Термодинамика растворения

 

Идеальный раствор.

Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором.

Растворы, в которых предполагается отсутствие взаимодействий между частицами составляющих веществ, а химический _ потенциал каждого компонента имеет

Простую_зависимость от концентрации. Для идеальных растворов энтальпия смешения и изменения объема при_смешении равны нулю, энтропия смешения определяется так же, как и для идеальных газов. Для идеальных_растворов выполняются законы Рауля и Генри. Идеальные растворы делятся на бесконечно разбавленные и совершенные. Совершенные идеальные растворы —растворы близких по своим физико-химическимсвойствам веществ при любой концентрации компонентов;

 

№11

Закон Генри (1802): масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, прямопропорциональна давлению газа

m=K_H*P

где K_H – коэффициент Генри, Р – давление газа, m-масса газа, растворенного в данном объеме жидкости

 

Закон Генри-Дальтона: При растворении смеси газов растворимость каждого из них прямопропорциональна его парциальному давлению.

m=K_H*P(парциальное давление)

Роль: Если над раствором имеется смесь газов, то каждый из них растворяется соответственно его Парциальному давлению. Это имеет большое значение в физиоло­гических процессах переноса кислорода и двуокиси углерода кровью. В отличие от растворов твердых и жидких веществ с повышением температуры растворимость газов обычно уменьша­ется. Эту особенность используют, в частности, в лабораториях для удаления кипячением из воды газов, прежде всего СO₂. В крови содержатся электролиты, белки, липоиды и другие вещества; их концентрация может меняться в известных пределах; оказывая некоторое влияние на растворимость в крови О₂ и СO₂. Необходимо указать, что изменение растворимости газов под влиянием перемены давления может обусловить тяжелую патологию человеческого организма. Резкое понижение атмосферного давления, например, при слишком быстром подъеме водолазов или кессонщиков с больших глубин, при разгерметизировании кабин или скафандров при высотных полетах приводит к «закипанию» крови вследствие выделения растворенных в ней газов; их пузырьки закупоривают мелкие сосудики в мозгу и других органах, что может привести к серьезным заболеваниям и гибели человека. Пузырьки газов закупо­ривают мелкие сосуды в различных тканях и органах, что приводит к тяжелому заболева­нию или даже гибели человека. Подобная же патология может возник­нуть и в результате резкого падения атмо­сферного давления при разгерметизирова­нии скафандров летчиков и кабин самолетов при высотных полетах. Для лечения кессонной болезни больного помещают в барокамеру, где создают боль­шое давление. Пузырьки газов вновь растворяются в крови; при последующем медленном (в течение несколь­ких суток) снижении давления в барокамере избыток газов уда­ляется из крови через легкие.

 

 

№12

Коллигативные - свойства растворов, которые зависят только от количества растворенных частиц и не зависят от их качества. \

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара в растворителе над раствором равно мольной доле растворенного вещества. Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называются идеальными.

 

Po – P/ Po = N2
ΔP = Po*N2

где Ро – давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем

Р – давление насыщ. Пара растворителя над раствором
N2 – мольная доля растворенного вещества

 

N2 = n2/n1+n2

 

n1‑ количество вещества растворителя
n2- количество растворенного вещества

 

Следствия из закона Рауля:

1. Повышение tкип раствора пропорционально его моляльности Cm (кол-во моль в 1000г раствора)

ΔTкип=E*Cm (эбуллиоскопический коэффициент Е)

1. Понижение tзамерзания раствора пропорционально моляльности раствора Cm

ΔTзам=K*Cm (криоскопический)

 

Эбулиометрия — совокупность методов определения молекулярной массы неэлектролитов, степени диссоциации слабых электролитов и осмотического давления, основанных на измерении разности температур кипения чистого растворителя и растворов исследуемых веществ

Криометрия — совокупность методов определения молекулярной массы неэлектролитов, степени диссоциации слабых электролитов и осмотического давления, основанных на измерении разности температур замерзания чистого растворителя и растворов исследуемых веществ

 

Билет 14 Изотонический коэффициент показывает во сколько раз Коллигативные свойство раствора электролита больше, чем раствора неэлектролита при одинаковых условиях и концентрациях.

