Рівновага в розчинах електролітів

Фактор еквівалентності f екв.(Х) – це число, яке позначає, яка доля реальної частки речовини Х еквівалентна одному іону гідрогену в даній кислотно-основній реакції або одному електрону в окислювально-відновній реакції.

Еквівалентом називають реальну або умовну частку речовини Х, яка може приєднувати, вивільнювати або бути будь-яким іншим чином еквівалентна одному іону гідрогену в даній кислотно-основній реакції або одному електрону в окислювально-відновній реакції.

Концентрація речовини – це величина, що вимірюється кількістю розчиненої речовини, що міститься у певній масі чи об’ємі розчину або розчинника.

МІРИ КОНЦЕНТРАЦІЇ РОЗЧИНІВ.

Важливою характеристикою будь-якого розчину є його концентрація. Цією величиною визначається більшість властивостей розчинів.

Існують різні способи чисельного вираження складу розчинів. Найчастіше застосовують наступні способи:

· масова частка;

· об’ємна частка;

· мольна частка

· молярна концентрація;

· нормальна концентрація

· моляльна концентрація;

· титр розчину.

Масова частка – це відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. Виражається в частці від 1 або в %:

W = m_{(розч.реч-ни)} / m_(р-ну) × 100%

Приклад 1. Обчисліть маси розчинів сульфатної кислоти з масовими частками 15 % і 60 %, які треба змішати для приготування 100 л розчину з масовою часткою 36 % (r = 1,273 г/мл).

Розв'язання. Задачу розв’язують за правилом змішування, яке виражається формулою:

С₁ С-С₂ (m₁)

С

С₂ С₁-С (m₂)

Підставляючи дані у формулу, одержимо:

60 21 (7)

15 24 (8)

Масове співвідношення вихідних речовин 7: 8. Маса 100 л розчину H₂SO₄ з масовою часткою 36 % становить 100 × 1,273 = 127,3 кг. Для приготування 15 кг розчину з масовою часткою 36 % треба змішати 7 кг розчину з масовою часткою 60 % і 8 кг розчину з масовою часткою 15 %, а для приготування 127,3 кг розчину з масовою часткою 36 % необхідно х₁ кг розчину з масовою часткою 60 % і х₂ кг розчину з масовою часткою 15 %:

х₁ = = 59,4 кг;

х₂ = = 67,9 кг.

Об’ємна частка - це відношення об’єму розчиненої речовини до об’єму розчину. Виражається в частці від 1 або в %:

W_V = V_{(розч.реч-ни)} / V_р-ну × 100%

У хімії застосовують іноді масово-об’ємну частку – це відношення маси розчиненої речовини до об’єму розчину.

W = m _{розч. реч-ни} / V_р-ну × 100%

Мольна частка – це відношення числа молів розчиненої речовини до загального числа молів розчину (розчинника і розчиненої речовини). Якщо розчин складається з двох компонентів – розчиненої речовини і розчинника, то мольна частка розчиненої речовини:

Х₁ = n₁/n₁+n₂

де n₁, n₂ – кількості молів розчиненої речовини у розчині і розчинника відповідно.

Молярність (молярна концентрація) – це число молів розчиненої речовини в 1 л розчину. Виражається в моль/л:

С_М = u_{(розч. реч-ни)} / _{Vр– ну} (моль/л або М)

В хімії широко користуються поняттям еквіваленту та фактору еквівалентності.

Під умовною часткою розуміють як реально існуючі частинки (молекули, іони, електрони), так і долі таких частинок (наприклад, ½ іону) або їх групи.

Кількість речовини еквіваленту є моль.

Фактор еквівалентності розраховують на основі стехіометрії даної реакції з рівності

f екв.(Х) = 1/z, де z – основність кислоти або кислотність основи даної кислотно-основної реакції, а також електронів, що приймають участь у даній окислювально-відновній реакції. z- величина безрозмірна.

Молярна маса еквівалента речовини Х (маса одного моля еквівалента речовини) – величина, яка вимірюється добутком фактора еквівалентності на молярну масу речовини Х:

M (1/z X) = 1/z M (X), де M (1/z X) – молярна маса еквівалента.

Одиниці вимірювання молярної маси еквівалента – г/моль.

Нормальність (нормальна концентрація) - це число еквівалентів розчиненої речовини в 1л розчину. Нормальність позначають N і вимірюють в молях на літр: N, моль/л.

