Теория электролитической диссоциации Электролитическая диссоциация ЭД — процесс

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.

• • • • степень ЭД отношение количества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного элек тролита: 0 = nр/no , где 0 истинная степень ЭД, nр количество молекул (формульных единиц) электролита, распавшихся на ионы в растворе; no общее число молекул (формульных единиц) электролита, перешедшее в раствор. Степень ЭД прямо пропорциональна полярности и поляризуемости химической связи в электролите, диэлектрической проницаемости среды, температуре раствора и обратно пропорциональна концентрации раствора По степени ЭД все электролиты делятся на 2 типа: сильные электролиты ( 0 > 0, 7) и слабые электролиты (0< 0< 0, 1). 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). 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 =

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

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

• При приготовлении физиологических растворов необходимо учитывать их осмотические свойства, поэтому их концентрацию выражают через осмолярную концентрацию (осмолярностъ) • 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. • Осмотическому давлению крови человека соответствует осмолярная концентрация частиц от 275 до 300 м. Осм/л. • Осмолярность считается так: • 0, 1 М Na. Cl 0. 1 х 1 + 0. 1 х1= 0. 2 Осм/л= 200 м. Осм/л. • или: • 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.

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

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

• • • • 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.

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

• • • . Равновесие между раствором и осадком малорастворимого сильного электролита. Са 3(РО 4)2 ↓↔ 3 Са 2+ + 2 PO 4 3 -. Применяя закон действующих масс для данного равновесного состояния, выразим константу растворимости КS (произведение растворимости (ПР)): ПР = [Са 2+ ] 3[PO 4 3 - ]2 / [Са 3(РО 4)2 ] = const, и ПР(Са 3(РО 4)2)= [Са 2+ ] 3[PO 4 3 - ]2. Чем меньше ПР, тем ниже растворимость электролита. Условия образования осадка: стехиометрическое произведение концентраций ионов сильного электролита должно быть больше ПР: [Са 2+ ] 3[PO 4 3 - ]2 > ПР. Условия растворения осадка: осадок малорастворимого сильного электролита растворится, когда стехиометрическое произведение концентраций ионов сильного электролита меньше ПР: [Са 2+ ] 3[PO 4 3 - ]2 < ПР. 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.