Елементи теорії розчинів електролітів. Сильні і слабкі електроліти. Константа іонізації слабкого електроліту. Закон розведення Оствальда. Іонна сила розчину. Активність і коефіцієнт активності іонів. Електроліти в організмі.
Експериментально доведено, що в розчинах електролітів розпад молекул на іони здійснюється на 100%. Сильним вважається електроліт, ступінь дисоціації якого більше 30%. Слабким - ступінь дисоціації менше 3%.
Кб = [Kt +] * [An -] / [KtAn] = K1 / K2, де К1 - константа швидкості прямої реакції, К2 - константа швидкості зворотної реакції. [KtAn] - недіссоціірованних частина.
Закон розведення Оствальда:
Ступінь дисоціації слабкого електроліту зростає з розведенням розчину.
де а - ступінь електролітичноїдисоціації.
Для слабких електролітів величиною а можна знехтувати і вважати, що. Тоді рівняння набуде вигляду:. звідки
Дана константа є константою іонізації слабкого електроліту. Вона не залежить від вихідної концентрації речовин, а залежить тільки від природи електроліту і розчинника, а також від температури. Константа іонізації характерна тільки для слабких електролітів. Чим більше значення константи, тим сильніше електроліт піддається іонізації.
Іонна сила розчину - міра інтенсивності електричного поля, створюваного іонами в розчині. Напівсума творів з концентрації всіх іонів в розчині на квадрат їх заряду. Формула вперше була виведена Льюїсом:
,
де cB - молярні концентрації окремих іонів (моль / л), zB заряди іонів
Активність компонентів розчину - ефективна (здається) концентрація компонентів з урахуванням різних взаємодій між ними в розчині, тобто з урахуванням відхилення поведінки системи від моделі ідеального розчину.
Активність відрізняється від загальної концентрації на деяку величину. Ставлення активності () до загальної концентрації речовини в розчині називається коефіцієнтом активності:
Коефіцієнт активності служить мірою відхилення поведінки розчину (або компонента розчину) від ідеального. Відхилення від ідеальності можуть бути обумовлені різними хімічними і фізичними причинами - дипольні взаємодії, поляризація, освіту водневих зв'язків, асоціація, дисоціація, сольватация і ін.
Електроліти грають колосальну роль в життєдіяльності організмів, зокрема людського організму. Наявність в фізіологічних рідинах електролітів помітно впливає на розчинність білків, амінокислот і інших органічних сполук. Здатність електролітів утримувати воду у вигляді гідратів запобігає зневодненню організму.
Порушення обміну катіонів в організмі призводить до адинамії - м'язової слабкості, до припинення або різкого ослаблення рухової активності. Найбільше значення мають катіони Na + і K +. виявляються практично у всіх тканинах і рідинах.
Натрій є позаклітинним катіоном. Калій, навпаки, є внутрішньоклітинним катіоном.
13. Основні положення Протолітична теорії кислот і основ Бренстеда - Лоурі; сполучена Протолітична пара, амфоліти. Теорія Льюїса.
Відповідно до теорії Бренстеда - Лоурі кислотою є будь-яка речовина, молекулярні частинки якого здатні віддавати протон, т. Е. Бути донором протонів. Підставою називають будь-яка речовина, молекулярні частинки якого здатні приєднати протони, т. Е. Бути акцептором протонів.
Згідно протонної теорії, віддаючи протон, кислота перетворюється в основу, яке називається зв'язаним цієї кислоті:
1) (кислота) = (поєднане підставу) + H +
тобто кожної кислоті відповідає поєднане підставу. Навпаки, підстава, приєднуючи протон, перетворюється в пов'язану кислоту:
2) (підстава) + H + = (сполучена кислота)
Наприклад, кислоті H2 SO4 відповідає поєднане підставу HSO4 -. підставі. Cl - - сполучена кислота HCl.
Так як протон в розчинах не існує у вільному стані, кислота може віддати протон тільки підставі, що, прийнявши протон, стає кислотою. Тому, згідно протонної теорії має місце кислотно - основну рівновагу, обумовлене переносом протона:
(Кислота) 1 + (підстава) 2 = (кислота) 2 + (підстава) 1
Амфоліти - молекули, в структурі яких присутні як кислотні, так і основні групи, що існують у вигляді цвіттер-іонів при певних значеннях pH. Цей pH позначається як ізоелектричної точка молекули. Амфоліти утворюють розчини з хорошими буферними властивостями. Завдяки здатності до вибіркової іонізації вони протидіють зміні pH при додаванні кислоти або підстави. У присутності кислот вони приймають на себе протони, видаляючи останні з розчину, і протидіють підвищенню його кислотності. При додаванні підстав амфоліти вивільняють іони водню в розчин, перешкоджаючи зростанню pH, і тим зберігаючи його рівновагу.
Згідно електронної теорії кислот і підстав Льюїса:
кислотою називають речовину, яка бере електронні пари, - акцептор електронів; підставою називають речовина, що поставляє електрони для утворення хімічного зв'язку, - донор електронів.
Інакше кажучи, взаємодія між кислотою і підставою полягає в освіті донорно - акцепторної зв'язку між реагують частками.
До підстав Льюїса відносять галогенид - іони, аміак, аліфатичні і ароматичні аміни, кислородосодержащие з'єднання із загальною формулою R2 CO.
До кислот Льюїса відносять галогеніди бору, алюмінію, кремнію, олова та інших елементів.
Автопротоліз води. Константа автпротоліза води. Водневий показник.
Автопротоліз - гомофазний процес самоіонізаціі, оборотний процес передачі протона від однієї нейтральної молекули рідини до іншої і освіти в результаті рівної кількості катіонів та аніонів.
Найбільш важливе значення має автопротоліз води. Константа автопротоліза для води зазвичай називається іонним добутком води і позначається як. Іонний добуток чисельно дорівнює добутку рівноважних концентрацій іонів гідроксонію і гідроксид-аніонів. Зазвичай використовується спрощена запис:
При стандартних умовах іонний добуток води дорівнює 10 -14. Воно є постійною не тільки для чистої води, але також і для розбавлених водних розчинів речовин. Автопротоліз води пояснює, чому чиста вода, хоч і погано, але все ж проводить електричний струм.
На основі іонного добутку води обчислюються водневий показник і константа гідролізу солей, константа сольватації (твір розчинності) - найважливіші характеристики рівноважних процесів в розчинах електролітів.
Десятковий логарифм молярної концентрації іонів водню у водному розчині, взятий з образним знаком, називаютводородним показником pH:
Іноді для проміжних розрахунків використовують гідроксильний показник pOH, що представляє собою десятковий логарифм молярної концентрації іонів гідроксилу, узятий з оберненим знаком: