9. Основные положения теории сильных электролитов.

Теория электролитической диссоциации справедлива лишь в отношении растворов слабых электролитов, так как только ионизация слабых электролитов приводит к химическому равновесию, которое характеризуется константой ионизации.

Совершенно другая картина в отношении растворов сильных электролитов. Если определить величины степени диссоциации (α) для разных концентраций какого-либо сильного электролита и подставить их в уравнение константы ионизации: K =   1  с 2 , то полученные величины К окажутся непостоянными, различными для разных концентраций.

По мере разбавления раствора степень диссоциации (α) повышается, а величина вычисленной константы диссоциации уменьшается. Другие сильные электролиты также показывают различие величины К при разных концентрациях.

Следовательно, в растворах сильных электролитов нет динамического равновесия между ионами и недиссоциированными молекулами: процесс диссоциации сильных электролитов необратим, вследствие этого растворы сильных электролитов и не подчиняются закону действия масс. 

10.Ионная сила раствора.

Сильные электролиты в растворе практически полностью диссоциируют на ионы, т.е. истинное значение  . Но степень диссоциации этих растворов всегда меньше единицы.

Закон действия масс к растворам сильных электролитов неприменим.

Для характеристики растворов сильных электролитов вместо их истинной концентрации используют активность ( ), т.е. условную эффективную концентрацию в соответствии с которой они проявляют себя в химических и физических процессах.:

где   – коэффициент активности;

с – истинная концентрация.

Коэффициенты активности определяется экспериментально и приводятся в таблицах.

Для разбавленных растворов электролитов   не зависит от иона и может быть рассчитан по формуле:

где I – ионная сила раствора, которая определяется по формуле:

b (X) – моляльные концентрации ионов

z – заряды ионов.

Для предельно разбавленных растворов, в которых отсутствует взаимодействие между ионами, 

 = с,  и 

11. Протолитическая теория кислот и оснований

Протолитическая ( или протонная) теория кислот и оснований — химическая теория, предложенная в 1923 году независимо датским учёным Брёнстедом и английским учёнымЛоури. Согласно этой теории кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны, а основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Кислоты и основания получили общее название протолитов.

Основной вид реакций изображается уравнениями:

кислота ⇆ основание + Н⁺

или основание + Н⁺ ⇆ кислота

13. Роль электролитов в жизнедеятельности

Живой организм как химическая фабрика, где ни на секунду не останавливается производство.

Одним из основных (по значению и по количеству) веществ, содержащих в организме является вода, в которой растворены другие химические соединения. Большое значение среди них имеют электролиты.

Электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. В физиологических и биохимических процессах большую роль играют такие неорганические ионы, как Н⁺, Na⁺, К⁺, Са²⁺, Mg²⁺, ОН^—, С1^—, НСО^—₃ , H₂РО^—₄,   SO^2—4   , в части минерального обмена. Ионы Н⁺ и ОН^— в организме человека находятся в очень малых концентрациях, но их роль в жизненных процессах огромна, так как они обеспечивают кислотно-щелочное равновесие.