Биологическая роль электролитов

Межионные взаимодействия широко распространены в биологических системах и зависят от ионной силы растворов. Прежде всего это сказывается на значениях констант диссоциации ионогенных групп биологических субстратов, так как они определяются активностями ионов, а не их концентрациями. Незначительное увеличение ионной силы раствора вызывает изменение степени ионизованности белков или нуклеиновых кислот, вследствие чего меняется их конформация, а следовательно, и биологические функции. Поэтому ионная сила растворов, предназначенных для парентерального введения живым организмам; должна соответствовать ионной силе этой биологической системы. Так, ионная сила плазмы крови человека равна 0,15 моль/л, поэтому физиологический раствор ‑ простейший заменитель плазмы крови ‑ должен иметь соответствующую концентрацию NaCl (0,15 моль/л или 0,9%).

При значительном увеличении ионной силы раствора в нем уменьшается количество свободной воды, не участвующей в гидратации ионов и других растворённых частиц. Это приводит к дегидратации природных полиэлектролитов (белков и нуклеиновых кислот), в результате чего вначале изменяется их конформация, а затем происходит их коагуляция, т. е. осаждение белков и нуклеиновых кислот из этих растворов. Этот процесс называют высаливание. При постепенном увеличении ионной силы, т.е. увеличении концентрации соли в биологической жидкости, можно фракционировать белки и нуклеиновые кислоты по молекулярной массе. Вначале выделяются полиэлектролиты с большей молекулярной массой и меньшей гидрофильностью. Для выделения полиэлектролитов с меньшей молекулярной массой и с большей гидрофильностью требуется создать в растворе более высокую ионную силу. На практике для выделения белков обычно используют сульфат аммония (NH₄)₂SO₄. Например, для выделения из крови фибриногена (М = 340000 г/моль) требуется ионная сила 2,9 моль/л, гемоглобина (М = 64450 г/моль) – 5,8 моль/л, а миоглобина (М = 17800 г/моль) – 9,6 моль/л.

Ситуационная задача №1

Ионная сила плазмы крови составляет 0,15 моль/л. Можно ли в качестве плазмозамещающего раствора, использовать раствор, содержащий 0,5 г хлорида натрия, 0,1 г хлорида калия и 0,4 г гидрокарбоната натрия в 100 мл воды?

Решение.

Считая V_р-р » V(H₂O), найдем молярные концентрации электролитов:

В соответствии с уравнениями диссоциации:

NaCl Na⁺ + Cl^-

KCl K⁺ + Cl^-

NaHCO₃ Na⁺ + HCO₃^-

С(Na⁺) = 0,085 + 0,048 = 0,133 моль/л;

С(Cl^-) = 0,085 + 0,013 = 0,098 моль/л;

С(K⁺) = С(KCl) = 0,013 моль/л;

С(HCO₃^-) = C(NaHCO₃) = 0,048 моль/л.

Ионную силу раствора вычисляем по формуле:

Действительно, такой раствор используют в качестве плазмозамещающего под названием «Трисоль».

Примеры решения задач

Задача №1

Написать уравнение электролитической диссоциации Al₂(SO₄)₃ в воде.

Решение.

Сульфат алюминия является сильным электролитом и в водном растворе подвергается полному распаду на ионы. Уравнение диссоциации:

Al₂(SO₄)₃ + (2x + 3y)H₂O 2[Al(H₂O)_x]³⁺ + 3[SO₄(H₂O)_y]^2-,

или (без учёта процесса гидратации ионов):

Al₂(SO₄)₃ 2Al³⁺ + 3SO₄^2-.

Задача №2

Определить, чем является ион HCO₃^- с позиций теории Брёнстеда-Лоури.

Решение.

В зависимости от условий ион HCO₃^– может как отдавать протоны:

HCO₃^- + OH^- ⇄ CO₃^2- + H₂O,

так и присоединять протоны:

HCO₃^- + H₃O⁺ ⇄ H₂CO₃ + H₂O.

