Слайд 3
Учение о растворах
Якоб Хендрик
Вант-Гофф
1852-1911
Сванте Август
Аррениус
1859-1927
Фридрих Вильгельм
Оствальд
1853-1932
Рихард Адольф
Зигмонди
1865-1929
Слайд 4
Раствор - гомогенная (однородная) система переменного состава, состоящая
из двух и более компонентов.
Компоненты раствора
Растворитель
Растворенное вещество
Компонент, агрегатное состояние
которого не изменяется при образовании раствора, а при одинаковом агрегатном состоянии компонентов находится в избытке.
вещество, равномерно распределенное в растворителе в виде молекул или ионов
Слайд 5
Различают:
газообразные, жидкие и твердые растворы;
молекулярные растворы (неэлектролитов)
и растворы электролитов.
разбавленные (с небольшим содержанием) и концентрированные (с
большим содержанием растворенного вещества).
Слайд 6
Подробнее о способах выражения состава растворов и связи
между ними вы познакомитесь на лабораторных занятиях
Способы выражения состава
растворов
Слайд 7
Растворение – физико-химический процесс, где происходит взаимодействие между
частицами, образующими раствор.
Слайд 9
Стадии растворения кристаллических веществ в воде:
Разрушение кристаллической решетки
(физическая сторона процесса). Происходит с поглощением теплоты, т.е. ΔН1>0;
Взаимодействие
частиц вещества с молекулами воды - гидратация (химическая сторона процесса). Происходит с выделением теплоты, т.е. ΔН2<0.
Суммарный тепловой эффект: ΔН = ΔН1 + ΔН2
Слайд 10
«Подобное растворяется в подобном»
Вещества с ионным типом хим.
связи лучше
растворяются в полярных растворителях,
неполярные вещества – в неполярных.
Растворимость твердых веществ увеличивается при повышении температуры, а у газов падает.
Слайд 11
Растворимость газов увеличивается при повышении давления.
Слайд 12
Закон Дальтона:
Растворимость каждого из компонентов газовой смеси при
Т = const пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью
и не зависит от общего давления смеси.
Для воздуха: Ратм = 760 мм.рт.ст.; С(О2) = 20,9%;
Р(О2) = 159 мм.рт.ст.
Джон Дальтон
(1766-1844)
S = k ∙ р0
Закон Генри:
Растворимость (концентрация) газа в жидкости пропорциональна парциальному давлению этого газа над раствором:
S – растворимость (г/л),
k – константа Генри (const растворимости),
р0 - парциальное давление газа.
Джозеф Генри
(1797-1878)
Слайд 14
Значение закона Генри.
Объясняет причины кессонной болезни.
Слайд 15
2. Обосновывает применение барокамер.
Системы общей и местной кислородной
терапии открытых ран. Основа действия – циклическое повышение давления
увлажненного кислорода, за счет чего увеличивается градиент тканевой диффузии кислорода. Подавляется не только рост анаэробной инфекции – усиливается синтез коллагена, ангиогенез, значительно улучшается работа лейкоцитов. Барокамера применяется для лечения язв, ожогов, обморожений, последствий синдрома длительного сдавления.
Слайд 16
где S и S0 – растворимость газа
в растворе электролита и в чистом растворителе,
k
– константа Сеченова,
С – концентрация раствора электролита.
Закон Сеченова
Растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов:
Сеченов И.М.
(1829-1905)
Слайд 17
Электролитами называются вещества, расплавы и растворы которых содержат
подвижные ионы и проводят электрический ток.
Явление распада вещества
на составляющие их ионы получило название электролитической диссоциации.
Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.
Слайд 18
Степень диссоциации (α) - отношение числа молекул, распавшихся
на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):
В
зависимости от α электролиты условно делят на:
сильные (полностью диссоциирующие: все соли, H2SO4, HCl, NaOH и т.д.) и
слабые (диссоциируют на ионы лишь частично: карбоновые кислоты, гидроксиды многовалентных металлов, HF и т.д.).
Слайд 19
Факторы, влияющие на α:
природы электролита и растворителя: чем
полярнее хим. связь в молекуле электролита и растворителя, тем
выше значение α.
концентрации электролита (↑С, α↓)
температуры (↑t, α↑)
наличие одноименных ионов
CH3COOH ↔CH3COO͞ + H+
А) H+ х.р. ←, α↓
Б) CH3COO͞ х.р. ←, α↓
В) ОН͞ х.р. →, α↑
Теория электролитической диссоциации электролитов Аррениуса – это теория растворов слабых электролитов
Слайд 20
Электролитическая диссоциация слабых электролитов, является обратимой реакцией, например:
CH3COOH ↔CH3COO͞ + H+
Константу равновесия такой реакции можно
выразить уравнением:
Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации (Кд).
.
На практике используют показатель константы диссоциации (рК):
Чем больше рК, тем слабее электролит.
Слайд 21
Связь константы диссоциации и степени диссоциации
(закон разведения Оствальда)
для
слабых электролитов α → 0 и (1-α) → 1,
тогда:
Слайд 22
Теория растворов сильных электролитов
(1923 г., Дебай, Хюккель)
1. Сильные
электролиты диссоциируют полностью, т.е. α ≈ 1, молекул электролита
нет. Поэтому, ни α, ни Кдис к сильным элетролитам неприменимы.
2. При увеличении концентрации число ионов в растворе увеличивается, сила взаимодействия их между собой и с растворителем возрастает, что приводит к снижению подвижности ионов и создает эффект уменьшения их концентрации.
