Главная страница
Навигация по странице:

  • 5. Коллигативными

  • зависят от природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещества и его концентрации Значения К э и К к

  • 7. Осмос – это преимущественно одностороннее проникновение молекул

  • 1. Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами. На этой страничке вы сними познакомитесь. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию. Массовая доля растворённого вещества w(B)


    Скачать 40.71 Mb.
    Название1. Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами. На этой страничке вы сними познакомитесь. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию. Массовая доля растворённого вещества w(B)
    АнкорRastvory_i_biopolimeryEkz.pdf
    Дата25.12.2017
    Размер40.71 Mb.
    Формат файлаpdf
    Имя файлаRastvory_i_biopolimeryEkz.pdf
    ТипДокументы
    #9515
    страница1 из 5
      1   2   3   4   5
    Растворы и биополимеры в медицине. РАСТВОРЫ
    1. Концентрацию веществ в растворах можно выразить разными способами. На этой страничке вы сними познакомитесь. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию. Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m : w(B)= m(B) / m Массовую долю растворённого вещества w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворённого вещества – CaCl2 вводе равна 0,06 или 6%. Это означает,что в растворе хлорида кальция массой 100 г содержится хлорид кальция массой 6 г и вода массой 94 г. Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.
    C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V), где М) - молярная масса растворенного вещества г/моль. Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Например, 2 M NaOH - двухмолярный раствор гидроксида натрия. Один литр такого раствора содержит 2 моль вещества или 80 г (M(NaOH) = 40 г/моль). Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества водном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов водном миллилитре раствора.
    Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.
    Э
    основания
    = М
    основания
    / число замещаемых в реакции гидроксильных групп
    Э
    кислоты
    = М
    кислоты
    / число замещаемых в реакции атомов водорода
    Э
    соли
    = М
    соли
    / произведение числа катионов на его заряд. Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие При пересчете процентной концентрации в молярную и наоборот, необходимо помнить, что процентная концентрация рассчитывается на определенную массу раствора, а молярная и нормальная - на объем, поэтому для пересчета необходимо знать плотность раствора. Если мы обозначим с - процентная концентрация M - молярная концентрация N - нормальная концентрация э - эквивалентная масса, r - плотность раствора m - мольная масса, то формулы для пересчета из процентной концентрации будут следующими
    M = (c • p • 10) / m
    N = (c • p • 10) / э От массовой доли к молярности где
    ρ — плотность раствора, гл
    ω — массовая доля растворенного вещества в долях от 1;
    M1 — молярная масса растворенного вещества, г/моль. От молярности к нормальности
    N= M×z
    M — молярность, моль/л; z — число эквивалентности. От массовой доли к титру Т где ρ — плотность раствора, кг/л; ω — массовая доля растворенного вещества в долях от 1; От молярности к титру Т ,
    ∙ ММ где
    M — молярность, моль/л;
    M
    1
    — молярная масса растворенного вещества, г/моль От молярности к моляльности где
    M — молярность, моль/л;
    ρ — плотность раствора, г/мл;
    M
    1
    — молярная масса растворенного вещества, г/моль.
    От моляльности к мольной доле где m
    i
    — моляльность, моль/кг;
    M
    2
    молярная масса растворителя, г/моль.
    2. Слабые электролиты- вещества частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся
    1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др
    2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др
    3) почти все малорастворимые вводе соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2;
    Al(OH)3; NH4OH);
    4) вода. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Концентрация ионов в растворах зависит оттого, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам. Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации. Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): a = n / N и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, те. гидратированных ионов. Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе. Константа диссоциации (KD
    ) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул. Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации характеризует способность вещества распадаться на ионы чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе. Закон Оствальда:
    =
    [
    ] ∙ [
    ]
    [
    ]
    =
    = ( где
    [KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе
    [K+] — концентрация катионов в растворе
    [A−] — концентрация анионов в растворе. Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации.
    3. Электролиты-вещества, которые в растворенном состоянии проводят электрический ток. Способность электролитов диссоциировать на ионы служит мерой силы данного электролита. Хорошо диссоциирующие электролиты называются сильными (NaCl, Na
    2
    SO
    4
    , HCl, KOH и др)
    Межионное взаимодействие, а также сольватация (электростатическое взаимодействие между частицами растворенного вещества и растворителя) ионов уменьшат не только скорость их движения, но и осмотическое давление растворов, величину понижения давления пара над ними и т.п. Все это может привести к неправильному выводу, что в растворе имеется меньше ионов, чем в действительности. Так, измерение электропроводности показывает кажущуюся неполную диссоциацию сильных электролитов в концентрированных растворах. Кажущаяся степень диссоциации, также как и степень диссоциации в концентрированных растворах меньше единицы и увеличивается с уменьшением концентрации, стремясь к единице. Нов растворах сильных электролитов это связано с образованием из сольватированных ионов ассоциатов, которые ведут
    себя как недиссоциированные молекулы, те. не участвуют в переносе электричества и движутся как единое целое.
    Кажущаяся неполная диссоциация сильных электролитов позволяет вместо истинной концентрации ионов использовать так называемую активность (а, те. величину, равную активно проявляющейся концентрации ионов. Заменяя значения концентрации ионов и молекул их активностями, можно условно представить, например, диссоциацию HCl как неполную и вывести уравнение константы равновесия этой реакции
    С увеличением разбавления сила межионного взаимодействия уменьшается, и значения активностей ионов и молекул также изменяются, все более приближаясь к истинному значению их концентраций. По истинной концентрации частиц электролитов можно найти их активность через коэффициент активности где а – активность с – аналитическая концентрация γ – коэффициент активности. Коэффициент активности различен у разных ионов он равняется единице при большом разбавлении, когда а=С. При увеличении концентрации электролита все сильнее проявляются силы межионного взаимодействия, активность и коэф. активности уменьшаются. Особенно резко выражено это уменьшение в растворах, содержащих многозарядные ионы, у которых межионное взаимодействие особенно сильно. Однако при очень больших концентрациях некоторых электролитов коэф. активности вновь начинает расти, что объясняется недостатком молекул воды для гидратации всех ионов. Ионы, частично или полностью лишенные оболочки, особенно легко подвижны. В связи с этим фактором активность в подобных растворах оказывается выше действительной концентрации частица коэф. активности становится больше единицы.
    Ионной силой (µ) раствора электролита называют величину, измеряемую полусуммой произведения концентрации C каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его валентности Z.
    Коэф. активности ионов связан с ионной силой разбавленного раствора следующим соотношением из которого следует, что чем больше ионная сила раствора, тем меньше коэффициент активности его ионов. Если ионные силы двух растворов равны, то коэффициенты активности ионов равной валентности в них одинаковы. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют даже в концентрированных растворах. Классическая теория Аррениуса (эта теория объясняет электропроводность растворов тем, что молекулы электролитов вводе и некоторых других растворителях диссоциируют на ионы-частицы несущие электрические заряды) оказалось недостаточной для объяснения свойств растворов сильных электролитов. Ранее изложенные преставления о диссоциации электролитов в растворе дополнили Дебай и

