Электролиты что это

Электролиты что это

ЭЛЕКТРОЛИТЫ — вещества, электропроводность которых в твердом, расплавленном или растворенном состоянии частично или полностью обусловлена переносом положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов.

Оглавление:

Элекролиты являются непременными составными частями всех растительных и животных организмов, где они участвуют в функционировании большинства жизненно важных систем. Электролиты создают мембранные потенциалы (см. Биоэлектрические потенциалы), обеспечивают проведение нервного импульса (см. Нервный импульс), электропроводность биологических систем (см.), поддерживают тургор (см.) клеток и др. Совокупность процессов поступления в организм воды и электролитов, их распределения во внутренней среде и выведения из организма определяет состояние водно-солевого обмена (см.) и кислотно-щелочного равновесия (см.), а также объем и качественный состав жидкостей организма. Концентрация отдельных электролитов в сыворотке крови, моче и других биологических жидкостях является важным диагностическим тестом при ряде заболеваний сердечно-сосудистой системы, эндокринных заболеваниях, болезнях почек и др. Дефицит электролитов при сахарном диабете (см. Диабет сахарный) и несахарном диабете (см. Диабет несахарный), нефропатиях, сопровождающихся полиурией, недостаточности коры надпочечников, профузных поносах, неукротимой рвоте, длительном применении салурических мочегонных средств, гиперсекреции паратгормона (см.), гипервитаминозе D (см. Кальциферолы) и др. ведет к тяжелым нарушениям водно-солевого обмена, сопровождающимся сильной головной болью и судорогами; в тяжелых случаях при дефиците электролитов может развиться коллапс (см.). Избыток электролитов при нарушении выделительной функции почек, обезвоживании организма и при других патологических состояниях приводит к ангидремии (см.), гиперкалиемии (см.), гиперкальциемии (см.).

К электролитам, распадающимся на ионы (см.) в растворах (см.), относятся низкомолекулярные соли (см.), кислоты и основания (см.), высокомолекулярные соединения (полиэлектролиты), содержащие множественные ионогенные группировки — белки (см.), нуклеиновые кислоты (см.), гиалуроновые кислоты (см.), полиглутаминовые кислоты (см. Глутаминовая кислота), фосфатиды (см.) и вещества, при растворении дающие коллоидные растворы (см. Коллоиды),— мыла (см.), детергенты (см.).

Твердыми электролитами являются в основном вещества, образующие ионные кристаллы (см.). Ионной проводимостью обладают некоторые кристаллы другой природы, а также аморфные тела — ионообменные смолы (см. Иониты), некоторые стекла и полимеры (см. Высокомолекулярные соединения).

Распад электролитов на ионы происходит вследствие взаимодействия растворенного вещества с растворителем и называется электролитической диссоциацией. Если при диссоциации из молекулы электролита образуется по одному катиону и аниону с равными зарядами, то такие электролиты называют симметричными, или бинарными, а в зависимости от величины заряда 1—1-, 2—2-валентными и т. д. Если при диссоциации молекулы электролита образуется разное число катионов _и анионов, например , то электролиты называют несимметричными, 1—2-, 1—3-валентными и т. д. По числу ионов несимметричные электролиты подразделяют на тернарные (3 иона), квартернарные (4 иона) и т. д.

В случае неполной диссоциации электролитов степень диссоциации (а) — отношение числа диссоциированных молекул электролитов к исходному числу недиссоциированных молекул — определяют в соответствии с классической теорией электролитической диссоциации по уравнению а = (i-1)/(n-1) где i — так наз. коэффициент Вант-Гоффа, n — число ионов, на которые диссоциирует молекула электролита. В бесконечно разбавленных растворах а =

1. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс (см. Действующих масс закон): , где К — константа диссоциации, Ак, Аа, Ам — эффективные концентрации катионов, анионов и недиссоциированных молекул соответственно. Значения а и Кd зависят от природы электролита, растворителя и температуры, однако величина в отличие от а не зависит от концентрации вещества. Связь между а и Кd бинарного электролита описывается законом Оствальда и выражается уравнением .

Макромолекулы полимеров, содержащих ионогенные группы, являются полиэлектролитами. Различают поликислоты, полиоснования и полиамфолиты, которые содержат как кислотные, так и основные группы (см. Амфолиты). В растворе макромолекула полиэлектролита существует в форме полииона, окруженного эквивалентным числом малых противоионов. Константа диссоциации К слабых полиэлектролитов уменьшается при увеличении степени диссоциации а, так как при этом возрастает суммарный заряд полииона и для последующей диссоциации ионов необходимо совершить большую работу. В растворах, содержащих низко молекулярные электролиты, наблюдается эффект их исключения из областей, занятых полиионом (так называемое доннановское распределение).

Степень диссоциации является важным фактором, определяющим эффективность физиологического действия биологически активных электролитов, таких как алкалоиды (см.), амины (см.), ауксины (см.), угольная кислота (см.) и др. Как правило, чем выше значение а, тем меньше эти вещества способны проникать в клетки, в результате чего их физиологический и фармакологический эффекты ослабевают.

Обычно в растворах электролитов эффективная концентрация ионов (активность) меньше их действительной концентрации, в основном из-за взаимодействия ионов с молекулами-диполями растворителя, то есть из-за сольватации (см.) и электростатического взаимодействия ионов между собой, которое зависит от расстояния между ионами (концентрации) и величины их зарядов (валентности). Мерой напряженности электростатического поля, создаваемого находящимися в растворе ионами, служит ионная сила (μ) раствора, которая рассчитывается по уравнению: , где Z — валентность ионов данного вида, С — их концентрация, n —число ионов, образующихся при диссоциации электролитов. Величина активности (А) электролита определяется концентрацией (С) и коэффициентом активности (f), зависящим от заряда и радиуса иона, диэлектрической проницаемости (см.) растворителя и температуры, а также от концентрации (см.) вещества: А = f*С. В случае концентрированных растворов f зависит также от природы электролитов и растворителя. В ряде случаев ионы электролитов благодаря электростатическому притяжению разноименных зарядов ассоциируют и образуют в растворе ассоциаты — так называемые ионные пары, тройники, квадруполи и т. д., в целом лишенные заряда. При этом ионы могут вступать в непосредственный контакт друг с другом или быть разделенными молекулами растворителя, то есть составлять контактные или разделенные растворителем (сольваторазделенные) ионные пары. В отличие от недиссоциированных молекул ионные пары не являются изолированными частицами, а связаны с молекулами растворителя, то есть представляют собой весьма сложные образования. Равновесие между отдельными ионами и ионными парами характеризуется константой ассоциации или диссоциации, аналогичной Кd. Ионные пары обычно возникают в растворах несимметричных электролитов, образованных многозарядными анионами и одновалентными катионами (или наоборот).

