Учебнометодический комплекс Аналитическая, физическая и коллоидная химия
 Скачать 1.36 Mb.
|
РН = -lg [Н+]подставляем в формулу значения [Н+] рН = -lg(1,4 ·10-6 ) или рН = -(lg1,4 + lg10-6) = - (0,15-6)=5,85 рН = 5,85 Пример 2. рН = 3. Найти концентрацию водородных ионов в растворе. Решение: рН = -Ig[H+ ]; lg[H+] = -pH, [Н+]=10 -3; [Н+]=10-3 г-ион/л. Задачи 1.Найти концентрацию [Н]+, если рН=2. 2.Найти концентрацию [ОН]-, если рН=8.3.Определить рН, если концентрация [Н+]=6,4·10-5 4.Определить рОН, если концентрация [Н+]=2, 5·10-4 Окислительно-восстановительные реакцииОкислительно-восстановительные реакции (ОВР) - это реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов вследствие смещения или полного перехода электронов от одних атомов или ионов к другим. Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом; восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Окисление и восстановление - это взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно. Окислителями могут быть атомы и молекулы некоторых неметаллов; сложные ионы и молекулы, содержащие атомы элементов в высшей или в одной из высших степеней окисления MnO4-, NO3-, SO42-, Cr2O72-, ClO3-, PbO2 и др.; положительно заряженные ионы металлов (Fe3+, Au3+, Ag+, Sn4+, Hg2+ и др.). Типичными восстановителями являются почти все металлы и некоторые неметаллы (С, Н2 и др.) в свободном состоянии; отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2-, I- и др.), катионы, степень окисления которых может возрасти (Sn2+, Fe2+, Cu+ и др.). Если вещество содержит элемент в промежуточной степени окисления, то в зависимости от условий проведения реакции оно может быть и окислителем и восстановителем. Например, нитрит калия в присутствии сильного окислителя проявляет восстановительные свойства, окисляясь при этом до нитрата 3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O При взаимодействии с восстановителем, наоборот проявляет окислительные свойства 2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O Такая окислительно-восстановительная двойственность характерна также для Н2О2, H2SO3 (и ее солей) и т.д. Составление уравнений ОВР. Метод электронного баланса основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе его лежит правило, что число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Рассмотрим данный метод на реакции взаимодействия сероводорода с перманганатом калия в кислой среде. H2S + KMnO4 + H2SO4 = S + MnSO4 + K2SO4 + H2O Затем определяем изменение степеней окисления атомовH2S-2 + KMn+7O4 + H2SO4 = S0 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O Отсюда видно, что степень окисления изменяется у серы и марганцаДалее составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов: S-2 – 2e = S 5 Mn+7 + 5e = Mn+2 2 Находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 молекул H2S и 2 молекулы KMnO4, тогда получим 5 атомов S и 2 молекулы MnSO4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения найдем, что образуется также 1 молекула K2SO4 и 8 молекул воды. Окончательное уравнение реакции будет иметь вид: 5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Правильность написания уравнения проверяется путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Лабораторная работа. Окислительно-восстановительные реакцииОпыт 1. Окислительные свойства KMnO4 в различных средах.В три конические колбы поместить по 3 капли раствора KMnO4. Затем в первую добавить 2 капли раствора 2 н. H2SO4, во вторую - 2 капли дистиллированной воды, в третью -2 капли раствора NaOH, после чего добавлять по каплям в каждую пробирку раствор Na2SO3 до изменения цвета раствора. Как ведет себя KMnO4 в кислой, нейтральной и щелочной среде ? KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O KMnO4 + Na2SO3 + H2O MnO2 + Na2SO4 + KOH KMnO4 + Na2SO3 + NaOH Na2MnO4 + К2SO4 + H2O Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций. Опыт 2. Окислительные свойства дихромата калия. Налейте в две пробирки по 3-4 капли раствора K2Cr2O7, добавьте в одну из пробирок 3-4 капли 2 н. раствора H2SO4, в другую - 3-4 капли 2 н. раствора щелочи. Обратите внимание на изменение цвета раствора во второй пробирке. Добавьте во все пробирки сульфита натрия. Дайте объяснения наблюдаемым явлениям. К2Cr2O7+ H2SO4 + Na2SO3 Cr2 (SO4) 3 + К2SO4+ Na2SO4+ H2O Определите степень окисления для всех элементов, расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Опыт 3.