Лекции по "Физике"

Протекание химических реакций  идет разрушение химических связей исходных в-в и образование новых химических связей продуктов реакции. Разрыв химической связи сопровождается поглощением энергии, а образование химической связи ее выделение. А2+В2→2АВ; (А-А)+(В-В); Е_А и Е_В - поглощается; Е_АВ - выделяется. Если энергия образующихся в-в больше, то в результате реакции энергия выделяется. Запас энергии исходных в-в тем больше чем запас энергии продуктов реакции. Если энергия продуктов реакции меньше энергии исходных в-в, то в результате реакции теплота поглощается. Это свидетельствует что запас энергии исходных в-в меньше запаса энергии продуктов реакции и для образования новых связей необходим приток энергии, энергия в данном случае поглощается в виде тепла. Значить тепловой эффект реакции можно описать через изменение запаса энергии исходных в-в и продуктов реакции. Согласно закону сохранения энергии если какой-либо системе подводят теплоту, то она расходуется на изменение внутренней энергии и на совершение работает. Q=дельтаU+A; дельтаU=U2-U1 (разность внутренних энергий конечного и начального состояния системы). Под работой (А) против внешних сил подразумевается работа против внешнего давления A=p*дельтаV=P*(V2-V1) p=const. Тогда тепловой эффект химической реакции при постоянном давлении Q=(U2-U1)+p*(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1); U+pV=U энтальпия; Q=U2-U1. Энтальпия - это энергетическое состояние в-ва или теплосодержание. Изменение энтальпии продуктов реакции по сравнению с энтальпией исходных в-в равно подвешенному или выделившемуся кол-ву теплоты. ДельтаНхим.р.=ΣНпрод.-ΣНисх. в-в; А2+В2→2АВ; дельтаН-2Н_AB-(Н_A+Н_B). При экзотермических реакциях дельтаН<0; Q>0. При эндотермических реакциях дельтаН>0; Q<0; дельтаН=-Q. Согласно данным значениям существует з. Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния в-ва и не зависит от промежуточных стадий процесса. С (графит)+О2(г)=СО2(г)  дельтаН1=-393,5КДж; С (графит)+½О2(г)=СО (г)  дельтаН2=-110,5КДж; СО (г)+½О2(г)=СО2(г)  дельтаН3=-283,0КДж; дельтаН1=дельтаН2+дельтаН3; -393,5=-110,5+(-283,0)=-393,5. Первое следствие закона Гесса: тепловой эффект можно рассчитать по теплотам образования участвующих в ней в-в. Теплота образования (дельтаН обр.) это тепловой эффект реакции образования 1 моля в-ва из простых в-в участвующих при стандартных условиях. Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных в-в. аА+вВ=сС+dD; дельтаНобр.=(сдельтаНC+dдельтаНD)-(адльтаНА+вдельтаНВ). Второе следствие закона Гесса: если расчет ведется по теплотам сгорания участвующих в реакции в-в, тогда теплота сгорания в-ва содержащего CHNO наз. тепловым эффектом реакции сгорания 1-го моля этого в-ва в достаточном кол-ве с образованием СО2 Н2О и N2 . Тогда тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот сгорания исходных в-в за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции. дельтаНсгор.=(адельтаНсгор. А+вдельтаНсгорВ) - (сдельтаНсгорС+dдельтаНсгорD).

Химическая кинетика.

Химическая кинетика изучает  пути выявления элементарных процессов  и установление механизма реакции. Конкретно изучается скорость протекания, зависимость скорости от температуры, концентрации, давления, в-ва вступающие в химическую реакцию наз. исходными в-вами или реагентами. В-ва образуемые в результате химического превращения и не претерпевающие в ходе данного процесса дальнейших химических изменений наз. продуктами реакции. Система - рассматриваемое в-во или совокупность в-ва. Фаза - часть системы, которая отделена от других частей поверхностью раздела. Химические реакции, протекающие в пределах 1-ой фазы наз. гомогенными ли однородными. Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз наз. гетерогенными. При изучении генетики реакции в р-рах учитываются физические св-ва р-ра и в данном разделе изучаются такие методы как хроматография, изотопные метки и масспектрометрия.

Скорость химической реакции.

