Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константы ионизации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда.

Электролиты – это вещества с ионными или сильнополярными ковалентными связями в водных растворах, подвергающиеся электролитической диссоциации, в результат чего образуются катионы и анионы.

Сильные электролиты – вещества, способные диссоциировать нацело. К ним относится большинство солей, а так же некоторые вещества молекулярного строения (HCl).

Слабые электролиты диссоциируют в незначительно степени, и преобладающей формой их является молекулярная (H2S, органические кислоты).

Количественно способность молекулярного электролита к диссоциации определяется степенью ионизации( она зависит от концентрации электролита ):

α= ,

где Nобщ – общее число молекул в растворе;Nиониз – число молекул, распавшихся на ионы.

Константа ионизации:

K_d= ,

Где [A],[B] – распавшиеся ионы

[AB] – не распавшееся на ионы вещество.

Закон разбавления Оствальда:

K= α²c/1- α,

Где α – степень ионизации

С – молярная концентрация

Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры замерзания раствора, повышение температуры кипения раствора.

Коллигативные свойства растворов:

 

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего электролита равно молярной доле растворённого вещества.

Следствие: Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворённое вещество, прямо пропорционально молярной доле растворителя:

р = Kpx(X₁)

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. (ΔTкип = Кэb(X);ΔTкип = Кзb(X))

Осмос. Осмотическое давление: закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление в растворах неэлектролитов и электролитов. Изотонический коэффициент.

Осмос – диффузия молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Остмотическое давление – величина измеряемая минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Закон Ват-Гоффа π = с(Х)RT(расчет давления)

 

Для учѐта межмолекулярных взаимодействий в реальных растворахВант-Гоффпредложил использовать изотонический коэффициент.

Изотонический коэффициент (i) – это параметр, учитывающий межмолекулярные взаимодействия в реальных растворах:

 

	i	число частиц растворенного вещества
	число частиц исходного вещества

i = 1 – для разбавленных растворов неэлектролитов; i > 1 – для разбавленных растворов электролитов;

i < 1 – для коллоидных растворов, содержащих ассоциаты.

Взаимосвязь изотонического коэффициента со степенью диссоциации () выражается уравнением:

i = 1 +(n –1)

где n – число ионов, образующих данный электролит.

 

Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Элементы теории растворов сильных электролитов Дебая- Хюккеля. Ионная сила, ее математическое выражение. Понятие об активности. Коэффициент активности.

Активность ионов, а (Х i) – эффективная концентрация ионов (Х i), соответственно которой они проявляют себя в растворах сильных электролитов.

Взаимосвязь между активностью ионов а (Х i) и аналитической молярной концентрацией электролита с (Х i) выражается уравнением:

а (Х i) = (Х i) с (Х i),

где (Х i) -к оэффициент активности – величина, показывающая во сколько раз активность ионов отличается от их истинной аналитической концентрации (сi) в растворе сильного электролита.

Величина (Х i) зависит от природы, температуры и концентрации электролитов в растворе. Для разбавленных растворов электролитов можно принять, что (Х i)=1, а а (Х i)= с (Х i),т.к. межионные взаимодействия практически отсутствуют и величина (Х i) в этом случае зависит от концентрации и заряда ионов, но практически не зависит от их природы. С увеличением концентрации величина (Х i) уменьшается, т.к. уплотняется ионная атмосфера. Для высоконцентрированных растворов (Х i)>>1, т.к.

гидратная оболочка ионов практически отсутствует и их подвижность возрастает.

Рассчитать величину (Х i) можно по уравнению Дебая-Хюккеля: lg i =–A z i 2 I,

где А – коэффициент, зависящий от температуры; I- ионнаясила раствора;

zi – заряд иона.

Ионная сила раствора, I – величина, характеризующая интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе, равная полусумме произведений молярной концентрации (сi) каждого иона на квадрат его заряда (zi)

I		c z 2
		i i

Теория Дебая-Хюккеляприменима в диапазоне концентраций электролита0,01-0,05моль/л.

Электролиты в организме..Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей и перфузионных растворов Понятия изо-, гипо-, гипертонический раствор. Понятие об изоосмии. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Плазмолиз. Цитолиз.