По степени диссоциации электролитов условно делят на слабые и сильные. Группа слабых электролитов включает почти все органические соли, кислоты и основания (см. Органические соединения), а также вещества, образующие многозарядные ионы. К сильным электролитам относят вещества, полностью диссоциирующие на ионы и не образующие ассоциатов, например минеральные соли щелочных металлов (см.) и щелочноземельных металлов (см.), галогениды, перхлораты и нитраты некоторых переходных металлов.

Библиогр.: Боголюбов В. М. Патогенез и клиника водно-электролитных расстройств, Л., 1968, библиогр.; Измайлов Н. А. Электрохимия растворов, М., 1976; Крохалев А. А. Водный и электролитный обмен (острые расстройства), М., 1972, библиогр.; Уилкинсон А. У. Водно-электролитный обмен в хирургии, пер. с англ., М., 1974, библиогр.; Xладик Д ж. и др. Физика электролитов: Процессы переноса в твердых электролитах и электродах, пер. с англ., М., 1978.

Источник: http://xn--90aw5c.xn--c1avg/index.php/%D0%AD%D0%9B%D0%95%D0%9A%D0%A2%D0%A0%D0%9E%D0%9B%D0%98%D0%A2%D0%AB

Что такое электролиты и для чего они нужны.

Все знают, что при повышенном потоотделении организм теряет жидкость, запасы которой нужно своевременно восполнять. Однако, помимо воды, организм теряет еще и электролиты . Что это такое? Зачем они нужны? К чему может привести их недостаток?

Электролиты – это соли, которые распадаются в водных растворах на частицы с электрическим зарядом – ионы. Минеральные соли, присутствующие в водных растворах внутри и вне клеток, перемещаются в этой электропроводящей форме в качестве положительно заряженных катионов или отрицательно заряженных анионов. Наиболее важные катионы: Na, K, Ca, Mg, Fe, Cu, Co, Zn, Mn. Наиболее важные анионы: хлорид, гидроокись углерода, фосфат, сульфат, йодид.

Электролиты выполняют множество важных функций: поддержание осмотического давления в клетках, поддержание электропроводимости межклеточных жидкостей, поддержание кислотно-щелочного баланса, проведение нейростимулов к синапсам, сокращения мышц. Низкие электролитные уровни приводят к потере работоспособности из-за обезвоживания организма, синдрома «скованных мышц», накопления в мышцах молочной кислоты.

Но выпить подсоленной воды или съесть что-нибудь солененькое будет недостаточно: обычная пищевая соль – это хлорид натрия, и недостаток других электролитов она восполнить не поможет. К тому же, недостаток натрия развивается редко: в еде его более, чем достаточно. Но с потом теряются и другие элементы, например, калий.

Натрий и калий – вещества-антагонисты. В процессе жизнедеятельности клеточная мембрана постоянно выкачивает наружу, в кровь, ионы натрия и поглощает ионы калия, так что создается большая разница в концентрации этих ионов внутри и снаружи. Правда, за счет диффузии они пытаются «восстановить справедливость», так что этот механизм (он называется натрий-калиевый насос) работает непрерывно. Он нужен для поддержания электрической активности в нервных и мышечных клетках, для активного транспорта некоторых веществ, например сахаров и аминокислот. Высокие концентрации калия требуются также для белкового синтеза. При недостатке калия все эти механизмы начинают хуже работать, и, в добавок, из-за высокой концентрации натрия, который без калия нельзя удалить, в клетку начинает поступать избыток воды. Появляются отеки и. обезвоживание. Ведь вода оказывается «заперта» в клетках, а кровь густеет, сердцу становится тяжело работать, появляются нарушения сердечного ритма, ухудшается снабжение всех органов кислородом и питательными веществами. Этот тип обезвоживания продолжает развиваться даже при неограниченном потреблении пресной воды!

Негативно сказывается недостаток калия и на нервной системе: ухудшается электрическая проводимость нервных клеток, падает внимание, замедляется реакция, появляется синдром «скованных мышц».

Еще один важный элемент – магний. Одна из самых важных функций магния – участие в проведении нервных импульсов, но не любых, а только тормозящих. При недостатке магния возбуждающие сигналы проходят, а тормозящие – нет, им не хватает «транспорта». Результатом такого дисбаланса становятся судороги (мышца получила команду напрячься, а команду расслабиться – нет), бессонница, повышенная тревожность.

Своевременное восполнение дефицита электролитов не менее важно, чем восполнение запасов жидкости. Так что, при интенсивных тренировках очень важно следить за тем, чтобы рацион питания был правильно сбалансирован и восполнял потребности организма в микроэлементах, а не только уделять внимание подсчитыванию калорий. Если собираетесь сочетать диету с физическими нагрузками, без совета врача-диетолога вам не обойтись! В качестве «скорой помощи» можно использовать спортивные напитки, которые содержат основные необходимые электролиты.

  • Нравится 1
  • Комментарии 1

Этап 1. Знакомство

  • Курс Как похудеть

  • Этап 1. Знакомство

  • Курс Как похудеть

  • Информация предоставляется исключительно в справочных целях.

    Не занимайтесь самолечением. Всегда консультируйтесь c врачом.

