酸碱平衡1
酸碱平衡1
肉类、禽蛋类、鱼类等动物性食物及面粉、
大米、花生等，一般为酸性；某些提炼很纯 的油脂、糖、淀粉等列为中性食物。
二、 碱性物质的来源
体内碱性物质的主要来源，这类物质产生的Na+和K +能 与体液中HCO3 -结合，冲 总之, 固定酸↑ 缓冲碱↓ _ 肺调节 [HCO3 ] ↓ 比值↓ [H2CO3] ↑ pH↓
[H2CO3]↓
_ [HCO3 ]
↓ [H2CO3] ↓
比值和pH恢复 缺陷 但肺不能直接 _ 或接近正常 调节[HCO3 ] 有赖于肾调节 _ 血浆[HCO3 ]绝 对量仍有改变
血液缓冲 相反, 固定碱↑ 缓冲酸↓ _ [HCO3 ] ↑ 比值↑ 肺调节 [H2CO3] ↓ pH↑ _ [HCO3 ] ↑ [H2CO3]↑ [H2CO3] ↑ 比值和pH恢复 缺陷 但肺不能直接 _ 或接近正常 调节[HCO3 ] 有赖于肾调节 _ 血浆[HCO3 ]绝 对量仍有改变
3.对碱性物质的缓冲作用 BOH+H2CO3 BHCO3 + H2O BNaHPO4 + H2O BOH+NaH2PO4 BOH+ HPr BPr + H2O 缓冲的结果: 强碱→ 弱碱，pH 无剧烈变化,
但缓冲酸↓, 缓冲碱↑ →比值↑→pH↑
说明：仅靠血液的缓冲不够，还须依赖其 他调节机制。
二、肺调节酸碱平衡的机制 肺主要通过调节CO 排出来控制血中 2 _ [H2CO3], 以调节[HCO3 ] /H2CO3比值, 而 达到调节机体酸碱平衡的作用
07-酸碱平衡(1)-4
第三节 水溶液的酸碱性及pH计算
一、水的质子自递反应 发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用称 为质子自递反应． 在一定温度下水的质子自递反应达到平衡时， 有如下关系： （式中的H2O可看成是一常数，将它与K合并） H2O+ H2O H3O＋ +OH－
H O OH K
H2OH2O
HAc
H++Ac-
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
过程既达到动态平衡，称为电离平衡，这时未电
离分子浓度和已电离出来的各离子浓度不在改变
则 Ki =
H Ac
HAc
Ki 称为电离常数（Ka 表示弱酸电离常数；Kb 表 示弱碱电离常数） Ki 越大，电离程度越大， Ki 与 弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。
3
二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系 H3O＋OH－＝ＫH2O２＝Ｋｗ 式中Ｋｗ称为水的离子积常数。 室温下（298K）Ｋｗ＝1.0×10－14 298K，纯水中的
[H3O+]=[OH]=1.0 107mol/L
三、一元酸碱 (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。
HCl(气) NH 3 (气) NH 4Cl HCl NH 3 NH 4Cl
( 苯中)
为了克服电离理论的局限性，1923年 BrÖnsted和Lowry提出了一种较全面的酸碱理论, 称为酸碱质子理论。 一、酸碱的定义 凡给出质子(H+)的物质都是酸，凡能接受质 子的物质都是碱。
K a c 1.76 105 0.10
pH lg H 3O lg 1.3 10 3 2.89
质子酸碱平衡1
作图, 以x对pH作图 得形体分布图 对 作图
HAc的x-pH图 的 图
x 1.0 pKa HAc 4.76
Ac-
0.5
0.0
0
2
44.76 6
8
10
12
pH
HAc的优势区域图 的优势区域图
pKa±1.3
HAc 3.46 4.76
6.06
Ac-
pH
x 1.0 HF 0.5 F-
HF的x-pH图 的 图
1.物料平衡 物料平衡 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度. 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度
c mol·L-1 HAc溶液的物料平衡为： [HAc]+[Ac－]=c
