Запись экспериментальных данных

Масса глюкозы в растворе m₁

Масса воды (растворителя) m₂

Температура замерзания воды, ^оС t₁ (t₁ = 0^oC)

Температура замерзания раствора, ^оС t₂

Понижение температуры замерзания Δ t = t₁ – t₂

Используя математическое выражение криоскопического закона Рауля:

, (1)

рассчитайте молярную массу глюкозы. Криоскопическая константа воды К = 1,86. Зная, что истинное значение молярной массы глюкозы 180 г/моль, рассчитайте абсолютную и относительную ошибки определения по уравнениям:

Д = М_экс. – М_ист (2)

(3)

где Д – абсолютная ошибка

Д₀ – относительная ошибка

М_экс. и М_ист. – соответственно, экспериментальное и истинное значение молярной массы глюкозы.

Лабораторная работа № 2

Определение изотонического коэффициента и кажущейся

степени диссоциации хлорида натрия криоскопическим методом

Методика проведения опыта: Соберите криоскоп, описание которого приведено выше. В химический стакан налейте 25 мл гипертонического раствора хлорида натрия с известной массовой долей (плотность раствора принять равной 1 г/мл) и опустите стакан в кристаллизатор с охлаждающей смесью. Определите температуру замерзания раствора по появлению первых кристаллов льда в исследуемом растворе.

Запись экспериментальных данных

Масса хлорида натрия m₁

Масса воды m2

Температура замерзания воды, ^оС t₁ = 0^оС

Температура замерзания раствора, t₂

Понижение температуры раствора, ^оСΔt =t₁ –t₂

Определите изотонический коэффициент Вант-Гоффа по уравнению (4):

(4)

Δ t_теор. рассчитывается по уравнению (5):

(5)

Рассчитайте кажущуюся степень диссоциации хлорида натрия по уравнению (6):

(6)

где n – число частиц, на которое распадается электролит (для NaCl n = 2).

Чему равна истинная степень диссоциации хлорида натрия? Объясните, почему кажущаяся степень диссоциации значительно меньше истинной?

5. ХОД ЗАНЯТИЯ:

Коллигативными (общими) называются свойства растворов, зависящие только от их концентрации, точнее от соотношения числа частиц растворителя и растворенного вещества. Коллигативные свойства не зависят от природы веществ.

Важнейшими коллигативными свойствами растворов являются:

1) понижение давления пара над раствором;

2) повышение температуры кипения раствора;

3) понижение температуры замерзания раствора;

4) осмос и осмотическое давление.

Первый закон Рауля: давление пара над раствором нелетучего вещества меньше давления пара над чистым растворителем. Это явление объясняется тем, что нелетучее растворенное вещество связывает часть молекул растворителя в виде сольватов (гидратов), тормозя процесс испарения.

Математическое описание первого закона Рауля для бинарной системы зависит от того электролитом или неэлектролитом является растворенное вещество:

а) для неэлектролитов

б) для электролитов

где i — изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа), характеризующий диссоциацию электролита на ионы.

P — давление пара над раствором нелетучего вещества,

ν (в-во) — химическое количество растворенного вещества, моль.

ν (р-ль) — химическое количество растворителя, моль.

Р₀-Р — относительное понижение давления пара над раствором.

Эбулиоскопический закон Рауля: раствор нелетучего вещества кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель. Температура кипения (Т_кип) — это температура, при которой давление пара над жидкостью равно атмосферному давлению Математическое описание эбулиоскопического закона:

а) для неэлектролитов: DТ_кип = Е·C_m,

С_m=

б) для электролитов: DТ_кип = i·Е·C_m

где i — изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа), характеризующий диссоциацию электролита на ионы

DТ_кип = T_кип(р-р) - T_кип(р-ль)

С_m — моляльная концентрация раствора, моль/кг

Е — эбулиоскопическая константа растворителя Е (Н₂О) = 0,52.

Криоскопический закон Рауля: раствор нелетучего вещества замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель. Температура замерзания (Т_зам) — это температура, при которой давление пара над жидкостью равно давлению над твердым растворителем.

Математическое описание криоскопического закона:

а) для неэлектролитов: DТ_зам = К·C_m,

б) для электролитов: DТ_зам = i·К·C_m,

где DТ_зам = T_зам(р-ль) - T_зам(р-р). Для плазмы крови человека DТ_зам = 0,56º, а для плазмы животных DТ_зам = 0,58º.

К — криоскопическая константа растворителя;

С_m — моляльная концентрация раствора, моль/кг

i — изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа), характеризующий диссоциацию электролита на ионы

Эбулиоскопия и криоскопия — это методы, позволяющие экспериментально определить молярные массы растворенных веществ, а также некоторые другие характеристики растворов. Определение молярной массы лекарственных препаратов криоскопическим методом широко применяется в фармакопейных анализах.

Осмос — это односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из разбавленного раствора в более концентрированный. Движущей силой осмоса является стремление к выравниванию концентрации растворенного вещества по обе стороны мембраны. Процесс протекает самопроизвольно и сопровождается увеличением энтропии. Пределом его протекания является состояние равновесия.

Давление, которое оказывает растворитель на мембрану, называется осмотическим давлением (р_осм). Осмотическое давление описывается уравнением Вант-Гоффа:

а) для неэлектролитов: р_осм = С_м·R·T

б) для электролитов: р_осм = i·С_м·R·T,

где R — универсальная газовая постоянная, равная 8,13 Дж/моль·K,

T — абсолютная температура, К.

С_М — молярная концентрация раствора, моль/л

i — изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа), характеризующий диссоциацию электролита на ионы

Давление плазмы в норме составляет 740 – 780 кПа (37⁰C).

В медицинской практике используют растворы, изоосмотичные с кровью (физиологические растворы). Например, NaCl (0,9%), глюкоза (4,5%). Введение физиологических растворов в кровь, спинномозговую жидкость и другие биологические жидкости человека не вызывает осмотического конфликта При введении гипотонического раствора (р_осм < 740 кПа) в кровяное русло наблюдается набухание эритроцитов вплоть до разрыва клеточной оболочки (гемолиз). Начальная стадия гемолиза наблюдается при падении осмотического давления до 360 – 400 кПа, а полный гемолиз происходит при понижении давления до 260 – 300 кПа.

Плазмолиз (сморщивание эритроцитов) имеет место при введении в кровяное русло гипертонического раствора (р_осм > 780 кПа).

Применение гипертонических растворов в медицине

а) 10 %-ный раствор NaCl используется для лечения гнойных ран;

б) 25 %-ный раствор MgSO₄ применяется как гипотензивное средство;

в) различные гипертонические растворы используются для лечения глаукомы.

Важной характеристикой растворов, применяемых для внутривенных инъекций, является их осмолярность и осмоляльность. Они характеризуют содержание частиц, не способных диффундировать через клеточную мембрану.

6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:

6.1 Коллигативные свойства растворов электролитов и неэлектролитов

6.2 Понятие о гипо-, гипер- и изотонических растворах. Их применение в медицине

1) Рассчитайте молярную массу витамина С, если известно, что его раствор, содержащий 22,0 г витамина в 100 г воды, замерзает при температуре –2,33°C.

Ответ: 175,6 г/моль

2) Кровь рыб изотонична морской воде; она замерзает при температуре –2,30°C. Рассчитайте осмотическое давление крови при 15°C?

Ответ: 2961 кПа

3) Осмотическое давление плазмы крови человека равно 7,7 атм. при 37^оС. Какую навеску сахарозы следует взять для приготовления 0,5 л раствора, изотоничного крови?

Ответ: 51,8 г

4) Изотонический коэффициент водного раствора соляной кислоты равен 1,66 (ω = 6,8 %). Вычислите температуру замерзания этого раствора.

Ответ: –6,17^оС

7. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций.

2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – с. 66-77;

3. Ленский, А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию: Учебн. пособие для студ. мед. вузов /А.С. Ленский. − М.: Высш. шк, 1989. – с. 112-125.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Суворов, А.В. Общая химия. /А.В. Суворов, А.Б. Никольский. – СПб: Химия, 1994 г. – с. 134-139;

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В., Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А.

28.08.2010

Министерство здравоохранения Республики Беларусь