2018-01-21
9726
Сделайте вывод об энтальпии реакции (принцип Ле-Шателье).
Решение.
1.Принцип Ле-Шателье гласит: Если на систему, находящуюся в химическом равновесии, подействовать извне, то равновесие сместится в сторону реакции, компенсирующей внешнее воздействие.
2. В соответствии с этим принципом при повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла, т.е., с увеличением энтальпии реакции.
3. Поскольку, согласно условию, при повышении температуры равновесие сдвигается вправо, то прямая реакция (идущая вправо) – эндотермическая:
нативное состояние ↔ денатурированное состояние, 
>0
Растворы
8. Раствор содержит 20 г глюкозы в 100 г воды.
Вычислите давление насыщенного пара растворителя над раствором при температуре 15 оС, если давление пара чистой воды при этой же температуре равно 23,75 мм рт. ст.
Рассчитайте молярную долю растворителя.
Решение
1. Рассчитаем молярные доли растворенного вещества и растворителя:
1.1. 
,
Где 
-количество вещества глюкозы, рассчитывается по формуле:
20/180=0,11 моль
- количество вещества воды, рассчитывается по формуле
100/18=5,56 моль.
Тогда =0,11/(0,11+5,56)=0,02.
1.2.Молярную долю растворителя, 
, рассчитаем на основании соотношения:
=1,
тогда 
=1- 
2. Согласно закону Рауля, давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально молярной доле растворителя:
,
где 
- давление пара чистого растворителя (воды), 
- мольная доля чистого растворителя (воды). Подставляя данные задачи и расчетов, получаем:
=23,75*0,98=23,275 мм рт.ст.
9. Водный раствор одноатомного спирта, содержащий 0,874 г вещества в 100 мл воды, замерзает при температуре -0,354 оС.
Рассчитайте относительную молекулярную массу спирта и установите его формулу.
Решение.
1. Согласно закону Рауля понижение температуры кристаллизации раствора по отношению к чистому растворителю прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:
ΔТзам.= Тзам (растворителя)- Тзам (раствора)=KСm (1)
где Сm– моляльная концентрация раствора; К – криоскопическая постоянная. Для воды К=1,86°.
В соответствии с условием задачи ΔТзам.=0 оС-(-0,354 оС)=0,354 оС.
2. Из выражения (1) найдем моляльную концентрацию растворенного вещества:
Сm= ΔТзам/К=0,354/1,86=0,19 моль/кг
3.Согласно определению для моляльной концентрации:
,
Отсюда 
=0,874/(0,19*0,1)=46 г/моль
3. Общая формула предельных одноатомных спиртов –СnH2n+1OH.., тогда молярную массу спирта можно выразить следующим образом:
М(R-OH)=14n+18=46, 14n=28, n =2. Следовательно, формула спирта – С2H5OH- этанол.
10. Осмотическое давление раствора объемом 250 мл, в котором содержится 20 г гемоглобина, равно 2855 Па (при 4 оСили 277 К).
Установите молярную массу гемоглобина.
Решение.
1. Согласно закону Вант-Гоффа осмотическое давление раствора прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества:
Росм=1000*R*T*См, па (1).
Из выражения (1) найдем величину См:
См= Росм/(1000*R*T)=2855/(1000*8,314*277)=0,00124 моль/л
2. Согласно определению молярная концентрация находится по формуле(2):
, отсюда 
=20/(0,00124*0,25)=64516 г/моль.
11. Водный раствор NaOH кипит при температуре 102,65 оС. Кажущаяся степень ионизации электролита равна 70%.
Определите массу NaOH, растворённую в 100 г воды.
Решение
1. Согласно закону Рауля повышение температуры кипения раствора по отношению к чистому растворителю прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. Для растворов электролитов закон Рауля выглядит следующим образом (1):
ΔТкип. = i*Кэ*Сm, (1)
где i – поправочный изотонический коэффициент, Кэ – эбуллиоскопическая постоянная растворителя; для воды Кэ =0,52°; Сm –моляльная концентрация раствора; ΔТкип. = Ткип р-ра – Ткип.р-рителя. Согласно условию задачи ΔТкип=2,65°
Найдем величину i:
i =1+α(n-1),
где α- кажущаяся степень ионизации электролита, согласно условию равна 0,7
n – количество ионов, на которые распадается в растворе 1 молекула электролита:
NaOH=Na++OH-
Т.О., для гидроксида натрия n=2. Тогда:
i =1+α(n-1)=1+0,7*(2-1)=1,7
2. Из выражения (1) найдем величину Сm:
Сm= ΔТкип/(i*Кэ)=2,65/(1,7*0,52)=3 моль/кг
3. Масса NaOH, растворённая в 100 г воды, определяется по формуле (2):
m(NaOH)= Сm*M(NaOH)*100/1000 (2),
где M(NaOH)=40 г/моль.
Подставляя результаты расчетов в формулу (2), получаем:
m(NaOH)=3*40*100/1000=12 г
12. Раствор, содержащий 2,1 г КОН в 250 мл воды, замерзает при -0,514 оС.
Рассчитайте изотонический коэффициент и кажущуюся степень диссоциации.
Решение
1. Согласно закону Рауля понижение температуры замерзания раствора по отношению к чистому растворителю прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. Для растворов электролитов закон Рауля выглядит следующим образом (1):
ΔТзам. = i*К*Сm, (1)
где i – поправочный изотонический коэффициент; К – криоскопическая постоянная растворителя; для воды К =1,86°; Сm –моляльная концентрация раствора; ΔТзам. = Тзам.р-рителя –Тзам. р-ра. Согласно условию задачи ΔТзам=0,514°
Найдем величину Сm. Согласно определению для моляльной концентрации:
=2,1/(56*0,25)=0,15 моль/кг
2.Из выражения (1) найдем величину изотонического коэффициента:
I = ΔТзам./(К*Сm)= 0,514/(1,86*0,15)=1,84
3.Изотонический коэффициент и кажущаяся степень диссоциации связаны соотношением (2):
i =1+α(n-1),
где α- кажущаяся степень ионизации электролита, n – количество ионов, на которые распадается в растворе 1 молекула электролита:
КОН=К++ОН-
Для гидроксида калия n=2.
Выразим величину α:
α=(i-1)/(n-1)=(1,84-1)/(2-1)=0,84=84%.
13. Осмотическое давление 0,5 М раствора карбоната калия равно 2726 кПа при 0 оС.
Вычислите кажущуюся степень диссоциации K2CO3 в растворе.
Решение
1.Согласно закону Вант-Гоффа для электролитов осмотическое давление раствора прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества:
Росм=i*1000*R*T*См,
где i – изотонический коэффициент
Найдем величину i:
i= Росм/1000*R*T*См=2726000/(1000*8,314*273*0,5)=2,4
2. Изотонический коэффициент связан с кажущейся степенью ионизации соотношением:
i =1+α(n-1),
где α- кажущаяся степень ионизации электролита,
n – количество ионов, на которые распадается в растворе 1 молекула электролита:
К2СО3=2К++СО32-
Для карбоната калия n=3.
Выразим величину α:
α=(i-1)/(n-1)=(2,4-1)/(3-1)=1,4/2=0,7=70%.
Буферные системы
14. В состав крови входит буферная система, состоящая из двух анионов.
Приведите формулы её составных частей.
Назовите эту буферную систему.
Классифицируйте её по составу и природе компонентов.
Укажите зону буферного действия.
Напишите уравнения реакций, отражающих механизм действия (ионная форма).
Ответ
1. Важнейшими буферными системами крови являются бикарбонатная, фосфатная, белковая и наиболее мощная гемоглобиновая. Из этих систем только фосфатная состоит из двух анионов: Н2РО4– (донор протонов) и НРО42– (акцептор протонов). Фосфатная буферная система составляет всего лишь 1% от буферной емкости крови. В других тканях эта система является одной из основных.
2. Роль кислоты в этой системе выполняет однозамещенный фосфат NaH2PO4, а роль соли двузамещенный фосфат – Na2HPO4.
3. Зона буферного действия буферной пары (Н2РО4––НРО42–)находится в интервале от 6,2 до 8,2.
4. Буферное действие фосфатной системы основано на возможности связывания водородных ионов ионами НРО42– с образованием Н2РО4–:
Н+ + НРО42– —> Н2РО4–,
а также ионов ОН– с ионами Н2РО4–:
ОН– + Н2РО4– —> HPO42–+ H2O.
15. Аммиачная буферная система состоит из двух составных частей.
Классифицируйте её по составу и природе компонентов.
Укажите интервал значений рН, внутри которого эта система обладает буферной емкостью.
Напишите уравнения реакций, отражающих механизм её действия (ионная форма).
Объясните, почему аммиачная буферная система не входит в состав крови.
Решение
1.Состав и природа компонентов:
А)NН4ОН (NН3 х Н2О)-гидроксид аммония, слабый электролит
Б) NН4С1 – соль, хлорид аммония, сильный электролит.
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+ + С1-
и подавляет диссоциацию основания, равновесие которого смещается в сторону обратной реакции.
3. Интервал значений рН, внутри которого рассматриваемая система обладает буферной емкостью,рассчитывается по формуле:
,
где Кв – константа диссоциации NН4ОН=1,8*10-5, С0-концентрация основания, Сс-концентрация соли.
рН=14-4,74+lg(C0/Cc)=9,26+lg(C0/Cc). В зависимости от соотношения C0/Cc интервал значений рН составляет 8,26-10,26.
4. Способность аммиачного буфера 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 или гидроксида аммония, а не увеличивать концентрацию ионов Н+ и уменьшать рН раствора:
NH4OH+H+=NH4++H2O
При добавлении щелочи ионы ОН - будут связывать ионы NН4+, образуя при этом малодиссоциированное соединение, а не увеличивать рН раствора:
NH4++ОН-= NH4OH
5. Аммиачная буферная система не входит в состав крови, поскольку интервал значений рН, внутри которого она будет обладать буферной емкостью, находится в щелочной области (рН больше 8). Нормальное значение рН плазмы крови составляет 7,40 ± 0,05, т.е ниже области буферирования.
16. В 200 мл фосфатного буферного раствора содержится 0,8 моль кислотного компонента (Н2РО4-) и 1,6 моль солевого компонента (НРО42–).
Установите рН буферного раствора.
Объясните, входит ли рассчитанное значение рН в ЗБД (рН: 6,2 – 8,2).
Ки (Н2РО4-) = 6,2×10-8 моль/л; lg 2 = 0,3; lg 6,2 = 0,79.
Классифицируйте буферную систему по составу и природе компонентов.
Решение.
1. Подставим данные задачи в формулу для расчета рН фосфатного буфера:
=-lg( 6,2×10-8) +lg(1,6/0,8)=7,51
2. Рассчитанное значение рН входит в зону буферного действия(ЗБД) рН: 6,2 – 8,2
3. Фосфатная буферная система является кислотно-основной буферной системой, образованной анионами двух кислых солей
