Неорганическая химия

Человеческий организм, помимо осмотического давле–ния, характеризуется постоянством (гомеостазом) и других физико-химических показателей крови например кислот–ности. Допустимые колебания осмотического давления крови весьма незначительны и даже при тяжелой пато–логии не превышают нескольких десятков кПа.

При различных процедурах в кровь человека и живот–ных в больших количествах можно вводить только изо–тонические растворы.

При больших потерях крови (например, после тяже–лых операций, травм) больным вводят по несколько лит–ров изотонического раствора для возмещения потери жидкости с кровью.

Явление осмоса широко используют в медицинской практике. Так, в хирургии применяют гипертонические по–вязки (марлю, смоченную в гипертоническом 10%-ном рас–творе NaCl), которые вводят в гнойные раны.

По закону осмоса ток жидкости раны через марлю направляется наружу, в результате чего рана постоян–но очищается от гноя, микроорганизмов и продуктов распада.

20. Степень диссоциации (ионизации). Сила электролитов

Электролиты, которые практически полностью дис–социируют на ионы (ионизируются), называются силь–ными, а электролиты, которые не полностью ионизи–руются, – слабыми.

В растворе слабых электролитов наряду с ионами существуют неионизированные молекулы. Именно не–полной ионизацией С. Аррениус объяснил, почему изо–тонический коэффициент растворов слабых элект–ролитов не равен целому числу.

Для количественной характеристики полноты диссо–циации введено понятие степени диссоциации (иони–зации).

Степенью диссоциации (ионизации) электролита называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул, введенных в ра–створ.

Иначе говоря, ан – доля молекул электролита, рас–павшихся на ионы. Степень диссоциации ан выра–жается в процентах или долях единицы:

_н = N_н/ N_p,

где N – число молекул электролита, распавшихся на ионы;

N_p– число молекул электролита, введенных в раст–вор (растворенных).

Так, для С_{(СНзСООН)} = 0,1 моль/л, степень диссоциа–ции _н = 0,013 (или 1,3%).

По степени диссоциации электролиты условно по–дразделяют на сильные (_н 30%) и слабые (_н 3%). В промежутке электролиты считаются средней силы.

К сильным электролитам относят почти все соли. Из наиболее важных кислот и оснований к ним при–надлежат H₂SO₄ , HCI, НВг, HI, HNO₃ , NaOH, КОН, Ва(ОН)₂ . К слабым электролитам принадлежит большинство органических кислот, а также некоторые неорганические соединения – H₂S, HCN, Н₂СО₃ , SО₃ , НСl0, Н₂O, Н₃ВО₃ , Hg₂CI₂ , Fe(SCN)₃ . Экспериментально ан определяют, измеряя отклонение кол-гативных свойств растворов электролитов от теоретических висимостей для идеальных растворов. Например, криоско-ческим методом определяют изотонический коэффициент i, затем рассчитывают степень диссоциации Для сильных ектролитов степень диссоциации является кажущейся, так к они диссоциируют на ионы практически полностью. Откло-ние изотонического коэффициента i от целочисленных зна–ний объясняется для них не присутствием в растворе не-ссоциированных молекул, а другими причинами. Диссоциация сопровождается выделением или поглоще-ем теплоты. Следовательно, степень диссоциации должна висеть от температуры. Влияние температуры можно оце-ть по принципу Ле Шателье. Если электролитическая дис-циация протекает с поглощением теплоты, то с повышением мпературы aн увеличивается, если с выделением теплоты, aн уменьшается.

На степень электролитической диссоциации влияет коннтрация раствора.

При разбавлении раствора степень диссоциации значильно возрастает. В связи с этим указанная классификация силы электролитов по степени диссоциации _н справедлива только для растворов с концентрацией порядка 0,1 моль/л. Если рассматривать электролитическую диссоциацию как равновесный обратимый процесс, то в соответствии с принципом Ле Шателье разбавление водой увеличивает число дисцилированных молекул, т. е. степень диссоциации возрастает. На степень диссоциации слабых электролитов влияет и добавление одноименных ионов. Так, введение в равновесную стему несильного электролита увеличивает концентрацию ионов, что в соответствии с принципом Ле Шателье приводит значительному сдвигу равновесия диссоциации влево, т. е. уменьшению степени диссоциации. Таким образом, добавление к раствору слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации.

21. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда. Теория растворов сильных электролитов

Количественно электролитическую диссоциацию как равновесный обратимый процесс можно охарактери–зовать константой диссоциации (ионизации), опреде–ляемой законом действующих масс.

Закон действующих масс, строго говоря, применим к обратимым реакциям, т. е. к растворам слабых элект–ролитов. Так, например, диссоциацию электролита KtnAnm можно представить в виде равновесного про–цесса:

Kt_n An_m x nKt^m+ + mA^n- .