Слабых электролитов

Электролитическая диссоциация сильных и

Молекулы неорганических веществ распадаются под действием растворителя на меньшие частицы. Такое утверждение впервые выразил шведский физико-химик С.Аррениус, который в 1887 г. обосновал теорию электролитической диссоциации.

В основу этой теории положены такие положения:

а) растворение электролита сопровождается его распадом на заряженные частицы – ионы, которые разделяют на катионы и анионы;

б) диссоциация – это процесс обратимый. Одновременно с ионизацией происходит ассоциация молекул, или моляризация;

в) ионы образуют с водой неустойчивые соединения, которые называют гидратами, а с неводородными растворителями – сольватами, причем процессы диссоциации и гидратации (сольватации) происходят одновременно.

Электролитической диссоциацией называют расщепление соединения на ионы в результате ее взаимодействия с растворителем.

В процессе диссоциации образуются не свободные ионы, а их комплексы с молекулами воды, то есть гидратированные ионы. Однако, в уравнениях электролитической диссоциации для упрощения пишут преимущественно символы простых, а не гидратированных ионов.

Согласно с теорией электролитической диссоциации С.Арениуса определения кислот и оснований такое:

кислоты – это электролиты, которые дисоциируют с образованием катионов водорода Н⁺ и анионов кислотного остатка:

НАn ⇄ Н⁺ + Аn^-.

Ионы водорода в водной среде не существуют, ибо они мгновенно присоединяются к молекулам воды (гидратируются) с образованием ионов гидроксония Н3О⁺:

Н⁺ + Н₂О ⇄ Н3О⁺.

Но для упрощения мы будем пользоваться понятиям ион водорода, хотя в действительности в водных растворах таких ионов нет.

Основания – это электролиты, которые в процессе диссоциации образуют гидроксид-ионы ОН- и катионы металла или аммония:

KtOH ⇄ Kt ⁺ + OH^-;

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH^-.

Средние соли диссоциируют на катионы и анионы.

Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации  та константа диссоциации Кд.

Степенью диссоциации электролита называют отношение числа молекул, что продисоциировали. К общему числу молекул электролита:

 = n/N, или  = n/N· 100%

где n – число продиссоциировавших молекул, N – общее число молекул электролита.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации вещества и температуры. Поэтому сравнивать электролиты по величине степени диссоциации можно только при одинаковой концентрации и температуре.

По значению степени диссоциации различают:

– сильные электролиты -  ‑ 0,3 (30%)

– электролиты средней силы – 0,3 ‑? ‑ 0,03

– слабые электролиты -  ‹ 0,03 (3%).

Сильные электролиты. К ним зависят сильные кислоты, основы щелочных и щелочноземельных металлов и подавляющее большинство растворимых в воде солей. Растворы сильных электролитов за физико-химическими свойствами отличаются от растворов слабых электролитов. Экспериментальные данные доказали, что в растворах сильных электролитов все молекулы распадаются на ионы.

Ионная сила является важной характеристикой растворов электролитов, в первую очередь тех, что используются как кровезаменители; их ионная сила должна равняться ионной силе плазмы крови, то есть 0,15 моль/л. В биохимических исследованиях, изменяя ионную силу растворов, увеличивают или уменьшают растворимость белков и аминокислот, что используется для их разделения на фракции.

Слабые электролиты. К ним относятся уксусная кислота, хлоратная кислота гидроксид аммония, вода и перекись Водорода. Некоторые слабые органические кислоты являются очень слабыми и обнаруживают низкую кислотность, которую нельзя определить посредством кислотно-основных индикаторов.

С ионной средой организма связаны редокс-процессы. От содержания ионов зависит величина осмотического давления плазмы крови, спинномозговой жидкости. От природы и состояния ионов растворов зависит проницаемость клеточных мембран.

В нормальном состоянии водно-солевой состав систем организма поддерживается на одном уровне за счет работы почек, печени, кишечника, потовых желез и др.

Дата добавления: 2014-01-05