Восстановление дихромата калия. В пробирку налить 5-6 капель раствора дихромата калия, добавить 2-3капли серной кислоты и внести несколько кристалликов сульфида калия. Встряхнуть содержимое пробирки. Наблюдать изменение окраски. Опыт 4. Окислительно–восстановительные свойства соединений железа (III) В пробирку налить 4-5 капель раствора KMnO4 и 1-2 капли H2SO4 по каплям добавить раствор сульфата железа (II) до обесцвечивания раствора. В пробирку налить 4-5 капель раствора хлорида железа и 1-2 капли раствора иодида калия. Отметить изменение окраски раствора. В пробирку с 7-8 каплями крахмала внести 1-2 капли полученного раствора. Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2 (SO4 ) 3 + K2SO4 + H2O FeCl3 +KI FeCl2+KCl+I2 Опыт 5. Самоокисление и самовосстановление (диспропорционирование) сульфита натрия. В две цилиндрические пробирки поместить по 2-3 кристаллика Na2SO3. Одну пробирку оставить в качестве контрольной. Вторую закрепить в штативе и нагревать в течение 5-6 мин. Дать пробирке остыть. В обе пробирки внести по 2-3 мл дистиллированной воды, размешать стеклянными палочками до растворения солей, находящихся в пробирках. Добавить в каждую пробирку по 2-3 мл раствора CuSO4. Отметить окраску осадков в пробирках. Как объяснить различие окраски? Черный осадок, полученный во второй пробирке, представляет собой сульфид меди. Какой продукт прокаливания сульфита натрия дал с сульфатом меди этот осадок? Написать уравнение реакции разложения сульфита натрия, учитывая, что вторым продуктом прокаливания является сульфит натрия. Na2SO3 + H2O +CuSO4 H2SO4+ Cu2O + NaOH Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций. Опыт 6. Окислительные свойства пероксида водорода. В пробирку с 5-6 каплями раствора KI прибавить 3-4 капли 2 н H2SO4 и затем по каплям прибавлять раствор H2O2 до появления желтой окраски. Для обнаружения в растворе йода внести в пробирку несколько капель хлороформа или бензола. Составьте уравнение реакции. KI + H2O2 + H2SO4 I2 + H2O + K2SO4 Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций. Опыт 7. Восстановительные свойства пероксида водорода. В пробирку с 5-6 каплями KMnO4 прибавить 3-4 капли 2 н H2SO4, 5-6 капель пероксида водорода и подогреть. Что происходит? Составить уравнение реакции, учитывая, что пероксид водорода окисляется до кислорода. KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций. Опыт 8. Окисление меди азотной кислотой. В пробирку поместить кусочек медной проволоки и прибавить 5-6 капель 0,2 н HNO3. Отметить выделение газа, растворение меди и изменение цвета раствора. Составить электронные уравнения реакции, указав окислитель и восстановитель. Определить степень окисления для всех элементов, расставить коэффициенты в уравнениях реакций. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O Контрольные вопросы 1.Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными: a) Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2 б) Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2 в) K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O 2. Определить окислитель и восстановитель и подобрать коэффициенты в следующих реакциях окисления-восстановления: a) Na2SO3 + I2 + H2O = Na2SO4 + HI б) S + HNO3 = H2SO4 + NO 3.Степень окисления +2 в соединениях имеют металлы: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn 4.Степень окисления +3 в соединениях имеют металлы: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn 5.Степень окисления +1 в соединениях имеют металлы: Cu, Al, Zn, Sn, Pb, Cr, Fe, Mn, Na, Ca, Ag Лекция 6. Энергетика химических процессов. Элементы химической термодинамики. Химическая термодинамика изучает превращение различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, испарения, кристаллизации, адсорбции, а также возможность и предел самопроизвольного протекания химического процесса в конкретных условиях. Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система. Системой называют отдельное тело или группу тел, фактически или мысленно отделенных от окружающей среды. Системой можно назвать реакционный сосуд, гальванический элемент. Систему называют термодинамической, если между телами ее составляющими может происходить обмен теплотой, веществом или система описывается термодинамическими параметрами. В зависимости от характера взаимодействия с окружающей средой различают системы открытые, закрытые, изолированные. Открытая система - это система, которая может обмениваться с окружающей средой энергией и веществом (открытая колба с раствором из которого может испаряться раствор и который может нагреваться и охлаждаться окружающей средой, соленая вода). Закрытая система - такая система, которая не может обмениваться веществом с окружающей средой, но может обмениваться энергией и работой (плотно закрытая колба с раствором). Изолированная система - не имеющая обмена веществом и энергией с внешней средой. Внутри системы может происходить передача теплоты от наиболее нагретой части к менее нагретой, взаимные превращения энергии, выравнивание концентраций, однако внутренняя энергия системы остается постоянной. Пример: химическая реакция, осуществляемая в термостате. Система может быть гомогенной и гетерогенной. Систему называют гомогенной, если она состоит из веществ находящихся в одной фазе. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз (лед-вода, вода-бензол). Фаза- это часть гетерогенной системы, отделенная поверхностями раздела и характеризующаяся одинаковыми физическими свойствами во всех точках. Состояние любой системы характеризуется совокупностью определенных свойств и значениями термодинамических параметров. Любая величина, характеризующая состояние термодинамической системы - температура, давление, объем, называется термодинамическим параметром состояния. Из разных форм энергии для характеристики химических процессов особенно важна внутренняя энергия тела U (Дж) или системы тел. Внутренняя энергия вещества (термодинамической системы) – это совокупность, всех видов энергии всех частиц, составляющих данную систему. Она зависит от вида, количества вещества, так и от его агрегатного состояния. Определить абсолютную величину внутренней энергии не представляется возможным. Для химической термодинамики важно знать изменение внутренней энергии системы при переходе из одного состояния в другое т.е ΔU= U2 –U1 Другой важной характеристикой состояния термодинамической системы является энтальпия (Н, кДж/моль-1) или теплосодержание системы. Она связана с внутренней энергией соотношением: H=U+pV p-давление , V-объем системы. Как и внутренняя энергия, энтальпия является функцией состояния системы, и ее изменение в процессе не зависит от пути процесса, а лишь от начального и конечного состояния системы. Обычно определяют не абсолютную величину энтальпии, а изменение ΔH системы: ΔH = H2–H1 Используя следствие из закона Гесса, можно определить тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, который равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ с учетом их коэффициентов: ΔH 0х.р. = Σ ΔH 0конечных продуктов – Σ ΔH 0исходных веществ Изменение энтальпии принято считать положительной, если тепловой эффект реакции отрицателен, т. е. если в процессе реакции теплота поглощается, и отрицательным, если тепловой эффект положителен. Т е изменение энтальпии химической реакции, протекающей при постоянном давлении, равно тепловому эффекту реакции, но противоположно по знаку. ±ΔH=Q Первое начало термодинамики дает возможность только установить баланс энергии в том или ином процессе и показывает, что энергия не уничтожается и не возникает из ничего. Согласно первому закону термодинамики изменение внутренней энергии системы определяется уравнением ΔU =Q - A где Q - теплота, поглощенная системой, и А - работа, совершенная этой системой. Однако первое начало термодинамики не показывает, в каком направлении, и до какого предела будет протекать тот или иной процесс, связанный с превращением энергии. Направленность превращения энергии, т. е. направление процесса при данных условиях температуры, давления и концентрации без сообщения энергии извне, определяется вторым началом термодинамики. Именно второе начало термодинамики дает возможность разделить все процессы на: самопроизвольно и не самопроизвольно протекающие в данных условиях. Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется действием двух факторов: переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и достижению системой наиболее вероятного состояния. Мерой вероятности системы принято считать энтропию S (Дж/моль-1). Характеризовать состояние системы удобнее не самой вероятностью осуществления макросостояния, а величиной пропорциональной ее логарифму: S=k lg W k- коэффициент пропорциональности, W- число вероятностных состояний. Изменение энтропии для обратимых изотермических процессов определяется по уравнению: ΔS=Q/Т т. е. в обратимых изотермических процессах изменение энтропии определяется отношением теплового эффекта процесса к абсолютной температуре. Энтропия подобна внутренней энергии и энтальпии, и ее изменение в процессе зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода. Следовательно, энтропия является функцией состояния и ее применение в обратимом процессе определяется уравнением: ΔS= S2 –S1 где ΔS- изменение энтропии при переходе системы из состояния 1 в состояние 2. При протекании химической реакции изменение энтропии рассчитывают с использованием значений стандартных энтропий ее участников: Σ Δ Sх.р.