医用基础化学辅导-2013录课

网络药学专科考前辅导医用基础化学尹富玲

基础化学

基础有机化学医用基础化学基础化学Ⅰ分散系统、溶液和溶液反应Ⅱ物质结构Ⅲ滴定分析Ⅳ紫外−可见分光光度法分散相分散介质分散(

d

<

1nm

)(

1

<

d

<

100nm

)溶质本性溶质数量分散系统胶体真溶液浓度性质反应溶胶高分子溶液物质转化能量变化反应速率反应机理酸碱性及维持缓冲溶液渗透压化学热力学化学动力学酸碱平衡、沉淀溶解氧还平衡、配位平衡化学平衡依数性一、溶液和胶体㈠溶液的浓度㈡渗透现象和渗透压㈢溶胶和高分子溶液物质

B

的质量与溶液体积

V

之比。物质

B

的质量

mB与溶液的质量m

之比。1.质量分数(

B)2.质量浓度(

B)3.物质的量浓度(g

L-1、mg

L-1)

B

=

mB/m物质B的物质的量nB与溶液体积V之比。

B与cB的换算：cB

=

B/MB

B

=

mB/VcB

=

nB/V如，37%

HCl

溶液的稀释：c1V1

=

c2V2、

1V1

=

2V2、

1V1

=

2V2(mol

L-1、mmol

L-1)浓度稀溶液

浓溶液H2O

纯溶剂(水)

溶液H2O

1.

渗透现象⑴产生渗透的条件⑵渗透方向：减小膜两测的浓度差。2.渗透压具有渗透效应的所有质点的总浓度

=

cos

RT

(273.15

+

t℃)/KkPa8.314kPa·L·mol-1·K-1NaCl：i≤2；CaCl2：i≤30.10molL-1

葡萄糖cos=0.10mol

L-1⑵

强电解质：cos=

i

cB半透膜

膜两测溶液有渗透浓度差⑴

非电解质：cos=

cB半透膜

3.医学上的等渗、低渗和高渗溶液临床上规定

cos

：280～320mmol

L-1等渗溶液＞320mmol

L-1高渗溶液＜280mmol

L-1低渗溶液⑴常用等渗溶液9.0g

L-1NaCl溶液，50.0g

L-1葡萄糖溶液⑵溶血

等渗溶液以任何体积混合仍为等渗溶液。⑶胞浆分离高渗溶液中，红细胞逐渐皱缩低渗溶液中，红细胞逐渐胀大

破裂[例]市售双氧水的质量分数为30%。临床用的是3.0%的溶液，配制500

mL3.0%的双氧水消毒液，需要30%双氧水

A.2.0

mLB.20

mLC.5.0

mLD.50

mL[例]37℃时，0.100

mol·L-1NaCl

溶液的渗透压为A．44.8kPaB．258kPaC．515PaD．515kPa

=

cosRT=

2

0.100

8.31

(273

+

37)kPa稀释公式：

1V1

=

2V230%

V=3.0%500mL[例]用理想半透膜将下列各组溶液隔开，水的渗透方向正确的是

A.0.1

mol

L-1NaCl

0.1

mol

L-1蔗糖

B.0.1

mol

L-1NaCl

0.1

mol

L-1CaCl2C.0.1

mol

L-1NaCl

0.1

mol

L-1蔗糖

D.0.1

molL-1NaCl

0.1

molL-1CaCl2[例]会引起血红细胞溶血的溶液是

A.100.0

g

L-1葡萄糖溶液

B.9.0

g

L-1NaCl溶液

C.50.0

g

L-1葡萄糖溶液

D.5.0

g

L-1NaCl溶液等渗溶液高渗溶液低渗溶液[

·

]x–1.

溶胶胶团扩散层稀

AgNO3溶液与过量

KI

稀溶液制备

AgI

溶胶多相热力学不稳定系统：胶粒带正电荷，如，Fe(OH)3溶胶。：胶粒带负电荷，如，AgI负溶胶。AgNO3(aq)+

KI(aq)

=

KNO3(aq)

+AgI(s)

(AgI)m胶核·

x

K+吸附层nI−·

(n–x)

K+胶粒正溶胶负溶胶⑴

胶团的结构反离子：与胶粒带相反电荷的离子滑动面NO3、K+、I−−⑵性质⑶稳定因素⑷聚沉加热正、负溶胶的相互聚沉电解质的聚沉反离子对聚沉溶胶起主要作用：反离子的价数越高，其聚沉能力越强。

