Л 3 Электролиты 25

Федеральное государственное бюджетное
образовательное учреждение высшего образования
«Уральский государственный медицинский университет»
Минздрава России
Лекция 3
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Вопросы:
1. Классификация дисперсных систем
2. Общие свойства истинных растворов
3. Ионное произведение воды. рН биологических
жидкостей
4. Теория электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты
Лектор – зав.кафедрой общей химии, Белоконова Надежда Анатольевна
Истинный р-р
НМС
ВМС
ГДС
КДС
1. Классификация дисперсных систем
Дисперсная система – это система, состоящая из
дисперсной фазы (ДФ) дисперсионной среды (ДС):
ДФ:
 Размер частиц:
• Истинные растворы
НМС (М<5000г/моль):
10-10 – 10-12м;
ВМС (М>5000г/моль):
10-7 – 10-9м
• ГДС: >10-7м,
• КДС: 10-7 – 10-9м
ДФ+ДС:
ДФ + ДС(Н2О)
 Характер взаимодействия:
•
Лиофильное (греч. «филио»люблю) - сильное взаимодействие,
С. образуются самопроизвольно,
термодинамически устойчивы,
стабилизатор не требуется
(растворы электролитов, белков,
полинуклеиновых кислот)
• Лиофобное (греч. «лиос» -жидкость,
«фобио»-ненавижу)- слабое
взаимодействие
(С.
термодинамически неустойчивы,
требуется стабилизатор),
Таблица растворимости
K+
Na+
Ba2+
Ca2+
Mg2
Al3+
Cr3+
Fe2+
Mn2
+
Zn2+
Ag+
Hg2+
Cu2+
Pb2+
Fe3+
+
OH-
P
P
P
M
M
H
H
H
H
H
-
-
H
H
H
Cl-
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
H
P
P
M
P
S2-
P
P
P
M
P
-
-
H
H
H
H
H
H
H
-
SO32-
P
P
H
H
H
-
-
H
H
H
H
H
H
H
-
SO42-
P
P
H
M
P
P
P
P
P
P
M
P
P
H
P
PO43-
P
P
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
CO32-
P
P
H
H
H
-
-
H
H
H
H
H
H
H
H
SiO32-
P
P
H
H
H
H
H
H
H
H
H
-
M
M
H
NO3-
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
CH3COO-
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
P
Мера растворимости при данных условиях – содержание вещества в
насыщенном растворе. Растворимость изменяется в широких пределах:
ώ =10%(хорошо растворимые), ώ =1%(мало растворимые),
ώ =0,01%(практически не растворимые). Растворимость зависит от температуры.
Растворимость большинства твердых веществ повышается с увеличением
температуры. Раствор, содержащий больше растворенного вещества,
чем его требуется для насыщения при данной температуре называется
пересыщенным(Na2SO4*10H2O, Na2B4O7*10H2O,Na2S2O3*5H2O).
 существует химическое сродство между ДФ и ДС –
лиофильное взаимодействие;
CuSO4(к) + H2O →[Cu(H2O)4]2+ + SO42 количественное соотношение компонентов раствора не
подчиняется закону постоянства состава и может меняться
в широких пределах;
 имеет место процесс диффузии, в результате чего
концентрация раствора выравнивается по всему объему.
Состав растворов выражается через
различные концентрации, которые
определяют количественно содержание
вещества и растворителя
или
содержание вещества и объем
растворителя, в котором находится
определенное количество вещества.