(станд) = Σ Δ S конечных продуктов – Σ Δ S исходных веществ Энтропия - это величина, которая является функцией неупорядоченности (хаотичности) движения множества молекул. При нагревании хаотичность, беспорядочность движения молекул усиливается и энтропия системы повышается. Наименьшую энтропию имеют идеально правильные кристаллы при абсолютном нуле. Функцией состояния, отражающей влияние выше упомянутых факторов, является изобарно-изотермический потенциал или энергия Гиббса G (кДж/моль-1). Энергия Гиббса имеет широкое применение в химии, так как химические процессы протекают чаще при постоянном давлении, а не при постоянном объеме, а эти параметры состояния являются естественными физическими переменными. Энергия Гиббса характеризует работоспособность системы, ее изменение определяет направление и предел течения самопроизвольного процесса для системы, находящейся при постоянных температуре и давлении. Для такой системы процесс самопроизвольно идет в прямом направлении, когда Δ G<0, и в обратном, когда Δ G>0, и система находится в равновесии, когда Δ G=0. Функция, определяющая предел самопроиз-вольного протекания процесса изолированной системы, находящейся при постоянных температуре и давлении, называется изобарным потенциалом, и определяется как: G = H –ТS Для всякого изотермического процесса при постоянном давлении: Δ G = ΔH –ТΔS Изменение энергии Гиббса для реакций протекающих в стандартных условиях (когда давление или концентрации участников равны 1), но также при любых температурах определяется формулой: ΣΔG0х.р.(станд) = Σ Δ G0 конечных продуктов – Σ Δ G0 исходных веществ Как и в случае ΔH и ΔS энергия Гиббса является функцией состояния и зависит от начального и конечного состояния системы. Контрольные вопросы 1.Характерное отличие закрытых и открытых систем: 2.Закрытыми системами называются системы, в которых… 3. Открытыми системами называются системы, в которых… 4.Изолированными системами называются системы, в которых… 5.Переход термодинамической системы из одного состояния в другое при постоянном объеме (температуре, давлении) называется… 6.Мерой вероятности состояния системы в термодинамике называют A.энтальпию B. Энтропию C.энергию Гиббса D.энергию Гельмгольца E.внутреннюю энергию 7.Самопроизвольное протекание химических реакции характеризуется значением энергии Гиббса A. Δ G>0 B. Δ G<0 C. Δ G=0 D. Δ G=10 E. Δ G=100 8. Энтальпия опрелеляется по формуле… Задачи Вычислить изменение энтальпии (при стандартных условиях) в реакциях: 1.4NH3 (г)+ 5O2 (г)= 4NO(г) + 6H2O(г) 2.4NH3(г) + 3O2(г) = 2N2 (г)+ 6H2O(г) 3.2H2(г) + CO(г) = CH3OH(ж) 4.4HCL(г) + O2(г) = 2H2O(ж) + 2CL2(г) 5.NH4CL(тв) = NH3(г) + HCL(г) 6.2N2(г) + 6H2O(ж) = 4NH3(г) + 3O2(г) 7.4NO(г) + 6H2O(ж) = 4NH3(г) + 5O2(г) 8.N2O4(г) = 2NO2(г) 9.Mg(OH)2(к) = MgO(к) + H2O(г) 10.CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г) 11.Ca(OH)2(к) = CaO(к) + H2O(г) 12.S(ромб) + 2H2O(ж) = SO2(г) + 2H2(г) 13.S(ромб) + 2CO2(г) = SO2(г) + 2CO(г) 14.2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г 15.CH4(г) + CO2(г) = 2CO(г) + 2H2(г) 16.CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(ж) 17.CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(ж) 18.2CO(г) + SO2(г) = S(ромб) +2CO2(г) 19.Fe2O3(к) + CO(г) = 2FeO(к) + CO2(г) 20. SO2(г) + 2H2S(г) = 3S(к) + 2H2O(ж) 21.Вычислить ΔG для приведенных выше реакций при 4000К, 6000К, 10000К, 12000К. Построить график зависимости ΔG от температуры и найти по графику температуру, выше (или ниже) которой указанная реакция в этих условиях может протекать самопроизвольно. Лабораторная работа Опыт 1.Тепловой эффект взаимодействия гидроксида калия с водой. Приборы и реактивы. Стакан на 500 мл с палочкой, штатив с лапкой, термометр, гидроксид калия (гранулированный), дистиллированная вода. Выполнение работы. В стакан налить воды и определить температуру воды. Взвесить 2, 5, 10, 15 г гидроксида калия и поместить в стаканы. Затем в стаканы влить по 50 мл воды и осторожно помешать стеклянной палочкой. Растворы сильно разогреются. Определить температуру. КОН +q =КОН +q, Δ Н = -13,3 ккал. Определить максимальное значение температуры. Сделать вывод. Опыт 2. Определение теплового эффекта реакции нитрата аммония с водой. Приборы и реактивы. Стакан на 200 мл с палочкой, термометр, пробирка, нитрат (или хлорид) аммония (кристаллический), дистиллированная вода. Выполнение работы. В стакан поместить термометр. Взвесить 2, 4, 6г нитрата аммония и поместить в стакан. Затем в стакан влить 20 мл воды. Осторожно перемешать содержимое стеклянной палочкой. При растворении нитрата аммония в воде температура начинает понижаться. NH4NO3 +q = NH4 NO3 +q ΔН =+6,3 ккал Определить минимальное значение температуры. Сделать вывод. Лекция 7. РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ Раствор - это гомогенная многокомпонентная система, переменного состава, состоящая из растворителя, растворенных веществ и продуктов растворения. Растворы могут быть жидкими, газообразными, твердыми. Согласно гидратной теории растворов Д. И. Менделеева (1887 г.), в процессе растворения происходит химическая реакция между растворенным веществом и растворителем, в результате которой образуются неустойчивые соединения частиц растворенного вещества, с молекулами растворителя, находящиеся в состоянии частичной диссоциации. Эти соединения называются сольватами, а для водных растворов - гидратами. Понятия «растворитель» и «растворенное вещество» носят во многих случаях условный характер. Важная характеристика раствора, концентрация - выражает содержание растворенного вещества в единице массы или объёма раствора либо растворителя. Растворимость или коэффициент растворимости – масса вещества в граммах, которая растворяется в 100 граммах растворителя при данной температуре. Содержание растворенного вещества в растворе, т. е. концентрацию раствора, можно выразить различными способами: молярная доля - показывает отношение количества растворенного вещества (растворителя) к сумме количеств всех веществ N2 = n2 /( n1 + n2) n1 и n2 - количество вещества растворителя и количество растворенного вещества; молярная концентрация - показывает отношение количества растворенного вещества к объему раствора СМ = n / V; n –количество растворенного вещества, моль V – объем раствора, л. моляльная концентрация- показывает отношение количества растворен-ного вещества к массе растворителя Сm =m1 1000 /m2 M1 ; m1 - масса растворенного вещества, г, m2 - масса растворителя,г, M1 - молекулярная масса растворенного вещества. эквивалентная концентрация или нормальная концентрация - показывает отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора Сн = m1 1000 / Э V; m1 - масса растворенного вещества, г, V -объем раствора, мл, Э- эквивалентная масса растворенного вещества. массовая доля растворенного вещества w – отношение массы растворенного вещества m1 к общей массе раствора m: w=m1/m 100% m1 - масса растворенного вещества, г, m -масса раствора, г. Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств, количественное выражение которых зависит от концентрации, т е от числа частиц растворенного вещества. Неэлектролитом называется вещество, молекулы которого при растворении не распадаются на ионы (сахар, глюкоза, спирт, глицерин). Свойства разбавленных растворов, зависящие только от количества нелетучего растворенного вещества, называются коллигативными свойствами. К ним относятся: понижение давления пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора, а также осмотическое давление. Явление проникновения растворителя через полупроницаемую мембрану в раствор называется осмосом, а давление частиц растворенного вещества на полупроницаемую мембрану - осмотическим давлением. Явление осмоса имеет место в том случае, когда раствор соприкасается с растворителем или раствором другой концентрации через полупроницаемую перепонку. Полупроницаемыми перегородками или мембранами называются такие мембраны, которые пропускают молекулы растворителя и не пропускают частицы растворенного вещества. Изучение свойств разбавленных растворов привело к установлению аналогии между газовым состоянием и состоянием того же вещества в разбавленном растворе. Так, Вант-Гофф применил уравнение газового состояния Менделеева-Клапейрона к осмотическому давлению разбавленных растворов неэлектролитов, PV = nRT где Р- осмотическое давление вещества в растворе, V- объем раствора в литрах, n- число молей растворенного вещества, R -газовая постоянная, Т- абсолютная температура. Переписав уравнение в виде P=n/V RT и заменив n/V через С - концентрацию раствора, получим уравнение, выра-жающее закон Вант Гоффа: P=СМ RT т. е. осмотическое давление разбавленного раствора прямо пропорционально его молярной концентрации и абсолютной температуре. Формулируется закон Вант-Гоффа следующим образом: осмотическое давление на полупроницаемую перепонку равно тому газовому, которое наблюдается, если растворенное вещество, находится в газообразном состоянии и при той же температуре занимает тот же объем, что и раствор. Пользуясь законом Вант-Гоффа можно вычислять осмотическое давление раствора по известной концентрации его при данной температуре. Осмотическое давление играет большую роль в жизнедеятельности животных и растительных организмов. Оно является одним из важных факторов, влияющих на распределение в тканях воды и растворенных веществ. Протоплазма клеток обладает