Таким образом, в первом случае ион HCO₃^- является кислотой, во втором - основанием, т. е. является амфолитом.

Задача №3

Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Ag⁺ в реакции:

Ag⁺ + 2NH₃ [Ag(NH₃)₂]⁺

Решение.

В процессе образования химических связей, который в данном случае протекает по донорно-акцепторному механизму, ион Ag⁺, имея свободные орбитали, является акцептором электронных пар, и, таким образом, проявляет свойства кислоты Льюиса.

Задача №4

Определить ионную силу раствора в одном литре которого находятся 0,1 моль KCl и 0,1 моль Na₂SO₄.

Решение.

Диссоциация представленных электролитов протекает в соответствии с уравнениями:

KCl K⁺ + Cl^-

Na₂SO₄ 2Na⁺ + SO₄^2-

Отсюда: С(K⁺) = С(Cl^-) = С(KCl) = 0,1 моль/л;

С(Na⁺) = 2×С(Na₂SO₄) = 0,2 моль/л;

С(SO₄^2-) = С(Na₂SO₄) = 0,1 моль/л.

Ионную силу раствора вычисляем по формуле:

Задача №5

Определить концентрацию CuSO₄ в растворе данного электролита с I = 0,6 моль/л.

Решение.

Диссоциация CuSO₄ протекает по уравнению:

CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2-

Примем С(CuSO₄) за x моль/л, тогда, в соответствии с уравнением, С(Cu²⁺) = С(SO₄^2-) = x моль/л. В данном случае выражение для расчёта ионной силы будет иметь вид:

Отсюда:

Задача №6

Определить коэффициент активности иона K⁺ в водном растворе KCl с С(KCl) = 0,001 моль/л.

Решение.

Коэффициент активности можно рассчитать, используя предельный закон Дебая-Хюккеля:

,

который в данном случае примет вид:

.

Ионную силу раствора найдем по формуле:

Отсюда:

,

.

Задача №7

Определить коэффициент активности иона Fe²⁺ в водном растворе, ионная сила которого равна 1 моль/л.

Решение.

В соответствии с законом Дебая-Хюккеля:

следовательно:

Задача №8

Определить константу диссоциации кислоты HA, если в растворе этой кислоты с концентрацией 0,1 моль/л a = 24%.

Решение.

По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является электролитом средней силы. Следовательно, для расчёта константы диссоциации кислоты используем закон разведения Оствальда в его полной форме:

Задача №9

Определить концентрацию электролита, если a = 10%, K_д = 10^-4.

Решение.

Из закона разведения Оствальда:

находим:

Задача №10

Степень диссоциации одноосновной кислоты HA не превышает 1%. (HA) = 6,4×10^-7. Определить степень диссоциации HA в её растворе с концентрацией 0,01 моль/л.

Решение.

По величине степени диссоциации можно определить, что данная кислота является слабым электролитом. Это позволяет использовать приближённую формулу закона разведения Оствальда:

Задача №11

Степень диссоциации электролита в его растворе с кон-центрацией 0,001 моль/л равна 0,009. Определить константу диссоциации этого электролита.

Решение.

Из условия задачи видно, что данный электролит является слабым (a = 0,9%). Поэтому:

Задача №12

Сравнить силу HNO₂ с силой одноосновной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA) = 0,15 моль/л равна 15%, если (HNO₂) = 3,35.

Решение.

Рассчитаем (HA), используя полную форму уравнения Оствальда:

Отсюда:

Так как (HA) < (HNO₂), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO₂.

Задача №13

Имеются два раствора KCl, содержащие при этом и другие ионы. Известно, что ионная сила первого раствора (I₁) равна 1 моль/л, а второго (I₂) составляет величину 10^-2 моль/л. Сравнить коэффициенты активности f(K⁺) в данных растворах и сделать вывод, как отличаются свойства этих растворов от свойств бесконечно разбавленных растворов KCl.

