Электролиты. Карагандинский государственный медицинский университетКафедра фармацевтических дисциплин и химии
 Скачать 446.19 Kb.
|
|
Карагандинский государственный медицинский университетКафедра фармацевтических дисциплин и химии Электролитическая диссоциация. Водородный показатель рН, как основная характеристика сред организма. Протолитическая теория кислот и основания. Сотченко Р.К. Специальность: Фармация, 1 курс Продолжительность: 1 час План:
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение, положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые анионами. 3. Диссоциация - процесс обратимый. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация), идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Ввиду обратимости процесса электролитической диссоциации в растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и недиссоциированные молекулы. Для количественной оценки процесса электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул: Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если , то диссоциация отсутствует, а если ,или 100%, то электролит полностью распался на ионы. Если же, например, 30%, то это означает, что из каждых 100 молекул электролита на ионы распадается 30. Степень электролитической диссоциации зависит: от природы растворителя, природы растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора.
+++4. При уменьшении концентрации электролита, т.е. при его разбавлении, степень диссоциации увеличивается. Поэтому, говоря о степени диссоциации, следует указывать концентрацию раствора Электролиты, степень диссоциации которых даже в относительно концентрированных растворах велика (близка к 1), называют сильными, а электролиты, степень диссоциации которых даже в разбавленных растворах мала - слабыми. К сильным электролитам относятся: 1) почти все соли, 2) такие минеральные кислоты, как , , , , , и некоторые другие, 3) основания щелочных и щелочноземельных металлов, например, , , . К слабым электролитам относятся : 1) почти все органические кислоты, например муравьиная , уксусная , 2) некоторые минеральные кислоты, например , , , . 3) многие гидроксиды металлов (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), например , , . К слабым электролитам относится вода. Слабыми называют такие электролиты, молекулы которых распадаются на ионы только частично. В растворах слабых электролитов процессы диссоциации и моляризации находятся в равновесии. Степень ионизации слабых электролитов показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе. Константой диссоциации называется константа равновесия процесса диссоциации слабого электролита. Например, для уксусной кислоты: CH3COOH ↔ CH3COO- + H+; [H+] ∙ [CH3COO-] K = ---------------------- [CH3COOH] Константа и степень диссоциации связаны уравнением закона разведения Оствальда: α2c K = -------- 1 – α Так как степень диссоциации для слабых электролитов очень мала, то можно принять, что 1 – α ≈ 1, тогда: α = √K/c. Последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора (то есть при уменьшении концентрации) степень диссоциации электролита увеличивается. Для расчётов, связанных с ионизацией слабых электролитов, удобней пользоваться не константой диссоциации, а её показателем: pK = - lg K. а = f ∙ c, где f – коэффициент активности. В предельном случае, когда взаимодействие между ионами практически отсутствует, активность ионов становится равной их общей концентрации. Коэффициент активности можно рассчитать по уравнению: lg f = - 0,5 ∙ z2 ∙ √I, где z – заряд иона, I – ионная сила раствора, учитывающая межионное взаимодействие, возникающее в концентрированных растворах электролитов. Ионная сила определяется по уравнению: I = 0,5 ∙ ∑ z2i ∙ ci. Реакции в растворах электролитов - это реакции между ионами. Необходимым условием протекания реакций в растворах электролитов является образование слабодиссоциирующих соединений или соединений, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде слабодиссоциирующие, газообразные и труднорастворимые соединения записывают в виде молекул. Рассмотрим методику написания ионных уравнений на примерах. Например, написать в ионно-молекулярной форме уравнение реакции Соли являются сильными электролитами, следовательно, они практически полностью диссоциируют на ионы. Соль - практически нерастворимое соединение, см. таблицу приложения 2. Это означает, что лишь небольшое число растворившихся молекул диссоциируют на ионы и . Основная же часть сульфата бария нерастворима и будет находиться в недиссоциированном виде, поэтому это вещество запишем в виде молекул, а остальные соли, являющиеся растворимыми, в виде ионов: Как видно из полученного полного ионно - молекулярного уравнения, ионы и не взаимодействуют, поэтому, исключив их, получим краткое ионно - молекулярное уравнение Стрелка показывает, что образующееся вещество выпадает в осадок. Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. На основании ионно - молекулярного уравнения можно легко написать молекулярное. Для этого к ионам левой части краткого ионно - молекулярного уравнения следует написать такие ионы противоположного знака, которые образовали бы с исходными ионами растворимые, хорошо диссоциирующие соединения. Затем такие же ионы и в том же количестве следует написать в правой части уравнения, после чего объединить ионы в молекулы соответствующих веществ. Например. Подобрать молекулярное уравнение к следующему ионно - молекулярному уравнению: Важно отметить, что обезвоживание организма при недостатке в нём электролитов не может быть в полной мере устранено только усиленным потреблением воды. Дефицит электролитов и связанная с этим потеря организмом воды приводят, прежде всего, к сгущению крови, что неблагоприятно сказывается на всей динамике кровообращения. Нарушения нормального электролитного баланса организма чреваты весьма серьёзными последствиями. Необходимо, чтобы постоянные потери электролитов через желудочно-кишечный тракт, почки и за счёт потоотделения непрерывно восполнялись с пищей и питьевой водой. О значении электролитов для жизнедеятельности организма человека и животных свидетельствуют опыты, в которых демонстрируются возможности продолжительного функционирования изолированных органов животных в растворах электролитов. Например, сердце лягушки или кролика в растворе, содержащем ту же концентрацию электролитов, как и в плазме крови, функционируют. В чистой воде или в растворах с более низкой концентрацией электролитов их деятельность прекращается. Нарушение обмена катионов в организме приводит к адинамии – мышечной слабости, резкому ослаблению или даже прекращению двигательной активности. Спасибо за внимание! |