Константа химического равновесия- это отношение констант скоростей прямой и обратной реакции

K = K₁ / K₂

Принцип Ле-Шателье:

Если на систему находящуюся в состоянии равновесия оказать внешнее воздействие, то в системе проис-ходят такие процессы, которые уменьшают оказанное воздействие.

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ.

1. Коллигативными называются свойства которые зависят от концентрации растворённых веществ в растворе, от их кинетических или осмотических частиц в единице объема раствора. Кинетическими или осмотическими называют структурные частицы веществ, которые реально существуют в растворе и совершают хаотические, броуновские движения.

К коллигативным свойствам относятся:

1)относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) относительное понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

Диффузия -это самопроизвольный процесс выравнивания концентрации растворенного вещества во всем объеме раствора.

Осмос-это процесс перехода через полупроницаемую мембрану частицы из менее концентрированного раствора в более концентрированный раствор.

Осмос будет происходить до тех пор пока не установится равновесие между осмотическим и гидростатическим давлениями.

2. Закон Рауля:

Относительное понижение давления насыщенного пара раствора над растворителем в мольной доле кинетических частиц в единице объема раствора.

(Po - P) / Po = x (X2)

Po - это давление пара над чистым растворителем, Па.

P - это давление пара растворителя над раствором нелетучего вещества, Па.

Po - P - это абсолютное понижение давления пара над раствором, Па.

(Po - P) / Po - это относительное понижение давления пара над раствором.

Из закона Рауля вытекает 2 следствия:

1-следствие: Относительное уменьшение температуры замерзания раствора равно мольной доли кинетических частиц единицы объема.

Δt зам =C(x)*K(кр),

Kкр (H2O)=1,86 - криоскопическая константа замерзания.

2-следствие: Относительно повышенная температура кипения растворов равно мольных долей кинетических частиц.

Kэб(H20)=1,52 - эбулископическая константа кипения.

Эбулиоскопия — метод определения молекулярных масс по повышению точки кипения раствора.

Температурой кипения раствора называют температуру, при которой давление пара над ним становится равным внешнему давлению.

Криоскопия – метод определения молекулярных масс по понижению температуры замерзания раствора. При охлаждении растворов наблюдается их замерзание. Температура замерзания – температура, при которой образуются первые кристаллы твердой фазы.

3. Осмос-это процесс перехода через полупроницаемую мембрану частицы из менее концентрированного раствора в более концентрированный раствор.

Осмос будет происходить до тех пор, пока не установится равновесие между осмотическим и гидростатическими давлениями.

Осмотическое давление - это давление создаваемое разностью ионных концентраций двух растворов на полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление, кПа П=CRT;

C - молярная концентрация, моль/газ

R (=8.31) - универсальная газовая постоянная, кПа*л (моль*К)

T - абсолютная температура, К.

Гидростатическое давление, Н/м2 P=pgh

p - плотность раствора, кг/м3

g (=9.8 м/с2) - ускорение силы тяжести.

Явление осмоса играет важную роль во многих химических и биологических системах. Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки и межклеточные структуры. Упругость клеток (тургор), обеспечивающая эластичность тканей и сохранение определённой формы органов, обусловлена осмотическим давлением. Животные и растительные клетки имеют оболочки или поверхностный слой протоплазмы, обладающие свойствами полупроницаемых мембран. При помещении этих клеток в растворы с различной концентрацией наблюдается осмос.

4. Закон Вант-Гоффа:

Осмотическое давление, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества

Осмотическое давление п (пи) прямо пропорциональна концентрации кинетических или осмотических частиц в единице объема раствора.

Для электролитов Вант-Гофф ввёл изотонический коэффициент - i, который показывает отношение числа частиц, образующихся в растворе, к числу частиц в исходной порции вещества.

П=icRT

Осмотическое давление разбавленного раствора неэлектролита равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало тот же объем, который занимает раствор.

Изотонический коэффициент показывает, что в растворе электролита имеется больше частиц, нежели в растворе неэлектролита. Коэффициент напрямую зависит от того, может ли вещество распадаться на ионы – это не что иное, как свойство диссоциации.

5. Гипотонический раствор - это раствор, с меньшим осмотическим давлением.

Гипертонический раствор - это раствор, с большим осмотическим давлением.

Изотонические растворы - растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление.

Плазмолиз - это сморщивание (высушивание) клеток, которое наблюдается при помещении клеток в гипертонический раствор и вода из клеток уходит в более концентрированный раствор.

