- •Термодинамика растворения
- •Идеальные и неидеальные растворы
- •Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов Осмос и осмотическое давление
- •Биологическая роль осмоса
- •Распределение воды между клетками и внеклеточной жидкостью
- •Распределение жидкости между сосудистым руслом и межклеточным пространством
- •Давление пара растворителя над раствором.
- •I закон Рауля
- •I закон Рауля ф.М. (1886 г.)
- •Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов
- •II закон Рауля или следствия из I закона Рауля:
- •Криоскопические и эбулиоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбулиоскопия и криоскопия
- •Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов
- •Основные вопросы темы:
- •Экспериментальные работы
- •Ход работы
- •Приготовление охлаждающей смеси.
- •Определение температуры замерзания растворителя.
- •4. Расчеты
- •Ход работы
- •Тестовый самоконтроль
- •Укажите правильные утверждения:
- •Эталоны решения задач
- •Вариант решения 1:
- •Вариант решения 2:
- •Глава IV
- •Учение о растворах. Теории растворов слабых и сильных электролитов. Протонная теория кислот и оснований.
- •Ионное произведение воды и водородный показатель.
- •Биомедицинская значимость темы
- •Теория растворов слабых электролитов
- •Основные положения.
- •Теория растворов сильных электролитов
- •Основные положения.
- •Протонная (протолитическая) теория кислот и оснований
- •Основные положения.
- •Классификация кислот.
- •Классификация оснований
- •Классификация растворителей.
- •Типы протолитических реакций
- •Ионное произведение воды и водородный показатель
- •Водородный показатель.
- •Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов
- •Роль ионов водорода в биологических процессах
- •Определение водородного показателя
- •Кислотно-основные индикаторы
- •Основные вопросы темы
- •Экспериментальные работы
- •Ход выполнения работы
- •Тестовый cамоконтроль
- •Как изменится константа диссоциации уксусной кислоты при разбавлении раствора в 4 раза:
- •Эталоны решения задач
- •Решение:
- •Решение:
- •Глава V Учение о растворах. Буферные растворы. Биомедицинская значимость темы
- •Классификация буферных систем
- •Расчет рН буферных систем
- •Механизм действия буферных систем:
- •Буферная емкость
- •Буферные системы организма
- •Основные вопросы темы
- •Экспериментальные работы
- •Ход выполнения работы
- •Ход выполнения работы
- •Тестовый самоконтроль
- •Эталоны решения задач
- •Решение:
- •Решение:
- •Решение:
Растворы — это термодинамически устойчивые гомогенные системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия. К продуктам взаимодействия относят сольватированные (гидратированные) ионы и молекулы. Компонентами раствора являются индивидуальные химические вещества, которые можно выделить из системы и которые могут существовать в изолированном виде. Так, в водном растворе хлорида калия компонентами являются вода и хлорид калия. Условно компоненты раствора делятся на растворенные вещества и растворитель. Если раствор образуется при смешивании компонентов одинакового агрегатного состояния, растворителем считается компонент, которого в растворе больше. В остальных случаях растворителем является тот компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора.
Термодинамика растворения
Растворение является самопроизвольным процессом, поэтому Gрастворения 0. Величина и знак Gрастворения определяются энтропийным и энтальпийным факторами:
Gрастворения = Нрастворения – ТSрастворения
Энтальпию растворения кристаллического вещества ионного типа можно рассматривать как сумму энтальпии фазового перехода (ф.п.) и энтальпии сольватации (если растворитель вода, то энтальпии гидратации):
Нрастворения = Нф.п. + Нгидр.,
где Нрастворения – изменение энтальпии при образовании бесконечно разбавленного раствора из ионного кристалла и растворителя; Нф.п. – изменение энтальпии при взаимном удалении ионов в процессе разрушения кристаллической решетки соли; Нгидр. – изменение энтальпии при гидратации стехиометрической смеси положительных и отрицательных ионов.
Борьба двух вкладов в последнем приведенном уравнении определяет знак теплового эффекта растворения соли (экзотермический или эндотермический), так как Нф.п – большая эндотермическая величина (Нф.п. 0), а Нгидр. – близкая к ней по абсолютному значению экзотермическая величина (Нгидр. 0).
Таким образом:
а) если Нф.п. Нгидр., то Нрастворения 0, процесс эндотермический;
б) если Нф.п. Нгидр., то Нрастворения 0, процесс экзотермический.
Процесс растворения зависит и от энтропийного фактора:
Sрастворения = Sф.п. + Sгидр.
При растворении твердых веществ Sф.п. 0. Гидратация означает упорядочение состояния системы (происходит уменьшение числа частиц) и в этом случае
Sгидр. 0. Однако, по абсолютной величине Sгидр. невелико, то есть Sф.п. > Sгидр., поэтому, растворение твердых веществ всегда сопровождается возрастанием энтропии раствора.
Процесс растворения газа в жидкости, как правило, является экзотермическим (Нрастворения <0). Эта общая закономерность для растворов газов в жидкостях имеет, однако, некоторые исключения. Так, растворимость благородных газов в жидких углеводородах возрастает при повышении температуры. Процесс образования насыщенного раствора в данном случае является эндотермическим.
Идеальные и неидеальные растворы
С точки зрения термодинамики все растворы можно разделить условно на две группы: идеальные и неидеальные (реальные) растворы. Идеальные растворы — это такие растворы, у которых отсутствует все виды взаимодействий между частицами растворенного вещества и частицами растворителя. Для идеальных растворов
Нрастворения = 0, т.к. Gрастворения = Нрастворения – ТSрастворения и
Нрастворения = 0, то Gрастворения = –ТSрастворения. Так как, Gрастворения 0, то единственная движущей силой образования идеального раствора является увеличение энтропии. Идеальных растворов в природе нет. Но по свойствам к идеальным растворам приближаются реальные сильно разбавленные растворы, в которых взаимодействие между частицами становится настолько малым, что его можно не учитывать.
Обычно свойства разбавленных растворов делят на две группы. К первой относятся свойства, не зависящие для данного растворителя от природы растворенного вещества, а зависящие от числа растворенных частиц. Эти свойства называются коллигативными.
К коллигативным свойствам относятся: осмотическое давление, понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, понижение температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем, повышением температуры кипения растворов по сравнению с чистым растворителем.
Следует иметь в виду, что при одной и той же концентрации растворов электролита и неэлектролита, общее число частиц в растворе электролита будет больше с учетом процесса диссоциации.
Ко второй группе относятся свойства, зависящие от природы растворенного вещества. Это электрическая проводимость, оптические (поглощение, преломление и т.д.), объемные и другие свойства.