свойствами полупроницаемости, а клеточный сок содержит в растворенном состоянии различные вещества, не проникающие через слой протоплазмы. Если клетки погружены в воду или раствор меньшей концентрации, чем жидкость внутри клетки, то вода проникает в клетки, создавая в них гидростатическое давление, называемое тургором. Последнее, сообщает живым растениям, прочность и упругость тканей. Если клетки погружены в раствор большей концентрации, то вода уходит из клетки, протоплазма сжимается, это явление называется плазмолизом. Законы Рауля Над чистой жидкостью при данной температуре существует определенное давление или упругость насыщенного пара. При растворении какого-либо вещества в любом растворителе происходит понижение концентрации молекул растворителя в единице объема, что уменьшает количество молекул, переходящих в единицу времени из жидкости в пар; кроме того, испарение растворителя затрудняется вследствие взаимодействия растворенного вещества с растворителем. В результате этого давление насыщенного пара растворителя над раствором оказывается всегда меньшим, - чем над чистым растворителем. Причем понижение давления пара в силу вышеуказанных причин будет тем больше, чем больше концентрация растворенного вещества в растворе. Эта зависимость была сформулирована Раулем: относительное понижение давления пара растворителя равно отношению числа молей растворенного вещества к сумме числа молей растворителя и растворенного вещества, т е: р0 – р / р0 = n2 / n1 + n2 р0 - давление пара над чистым растворителем, р - давление пара над раствором, n1 - число молей растворителя, n2 - число молей растворенного вещества. Понижение давления пара над раствором приводит к повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем. Относительное понижение давления пара для раствора не зависит от природы растворенного вещества, растворителя и температуры. Растворы, которые подчиняются закону Рауля являются идеальными. Закон Рауля соблюдается тем точнее, чем более разбавлен раствор. Растворы замерзают при более низкой температуре, чем чистые растворители. Понижение температуры замерзания раствора связано с понижением упругости (давления) пара растворителя над раствором (изменение концентрации клеточного сока у растений к зиме). Температурой замерзания раствора называется такая температура, при которой кристаллы растворителя находятся в равновесии с раствором данного состава. Разность Δt = t0° - ti° называется понижением температуры замерзания раствора и будет тем больше, чем больше концентрация раствора. Количественно эта зависимость выражается уравнением: Δt = K Сm где Δt - понижение температуры замерзания раствора; Сm - моляльная концентрация; К - коэффициент пропорциональности, называемый криоскопической постоянной растворителя или моляльным понижением температуры замерзания раствора. Метод исследования, основанный на измерении понижения температуры замерзания растворов, называется криоскопическим методом. Растворы замерзают при более низкой и кипят при более высокой температуре, чем чистые растворители. Для растворов неэлектролитов согласно закону Рауля понижение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации. Повышение температуры кипения раствора так же прямо пропорционально моляльной концентрации: Δtкип =ЕCm Е- эбулиоскопическая постоянная. Осмотическое давление растворов рассчитывается по формуле Вант-Гоффа: Росм =RTCм R- универсальная газовая постоянная 8,314 кДж/моль град T- температура, 0К, Cм -молярная концентрация. Контрольные вопросы 1.При односторонней диффузии, проходит через мембрану… 2.Раствор, замерзающий при более низкой температуре: Ф.Разбавленный В идеальный С. ненасыщенный Д. концентрированный 3. Раствор, закипающий при более высокой температуре: Ф.Разбавленный В концентрированный С. ненасыщенный Д. идеальный 4. Показатель, означающий реакцию среды… 5.Раствор, закипающий при более высокой температуре: Ф.Разбавленный В концентрированный С. ненасыщенный Д. идеальный 6. Показатель, означающий реакцию среды, называется… 7. В основных буферных систем всегда присутствуют ионы…. 8. В кислотных буферных систем всегда присутствуют ионы …. 9. Раствор, в котором силы взаимодействия отдельных компонентов одина-ковы и м/у компонентами нет химического взаимодействия, называют… 10. Самопроизвольный процесс переноса вещества, в результате которого устанавливается равновесное распределение концентраций вследствие беспорядочного теплового частиц, называется… 11. Осмос прекращается тогда, когда скорости перехода молекул растворителя через полупроницаемую перегородку в обоих направлениях становятся…. 12. Величина осмотического давления зависит от …. |