    Источник: http://health-diet.ru/people/user/66094/blog/28344/

    Нормы электролитов в крови и признаки отклонений

    Из-за разрушения в организме щелочей, кислот и солей образуются частицы, имеющие отрицательный либо положительный заряд. Это электролиты, в крови они участвуют во многих процессах: метаболизме, нервно-мышечных сокращениях и расслаблениях, построении костной системы, активизация многих ферментов.

    Понятие электролитов

    Для того чтобы понять, что это такое, важно знать, что в крови присутствуют электролиты в виде разнозаряженных частиц:

    • анионы имеют отрицательный заряд;
    • катионы – положительный .

    Частицы со знаком «-» — соединения бикарбонатов, фосфатов, хлоридов, органические кислоты. Частицы положительные — магниевые, кальциевые, натриевые, калиевые соединения.

    В плазме на электролиты приходится не более 1%, но в организме их роль значительна.

    От расположения катионов и анионов, их количественного состава зависит проницаемость мембранной оболочки клеток. Участвуют они и в процессе выведения отработанных продуктов из клеток, способствуют проникновению внутрь питательных веществ.

    Функции и роль электролитов

    Эти элементы присутствуют в клетках и пространстве между ними. От электролитного состава крови зависит ее свертываемость, тромбообразование, клеточная возбудимость. Частицы отвечают за транспортировку молекул жидкости в ткани из кровеносного русла, обеспечивают необходимую кислотность крови, передачу нервных импульсов.

    У каждого элемента отдельная роль и ответственность за определенные процессы. Наиболее значимы для человека ионы калия, натрия с положительным зарядом и с отрицательным — хлора.

    Попадают важные вещества в организм вместе с пищей, а избыток выводится в основном через почки.

    1. Калий в большей степени (почти 90%) содержится во внутриклеточной жидкости и отвечает за регуляцию водного баланса, стабильность сердечного ритма. Он участвует в снабжении мозга кислородом.
    2. Максимальная концентрация натрия — в пространстве вне клеток. Около 40% — в межклеточной жидкости, почти 50% — в костной и хрящевой ткани, не более 10% — внутри клеток. С участием натрия регулируется кислотно-щелочное равновесие в организме, он воздействует на мембранный потенциал и возбудимость клеток, тонус сосудов. Элемент помогает поддерживать в нормальном состоянии осмотическое давление жидкости, преимущественно межклеточной.
    3. В большей своей массе (90%) хлор присутствует во внеклеточном пространстве и обеспечивает нейтральность клеток. Количество хлора в крови пропорционально содержанию ионов натрия. Элемент способствует оптимизации деятельности пищеварительной системы, улучшает работу печени.

    Другие микроэлементы, поддерживающие электролитный баланс, не менее важны для человеческого организма.

    Магний, наряду с калием, обеспечивает нормальную работу сердца, формирует костную ткань. Кальций участвует в построении скелета, отвечает за нормальную свертываемость крови, регулирует процессы обмена. Почти 90% фосфатов находится в костях.

    Для чего нужен анализ

    Количественный состав катионов и анионов меняется при острых и хронических патологиях. Анализ крови на электролиты проводят при необходимости отследить деятельность сердечной системы и почек, если имеются подозрения на дисбаланс обмена веществ. Иногда он нужен для отслеживания эффективности терапии и оценки динамики заболевания.

    Из-за разнообразия патологий не всегда можно получить необходимую информацию, узнав концентрацию электролитов.

    Поэтому исследование проводят при особых показаниях:

    • не определено точно заболевание, сопровождающееся головокружением, тошнотой, неадекватным поведением;
    • при аритмиях различной локализации и происхождения;
    • в отдельных случаях при артериальной гипертензии для подбора наиболее эффективных методов ее компенсации;
    • при патологиях выделительной системы для диагностики заболеваний поджелудочной железы и печени.

    Обычно не вполне достаточное количество или избыточное содержание ионов бывает одновременно по нескольким элементам. Если же отклонение обнаружено только у одного показателя, проводят повторный анализ для построения динамики.

    Подготовка к анализу

    Определение уровня электролитов проводится по направлению лечащего врача. Для этого берется венозная кровь, причем утром. Для того чтобы в биохимическом анализе крови не было ложной информации, нужна правильная подготовка.

    Для этого достаточно соблюдать несложные правила перед тем, как сдать кровь:

    • последний прием пищи должен быть не позднее чем за 8 (а лучше 12) часов до забора;
    • не следует употреблять напитки, кроме обычной воды без газа;
    • за сутки снизить физическую активность;
    • отказаться от курения минимум за 2 часа.

    В случае приема лекарственных препаратов необходимо предупредить об этом доктора. Если кровь берется у детей в возрасте до 5 лет, им на протяжении получаса полезно давать пить воду небольшими порциями (50—100 мл).

    Способы определения количества электролитов

    Норму электролитов выделяют отдельно для каждого и определяют несколькими способами:

    • метод атомно-спектральный, при котором анализируемые образцы из состояния жидкости переводятся в «атомный пар», путем их нагревания (температура несколько тысяч градусов);
    • весовой метод, при котором исследуют пробы сыворотки путем реакции, в результате которой выпадает осадок, затем производится его взвешивание;
    • способ фотоэлектроколориметрирования, позволяющий добиться нужной цветовой реакции раствора с пробой крови, по насыщенности его цвета делают заключение.

    Водный баланс определяют при помощи специального прибора — анализатора электролитов. Он показывает содержание калиевых, натриевых, кальциевых ионов, ph плазмы крови. Анализатор комплектуется электродами, позволяющими за счет их различной установки определить только уровень калия и натрия либо всех частиц.

    Нормы элементов

    Расшифровка анализа для выявления дефицита или избытка электролитов производится только специалистом на основании разработанных норм.

    Для взрослых

    Доктор опирается на специальную таблицу. Концентрация большей части элементов не связана с полом и одинакова у мужчин и женщин.

    Нормальное ли количество в крови электролитов у женщин и мужчин, определяется лечащим доктором индивидуально. Это зависит от физиологических данных, состояния организма.