Гемолиз - это разрушение оболочки эритроцитов крови и выведение гемоглобина в плазму.

Изоосмия - это относительное постоянство осмотического давления в жидких средах и тканях организма, обусловленное поддержанием на данном уровне концентраций содержащихся в них веществ: электролитов, белков и т. д.

КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ РАВНОВЕСИЕ.

1.

БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ.

1.Буферные растворы -это такие растворы, рН которых сохраняется практически неизменным, при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания.

Механизм действия буферной системы рассмотрим на примере аммиачной буферной системы:

NН4ОН (NН3 х Н2О) + NН4Сl.

Гидроксид аммония - слабый электролит, в растворе частично диссоциирует на ионы:

NН4ОН <=> NН4+ + ОН-

При добавлении к раствору гидроксида аммония хлорида аммония, соль как сильный электролит практически полностью диссоциирует на ионы NН4С1 > NН4+ + Сl- и подавляет диссоциацию основания, равновесие которого смещается в сторону обратной реакции. Поэтому С (NН4ОН)? С (основания); а С (NН4+)? С (соли).

Если в буферном растворе С (NН4ОН) = С (NН4С1), то рН = 14 - рКосн. = 14 + lg 1,8.10-5 = 9,25.

Способность буферных смесей поддерживать практически постоянное значение рН раствора основана на том, что входящие в них компоненты связывают ионы Н+ и ОН-, вводимые в раствор или образующиеся в результате реакции, протекающей в этом растворе. При добавлении к аммиачной буферной смеси сильной кислоты, ионы Н+ будут связываться молекулами аммиака или гидроксида аммония, а не увеличивать концентрацию ионов Н+ и уменьшать рН раствора.

При добавлении щелочи ионы ОН - будут связывать ионы NН4 +, образуя при этом малодиссоциированное соединение, а не увеличивать рН раствора. 8

рН буферной системы зависит от отрицательного десятичного логарифма константы диссоциации слабой кслоты рКа или основания рКв и от отношения концентраций компонентов КО-пары, но практически не зависит от разбавления раствора водой. (ответить нормально, а то тут херня какая-то, а не ответ)

2. буфернная емкость-величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать смещению реакции среды при добавлении сильных кислот или сильных оснований.

Факторы,влияющие на буферную емкость: чем больше количества компонентов кислотно-основной пары основание/сопряженная кислота в растворе, тем выше буферная емкость этого раствора. Так же, буферная емкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора.

Даны буферные системы, дать название, состав, механизм, формулу для определения рН, емкость каждого буфера по кислоте и щелочи, зоны буферного действия и прочая еще фигня.

1. Слабая кислота и ее анион А- /НА:

ацетатная буферная система СН3СОО-/СН3СООН в растворе СН3СООNa и СН3СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8.

Водород-карбонатная система НСО3-/Н2СО3 в растворе NaНСО3 и Н2СО3, область её действия – рН 5, 4 – 7, 4.Слабое основание и его катион В/ВН+:

аммиачная буферная система NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl,

область ее действия – рН 8, 2 – 10, 2.

Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:
фосфатная буферная система НРО42-/Н2РО4- в растворе Nа2НРО4 и NаН2РО4, область ее действия рН 6, 2 – 8, 2.

Гемоглобиновая буферная система — наиболее ёмкий буфер крови — составляет более половины всей её буферной ёмкости. Гемоглобиновый буфер состоит из кислого компонента — оксигенированного Нb — Нb02 и основного — неоксигенированного. Нb02 примерно в 80 раз сильнее диссоциирует с отдачей в среду Н+, чем Нb. Соответственно, он больше связывает катионов, главным образом К+.

ДОПОЛНЕНИЕ:

Типы Буферных систем:

1 тип: Кислотный буфер - слабая кислота и её соль

Пример: Ацетатный буфер. - CH3COOH + CH3COONa

Механизм действия: буферная смесь + сильная кислота = Соль + слабая кислота

буферная смесь + сильное основание = Соль +H2O (р-я нейтрализации)

pH = pKa + lg ([соль]/[кислота])

2 тип: Основный буфер - Слабое основание и её соль.

Пример: Аммиачный буфер - NH3*H2O + NH4Cl

Механизм действия: буферная смесь + сильная кислота = Соль + H2O (р-я нейтрализации)

буферная смесь + сильное основание = Соль + слабое основание

pH = pKa + lg ([основание]/[соль]).

Дата добавления: 2017-01-13