Тема 8. Свойства растворов электролитов Медико-биологическое значение темы

Многие химические и биологические системы представляют собой растворы электролитов. Скорость и направление биохимических процессов в таких системах во многом определяется природой и концентрацией присутствующих ионов, характером среды. Основные закономерности процессов, протекающих в растворах электролитов, дают представление о сильных и слабых электролитах, о кислотах и основаниях, о водородном показателе как характеристике среды.

В организме интенсивно протекают обменные процессы. Вся вода в организме (60%) обновляется примерно через месяц, а вода внеклеточной жидкости - за неделю. Система регуляции водного баланса обеспечивает гомеостатические процессы : во-первых, поддержание постоянства общего объема жидкости в организме, во-вторых регуляция баланса электролитов и полиэлектролитов (белков), которые обеспечивают определенную величину осмотического и онкотического давления в биожидкостях. Водно-электролитный гомеостаз поддерживается не только за счет физико-химических процессов (гидратация, диффузия, осмос, гидролиз, кислотно-основные взаимодействия и другие), но и в результате физиологических процессов: поступление компонентов в организм, перераспределение их в клетках, депонирование их в клетках и межклеточных жидкостях, выделения из организма и другие. Реакции в растворах электролитов существенны для понимания медико-биологических и гигиенических проблем, связанных, например, с водно-солевым обменом в организме, приготовлением лекарственных средств, очисткой сточных вод и контролем за их составом.

Таблица 7. Основные параметры, используемые для характеристики растворов электролитов и неэлектролитов

Параметр	Обозначение, единица	Смысловое значение
Константа ионизации (диссоциации).	НА↔Н^++ А^- ВОH ↔ В^++ ОН^- Ка = , (1) Кb = , (2).	Константа равновесия процесса диссоциации. Для кислоты НА, ионизация которой в воде дает Н3О^+ и А^-, константа Ка выражается уравнением (1). Для основания В, при ионизации которого образуется анион ОН^-и катион В^+, константа Кb выражается уравнением (2).
Степень ионизации (диссоциации)	α = где - концентрация молекул, распавшихся на ионы; - общая концентрация раство-рённых молекул; α = где і –изотонический коэффициент; n – число ионов, на которое распадается данный электролит	Отношение числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита в растворе. Величина безразмерная. Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора, при повышении температуры раствора.
Закон разведения Оствальда	Ка = при α « 1 Ка ≈ Сα^2	С уменьшением концентрации раствора степень ионизации слабого электролита увеличивается.
Активность иона	а(Хі), моль/л а(Хі) = f(Хі)Cі(Хі)	Эффективная концентрация иона (Хі), соответственно которой он участвует во взаимодействиях, протекающих в растворах сильных электролитов.
Коэффициент активности иона	f(Хі) уравнение Дебая-Хюккеля (при 25^оС) lg f =	Показывает, во сколько раз активность иона отличается от его истинной концентрации в растворе сильного электролита.
Ионная сила раствора	I = ½∑( Cі ∙Zі^2), [моль/л]	Характеризует интенсивность электростатического поля всех ионов в растворе.