c mol·L-1的Na2HPO4溶液 总钠：[Na+]=2c
− 总磷： [H 3 PO 4 ] + [H 2 PO 4 ] + [HPO 2− ] + [PO 3− ] = c 4 4
CKa + Kw
此为考虑水的离解时计算一元弱酸H 此为考虑水的离解时计算一元弱酸 +浓度的 近似公式。 近似公式。
0.0 0 2 3.17 pKa 3.17 FpH 4 6 8 10 12 pH
HF的优势区域图 的优势区域图
HF
HCN的x-pH图 的 图
x 1.0 HCN 0.5 CN-
0.0 0 2 4 HCN 6 8 9.31 pKa 9.31 CNpH 10 12 pH
HCN的优势区域图 的优势区域图
(2) 二元弱酸 2A的摩尔分数 二元弱酸H 的摩尔分数 C =[H2A]+[HA－]+[A-2]
+ 10
−3.5
)
临床医学酸碱平衡概论课件-课件(1)
renal tubule cavity
5
酸碱平衡调节机构及其调节作用和特点
缓冲系统
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
肺
调节机制 缓冲对两组 呼出CO2 分酸碱转化
调节作用
维持 H+ 浓度
维持 H2CO3 浓度
发生时间
立即
数分钟
肾
泌H+重吸 收HCO3维持 HCO3-
浓度
数小时
6
酸碱平衡紊乱 概念及类型
8
酸碱平衡紊乱的类型
代谢性碱中毒
脏来不及代偿，反映代谢性因素的指标(如SB、 BE、BB)可在正常范围或轻度升高； • 慢性呼吸性酸中毒时，由于肾脏参与了代偿则SB 、BB增高，BE正值增大，pH<7．35(机体失代偿 )或在正常范围(酸中毒得到机体的完全代偿)。
代谢性碱中毒
(metabolic alkalosis)
特征
血浆[ HCO-3 ] 原发性增高
正常型代谢性酸中毒：HCO3- 经肠液 以及经肾脏大量丢失，引起血浆 HCO3- 浓度原发性下降，不伴有其它 酸根阴离子异常积聚，但血清 Cl- 水平 升高。
Na+ =140
Cl=104
HCO-3 =24
AAGG
22
Cl-
Na+
HCO-3 AG
正常
Cl-
Na+
HCO-3
AG
AG增大型
Cl-
Na+
HCO-3 AG
39
原因
1. H+丢失 ❖ 呕吐 ❖ 应用利尿剂 ❖ 醛固酮过多 ❖ 低氯血症 ❖ 低钾血症
2. HCO-3 摄入过多 ❖碳酸氢盐摄入过多 ❖大量输注库存血
酸碱平衡名词解释
酸碱平衡名词解释酸碱平衡是指在生物体内，维持血液和细胞内外的酸碱度（pH）在一定范围内的能力。
酸碱平衡是体内各种代谢和生理功能顺利进行的基础，对于维持正常细胞活动至关重要。
酸碱平衡涉及到一系列生理过程和调节机制。
一方面，体内产生的代谢废物如二氧化碳、酮体等会产生酸性物质，而某些物质的代谢则会产生碱性物质，这些物质需要被及时调节以维持血液和细胞内外的pH值恒定。
另一方面，体内有多个重要的缓冲系统，如碳酸酐酶系统、血红蛋白系统和蛋白酸碱系统，它们能够吸收或释放H+离子以维持酸碱平衡。
此外，肺脏和肾脏也是关键的调节器官，它们能够通过调节呼吸和排泄代谢产物来维持酸碱平衡。
酸碱平衡对细胞的生理功能有重要影响。
细胞的酸碱平衡紊乱会导致细胞膜通透性的改变，影响离子通道的开闭，从而干扰细胞内外离子的分布和传递。
此外，酸碱平衡紊乱还会影响酶的活性、蛋白质的结构和功能，进而影响细胞的代谢和信号传导过程。
酸碱平衡紊乱可引起一系列疾病。
如果机体内部pH值偏酸或偏碱，就会影响酶的催化活性，破坏细胞内外离子平衡，从而引起许多生理和代谢障碍。
例如，酸中毒可导致肌肉无力、神经兴奋性增加、呼吸深快等症状，而碱中毒则可以引起神经系统的抑制、疲劳等问题。
为了保持酸碱平衡，人们需要保持健康的生活方式。
均衡饮食对于维持体内酸碱平衡至关重要，应摄入适量的碱性食物，如蔬菜和水果，以提供碱性物质。
此外，保持水分平衡、充足的休息和适度的运动也有助于维持酸碱平衡。
总之，酸碱平衡是机体内维持血液和细胞内外的酸碱度在一定范围内的能力，涉及到一系列生理过程和调节机制。
酸碱平衡紊乱会对细胞的生理功能造成影响，引起多种疾病。
保持健康的生活方式有助于维持酸碱平衡。
化学高考酸碱平衡
化学高考酸碱平衡在化学高考中，酸碱平衡是一个非常重要的概念。
