Учение о растворах

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Учение о растворах

Содержание

2. Учение о растворах Якоб Хендрик Вант-Гофф 1852-1911 Сванте Август Аррениус 1859-1927 Фридрих Вильгельм Оствальд 1853-1932 Рихард
3. Раствор - гомогенная (однородная), устойчивая система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов. Компоненты раствора
4. Различают растворы: газообразные, жидкие и твердые молекулярные растворы (неэлектролитов) и растворы электролитов. разбавленные (с небольшим содержанием)
5. Растворение – физико-химический процесс, где происходит взаимодействие между частицами, образующими раствор, и равномерное распределение частиц.
6. Стадии растворения кристаллических веществ в воде: Разрушение кристаллической решетки. Происходит с поглощением теплоты, т.е. ΔН1>0; Взаимодействие
7. Экзотермическая Q>0 , ∆H NaOH(тв) Н2О NH4Cl Эндотермическая Q 0 Тепловые эффекты растворения
8. «Подобное растворяется в подобном» Вещества с ионным типом хим. связи лучше растворяются в полярных растворителях, неполярные
9. Примечание. При температуре жидкости 100 0С и выше газы отсутствуют.
10. Растворимость газов увеличивается при повышении давления.
11. S = k ∙ р0 Закон Генри: Растворимость (концентрация) газа в жидкости пропорциональна парциальному давлению этого
12. Закон Дальтона: Растворимость каждого из компонентов газовой смеси при Т = const пропорциональна парциальному давлению компонента
13. Закон Генри и Дальтона позволяет объяснить причины кессонной болезни
18. Для лечения - барокамеры ; при повышенном давлении увеличивается концентрация кислорода в крови , что используется
19. где S и S0 – растворимость газа в растворе электролита и в чистом растворителе, k –
20. Электролитами называются вещества, расплавы и растворы которых содержат подвижные ионы и проводят эл. ток. Явление распада
21. Степень диссоциации (α) - отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул
23. Факторы, влияющие на α: природа электролита и растворителя: чем полярнее хим. связь в молекуле электролита и
24. Электролитическая диссоциация слабых электролитов, является обратимой реакцией, например: CH3COOH ↔CH3COO͞ + H+ Константу равновесия такой реакции
25. Константы диссоциации некоторых кислот
26. Связь константы диссоциации и степени диссоциации (закон разведения Оствальда) для слабых электролитов α → 0 и
27. Теория растворов сильных электролитов (1923 г., Дебай, Хюккель) 1. Сильные электролиты диссоциируют полностью, т.е. α ≈
29. В разбавленных растворах γ = 1, тогда а = С. Коэффициент активности иона (γ) зависит: температуры;
30. Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля— мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.
31. Ионная сила раствора (I) - величина, характеризующая силу электростатического взаимодействия ионов в растворе, которая равна полусумме
33. Давление насыщенного пара (ДНП) над раствором Франсуа Мари Рауль p0 > p Х(Н2О) = 1 Х(Н2О)
34. Вторая формулировка закона Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя (p0) над раствором (p) нелетучего неэлектролита
35. КС – линия испарения (ж → п) КВ – линия кристаллизации (ж → тв) КА –
36. Растворы кипят при более высоких температурах по отношению к растворителю ΔТкип = Ткип(р-ра) - Ткип(р-ля), замерзают
37. Понижение Тзам и повышение Ткип растворов пропорционально моляльности раствора: ΔТзам = Ккр • Сm, Ккр –
38. В растворах электролитов число частиц больше из-за диссоциации. Вант-Гофф ввел поправочный изотонический коэффициент (i), который учитывает
39. Осмос. Осмотическое давление Осмос – односторонняя диффузия воды через полупроницаемою мембрану из раствора с меньшей концентрацией
40. Закон Вант-Гоффа: – для растворов неэлектролитов – для растворов электролитов СМ- молярная концентрация (моль/л), R -
41. В организме осмотическое давление должно быть постоянным (изоосмия): π (плазмы)=7,7 атм= 740-780 кПа = 280-310 мОсм/л
42. При приготовлении физиологических растворов необходимо учитывать их осмотические свойства, поэтому их концентрацию выражают через осмолярную концентрацию
43. Растворы, у которых π больше, чем у π (плазмы) , называются гипертоническими. В медицине они применяются
44. Растворы, у которых π меньше, чем у π (плазмы) , называются гипотоническими. В медицине они для
46. Значение осмоса ⮚ упругость, тургор клеток ⮚ эластичность тканей, форма органов ⮚ усвоение пищи, образование лимфы,
47. Методы, основанные на изучении коллигативных свойств растворов осмометрия – измерение π, криоскопия – измерение ΔТзам (р-ра),
48. Применяются для определения : молекулярных масс различных веществ, чаще всего биополимеров (белков); суммарной концентрации всех растворенных
50. Скачать презентацию