Скорость химической реакции  определяется как изменение концентрации в-в в единицу времени и в  единице объема. =; =С. Но в гетерогенной среде учитывают площадь соприкосновения реагирующих в-в, и тогда ; дельтаС=С2-С1; дельтаt=t2-t1; дельта ню=ню2-ню1. Чтобы выражение для скорости было + при убывающей концентрации реагента необходимо правую часть уравнения записывать со знаком -, а если скорость реакции определяется при увеличивающейся концентрации продукта, то уравнение записывается со знаком +. Скорость реакции зависит от некоторых факторов: 1.От природы реагирующих в-в. 2.От концентрации реагирующих в-в. В 1867г. Гульберг предлагает закон действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих в-в. аА+вВ=dD+сС; U=K*[А]^а*[В]^в. Для гетерогенной реакции в уравнении закона действующих масс входят только те в-ва которые находятся в газовое фазе или в р-ре. Концентрация в-в находящихся в твердой фазе представляется постоянной величиной и входит в константу скорости. С+О2=СО2; U=K*const*[O2]=K[O2]. 3.Скорость зависит от температуры. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для столкновения, которые приводят к появлению нового в-ва наз. энергией активации данной реакции. Молекулы, обладающие такой энергией наз. активными молекулами, чем больше активность молекулы, тем больше скорость реакции. Математически эту зависимость можно выразить уравнением Вант-Гоффа. =g^{дельта t\10}; дельта t=t2-t1. 4.От катализатора. Катализатор - это в-во которое изменяет скорость химической реакции, но не изменяется в количественном отношении в ходе же явления изменения скорости реакции в присутствии катализатора наз. катализом, а реакции, которые происходят с участием катализатора наз. каталитическими. Различают гетерогенный и гомогенный катализ, при гомогенном катализе катализатор образует единую фазу с исходными в-вами и образует промежуточные реакционно-способные в-ва. Гетерогенный катализ это когда катализатор находится в другом агрегатном состоянии. Действие катализатора связано с взаимодействием реагирующих молекул с его поверхностью, поэтому стремятся увеличить поверхность катализатора при соприкосновении исходных в-в с катализатором. Механизм действия катализатора: А+В→АВ; А+К→АК; АК+В→АВ+К. 1925г. Англ. Ученый Тейлор предложил теорию активных центров катализатора. Для катализатора характерны специфичность. Каждый катализатор катализирует определенную реакцию. Особенно специфичны ферменты биологические катализаторы. Согласно теории Тейлора активные центры возникают в тех же местах поверхности катализатора, где атомы слабее связаны с кристаллической решеткой, т.е. там, где силовое поле наименее насыщено. Установлено, что адсорбция в-в наблюдается на поверхности многих катализаторов, однако только некоторые из них способны вызвать данную химическую реакцию и провести ее в определенном направлении. В-ва повышающие активность катализатора наз. промоторами, а снижающие активность наз. ядами. Факторы, влияющие на катализ: 1.Температура - повышение температуры увеличивает скорость каталитических процессов и влияет на направление реакции и активность катализатора. Каждый катализатор в зависимости от его св-ва проявляет максимальную активность в реакции при строго определенной температуре. 2.Давление - увеличение давления ускоряет химические процессы и это связано с увеличением числа эффективных столкновений между молекулами. 3.Влияние растворителя – полярные молекулы растворителя увеличивают скорость перехода реагирующих молекул в более активную и ионизированную форму. 4.Влияние активаторов и ингибиторов – ингибиторы угнетают активность катализатора, активаторы стимулируют действие катализатора.

Химическое равновесие.

