Теоретическое обоснование_занятие2_модуль2. Лекция 2 Учение о растворах. Теории растворов слабых и сильных электролитов. Протонная теория кислот и оснований
 Скачать 112.67 Kb.
|
|
Модуль 2 Лекция №2 Учение о растворах. Теории растворов слабых и сильных электролитов. Протонная теория кислот и оснований. Ионное произведение воды и водородный показатель. Биомедицинская значимость темыПостоянство концентрации ионов водорода является одной из существенных констант внутренней среды организма. Так, физиологические колебания рН крови и внеклеточной жидкости составляют 7,36 – 7,44. Сохранение постоянства рН внутренней среды организма имеет первостепенное значение для жизнедеятельности организма, так как ионы Н+ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения, биологическая активность ферментов и гормонов проявляется только в строго определенном интервале рН. Теория растворов слабых электролитов В 1887 г. С.Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (ТЭД). Основные положения. Электролиты при растворении или расплавлении распадаются на ионы. В растворе электролитов сольватированные (гидратированные) ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор электрического тока катионы двигаются к катоду ( – ), а анионы – к аноду ( + ). Диссоциация (ионизация) – процесс обратимый. Слабые электролиты в растворах диссоциируют неполностью. Например, СН3СООН  CН3СОО– + Н+Согласно закону действующих масс скорость прямой реакции V1 = k1[CH3COOH], а скорость обратной реакции V2=k2[CH3COO–][H+]. В растворе устанавливается равновесие между процессами диссоциации и ассоциации: V1 = V2, поэтому константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации (Кд): Кх.р. =  =КдЗдесь в числителе дроби стоят концентрации ионов – продуктов диссоциации, а в знаменателе – концентрация недиссоциированных молекул. Согласно ТЭД основными характеристиками слабого электролита являются степень его диссоциации и константа диссоциации (ионизации) Кд. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры, присутствия в растворе других ионов и от концентрации. Константа диссоциации зависит только от природы растворителя, электролита и температуры, но не зависит от концентрации. Поэтому, для характеристики слабого электролита удобнее пользоваться константой диссоциации. Чем больше Кд, тем лучше данный электролит распадается на ионы, тем сильнее электролит. Между Кд и существует взаимосвязь. Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через С, а степень его диссоциации в данном растворе через , то концентрация каждого из ионов будет С, а концентрация недиссоциированных молекул С(1–). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид: Кд =  . Это уравнение является математическим выражением закона разведения Оствальда. Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала ( <<1), уравнение закона Оствальда упрощается: Кд С2 или   где С – концентрация бинарного электролита (моль/л), V= – это разведение (л/моль). Закон разведения Оствальда формулируется следующим образом: «При разведении (разбавлении) раствора слабого электролита степень его диссоциации увеличивается». На практике для характеристики слабого электролита часто используют показатель константы диссоциации рК. рК = – lgКд. Чем больше рК, тем слабее электролит. Теория растворов сильных электролитов Разработана в 1923 г. П.Дебаем и С.Хюккелем. Основные положения. 1. Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциируют, т.е. степень диссоциации = 1 или 100%. В растворах электролитов ионы взаимодействуют с полярными молекулами растворителя и образуются сольватные оболочки (гидратные оболочки, если растворитель – вода). Гидратные оболочки увеличивают размер ионов и поэтому уменьшается способность иона переносить электрический ток, участвовать в химических реакциях.  2. Ионы взаимодействуют с друг другом и вокруг каждого гидратированного иона возникает “ионная атмосфера” из гидратированных ионов противоположного знака, что тормозит действие каждого иона. Возникновение гидратных оболочек и ионных атмосфер позволяет говорить лишь о кажущейся степени диссоциации, так как она не соответствует действительной степени распада электролита на ионы. В связи с этим для растворов сильных электролитов вводится величина, называемая активностью (активной концентрацией). Под активностью электролита понимают условную эффективную концентрацию, в соответствии с которой электролит проявляет себя в химических реакциях, коллигативных свойствах растворов, при переносе электрических зарядов. Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением a = fа С, где С - аналитическая концентрация, моль/л; а - активность электролита, моль/л; fа - коэффициент активности (величина безразмерная). fа = кажущаяся Коэффициент активности fа характеризует отклонение некоторых свойств реального раствора сильного электролита с концентрацией С от свойств раствора при бесконечном разведении или идеального раствора, т.е. при отсутствии межионных взаимодействий. Например, если fа =1, то движение ионов в растворе свободное, отсутствует взаимодействие ионов и в этом случае а = С; если fа 1, то возникают электростатические взаимодействия между ионами. Коэффициент активности fа зависит от величины заряда иона, природы растворителя, температуры и концентрации ионов. Другой количественной характеристикой межионных электростатических взаимодействий является ионная сила раствора I : I = 1/2 (С1z12 +С2 z22 + ....Сi zi2) где: С - концентрация данного иона в моль/кг, z - заряд каждого иона. Между ионной силой раствора I и коэффициентом активности fа существует взаимосвязь: lg fа = – 0,5 z2 , где z – заряд иона. Чем больше ионная сила раствора и величина заряда ионов, тем меньше коэффициент активности. Ионная сила плазмы крови человека близка к 0,15 моль/кг. |