Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным

Давление такого пара называют давлением насыщенного пара чистого растворителя. Р^о

Представим, что в насыщенную систему жидкость – пар введено нелетучее вещество. Растворение нелетучего вещества будет затруднять испарение растворителя, из-за уменьшения поверхности испарения, уменьшения концентрации молекул растворителя и уменьшения подвижности молекул растворителя за счет его взаимодействия с веществом.

А это означает, что давление насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего вещества должно стать меньше, чем над чистым растворителем.

В 1886 г. Рауль сформулировал закон:

Давление насыщенного пара растворителя над раствором, содержащим нелетучее вещество, прямо пропорционально молярной доле растворителя в растворе.

Р = Р⁰ × c₀

Р⁰ – давление насыщенного пара чистого растворителя, Па;

Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором, Па;

– молярная доля растворителя

c₀ + c_(X) = 1

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания.

Следствие из закона Рауля.

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания идеальных растворов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

ΔТ_к= К_э · b(x)

ΔТ_з= К_к · b(x)

К_э и К_к, К×кг/моль – эбулиоскопическая и криоскопическая константы растворителя, приводятся в справочной литературе.

ΔТ_к и ΔТ_з - изменение температуры кипения и замерзания, соответственно.

b(Х) – моляльная концентрация раствора

Это объясняет термодинамика и кинетика.

Согласно II закону термодинамики кипение – это эндотермический процесс, замерзание – экзотермический процесс. Согласно принципу Ле-Шателье соответственно температуру кипения нужно повысить, а температуру замерзания понизить.

Раствор закипает, когда давление насыщенного пара жидкости равно внешнему давлению. А замерзает, когда давление пара над жидкостью равно давлению пара над твердым веществом. Когда мы добавляем нелетучее вещество, давление насыщенного пара жидкости уменьшается, тогда раствор надо будет нагреть до более высокой температуры и замерзать он будет при более низкой температуре.

Раствор кипит при более высокой температуре.

ΔТ_к= Т_{к р-ра} – Т_{к р-ля}

Раствор замерзает при более низкой температуре.

ΔТ_з= Т_{з р-ля} – Т_{з р-ра}

Осмос. Осмотическое давление.

Благодаря осмосу через мембраны клеток органов и тканей осуществляется сложный процесс обмена веществ организма с внешней средой.

Осмос – самопроизвольная диффузия 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. Различные биологические мембраны проницаемы не только для частиц растворителя, но и для ионов и молекул растворенных веществ.

Осмотическое давление – давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Уравнение Вант-Гоффа: Р _осм = c RT×10³

Осмотическое давление крови: 7,7-8,1 атм или 780202,5 -820732,5 Па

Онкотическое давление – это часть осмотического давления, обусловленного белками.

Животные и растительные клетки отделены от окружающей среды мембраной. При помещении клетки в различные по концентрациям или давлениям растворы будут наблюдаться следующие явления:

· плазмолиз – уменьшение клетки в объеме. При этом клетку помещают в гипертонический раствор (раствор с бóльшим осмотическим давлением, чем осмотическое давление внутриклеточной жидкости)

· гемолиз (лизис) – увеличение клетки в объеме. При этом клетку помещают в гипотонический раствор (раствор с меньшим осмотическим давлением, чем осмотическое давление внутриклеточной жидкости)

· изоосмия – объем клетки не изменяется. При этом клетку помещают в изотонический раствор (осмотическое давление растворов внутри клетки и снаружи одинаково).

Изотоничны крови: молоко, желчь, спинномозговая жидкость.

Гипотоничны крови: слюна, желудочный сок, пот.

Гипертоничны крови: сок поджелудочной железы, кишечный сок, моча.

Биологические жидкости являются многокомпонентными системами, в которых вещества находятся в молекулярном и ионном виде. При участии электролитов поддерживается постоянство осмотического давления в растворах. В ряде патологических состояний организма происходит нарушение изоосмии. Понижение осмотического давления вызывает рвоту, судороги, затемнение сознания. Повышение осмотического давления приводит к отекам различных тканей организма.