Решение.

Коэффициенты активности ионов K⁺ рассчитаем, используя закон Дебая-Хюккеля:

Коэффициент активности f - это мера отклонения в поведении раствора электролита данной концентрации от его поведения при бесконечном разведении раствора.

Так как f₁ = 0,316 сильнее отклоняется от 1, чем f₂ = 0,891, то в растворе с большей ионной силой наблюдается большее отклонение в поведении раствора KCl от его поведения при бесконечном разведении.

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое электролитическая диссоциация?

2. Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами? Приведите примеры.

3. Что такое степень диссоциации?

4. От каких факторов зависит степень диссоциации?

5. Какие электролиты считаются сильными? Какие средней силы? Какие слабыми? Приведите примеры.

6. Что такое константа диссоциации? От чего зависит и от чего не зависит константа диссоциации?

7. Как связаны между собой константа и степень диссоциации в растворах бинарных средних и слабых электролитов?

8. Почему растворы сильных электролитов в своем поведении обнаруживают отклонения от идеальности?

9. В чем заключается суть термина «кажущаяся степень диссоциации»?

10. Что такое активность иона? Что такое коэффициент актив-ности?

11. Как изменяется величина коэффициента активности с разбавлением (концентрированием) раствора сильного электролита? Каково предельное значение коэффициента активности при бесконечном разведении раствора?

12. Что такое ионная сила раствора?

13. Как вычисляют коэффициент активности? Сформулируйте закон Дебая-Хюккеля.

14. В чем суть ионной теории кислот и оснований (теории Аррениуса)?

15. В чем состоит принципиальное отличие протолитической теории кислот и оснований (теории Брёнстеда и Лоури) от теории Аррениуса?

16. Как трактует электронная теория (теория Льюиса) понятие «кислота» и «основание»? Приведите примеры.

Варианты задач для самостоятельного решения

Вариант №1

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Fe₂(SO₄)₃.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является молекула H₂O в реакции:

НА + H₂O ⇄ Н₃O⁺ + А^-.

3. Рассчитать величину одноосновной кислоты HA, если при С(HA) = 0,12 моль/л степень диссоциации кислоты a равна 8%.

Вариант №2

1. Написать уравнение электролитической диссоциации CuCl₂.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион S^2- в реакции:

2Ag⁺ + S^2- ⇄ Ag₂S.

3. Вычислить молярную концентрацию бинарного электролита в растворе, если a = 0,75%, а = 10^-5.

Вариант №3

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Na₂SO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион CN^- в реакции:

Fe³⁺ + 6CN^- ⇄ [Fe(CN)₆]^3-.

3. Ионная сила раствора CaCl₂ равна 0,3 моль/л. Рассчитать С(CaCl₂).

Вариант №4

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ca(OH)₂.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является молекула H₂O в реакции:

H₃O⁺ ⇄ H⁺ + H₂O.

3. Ионная сила раствора K₂SO₄ составляет 1,2 моль/л. Рассчитать С(K₂SO₄).

Вариант №5

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₂SO₃.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион NH₄⁺ в реакции:

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O⁺.

3. (CH₃COOH) = 4,74. Сравнить силу CH₃COOH с силой одноосновной кислоты HA, степень диссоциации которой в растворе с С(HA) = 3,6×10^-5 моль/л равна 10%.

Вариант №6

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₂S.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула AlBr₃ в реакции:

Br^- + AlBr₃ ⇄ [AlBr₄]^-.

3. Рассчитать ионную силу раствора, в 1 л которого содержится 0,5 моль NaNO₃ и 0,5 моль CaCl₂.

Вариант №7

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Fe(NO₃)₂.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Cl^- в реакции:

Cl^- + AlCl₃ ⇄ [AlCl₄]^-.

3. Рассчитать ионную силу раствора, в 1 л которого содержится 0,1 моль NH₄NO₃ и 0,1 моль Al₂(SO₄)₃.