Равновесным состоянием наз. такое термодинамич. состояние системы, которое не изменяется во времени, если реакция протекает в замкнутой системе и полученные в-ва при тех же условиях могут реагировать друг с другом уже с образованием исходных – в-в такая реакция наз. обративной. При состоянии химического равновесия в единицу времени расходуется столько же молей в-в А и В сколько их вновь образуется из в-в С и Д, т.е. с момента наступления химического равновесия концентрация всех 4-х в-в остаются без изменения. Состояние химического равновесия сохраняется только до тех пор, пока остаются низменными условия равновесия (концентрация, температура, и для реакции с участием газа – давление). Всякое изменение указанных условий приводит к нарушению равновесия. Переход системы из одного состояния в равновесие другого наз. смещением химич. равновесия. Правило Ле Шателье: если на систему находящуюся в равновесии производится какое-либо воздействие, то системе возникают процессы, идущие в направлении препятствующие этому воздействию. 1. Увеличение концентрации одного из реагирующих веществ вызывает в системе процесс, ведущий к уменьшению концентрации этого вещества. Например, если увеличить концентрацию азота это приведет к ускоренному взаимодействию азота с Н, уменьшению их концентрации и увеличению концентрации NH3, т.е. сместиться в прямом направлении. Если же уменьшить концентрацию одного из исходных в-в, тогда равновесие сдвинется в сторону обратной реакции, т.е. в сторону разложения NH3. 2. Нагревание системы находящаяся в состоянии химич. равновесия вызывает в ней процесс поглощающей теплоту, т.е. эндотермическую реакцию, а охлаждение системы вызывает процесс выделяющий теплоту, т.е. экзотермическую реакцию. 3. Катализатор не смещает равновесие, он уменьшает время необходимое для достижения его равновесия. 4. Если химическая реакция происходит с участием газообразных в-в, то важным фактором, влияющим на смещение равновесия является давление, которое приводит к изменению числа молей. При увеличении давления в сторону в-в реакция идет в сторону с уменьшением кол-ва молей, а увеличение давления способствует процессу, который идет с большим кол-вом молей. Фазовые равновесия. Одно и то же в-во может при измени температуры, и давления переходить в различные агрегатные состояния эти переходы осуществляются без изменения химич. состава и наз. химич. переходами. Если рассматривается гетерогенная система, в которой нет химического воздействия, а имеются фазовые переходы то при постоянной температуре и давлении возникает фазовое равновесие. Это равновесие характеризуется некоторым числом фаз компонентов и числом степеней термодинамической свободой системы или числом степеней свободы. Фаза это такая однородная часть системы, обладающая одинаковым составом физич. и химич. с-вами, которая может быть удалена из системы чисто механическим путем, эта часть системы отделена от других частей видимыми поверхностями раздела. Компонентом наз. такая химически однородная составная часть системы, которая может быть выделена из систем и может существовать отдельно. Число степеней свободы определяется как число параметров системы, которые могут быть произвольно заменены в некоторых пределах без изменения числа и природы фаз в системе. У системы состоящей лишь из газа можно менять 2 параметра, либо если известны 2 параметра то 3 –тий определяется из уравнения состояния или можно выбрать 2 параметра и система произвольно устанавливает 3-тий параметр =, число степеней свободы определяется правилом фаз установленным Д.Гиббсон в 1876г. Число степеней свободы равновесной термодинамической системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление. С=К-Ф+2 С - число степеней свободы К - число компонентов Ф-число фаз 2- число независимых параметров. Если один из параметров постоянен, то цифра 2 заменяется на 1. В одно компонентной гетерогенной системе фазы состоят из 1-го в-ва. К=1 С=К-Ф+2=1-Ф+2=3-Ф. Для 3-х фазной однокомпонентной системы С=1-3+2=0. Отрицательное значение С не имеет для однофазной однокомпонентной системы число степеней свободы =2 С=1-1+2=2. Это значит, что здесь можно изменить равновесие 2-х параметров и температуры и давления. Если число фаз будет 2, то число степеней свободы будет =1 т.е. произвольно можно менять только 1 параметр. Если число фаз будет 3 тогда число степеней свободы =0 и равновесие будет проявляться в жестких условиях, т.е. температура и давление будут фиксированными. Все эти равновесия можно представить в виде диаграммы состояния, т.е. графического изображения всех возможных фазовых состояний термодинамической системы в пространстве. Для однофазной однокомпонентной системы С=1-1+2=2. Диаграмма состояния воды. Вода это однокомпонентная система. Существует в 3-х фазах. Лед (область ВОС), кристалл. состояние (область СОА), жидкое состояние (область ВОА). Число фаз будет зависеть от температуры и давления. Кривая ОА это кривая зависимости насыщенного пара воды от температуры. Вдоль этой линии при всех температурах от точки О вода и пар находятся в равновесии друг друга. Кривая ОВ это кривая сублимации льда. Во всех точках, лежащих на этой кривой ОВ идет равновесие лед-пар. Выше этой кривой вода превращается в лед, а ниже в пар. Кривая ОС описывает зависимость температуры плавления льда от давления. Лед и жидкая вода вдоль этой линии находится в равновесии. Наклон кривой СО относительно ос ординат указывает на то что при увеличении температуры  давления плавления льда понижается. Все эти кривые сходятся в точке О которая наз. тройной точкой  все 3 фазы находятся здесь в равновесии.

