Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа ионизации слабого электролита. Закон разведения Оствальда. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Электролиты в организме.
Экспериментально доказано, что в растворах электролитов распад молекул на ионы осуществляется на 100%. Сильным считается электролит, степень диссоциации которого больше 30%. Слабым – степень диссоциации меньше 3%.
Кд = [ Kt+] * [An-]/[KtAn] = K1/K2, где К1 – константа скорости прямой реакции,К2 – константа скорости обратной реакции. [KtAn] – недиссоциированная часть.
Закон разведения Оствальда:
Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.
где а – степень электролитической диссоциации.
Для слабых электролитов величиной а можно пренебречь и считать, что 
. Тогда уравнение примет вид: 
, откуда 
Данная константа является константой ионизации слабого электролита. Она не зависит от исходной концентрации веществ, а зависит только от природы электролита и растворителя, а также от температуры. Константа ионизации характерна только для слабых электролитов. Чем больше значение константы, тем сильнее электролит подвержен ионизации.
Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
,
где c B — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), z B заряды ионов
Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учётом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.
Активность отличается от общей концентрации на некоторую величину. Отношение активности (
) к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности:
Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора (или компонента раствора) от идеального. Отклонения от идеальности могут быть обусловлены различными химическими и физическими причинами — дипольные взаимодействия, поляризация, образование водородных связей, ассоциация, диссоциация, сольватация и др.
Электролиты играют колоссальную роль в жизнедеятельности организмов, в частности человеческого организма. Наличие в физиологических жидкостях электролитов заметно влияет на растворимость белков, аминокислот и других органических соединений. Способность электролитов удерживать воду в виде гидратов препятствует обезвоживанию организма.
Нарушение обмена катионов в организме приводит к адинамии – мышечной слабости, к прекращению или резкому ослаблению двигательной активности. Наибольшее значение имеют катионы Na+ и K+ , обнаруживаемые практически во всех тканях и жидкостях.
Натрий является внеклеточным катионом. Калий, наоборот, является внутриклеточным катионом.
13. Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда – Лоури; сопряженная протолитическая пара, амфолиты. Теория Льюиса.
Согласно теории Бренстеда – Лоури кислотой является всякое вещество, молекулярные частицы которого способны отдавать протон, т. е. быть донором протонов. Основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого способны присоединить протоны, т. е. быть акцептором протонов.
Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называется сопряженным этой кислоте:
1) (кислота) = (сопряженное основание) + H+
т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание. Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:
2) (основание) + H+ = (сопряженная кислота)
Например, кислоте H2SO4 соответствует сопряженное основание HSO4-, основании. Cl- - сопряженная кислота HCl.
Так как протон в растворах не существует в свободном состоянии, кислота может отдать протон только основанию, которое, приняв протон, становится кислотой. Поэтому, согласно протонной теории имеет место кислотно – основное равновесие, обусловленное переносом протона:
3) (кислота)1 + (основание)2 = (кислота)2 + (основание)1
Например:
HCl + NH3 = NH4+ + Cl-
(кислота)1 + (основание)2 = (кислота)2 + (основание)1
Амфоли́ты — молекулы, в структуре которых присутствуют как кислотные, так и основные группы, существующие в виде цвиттер-ионов при определённых значених pH. Этот pH обозначается как изоэлектрическая точка молекулы. Амфолиты образуют растворы с хорошими буферными свойствами. Благодаря способности к выборочной ионизации они противодействуют изменению pH при добавлении кислоты или основания. В присутствии кислот они принимают на себя протоны, удаляя последние из раствора, и противодействуют повышению его кислотности. При добавлении оснований амфолиты высвобождают ионы водорода в раствор, препятствуя возрастанию pH, и тем сохраняя его равновесие.
Теория Льюиса.
Согласно электронной теории кислот и оснований Льюиса:
кислотой называют вещество, принимающее электронные пары, - акцептор электронов; основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов.
Иначе говоря, взаимодействие между кислотой и основанием заключается в образовании донорно – акцепторной связи между реагирующими частицами.
К основаниям Льюиса относят галогенид – ионы, аммиак, алифатические и ароматические амины, кислородосодержащие соединения с общей формулой R2CO.
К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.
Автопротолиз воды. Константа автпротолиза воды. Водородный показатель.
Автопротолиз — гомофазный процесс самоионизации, обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов.
Наиболее важное значение имеет автопротолиз воды. Константа автопротолиза для воды обычно называется ионным произведением воды и обозначается как 
. Ионное произведение численно равно произведению равновесных концентраций ионов гидроксония и гидроксид-анионов. Обычно используется упрощенная запись:
При стандартных условиях ионное произведение воды равно 10−14. Оно является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. Автопротолиз воды объясняет, почему чистая вода, хоть и плохо, но всё же проводит электрический ток.
На основе ионного произведения воды вычисляются водородный показатель и константа гидролиза солей, константа сольватации (произведение растворимости) — важнейшие характеристики равновесных процессов в растворах электролитов.
Водородный показатель.
Десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода в водном растворе, взятый с образным знаком, называют водородным показателем pH:
Иногда для промежуточных расчетов используют гидроксильный показатель pOH, представляющий собой десятичный логарифм молярной концентрации ионов гидроксила, взятый с обратным знаком:
pH + pOH = 14