N = u _(еквів) / V_р-ну

Доповнення до закону еквівалентів: якщо дві речовини 1 і 2 взаємодіють між собою, то для їх розчинів з концентраціями N₁ і N₂ характерна рівність:

N₁ ×V₁ = N₂ ×V₂

Де N₁ і N₂ – нормальності розчинів речовин 1 і 2, які взаємодіють між собою;

V₁ і V₂ – об’єми розчинів речовин 1 і 2.

Знаючи, нормальність і об’єм однієї речовини, а також об’єм іншої речовини, що вступає в реакцію з першою, можна розрахувати її нормальність:

N₂ = N₁ ×V₁/ V₂

Приклад 2. Визначте моляльну і молярну концентрації та молярну концентрацію еквівалентів розчину сульфатної кислоти з масовою часткою 15 % (r = 1,10 г/мл).

Розв'язання. 1) Для розрахунку моляльної концентрації треба визначити спочатку масу сульфатної кислоти, яка припадає на 1000 г води:

1000: 85 = х: 15

Молярна маса H₂SO₄ становить 98 г/моль, отже

моль/кг

2) Для розрахунку молярної концентрації та молярної концентрації еквівалентів потрібно визначити масу сульфатної кислоти, що міститься в 1 л (1000 мл), тобто в 1000 × 1,1 = 1100 г розчину.

1100: 100 = у: 15,

г.

Поділивши цю масу на молярну масу сульфатної кислоти, визначаємо молярну концентрацію розчину:

С_М == 1,68 моль/л або 1,68 М;

а поділивши на молярну масу еквівалентів H₂SO₄

г/моль,

одержимо молярну концентрацію еквівалентів розчину:

С_Е = = 3,37 моль/л або 3,37 н.

Приклад 3. Визначте молярну концентрацію та молярну концентрацію еквівалентів розчину сульфатної кислоти, титр якого становить 0,00049 г/мл.

Розв'язання. 1) Молярна маса сульфатної кислоти: М(H₂SO₄) = 98 г/моль. Знаходимо молярну концентрацію її розчину:

моль/л.

2) Молярна маса еквівалентів сульфатної кислоти становить

г/моль

Знаходимо молярну концентрацію еквівалентів сульфатної кислоти:

моль/л.

Приклад 4. Скільки літрів розчину AgNO₃ з молярною концентрацією еквівалентів 0,1 моль/л необхідно для обмінної реакції з 0,5 л розчину AlCl₃ з молярною концентрацію еквівалентів 0,3 моль/л?

Розв'язання. У зв’язку з тим, що об’єми реагуючих одна з одною речовин обернено пропорційні їх концентраціям, які виражені через молярні концентрації еквівалентів, можна скористатися формулою:

;

л розчину.

Можна міркувати і так:

В 0,5 л розчину AlCl₃ з молярною концентрацією еквівалентів 0,3 моль/л міститься 0,5 × 0,3 = 0,15 еквівалента. Для взаємодії з даною кількістю AlCl₃ потрібне таке ж число еквівалентів AgNO₃, тобто 0,15. В 1 л розчину AgNO₃ міститься 0,1 еквівалента, а 0,15 еквівалента буде міститися в 1,5 л розчину.

Моляльна концентрація (моляльність) – це кількість молів розчиненої речовини в 1 кг розчинника. Позначається:

С_m = u_{(роз. реч-ни)} / m_{(розчинника)}, (моль/кг)

Титр розчину – концентрація розчину, яка показує кількість розчиненої речовини у г, що міститься у 1 мл розчину:

Т = m_{(роз. реч)}/V_р-ну, (г/мл, г/л).

Приклад 5. Визначте титр розчину H₂SO₄ з молярною концентрацією еквівалентів 0,5 моль/л.

Розв'язання. Молярна маса еквівалентів сульфатної кислоти становить

г/моль.

Розчин сульфатної кислоти H₂SO₄ з молярною концентрацію еквівалентів 0,5 моль/л буде містити 0,5 × 49 = 24,5 г/л, а 1 мл буде містити в 1000 раз менше, тобто

г/мл;

5. КОЛІГАТИВНІ ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИНІВ

Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм називаються електролітами; відповідно речовини, розплави чи розчини яких не проводять електричного струму називаються неелектролітами.

Електроліти-провідники другого роду, носіями електричного струму є іони: катіони й аніони, які існують в розчинах або розплавах електролітів. Метали-провідники першого роду, носіями електричного струму – електрони.