С помощью осмотических явлений поддерживается водно-солевой обмен в организме человека. Осмос – это основа механизма работы почек. Изотонический (физиологический) раствор NaCl (0,9%) используется при больших кровопотерях. Гипертонический раствор NaCl (10%) используют при накладывании марлевых повязок на гнойные раны.

Биологическая роль осмоса МУ «Растворы» стр. 131-138.

Протолитическая теория кислот и оснований.

Классическое представление о кислотах и основаниях дает теория Аррениуса. Согласно этой теории:

Кислота – электролит, при диссоциации которого образуется в качестве катиона – ион водорода.

Основание – электролит, при диссоциации которого образуется в качестве аниона – гидроксид-ион.

Однако, эта теория не может объяснить кислотно-основные свойства веществ, таких как аммиак, анилин – проявляющих основные свойства и галогенидов металлов или неметаллов (PCl₅), проявляющих кислотные свойства.

Поэтому в 1923 году Бренстедом и Лоури была предложена более общая теория кислот и оснований.

Основные положения протолитической теории:

1. Кислотно-основные реакции осуществляются за счет переноса протона Н⁺ от кислоты к основанию.

2. Реакции, сопровождающиеся переносом Н⁺, называются протолитическими, а вещества, участвующие в них – протолитами.

3. Кислота – это протолит, который является донором Н⁺, т.е. способна отдавать протон.

Кислота, отдавая протон, превращается в основание, которое называется сопряженным.

Кислота ⇄ H⁺ + сопряженное основание

HCl ⇄ H⁺ + Cl ^–

кислота сопр. осн-е

4. Основание – это протолит, который является акцептором протона H⁺, т.е. способно принимать протон.

Основание, присоединив H⁺, превращается в кислоту, которая называется сопряженной.

Основание + H⁺ ⇄ сопряженная кислота

NН₃ + H⁺ ⇄ NH₄⁺

основание сопр. к-та

5. Кислота и соответствующее ей сопряженное основание или основание и сопряженная с ним кислота образуют протолитические пары или сопряженные кислотно-основные пары:

HCl - Cl ^–; NН₃ - NH₄⁺

к с.о о. с.к.

Сила кислоты определяется ее способностью отдавать H⁺, а сила основания – его способностью присоединять H⁺. Поэтому сильная кислота, отдав протон, превращается в слабое сопряженное основание, т.е. частицу, плохо присоединяющую протон, а сильное основание – соответственно, в слабую сопряженную кислоту.

В каждой протолитической реакции участвуют 2 пары кислот и оснований и схематически это можно изобразить так:

HCl/Cl^-, H₂O/H₃O⁺

NH₃/NH₄⁺, H₂O/H₃O⁺

Классификация кислот и оснований.

МУ «Растворы» стр. 51-52

По теории Бренстеда и Лоури, как видно из примеров, понятия кислоты и основания значительно расширены. Кислотами и основаниями могут быть как молекулы, так и ионы.

Примеры протолитов.

Типы частиц	кислоты	основания
Нейтральные молекулы	H2SO4, HNO3, HBr, HCl	H2O, NH3, C2H5OH, CH3NH2
Катионы	NH4^+, H3O^+, [Cr(H2O)6]^3+	[Cr(H2O)5(OH)]^2+, [Al(H2O)4(OH)2]^+
Анионы	HSО4^–, HPО4^2–, HS^–	Cl^–, F^–, Br^–, OH^–, СН3СОО^–

Из приведенных примеров видно, что есть вещества или частицы, способные проявлять свойства и кислот и оснований, например вода.

H₂О ⇄ H⁺ + ОН ^– Н₂О + H⁺ ⇄ H₃О⁺

кислота сопр. осн-е основание сопр. к-та

Протолиты, способные как отдавать протон, так и принимать протон, т.е. обладающие как протонодонорными, так и протоноакцепторными свойствами, называются амфолиты.

К амфолитам относятся: вода, спирты, карбоновые кислоты, жидкий аммиак, гидрид анионы многоосновных кислот и т.д.

Характерной реакцией амфолитов является реакция кислотно-основного диспропорционирования или автопротолиза (самоионизации).

Дата добавления: 2014-01-11