酸碱平衡的理解是化学学习的关键之一，也是高考中常考的知识点。
本文将系统地介绍酸碱平衡的基本概念、计算方法以及相关实验。
一、酸碱平衡的基本概念在化学中，酸碱平衡是指涉及酸和碱之间质子（H+）转移的过程。
酸会释放质子，而碱则会接受质子。
这种质子转移的过程可以通过pH值来衡量，pH值越低，溶液越酸性；pH值越高，溶液越碱性。
酸碱反应一般以化学方程式表示。
例如，酸（如盐酸）与碱（如氢氧化钠）反应的方程式为：HCl + NaOH -> NaCl + H2O在这个反应中，盐酸释放出了一个质子，而氢氧化钠接受了这个质子，生成了水和盐。
这就是酸碱反应的基本原理。
二、酸碱计算方法在高考中，我们经常需要计算酸碱溶液的浓度、pH值等相关参数。
下面是几个常用的计算公式。
1. 计算酸碱溶液的浓度酸碱溶液的浓度可以通过酸碱滴定实验来测定。
滴定是一种通过溶液体积的比较来确定浓度的方法。
2. 计算溶液的pH值pH值可以通过溶液中质子浓度的对数来计算。
数学公式为：pH = -log[H+]3. 计算酸碱溶液的中和反应酸碱滴定实验中，我们可以通过计算滴定过程中酸和碱的反应来确定化学方程式。
通过方程式，我们还可以知道酸和碱的摩尔比例。
三、酸碱平衡相关实验为了更好地理解酸碱平衡的概念，我们可以进行一些相关实验来观察和验证。
1. pH试纸实验使用不同酸碱溶液，将pH试纸浸泡在溶液中，根据试纸变色来判断溶液的酸碱性质。
2. 酸碱滴定实验通过滴定法测定酸碱溶液的浓度，可以根据滴定过程中的化学反应求解酸碱溶液的摩尔比例等参数。
3. 强酸强碱中和实验将强酸与强碱按摩尔比例混合，观察其中和反应并记录pH值的变化过程。
通过这些实验，我们可以直观地了解酸碱平衡的变化规律，加深对酸碱平衡概念的理解。
总结：酸碱平衡是化学高考的重要知识点，需要我们掌握酸碱的基本概念、计算方法和相关实验。
通过学习酸碱平衡，我们可以更好地理解酸碱反应的原理，解答高考中相关题目。
第十四章 酸碱平衡(1)
KHbO2→KHb + O2
KHb + H2CO3→HHb+ KHCO3
上述缓冲过程中，红细胞内HCO3-增加，并向血浆扩散，为维持体液电中性,血浆中等量的Cl-向红细胞转移。
当血液流经肺时，随着O2的吸入，CO2的呼出，肺泡中的O2扩散入血浆，并进入红细胞与HHb结合成HHbO2，而HHbO2的酸性较强，可释出H+，与红细胞内的HCO3-结合H2CO3，后者即由碳酸酐酶分解为CO2与H2O。CO2经血浆扩散入肺，随呼气排出，使H2CO3得以彻底调节。在此过程中，红细胞内HCO3-的减少，使血浆中HCO3-转入红细胞；为维持电中性，红细胞中的Cl-转入血浆。
PCO2延髓呼吸中枢肺排出
pH 的兴奋性CO2量
呼吸中枢可调节呼吸频率和深浅度，控制肺的通气率。
呼吸频率及深度受延髓呼吸中枢的控制，后者对血液PaCO2及pH非常敏感。当血液PaCO2升高、pH降低时，呼吸中枢兴奋，使呼吸加深加快，CO2排出增多，使血液中H2CO3的浓度降低；当PaCO2降低、pH升高时，呼吸变浅变慢，CO2排出减少，使血液中H2CO3含量增多。
K+-Na+交换排出多余的酸
（一）NaHCO3的重吸收
重吸收NaHCO3保证NaHCO3不再丢失
稳定了血浆[NaHCO3]
若没有NaHCO3重吸收“雪上加霜”
重吸收NaHCO3缺陷：未直接排酸未补充缓冲所消耗的NaHCO3。
（二）NaHCO3的再生
1.尿液的酸化
NaHCO3再生的作用：可直接排酸（以NaH2PO4形式）
血浆中的NaHCO3主要用来缓冲固定酸，在一定程度上它可代表血浆对固定酸的缓冲能力，故习惯上把血浆中的NaHCO3称为碱储。
酸碱平衡的知识点内容总结
酸碱平衡的知识点内容总结1. 酸碱平衡的定义酸碱平衡是指人体内液体的酸碱度维持在一定范围内的生理状态。
pH值是衡量酸碱度的指标，它是表示液体酸碱程度的数值。
在正常情况下，血液的pH值应该维持在7.35-7.45之间，这个范围被称为酸碱平衡的正常范围。
2. 酸碱平衡的重要性酸碱平衡对于维持机体内部环境的稳定以及细胞正常功能都是非常重要的。
如果体内液体的酸碱度发生偏离，会影响到各种生物化学反应的进行，导致细胞和器官功能异常，严重时还会威胁生命。
3. 生理调节机制酸碱平衡主要受到血液、肾脏和呼吸系统的调节。
