Теория электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация (ЭД)

Теория электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация (ЭД) - процесс распада вещества на ионы, происходящий вследствие электростатического взаимодействия его с полярными молекулами растворителя. Аррениус: рассматривал раствор электролита как механическую смесь из ионов и молекул растворителя. Д. И. Менделеев и И. А. Каблуков: гидратную теорию, согласно которой молекулы вещества при растворении взаимодействуют с молекулами растворителя, образуя непрочные ассоциаты — сольваты (гидраты). Электролитами являются вещества, имеющие сильно ионную или ковалентную сильно полярную связь. Энергетика ЭД – на разрыв связей затрачивается огромная энергия, которая компенсируются выделением тепла в процессах сольватации молекул и ионов.

u степень ЭД отношение количества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного элек тролита: u 0 = nр/no , u где 0 истинная степень ЭД, u nр количество молекул (формульных единиц) электролита, распавшихся на ионы в растворе; u no общее число молекул (формульных единиц) электролита, перешедшее в раствор. u Степень ЭД u прямо пропорциональна u полярности и поляризуемости химической связи в электролите, u диэлектрической проницаемости среды, u температуре раствора u и обратно пропорциональна концентрации раствора u По степени ЭД все электролиты делятся на 2 типа: сильные электролиты ( 0 > 0, 7) и слабые электролиты (0< 0< 0, 1). u Сильными электролиты: сильные кислоты, щелочи и большинство солей (НС 1, H 2 SО 4, HNO 3, КОН, Na. OH, Ba(OH)2, Na. Cl, KN 03). u Слабые электролиты: слабые кислоты и слабые основания (СН 3 СООН, Н 2 СО 3, HCN, HF, HNO 2, NH 3 • H 2 O) и H 2 O.

• Теория растворов сильных электролитов. • Процесс ЭД сильного электролита, • - практически необратим • - нельзя охарактеризовать константой диссоциации. • - велика роль межионного взаимодействия • Активность иона a(X) - эффективная концентрация иона X, соответственно которой он участвует во взаимодействиях: • а (Х) = f ac(Х) , • где с(Х) - концентрация иона Х в растворе, • fa - коэффициент активности иона Х в растворе. • Коэффициент активности иона fa показывает, • во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в растворе сильного электролита. • Значение коэффициента активности иона зависит от: • 1) кон центрации этого иона (сначала уменьшается, а затем растет с ростом концентрации); • 2) температуры (увеличивается с ростом температуры); • 3) концентрации других ионов (влияет общая концентрация всех ионов в растворе).

• Г. Льюис(1907)ввел понятие • Ионная сила раствора I - величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе: • I = • • где q 1, q 2, q 3, . . . , qn - заряды всех ионов, находящихся в растворе, • c 1, c 2, c 3, . . . , cn – молярные концентрации ионов. • В разбавленных растворах уравнение Дебая — Хюккеля: • lg fa =

u Растворы слабых электролитов. u ЭД слабых электролитов — процесс обратимый: u CH 3 COOH CH 3 COO + H+. u Используя закон действующих масс, электролитическое равновесие можно количественно выразить величиной константы ЭД: u Кд (CH 3 COOH) = [H+] [CH 3 COO ]/ [CH 3 COOH] , u Кд u не зависит от концентрации электролита u определяется природой вещества, природой растворителя (с увеличением диэлектрической проницаемости возрастает); u от температуры прямопропорционально u Степень ЭД ( ) и константу ЭД связывает закон разбавления Оствальда: u = Кд.

u Слабые многоосновные кислоты и слабые многокислотные основания диссоциируют в несколько этапов ( ступенчато ): u I cтупень: Н 2 СО 3 ↔ Н+ + НСО 3 - u КД 1= ; u II ступень: НСО 3 - ↔ H+ + CO 32 u КД 2 = u Суммарно ЭД H 2 CO 3 ↔ 2 H+ + CO 32 u КД(общ) = . u КД 1 >> КД 2 >> КД 3 и т. д.

• Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов • Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше теоретического: • Р = 1000 i CRT • Коэффициент i определяется для каждого раствора экспериментально • -по повышению осмотического давления раствора, • - понижению давления пара растворителя над раствором, • -по повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания: • В числителе величины экспериментальные, в знаменателе — теоретические. • законы Рауля: • ; • tкип = i. КЭ m; tзам = i. КК m

• 0, 1 М КCL • 0, 1 M C 6 H 12 O 6 • 0, 1 M (NH 2)2 CO • P КCL PC 6 H 12 O 6=P (NH 2)2 CO

• Электролиты в организме человека: • участвуют в поддержании осмотического давления, • р. Н среды, • активируют ферменты, • создают мембранный потенциал, - участвуют в проведении нервного импульса, • - в сокращении мышцы сердца и т. д.