    Для детей

    Оптимальное содержание ионов натрия, магния, кальция, хлора такое же, как и у взрослых. Количество калия и железа зависит от возраста, а уровень фосфора у детей с ним не связан.

    От 1 года и старше

    Определение электролитов позволяет выявить их дисбаланс, вовремя назначить необходимое лечение.

    Дисбаланс и его причины

    Любое отклонение концентрации электролитов в большую или меньшую сторону негативно сказывается на состоянии человека и нарушает водно-электролитный баланс.

    Избыточное количество

    Повышенные электролиты, каждый в отдельности, указывают на развитие той или иной патологии или провоцируют ее:

    • избыток кальция провоцирует образование камней в почках;
    • высокая концентрация натрия чревата солевой перегрузкой организма, что ведет к возникновению почечных заболеваний, связанных с задержкой выведения мочи;
    • повышенный магний свидетельствует об обезвоживании организма, почечной недостаточности либо о дисфункции паращитовидной железы;
    • избыток калия вызывает слабость мышечной ткани, нарушает сердечный ритм, провоцируя приступ.

    Симптомы, указывающие на переизбыток того или иного элемента:

    • натрия – постоянная жажда, чувство сухости во рту, непроизвольное подергивание мышц, раздражительность;
    • калия – слабость мышц, онемение и покалывание в них;
    • магния – покраснение кожи, ее поверхность теплая на ощупь, чувство слабости.

    Избыточное накопление в организме калия, фосфора, магния, натрия мешает усвоению кальция. При избытке последнего никаких особых симптомов не наблюдается. Лишь при значительном превышении кальция человек ощущает слабость, боль в костях.

    Пониженный уровень

    Малое содержание в крови электролитов также приводит к негативным последствиям для организма. Человек ощущает общую слабость, падение работоспособности. Низкие электролиты часто показывают на обезвоживание организма.

    Каждый элемент вызывает определенные симптомы:

    • натрий – тягу к соленой пище, усталость, слабость в мышцах;
    • калий – утомляемость, слабость, судороги ног, запор, аритмию;
    • кальций – хрупкость костей, выпадение волос, мышечные судороги;
    • магний – трудность при глотании, дезориентацию.

    Причинами низкого уровня электролитов являются заболевания ЖКТ (рвота, диарея), изнуряющие физические нагрузки, несбалансированная диета, злоупотребление слабительными и мочегонными медикаментами.

    Последствия дисбаланса

    При избыточном скоплении жидкости (гипергидратации) происходит ее концентрация в межклеточном пространстве, повышается уровень внутри клеток, они набухают. Если это нервные клетки, то возбуждаются нервные центры, появляются судороги.

    Если жидкости недостаточно (дегидратация), происходит сгущение крови, она становится вязкой, что приводит к образованию тромбов, нарушается поступление ее к органам и тканям. В этом случае снижается масса тела, кожа становится сухой и легко собирается в складки, давление падает, нарушается сердечный ритм.

    Как нормализовать уровень электролитов

    Организация правильного питания способствует нормализации водно-солевого баланса. Снижение количества соленой пищи и достаточное потребление жидкости помогает избежать переизбытка натрия. Это же способствует и уменьшению количества магния в организме.

    Снизить уровень кальция, кроме нормального водного режима, поможет и употребление достаточного количества продуктов, богатых клетчаткой.

    При повышенной физической нагрузке важно соблюдать питьевой режим, помогающий восполнить потерю жидкости через пот. Повысить электролиты можно, если просто пересмотреть свой рацион. Продукты должны содержать все необходимые микроэлементы.

    • Заболевания
    • Части тела

    Предметный указатель на часто встречающиеся заболевания сердечно-сосудистой системы, поможет Вам с быстрым поиском нужного материала.

    Выберете интересующую Вас часть тела, система покажет материалы, связанные с ней.

    © Prososud.ru Контакты:

    Использование материалов сайта возможно только при наличии активной ссылки на первоисточник.

    Все рекомендации, приведенные на сайте, носят ознакомительный характер и не являются предписанием к лечению.

    Источник: http://prososud.ru/krovosnabzhenie/elektroliti-krovi.html

    Медицинская энциклопедия — электролиты

    Связанные словари

    Электролиты

    Электролиты — это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Вещества, не проводящие электрического тока в растворенном или расплавленном состоянии, называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические вещества, например сахара, спирты и др. Способность растворов электролитов проводить электрический ток объясняют тем, что молекулы электролитов при растворении распадаются на электрически положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Величина заряда иона численно равна валентности атома или группы атомов, образующих ион. Ионы отличаются от атомов и молекул не только наличием электрических зарядов, но и другими свойствами, например ионы хлора не имеют ни запаха, ни цвета, ни других свойств молекул хлора. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные—анионами. Катионы образуют атомы водорода Н + , металлов: К + , Na + , Са 2+ , Fe 3+ и некоторые группы атомов, например группа аммония NH + 4 ; анионы образуют атомы и группы атомов, являющиеся кислотными остатками, например Cl — , NO — 3, SO 2— 4, CO 2— 3 .

    Распад молекул электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией, или ионизацией, и представляет собой обратимый процесс, т. е. в растворе может наступать состояние равновесия, при котором сколько молекул электролитов распадается на ионы, столько их вновь образуется из ионов. Диссоциация электролитов на ионы может быть представлена общим уравнением: , где KmAn — недиссоциированная молекула, К z+ 1 — катион, несущий z1 положительных зарядов, А z- 2 — анион, имеющий z2 отрицательных зарядов, m и n — число катионов и анионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита. Например, .

    Число положительных и отрицательных ионов в растворе может быть разным, но суммарный заряд катионов всегда равен суммарному заряду анионов, поэтому раствор в целом электронейтрален.

    Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы при любых концентрациях их в растворе. К ним относятся сильные кислота (см.), сильные основания и почти все соли (см.). Слабые электролиты, к которым относятся слабые кислоты и основания и некоторые соли, например сулема HgCl2, диссоциируют лишь частично; степень их диссоциации, т. е. доля молекул, распавшихся на ионы, возрастает с уменьшением концентрации раствора.