血液通过缓冲系统可以快速调节酸碱度，而肾脏则可以通过排泄酸性物质和生成碱性物质来维持酸碱平衡。
呼吸系统则通过呼吸速度的调节来调节血液中二氧化碳的浓度，从而影响血液的酸碱度。
4. 酸碱失衡的原因酸碱失衡是指体内液体的酸碱度偏离正常范围，分为呼吸性酸碱失衡和代谢性酸碱失衡两种。
呼吸性酸碱失衡通常由呼吸系统功能异常引起，如肺部疾病或神经系统损伤。
代谢性酸碱失衡则主要与肾脏调节功能障碍有关，如代谢性酸中毒和代谢性碱中毒等。
5. 与健康和疾病的关系酸碱失衡与多种疾病的发生和发展密切相关，如糖尿病酮症酸中毒、肾功能不全导致的代谢性酸中毒等。
此外，一些生活方式和饮食习惯也会影响酸碱平衡，长期的饮食不平衡或过度运动都有可能导致酸碱失衡，对健康造成影响。
总之，酸碱平衡是一个复杂的生理调节过程，在保持人体内部环境稳定和细胞正常功能方面发挥着极其重要的作用。
对酸碱平衡的深入了解能够帮助我们更好地保持健康，预防疾病的发生。
因此，加强对酸碱平衡的学习和认识，对于每个人来说都是非常有意义的。
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HB+H2O
H3O++B-
通常简定为：HB HF HAc H++FH++AcNH4
+
H++B[ H + ][ F − ] = Ka [ HF ] [ H + ][ Ac − ] = Ka [ HAc]
[ H + ][ B − ] = Ka [ HB]
共扼碱 ClAc-
HB 共扼酸
H+ + B质子 共扼碱
1.共扼酸碱对之间只相差一个质子
+ HCO3-
2.两性物质
H+ + CO32H+ + H2O H+ + H+ + OHNH3
共扼酸 HCl HAc H2CO3 HCO3H3O+ H2O NH4+ H+ + H+ H+ +
共扼碱 ClAc-
HB 共扼酸 3、酸碱反应
OH-+HF
接受质子 给出质子
HA + B = A + HB
接受质子 给出质子
HCl+H2O=Cl- +H3O+
接受质子 给出质子
H2O+NH3
OH-+NH4+
NH4++H2O
NH3+H3O+
接受质子
接受质子
二、酸碱强度的表示
1、一元弱酸、碱强度表示法
二、酸碱强度的表示
1、一元弱酸、碱强度表示法 弱酸的强度是指其将质子交给溶剂的能力，用反应的平衡常数表示
-14 -13 -12 -11 -11 -11 -10 -5 -5 -5
pKb 13.36 12.7 11.14 10.82 10.71 10.26 9.26 4.79 4.78 4.76
共扼酸 HCl HAc H2CO3 HCO3H3O+ H2O NH4+ H+ + H+ H+ +
共扼碱 ClAc-
HF+OH-
[ HF ][OH − ] Kb = [F ]
2、多元弱酸、碱强度表示法
HnB Hn-1 B-
H++Hn-1BH++Hn-2B2H++Hn-3B3-
[ H + ][ H n −1 B − ] = K a1 [ H n B]
[ H + ][ H n − 2 B 2− ] = Ka2 − [ H n −1 B ]
1963年R.G.Pearson 等人又把酸和碱各分 为软、硬两类
HB 酸
2、酸碱质子理论的要点
H+ + B质子 碱
凡能给出质子（H+）的分子或离子称为酸；凡是能接受质子（H+）的分子 或离子称为碱。
酸
HCl -----→ H+ HAc -----→ H+ H2CO3 ---→ H+ HCO3- ---→ H+ H3O+ -----→ H+ H2O -----→ H+ NH4+ -----→ H+
K w 1.00 × 10 −14 Kb = = = 5.71 × 10 −10 Ka 1.75 × 10 −5
弱酸 三氯乙酸 二氯乙酸 一氯乙酸 氢氟酸 亚硝酸 甲酸 乙酸 氢氰酸 亚砷酸 硼酸
分 子式 CCl3COOH CHCl2COOH CH2ClCOOH HF HNO2 HCOOH CH3COOH HCN HAsO2 H3BO3
[ H + ][ H n −3 B 3− ] = K a3 2− [ H n −2 B ]
Hn-2B2-
……
2、多元弱酸、碱强度表示法
H2S HS多元碱：
H++HSH+++OHH2S+OH-
