Файл: Неорг.химия.doc

Если принять, что исходная молярная концентрация равна с, а степень диссоциации a, то [K⁺] = [A^-] = сa, а [KA] = (1- a) с. Подставляя в выражение получим

К = сa ^. сa /(1- a)с = сa²/1- a

Если a < 1, то a » 

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролитаот концентрации раствора:

Здесь  — константа диссоциации электролита,  — концентрация,  и  — значения эквивалентной электропроводности при концентрации  и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где  — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

23. Диссоциация воды - разложение воды на составляющие химические элементы, иногда происходящая с созданием новых элементов, изначально в разлагаемом растворе не содержащихся, или содержащихся до начала разложения в меньшем количестве, чем после завершения процесса диссоциации. Диссоциация воды является эндотермической реакцией (см. эндотермическая реакция) , т. е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды. Известные способы диссоциации воды: 1. Электролиз водных растворов-электролитов. - наименее эффективный из известных на сегодня способв разложения воды, так как в этом случае энергия затрачивается, в основном, на нагрев проводника - электролита, настолько, что диссциируемый раствор не только не охлаждается, но, напротив, подвергается значительному нагреву. В промышленности XX века именно этот способ получил наибольшее растпространение, в силу того, что обеспечивает спрос и позволяет поддерживать высокие цены на такой товар, как невосполнимые энергоресурсы, из которых получают электричество, таких как нефть, газ, каменный угль и т. п. 2.Модель процесса разложения воды в центробежном поле Например, во вращающийся барабан заливается подогретый электролит, в котором при вращении в результате начинающегося электрохимического процесса происходит разложение воды на водород и кислород. Этот процесс разлагает воду с помощью кинетической энергии внешнего источника и тепловой энергии подогретого электролита. На основе данного процесса имеется ряд патентов, один из которых (RU 98/00190 (22.06.1998)) авторы - Кудымов Г. И и Студенников В. В. позиционируют, в том числе, и как и тепловой насос, поглощающий теплоту окружающей среды, таким образом, получение водородно-кислородной смеси здесь производится, в значительной мере за счет энергии окружающей среды или за счет обычно безвозвратно теряемого тепла, например выхлопных газов двигателей внутреннего сгорания.

Ионное произведение воды — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды. При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10−16моль/л.

Водоро́дный показа́тель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода», произносится «пэ аш») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифмуактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

Роль концентрации водородных ионов в биологических процессах

Как известно, каждый ион играет особую роль в различных биологических процессах, однако водородные ионы занимают особое положение среди других. Концентрация водородных ионов является одной из важных констант внутренней среды организмов. Так, рН крови человека равняется 7,36. Малейшее отклонение от этого значения ведет к серьезным нарушениям жизнедеятельности.

Активность различных ферментов, а также специфика происходящих в тканях биохимических процессов тесно связаны с определенными довольно узкими интервалами рН. Например, пепсин желудочного сока активен при рН = 1,5 – 2,0; содержащийся в слюне птиалин, ускоряющий процесс осахаривания крахмала, наиболее активен при рН = 6,7, т.е. почти в нейтральной среде. Для трипсина -8,0 – 8,5, аргиназы – 9,8, кислой фосфатазы крови – 4,5 – 5,0. Слезы – 6,9 (слабощелочная, близка к нейтральной). В зависимости от рН среды ферменты могут катализировать совершенно различные реакции. Так, тканевые катепсины при реакции среды, близкой к нейтральной, катализируют синтез белка, а при кислой реакции – его расщепление. При отклонении величины рН от оптимальных значений активность ферментов, как показывает опыт, сильно снижается или даже вовсе прекращается, что в конечном итоге приводит организм к гибели.

24. Буферные системы

        буферные растворы, буферные смеси, системы, поддерживающие определённую концентрацию ионовводорода Н⁺, то есть определённую кислотность среды. Кислотность буферных растворов почти неизменяется при их разбавлении или при добавлении к ним некоторых количеств кислот или оснований.

