琴，刘森

  2. 绪论1—— 缓冲溶液 Buffer Solution 主讲：袁 琴

  3. 学习内容 • 第一节 弱电解质在溶液中的电离 • 第二节 pH计算 • 第三节 缓冲溶液及缓冲机制 • 第四节 缓冲溶液pH值的计算 • 第五节 缓冲容量与缓冲溶液的配制 • 第六节 血液中的缓冲系（医学上的意义 ）

  4. 第一节 弱电解质在溶液中的电离 电解质 （离子型化合物） 强电解质 （强极性分子） ⇌⇌ 弱电解质 （简写为）

  5. 一、电离平衡和电离常数 电离平衡：在一定温度下，当弱电解质分子电离成离子的速度与离子又结合成分子的速度相等时，电离过程即达到动态平衡。 电离常数：电离平衡时，已电离的各离 子浓度幂次方乘积与未电离的分子浓度的 比值是一常数。

  6. 例如，醋酸的电离平衡和电离常数可 表示如下： ⇌ 式中的[H+]、[Ac-]和[HAc]均为平衡时的浓度，单位以 mol·L-1表示; Ki为电离常数。 Ki的大小可表示弱电解质 （弱酸，弱碱等）在水溶液中电离成离子的程度， Ki越 小，则电离程度越小。

  7. 常用 ：弱酸的电离常数， ：弱碱的电离常数 ：与弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。

  8. 表2-1 一些弱酸和弱碱的电离常数（250C） （表中 Ka1、Ka2、Ka3分别是多元弱酸的一级电离常数、二级电离常数、三级电离常数。）

  9. 二、电 离 度 电离度：在一定温度下，弱电解质在溶液 中达到电离平衡时，已电离的弱电解质分 子数与电离前分子总数的比率，用符号a 表示。 已电离的分子数 分子总数

  10. 例如，250C，0.1mol.L-1HAc的 溶质 溶剂 影响电离度的因素 浓度 温度 通常说某种电解质的电离度都是指一 定温度和一定浓度时的电离度。

  11. 三、同离子效应 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入一种 与弱电解质含有相同离子的强电解质时，可 使弱电解质的电离度降低。 例如在HAc溶液中，加入强电解质NaAc时。

  12. 在HAc 溶液中，若加入少量含有相同 离子的强电解质NaAc HAc ⇌ H+ + Ac- NaAc → Na+ + Ac-

  13. 在 中，若加入少量含有相同离子的 强电解质 NH3 · H2O ⇌ NH4+ + OH- NH4Cl → NH4+ + Cl-

  14. 第二节 酸碱质子理论及pH值计算 酸碱理论 电离理论（1887年Arrhenius） 质子理论(1923年Brönsted J N )

  15. 一、酸碱的定义 Arrhenius的电离理论把酸碱反应只限于水溶 液中，把酸碱范围也限制在能解离出H+或 OH- 的物质。这种局限性就必然产许多与化学事实相矛盾的现象。

  16. 有些物质如NH4C1水溶液呈酸性，Na2CO3、 Na3PO4等物质的水溶液呈碱性，但前者自身并 不含H+,后者也不含有OH-，为此，又提出了许 多酸碱理论。酸碱的质子理论就是其中的一 种。

  17. 酸碱质子理论认为： 酸：凡能给出质子（H+）的物质。 碱：凡能接受质子的物质。 酸和碱既可以是分子，也可以是阴离子或阳 离子。当一种酸给出1个质子后则变成了碱， 而碱得到1个质子则变成了酸，酸和碱之间 的关系可表示为：

  18. ⇌ 酸⇌ H+ + 碱 ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌

  19. 酸与碱之间的这种相互对应关系称为共轭关 系，我们把仅相差一个质子的一对酸、碱称 为共轭酸碱对。

  20. 酸越强，给出质子的能力越强，它的共轭碱 接受质子的能力越弱，共轭碱就越弱；酸越 弱，它的共轭碱就越强。 两性物质：既可以给出质子，也能够接受质 子的物质 。 如 H2O、HCO3-和HPO42-等都是两性物质。

  21. 反应方向：总是由较强的酸或是较强的碱 作用向着生成较弱的酸或较弱的碱的方向进行。 反应可在水溶液中进行，也可在非水溶 剂中或气相中进行。 ⇌ 强烈向右方进行 ⇌ 明显偏向左方

  22. 二、pH计算 ：水的离子积常数。 在一定温度下，纯水中H3O+离子的平衡浓度与OH-离子的平衡浓度的乘积为一定值（室温下一般为Kw=1×10-14）此关系也适用于任何水溶液。

  23. 一、共轭酸碱对的Ka与Kb的关系 现以共轭酸碱对HB-B-为例进行推导。共轭 酸碱对HB-B-在溶液中存在如下质子转移 反应： ⇌ ⇌

  24. 达到平衡时 以上两式相乘得： 共轭酸碱对中的弱酸的Ka，与其共轭碱的Kb的乘积等于Kw

  25. 二、一元弱酸，弱碱溶液的pH值计算 为了简便起见，对于H3O+ 离子浓度很低的溶液，常用pH（即氢离子浓度的负对数值）来表示溶液的酸碱性。 或

  26. 中性溶液中 酸性溶液中 碱性溶液中

  27. 、 、 等是一元弱酸。 、 、 等是一元弱碱。 以 表示弱酸，总浓度为 。

  28. 平衡浓度： ⇌

  29. 通常 一元弱酸溶液 的最简计算公 式，满足的两个条件是， 和 。其计算误差 。

  30. 例2-2计算298K时，0.10mol.L-1HAc溶液的pH值。 解：已知， ，

  31. 故:

  32. 强酸、强碱在水中的质子转移十分完全，对于 总浓度大于10-6mol.L-1的强酸或强碱稀溶液， 可忽略H2O的质子自递作用，其中H3O+离子浓度 和OH-离子浓度即为c强酸和c强碱。可直接求算pH 值。

  33. NaCl solution（甲基橙） HAc-NaAc system （甲基橙） 第三节 缓冲溶液及缓冲机制

  34. 一、缓冲作用和缓冲溶液 • 缓冲作用：对强酸、强碱或稀释的抵抗（缓冲）作用。 • 缓冲溶液：能够抵抗外来少量强酸、强碱，或稍加稀释时可保持其pH基本不变的溶液。（具有缓冲作用的溶液。）

  35. 二、缓冲机制 以HAc~NaAc为例： 抗酸成分 抗碱成分 加少量H+，平衡，使[H+]，pH值几乎不变。 加少量OH-，平衡，补充减少的H+， pH值几乎不变。 加少量H2O，[H+] 、[Ac-] ，同离子效应 ，平衡 ，pH值几乎不变。

  36. 结论: ① 缓冲溶液中同时含有较大量的抗碱成分和抗酸成分，对抗的只是外来的少量强酸、强碱。 ② 通过弱酸（碱）解离平衡的移动，使溶液中H+或OH- 离子浓度无明显的变化，因此具有缓冲作用。

  37. 三、缓冲溶液的组成 具有足够浓度和一定比例的共轭酸碱对——缓冲对（缓冲系）。如：HAc ~ Ac-、NH4+ ~ NH3 共轭酸——抗碱成分；共轭碱——抗酸成分。 1）弱酸及其对应盐：HAc ~ NaAc 2）弱碱及其对应盐：NH4Cl ~ NH3 3）酸式盐及其次级盐：NaH2PO4 ~ Na2HPO4

  38. 缓冲溶液 pKa 缓冲范围 氨基乙酸+HCl 2.35 1.5～3.0 氯乙酸+NaOH 2.86 2～3.5 甲酸+NaOH 3.77 3～4.5 HAc+NaAc 4.76 4～5.5 六次甲基四胺+HCl 5.13 4.5～6.0 H2PO4-+HPO42- 7.21 6.5～8 三羟甲基甲胺+HCl 8.21 7.5～9 硼砂(H3BO3+H2BO3-) 9.24 8.5～10 NH4++NH3 9.25 8.5～10 常见的缓冲系

  39. 问题： 1. H2CO3和Na2CO3能否组成缓冲对？ 否。如H2CO3~ NaHCO3，NaHCO3 ~ Na2CO3均可。 2. 1mol·L-1NaOH和1mol·L-1HAc等体积混合，有否缓冲作用？ 否。因全部生成NaAc。 3. 1mol·L-1NaOH和2mol·L-1HAc等体积混合，有否缓冲作用？ 有。HAc ~ NaAc组成缓冲对。

  40. 在实际应用中，还采用酸碱反应的生成物与剩余的在实际应用中，还采用酸碱反应的生成物与剩余的 • 反应物组成缓冲系。 弱酸（过量）+ 强碱 强酸 + 弱碱（过量） • 优点： • HCl 和NaOH 溶液常备试剂，容易获得。 • 弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 • 通常缓冲溶液的pH需要在pH计监控下调整，滴加强碱/酸易于操作。

  41. 第四节 缓冲溶液的pH值 • 一、Henderson-Hasselbach方程式 HB~NaB缓冲溶液 近似计算公式 忽略解离的c’HB [共轭碱] [共轭酸] 缓冲比

  42. Henderson-Hasselbach方程式使用注意： • 对不同缓冲对，会正确使用Ka。 如：NaH2PO4 ~ Na2HPO4，Ka 是H3PO4的K a2 。 NH3 ~NH4Cl，Ka是NH4+的离解常数。 • 加水稀释，缓冲比不变，pH也不变——抗稀释。

  43. 对多元酸酸式盐及其次级盐的缓冲系 例如: H3PO4—NaH2PO4 NaH2PO4—Na2HPO4 Na2HPO4—Na3PO4

  44. 例 将20 mL 0.10 mol·L-1的 H3PO4溶液与 30 mL 0.10 mol·L-1的 NaOH溶液混合，求所得缓冲溶液的pH=？已知：pKa1=2.16, pKa2=7.21, pKa3=12.32。 解: H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O 反应前 20×0.10mmol 30×0.10mmol 反应后 1.0mmol 2.0mmol NaH2PO4 + NaOH Na2HPO4 + H2O 反应前 2.0mmol 1.0mmol 反应后 1.0mmol 1.0mmol

  45. pH值决定于缓冲系中共轭酸的Kaθ和缓冲比即[共轭碱]  [共轭酸]。 • 同一缓冲系 ，pH值只决定于缓冲比 。[B-]  [HB]=1时，则pH = pKaθ。 • 少量稀释，pH值不变；大量稀释，pH会变化。 • 二、影响缓冲溶液pH值的因素

  46. 第五节 缓冲容量

  47. 一、缓冲容量  当加入过量的强酸或强碱，缓冲溶液的pH将发生较大变化，失去缓冲能力。用缓冲容量β衡量缓冲能力大小的尺度。 能抵抗的外加一元强酸（碱）的量 单位体积缓冲溶液pH值发生一定变化 值愈大，溶液的缓冲能力愈大。

  48. 二、影响缓冲容量的因素 令： 则： B-所占比例 HB所占比例

  49. 影响因素： • 缓冲溶液的总浓度c总＝[HB]+[B-] 缓冲比一定，C总大，也大。 • 缓冲溶液的缓冲比。 缓冲比为1， 最大。

More Related