На разрыв связей затрачивается огромная энергия, которая компенсируются выделением тепла в процессах сольватации молекул и ионов

Гидратную теорию, согласно которой молекулы вещества при растворении взаимодействуют с молекулами растворителя, образуя непрочные ассоциаты — сольваты (гидраты).

Электролитами являются вещества, имеющие сильно ионную или ковалентную сильно полярную связь. Энергетика ЭД –

u степень ЭД -отношение количества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного элек­тролита:

u a0 = nр/no,

u где a0 - истинная степень ЭД,

u nр - количество молекул (формульных единиц) электролита, распавшихся на ионы в растворе;

u no - общее число молекул (формульных единиц) электролита, перешедшее в раствор.

u Степень ЭД

u прямо пропорциональна

u полярности и поляризуемости химической связи в электролите,

u диэлектрической проницаемости среды,

u температуре раствора

u и обратно пропорциональна концентрации раствора

u По степени ЭД все электролиты делятся на 2 типа: сильные электролиты (a0 > 0,7) и слабые электролиты (0<a0< 0,1).

u Сильными электролиты: сильные кислоты, щелочи и большинство солей (НС1, H2SО4, HNO3, КОН, NaOH, Ba(OH)2, NaCl, KN03).

u Слабые электролиты: слабые кислоты и слабые основания (СН3СООН, Н2СО3, HCN, HF, HNO2, NH3 •H2O) и H2O.

• Теория растворов сильных электролитов.

• Процесс ЭД сильного электролита,

• - практически необратим

• - нельзя охарактеризовать константой диссоциации.

• - велика роль межионного взаимодействия

• Активность иона a(X) - эффективная концентрация иона X, соответственно которой он участвует во взаимодействиях :

• а (Х) = f ac (Х),

• где с (Х) - концентрация иона Х в растворе,

• fa - коэффициент активности иона Х в растворе.

• Коэффициент активности иона fa показывает,

• во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в растворе сильного электролита.

• Значение коэффициента активности иона зависит от:

• 1) кон­центрации этого иона (сначала уменьшается, а затем растет с ростом концентрации);

• 2) температуры (увеличивается с ростом температуры);

• 3) концентрации других ионов (влияет общая концентрация всех ионов в растворе).

• Г. Льюис(1907)ввел понятие

• Ионная сила раствора I - величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе:

• I =

•

• где q1, q2, q3,...,qn - заряды всех ионов, находящихся в растворе,

• c 1, c 2, c 3,..., c n – молярные концентрации ионов.

• В разбавленных растворах уравнение Дебая — Хюккеля:

• lg fa =

u Растворы слабых электролитов.

u ЭД слабых электролитов — процесс обратимый:

u CH3COOH CH3COO- + H+.

u Используя закон действующих масс, электролитическое равновесие можно количественно выразить величиной константы ЭД:

u Кд (CH3COOH) = [H+] [CH3COO-]/ [CH3COOH],

u Кд

u - не зависит от концентрации электролита

u - определяется природой вещества, природой растворителя (с увеличением диэлектрической проницаемости - возрастает);

u - от температуры -прямопропорционально

u Степень ЭД (a) и константу ЭД связывает закон разбавления Оствальда:

u

u = Кд.

u Слабые многоосновные кислоты и слабые многокислотные основания диссоциируют в несколько этапов (ступенчато):

u I cтупень:Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3 -

u КД1=;

u II ступень: НСО3 - ↔ H+ + CO32-

u КД2 =

u Суммарно ЭД H2CO3 ↔ 2H+ + CO32-

u КД(общ) =.

u КД1 >> КД2 >> КД3 и т.д.

• Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов

• Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше теоретического:

• Р = 1000 i CRT

• Коэффициент i определяется для каждого раствора экспериментально

• -по повышению осмотического давления раствора,

• - понижению давления пара растворителя над раствором,

• -по повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания:

• В числителе величины экспериментальные, в знаменателе — теоретические.

• законы Рауля:

•;

• Dtкип = iКЭ · m; Dtзам = iКК · m

• 0,1 М КCL

• 0,1 M C6H12O6

• 0,1 M (NH2)2 CO

• P КCL> PC6H12O6=P (NH2)2 CO

• Электролиты в организме человека:

• участвуют в поддержании осмотического давления,

• рН среды,

• активируют ферменты,

• создают мембранный потенциал, - участвуют в проведении нервного импульса,

• - в сокращении мышцы сердца и т.д.

• ионы организма

• можно разделить на антагонисты и синергисты.

• Те ионы, которые действуют совместно и усиливают действие друг друга, называются синергистами,(ионы калия и кальция в миокарде, ионы меди, марганца, кобальта, железа в процессе образования гемоглобина)

• Ионы, которые ослабляют действие друг друга, называются антагонистами, (ионы натрия и калия, натрия и кальция) Поэтому замена физиологического раствора [0,9% NaCl] раствором KCl той же концентрации приводит к остановке сердца.

u При приготовлении физиологических растворов необходимо учитывать их осмотические свойства, поэтому их концентрацию выражают через осмолярную концентрацию (осмолярностъ)

u Осмолярная концентрация - суммарное молярное ко­личество всех кинетически активных, т. е. способных к самостоятельному движению, частиц, содержащихся в 1 литре раствора, независимо от их формы, размера и природы.

u Осмотическому давлению крови человека соответствует осмолярная концентрация частиц от 275 до 300 мОсм/л.

u Осмолярность считается так:

u 0,1 М NaCl 0.1х 1 + 0.1х1= 0.2 Осм/л= 200 мОсм/л.

u или:

u 0,2М СaCl2 0,2х 1+ 0.2х2= 0.6 Осм/л

Водно-электролитный баланс

В зависимости от содержания внеклеточной жидкости

различают 6 состояний, приводящих к Ý илиß

Внеклеточной жидкости:

содержание увеличено в 2 и более раза- гипергидратация

уменьшено в 2 раза- дегидратация

1. Гипертоническая дегидратация:

Р осм Ý жидкость ß

при диабете, почечной недостаточности: клетка теряет воду.

2.Изотоническая дегидратация –

Р =N жидкость ß

Дата добавления: 2014-01-13