Повышение температуры кипения растворов.

Любая чистая жидкость кипит при такой температуре, при которой давление ее насыщенного пара = внешнему давлению.

Температура кипения воды = 100 градусов при 101,3 кПа

Так как давление пара раствора ниже давления пара чистого растворителя, то для кипения раствора его нужно нагреть до более высокой температуры, чем чистый растворитель.

Рауль установил, что температура разбавленных растворов, неэлектролитов, прямо пропорциональна моляльной концентрации раствора.

∆Ткип = Kэ b(X)

b(X) – моляльная концентрация, моль \ кг

Kэ – Эбулиометрическая константа, численно равная повышению температуры кипения одномоляльного раствора, кг К \ моль

b(X) = (1000 m_р.в.) \ (М m_р-ль)

Ткип р-ра = Ткип р-ля + ∆Ткип

Молярные массы (кг \ моль) растворенных веществ – неэлектролитов могут быть рассчитаны по следующим формулам:

M = (1000 К_э m_р.в.) \ (∆Ткип m_р-ль)

Кэ зависит только от природы растворителя и не зависит от природы растворенного вещества

26. понижение температуры замерзания растворов. Уравнение расчета ∆Т замерзания. Криометрическая постоянная. Криометрический способ расчета молярной массы растворенного вещества.

Всякая жидкость замерзает при той температуре, когда давление пара над жидкостью равно давлению пара над твердой фазой (льдом).растворенное вещество будет мешать образованию кристаллов льда, чем больше константа кристаллического растворенного вещества, тем при более низкой температуре замерзает раствор, понижение температуры замерзания разбавленных растворов, неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

∆Тзам = Kз b(X)

b(X) – моляльная концентрация, моль \ кг

Kз – Криометрическая константа, численно равная понижению температуры замерзания одномоляльного раствора, кг К \ моль

b(X) = (1000 m_р.в.) \ (М m_р-ль)

Тзам р-ра = Тзам р-ля - ∆Тзам

Кз зависит только от природы растворителя и не зависит от природы растворенного вещества.

По понижению температуры замерзания можно рассчитать молярную массу растворенного вещества, неэлектролита.

M = (1000 К_з m_р.в. ) \ (∆Тзам m_р-ль)

27. осмос. Условия, необходимые для проведения осмоса. Механизм осмоса. Осмотическое давление, формулы расчета. Уравнение Вант-Гоффа для расчета осмотического давления.

Осмос – одностороннее проникновение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Необходимым условием возникновения осмоса является наличие растворителя и раствора, или двух растворов различной концентрации, разделенных полупроницаемой мембраной.

В одностороннем порядке из правого в левое колено происходит переход молекул воды. Уровень жидкости в правом колене понижается, а в левом – повышается.

Так происходит до тех пор, пока не установится разность гидростатических столбов, отвечающая осмотическому давлению, при котором односторонняя диффузия прекратится.

Осмотическим давлением называют величину, измеряемую минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Уравнение Вант-Гоффа:

Посм = С(Х) R T

С(Х) – молярная концентрация вещества Х

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж \ моль К

Т – абсолютная температура, К

Посм = (m(Х) R T) \ (M(X) Vр-ра)

28. роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Изотонические, гипотонические и гипертонические растворы, их применение в медицине. Понятие гемолиза и плазмолиза.

Благодаря осмосу происходит поставка воды в клетки и межклеточные пространства.

Тугорд – упругость клеток, которая обеспечивает эластичность тканей и сохраняет определенную форму органов, обусловлена осмотическим давлением.

В организме человека при потере крови используют 0,9 %-ный раствор поваренной соли. Этот раствор в организме создает такое же осмотическое давление, что и плазма крови (используют в качестве кровезаменителей)

Растворы, имеющие одинаковое давление с плазмой крови, называют изотоническими.

Растворы, имеющие более высокое давление, чем плазма крови – гипертоническими, а более низкое – гипотоническими.

При помещении клеток в изотонический раствор клетки сохраняют свой размер и нормально функционируют. При помещении в гипертонический раствор – вода из клетки уходит в раствор и наблюдается сморщивание – плазмоли з клеток. При помещении в гипотонический раствор – вода из раствора переходит внутрь клеток, что приводит к набуханию, а следовательно разрыву оболочек и вытеканию клеточного содержимого – лизис, в случае эритроцитов – гемолиз.

Явление осмоса используется в медицинской практике: в хирургии гипертонические повязки вводят в гнойные раны. Механизм: ток жидкости раны через марлю направляется наружу, в результате рана очищается от гноя, микроорганизмов и продуктов распада.

На явлении осмоса основано действие слабительных. Эти соли плохо высасываются при попадании в желудочно-кишечный тракт, в результате применения гипертонических растворов этих солей, в просвет кишечника устремляется большое количество воды через слизистую, что способствует послабляющему действию этих солей.