    Гюккель теорией, согласно которой в таких растворах действуют электростатические силы притяжения между разноименными ионами и силы отталкивания между одноименными (другими словами ион действием своего электрического заряда поляризует окружение и образует вокруг себя некоторое преобладание ионов противоположного знака — так называемую ионную атмосферу. Чем выше концентрация растворов, тем плотнее ионная атмосфера и тем медленнее движутся ионы. Силы взаимодействия между многовалентными ионами выше, чем между одновалентными. Отсюда снижение подвижности многовалентных ионов оказывается большим, чему одновалентных.
    4. Растворение газов в жидкостях называют абсорбцией газов жидкостями. Концентрация большинства таких растворов невелика. Растворимость газа, выраженная в молях наг растворителя, при постоянно температуре прямо пропорциональна его давлению над раствором (з-н Генри р, где С- моляльная концентрация газа в жидкости, р- давление газа, K`- коэффициент растворимости, равный
    количеству молей газа, растворяющегося в г растворителя при давлении газа в атм. Коэффициент K` зависит от природы газа, растворителя и температуры. Газы, молекулы которых полярны, лучше растворяются в полярных растворителях. Некоторые газы при растворении вступают в химическое взаимодействие растворителем или диссоциируют на ионы, что резко повышает их растворимость. С повышением температуры растворимость газов обычно уменьшается.
    Сеченов, изучая растворимость газов, установил, что присутствие электролитов в растворе понижает растворимость газов В крови содержатся электролиты, белки, липоиды и другие вещества, их концентрация может меняться в известных пределах, оказывая некоторое влияние на растворимость в крови CO
    2
    и О
    2
    Изменение растворимости газов под влиянием перемены давления может обуславливать тяжелую патологию. Резкое понижение атмосферного давления приводит к закипанию крови вследствие выделения растворенных в ней газов, их пузырьки закупоривают мелкие сосудики в мозгу и других органах, что может привести к серьезным заболеваниями гибели человека. Улучшение снабжения тканей кислородом достигается помещением больных в палаты с повышенным давлением кислорода в воздухе.
    5. Коллигативными называют такие свойства раствора, которые зависят только от концентрации растворенного вещества и природы растворителя, ноне зависят от природы растворенного вещества. К этим свойствам относятся 1) понижение давления насыщенного пара над раствором 2) понижение температуры замерзания 3) повышение температуры кипения осмотическое давление.
    Коллигативные свойства раствора — это свойства идеального раствора. Идеальным называют раствор, в котором не происходят химические реакции между компонентами, а сила межмолекулярного взаимодействия однородных и разнородных частиц одинакова. Соответственно, образование этих растворов не сопровождается тепловым эффектом ( Ни каждый компонент ведет себя в растворе независимо от других компонентов. К идеальным растворам по своим свойствам приближаются лишь очень разбавленные растворы, те. растворы сочень низкой концентрацией растворенного вещества. Понижение давления насыщенного пара над раствором Одно из важнейших явлений, характерных для жидких растворов, — понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором по сравнению с давлением насыщенного пара чистого растворителя. Давление насыщенного пара приданной температуре характеризует равновесие между жидкими газообразным состоянием вещества в закрытой системе, возникающее на границе раздела фаз вследствие выравнивания скоростей эндотермического процесса испарения и экзотермического процесса конденсации. В растворе концентрация молекулрастворителя в поверхностном слое меньше, чем в чистом растворителе молекулы растворенного вещества сольватируясь (гидратируясь) занимают часть поверхности раствора, поэтому равновесие достигается при меньшем давлении насыщенного пара. Выражение Р
    0
    А
    –Р
    А
    = Р
    А
    = Р
    0
    А
    · в количественно выражает связь между концентрацией растворенного вещества в растворе и давлением насыщенного пара растворителя над раствором. Его называют законом Рауля понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором Р
    0
    А
    · пропорционально мольной доле растворенного нелетучего вещества ·N
    в.
    Здесь Р
    0
    А
    и Р
    А
    — давления насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и над раствором Р
    А
    – разность между давлениями насыщенного пара растворителя над раствором Р
    А
    и растворителем Р
    0
    А
    Из выражения закона Рауля следует, что с увеличением содержания нелетучего растворенного компонента давление пара растворителя над раствором уменьшается.
    6. Из закона Рауля возникают два следствия. Согласно одному из них температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. Это обусловлено тем, что давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным атмосферному давлению (условие кипения жидкости) при более высокой температуре, чем в случае чистого растворителя. Повышение температуры кипения Т
    кип
    . пропорционально моляльности раствора.
    Т
    кип
    . = К
    э С , где К
    э
    — эбуллиоскопическая постоянная. Она означает повышение температуры кипения раствора при его моляльной концентрации, равной 1. Вспомнив определение моляльности раствора можно записать
    Т
    кип
    . = К
    э
    m
    р.в
    .·1000/М·m
    р-ля
    Согласно второму следствию из закона Рауля температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистого растворителя. Раствор замерзает при более низкой температуре, чем растворитель, так как молекулы растворенного вещества при понижении температуры препятствуют формированию кристаллической решетки при затвердевании раствора. Понижение температуры замерзания (кристаллизации) ?Т
    зам
    . пропорционально моляльности раствора
    Т
    зам
    . = К
    к
    ·С
    m
    или Т
    зам.
    = Кк m
    р.в
    .·1000/М·m
    р-ля
    где К
    к
    — криоскопическая постоянная. Она означает понижение температуры затвердевания раствора при его моляльной концентрации, равной 1. Значения К
    э
    и К
    к
    зависят от природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещества и его концентрации Значения К
    э
    и К
    к
    — справочные величины Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i)— безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы где solut. — данный раствор, nel. solut. — раствор неэлектролита той же концентрации, Tbp — температура кипения, а Tmp — температура плавления (замерзания. Взаимодействие ионов уменьшается с уменьшением их концентрации, то есть, разбавлением раствора, ведь тогда уменьшается вероятность встречи двух частичек. Экстраполируя разбавление в сторону бесконечности, коэффициент i стремится к своему максимальному значению, определяемому по формуле растворённого соединения. Степень диссоциации α, в соответствии с вышеупомянутой формулой зависимости между i и α, одновременно возрастает, приближаясь к единице (1).
    7. Осмос – это преимущественно одностороннее проникновение молекул
    растворителя (диффузно) через полупроницаемую мембрану из растворителя в растворили из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией. Осмотическое давление – величина, измеряемая минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.
    Вант-Гофф предложил эмпирическое уравнение для расчета осмотического давления разбавленных растворов неэлектролитов:
    = С(х)
    , где π- осмотическое давление, кПа
    С(х) – молярная концентрация, моль/л
    R – универсальная газовая постоянная (8,31 кПа л/моль К)
    Т – абсолютная температура, К Закон следует рассматривать как следствие го начала термодинамики, т.к. он может быть выведен из условий термодинамического равновесия при
    ∆ = 0. Осмотическое давление крови человека при 310 К (37
    о
    С) составляет 780 кПа или 7,7 атм (Такое же давление создает и 0,9%-ный водный раствор NaCl (0,15 моль/л), который, следовательно, изотоничен с кровью.
      1   2   3   4   5
    написать администратору сайта