Электролиты в организме: Na и Cl участвуют в поддержании кислотно-щелочного баланса, осмотического равновесия в организме. Са играет большую роль в построении костной ткани и зубов, в регулировании кислотности крови и ее свертывании, в возбудимости мышечной и нервной ткани. К находится преимущественно в жидкостях тела и мягких тканях, где является необходимым элементом для поддержания осмотического давления, регуляции рН крови. Mg является кофактором многих ферментативных реакций, необходим на всех этапах синтеза белка. В живых организмах Fe является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом. Сo входит в состав витамина В₁₂, задействован при кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. Zn необходим для метаболизмавитамина E, участвует в синтезе разных анаболических гормонов в организме, включая инсулин, тестостерон и гормон роста. Mn оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз.

Плазма крови сложная многокомпонентная система, поэтому для учѐта еѐ осмотических свойств было введено понятие осмолярной (осмолярность) или осмоляльной (осмоляльность) концентраций, разница между которыми незначительна вследствие относительной разбавленности биологических растворов.

Осмолярная концентрация – количество всех кинетически активных частиц, содержащихся в 1 л раствора, независимо от их формы, размера и природы.

с осм = i с (Х)

G Осмолярная концентрация плазмы крови равна 0,29–0,31осмоль/л.

Осмоляльность – концентрация осмотически активных частиц в растворе, выраженная в количестве осмоль на килограмм растворителя (осм/кг).

Внорме осмоляльность плазмы (Опл) определяется концентрацией Na+, мочевины и глюкозы.

Внорме осмоляльность плазмы составляет 275-290мосм/кг. Осмоляльность плазмы сохраняется постоянной благодаря механизмам, способным реагировать на изменения, равные1-2%ее исходной величины

Осмоляльность является показателем осмотической концентрации и

связана с числом растворенных частиц. Она определяется степенью диссоциации или, наоборот, ассоциации молекул, присутствующих в данной массе раствора. Осмоляльность выражается в (ммоль/кг.

 

Изотонические растворы – растворы с одинаковым осмотическим давлением.

При контакте с изотоническим раствором осмотической ячейки, представляющей собой систему, отделѐнную от окружающей среды мембраной с избирательной проницаемостью, между ними происходит равновесный обмен растворителем. Все клетки живых организмов являются осмотическими ячейками. Раствор, который изотоничен плазме крови, называется физиологическим, например,0,9%-ныйраствор NaCI.

Гипертонический раствор – раствор, обладающий большим осмотическим давлением по сравнению с контактируемым раствором.

При контакте осмотической ячейки с гипертоническим раствором наблюдается экзосмос - движение растворителя из осмотической ячейки в окружающий еѐ гипертонический раствор. Наблюдаемое при этом явление называется плазмолизом.

Плазмолиз – сжатие и сморщивание клеток за счѐт экзосмоса в гипертоническом растворе.

При внутривенном введении больному гипертонического по отношению к плазме крови раствора происходит осмотический конфликт – обезвоживание и сморщивание клеток вследствие экзоосмоса. При резком плазмолизе клетки могут погибнуть.

Гипертонические растворы используют для промывания гнойных ран, в качестве слабительных препаратов (горькая соль MgSO4∙7H2O, глауберова соль Na2SO4∙10H2O), диуретиков.

Гипотонический раствор – раствор, обладающий меньшим осмотическим давлением по сравнению с контактируемым раствором.

При контакте осмотической ячейки с гипотоническим раствором происходит эндосмос – движение растворителя в осмотическую ячейку из окружающего еѐ гипотонического раствора, приводящее к набуханию клетки и даже ее разрыву.

Гемолиз – набухание и разрушение за счѐт эндосмоса клеточных мембран эритроцитов в гипотоническом растворе, приводящее к выделе-

 

нию гемоглобина в плазму (лаковая кровь). Разрушение клеток называют лизисом.

Изоосмия -относительное постоянство осмотического давления в жидких средах и тканях организма, обусловленное поддержанием на данном уровне концентраций содержащихся в них веществ: электролитов, белков и т. д. Это одна из важнейших физиологических констант организма, обеспечиваемых механизмами саморегуляции (гомеостаза)

Цитолиз - разрушение животных и растительных клеток, выражающееся в полном или частичном их растворении.