    Мерой способности электролитов распадаться на ионы в растворах может служить константа электролитической диссоциации (константа ионизации), равная

    где в квадратных скобках показаны концентрации соответствующих частиц в растворе.

    При пропускании через раствор электролита постоянного электрического тока катионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду — катоду, анионы передвигаются к положительному электроду — аноду, где отдают свои заряды, превращаясь в электронейтральные атомы или молекулы (катионы получают электроны от катода, а анионы отдают электроны на аноде). Так как процесс присоединения электронов к веществу является восстановлением, а процесс отдачи электронов веществом — окислением, то при пропускании электрического тока через раствор электролита на катоде происходит восстановление катионов, а на аноде—окисление анионов. Этот окислительно-восстановительный процесс называют электролизом.

    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 + , Са 2+ , Mg 2+ , ОН — , С1 — , НСО — 3, H2РО — 4, SO 2— 4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОН — в организме человека находятся в очень малых концентрациях, но их роль в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрация ионов Na + и Cl — значительно превосходит таковую всех других неорганических ионов вместе взятых. См. также Буферные растворы, Иониты.

    Электролиты — вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Типичными электролитами являются соли, кислоты и основания.

    Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса молекулы электролитов в растворах самопроизвольно распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные — анионами. Величина заряда иона определяется валентностью (см.) атома или группы атомов, образующих данный ион. Катионы образуют обычно атомы металлов, например К+, Na+, Са2+, Mg3+, Fe3+, и некоторые группы других атомов (например, группа аммония NH4); анионы, как правило, образуются атомами и группами атомов, являющихся кислотным остатками, например Cl-, J-, Br-, S2-, NO3-, CO3, SO4, PO4. Каждая молекула электронейтральна, поэтому число элементарных положительных зарядов катионов равно числу элементарных отрицательных зарядов анионов, образующихся при диссоциации молекулы. Наличием ионов объясняется способность растворов электролитов проводить электрический ток. Поэтому растворы электролитов называют ионными проводниками, или проводниками второго рода.

    Диссоциация молекул электролитов на ионы может быть представлена следующим общим уравнением:

    где KpAq — недиссоциированная молекула, Кn+1 — катион, несущий n1 положительных зарядов, Аn2 — анион, имеющий n2 отрицательных зарядов, р и q — число катионов и анионов, входящих в состав молекулы электролита. Так, например, диссоциация серной кислоты и гидрата окиси аммония выражается уравнениями:

    Количество ионов, содержащихся в растворе, принято измерять в грамм-ионах на 1 л раствора. Грамм-ион — масса ионов данного вида, выраженная в граммах и численно равная формульному весу иона. Формульный вес находят суммированием атомных весов атомов, образующих данный ион. Так, например, формульный вес ионов SO4-равен: 32,06+4-16,00=96,06.

    Электролиты подразделяют на низкомолекулярные, высокомолекулярные (полиэлектролиты) и коллоидные. Примерами низкомолекулярных электролитов, или просто электролитов, могут служить обычные низкомолекулярные кислоты, основания и соли, которые в свою очередь принято делить на слабые и сильные электролиты. Слабые электролиты не полностью диссоциируют на ионы, вследствие чего в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами электролитов (уравнение 1). К числу слабых электролитов относятся слабые кислоты, слабые основания и некоторые соли, например сулема HgCl2. Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации) α, изотоническим коэффициентом i и константой электролитической диссоциации (константой ионизации) К. Степенью электролитической диссоциации α называют ту долю молекул электролитов, которая распадается на ионы в данном растворе. Величина а, измеряемая в долях единицы или в %, зависит от природы электролита и растворителя: она уменьшается с увеличением концентрации раствора и обычно слегка изменяется (возрастает или уменьшается) с увеличением температуры; она также уменьшается при введении в раствор данного электролита более сильного электролита, образующего одноименные ноны (например, степень электролитической диссоциации уксусной кислоты СН3СООН уменьшается при добавлении к ее раствору соляной кислоты HCl или ацетата натрия CH3COONa).

    Изотонический коэффициент, или коэффициент Вант-Гоффа, i равен отношению суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к числу его молекул, взятых для приготовления раствора. Экспериментально i определяется путем измерения осмотического давления, понижения температуры замерзания раствора (см. Криометрия) и некоторых других физических свойств растворов. Величины i и α взаимосвязаны уравнением

    где n — число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы данного электролита.

    Константа электролитической диссоциации К представляет собой константу равновесия. Если электролит диссоциирует на ионы по уравнению (1), то

    где, и [KpAq] — концентрации в растворе катионов и анионов (в г-ион/л) и недиссоциированных молекул (в моль/л) соответственно. Уравнение (3) является математическим выражением закона действующих масс в применении к процессу электролитической диссоциации. Чем больше К, тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного электролита К зависит от температуры (обычно с увеличением температуры возрастает) и, в отличие от а, не зависит от концентрации раствора.

    Если молекула слабого электролита может диссоциировать не на два, а на большее число ионов, то диссоциация протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация). Например, слабая угольная кислота H2СO3 в водных растворах диссоциирует в две ступени:

    При этом константа диссоциации 1-й ступени значительно превышает таковую 2-й ступени.