Слайд 2

Учение о растворах
Якоб Хендрик
Вант-Гофф
1852-1911
Сванте Август
Аррениус
1859-1927
Фридрих Вильгельм
Оствальд
1853-1932
Рихард Адольф
Зигмонди
1865-1929

Слайд 3

Раствор - гомогенная (однородная), устойчивая система переменного состава, состоящая из двух

и более компонентов.

Компоненты раствора

Растворитель

Растворенное вещество

Компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора, а при одинаковом агрегатном состоянии компонентов находится в избытке.

вещество, равномерно распределенное в растворителе в виде молекул или ионов

Слайд 4

Различают растворы:
газообразные, жидкие и твердые
молекулярные растворы
(неэлектролитов) и растворы электролитов.
разбавленные

(с небольшим содержанием) и концентрированные (с большим содержанием растворенного вещества).

Слайд 5

Растворение – физико-химический процесс, где происходит взаимодействие между частицами, образующими раствор,

и равномерное распределение частиц.

Слайд 6

Стадии растворения кристаллических веществ в воде:
Разрушение кристаллической решетки. Происходит с поглощением

теплоты, т.е. ΔН1>0;
Взаимодействие частиц вещества с молекулами воды - гидратация. Происходит с выделением теплоты, т.е. ΔН2<0.
Суммарный тепловой эффект: ΔН = ΔН1 + ΔН2

Слайд 7

Экзотермическая
Q>0 , ∆H<0
NaOH(тв)
Н2О
NH4Cl
Эндотермическая
Q<0 , ∆H>0
Тепловые эффекты растворения

Слайд 8

«Подобное растворяется в подобном»
Вещества с ионным типом хим. связи лучше растворяются

в полярных растворителях,
неполярные вещества – в неполярных.

Растворимость твердых веществ (как правило) увеличивается при повышении температуры, а у газов падает.

Факторы, влияющие на растворимость

2. Температура

1. Природа веществ

Слайд 9

Примечание. При температуре жидкости 100 0С и выше газы отсутствуют.

Слайд 10

Растворимость газов увеличивается при повышении давления.

Слайд 11

S = k ∙ р0
Закон Генри:
Растворимость (концентрация) газа в жидкости

пропорциональна парциальному давлению этого газа над раствором:

S – растворимость (г/л),
k – константа растворимости,
р0 - парциальное давление газа.

Джозеф Генри
(1797-1878)

Слайд 12

Закон Дальтона:
Растворимость каждого из компонентов газовой смеси при Т = const

пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси.

Для воздуха: Ратм = 760 мм.рт.ст.; С(О2) = 20,9%;
Р(О2) = 159 мм.рт.ст.

Джон Дальтон
(1766-1844)

Слайд 13

Закон Генри и Дальтона позволяет объяснить причины кессонной болезни

Слайд 14

Слайд 15

Слайд 16

Слайд 17

Слайд 18

Для лечения - барокамеры ; при повышенном давлении увеличивается концентрация кислорода

в крови , что используется при лечении гангрены, сосудистой реабилитации после инсультов.