Фотохимические реакции. Для совершения элементарного акта химического процесса молекулы должны обладать запасом энергии. При определенных условиях увеличить число превращающихся молекул необходимо передать исходным в-вом некоторые дополнительные кол-ва энергии, т.е. их активизировать. Активация молекул происходит за счет передачи энергии в форме тепла. Передача энергии может также осуществляться с помощью облучения реагентов. Химич. реакции, происходящие под действием света наз. фотохимическими, а раздел химии изучающий эти реакции наз. фотохимией. Реакции, протекающие под действием излучений высоких энергий наз. радационно-химическими. Гротгуз заметил, что на химическую реакцию оказывает влияние свет, причем вызывает только то излучение, которое поглощается данной средой. Тимирязев сделал вывод: содержание образующегося при фотохимич. Реакции продукта пропорциональна кол-ву поглощенной световой энергии. Каждый поглощенный фотон активирует только 1 молекулу. Вся энергия кванта сообщается при поглощении света одному единственному электрону, который поднимается на более высокий энергетич. уровень. Энергия электрона зависит как от положения арбиталей в пространстве, так и движение электронов по арбитале. Увеличение энергии электрона в результате поглощения фотона может быть использована для переноса этого электрона на арбиталь который обладает более высокой энергией, чем исходная орбиталь. Либо для увеличения скорости движения электрона вокруг ядра по сравнению с той скоростью, с какой он движется до поглощения света. Электрон может поглощать только определенные порции энергии свет определенной длины волны необходим для перехода электрона с одного уровня на другой. В конечном результате взаимодействие света с в-вом проявляется в следующих направлениях: 1. Возбуждение энергетич. уровней атома 2. Ионизация атомов 3. Диссоциация молекулы с образованием активных частиц. Фотосинтез. Тимирязев установил что синтез углеводородов из СО2 и Н2О осуществляется растениями за счет энергии солнечного света. Практически вся энергия, создающая жизни является энергией электромагнитного излучения солнца. Общее дневное кол-во лучистой энергии солнца достигающей поверхность земли составляет безоблачный день около 360 КДж\см2. Около 41% всех квантов попадающих на поверхность земли приходится на инфракрасную. Область, 7% на ультрафиолетовое излучение, а остальное на видимый свет. Большая часть ультрафиолетового компонента солнечного света попадает в атмосферу не достигая поверхность земли из-за присутствия озонового слоя. Он поглощает часть видимого излучения экранирует коротко волновое излучение. Большая часть инфракрасного излучения солнца взаимодействует с водяными парами атмосферы, распределение фотонов достигших поверхность земли по длинам волн оказывает глубокое воздействие на жизнь. Широкий максимум для фотонов достигает в области 680 н\м он совпадает с полосой поглощения хлорофилла. За год фотосинтезирующими организмами фиксируется и переводится в форму органических соединений. Фотосинтез состоит 2-х основных стадий: световая связана с поглощением фотонов, а темновая стадия осуществляется ряда химич. превращений. Фотосинтез это процесс синтеза органических в-в из неорганических за счет световой энергии, он проникает при участии фотосинтезирующих пигментов хлорофилла, который представляет собой хромофоры. Сам хлорофилл в реакции не принимает участие его роль состоит в улавливании и поглощении света. Избыточная энергия передается в световую фазу, которая происходит в мембране теллакоида. Под действием кванта света хлорофилл теряет электрон и переходит в возбужденное состояние. Эти электроны передаются переносчиками. Они накапливаются одновременно внутри теллакоида проходит процесс фотолиза воды, т.е. разложение под действием света на ионы. Они создают внутри теллакоида водородный резервуар. Внутренняя поверхность мембраны заряжается, + а наружная -. По мере накопления по обе стороны мембраны, противоположенные заряженные частицы создается разность потенциалов. По достижению критической величины разность потенциалов сила электрического поля начинает проталкивать через канал АТФ синтезу. Выделяется при этом энергия в виде АТФ, т.е. она образует атенизин фосфорная к-та. Ионы водорода, оказавшись на наружной поверхности мембраны теллакоида встречаются с электронами образуя атомарный водород который связывается с молекулой переносчика Н. 
