Растворы электролитов

Законы Рауля не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток — растворов электролитов. Для учёта этих отклонений Вант-Гофф внёс в приведённые выше уравнения поправку — изотонический коэффициент i, неявно учитывающий диссоциацию молекул растворённого вещества:

;       

Неподчинение растворов электролитов законам Рауля и принципу Вант-Гоффа послужили отправной точкой для создания С. А. Аррениусом теории электролитической диссоциации.

Изоосмия, изотония (от изо... и греч. osmós — толчок, tónos — напряжение), относительное постоянство осмотического давления в жидких средах и тканях организма, обусловленное поддержанием на данном уровне концентраций содержащихся в них веществ: электролитов, белков и т. д. И. — одна из важнейших физиологических констант организма, обеспечиваемых механизмами саморегуляции (см. Гомеостаз). Отклонение осмотического давления от нормального физиологического уровня " 0,76—0,81 Мн/м²(7,6—8,1 ат) влечёт за собой нарушение обменных процессов между кровью и тканевой жидкостью.

Роль осмоса: явление переноса из раствора с меньшей С в большую. Так осуществляется обмен молекулами между клеткой и внешней средой)

Гемолиз- разрушение- лопаются клетки в гипотоническом растворе

Плазмолиз-сморщивание клеток)

12.

Для неэктролитов i=1,Для электролитов I больше 1, причем с разбавлением раствора I растет , приближаясь к целым числам

До Арениуса:диссоциация на ионы под действием i

Арениус: диссоциация молекул электролитов на ионы происходит уже в процессе растворения.

Диссоциация обратима: наряду с распадом на ионы-обратный процесс рекомбинации: образование из ионов молекул = устанавливается ионное равновесие)

Сильные электролиты: практически полностью диссоциируют: альфа = 30%

Слабые электролиты не полностью : альфа равна 3-5%

Kp=

CH3COOHCH3COO + H

Закон Оствальда:

Kd

Альфа: 1.8 *10 в – 9

KD = 1.8 * 10 d -16

Активность)

Эффективная конц. в соответсвии с кислотой участвует в различных процессах

А=

Гамма- коэффицет активности

Ионная сила раствора) -I

I– полусумма произведений концентраций всех ионов раствора на квадрат заряда I=1/2 ECn*Z(в квадрате)n

Биологические жидкости сожержат много элементов NaCl KCL HCL CaCl2 NaH2PO4

Организм теряет воду и электролиты с мочей, при этом конц. элементов примерно постоянна( ионный гомеостаз)

Слюна как электролит является сложной биохим. Средой: вода, мин. Соли, орг. Вещ-ва

13. Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури, сопряженная протолитическая пара, амфолиты. Теория Льюиса.

В соответствии с положениями протолитической теории кислота – молекула или ион – донор протонов (НВ), основание – молекула или ион – акцептор протонов (В). Молекула или ион (2 иона), отличающиеся по составу на один протон, называются сопряженной кислотно-основной парой. В Водных растворах кислот и оснований всегда имеются 2 сопряженные пару, одну из которых образует вода.

Сила кислот определяется их способностью отдавать протон. Мерой этой способности служит константа кислотности k_a. K_a=c(B^-)c(H₃O⁺)/c(HB). Чем больше константа кислотности, тем сильнее кислота.

Сила оснований определяется их способностью принимать протон. K_b – константа основности. K_b=с(OH^-)c(OB⁺)/c²(B)

Частицы, способные взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями, называются амфолитами. Типичный пример амфолитов – аминокислоты.

Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной. Согласно апротонной (электронной) теории, кислотой называется вещество, способное присоединять электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару.

Ни кислота, ни основание протонов не содержат.

Эта концепция расширяет границы веществ, проявляющих кислотно-основные свойства, включая в себя протонотдающие и протонприсоединяющие системы.

В периоде сила кислородсодержащей кислоты растет с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента.

Для одного и того же элемента константа диссоциации различных кислот возрастает по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента примерно на пять порядков каждый раз.

В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:

Для многоосновных кислот способность к депротонизации уменьшается по мере увеличения отрицательного заряда аниона:

При этом константа диссоциации каждой последующей ступени уменьшается примерно на пять порядков:

K1 : K2 : K3 = 1 : 10–5 : 10–10.

На состояние динамического равновесия, в котором находится раствор слабого электролита, сильно влияет присутствие одноименного иона. Так, диссоциация уксусной кислоты протекает по схеме

и для этой реакции