    Сильные электролиты согласно теории Дебая — Хюккеля в растворах полностью диссоциированы на ионы. Примерами этих электролитов могут служить сильные кислоты, сильные основания и почти все растворимые в воде соли. Вследствие полной диссоциации сильных электролитов в их растворах содержится огромное число ионов, расстояния между которыми таковы, что между разноименно заряженными ионами проявляются силы электростатического притяжения, благодаря чему каждый ион окружен ионами противоположного заряда (ионная атмосфера). Наличие ионной атмосферы снижает химическую и физиологическую активность ионов, их подвижность в электрическом поле и другие свойства ионов. Электростатическое притяжение между разноименно заряженными ионами возрастает с увеличением ионной силы раствора, равной полусумме произведений концентрации С каждого иона на квадрат его валентности Z:

    Так, например, ионная сила 0,01 молярного раствора MgSO4 равна

    Растворы сильных электролитов независимо от их природы при одинаковой ионной силе (не превышающей, однако, 0,1) обладают одинаковой ионной активностью. Ионная сила крови человека не превышает 0,15. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов была введена величина, называемая активностью а, формально заменяющая концентрацию в уравнениях, вытекающих из закона действующих масс, например в уравнении (1). Активность а, имеющая размерность концентрации, связана с концентрацией уравнением

    где f — коэффициент активности, показывающий, какую долю действительной концентрации данных ионов в растворе составляет эффективная их концентрация или активность. С уменьшением концентрации раствора f возрастает и в очень разбавленных растворах становится равной 1; в последнем случае а=С.

    Низкомолекулярные электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. Из ионов низкомолекулярных электролитов в физиологических и биохимических процессах большую роль играют катионы Н+, Na+, Mg2+, Са2+ и анионы ОН-, Cl-, НСO3, H2РO4, НРO4, SO4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОНв организмах, в том числе и в организме человека, находятся в очень малых концентрациях, но роль их в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрации Na+ и Clзначительно превосходят концентрацию всех других ионов, вместе взятых.

    Для живых организмов в высшей степени характерен так называе антагонизм ионов — способность ионов, находящихся в растворе, взаимно снижать присущее каждому из них действие. Установлено, например, что ионы Na+ в той концентрации, в которой они находятся в крови, ядовиты для многих изолированных органов животных. Однако ядовитость Na+ подавляется при добавлении к содержащему их раствору в соответствующих концентрациях ионов К+ и Са2 + . Таким образом, ионы К+ и Са2+ являются антагонистами ионов Na+. Растворы, в которых вредное действие каких-либо ионов устранено действием ионов антагонистов, называются эквилибрированными растворами. Антагонизм ионов обнаружен при действии их на самые различные физиологические и биохимические процессы.

    Полиэлектролитами называют высокомолекулярные электролиты; примерами их являются белки, нуклеиновые кислоты и многие другие биополимеры (см. Высокомолекулярные соединения), а также ряд синтетических полимеров. В результате диссоциации макромолекул полиэлектролитов образуются низкомолекулярные ионы (противоионы), как правило, различной природы и многозарядный макромолекулярный ион. Часть противоионов прочно связана с макромолекулярный ионом электростатическими силами; остальные находятся в растворе в свободном состоянии.

    Примерами коллоидных электролитов могут служить мыла, дубильные вещества и некоторые красители. Для растворов этих веществ характерно равновесие:

    мицеллы (коллоидные частицы) → молекулы → ионы.

    При разбавлении раствора равновесие смещается слева направо.

    Источник: http://www.xn--80aacc4bir7b.xn--p1ai/%D1%8D%D0%BD%D1%86%D0%B8%D0%BA%D0%BB%D0%BE%D0%BF%D0%B5%D0%B4%D0%B8%D0%B8/%D0%BC%D0%B5%D0%B4%D0%B8%D1%86%D0%B8%D0%BD%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F-%D1%8D%D0%BD%D1%86%D0%B8%D0%BA%D0%BB%D0%BE%D0%BF%D0%B5%D0%B4%D0%B8%D1%8F/%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82%D1%8B

    Электролиты

    Электроли́т — химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

    Содержание

    Степень диссоциации

    В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации [1] .

    Классификация

    Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы

    1. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты.
    2. Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f-элементов.

    Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

    Использование термина «Электролит»

    В естественных науках

    Термин электролит широко используется в биологии и медицине. Чаще всего подразумевают водный раствор, содержащий те или иные ионы (напр., «всасывание электролитов» в кишечнике).

    Электролиты в технике

    Слово электролит широко используется в науке и технике, в разных отраслях оно может иметь различающийся смысл.

    Электролит в электрохимии

    Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например, электролит золочения).

    Электролит аккумуляторный

    Обиходное название раствора серной кислоты для свинцовых аккумуляторов

    Электролитический конденсатор

    относящийся к типу «Электролитический», в котором в качестве одной из обкладок используется электролит. Конденсаторы данного типа, в отличии от других типов, обладают несколькими отличительными особенностями

    1. при очень маленьких габаритныхразмерах обладают на несколько порядков большей ёмкостью
    2. при проектировании электрических схем и при монтаже электролитов необходимо соблюдать полярность подключения, в противном случае они обязательно взрываются (в худшем случае) или просто вздуваются и вытекают (в лучшем) [2]
    3. работают на существенно низких частотах, в пределах всего лишь нескольких десятков кГц, конденсаторы большинства других типов могут работать на частотах до десятков, сотен, тысяч мГц и выше.

    Примечания

    1. ↑Степень дисссоциации (α) — отношение числа молекул, диссоциировавших на ионы к общему числу молекул растворенного электролита.
    2. ↑ Исключением являются специальные неполярные электролитические конденсаторы, которые представляют из себя два электролитических конденсатора в одном корпусе, включённые последовательно и обязательно встречной друг другу полярностью (плюс к плюсу или минус к минусу)

    См. также

    Wikimedia Foundation . 2010 .