Растворы

Растворы - это однородные гомогенные системы, состоящие из 2-х и более самостоятельных в-в и продуктов их взаимодействия. Растворы находятся в 3-х агрегатных состояниях в жид. газ. тв. Раствор состоит из растворителя, т.е. в-ва взятого в избытке и служащем средой. Растворенное в-во - это в-во которое растворяется, если растворителем является вода то при химич. взаимодействии растворителя и растворенного в-ва образуются гидраты. Если же растворителем является любое другое в-во то образуются сульфаты. Однородность растворов делает их похожими. Выделение теплоты при растворении говорит о химич. взаимодействии растворителя и растворенного в-ва. Отличие растворов от химич. соединений состоит в том, что состав раствора может изменяться в широких пределах. Кроме того в свойствах раствора можно обнаружить многие св-ва его отдельных компонентов что не наблюдается в случае с химич. соединениями. Менделеев пришел к выводу: что в растворах образуется соединение гидрата или сульфата которые влияют на ход растворения. Растворение кристалла происходит в жидкости следующим образом, когда вносят кристалл в жидкость который он должен растворить от поверхности его открывается часть молекул, которая благодаря диффузии равномерно распределяется по всему объему растворителя. Отделение молекул от поверхности тв. тела вызывается с донной стороны их собственным колебательным движением, а с другой притяжением со стороны молекул растворителя. Этот процесс должен был бы продолжаться до полного растворения любого кол-ва кристаллов, если бы одновременно не происходил бы обратный процесс кристаллизация. Перешедшие в раствор молекулы, ударяясь о поверхность еще не растворившегося в-ва снова притягиваются к нему и входят в состав кристаллов. Поэтому выделение молекул из раствора будет идти тем быстрее, чем выше их коэффициент в растворе. А т.к. последние по мере растворения в-ва увеличиваются то наступает такой момент, когда скорость растворения становится равной скорости кристаллизации установленного динамического равновесия, при котором в единицу времени столько и выделяется из раствора. Раствор, находящийся в равновесии с растворенным в-вом наз. растворимостью, значит, растворимость это способность одного в-ва растворяться в другом. Растворимость газов определяется объемом газа растворяющегося при постоянной температуре в одном объеме растворителя с образованием насыщенного раствора. Растворимость тв. в-ва зависит от коэффициента растворимости, который выражается массой безводного в-ва растворяющегося при данных условиях в 100г растворителя с образованием насыщенного раствора. Коэффициент возрастает при повышении температуры. Для приготовления растворов, с различным содержанием растворяемого в-ва указывается его концентрация. Концентрация раствора это массовое содержание растворенного в-ва в определенном массовом кол-ве или определенном объеме раствора. Массовая доля растворенного в-ва это отношение массы растворенного в-ва к общей массе р-ра. См растворенного в-ва это отношение кол-ва в-ва содержащегося в растворе к объему этого раствора. Смеси в процессе образования, которых отсутствуют тепловые и объемные эффекты наз. идеальными р-рами. Идеальный р-р-это воображаемое состояние и реальные р-ры более менее близки к нему. Св-ва идеального р-ра подобно св-вам идеальных газов не зависят от природы растворенного в-ва, а определяется только концентрацией. Поэтому единственной причиной их образования является возрастание энтропии при смешивании. По некоторым св-вам к идеальным р-рам близки так называемые бесконечно разбавленные р-ры, в которых можно пренебречь взаимодействие между частицами растворенного в-ва и растворителя, но по мере возрастания концентрации межчастичные взаимодействия возрастают и закономерности искажаются. Реальные р-ры они сопровождаются тепловыми и объемными эффектами. Растворимость при заданной температуре зависит от природы растворенного в-ва и растворителя их агрегатного состояния, и внешних условий. Не существует теории, по которой можно предсказать и вычислить растворимость. Это объясняется сложностью взаимодействия частиц в р-ре. Закономерности: 1.