[ H + ][ HS − ] = K a1 [H 2S ]
[ H + ][ S 2− ] = Ka2 − [ HS ]
Ka 0.23 5.0×10-2 1.4×10-3 6.6×10-4 5.1×10-4 1.8×10-4 1.8×10-5 6.2×10-10 6.0×10-10 5.8×10-10
pKa 0.64 1.3 2.86 3.18 3.29 3.74 4.74 9.21 9.22 9.24
共扼碱Kb 4.3×10 2.0×10 7.1×10 1.5×10 1.9×10 5.4×10 5.4×10 1.6×10 1.6×10 1.7×10
[ HB ][OH − ] Kb = [B− ]
上述两式相加，平衡常数相乘 H2O+H2O H3 O++OH[ H 3O + ][OH − ] = K a K b
共扼酸碱对：KaKb=Kw pKa+pKb=pKw
三、共扼酸碱强度的关系
共扼酸碱对：KaKb=Kw 已知HAc的Ka=1.75×10-5，求A c-的Kb pKa+pKb=pKw
+ + + + + + +
ClAcHCO3CO32H2O OHNH3
碱
←H+ + ClHAc ← H+ + AcH2CO3 ← H+ + HCO3HCO3- ← H+ + CO32H3O+ ← H+ + H2O H2O ← H+ + OHNH4+ ← H+ + NH3
HCl
共扼酸 HCl HAc H2CO3 HCO3H3O+ H2O NH4+ H+ + H+ H+ +
[ HS − ][OH − ] K b1 = [ S 2− ] Kb2 [ H 2 S ][OH − ] = [ HS − ]
S2-+H2O HS-+H2O
二、酸碱强度的表示
附录：弱酸弱碱的离解常数
K越大、越强 但K通常较小，所以用pK表示。 pK越大，表明越弱
三、共扼酸碱强度的关系
HB+H2O B-+H2O H3O++BHB+OH[ H 3O + ][ B − ] = Ka [ HB ]
给出质子
H+ + B质子 共扼碱
+ HCO3-
HCl+NH3=Cl-+NH4+
接受质子
H+ + CO32H+ + H2O H+ + H+ + OHNH3
3、酸碱反应
给出质子 给出质子
HA + B = A + HB
接受质子
HCl+H2O=Cl- +H3O+
接受质子
给出质子
3、酸碱反应
给出质子
H2O+F-
K w 1.00 × 10 −14 K b1 = = = Ka? ???
pKa+pKb=pKw
K w 1.00 ×10 −14 Kb = = = 1.8 ×10 − 4 K a 2 5.6 ×10 −11
求CO32-的Kb2，即HCO3-的Kb
Kb2 K w 1.00 × 10 −14 = = = 2.2 ×10 −8 K a1 4.3 ×10 −7
酸碱平衡与酸碱滴定法
§3—1酸碱质子理论
一、酸碱的定义
1、酸碱理论发展简介 拉瓦锡酸理论 戴维的酸理论 1883年瑞典化学家 Arrhenius:电离学说 最初从物质的一些性质来认识酸碱
1923年丹麦化学家 J.N.Bronsted和英国化学 家T.M.Lowry :质子理论
1923年美国化学家 G.N.Lewis提出广义 的酸碱电子理论
H2CO3 碳酸 HCO3-
共扼酸碱对：KaKb=Kw
(Ka1)4.3×10-7 (Ka2)5.6×10-11 6.37 10.25
pKa+pKb=pKw
多元酸、碱之间，要正确认识共扼酸碱的关系
Ka1Kbn=kw
H++NH3
[ H + ][ NH 3 ] = Ka + [ NH 4 ]
1、一元弱酸、碱强度表示法
弱碱的强度是指其从溶剂中获得质子的能力，用反应的平衡常数表示
B+H2O NH3+H2O F-+H2O
HB++OH-
[ HB][OH − ] Kb = [B]
+
[ NH 4 ][OH − ] NH4++OH- K b = [ NH ] 3
共扼酸碱对：KaKb=Kw pKa+pKb=pKw
共扼酸越强，对应共扼碱越弱
+ HCO3-
H+ + CO32H+ + H2O H+ + H+ + OHNH3
H2CO3 碳酸 HCO3-
共扼酸碱对：KaKb=Kw
(Ka1)4.3×10-7 (Ka2)5.6×10-11 6.37 10.25
求CO32-的Kb1