          Примером Б. с. служит смесь растворов уксусной кислоты CH₃COOH и её натриевой соли CH₃COONa.Эта соль как сильный электролит (См. Электролиты) диссоциирует практически нацело, т. е. даёт много ионовCH₃COO^-. При добавлении к Б. с. сильной кислоты, дающей много ионов Н⁺, эти ионы связываются ионамиCH₃COO^- и образуют слабую (то есть мало диссоциирующую) уксусную кислоту:

         Наоборот, при подщелачивании Б. с., то есть при добавлении сильного основания (например, NaOH),ионы OH^- связываются Н⁺-ионами, имеющимися в Б. с. благодаря диссоциации уксусной кислоты; при этомобразуется очень слабый электролит — вода:

Свойство буферных растворов сохранять определенное значение рН основано на способности связывать ионы водорода или гидроксила вводимых в них кислот или оснований. [1]

Второе свойство буферных растворов заключается в том, что их рН мало изменяется при добавлении умеренных количеств сильной кислоты или сильного основания. [2]

Приготовление и свойства буферных растворов рассматриваются в гл. Важным свойством буфера является его способность удерживать концентрацию ионов водорода на неизменном определенном уровне. [

Компоненты: н2со3 /нсо3–

В этой системе донором протона является угольная кислота Н₂СО₃, а акцептором протона – гидрокарбонат-ион НСО₃^–.

Если в кровь поступает кислота и увеличивается концентрация иона водорода, то он взаимодействует с НСО₃^–, образуя Н₂СО₃ и приводит к выделению газообразного СО₂, который выводится из организма в процессе дыхания через легкие.

Н⁺ + НСО₃^– Н₂СО₃ СО₂ + Н₂О

Концентрация слабой кислоты при этом увеличивается, а концентрация соли (сопряженного основания) на ту же величину уменьшается ⇒ рН не изменится, т.к. АК переходит в ПК. ПК и ОК ↑, а АК не изменяется.

При поступлении в кровь оснований, они связываются угольной кислотой: ОН^–+ Н₂СО₃ НСО₃^– + Н₂О

рН при этом почти не изменится за счет смещения ионизации кислоты вправо в результате связывания одного из продуктов ионизации – протонов – в слабый электролит (воду). Концентрация слабой кислоты при этом уменьшится, а концентрация соли на эту же величину увеличится. рН не изменится, т.к. ПК переходит в АК. ПК и ОК ↓, а АК не изменится.

Главное назначение гидрокарбонатной системы заключается в нейтрализации кислот. Этот буфер является системой быстрого реагирования, т.к. продукт его взаимодействия с кислотами - углекислый газ – быстро выводится через легкие.

Гидрокарбонатный буфер определяет в крови кислотно-щелочное равновесие (КЩР) и является щелочным резервом крови (ЩР). Щелочной резерв крови – показатель функциональных возможностей буферных систем крови, представляющий собой количество двуокиси углерода, которое может быть связано 100 мл плазмы крови, предварительно приведенной в состояние равновесия с газовой средой, в которой парциальное давление СО₂ составляет 40 мм рт. ст., т.е. способность крови связывать СО₂.

25.Буферная ёмкость раствора

Число эквивалентов N кислоты или основания, необходимое для смещения рН одного литра буферного раствора на 1 единицу называется буферной емкостью:

В =N/ ( pH1 – pH0 ), где pH1 - рН буферного раствора после добавления кислоты или основания; pH0 – рН исходного раствора

Буферная емкость раствора тем больше, чем больше концентрация компонентов буфера (кислоты и её соли, основания и его соли).

Зависит: 1) от концентрации компонентов буфера;

2) от соотношения компонентов (т.е. от рН).

Bmax при рН = pKa; при этом Вк = Вщ

Буферные системы — это биологические жидкости организма. Их защитная роль в поддержании нормального рН крови чрезвычайно велика. Любая буферная система представляет собой смесь слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием. Попадание в плазму сильной кислоты вызывает реакцию буферных систем, в результате которой сильная кислота превращается в слабую. То же происходит и при действии на биологические жидкости сильного основания, которое после взаимодействия с буферными системами превращается в слабое основание. В результате указанных процессов изменения рН либо не наступают, либо являются минимальными. Гидрокарбонаты обеспечивают 53 % буферной способности крови, 47 % ее относятся к негидрокарбонатным системам: гемоглобиновой (35 %), протеиновой (7 %) и фосфорной (5 %). Кровь составляет только 1/5 общей буферной емкости организма. Гидрокарбонатная система. Происхождение гидрокарбонатной системы тесно связано с метаболизмом органического углерода, поскольку конечным продуктом его является СО2 или НСО3. Гидрокарбонатный буфер является главной и единственной буферной системой интерстициальной жидкости. Образующаяся в клетках СО2 вступает в реакцию с водой, в результате чего получается угольная кислота, которая диссоциирует на ионы Н+ и НСО3. При определенных обстоятельствах (сдвиг реакции вправо или влево) будет преобладать тот или иной тип реакции: