- •Министерство здравоохранения и социального развития Российской Федерации
- •Тема : Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов. Теоретический материал к занятию:
- •Формулы перехода от одних способов выражения состава раствора к другим
- •Тема: Способы выражения состава растворов. Приготовление растворов Решение задач
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Тема: Количественный анализ. Теоретический материал к занятию:
- •Домашнее задание:
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Лабораторная работа. Определение массы гидроксида натрия в растворе.
- •Тема: Принципы качественного анализа. Теоретический материал к занятию:
- •Лабораторная работа. Качественные и групповые реакции ионов.
- •Модуль №02.
- •Примеры решения типовых задач Пример 1
- •Пример 2
- •Пример 3.
- •Пример 4.
- •Пример 5.
- •Пример 6.
- •Пример 7.
- •Пример 8.
- •Пример 9.
- •Пример 10.
- •Для реакции
- •Пример 11.
- •Химическая термодинамика. Энергетика химических реакций.
- •Лабораторная работа. Определение стандартной энтальпии реакции нейтрализации.
- •Тема: Химическая кинетика. Теоретический материал к занятию:
- •Истинная скорость (в любой момент времени) определяется первой производной концентрации по времени:
- •Примеры решения типовых задач Пример 1
- •Определите порядок реакции
- •Пример 2
- •Пример 3
- •Пример 4
- •Пример 5
- •Для ответа на вопрос а) воспользуемся модифицированым уравнением:
- •Пример 6
- •Пример 7
- •Пример 8
- •Пример 9
- •Пример 10
- •Пример 11
- •Пример 12
- •Лабораторная работа. Определение кинетических характеристик реакции окисления йодид йонов пероксидом водорода. (Оценка практических навыков.)
- •Приготовление реакционной смеси.
- •Проведение измерений при комнатной температуре.
- •Проведение измерений при повышенной температуре.
- •Проведение измерений в присутствии катализатора.
- •Тема: Свойства водных растворов Теоретический материал к занятию:
- •Примеры решения типовых задач Пример 1
- •Пример 2
- •Пример 3
- •Пример 4
- •Пример 5
- •Пример 6
- •Пример 7
- •Лабораторная работа. Наблюдение явлений плазмолиза и гемолиза эритроцитов.
- •Свойства растворов
- •Протолитические равновесия и процессы
- •Примеры решения типовых задач
- •Пример 9
- •M(сн3соок)
- •0,0482 Моль/л 0,1 л 98 г/моль
- •Пример 16
- •Пример 20
- •Домашнее задание:
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Тема: Свойства буферных растворов. Лабораторная работа. Свойства буферных растворов, определение буферной емкости.
- •Экспериментальные данные
- •Расчет рН
- •Лигандообменные равновесия и процессы
- •Примеры решения типовых задач
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Изучение реакций комплексообразования с неорганическими лигандами.
- •Редокс-равновесия и редокс-процессы
- •Примеры решения типовых задач Пример 1
- •Пример 2 . Определение направления редокс-процесса в стандартном состоянии
- •Пример 3
- •Пример 4
- •Пример 5
- •Пример 6
- •Пример 7
- •Пример 8
- •Пример 9
- •Пример 10
- •Пример 11
- •Пример 12
- •Пример 13
- •Пример 14
- •После введения некоторого количества протолита значение редокс-потенциала системы уменьшается:
- •Пример 15
- •Пример 16
- •Пример 17
- •Пример 18
- •Пример 19
- •Ответ: эдс гальванического элемента равна 0,118 в.
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Изучение зависимости редокс-потенциала от соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм
- •Изучение влияния лигандного окружения на редокс-потенциал
- •Задания для самостоятельной работы из «Сборника задач и упражнений по общей химии».
- •Изучение влияния рН на редокс-потенциал.
- •Измерение рН растворов с помощью стеклянного электрода
Тема: Свойства водных растворов Теоретический материал к занятию:
Растворы играют чрезвычайно важную роль в функционировании живых систем. Растворами называют гомогенные системы переменного состава. Очень часто для качественного и количественного описания свойств растворов пользуются терминами «растворитель» и «растворенное вещество», хотя в некоторых случаях такое разделение является достаточно условным. Единственным биологическим растворителем является вода. В плазме, внутриклеточной и внеклеточной жидкостях в растворенном состоянии находятся электролиты и неэлектролиты.
Из элементарного курса химии известно, что электролитами называют вещества, расплавы и растворы которых проводят электрический ток. Неэлектролиты электрический ток не проводят.
Электролиты делятся на две большие группы: сильные и слабые.
Сильные электролиты в растворах ионизированы полностью
МА → М++ А- ,
а слабые—частично.
МА ↔ М+ + А-
Например, азотная кислота - сильный электролит, ее молекулы в водном растворе полностью ионизированы, т.е. распадаются на ионы:
НNО3→ Н++ NO3-
Уксусная кислота – пример слабого электролита, в ее водном растворе только небольшая часть молекул распадается на ионы:
СН3СООН ↔ Н++ СН3СОО-
Для количественной характеристики процесса ионизации слабого электролита используют понятие степени ионизации α:
Число продиссоциировавших молекул
α = —————————————————
Общее число молекул
Степень ионизации электролита уменьшается при увеличении его концентрации. Величиной, характеризующей положение равновесия ионизации слабого электролита и не зависящей от концентрации, является константа ионизации:
с(М+)с(А-)
К = —————
с(МА)
Физико-химический смысл константа ионизации имеет только в отношении слабых электролитов. Связь между степенью ионизации и константой ионизации описывается уравнением Оствальда:
α2c
K = ———
1 - α
Для очень слабых электролитов (α 1) величиной α в знаменателе можно пренебречь, так как 1 — α ≈ 1 и уравнение преобразуется в более простоеK= α2c,
откуда
α = √ K/c
В растворах электролитов существует взаимное влияние ионов: одноименные по заряду ионы отталкиваются, а разноименные — притягиваются. В результате электростатического притяжения часть ионов оказывается в связанном состоянии. Это приводит к изменению свойств раствора, эквивалентному уменьшению концентрации кинетически самостоятельных частиц, т. е. как бы к снижению ионизации электролита (величина «степени ионизации» сильного электролита называется «кажущейся»). Взаимное влияние, мешающее ионам принимать участие в тех или иных процессах, усиливается по мере увеличения концентрации раствора.
Для количественного определения этого влияния используют величину ионной силы раствора I:
I= 0,5Σcizi2
где сi- молярная концентрация иона в растворе, моль/л;
z- заряд иона.
Ионная сила раствора является аддитивной величиной, это значит, что каждый электролит вносит свой вклад в величину Iнезависимо от других.
Для каждого иона определенному значению ионной силы соответствует свой коэффициент активности, который показывает, какая часть ионов от их общего числа находится в активном, т. е. не связанном, состоянии.
Состав растворов электролитов часто характеризуют не аналитической концентрацией, обусловленной методикой приготовления раствора, а эффективной концентрацией, называемой активностью. Активность а связана с концентрацией соотношением:
а = fc,
где f- коэффициент активности.
Считают, что активность — безразмерная вели а dimf=dim1/c.
При уменьшении концентрации f→1 и, следовательно, а → с. В растворах слабых электролитов значение ионной силы низкое, поэтому для них, как и для разбавленных растворов сильных электролитов, можно условно принять, что а ≈ с.
Существуют такие физико-химические свойства растворов, которые не зависят от химической природы растворенных частиц, а зависят только от их концентрации. Такие свойства называются коллигативными. Основной закон, определяющий коллигативные свойства, - закон Рауля. Он устанавливает, что давление пара растворителя р(S) над раствором нелетучего неэлектролита прямо пропорционально молярной доле растворителя х(S):
p(S) =p°x(S)
где р° — давление насыщенного пара над чистым растворителем, Па. Таким образом, давление пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита всегда меньше давления насыщенного пара растворителя при одной и той же температуре.
Закон Рауля строго соблюдается только для идеальных растворов. Для водных растворов всегда наблюдаются отклонения от этого закона, однако в разбавленных растворах неэлектролитов они настолько незначительны, что ими можно пренебречь. Следовательно, закон Рауля соблюдается только для разбавленных водных растворов нелетучих неэлектролитов.
Для раствора, содержащего только одно растворенное вещество X, справедливо
х(Х) + x(S) = 1.
С учетом этого равенства уравнение можно преобразовать следующим образом:
р(S) = р°[1 –x(X)], или р(S) = р°- р°х(Х)
Величина р° - p(S) называется понижением давления насыщенного пара; относительным понижением давления насыщенного пара является величина:
р° - р(S) Δр
———— = —
p°p°
Таким образом, относительное понижение давления насыщенного пара над разбавленным раствором нелетучего неэлектролита не зависит от природы растворенного вещества и равно его молярной доле в растворе:
Δp
— = x(X)
p°
Это еще одна из формулировок закона Рауля. Закон Рауля имеет ряд важных следствий.
1) Понижение температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания растворителя. Количественное соотношение для растворов, образованных любыми растворителями, устанавливается формулой:
ΔTзам = K(S) cm(X)
где cm(Х) —моляльность растворенного вещества в растворе;cmравна отношению количества растворенного вещества к массе растворителя,dimcm=M-1N; единица измерения — моль на килограмм (моль/кг);K(S) — криоскопический коэффициент растворителя,K(Н2O) = 1,86 К·кг/моль.
ΔTзам=Tзам(растворитель) –Tзам(раствор)
Анализ уравнения показывает, что
а) водные растворы с одинаковой моляльностью разных нелетучих неэлектролитов замерзают при одинаковой температуре;
б) понижение температуры замерзания растворов с одинаковой моляльностью одного и того же нелетучего неэлектролита в разных растворителях зависит только от химической природы этого растворителя.
2) Повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя:
ΔTкип = Э(S)cm(X)
где Э(S) — эбулиоскопический коэффициент растворителя, Э(Н2O) = 0,52 К·кг/моль.
ΔTкип=Tкип(раствор) –Tкип(растворитель)
3) Осмос - направленный самопроизвольный переход молекул растворителя через мембрану, разделяющую растворы с разными значениями концентрации растворенного вещества. Мембрана должна отвечать определенным требованиям: поры ее должны пропускать молекулы растворителя, но не пропускать молекулы растворенного вещества. Такие мембраны называются полупроницаемыми. Свойствами полупроницаемых перегородок (точнее, избирательно проницаемых) обладают многие клеточные мембраны животного или растительного происхождения. Растворитель проникает через перегородку с определенным давлением, которое называют осмотическим давлением. Осмотическое давление численно равно силе, приходящейся на единицу поверхности полупроницаемой мембраны, которую нужно приложить, чтобы предотвратить проникновение молекул растворителя из раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества в раствор с большей концентрацией.
Закон Вант-Гоффа устанавливает зависимость осмотического давления росмраствора от температуры и концентрации неэлектролита:
росм= сRТ
Изменение температуры замерзания или температуры кипения растворов электролитов, а также осмотическое давление растворов электролитов можно рассчитать по уравнениям (4.6), (4.8) и (4.10) только после введения коэффициента, учитывающего увеличение концентрации кинетически самостоятельных единиц, вызванное диссоциацией части молекул на ионы. Предложенный Вант-Гоффом эмпирический коэффициент i (изотонический коэффициент) показывает степень отклонения коллигативных свойств растворов электролитов от растворов нелетучих неэлектролитов (при условии равенства аналитических концентраций и температур). С учетом этого коэффициента уравнения (4.6), (4.8) и (4.10 приобретают следующий вид:
ΔTзам = iK(S) cm(X)
ΔTкип = iЭ(S)cm(X)
росм=iсRТ
Значение изотонического коэффициента для раствора данного электролита увеличивается по мере его разбавления, имея пределом целое число, равное числу ионов, возникающих при диссоциации структурной единицы электролита. Так, для раствора NаСli→2; раствора СаСl2i→3; раствора АlCl3i→4. Из этого следует, что в растворах не все ионы принимают участие в коллигативных процессах, а только их часть, причем она будет тем меньше, чем больше концентрация раствора.
Наблюдаемое на практике значение осмотического давления при соприкосновении через мембрану двух растворов с разными значениями осмотического давления равно их разности. В этом случае раствор с большим осмотическим давлением называется гипертоническим, а с меньшим — гипотоническим. Деление растворов на гипо- и гипертонические является относительным; оно имеет смысл только при сравнении одного раствора с другим.
В растворах, в которых содержится смесь электролитов, а к таким растворам относятся все биологические жидкости, расчет числа кинетически самостоятельных частиц затруднен. В связи с этим в медицине применяются такие понятия, как осмоляльность и осмолярность.
Под осмолярностью (и осмоляльностью)понимают активную концентрацию частиц, не проникающих через идеальную полупроницаемую мембрану. Единицы измерения осмолярности совпадают с единицами измерения молярной концентрации, а осмоляльности — моляльной концентрации. Для разбавленных растворов можно принять, что численные значения осмоляльности и осмолярности совпадают. Фактически осмоляльность и осмолярность, определяемые математически какicmиiс соответственно, являются эмпирическими величинами, использование которых позволяет учесть разные по характеру отклонения от закона Рауля, возникающие в случае неидеальных растворов.
Перед решением задач рекомендуется уяснить следующие основные понятия темы:
1) активность, коэффициент активности;
2) ионная сила;
3) изотонический коэффициент;
4) осмолярность, осмоляльность;
5) осмос, осмотическое давление; гипо-, гипер- и изотонические растворы.
Обратить внимание на то, что
1) температура замерзания раствора ниже температуры замерзания растворителя:
(Тзам(раствор) =Тзам(растворитель) - ΔТзам) ;
2) температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя:
Ткип(раствор) =Ткип(растворитель) + ΔТкип);
3) при решении задач с участием электролитов используется изотонический коэффициент;
4) в выражении для расчета осмотического давления раствора и ионной силы используют молярную концентрацию растворенного вещества, а для расчета ΔТзами ΔТкип- моляльную концентрацию.
Учесть, что
1) криоскопический (K(S)) и эбулиоскопический (Э(S)) коэффициенты, характеризующие свойства растворителя, приведены в таблице [ ].
2) единицы измерения величины R: [Дж/(мольК)]
3) изменение температуры по шкале Цельсия (Δt) и термодинамической шкале (ΔT) численно совпадают, т.е.
ΔТкип= Δtкип и ΔTзам=Δtзам.