Гипертонические растворы в небольших количествах вводят при глаукоме, чтобы уменьшить количество влаги в передней камере глаза.

Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Причина отклонения растворов электролитов от закона Рауля и Вант-Гоффа. Уравнение, связывающее степень диссоциации и изотонический коэффициент.

Растворы электролитов вызывают более высокое осмотическое давление, чем следует по закону Вант-Гоффа, растворы электролитов замерзают при температурах более низких и кипят при температурах более высоких, чем одинаковые с ними по концентрации растворы неэлектролитов.

Вант-Гофф ввел в уравнение поправочный изотонический коэффициент

i = ∆Тзам (эксп) \ ∆Тзам (теор) = ∆Ткип (э) \ ∆Ткип (т) = П осм (э) \ П осм (т) = ∆Рэ \ ∆Рт

i показывает во сколько раз практически полученные величины выше теоретических, то есть расчетных.

Посм = i С(Х) R T

∆Тзам = i Kз b(X)

∆Ткип = i Kэ b(X)

∆Р = i Р⁰ χ(Х2)

i связан со степенью диссоциации уравнением:

α (ст.д.) = (i – 1) \ (n – 1)

1 < i < n (число ионов)

30. основные положения протолитической теории кислот и оснований. Кислоты и основания Бренстеда. Константы кислотности и основности. Амфолиты. Изоэлектрическая точка. Показатели кислотности (рКа) и основности (рКв). Сопряженные пары.

Согласно теории Бренстеда и Лоури:

Кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;

Основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов

Согласно этой теории кислоты подразделяют на 3 группы:

1) нейтральные кислоты (соляная, серная, фосфорная)

2) катионные кислоты, представляющие собой положительные ионы, например катион аммония и гидроксония.

3) анионные кислоты, представляющие собой отрицательные ионы, например гидросульфат-анион, гидрофосфат - анион, дигидрофосфат – анион

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1) нейтральные основания, например аммиак, вода, этиловый спирт

2) анионные основания, представляющие собой отрицательные ионы, например хлорид, этил, гидроксил

3) катионные основания, представляющие собой положительные ионы NH₂-NH₃⁺

растворители типа воды, жидкого аммиака, а также анионы многоосновных кислот, которые могут быть как донорами, так и акцепторами протонов, являются амфолитами.

Протон – ион атома водорода, не имеющий электронного уровня, такой ион обладает большой подвижностью и способностью внедряться в электронные уровни других молекул и ионов.

Согласно этой теории кислотные свойства обнаруживаются только в присутствии оснований, а основные только в присутствии кислот. В результате кислота и основание должны быть сопряженной парой.

А-Н + В: А^- + В-Н⁺

Кислотность определяется константой равновесия протолитической реакции

Ка = ([A-] [B-H+]) \ ([A-H] [B])

На практике для определения кислотности используют отрицательные логарифмы констант кислотности, называемые показателями кислотности.

рКа = -ℓg Ка

чем меньше рКа, тем сильнее кислота

мерой основности служит константа основности

В: + Н₂О = В-Н⁺ + ОН^-

К = ([OH-] [B-H+]) \ ([B:] [H₂O])

Кв = К [H₂O]

Кв = ([OH-] [B-H+]) \ [B:]

Отношение произведения концентраций сопряженной кислоты и сопряженного основания к концентрации основания. Чем больше константа, тем сильнее основание. На практике используют показатель основности

рКв = -ℓg Кв

при некотором промежуточном значении кислотности суммарный заряд макромолекулы становится равным 0. это значение называется изоэлектрической точкой.

31. диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный рН и гидроксильный рОН показатели среды. Пределы изменения рН для нейтральной, кислой и щелочной среды. рН среды важнейших биологических жидкостей.

Кд [Н₂О] = Kw – над ионным произведением воды.

Константа диссоциации воды при 298К = 1,8 10^-16 моль \ л

[Н₂О] 1000г \ 18г\моль 1л = 55,6 моль \ л

Kw = 1,8 10^-6 55,6 = 1 10^-14 моль² \ л²

[Н⁺][ОН^-] = 1 10^-14 моль² \ л² ионное произведение воды

В нейтральной среде [Н⁺] = [ОН^-] = 1 10^-7 моль \ л

В кислой среде[Н⁺] > [ОН^-], т.е. [Н⁺] > 10^-7

В щелочной среде[Н⁺] < [ОН^-], т.е. [Н⁺] < 10^-7

Для характеристики среды концентрации [Н⁺] и [ОН^-] используют водородный показатель

pH = - lg [Н⁺] и гидроксильный показатель pОH = - lg [ОН^-]