Существует 6 способов выражения состава
раствора через следующие показатели:
ώ (массовая доля), С (молярная концентрация), Сэ (молярная
концентрация эквивалента), b (моляльная концентрация), Т (титр),
Х(мольная доля)
Истинные
растворы
(концентрация)
(ώ, С, Сэ, b, Т, Х)
m, г
ν, моль
νэ, моль-экв
( x ) 
m( x )
С( x ) 
,
M( x )  Vp pa
mр-ра = Vp-pa ∙ρp-pa
∑νр-ра, моль
Растворитель m , г
Вещество
m( x )
 100%,
m p  pa
mр-ра, г; Vp-pa, мл, л;
рля
(Н2О)
С(эх ) 
m( x )
1
M( x )  Vp  pa
z
,
моль экв
,
л
b( x ) 
Vр-ля, мл,л
νр-ля, моль
m( x )  1000
, моль/кг,
M( x )  m p ля
Т( х ) 
m( x )
, г/мл,
Vp pa
Х( х ) 
( х )
,

 i
Значение истинных растворов
в физиологии и медицине:
важнейшие биологические системы (кровь,
лимфа, слюна, моча) являются водными
растворами солей, углеводов, белков,
липидов;
биохимические реакции осуществляются в
водных растворах;
лекарственные вещества эффективны в
растворенном виде.
3. Ионное произведение воды. рН
o
Н fН 2О( г )  241,8 кДж/моль
Вода является слабым электролитом:
Н2 О
Н+ + ОН –
Н2О + Н+
Н3О+ + ОН –
катион гидроксония
Кр =
[H+][OH-]
[H2О]
[H2О] = 1000/18 = 55,55(моль)
Кр * 55,55= Кw (константа автопротолиза)
Kw = [H+][OH-] = f(T)
Kw = 10-14 (t = 22oC)
[H+][OH-] = 10-14
рН = -lg СН+ ;
pOH = -lg СОН-
рН + рОН = 14 (22oC)
t = 22oC
рН = рОН = 7;
рН + рОН = 13,61 (37оС)
t = 37оС рН = рОН = 6,805
t, 0С
0
22
37
50
100
Кw * 1014
0,13
1,0
3,1
5,6
7,4
[H+] =[OH-]
рН =7 среда нейтральная
Сн+ = Сон- = 10 -7 моль/л
[H+] > [OH-]
рН < 7 среда кислая
Например: рН=3 Сн+= 10 -3 моль/л Сон- = 10 -11 моль/л
Сн+ * Сон- = 10 -14
[H+] < [OH-]
рН > 7 среда щелочная
Например: рН=9 Сн+= 10 -9 моль/л Сон- = 10 -5 моль/л
Сн+ * Сон- = 10 -14
Приборы для измерения рН
(потенциометрический метод)
Измерение рН индикаторами
(колориметрический метод)
рН
различных веществ и
биологических жидкостей
Слюна: 6,0—7,4
Секреты тонкого кишечника: 7,5—8,0
Секреты желудка: 1,0—3,5
Моча: 4,5—7,5
Желчь: 7,8—8,5
Венозная кровь: 7,3—7,43
Лимфа: 7,5
Диагностика КОС
Соотношение кислоты и щелочи в
каком-либо растворе называется
кислотно-щелочным равновесием
(КЩР), в физиологии - кислотноосновным состоянием (КОС)
КОС характеризуется показателем рН
Содержание организма в кислотно-щелочном равновесии
является одним из фундаментальных условий его правильного
функционирования, а значит - здоровья.
проявляется в виде
повышенной кислотности
Кальций
Магний
При Ацидозе Организм
Калий
плохо усваивает
Натрий
При ацидозе могут появиться следующие
проблемы:
Заболевания
Заболевания почек
сердечно-сосудистой
и мочевого пузыря
системы
Прибавление в весе
- характеризуется абсолютным или
относительным избытком оснований.
Проблемы с кожей и
печенью
Активизацию
жизнедеятельности
паразитов
Сильный и
неприятный запах
изо рта и тела
Свойства растворов
 Теория электролитической
диссоциации
 Протолитическая теория
4. Теория электролитической диссоциации
• Аррениус Сванте Август (19.II.1859–2.X.1927)
Шведский физикохимик, член Королевской
шведской Академии Наук (с 1901).
Основные работы посвящены учению о растворах и
кинетике химических реакций.
На основании своих исследований высказал идею
об электролитической диссоциации.
Впервые объяснил сущность температурной
зависимости скорости реакций. Ввел понятие
энергии активации ΔE и вывел уравнение
зависимости скорости реакции от фактора частоты
столкновения молекул A, температуры и ΔE,
ставшее одним из основных в химической кинетике
(уравнение Аррениуса).