Вивчення властивостей розбавлених розчинів неелектролітів показало, що їхні властивості змінюються прямо пропорційно концентрації розчинів. Це і зрозуміло, адже в розбавлених розчинах між молекулами розчиненої речовини немає помітної взаємодії і тому їхні властивості залежать лише від відносного числа часточок речовини у розчині і не залежать від природи розчиненої речовини.

Властивості розчинів, які залежать лише від їхньої концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини, називаються колігативними.

Внаслідок того, що в розбавлених розчинах немає сил взаємодії між молекулами розчиненої речовини, такі розчини наближено розглядають як “ідеальні” системи. Проте це не означає, що можна проводити повну аналогію між газами і розчинами, оскільки будова розчинів ближча до будови рідких і твердих тіл, ніж до газів.

Якщо налити в циліндр концентрований розчин якої-небудь речовини, наприклад, цукру, а зверху нього обережно налити шар більш розбавленого розчину цукру, то утворена таким способом система спочатку буде неоднорідною. Але через деякий час молекули цукру і води знову рівномірно розподіляться по всьому об’єму рідини. Так відбувається через те, що молекули цукру безладно рухаючись, проникають як з концентрованого розчину у розбавлений, так, і в зворотньому напрямку;але при цьому протягом будь-якого проміжку часу з більш концентрованого розчину у менш концентрований переходить більше молекул цукру, ніж з розбавленого розчину в концентрований. Так само молекули води рухаються у різних напрямках, але при цьому з розбавленого розчину, багатшого на воду, вконцентрований розчин переходить більше молекул води, ніж за той же час переноситься в зворотньому напрямі. Так виникає напрямлене переміщення цукру з концентрованого розчину в розбавлений, а води з розбавленого розчину в концентрований; кожна речовина переноситься туди, де її концентрація менша. Такий процес називається дифузією.

Дифузієя – процес самовільного вирівнювання концентрації розчину речовини.

Під час дифузії деяка початкова впорядкованість у розподілі речовин (висока концентрація речовини в одній частині системи і низька – в іншій) змінюється цілковитою безладністю їх розподілу. При цьому ентропія системи зростає. Коли концентрація розчину в усьому його об’ємі вирівнюється, ентропія досягає максимуму і дифузія припиняється.

Дифузію можна спостерігати, якщо налити у скляний циліндр який-небудь забарвлений розчин, наприклад, розчинKMnO₄, а зверху нього обережно, щоб не викликати перемішування, добавити води. Спочатку буде помітна різка межа, але поступово вона розмиватиметься; через деякий час розчинена речовина рівномірно розподілиться по всьому об’ємі розчину і вся рідина матиме однаковий колір.

У розглянутому прикладі часточки розчинника і розчиненої речовини дифундують у протилежних напрямах. Такий випадок називається зустрічною, або двостороньою дифузією. Інакше буде тоді, коли між двома розчинами поставити перегородку, через яку розчинник може проходити, а розчинена речовина – не може. Такі перегородки, що отримали назву напівпроникних, існують у природі, а також їх можна виготовити штучно. Наприклад, якщо просочити глиняний пористий циліндр розчином мідного купоросу, а потім занурити його в розчин гексаціано-(ІІ) ферату каліюK₄[Fe(CN)₆], то у порах циліндра осяде гексаціана-(ІІ) ферат міді Cu₂[Fe(CN)₆]. Оброблений таким способом циліндр має властивості напівпроникної перегородки: через його стінки можуть проходити молекули розчиненої речовини вони непроникні.

Якщо в такий циліндр налити розчин якої – небудь речовини, наприклад цукру, і занурити циліндр у воду, то концентрації вирівнюватимуться тільки внаслідок переміщення молекул води. Останні в більшій кількості дифундують у розчин, ніж назад, тому об’єм розчину поступово збільшуватиметься, а концентрація цукру в ньому зменшуватиметься. Така одностороння дифузія через напівпроникну перегородку називається осмосом.

Процес односторонньої дифузії молекул через напівпроникну перегородку називається осмосом.

Осмос через напівпроникну мембрану.

Частинки розчинника (сині) здатні перетинати мембрану,

частки розчиненої речовини (червоні) - ні.