布朗运动

Tyndall现象

电泳动力学性质光学性质电学性质动力学稳定性胶粒的静电排斥作用水化膜的保护作用[例]将0.010

mol

L-1KI

与0.0080

mol

L-1AgNO3溶液等体积混合，制备的AgI溶胶，下列电解质中聚沉能力最强的是A.NaClB.MgSO4C.AlCl3D.K3[Fe(CN)6][例]

对胶团[(AgI)m∙

nAg+∙(n

x)

]x+∙x，下列说法错误的是

A.(AgI)m是胶核B.Ag+是吸附离子

C.是反离子D．m=n+x[(AgI)m·

nI−

(n

x)K+]x

xK+反离子：Na+、Mg2+、Al3+、K+⑴高分子化合物的结构特征⑵高分子溶液相对分子质量＞

104(结构单元)n线状或分枝状分散相粒子大小在1~100

nm范围强水化作用稳定性的破坏

盐析(NH4)2SO42.高分子溶液均相热力学稳定系统二、化学反应的基本规律㈠化学热力学基础㈡化学动力学基础㈢化学平衡化学反应的速率1.热力学第一定律⑴系统⑵状态函数：T、p、V、U、H、S、G

等

T=T2−T1焓：H≡U+pV自由能：

G≡H−TS⑶热

(Q)和功(W)

系统Q

：吸热“+”，放热“–”W

：得功“+”，做功“–”封闭系统，状态1

状态2：

U=Q+W强度性质广度性质：开放系统、封闭系统、孤立系统教材P21～222.化学反应的热效应⑴等容反应热（Qv）Qv

=

U

(封闭系统，W非体积=

0、等温等容)⑵等压反应热（Qp）Qp

=

H(封闭系统，W非体积=

0、等温等压)⑶反应热的计算①盖斯定律——

热化学方程式的加减组合。②标准摩尔生成焓

fHm

⑴C(石墨)+O2(g)=CO2(g)⑵CO(g)+½O2(g)=CO2(g)⑶C(石墨)+½O2=CO(g)∵⑴−⑵=⑶∴

rHm3=rHm1−

rHm2（教材

P22～27）⑴决定化学反应自发进行的因素─

rHm和

rSm

⑵吉布斯方程

rGm=

rHm−

T

rSm(封闭，W有用=

0、等温等压)

rGm＜0，正向反应自发进行

rGm＞0，逆向反应自发进行

rGm=

0，系统达平衡（反应达最大限度）

rGm=

rHm

−

T

rSm

给定条件下，化学反应自发进行的方向？3.化学反应的方向和限度（

rGm）

的计算⑶标准摩尔自由能变标准摩尔生成自由能（教材

P27～31）[例]标准状态下，反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的

rH

=

−184.6

kJ·mol-1，则

HCl(g)的

fH

为A.−184.6kJ·mol-1B.184.6kJ·mol-1C.−92.3kJ·mol-1D.−369.2kJ·mol-1[例]等压下反应:A

+

B

=

C,

H1；C

+

D

=

E,

H2；则反应：2A

+

2B

+

2D

=

2E的

H3等于A.

H1

+

H2B.

H1

−

H2C.2

H1

+

2

H2D.2

H1

−

H2

[例]下列各物质的标准摩尔熵值的顺序为A.I2(s)＜I2(l)＞I2(g)

B.I2(s)＞I2(l)＞I2(g)C.I2(s)＞I2(l)＜I2(g)D.I2(g)＞I2(l)＞I2(s)1.

平均速率2.

速率方程3.影响反应速率的因素aA+bB

dD+eE浓度：从速率方程式可知温度：改变速率常数(

k)来影响反应速率催化剂：降低活化能(

Ea

)来提高反应速率催化剂可缩短平衡的时间，但不能改变平衡。（教材

P32～37）

=kcx(A)cy(B)反应级数(

n)：n=x+y内因：反应本性（Ea）外因：浓度、温度、催化剂K

大小取决于可逆反应的本性，并受温度的影响，但与浓度或分压无关。K

：T

定，可逆反应进行的最大限度的量度。1.标准平衡常数(K

)aA+bB

dD+eE2.书写K

表达式的注意事项3.化学平衡的移动浓度：c反

或c产

，平衡

；反之，平衡

。压力：p总，平衡

n气

；p总

，平衡

n气

。温度：T

，平衡

吸热；T

，平衡

放热。固体、纯液体、溶剂不写入表达式。K

表达式与反应方程式写法有关。正、逆反应的平衡常数互为倒数。[例]今有反应：2A+B

P，实验测得其速率方程为

=k

∙

c(A)

∙

c(B)，则该反应的反应级数为A．一级

B．二级C．三级

D．无法确定[例]关于活化能，下列说法正确的是

A.活化能越大，反应速率越大

B.反应速率相同的反应，活化能一定相同

C.一般来说，活化能越小，反应速率越大

D.正反应的活化能与逆反应的活化能相同[例]对

H2(g)+I2(g)

2HI(g)

的反应，下列措施中可改变标准平衡常数的是A.