Слайд 19

где S и S0 – растворимость газа в растворе электролита

и в чистом растворителе,
k – константа Сеченова,
С – концентрация раствора электролита.

Закон Сеченова

Растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов:

Сеченов И.М.
(1829-1905)

4. Электролиты (для газов)

Слайд 20

Электролитами называются вещества, расплавы и растворы которых содержат подвижные ионы и

проводят эл. ток.
Явление распада вещества на составляющие их ионы называется электролитической диссоциацией.
Полнота распада (сила электролита) характеризуется 2 количественными величинами – степенью и константой диссоциации.

Растворы электролитов

Слайд 21

Степень диссоциации (α) - отношение числа молекул, распавшихся на ионы

(n), к общему числу растворенных молекул (N):

Слайд 22

Слайд 23

Факторы, влияющие на α:
природа электролита и растворителя: чем полярнее хим. связь

в молекуле электролита и растворителя, тем выше значение α.
концентрация электролита
(↑С,α↓(з-н Оствальда)
температура (↑t, α↑)
наличие одноименных ионов
CH3COOН↔CH3COO͞ + H+

Теория электролитической диссоциации электролитов Аррениуса – это теория растворов слабых электролитов

Слайд 24

Электролитическая диссоциация слабых электролитов, является обратимой реакцией, например:
CH3COOH ↔CH3COO͞

+ H+
Константу равновесия такой реакции можно
выразить уравнением:
Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации (Кд).
.

На практике используют показатель константы диссоциации (рК):
Чем больше рК, тем слабее электролит.

Слайд 25

Константы диссоциации некоторых кислот

Слайд 26

Связь константы диссоциации и степени диссоциации (закон разведения Оствальда)
для слабых электролитов α

→ 0 и (1-α) → 1, тогда:

Слайд 27

Теория растворов сильных электролитов (1923 г., Дебай, Хюккель)
1. Сильные электролиты диссоциируют полностью,

т.е. α ≈ 1, молекул электролита нет. Поэтому α и Кдис к сильным электролитам неприменимы.

Слайд 28

Слайд 29

В разбавленных растворах γ = 1, тогда а = С.
Коэффициент активности

иона (γ) зависит:
температуры;
общей концентрации всех ионов в растворе (ионной силы раствора – ввел Г.Льюис)

а = С ·γ

Количественно влияние межионного взаимодействия характеризуют:
Активность иона (а) – эффективная концентрация иона;
Коэффициент активности (γ) - мера отклонения активности иона от его истинной концентрации.

Слайд 30

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля— мера интенсивности электрического поля,

создаваемого ионами в растворе.
Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом

где ci — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), zi - заряды ионов

Слайд 31

Ионная сила раствора (I) - величина, характеризующая силу электростатического взаимодействия

ионов в растворе, которая равна полусумме произведений концентраций всех ионов на квадрат их заряда:
Ионная сила плазмы равна 0,167;
все кровезаменители готовят с I равной плазме

Уравнение Дебая-Хюккеля устанавливает связь между γ и I

I = ½ ∑Ci·zi2

lg γ = - 0,5 · z+· z- √ I

Слайд 32

Слайд 33

Давление насыщенного пара (ДНП) над раствором
Франсуа Мари Рауль
p0
>
p
Х(Н2О) =

Х(Н2О) + Х(в-ва) = 1

Закон Рауля:
давление насыщенного пара растворителя над раствором (р) прямо пропорционально давлению пара над чистым растворителем (p0), умноженному на его мольную долю:

Слайд 34

Вторая формулировка закона Рауля:
относительное понижение давления насыщенного пара растворителя (p0)

над раствором (p) нелетучего неэлектролита пропорционально мольной доле (Х) растворенного вещества:

Слайд 35

КС – линия испарения
(ж → п)
КВ – линия кристаллизации
(ж → тв)
КА

– линия сублимации
(тв → п)
К – тройная точка
(+0,01 0С; 0,006 атм)

Диаграмма состояния воды

Слайд 36

Растворы
кипят при более высоких температурах по отношению к растворителю

ΔТкип = Ткип(р-ра) - Ткип(р-ля),
замерзают при более низких
ΔТзам = Тзам(р-ля) - Тзам(р-ра)

Слайд 37

Понижение Тзам и повышение Ткип растворов пропорционально моляльности раствора:
ΔТзам = Ккр

• Сm,

Ккр – криоскопическая постоянная,
Кэб - эбулиоскопическая постоянная,
Cm –моляльность раствора (моль/кг).
константы зависят от природы растворителя при Сm = 1 моль/кг; Ккр = ΔТзам; Кэб = ΔТкип.
Для Н2О: Ккр = 1,86 кг∙К/моль,
Кэб = 0,52 кг∙К/моль.

ΔТкип = Кэб • Cm,

Слайд 38

В растворах электролитов число частиц больше из-за диссоциации.
Вант-Гофф ввел поправочный

изотонический коэффициент (i),
который учитывает диссоциацию электролитов.
степень число частиц
диссоциации из 1 молекулы
Изменение температуры кипения и замерзания для
растворов электролитов рассчитывается с учетом
изотонического коэффициента (i) по уравнениям:

Слайд 39

Осмос. Осмотическое давление
Осмос – односторонняя диффузия воды через полупроницаемою

мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Осмотическое давление (π) – минимальное гидростатическое давление, которое надо приложить к раствору, чтобы предотвратить осмос.

Слайд 40

Закон Вант-Гоффа:
– для растворов неэлектролитов
– для растворов электролитов
СМ- молярная концентрация (моль/л),
R

- универсальная газовая постоянная (8,31Дж/моль·К),
T – температура (К),
i - изотонический коэффициент.

Слайд 41

В организме осмотическое давление должно быть постоянным (изоосмия):
π (плазмы)=7,7

атм= 740-780 кПа = 280-310 мОсм/л
В медицинской практике изотоническими растворами называются растворы, осмотическое давление которых равно
- осмотическому давлению крови = 7,7 атм.
0,9% раствор хлорида натрия и
4,5-5,0% раствор глюкозы называемые изотоническим растворами

πр-ра = πплазмы

Слайд 42

При приготовлении физиологических растворов необходимо учитывать их осмотические свойства, поэтому их

концентрацию выражают через осмолярную концентрацию (осмолярностъ)
Сосм = СM [Осм/л] – для неэлектролитов
Сосм = СM · i, [Осм/л] – для электролитов
Осмолярная концентрация - суммарное молярное количество всех кинетически активных, т. е. способных к самостоятельному движению, частиц, содержащихся в 1 литре раствора, независимо от их формы, размера и природы.
Осмотическому давлению крови человека соответствует осмолярная концентрация частиц от 275 до 300 мОсм/л.

Слайд 43

Растворы, у которых π больше, чем у π (плазмы) ,

называются гипертоническими.
В медицине они применяются для очистки ран от гноя (10 % NaCl), для удаления аллергических отеков (до 25% CaCl2, 20 % – глюкоза), в качестве слабительных лекарств (Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O).
Экзоосмос (движение воды из клетки в плазму) приводит к сморщиванию оболочки клетки вызывая плазмолиз

πр-ра > πплазмы

Слайд 44

Растворы, у которых π меньше, чем у π (плазмы) ,

называются гипотоническими. В медицине они для внутривенного введения не применяются.
Эндоосмос (движение воды в клетку из плазмы) приводит к набуханию оболочки клетки с появлением напряженного состояния – тургора.
При большой разнице концентраций происходит разрушение клеточной мембраны и лизис клетки, что является причиной гемолиза.