Вариант №8

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₂MnO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион HSO₃^- в реакции:

HSO₃^- + OH^– ⇄ SO₃^2- + H₂O.

3. Рассчитать значения коэффициентов активности всех ионов в растворе, содержащем KNO₃, LiCl и NaBr, при условии, что концентрации всех электролитов одинаковы и составляют 0,2 моль/л.

Вариант №9

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al₂(SO₄)₃.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Co³⁺ в реакции:

Co³⁺ + 6NO₂^- ⇄ [Co(NO₂)₆]^3-.

3. В 1 л раствора содержится 0,348 г K₂SO₄ и 0,17 г NaNO₃. Определить ионную силу этого раствора.

Вариант №10

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ca(NO₃)₂.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является молекула H₂O в реакции:

B + H₂O ⇄ OH^- + BH⁺.

3. Вычислить концентрацию бинарного электролита в растворе, если a = 5%, а = 10^-5.

Вариант №11

1. Написать уравнение электролитической диссоциации KMnO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является ион Cu²⁺ в реакции:

Cu²⁺ + 4NH₃ ⇄ [Cu(NH₃)₄]²⁺.

3. Вычислить коэффициент активности иона Cu²⁺ в растворе
CuSO₄ c С(CuSO₄) = 0,016 моль/л.

Вариант №12

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Na₂CO₃.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула H₂O в реакции:

K⁺ + xH₂O ⇄ [K(H₂O)_x]⁺.

3. Имеются два раствора NaCl, содержащие и другие электролиты. Значения ионной силы этих растворов соответственно равны:
I₁ = 0,1 моль/л, I₂ = 0,01 моль/л. Сравнить коэффициенты активности f(Na⁺) в данных растворах.

Вариант №13

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Al(NO₃)₃.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является молекула RNH₂ в реакции:

RNH₂ + H₃O⁺ ⇄ RNH₃⁺ + H₂O.

3. Сравнить коэффициенты активности катионов в растворе, содержащем FeSO₄ и KNO₃, при условии, что концентрации электролитов составляют, соответственно, 0,3 и 0,1 моль/л.

Вариант №14

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₃PO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион H₃O⁺ в реакции:

HSO₃^- + H₃O⁺ ⇄ H₂SO₃ + H₂O.

3. Рассчитать значения коэффициентов активности всех ионов в растворе, содержащем CuSO₄ и KCl, при условии, что концентрации электролитов одинаковы и составляют 0,01 моль/л.

Вариант №15

1. Написать уравнение электролитической диссоциации K₂SO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Льюиса является Pb(OH)₂ в реакции:

Pb(OH)₂ + 2OH^- ⇄ [Pb(OH)₄]^2-.

3. Рассчитать ионную силу раствора, в 1 л которого содержится 0,2 моль Cu(NO₃)₂ и 0,2 моль FeCl₃.

Вариант №16

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Ni(NO₃)₂.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион гидроксония (H₃O⁺) в реакции:

2H₃O⁺ + S^2- ⇄ H₂S + 2H₂O.

3. Ионная сила раствора Na₃PO₄, равна 1,2 моль/л. Определить концентрацию Na₃PO₄.

Вариант №17

1. Написать уравнение электролитической диссоциации (NH₄)₂SO₄.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является ион NH₄⁺ в реакции:

NH₄⁺ + OH^- ⇄ NH₃ + H₂O.

3. Ионная сила раствора, содержащего одновременно KI и Na₂SO₄, равна 0,4 моль/л. С(KI) = 0,1 моль/л. Определить концен-трацию Na₂SO₄.

Вариант №18

1. Написать уравнение электролитической диссоциации Cr₂(SO₄)₃.

2. Определить, чем с позиций теории Брёнстеда является молекула белка в реакции:

3. Рассчитать ионную силу раствора, в 1 л которого содержится 0,1 моль KCl и 0,2 моль Na₂S.