Нобелевская премия (1903).
Электролитывещества, растворы или расплавы которых, проводят электрический ток
сильные ( > 33 %).
средние
(3 <   33 %)
Сильные:
NaCl
Na+ + ClHCl
H+ + Cl-
Слабые:
CН3СООН
слабые (  3 %)
Н+ + CН3СОО-
Зависимость электропроводности сильных
электролитов от концентрации
NaCl,
0,001
0,01
0,1
96,6
90,3
77,8
моль/кг
ά
(кажущаяся
степень
диссоциац
ии)
Задача 2
1) Рассчитайте ионную силу (J) и активность
ионов натрия (a) в растворах:
а) 0,15 М NaCI;
б) 0,15 М NaCI + 0,15 М MgCl2.
Задача 3
Электролитывещества, растворы или расплавы которых, проводят электрический ток
сильные ( > 33 %).
средние
(3 <   33 %)
Сильные:
NaCl
Na+ + ClHCl
H+ + ClNaOH
Na+
+ OH-
Слабые:
CН3СООН
NH4OH
слабые (  3 %)
Н+ + CН3СООNH4+ + OH-
Степень диссоциации слабого электролита (ά)– это отношение
числа частиц,распавшихся на ионы к общему числу частиц
С(Н+)
α= С(СН СООН)
3
α=
С(OН-)
С(NН4ОН)
Электролитывещества, растворы или расплавы которых, проводят электрический ток
сильные ( > 33 %).
средние
(3 <   33 %)
Сильные:
NaCl
Na+ + ClHCl
H+ + Cl-
Слабые:
CН3СООН
слабые (  3 %)
Н+ + CН3СОО-
Факторы, влияющие на степень диссоциации:
- природа растворенного вещества и растворителя,
- концентрация раствора электролита,
- температура,
- добавление электролита, содержащего одноименные ионы
Свойства растворов слабых электролитов
НА
Н+
Ка =
Оствальд
Вильгельм Фридрих
(2.IX.1853–4.IV.1932)
+ А-
[H+][A-]
[HA]
рКа = -lgКа
Закон Оствальда:
С
K
,
1
2
Ка = ά2 С
Задача 4
1) Рассчитайте С Н+ и рН следующих
растворов:
а) 0,01 М НС1; б) 0,01 М СН3СООН.
Как изменится рН при 100 кратном
разбавлении? рКа = 4,76.
Задача 4
Рассчитайте С Н+ и рН следующих растворов:
а) 0,01 М НС1; б) 0,01 М СН3СООН.
рКа = 4,76
Как изменится рН при 100 кратном разбавлении?.
1)
Решение
HCl
H+ + Cl-
10-2
10-2
10-2
моль/л
рН = - lg CH+ = -lg10-2 = 2
При разбавлении в 100 раз
рН = - lg CH+ = -lg10-4 = 4
ΔрН = 4-2 = 2
CН3СООН
10-2 моль/л
Н+ + CН3СОО-
рН = 0,5( рКа + рСк )
. рН= 0,5(4,76+2) =3,4
ΔрН = 4,4 - 3,4 = 1
При разбавлении в 100 раз
рН= 0,5(4,76+4) =4,4
Задача 5
Концентрация раствора аммиака равна 0,66
моль/л,  = 1,5 %.
Определить рН.
Задача 5
Концентрация раствора аммиака равна 0,66
моль/л,  = 1,5 %.
Определить рН.
Решение:
NH3∙H2O ↔ NH4+ + OH-)
С(OН
α= С(NН ОН)
4
СОН- = ∙Cо = 0,015∙0,66 = 0,0099 ~ 0,01моль-ион/л
рОН = -lg 0,01 = 2 рН = 14 – 2 = 12
Задача 6
1) Рассчитайте рН следующих растворов:
а) 0,01 М NaOH; б) 0,01 М NH4ОН.
Как изменится рН при 100 кратном
разбавлении? рКb = 4,76.
Благодарю за внимание !