    Смотреть что такое «Электролиты» в других словарях:

    ЭЛЕКТРОЛИТЫ — в широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия

    ЭЛЕКТРОЛИТЫ — ЭЛЕКТРОЛИТЫ, жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. В узком смысле химические соединения, которые в растворах распадаются на ионы вследствие электролитической диссоциации.… … Современная энциклопедия

    ЭЛЕКТРОЛИТЫ — вещества, разлагающиеся под влиянием гальванич. тока. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907. ЭЛЕКТРОЛИТЫ тело, разлагаемое химически на составные простые посредством электрического тока, т. е. над которым… … Словарь иностранных слов русского языка

    Электролиты — ЭЛЕКТРОЛИТЫ, жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. В узком смысле химические соединения, которые в растворах распадаются на ионы вследствие электролитической диссоциации.… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

    ЭЛЕКТРОЛИТЫ — (от электро. и . лит) жидкие или твердые вещества, в которых в сколько нибудь заметных концентрациях присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. В узком смысле соли, растворы которых проводят электрический ток из… … Большой Энциклопедический словарь

    ЭЛЕКТРОЛИТЫ — водные и другие растворы щелочей, кислот и солей, проводящие электр. ток. Э. наз. проводниками второго рода, т. к. они резко отличаются от металлов (проводников первого рода). Электр. ток, проходя по проводникам первого рода, не производит… … Технический железнодорожный словарь

    электролиты — – системы, обладающие в жидком или твердом состоянии ионной проводимостью. Словарь по аналитической химии [3] … Химические термины

    Электролиты — – соли и др. химические вещества, растворы которых проводят электрический ток из за наличия ионов, образующихся в результате электролитической диссоциации. [Терминологический словарь по бетону и железобетону. ФГУП «НИЦ «Строительство» НИИЖБ … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов

    Электролиты — [electrolytes] жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии

    ЭЛЕКТРОЛИТЫ — вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера

    Книги

    • Электродиализ водных растворов, содержащих органические электролиты, Владимир Котов, Ольга Перегончая und Ирина Бодякина. Использование электродиализа как эффективного метода разделения водных растворов электролитов при водоподготовке и очистке сточных вод, его применение в пищевой, химической и биомедицинской… ПодробнееКупить за 4961 грн (только Украина)
    • Общая химия. Специальный курс. Гриф МО РФ, Вольхин В.В.. Учебное пособие «Общая химия» состоит из трех книг: «Основной курс» (кн. 1), «Специальный курс» (кн. 2) и «Избранные главы» (кн. 3). В книге 1 изложен полный курс основ химии. Книга 2… ПодробнееКупить за 1120 руб
    • Почка и электролиты, . Вопросы водно-солевого обмена и функции ночек в последнее время привлекают все большее и большее внимание исследователей самых различных специальностей. Несомненно, что проблема транспорта… ПодробнееКупить за 290 руб

    Другие книги по запросу «Электролиты» >>

    Поделиться ссылкой на выделенное

    Прямая ссылка:

    Мы используем куки для наилучшего представления нашего сайта. Продолжая использовать данный сайт, вы соглашаетесь с этим. Хорошо

    Источник: http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/

    что такое электролит

    Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты.

    Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот, основания p-, d-, и f-элементов.

    В естественных науках

    при очень маленьких габаритных размерах обладают на несколько порядков большей ёмкостью

    при проектировании электрических схем и при монтаже электролитов необходимо соблюдать полярность подключения, в противном случае они обязательно взрываются (в худшем случае) или просто вздуваются и вытекают (в лучшем) [2]

    работают на существенно низких частотах, в пределах всего лишь нескольких десятков кГц, конденсаторы большинства других типов могут работать на частотах до десятков, сотен, тысяч мГц и выше.

    Источник: http://otvet.mail.ru/question/

    Электролиты

    Электролиты — это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Вещества, не проводящие электрического тока в растворенном или расплавленном состоянии, называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические вещества, например сахара, спирты и др. Способность растворов электролитов проводить электрический ток объясняют тем, что молекулы электролитов при растворении распадаются на электрически положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Величина заряда иона численно равна валентности атома или группы атомов, образующих ион. Ионы отличаются от атомов и молекул не только наличием электрических зарядов, но и другими свойствами, например ионы хлора не имеют ни запаха, ни цвета, ни других свойств молекул хлора. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные—анионами. Катионы образуют атомы водорода Н + , металлов: К + , Na + , Са 2+ , Fe 3+ и некоторые группы атомов, например группа аммония NH + 4 ; анионы образуют атомы и группы атомов, являющиеся кислотными остатками, например Cl — , NO — 3, SO 2— 4, CO 2— 3 .

    Распад молекул электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией, или ионизацией, и представляет собой обратимый процесс, т. е. в растворе может наступать состояние равновесия, при котором сколько молекул электролитов распадается на ионы, столько их вновь образуется из ионов. Диссоциация электролитов на ионы может быть представлена общим уравнением: , где KmAn — недиссоциированная молекула, К z+ 1 — катион, несущий z1 положительных зарядов, А z- 2 — анион, имеющий z2 отрицательных зарядов, m и n — число катионов и анионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита. Например, .

    Число положительных и отрицательных ионов в растворе может быть разным, но суммарный заряд катионов всегда равен суммарному заряду анионов, поэтому раствор в целом электронейтрален.

    Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы при любых концентрациях их в растворе. К ним относятся сильные кислота (см.), сильные основания и почти все соли (см.). Слабые электролиты, к которым относятся слабые кислоты и основания и некоторые соли, например сулема HgCl2, диссоциируют лишь частично; степень их диссоциации, т. е. доля молекул, распавшихся на ионы, возрастает с уменьшением концентрации раствора.

    Мерой способности электролитов распадаться на ионы в растворах может служить константа электролитической диссоциации (константа ионизации), равная

    где в квадратных скобках показаны концентрации соответствующих частиц в растворе.

    При пропускании через раствор электролита постоянного электрического тока катионы перемещаются к отрицательно заряженному электроду — катоду, анионы передвигаются к положительному электроду — аноду, где отдают свои заряды, превращаясь в электронейтральные атомы или молекулы (катионы получают электроны от катода, а анионы отдают электроны на аноде). Так как процесс присоединения электронов к веществу является восстановлением, а процесс отдачи электронов веществом — окислением, то при пропускании электрического тока через раствор электролита на катоде происходит восстановление катионов, а на аноде—окисление анионов. Этот окислительно-восстановительный процесс называют электролизом.

    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 + , Са 2+ , Mg 2+ , ОН — , Cl — , НСО — 3, H2РО — 4, SO 2— 4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОН — в организме человека находятся в очень малых концентрациях, но их роль в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрация ионов Na + и Cl — значительно превосходит таковую всех других неорганических ионов вместе взятых. См. также Буферные растворы, Иониты.