На відміну від звичайної двосторонньої дифузії, яка є результатом теплового руху молекул, механізм односторонньої дифузії ще не з’ясовано. Не можна розглядати напівпроникну перегородку як щось подібне до молекулярного сита, крізь яке проходять лише невеликі за розміром і не проходять великі молекули. Осмос – складний фізико-хімічний процес. У природі не існує ідеальних мембран, які пропускали б лише молекули розчинника і не пропускали молекул розчиненої речовини. Реальні напівпровідники перегородки пропускають переважно молекули розчинника (зокрема, води) і деякою мірою затримують молекули розчиненої речовини. Тому вважати осмос одностороньою дифузією не зовсім правильно, оскільки проникнення молекул розчинника (води) крізь мембрану відбувається в обох напрямках: з чистого розчинення в розчин (або з розбавленого розчину в концентрований) і навпаки. Отже, осмос – процес динамічний.

Осмотичний тиск – це тиск, який чисельно дорівнює додатковому тиску, який необхідний для припинення осмосу.

Вимірюючи гідростатичний тиск при такій рівновазі, можна тим самим визначити величину осмотичного тиску. Як показав Я. Г. Вант – Гофф (1885.), осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тиску, який чинила б розчинена речовина, якби вона при тій самій температурі перебувала в газоподібному стані і займала об’єм, що дорівнює об’єму розчину. Це і є закон осмотичного тиску.

Вимірявши осмотичний тиск різних розчинів, встановили, що величина осмотичного тиску залежить від концентрації розчину і його температури, але не залежить від природи розчиненої речовини і розчинника.

У 1886 році Вант – Гофф показав, що осмотичний тиск розбавлених розчинів підлягає законом ідеальних газів Бойля – Маріотта і Гей – Люссака і що залежність осмотичного тиску від концентрації і температури розчину виражається рівнянням:

P_осм = CRT, (1)

Де Р – осмотичний тиск розчину;

С – молярна концентрація розчину;

R – універсальна газова стала;

Т – абсолютна температура розчину.

Це рівняння за формою збігається з рівнянням стану ідеального газу Меделєєва – Клапейрона. Справді, молярна концентрація – це відношення числа молів розчиненої речовини n до об’єму розчину V:

С = n/V, а n = m/M (число молів рівне масі речовини поділеній на молярну масу речовини).

Звідси Р_осм ×V = m/M × RT.

Це рівняння дає можливість визначати молекулярну масу речовини за величиною осмотичного тиску її розчину.

Математичне вираження закону осмотичного тиску Вант – Гофф є справедливий лише для дуже розбавлених розчинів не електронів. З цього рівняння (1) видно, що осмотичний тиск розчину прямо пропорційний його концентрації і температурі.

Ототожнювання стану розчиненої речовини у розчині з ідеальним газом привело Вант – Гоффа до помилкового висновку щодо природи осмотичного тиску, зумовленого, на його думку, ударами молекул розчиненої речовини об стінки посудини. Справді, явище осмосу значно складніше, а осмотичний тиск – це не властивість системи, яка складається з речовини, розчинника і напівпроникної перегородки, взятих окремо, а властивість цієї системи в цілому.

Осмотичний тиск має велике значення для життєдіяльності рослин і тварин, оскільки тканини їхніх клітин, зокрема мембрана, - це та сама напівпроникна перегородка рослинного або тваринного походження, а клітини наповнені водними розчинами різних речовин. Осмотичний тиск клітинного соку дорівнює 0,4 – 2,0 МПа. Якщо клітини рослини занурити у воду (або поливати рослину водою), то вода проникає в клітини, створюючи в них гідростатичний тиск, внаслідок чого рослина стає міцною і пружною (явище тургору). Навпаки, якщо занурити клітину в розчин, концентрація розчинених речовин в якому більша, ніж у клітині, то вода з останньої переходить у зовнішній розчин, а в клітині цитоплазма відшаровується від стінки клітини і клітина зморщується (явище плазмолізу). Тому рослин, в яких осмотичний тиск у клітинах кореневої системи дорівнює 0,2 – 0,4 МПа, не можуть рости на солонцевих грунтах, осмотичний тиск яких може дорівнювати 1,2 – 1,3 МПа. Осмос зумовлює піднімання води і поживних речовин від кореневої системи по стовбурах дерев і стебел рослин. Усі процеси обміну речовин у клітинах пов’язані з явищем осмосу. Тому це явище вперше було вивчене не фізиками і хіміками, а вченим – ботаніком В.Пфеффером.