加更多的

H2B.除去一些

HIC.使用较小的反应容器D.升高温度[例]反应

N2(g)

+

3H2(g)

2NH3(g)

在密闭容器中达平衡，反应的QV＜0，若升温，则平衡A.正向移动B.逆向移动C.不动D.无法确定[例]反应2NH3

N2+

3H2的K

=

0.25，则此温度下N2+

3H2

2NH3的标准平衡常数为A.

0.25B.

0.50C.

4.0D.

2.0三、溶液反应㈠酸碱平衡㈡沉淀溶解平衡㈢氧化还原平衡㈣配位平衡酸：凡能够提供质子（H+）的分子或离子。碱：凡能够接受质子的分子或离子。共轭酸碱对：组成上仅差一个质子。两性物质：既能给出

H+，又能接受

H+

的物质。酸碱反应实质：共轭酸碱对之间的质子转移。酸碱反应方向：强酸+强碱

弱酸+弱碱。H2CO3

H++

H++1.酸碱质子理论HB−B−：H2S−HS−；HS−−S2−，HS−2.水溶液中的酸碱平衡⑴溶液的酸碱性H2O+H2O

H3O++OH−水的离子积：Kw

=

[H3O+][OH−]25℃，Kw

=

1.00

10−14pH

=

−lg[H+]，pOH

=

−lg[OH−]pH+pOH=14.00pH=pOH=7.00溶液显中性

pH<7.00溶液显酸性

pH>7.00溶液显碱性⑵

溶液

[H+]

的计算一元弱碱：B−+H2O

HB+OH−一元弱酸：HB

H++B−共轭酸碱对Ka与Kb的关系：Ka

·Kb

=

Kw

。Ka

·Kb==[H+][OH−]

\\

同离子效应使弱电解质的解离度显著降低。盐效应使弱电解质的解离度略有增加。对稀溶液，一般不考虑盐效应。HAc

H++Ac−NaAc

Na++Ac−NaCl

Na++Cl−cHB/Ka≥500cB/Kb≥500

[例]

向HAc

溶液中加入少量固体NaAc，会使HAc

的

Ka变大B.HAc

的

Ka变小C.HAc

的

升高D.HAc

的

降低酸常数取决于酸的本性、温度以及溶剂，与浓度无关。HAc

H++Ac−同离子效应使得

HAc

的解离度

降低。Ka

Kb=KwKb(Ac−)=Kw/Ka(HAc)=1.0

10−14/1.8

10−5=5.6

10−10[例]HAc

的Ka=

1.8

10

5，则Ac

的碱常数

Kb

=

？缓冲范围：pH=

pKa

1抗碱成分

HAc

Ac−

NH3缓冲溶液组成：足够浓度的共轭酸碱对。缓冲溶液pH计算抗酸成分

共轭酸的酸常数总浓度：c(B−)

+

c(HB)3.水溶液酸碱性的维持缓冲比

缓冲容量(

)总浓度相同时，缓冲比越接近1，

越大；缓冲比一定时，总浓度越大，

越大。缓冲溶液的配制①选择合适的缓冲对所配缓冲液的

pH

值在所选缓冲对的缓冲范围内，并尽量接近共轭酸的

pKa

值。

与c总和缓冲比有关所选缓冲对不与溶液中主物质作用。②总浓度适当（0.1~0.5mol·L-1）。③利用缓冲公式，计算所需共轭酸碱的量。④配制后用pH计或精密pH试纸校准。[例]人体血液的pH值可维持在

7.35～7.45

这一狭小的范围内，下列原因中错误的是A.人体内有大量的水分B.机体呼吸作用的参与C.肾脏生理功能的调节作用D.血液中有以H2CO3～

为主的多种缓冲系[例]H3PO4的pKa1=2.16、pKa2=7.21、pKa3=12.32。将相同的浓度的

NaH2PO4

和

Na2HPO4

等体混合后，溶液的

pH值为A.2.12B.7.00C.7.21D.12.32教材：P65

～66[例]已知HAc的pKa=4.75，H3PO4

的pKa2=7.21，现要配制pH值在4～5范围内的缓冲溶液，为使其具有较大的缓冲能力，应选择A.0.05mol·L-1

HAc－0.15mol·L-1NaAc溶液B.0.10mol·L-1HAc－0.10mol·L-1NaAc溶液C.0.05mol·L-1HAc－0.05mol·L-1NaAc溶液