    Электролиты — вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Типичными электролитами являются соли, кислоты и основания.

    Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса молекулы электролитов в растворах самопроизвольно распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами, отрицательно заряженные — анионами. Величина заряда иона определяется валентностью (см.) атома или группы атомов, образующих данный ион. Катионы образуют обычно атомы металлов, например К+, Na+, Са2+, Mg3+, Fe3+, и некоторые группы других атомов (например, группа аммония NH4); анионы, как правило, образуются атомами и группами атомов, являющихся кислотным остатками, например Cl-, J-, Br-, S2-, NO3-, CO3, SO4, PO4. Каждая молекула электронейтральна, поэтому число элементарных положительных зарядов катионов равно числу элементарных отрицательных зарядов анионов, образующихся при диссоциации молекулы. Наличием ионов объясняется способность растворов электролитов проводить электрический ток. Поэтому растворы электролитов называют ионными проводниками, или проводниками второго рода.

    Диссоциация молекул электролитов на ионы может быть представлена следующим общим уравнением:

    Электролиты подразделяют на низкомолекулярные, высокомолекулярные (полиэлектролиты) и коллоидные. Примерами низкомолекулярных электролитов, или просто электролитов, могут служить обычные низкомолекулярные кислоты, основания и соли, которые в свою очередь принято делить на слабые и сильные электролиты. Слабые электролиты не полностью диссоциируют на ионы, вследствие чего в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами электролитов (уравнение 1). К числу слабых электролитов относятся слабые кислоты, слабые основания и некоторые соли, например сулема HgCl2. Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации) α, изотоническим коэффициентом i и константой электролитической диссоциации (константой ионизации) К. Степенью электролитической диссоциации α называют ту долю молекул электролитов, которая распадается на ионы в данном растворе. Величина а, измеряемая в долях единицы или в %, зависит от природы электролита и растворителя: она уменьшается с увеличением концентрации раствора и обычно слегка изменяется (возрастает или уменьшается) с увеличением температуры; она также уменьшается при введении в раствор данного электролита более сильного электролита, образующего одноименные ноны (например, степень электролитической диссоциации уксусной кислоты СН3СООН уменьшается при добавлении к ее раствору соляной кислоты HCl или ацетата натрия CH3COONa).

    Изотонический коэффициент, или коэффициент Вант-Гоффа, i равен отношению суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к числу его молекул, взятых для приготовления раствора. Экспериментально i определяется путем измерения осмотического давления, понижения температуры замерзания раствора (см. Криометрия) и некоторых других физических свойств растворов. Величины i и α взаимосвязаны уравнением

    Константа электролитической диссоциации К представляет собой константу равновесия. Если электролит диссоциирует на ионы по уравнению (1), то

    Если молекула слабого электролита может диссоциировать не на два, а на большее число ионов, то диссоциация протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация). Например, слабая угольная кислота H2СO3 в водных растворах диссоциирует в две ступени:

    Сильные электролиты согласно теории Дебая — Хюккеля в растворах полностью диссоциированы на ионы. Примерами этих электролитов могут служить сильные кислоты, сильные основания и почти все растворимые в воде соли. Вследствие полной диссоциации сильных электролитов в их растворах содержится огромное число ионов, расстояния между которыми таковы, что между разноименно заряженными ионами проявляются силы электростатического притяжения, благодаря чему каждый ион окружен ионами противоположного заряда (ионная атмосфера). Наличие ионной атмосферы снижает химическую и физиологическую активность ионов, их подвижность в электрическом поле и другие свойства ионов. Электростатическое притяжение между разноименно заряженными ионами возрастает с увеличением ионной силы раствора, равной полусумме произведений концентрации С каждого иона на квадрат его валентности Z:

    Низкомолекулярные электролиты являются непременной составной частью жидкостей и плотных тканей организмов. Из ионов низкомолекулярных электролитов в физиологических и биохимических процессах большую роль играют катионы Н+, Na+, Mg2+, Са2+ и анионы ОН-, Cl-, НСO3, H2РO4, НРO4, SO4 (см. Минеральный обмен). Ионы Н + и ОН- в организмах, в том числе и в организме человека, находятся в очень малых концентрациях, но роль их в жизненных процессах огромна (см. Кислотно-щелочное равновесие). Концентрации Na+ и Cl- значительно превосходят концентрацию всех других ионов, вместе взятых.

    Для живых организмов в высшей степени характерен так называе антагонизм ионов — способность ионов, находящихся в растворе, взаимно снижать присущее каждому из них действие. Установлено, например, что ионы Na+ в той концентрации, в которой они находятся в крови, ядовиты для многих изолированных органов животных. Однако ядовитость Na+ подавляется при добавлении к содержащему их раствору в соответствующих концентрациях ионов К+ и Са2 + . Таким образом, ионы К+ и Са2+ являются антагонистами ионов Na+. Растворы, в которых вредное действие каких-либо ионов устранено действием ионов антагонистов, называются эквилибрированными растворами. Антагонизм ионов обнаружен при действии их на самые различные физиологические и биохимические процессы.

    Полиэлектролитами называют высокомолекулярные электролиты; примерами их являются белки, нуклеиновые кислоты и многие другие биополимеры (см. Высокомолекулярные соединения), а также ряд синтетических полимеров. В результате диссоциации макромолекул полиэлектролитов образуются низкомолекулярные ионы (противоионы), как правило, различной природы и многозарядный макромолекулярный ион. Часть противоионов прочно связана с макромолекулярный ионом электростатическими силами; остальные находятся в растворе в свободном состоянии.

    Примерами коллоидных электролитов могут служить мыла, дубильные вещества и некоторые красители. Для растворов этих веществ характерно равновесие:

    мицеллы (коллоидные частицы) → молекулы → ионы.

    При разбавлении раствора равновесие смещается слева направо.

    Источник: http://www.medical-enc.ru/26/electrolytes.shtml