ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ

ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ

КАФЕДРА ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Лекция:
Свойства растворов электролитов

Основные понятия теории электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
Межионные взаимодействия. Активность ионов.
Ионная сила раствора.
Ионное произведение воды. Водородный показатель среды.

Лектор: Ирина Викторовна Ганзина
кандидат биологических наук
доцент кафедры общей и биоорганической химии

диссоциации (С.Аррениус, 1887г):
Элекролиты – это вещества, водные растворы или

расплавы которых проводят электрический ток (кислоты, основания, соли).
Электролиты в растворах и расплавах подвергаются процессу электролитической диссоциации- распаду молекул на ионы.

степени диссоциации электролита (α),
которая показывает

отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы (n), к общему числу диссоциированных (n) и недиссоциированных (N) молекул:

или

Величина α зависит от природы электролита, температуры и концентрации раствора.

Основные понятия. Степень диссоциации. Константа диссоциации

> 0,3 (больше 30%), в разбавленных растворах α → 1

(100%)
Н-р: НCl, HBr, HI, H2 SO4, HNO3, HMnO4, HCLO4;
Растворимые основания-щелочи; все растворимые соли.
2. Средней силы электролиты 0,3 > α > 0,03 (от 3 до 30 %)
Н-р: H3PO4, H2SO3, НF, H2C2O4 и др.
Слабые электролиты α < 0,03 (меньше 3%)
Н-р: H2CO3, H2S, H2SiO3, HNO2, CH3COOH и др. органические кислоты, NH4OH и др. нерастворимые основания и соли.

Основные понятия. Степень диссоциации. Константа диссоциации

закону действующих масс

Кд =

Чем больше величина Кд , тем сильнее диссоциирует электролит.
Кд зависит от природы электролита, температуры и практически не зависит от концентрации вещества в растворе.

Основные понятия. Степень диссоциации. Константа диссоциации

Кд
Для слабых электролитов справедлив закон Оствальда: степень диссоциации слабого электролита

возрастает с разбавлением раствора





где V(x) – разбавление раствора

Основные понятия. Степень диссоциации. Константа диссоциации

друга, что приводит к снижению значения электропроводности раствора.
Если по величине

электропроводности рассчитать степень диссоциации электролита, то она окажется значительно меньше 100%.
Такое значение α называют «кажущейся» степенью диссоциации.

вводится величина
активности электролита - а(Х)

Под активностью электролита Х понимают эффективную концентрацию электролита, в соответствии с которой он участвует в различных процессах.

с учетом сил межионного взаимодействия.
Активность связана с истинной концентрацией растворенного

вещества соотношением:
а (х) = f (х)· С (х)
С(х)- концентрация электролита, моль·дм-3
а(х)- активность электролита, моль·дм-3
f(х)- коэффициент активности; выражает отклонение свойств раствора с концентрацией С(х) от свойств идеального бесконечно разбавленного раствора данного электролита. Принимает значения от 0 до 1.

Межионное взаимодействие. Активность ионов

Это достигается в разбавленных растворах (C(x)≈10-4 моль·дм-3)

Если f(x)

ионы связаны силами межионного взаимодействия. При этом во всех расчетах используют именно активную концентрацию, меньшую по числовому значению, чем C(x).

Межионное взаимодействие. Активность ионов

было введено понятие ионной силы раствора.
Ионной силой раствора (I )

называют величину, равную полусумме произведения моляльной концентрации находящихся в растворе ионов на квадрат заряда каждого иона:

– ионная сила раствора; характеризует суммарную активность ионов в растворе с учетом сил межионного взаимодействия; моль·кг-1
– моляльная концентрация ионов данного вида, показывает содержание количества (моль) ионов в 1000г (1кг) растворителя; моль·кг-1
– заряд иона

Iфиз = 0,15 моль·кг-1

Растворы, применяемые в медицинской практике и имеющие ионную силу равную 0,15 моль·кг-1 называются физиологическими растворами.