• ионы организма • можно разделить на антагонисты и синергисты. • Те ионы, которые действуют совместно и усиливают действие друга, называются синергистами, ( ионы калия и кальция в миокарде, ионы меди, марганца, кобальта, железа в процессе образования гемоглобина) • Ионы, которые ослабляют действие друга, называются антагонистами, ( ионы натрия и калия, натрия и кальция) Поэтому замена физиологического раствора [0, 9% Na. Cl] раствором KCl той же концентрации приводит к остановке сердца.

u При приготовлении физиологических растворов необходимо учитывать их осмотические свойства, поэтому их концентрацию выражают через осмолярную концентрацию (осмолярностъ) u Осмолярная концентрация суммарное молярное ко личество всех кинетически активных, т. е. способных к самостоятельному движению, частиц, содержащихся в 1 литре раствора, независимо от их формы, размера и природы. u Осмотическому давлению крови человека соответствует осмолярная концентрация частиц от 275 до 300 м. Осм/л. u Осмолярность считается так: u 0, 1 М Na. Cl 0. 1 х 1 + 0. 1 х1= 0. 2 Осм/л= 200 м. Осм/л. u или: u 0, 2 М Сa. Cl 2 0, 2 х 1+ 0. 2 х2= 0. 6 Осм/л

• Водно-электролитный баланс ……. В зависимости от содержания внеклеточной жидкости различают 6 состояний, приводящих к или Внеклеточной жидкости: содержание увеличено в 2 и более раза- гипергидратация уменьшено в 2 раза- дегидратация 1. Гипертоническая дегидратация : Р осм жидкость при диабете, почечной недостаточности : клетка теряет воду. 2. Изотоническая дегидратация – Р =N жидкость страдает внеклеточное пространство- при потере крови. 3. Гипотоническая дегидратация Р осм жидкость клетка пересыщается водой – при потери натрия, который удерживает воду.

u 4. Гипертоническая гипергидратация u Р осм жидкость u клетка обезвоживается если нет пресной воды u 5. Изотоническая гипергидратация u Р =N жидкость u отеки при циррозе печени, ССЗ u 6. Гипотоническая гипергидратация u Р осм жидкость u чрезмерное потребление воды, поражаются клетки

u Методы криоскопии и эбулиоскопии используются для определения молекулярной массы веществ: u , где u М — молекулярная масса растворённого вещества; u К — эбулиоскопическая или криоскопическая константа; u m — масса растворённого вещества в г [или кг]; u G — масса растворителя в г [или кг]; u Осмолярность плазмы крови взрослого человека в норме 275 300 мосм/кг воды. u Можно определить осмолярную концентрацию любой биологическлой жидкости, если известна точка её замерзания: u . u

• Водно-электролитный баланс • В зависимости от содержания внеклеточной жидкости • различают 6 состояний, приводящих к или • Внеклеточной жидкости: • содержание увеличено в 2 и более раза- гипергидратация • уменьшено в 2 раза- дегидратация • 1. Гипертоническая дегидратация : • Р осм жидкость • при диабете, почечной недостаточности : клетка теряет воду. • 2. Изотоническая дегидратация – • Р =N жидкость • страдает внеклеточное пространство- при потере крови. • 3. Гипотоническая дегидратация • Р осм жидкость • клетка пересыщается водой – при потери натрия, который удерживает воду.

u 4. Гипертоническая гипергидратация u Р осм жидкость u клетка обезвоживается если нет пресной воды u 5. Изотоническая гипергидратация u Р =N жидкость u отеки при циррозе печени, ССЗ u 6. Гипотоническая гипергидратация u Р осм жидкость u чрезмерное потребление воды, поражаются клетки

u . Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита. u Са 3(РО 4)2 ↓↔ 3 Са 2+ + 2 PO 4 3 -. u Применяя закон действующих масс для данного равновесного состояния, выразим константу растворимости КS (произведение растворимости (ПР)): u ПР = [Са 2+ ] 3[PO 4 3 - ]2 / [Са 3(РО 4)2 ]. u [Са 3(РО 4)2 ] = const, и ПР(Са 3(РО 4)2)= [Са 2+ ] 3[PO 4 3 - ]2. u Чем меньше ПР, тем ниже растворимость электролита. u Условия образования осадка: стехиометрическое произведение концентраций ионов сильного электролита должно быть больше ПР: u [Са 2+ ] 3[PO 4 3 - ]2 > ПР. u Условия растворения осадка: осадок малорастворимого сильного электролита растворится, когда стехиометрическое произведение концентраций ионов сильного электролита меньше ПР: u [Са 2+ ] 3[PO 4 3 - ]2 < ПР. u Последовательность осаждения ионов: если к раствору, содержащему смесь ионов, осаждаемых одним и тем же реагентом, добавить этот реагент, то образование осадков идет поочередно, начиная с электролита, имеющего наименьшее ПР.