0.20mol·L-1NaH2PO4－0.20mol·L-1Na2HPO4溶液1.溶度积（Ksp）难溶强电解质AmBn的饱和溶液：AmBn(s)

mAn+(aq)+nBm−(aq)Ksp(AmBn)=[An+]m

[Bm−]n2.溶度积规则摩尔溶解度Qi

Ksp

：饱和溶液，平衡状态Qi＞Ksp

：过饱和溶液，沉淀

饱和溶液Qi＜Ksp

：不饱和溶液，沉淀将溶解AB型A2B/AB2型Ksp与So

的关系Qi=

cm(An+)

cn(Bm−)CaCO3为

AB

型难溶物，So与

Ksp的关系：Ksp=

(So)2[例]Mg(OH)2的溶度积表示式为A.Ksp=[Mg2+][2OH−]B.Ksp=[Mg2+][OH−]C.Ksp=[Mg2+][2OH−]2D.Ksp=[Mg2+][OH−]2[例]25℃时，CaCO3的摩尔溶解度为9.3

10−5mol

L-1，则CaCO3

的溶度积为A.1.9

10−6B.9.3

10−5C.1.9

10−4D.8.6

10−9Mg(OH)2(s)

Mg2+(aq)+2OH−(aq)[例]BaSO4在下列溶液中溶解度最小的是A.1.0

mol·L-1

NaClB.2.0

mol·L-1

BaCl2C.1.0

mol·L-1

Na2SO4D.纯水BaSO4

Ba2++BaCl2

Ba2++2Cl−Na2SO42Na++NaClNa++Cl−同离子效应

盐效应1.氧化数2.氧化还原反应元素的氧化数发生变化的化学反应。氧化还原电对（Ox/Re）：Fe3+/Fe2+、H+/H2、Cl2/Cl−等。组成：至少含有两个氧化还原电对。实质：氧化还原电对之间的电子转移。配平：氧化数法和离子−电子法。：元素一个原子的荷电数将成键电子指定给电负性较大的原子而求得教材：P135～136正极：Cu2++2e

Cu（还原）负极：Zn−2e

Zn2+

（氧化）3.原电池正极发生还原反应，负极发生氧化反应。电极电势较大的电对做正极，电极电势较小的电对做负极。原电池符号（教材

P139～140）。化学能

电能的装置如，铜锌原电池氧化剂还原剂任意一个氧化还原反应都可以设计成一个原电池。电池反应：Cu2++Zn

=Zn2++Cu原电池的电动势：E=

+

−

−(

)Zn│Zn2+(c1)

Fe3+(c2),Fe2+(c3)│Pt(+)Zn+2Fe3+=2Fe2++Zn2+4.电极电势─

(Ox/Re)⑴标准电极电势（

）（教材P141~143）

为强度性质，无加合性。

为平衡态的电极电势。⑵电极电势的

Nernst

方程Fe3++e=Fe2+

(Fe3+/Fe2+)

=

0.771V2Fe3++2e=2Fe2+

(Fe3+/Fe2+)

=

0.771VFe2+

−e=Fe3+

(Fe3+/Fe2+)

=

0.771V

纯液体、纯固体及溶剂不列入

Nernst

方程。气体用相对分压（p气体/p

）表示。有

H+或

OH−

参与时，其浓度应代入方程。a

Ox+n

e=b

Re25℃时，⑶

电极电势的应用25℃时，比较氧化剂和还原剂的强弱

，电对中氧化态的氧化能力越强，还原态的还原能力就越弱。判断氧化还原反应的方向E＞0，正向自发进行E＜0，逆向自发进行E＝0，达到平衡状态计算氧化还原反应的标准平衡常数[例]下列关于电极电势

的叙述中，正确的是

A.电对的

越小，其氧化态越易得电子是越强的氧化剂

B.电对的

越大，其还原态越易得电子是越强的还原剂

C.电对的

越小，其还原态越易失电子是越强的还原剂

D.电对的

越大，其氧化态是越弱的氧化剂[例]当溶液中

H+浓度增加时，下列电对的电极电势增加的是

A．+14H++6e

2Cr3++7H2OB．I2+2e

2I−C．Sn4++2e

Sn2+D．+2e

21.基本概念2.配合物的命名3.配位键的形成条件⑴配体的配位原子价层有孤对电子；⑵中心原子价电子层具有空轨道。配合物[CrCl2(NH3)