если прологарифмируем ионное произведение, то получим что рН + рОН = 14

[Н⁺][ОН^-] = 1 10^-14

рН + рОН = 14

рН = 7 – нейтральная среда

рН < 7 – кислая среда

рН > 7 – щелочная среда

Все биологические жидкости имеют постоянство водородных ионов

рН сыворотки крови = 7,4±0,1

рН желудочного сока = 0,9±0,1

рН слезной жидкости = 7,4

рН грудного молока = 6,6-6,8

рН слюны = 6,35-6,85

в организме имеется жидкость, в которую сбрасываются кислотные и основные остатки, ее рН колеблется в значительных пределах 4,8 – 7,5 – моча. При различных заболеваниях наблюдается смещение рН либо в кислую, либо в щелочную сторону.

32. буферное действие – основной механизм протолитического гомеостаза организма. Общий механизм действия буферных систем. Расчет рН протолитических систем.

Способность сохранять постоянное значение рН называют буферным действием.

Механизм буферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы. СН₃СОО^- \ СН₃СООН в основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:

Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит CH₃COONa:

CH₃COONa→ СН₃СОО^- + Na⁺

При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН₃СОО^- связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:

СН₃СОО^- + Н⁺↔ СН₃СООН

(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле-Шателье)

Уменьшение концентрации анионов СН₃СОО^- точно уравновешивается повышением концентрации молекул уксусной кислоты. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а, следовательно, и незначительно изменяется рН.

При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резервная кислотность) высвобождаются и нейтрализуют добавочные ионы ОН^-, связывая их в молекулы воды:

СН₃СООН + ОН^-↔ СН₃СОО^- + Н₂О

(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле-Шателье). В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а, следовательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концентрации слабой уксусной кислоты точно уравновешивается повышением концентрации анионов СН₃СОО^- .

Аналогичен механизм действия и других буферных систем. Буферное действие раствора обусловлено смещением кислотно-основного равновесия за счет связывания добавляемых в раствор ионов Н⁺ и ОН^- в результате реакции этих ионов и компонентов буферной системы с образованием малодиссоциированных продуктов.

Расчет рН буферных смесей.

Каждая из буферных смесей характеризуется определенной концентрацией ионов, которую буферная система стремится сохранить при добавлении кислот или щелочей.

В основе расчета рН буферных смесей лежит закон действующих масс.

Буферные системы. Буферные системы I и II типов. Основные буферные системы I типа. Механизм действия буферных систем. Факторы, определяющие величину pH буферных систем. Расчет pH буферных систем I типа (уравнение Гендерсона-Гессельбаха). Расчет буферных систем II типа.

Буферные системы – равновесные системы, поддерживающие постоянство pH при добавлении небольших количеств кислот или оснований; или при разбавлении.

Буферное действие – способность сохранять постоянное значение pH.

Буферные системы:

· Могут состоять из слабой кислоты и избытка сопряженного с ней основания

· Состоят из раствора слабого основания и его соли сильной кислоты NH3/NH4Cl

Буферные системы I типа:

1. Могут состоять из слабой кислоты и её аниона:

Ацетатная: CH3COONa/CH3COOH Водородкарбонатная: NaHCO3/H2CO3

2. Буферные системы, состоящие из анионов кислой и средней соли

Карбонатная: Na2CO3/NaHCO3

3. Буферные системы, состоящие из анионов двух кислых солей

Фосфатная: Na₂HPO₄/NaH₂PO₄ относят белковую и гемоглобиновую буферные системы

Буферные системы II типа:

Аммиачная: NH₄OH/NH₄Cl

Механизм действия буферных систем I типа: Na₂HPO₄/NaH₂PO₄

при попадании кислоты реагирует соль: Na₂HPO₄ + HCl → NaCl + NaH₂PO₄

при попадании в организм основания: NaH₂PO₄ +NaOH → Na₂HPO₄ + H₂O

Механизм действия буферных систем II типа: NH₄OH/NH₄Cl

NH₄OH + HCl → NH₄Cl + H₂O

NH₄Cl +NaOH → NH₄OH + NaCl

pH буферных систем 1типа:

pH= pKa +lg - уравнение Гендерсона-Гессельбаха

при добавлении кислоты в буферную систему pH можно рассчитать: pH= pKa +lg

при добавлении основания: pH= pKa +lg

pH буферных систем II типа:

pOH=pKb - lg

pH=14- pOH pH=14- pKb +lg

при добавлении кислоты Х: pH=14- pKb +lg

при добавлении щелочи Х: pH=14- pKb +lg

pH буферных растворов зависит от основания pKa и pKb, от отношения концентраций компонентов, но практически не зависит от разбавления H₂O

Дата добавления: 2015-07-11