Ионная сила раствора

·100%
1. М(NаСI)=58,5 г ·моль-1
m(NaCI)=n · М=0,15 · 58,5=8,775г
2.

m(р)=m(р-ля)+m(Х)= m(Н20)+m(NaCI)= 1000+8,775= 1008,775г.
3. W (NаСI) =8,775/1008,775 · 100=0,87%
Поэтому физиологический раствор NaCI, используемый в медицинской практике, должен иметь концентрацию в интервале значений 0,8-0,9%.

Водородный показатель среды растворов.

электролитом. Процесс диссоциации складывается из двух стадий:
Н2 О↔Н + +

ОН-
Н2 О + Н + ↔ Н3 О +
----------------------------------------
2Н2 О ↔ Н3 О + + ОН-

= [H+] ·[OH-] / [H2O] = 1,8 ·10-16 моль· дм-3



Ионное

произведение воды. Водородный показатель среды растворов.

есть из 555 млн. молекул только одна распадается на ионы,

поэтому молярную концентрацию воды принято считать величиной постоянной и численно равной отношению массы одного кубического дециметра воды к молярной массе воды:

[H2O] = m (H2O) /M (H2O) V

[H2O] =1000 / 18 ·1 = 55,6 моль· дм-3

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов.

[Н2 О]= 1,8 ·10-16 ·55,6 = 10-14
Обозначим данную

величину константой автоионизации воды (Кв) или ионным произведе-нием воды:
Кв = [Н + ]·[ОН-] =10-14
Уравнение показывает, что в чистой воде и в растворе любого электролита произведение концентрации протонов и ионов гидроксила есть величина постоянная при данной температуре. Увеличение С(Н+) приводит к уменьшению С(ОН-) и наоборот, т.е. эти величины сопряжены.

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов.

гидроксила:

С(Н +) = С(ОН-) = 10-14 =

10-7 моль·дм-3

По величине С(Н+) определяют реакцию среды раствора:
Нейтральная среда: С(Н+) =10-7 моль·дм-3
Кислая среда: С(Н+) > 10-7 моль·дм-3 (10-6 и т.д.)
Щелочная среда:С(Н+)< 10-7моль·дм-3 (10-8 и т.д.)

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов.

показатель среды раствора
(рН) – численно равен отрицательному десятичному логарифму

концентрации (активности) ионов водорода в растворе.
рН = - lg С(Н+)

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов.

рН = 7
Кислую среду: рН < 7
Щелочную среду: рН >

7

логарифму концентрации (активности) гидроксид-ионов в в растворе.

рОН = - lg

С(ОН-)

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов.

Для этого умножим левую и правую часть на -1 и

возьмём десятичный логарифм:
- lg [С(Н +) ·С(ОН-) ] = - lg 10-14
Логарифм произведения есть сумма логарифмов, тогда:
[- lg С(Н +) ] + [- lg С(ОН-) ] = 14
Окончательно получаем:
рН + рОН = 14

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов.

≈ 37оС уравнение ионного произведения воды принимает вид:

рН + рОН

= - lg 2,3 ·10-14 = 13,6

Поэтому in vivo:
кислые среды имеют рН < 6,8;
щелочные среды имеют рН > 6,8.

Ионное произведение воды. Водородный показатель среды растворов.

характеристики растворов слабых электролитов учитывают активность ионов в растворе и

различают три вида кислотности:
активную– характеризует активную концентрацию свободных протонов в растворе;
потенциальную (резервную) - характеризует количество связанных протонов в молекулах кислот,
общую- сумма активной и потенциальной кислотностей.

СН3СОО- (α

актив. к-ть
общая кислотность
Активную кислотность определяют только свободные Н+ в растворе, но их мало, т.к. α<3%
Потенциальная кислотность определяется кол-вом связанных протонов в непродиссоциировавшие молекулы уксусной кислоты.
Общая кислотность - сумма активной и потенциальной кислотностей.

разнице между обшей и активной определяют резервную кислотность.
рН

такого раствора является мерой активной кислотности среды
рН = -Ig а(Н+)

физиологическую активность, поэтому в биохимических исследованиях учитывают все виды кислотностей.