4]Cl中心原子配体配位数内界外界配位原子氯化二氯

•

四氨合铬(Ⅲ)配位单元[PtCl2(NH3)2][Ag(NH3)2]ClK3[Fe(CN)6]Cr3+Cl−、NH3Cl−2

+

4

=

6教材P155～158M

L4.配位平衡配合物的稳定常数(Ks)配位平衡的移动（教材P165～167）M+nL

MLn当配体过量时，溶液中存在的配离子以配位数最高的为主。溶液酸度的影响配位平衡与沉淀平衡的转化配位平衡与氧化还原平衡的转化配合物之间的转化螯合剂⑴必须含有两个或两个以上的配位原子；⑵配位原子之间应间隔

2

～

3

个其它原子。螯合效应影响螯合物稳定性的因素⑴螯合环的大小⑵螯合环的数目[Cu(en)2]2+比

[Cu(NH3)4]2+稳定5.螯合物

─五、六元环较稳定。─五、六元环的数目越多，螯合物越稳定。内、外界间：离子键中心原子

配体：配位键[PtCl2(NH3)2]只有内界，故为弱电解质。[例]下列配合物属于弱电解质的是A．[Co(en)3]Cl3B．[PtCl2(NH3)2]C．[Ag(NH3)2]ClD．K3[FeF6][例]配合物K[Co(C2O4)2(en)]中，中心离子的电荷数及配位数分别为A.+3

和3B.+3

和4C.+1

和4D.+3

和6[例]若使AgCl溶于水，可加入A.

H2OB.AgNO3C.NaClD.NH3·H2Oen：NH2CH2CH2NH2，C2O4

：草酸根，双齿配体2−中心原子Co3+的配位数：2

2+2=6[Ag(NH3)2]Cl螯合物Ⅱ物质结构一、原子结构二、分子结构三、配合物的结构㈠核外电子的运动状态2.核外电子运动状态的描写1.电子运动的特殊性⑴

(r,

,

)：波函数

原子轨道。每个运动状态下的电子有确定的

和能量。⑵

2

：电子在核外空间某处单位体积内出现的概率(电子在空间出现的概率密度)。电子云电子的运动状态只能用反映电子运动特殊性的量子力学来描述。

能量量子化

波粒二象性

测不准原理⑶

四个量子数nl

(亚层)mms轨道10(1s)0

½1s20(2s)1(2p)00,

1

½2s2px2py2pz30(3s)1(3p)2(3d)00,10,1,2

½3s3px3py3pz3dz2

3dx2y2

3dxy

3dxz

3dyz五重简并三重简并l：0、1、2···(n−1)m：0、

1···

ln：1、2、3···简并轨道

(等价轨道)光谱符号：s、p、d四个量子数：电子能量多电子原子原子轨道一个电子的运动状态n

—l

—

m

—ms

—电子层(能层)轨道形状(能级)电子自旋方向轨道取向㈡核外电子排布与周期表1.原子轨道能级⑴单电子原子和离子的原子轨道能量⑵多电子原子轨道能级Pauling的近似能级图徐光宪的n+

0.7

l

规律和能级组能级组ⅠⅡⅢⅣⅤ能级1s2s

2p3s3p4s3d4p5s4d5p＜＜＜＜＜＜＜＜＜＜由核电荷数和

n

决定n和

l

决定─教材P1092.核外电子排布规律能量最低原理、保利不相容原理、洪特规则3.原子电子组态与元素周期律周期数=

电子层数（能级组数）主族数

=

最外层电子数原子半径：同周期

，

；同主族

，

。电负性：同周期

，

；同主族

，

。全满s2p6d10半满s1p3d5

C：

1s2s2pO：1s2

2s22p4Na：1s2

2s22p6

3s1，ⅥA。，ⅠA。，位于第2周期，位于第3周期[例]n=2，l

的取值可为A.0,1,2B.1,2C.0,1D.0,

1,

2[例]基态

C原子的电子排布:

1s22s2，违反了

A.能量最低原理B.保利不相容原理

C.洪特规则D.最大重叠原理[例]同一周期中，原子半径最大的元素位于A.ⅠA族B.ⅠB族C.ⅦA族D.零族[例]某元素价层电子组态为3s2，则其位于第__周期，第__族。A.3,ⅠB

B.3,ⅡAC.3,ⅠA

D.2,ⅡB㈠共价键

配位键化学键：金属键、离子键、共价键两原子轨道沿键轴以“头碰头”方式重叠两原子