Слайд 45

Слайд 46

Значение осмоса
⮚ упругость, тургор клеток
⮚ эластичность тканей, форма

органов
⮚ усвоение пищи, образование лимфы, мочи, кала
⮚действие лекарств
⮚За счет осмоса вода в организме распределяется между кровью, тканями, клетками.

Слайд 47

Методы, основанные на изучении коллигативных свойств растворов
осмометрия – измерение π,
криоскопия

– измерение ΔТзам (р-ра),
эбулиоскопия – измерение ΔТкип (р-ра).

Слайд 48

Применяются для определения :
молекулярных масс различных
веществ, чаще всего

биополимеров (белков);
суммарной концентрации всех
растворенных частиц;
изотонического коэффициента, степени и
константы диссоциации.

Учение о растворах

Содержание

Учение о растворахЯкоб Хендрик Вант-Гофф1852-1911Сванте АвгустАррениус1859-1927Фридрих ВильгельмОствальд1853-1932Рихард АдольфЗигмонди1865-1929

Раствор - гомогенная (однородная), устойчивая система переменного состава, состоящая из двух

Различают растворы:газообразные, жидкие и твердые молекулярные растворы (неэлектролитов) и растворы электролитов.разбавленные

Растворение – физико-химический процесс, где происходит взаимодействие между частицами, образующими раствор,

Стадии растворения кристаллических веществ в воде:Разрушение кристаллической решетки. Происходит с поглощением

ЭкзотермическаяQ>0 , ∆H<0NaOH(тв)Н2ОNH4ClЭндотермическаяQ<0 , ∆H>0Тепловые эффекты растворения

«Подобное растворяется в подобном»Вещества с ионным типом хим. связи лучше растворяются

Примечание. При температуре жидкости 100 0С и выше газы отсутствуют.

Растворимость газов увеличивается при повышении давления.

S = k ∙ р0Закон Генри:Растворимость (концентрация) газа в жидкости

Закон Дальтона:Растворимость каждого из компонентов газовой смеси при Т = const

Закон Генри и Дальтона позволяет объяснить причины кессонной болезни

Для лечения - барокамеры ; при повышенном давлении увеличивается концентрация кислорода

где S и S0 – растворимость газа в растворе электролита

Электролитами называются вещества, расплавы и растворы которых содержат подвижные ионы и

Степень диссоциации (α) - отношение числа молекул, распавшихся на ионы

Факторы, влияющие на α:природа электролита и растворителя: чем полярнее хим. связь

Электролитическая диссоциация слабых электролитов, является обратимой реакцией, например: CH3COOH ↔CH3COO͞

Константы диссоциации некоторых кислот

Связь константы диссоциации и степени диссоциации (закон разведения Оствальда)для слабых электролитов α

Теория растворов сильных электролитов (1923 г., Дебай, Хюккель)1. Сильные электролиты диссоциируют полностью,

В разбавленных растворах γ = 1, тогда а = С.Коэффициент активности

Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля— мера интенсивности электрического поля,

Ионная сила раствора (I) - величина, характеризующая силу электростатического взаимодействия

Давление насыщенного пара (ДНП) над раствором Франсуа Мари Рауль p0>pХ(Н2О) =

Вторая формулировка закона Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя (p0)

КС – линия испарения(ж → п)КВ – линия кристаллизации(ж → тв)КА

Растворы кипят при более высоких температурах по отношению к растворителю

Понижение Тзам и повышение Ткип растворов пропорционально моляльности раствора:ΔТзам = Ккр

В растворах электролитов число частиц больше из-за диссоциации. Вант-Гофф ввел поправочный

Осмос. Осмотическое давление Осмос – односторонняя диффузия воды через полупроницаемою

Закон Вант-Гоффа:– для растворов неэлектролитов– для растворов электролитовСМ- молярная концентрация (моль/л),R

В организме осмотическое давление должно быть постоянным (изоосмия): π (плазмы)=7,7