 

i=ΔT(кип, зам)эл/ΔT(кип, зам)неэл=Δp(эл)/Δр(неэл)

 

№13

Осмос – процесс самопроизвольного одностороннего перехода молекул растворителя (диффузия) через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией вещества в раствор с большей концентрацией вещества. (процесс самопроизвольного массопереноса растворителя через полупроницаемую перегородку в сторону большей концентрации растворенного вещества)

Осмотическое давление – минимальное гидростатическое давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

 

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление равно такому давлению, которое оказало бы растворенное вещество, если бы оно перешло в газовую фазу при сохранении объема системы.

 

Росм = С(х)* RT

Где С(х) – молярная концентрация раствора

T – абсолютная температура раствора

 

Гипертонический – раствор с большей концентрацией и большим осмотическим давлением по сравнению с другим раствором.

Гипотонический – раствор, имеющий меньшую концентрацию и меньшее значение осмотического давления.

Изотонические растворы – растворы с одинаковым осмотическим давлением.

 

Изотонический коэффициент показывает во сколько раз Коллигативные свойство раствора электролита больше, чем раствора неэлектролита при одинаковых условиях и концентрациях.

 

i=ΔT(кип, зам)эл/ΔT(кип, зам)неэл=Δp(эл)/Δр(неэл)

 

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

 

Осмоти́ческая концентра́ция — суммарная концентрация всех растворённых частиц.

Может выражаться как осмолярность (осмоль на литр раствора) и как осмоляльность (осмоль на кг растворителя).

Плазмолиз – сжатие клетки в гипертоническом растворе.

Гемолиз – набухание и разрыв клетки в гипотоническом растворе.

 

Роль осмоса:

Росм крови = 7,7 атм

Основную задачу осморегуляции выполняют почки. Осмотиче­ское давление мочи в норме значительно выше, чем плазмы крови, что и обеспечивает активный транспорт из крови в почку. Осморегуляция осуществляется под контролем ферментативных систем. Нарушение их деятельности приводит к патологическим процессам. При внутривенных инъекциях, чтобы избежать нарушения ос­мотического баланса, следует использовать изотонические раство­ры. Изотоничен по отношению к крови физиологический раствор, содержащий 0.9% хлористого натрия. В хирургии явлением осмоса пользуются, применяя гипертонические марлевые повязки (марлю пропитывают 10%-ным раствором хлорида натрия). При этом рана очищается от гноя и носителей инфекции. Гипертонические растворы вводят внутривенно при глаукоме, чтобы снизить внутриглазное давление из-за повышенного содержа­ния влаги в передней камере глаза.

 

№15

Электролиты – вещества, растворы и сплавы которых содержат свободные ионы.

Наличие ионов в растворе – электролитическая диссоциация – процесс самопроизвольного обратимого распада электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

Количественная характеристика процесса диссоциации – степень диссоциации (ионизации) α – показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита, введенных в раствор. Равна корю из частного константы диссоциации и концентрации (для слабых электролитов)

Электролиты, степень диссоциации которых ≥ 0,3 - сильные электролиты

Если степень диссоциации ≤ 0,03 – слабые электролиты

 

На степень диссоциации влияют факторы: (она растет, если…)

1. Природа хим. связи

• Полярность (растёт)
• Поляризуемость хим. связи в соединениях (растёт)

2.Свойства среды – диэлектрическая проницаемость (растёт)

3. Концентрация (уменьшается) – Закон Оствальда

4.Температура (растёт)

 

Причины диссоциации:

1) Процессы сольватации молекул и ионов, в результате чего выделяется энергия, необходимая для разрыва связи между ионами. (сольватация- взаимод. молекул растворенного в-ва (или их ассоциатов) с молекулами р-рителя).

2)Высокая диэлектрическая проницаемость растворителя, ослабляющая взаимодействие между ионами

3) повышение энтропии системы за счёт увеличения числа частицв процессе диссоциации

 

Константа диссоциации (ионизации) характерна для слабых электролитов. Чем больше значение константы, тем меньше электролит подвержен диссоциации (тем слабее электролит).

Константа диссоциации не зависит от концентрации, но зависит от:

1. Природы вещества
2. Температуры (при увеличении t константа увеличивается)

Константа кислотности — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на ион водорода и анион кислотного остатка.

Константу кислотности можно определить экспериментально по измерению электрической проводимости раствора. Многоосновные кислоты ионизируются ступенчато, и каждая ступень кислотности характеризуется своим значением константы кислотности.
Константа основности - константа равновесия реакции основания с кислотой сравнения, в качестве которой выбрана вода.