У клітинах організмів тварин і людини спеціальні біологічні механізми підтримують сталий осмотичний тиск (» 0,8 МПа). Так, нирки людини контролюють водообмін, тим самим контролювати осмотичний тиск у клітинах за допомогою антидіуретичного гормона, який регулює проникність ниркових осмотичних мембран для води. Осмотичний тиск у клітині регулюють і потові залози. Необхідність сталості осмотичного тиску в клітинах організму людини зумовлює те, що розчини деяких ліків (наприклад, пеніциліну) для внутрішньовенного вливання приготовляють не на дистильованій воді, а на 0,9 % розчині NaCl (фізіологічний розчин), який має такий самий осмотичний тиск, як і плазма крові. Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними. Розчин з вищим осмотичним тиском – гіпертонічний, а з нижчим – гіпотонічним.

Приклад 6. Визначте осмотичний тиск розчину при температурі 20 °С, 100 мл якого містить 20 г глюкози C₆H₁₂O₆.

Розв'язання. Згідно закону Вант-Гоффа осмотичний тиск визначається рівнянням: p = С_MRT, де С_M - молярна концентрація, яка становить:

,

звідси

кПа.

Приклад 7. Визначте ізотонічний коефіцієнт для 0,2 М розчину електроліту, якщо відомо, що в 1 л цього розчину міститься 2,18 × 10²³ частинок (молекул і іонів) розчиненої речовини.

Розв'язання. Число молекул електроліту, взятих для приготування 0,2 л розчину, становить 6,02 × 10²³ × 0,2 = 1,20 ×10²³, при цьому в розчині утворилося 2,18 × 10²³ частинок розчиненої речовини. Ізотонічний коефіцієнт показує, в скільки разів останнє число більше числа взятих молекул.

.

Відомо, що при певній температурі тиск насиченої пари над кожною рідиною – величина стала. Це випливає з діаграми стану рідини. Розчинена речовина ускладнює випаровування розчинника внаслідок взаємодії молекул речовини і розчинника. Тому при сталій температурі тиск пари над розчином нелеткої речовини менший, ніж над розчинником, за винятком розчинів, в яких розчинена речовина є леткою (NH₃, HCl тощо). Отже, крива кипіння (яка показує значення тиску пари над розчином при певній температурі) розташована нижче, ніж крива кипіння чистого розчинника.

Зниження тиску пари над розчином (різниця між тиском насиченої пари розчинника і тиском насиченої пари розчину), тим більше, чим вища концентрація розчину.

Відношення величини зниження тиску пари над розчином до тиску насиченої пари над чистим розчинником називається відносним зниженням тиску пари над розчином.

Позначимо тиск насиченої пари розчинника над чистим розчинником р_о , а над розчином р. Тоді відносним зниженням тиску пари над розчином буде дріб:

Р₀ – Р/Р₀

У 1887 році фр. фізик Рауль, вивчаючи розчини різних нелетких рідин і речовин у твердому стані, установив закон, що зв’язує зниження тиску пари над розбавленими розчинами неелектролітів з концентрацією:

Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці розчиненої речовини (тонометричний закон Рауля).

Математично закон Рауля можна записати так:

Р₀ – Р/Р₀ = u_{розч. реч-ни} /u_р-ну

З цих рівнянь випливає, що як і в разі осмотичного тиску, зниження тиску пари не залежить від природи розчиненої речовини, а зумовлюється лише числом її молів у певній кількості розчинника, тобто її концентрацією. Оскільки, першому закону Рауля підлягають лише розбавлені розчини, то, підставивши замість числа молів розчиненої речовини u відношення m/M і величину зниження тиску пари розчину DР, можна обчислити молекулярну масу розчиненої речовини:

DР = Р₀ × m/M×u_{розчинника} ® M = P₀ × m/u_{розчинника} × DP,

де m – маса розчиненої речовини в грамах.

Приклад 8. При 25 °С тиск насиченої пари води становить 3,168 кПа. Визначте при цій же температурі тиск насиченої пари над водним розчином карбаміду (сечовини) CO(NH₂)₂ з масовою часткою 5 %.

Розв'язання. Для розрахунку за формулою P₁ = N₁P₀ (згідно 1 закону Рауля) треба обчислити молярну частку розчинника. В 100 г розчину міститься 5 г карбаміду і 95 г води. Молярні маси карбаміду і води становлять М(CO(NH₂)₂ = 60,05 г/моль і M(H₂O) = 18,02 г/моль. Кількість води і карбаміду відповідно становить:

n₁ = 95: 18,02 = 5,272 моль;

n₂ = 5: 60,05 = 0,083 моль.