Количественно влияние межионного взаимодействия характеризуют:
Активность иона (а) – эффективная концентрация иона;
Коэффициент активности (γ) мера отклонения активности иона от его истинной концентрации.
Слайд 23
В разбавленных растворах γ = 1, тогда а
= С.
Коэффициент активности иона (γ) зависит:
температуры;
общей концентрации всех
ионов в растворе (ионной силы раствора – ввел Г.Льюис)
а = С ·γ
Слайд 24
Ионная сила раствора (I) - величина, характеризующая силу
электростатического взаимодействия ионов в растворе, которая равна полусумме произведений
концентраций всех ионов на квадрат их заряда:
Ионная сила плазмы равна 0,167;
все кровезаменители готовят с I равной плазме
Уравнение Дебая-Хюккеля устанавливает связь между γ и I
I = ½ Ci·zi2
ln γ = -A · z+· z- √ I
Слайд 26
Давление насыщенного пара (ДНП) над раствором
Франсуа Мари
Рауль
p0
>
p
Х(Н2О) = 1
Х(Н2О) + Х(в-ва) = 1
Закон
Рауля: давление пара растворителя над раствором (р) прямо пропорционально давлению пара над чистым растворителем (p0) и его мольную долю:
Слайд 27
Вторая формулировка закона Рауля:
относительное понижение давления
насыщенного пара растворителя (p0) над раствором (p) нелетучего неэлектролита
пропорционально мольной доле (Х) растворенного вещества:
Слайд 28
КС – линия испарения
(ж → п)
КВ – линия
кристаллизации
(ж → тв)
КА – линия сублимации
(тв → п)
К –
тройная точка
(+0,01 0С; 0,006 атм)
Диаграмма состояния воды
К
С
В
А
Слайд 29
Tкип (р-ра)
Tзам (р-ра)
р
раствор
растворитель (Н2О)
Следствия закона Рауля
Слайд 30
Растворы кипят при более
высоких температурах
Ткип = Ткип(р-ра) - Ткип(р-ля),
замерзают при более низких
Тзам = Тзам(р-ля) - Тзам(р-ра)
Слайд 31
Понижение Тзам и повышение Ткип растворов пропорционально моляльности
раствора:
Тзам = Ккр • Сm,
Ккр – криоскопическая постоянная,
Кэб -
эбулиоскопическая постоянная,
Cm –моляльность раствора (моль/кг).
Для Н2О: Ккр = 1,86 кг∙К/моль,
Кэб = 0,52 кг∙К/моль.
Ткип = Кэб • Cm,
Слайд 32
эти константы зависят от природы растворителя
при mC =
1 моль/кг; Ккр = ΔТзам; Кэб = ΔТкип.
Слайд 33
В растворах электролитов число частиц больше из-за диссоциации.
Вант-Гофф ввел поправочный
изотонический коэффициент (i),
который учитывает диссоциацию электролитов.
степень число частиц
диссоциации из 1 молекулы
Изменение температуры кипения и замерзания для
растворов электролитов рассчитывается с учетом
изотонического коэффициента (i) по уравнениям:
Слайд 34
Осмос. Осмотическое давление
Осмос – односторонняя диффузия
воды через полупроницаемою мембрану из раствора с меньшей концентрацией
в раствор с большей концентрацией.
Осмотическое давление (π) – минимальное гидростатическое давление, которое надо приложить к раствору, чтобы предотвратить осмос.
Слайд 35
Закон Вант-Гоффа:
– для растворов неэлектролитов
– для растворов электролитов
СМ-
молярная концентрация (моль/л),
R - универсальная газовая постоянная (8,31Дж/моль·К),
T
– температура (К),
i - изотонический коэффициент.
Слайд 36
В организме осмотическое давление должно быть
постоянным (изоосмия):
(плазмы)=7,7 атм= 740-780 кПа = 280-310
мОсм/л
Сосм = СM · i, [Осм/л]
В медицинской практике применяют изотонические растворы.
Это растворы, осмотическое давление которых равно (плазмы) (0,9 % NaCl – физраствор, 5% раствор глюкозы).
р-ра = плазмы
Слайд 37
Растворы, у которых больше, чем
у (плазмы) , называются гипертоническими.
В
медицине они применяются для очистки ран от гноя (10 % NaCl), для удаления аллергических оттенков (10 % CaCl2, 20 % – глюкоза), в качестве слабительных лекарств (Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O).
Экзоосмос (движение воды из клетки в плазму) приводит к сморщиванию оболочки клетки вызывая плазмолиз
Слайд 38
Растворы, у которых меньше, чем
у (плазмы) , называются гипотоническими. В медицине они
практически не применяются.
Эндоосмос (движение воды в клетку из плазмы) приводит к набуханию оболочки клетки с появлением напряженного состояния – тургора.
При большой разнице концентраций происходит разрушение клеточной мембраны и лизис клетки, что является причиной гемолиза.
Слайд 39
Значение осмоса
упругость, тургор клеток
эластичность тканей, форма органов
усвоение пищи, образование лимфы,
мочи, кала
действие лекарств
За счет осмоса вода в организме распределяется между кровью, тканями, клетками.
Слайд 40
Методы, основанные на изучении коллигативных свойств растворов
осмометрия –
измерение π,
криоскопия – измерение ΔТзам (р-ра),
эбулиоскопия – измерение
ΔТкип (р-ра).
Слайд 41
Применяются для определения :
молекулярных масс
различных
веществ, чаще
всего
биополимеров (белков);
суммарной концентрации всех
растворенных частиц;
изотонического коэффициента, степени и
константы диссоциации.
