Колігативні властивості розчинів

Весьма важными в биологическом, отношении являются коллигативные свойства растворов. К коллигативным относятся те из свойств, которые зависят от количества растворенных частиц, не­зависимо от их природы и величины. Это давление насыщенного пара над раствором, осмотическое давление, понижение температуры за­мерзания, температуры кипения растворов. Для объяснения таких явлений как осмос, диализ и др. используются закономерности, за­висящие от коллигативных свойств. Без знаний этих закономернос­тей немыслимо понимание процессов переноса веществ через биологические мембраны, ионнообмен, гемолиз, плазмолиз живых клеток как растительного, так и животного происхождения. Благодаря ос­мосу происходит достаточное оводнение клеток и межклеточных структур, что необходимо для нормального обмена веществ, обеспечивается упругость, эластичность клеточной оболочки, что спо­собствует сохранению формы клеток.

Человеческий организм характеризуется постоянством ряда физико-химических показателей внутренней среды (гомеостаз, в том числе и осмотической концентрации и осмотического давления. Повышение осмотического давления вследствие введения большого количества солей или других веществ приводит к перераспределении воды в организме. Вода скапливается в тех тканях, в которых от­кладывается избыточное количество солей, что вызывает отёки и обезвоживание других участков.

В медицинской практике широко используются понятия гипер -, гипо -, изотонические растворы. В организм животных и человека можно вводить в больших количествах только изотонические раство­ры, иногда их приходится вводить по несколько литров в сутки для восполнения потерь жидкости с кровью. Использование гипер-, гипо-, изотонических растворов основано на знании законов осмоса.

Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином. Закон Рауля. Ідеальні розчини.Зниження температури замерзання та підвищення температури кипіння у порівнянні з розчинниками.

Ідеальний стан газу передбачає відсутність будь-якої взаємодії між молекулами, а також незалежність внутрішньої енергії від зовнішнього тиску. Розчин є "ідеальним" в тому розумінні, що сили взаємодії між різними молекулами є однаковими. Наприклад, в розчині, що складається з компонентів А і В сила взаємодії між всіма молекулами є однаковою

А →←А = А →←В = В →←В.

Одним з найважливіших параметрів для характеристики розчину є парціальний тиск компонентів над розчином. Для ідеальних розчинів прагнення компоненту перейти в пару пропорційне мольній частці цього компоненту в розчині.

Можна розглянути це з точки зору поведінки окремих молекул ідеального розчину, який складається з молекул А і В. З визначення "ідеального розчину" випливає, що кожна молекула компонента А прагне перейти в пару і створити там певний тиск, величина якого не залежить від того, чи ця молекула оточена однойменними молекулами А, чи молекулами іншого компонента В, або сумішшю молекул обох типів. Таким чином, в такому ідеальному розчині прагнення компонента А перейти в пароподіб­ний стан і створити певний парціальний тиск є таким самим, якби цей компонент був у чистому вигляді, і цей тиск зменшується пропорційно частці молекул А в розчині.

Вивчаючи величини парціальних тисків в залежності від складу розчинів, французький вчений Ф.М.Рауль в 1886 році вперше сформулював закон:

давление пара раство­рителя над раствором ниже, чем над чистым раство­рителем. Это понижение прямо пропорционально мольной доле растворенного нелетучего не електроліта (закон Рауля). Математически закон Рауля можно представить так:

Δp = k ^. x

где Δp — понижение давления пара; х — мольная доля растворенного вещества; k— константа, равная Δp при х=1. Растворенное вещество, занимая часть объема раствора, понижает концентрацию частиц растворителя и соответственно этому уменьшает число их, переходящих в пар.

Следствиями закона являются два свойства раство­ров: температура замерзания растворов ниже, а тем­пература кипения их (если растворенное вещество нелетучее) выше, чем у чистых растворителей, причем повышение температуры кипения и понижение темпе­ратуры замерзания растворов неэлектролитов прямо пропорционально их моляльной концентрации. В ре­зультате водные растворы кипят при температуре выше 100° и замерзают при температуре ниже 0°.

Определение величины, на которую повышается температура кипения растворов, производится эбулиометрией (эбулиокипение). Определение величины по­нижения температуры замерзания, т. е. разности меж­ду температурами замерзания чистого растворителя и раствора — так называемой депрессии температуры замерзания — производится криометрией (криос — хо­лод). Эти измерения, особенно криоскопия, имеют большое практическое значение, поскольку депрессия (Δt) пропорциональна моляльной концентрации раство­ра:

Δt = k ^. с,

где с — моляльная концентрация, а k — криоскопическая константа, равная Δt при с = 1.

Установив значение Δt, легко определяют моляльную концентрацию раствора, затем по формуле

р =сRТ

рассчитывают осмотическое давление иссле­дуемого раствора,

k ^. a ^. 1000

по формуле M = ----------------

b ^. Δt

вычисляют молекулярный вес растворенного веще­ства (а — вес растворенного вещества; b — вес раство­рителя). Зная Δt раствора электролита, а также его моляльную концентрацию (с) и число ионов (n), на которое диссоциирует молекула, можно найти и степень диссоциации (α) этого электролита. Для рас­чета используют формулу:

Δt

---------- = 1 + α(n – 1)

k ^. c

Практически эбулио- или криоскопию выполняют с помощью специального термометра- Бекмана. Этот термометр предназначен для определения изменений температуры с точностью до 0,01° С. Описание термо­метра и методика работы с ним приводятся в практи­кумах.

Кріоскопічний метод використовують у фармації для визначення молярної маси нових лікарських форм, а також для оцінки ізотонічної концентрації. Суть визначення ізотонічної концентрації полягає у визна­ченні пониження температури замерзання Δt _з лікарського розчину. Виз­начена експериментальне величина Δt _з лікарського розчину повинна бути такою ж, як і у рідини організму.

Дата добавления: 2014-01-15