Знаходимо молярну частку води:

.

Отже, Р₁ = 0,985 × 3,166 = 3,119 кПа.

Індивідуальні речовини характеризуються певними температурами переходів з одного агрегатного стану в інший. Всяка рідина починає кипіти при t°, при якій тиск її насиченої пари досягає величини зовнішнього тиску. Інакше стоїть справа з розчинниками. Наявність розчиненої речовини зменшується тиск пари розчинів, чим підвищує температуру кипіння і знижує температуру замерзання розчинника, і тим сильніше, чим більшу концентрацію має розчин.

Різниця між температурами кипіння розчину і чистого розчинника називається підвищенням температури кипіння розчину (D t кип). Різниця між температурами замерзання чистого розчинника і розчину називається зниженням температури замерзання розчину (D t зам).

Нехай t_кип і t_зам – температури кипіння і замерзання розчину; t_кип і t_зам температури кипіння і замерзання чистого розчинника; тоді

Dt_кип = t¢_кип - t_кип;

Dt_зам = t¢_зам - t_зам.

Вивчаючи замерзання і кипіння розчинів, Рауль встановив, що для розбавлених розчинів неелектролітів підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання пропорційні концентрації розчину (другий закон Рауля):

Dt_кип = Е × Сm,

Dt_зам = K × Сm.

де Сm– моляльна концентрація розчину;

Е – ебуліоскопічна стала;

К – кріоскопічна стала.

Фізичний зміст ебуліоскопічної і кріоскопічної сталих: якщо моляльність розчину Сm = 1, то зниження температури замерзання є власне кріоскопічна стала, а підвищення температури кипіння – ебуліоскопічна стала.

Отже, ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі показують підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання одномоляльного розчину порівняно з температурами кипіння і замерзання чистого розчинника.

Значення Е і К сталих не залежить від концентрації і природи розчиненої речовини, а залежить лише від природи розчинника.

Величини Е і К вимірюються в градусах.

Значення Е і К сталих деяких розчинників:

	К,°С	Е,°С
Н2О	1,86	0,52
С6Н6 (бензол)	5,14	2,57
СНСl3	4,90	3,88
СН3СООН	3,90	3,10
Етанол	-	1,20
Диетиловий спирт	1,73	2,02

Користуючись математичним записом другого закону Рауля і знаючи моляльну концентрацію розчину за відомим значенням зниження температури замерзання розчину чи підвищення температури кипіння розчину можна розрахувати молекулярну масу речовини – неелектроліта. Визначення молекулярних мас речовини за зниженням температури замерзання або підвищенням температури кипіння розчинів називається відповідно кріоскопією (кріоскопічний метод) і ебуліоскопією (ебуліскопічний метод). Ці методи використовуються для встановлення складу сполук, визначення ступеня дисоціації електролітів, вивчення процесів полімеризації й асоціації речовин у розчинах.

Властивість розчинів замерзати при більш низькій температурі, ніж температура замерзання чистого розчинника, широко використовують для приготування різних охолодних сумішей і розчинів з низькою температурою замерзання (антифризів), які застосовують у лабораторній техніці і промисловості. Для пригогування охолоджених сумішей використовують хлориди натрію, а амонію, магнію і калію, нітрати натрію й амонію та інші. Так, суміш 100г снігу і 33гNaCl замерзає при - 21°С, а суміш 100г снігу і 125г СаСl₂ × 6H₂O – при – 40,3°С.

Антифризи С₂Н₅ОН, етиленгліколю і гліцерину залежно від масового співвідношення компонентів не замерзають від –15 до -75°С і нижче. Так, 66,7% -й водний розчин етиленгліколю замерзає при -75°С.

Приклад 9. Визначте молекулярну масу органічної речовини, якщо розчин, який містить 0,83 г цієї речовини в 20 мл води, замерзає при температурі – 0,7 °С.

Розв'язання. Виходячи із 2 закону Рауля

(Dt_кип = Е × Сm,),

молекулярна маса речовини визначається за формулою:

де К – кріоскопічна стала (для води К = 1,86), m – маса розчиненої речовини (г), L – маса розчинника (г), Dt – зниження температури замерзання.