Подобное растворяется в подобном. При смешивании полярных и неполярных молекул растворимость сильно понижается, если полярный НСL будет растворяться в неполярном бензоле. Молекула Н2О связана между собой связями, поэтому притяжение неполярных молекул неэлектролита к молекулам воды будет меньше чем притяжение молекул воды друг к другу. Критическая температура растворения это температура начиная с которой происходит неограниченное взаимное смешиваемость обоих компонентов. Рост взаимной растворимости с повышением температуры обусловлен эндотермичностью процесса растворения. Поэтому когда растворяемое в-во проявляет химич. сродство к растворителю оно более или менее растворимо в нем. Закон распределения или растворения: отношение концентрации в-ва распределяющегося между 2-мя не смешивающимися жидкостями является для каждой температуры величиной постоянной не зависящей от абсолютных и относительных кол-в каждого из растворителей и распределяемого в-ва. Диффузия это самопроизвольный процесс выравнивания концентрации растворенного в-ва в растворе. Диффузия наблюдается в жидкостях, газах, тв. в-вах. Процесс диффузии можно рассмотреть, если например какой-то объем раствора сахарозы разделить на 2 части через воображаемую поверхность раздела в единицу времени в обоих направлениях будут проходить одинаковое кол-во молекул, как растворителя, так и растворенного в-ва, будет происходить тепловое хаотическое движение молекул. Вверху раствора вода, а внизу раствор сахарозы, т.е. молекулы сахара, перемещаются в воде и когда концентрация сахарозы во всех частях раствора станет одинаковой. Осмотическое давление. В 1748г Нолле впервые наблюдал, как растворитель проходит через мембрану из разбавленного раствора в более концентрированный. Если к более концентрированному раствору приложить давление, то зависимости от его величины растворителя может быть замедлен или остановлен и это наз. осмосом. Осмотическое давление раствора-это то наименьшее давление, которое помимо давления самого растворителя необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить перемещение растворителя к раствору через мембрану разделяющую раствор и растворитель, причем мембрана не проницаема для молекул растворенного в-ва. Пары в мембране достаточно велики, чтобы через них свободно проходили молекулы растворителя, но мембрана препятствует проникновению уже растворенного в-ва из правого колена в первое. Высота столба жидкости правой части сосуда увеличивается до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие, при котором разность уровней жидкости в левой и правой части отвечает осмотическому давлению. Математически осмотическое давление обозначается: П=С*R*Т С-молярная концентрация р-ра R-постоянная величина 8,314кДж Т-абсолютная температура. Осмотическое давление может быть определено 2-мя методами: статическим и динамическим. Статический метод - основан на том, что осмотическое давление р-ра уравновешивается давлением столько жидкостей, возникающая в результате проникновения растворителя в раствор. Существует прибор осмометр - состоящий из камеры, которая присоединяется к пластинке, внутри вставляется термометр и наливается раствор. Камера с раствором вставляется в сосуд, наполненный чистым растворителем и этот осмометр при определении осмотического давления помещают в термостат. Динамический метод - основан на том, что осмотическое давление компенсируется наложением на раствор переменным противодавлением и вычисляется на основании измерения скорости проникновения растворителя через мембрану. Осмотическое давление играет важную роль в процессах жизнедеятельности клетки. Каждая клетка покрыта плотной целлюлозной оболочкой, к которой прилегает цитоплазма. Поверхностный слой ее обладает полупроницаемым св-вом и свободно пропускает воду, но не растворенные в-ва. Если растворительную клетку перенести в концентрированный раствор соли NaCl растворенных в-в в клетке, то наблюдается осмотическое всасывание воды из клетки в окружении ее влекший р-р. Протоплазма уменьшается в объеме и отстает от стенок в оболочке это наз. плазмолизом. Если такую клетку поместить в дистиллированную воду, клетка благодаря осмотическому всасыванию растворителя увеличивает свой объем, возвращается в исходную форму наз. деплазмолизом. Состояние осмотического напряжения клетки, обусловленное повышенным осмотическим давлением наз. тургором. Он поддерживает в напряжении ткани и органы у растений. Увядание растений связано с уменьшением тургора. Клетки неизменны, если осмотическое давление в среде одинаково с внутриклеточным осмотическим давлением. Такие растворы наз. изотомическими. Растворы, молярная концентрация которых или осмотическое давление выше, чем внутри клеток и тканей наз. гипертоническими, а растворы, молярная концентрация которых или осмотическое давление ниже, чем в клетках наз. гипотоническими.