Підставляючи відповідні значення в рівняння, знаходимо: М=110,85

Явище осмосу відіграє велику роль у життєдіяльності організмів. Внутрішньоклітинний тиск зумовлює тургор клітин, тобто міцність і пружність тканин. Кров, лімфа та інші тканеві рідини організму людини мають осмотичний тиск приблизно 8 ^. 10⁵ Па. Такий же осмотичний тиск має 0,9 % розчин хлориду натрію, який називається фізіологічним. Розчини, що мають однакові осмотичні тиски, називають ізотонічними або ізоосмотичними. Ізотонічність — це одна з вимог, що ставляться до очних крапель, інфузійних розчинів. В більш розбавлених розчинах [гіпотонічних) клітини набрякають і лопаються (явище лізису). Наприклад, еритроцити, поміщені в гіпотонічний розчин, руйнуються і забарвлюють його в червоний колір (гемоліз). В концентрованих розчинах (гіпертонічних) клітини зморщуються (явище плазмолізу).

Локальні зміни осмотичного тиску тканевих рідин можуть бути досить великими. Наприклад, при запаленні відбувається розпад білків, що призводить до збільшення кількості частинок у осередку запалення і значно підвищує в ньому осмотичний тиск.

Інколи в медичній практиці застосовують гіпертонічні розчини. Наприклад, при глаукомі гіпертонічний розчин, введений у вену, «відтягує» надлишок вологи з передньої камери ока.

У хірургії застосовують гіпертонічні пов'язки — марлю, змочену в гіпертонічному розчині NаСІ. Їх вводять у рани, при цьому ранева рідина рухається назовні по марлі і рана очищується від мікроорганізмів, гною тощо.

Якщо на розчин у осмотичній комірці діє тиск, що перевищує осмотичний, розчинник переходить через мембрану у більш розбавлений розчин. Такий процес називають зворотним осмосом. Він застосовується для одержання надчистої води, а також для опріснювання морської води.

1. Розчини електролітів та їхнє значення. Електролітична дисоціація електролітів.

2. Властивості розчинів сильних електролітів. Активність та коефіцієнт активності. Йонна сила розчину. Ступінь і константа дисоціації слабких електролітів.

3. Йонний добуток води. Водневий показник рН. Значення рН для різних рідин людського організму в нормі та за патології.

4. Гідроліз солей. Значення гідролізу в життєдіяльності організму.

5. Буферні розчини, їхня класифікація.

6. Водно-електролітний баланс — необхідна умова гомеостазу.

РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ ТА ЇХНЄ ЗНАЧЕННЯ. ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ ЕЛЕКТРОЛІТІВ.

Електролітична дисоціація – це розпад електролітів на іони під час розчинення їх у воді.

Для пояснення особливостей водних розчинів електролітів шведський учений С. Арреніус у 1887 р. запропонував теорію електролітичної дисоціації. Сучасний зміст цієї теорій можна звести до трьох положень:

1. Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на іони – позитивні і негативні.

Іони перебувають у стійкіших електронних станах, ніж атоми. Вони можуть складатися з одного атома – прості іони (Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺) або з кількох атомів – складні іони (NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3-).

Сама назва “іон” – у перекладі з грецької означає “мандрівний”. У розчині іони безладно переміщуються (“мандрують”) у різних напрямках.

2. Під дією електричного струму іони набувають напрямленого руху: позитивно заряджені іони переміщуються до катода, негативно заряджені – до анода.. Тому перші називаються катіонами, а другі – аніонами.

3. Дисоціація – оборотний процес: паралельно з розщепленням молекул на іони (дисоціація) відбувається процес сполучення іонів (асоціація).

Тому в рівняннях електролітичної дисоціації замість знака “дорівнює” ставлять знак оборотності.

Теорія електролітичної дисоціації є однією з основних теорій в неорганічній хімії і повністю узгоджується з атомно-молекулярним вченням і теорією будови атома.

СТУПІНЬ ДИСОЦІАЦІЇ (ІОНІЗАЦІЇ). СИЛА ЕЛЕКТРОЛІТІВ.

Розрізняють сильні і слабі електроліти. Електроліти, які практично повністю дисоціюють на іони – сильні, а які не повністю іонізуються – слабкі.

У розчинах слабих електролітів поряд з іонами існують неіонізовані молекули. Для кількісної характеристики повноти дисоціації введене поняття ступеня дисоціації.

Дата добавления: 2014-01-07