Шпаргалки по "Неорганической химии"

Так как вода составляет основную часть внутренней среды  организма, то она обеспечивает процессы всасывания, передвижения питательных  веществ и продуктов обмена в  организме.

Необходимо отметить, что  вода является конечным продуктом биологического окисления веществ, в частно–сти глюкозы. Образование воды в результате этих про–цессов сопровождается выделением большого коли–чества энергии –  приблизительно 29 кДж/моль.

Важны и другие аномальные свойства воды: высо–кое поверхностное  натяжение, низкая вязкость, высо–кие температуры плавления и кипения  и более высокая плотность  в жидком состоянии, чем в твердом.

Для воды характерно наличие  ассоциатов – групп молекул, соединенных  водородными связями.

В зависимости от сродства к воде функциональные группы растворяемых частиц подразделяются на гид–рофильные (притягивающие воду), легко сольватируе-мые  водой, гидрофобные (отталкивающие  воду) и ди-фильные.

К гидрофильным группам относятся  полярные функ–циональные группы: гидроксильная —ОН, амино —NH₂ , тиольная —SH, карбоксильная —СООН. К гидрофоб–ным – неполярные группы, например углеводородные радикалы: СНз—(СН₂)_п —, С₆Н₅ —. К дифильным отно–сят вещества (аминокислоты, белки), молекулы кото–рых содержат как гидрофильные группы (—ОН, —NH₂ , —SH, —СООН), так и гидрофобные группы: (СН₃ – (СН₂)_п ,—С₆Н₅—).

При растворении дифильных  веществ происходит изменение структуры  воды как результат взаимодей–ствия  с гидрофобными группами. Степень  упорядо–чения молекул воды, близко расположенных к гидро–фобным группам, увеличивается, и контакт молекул  воды с гидрофобными группами сводится к миниму–му. Гидрофобные группы, ассоциируясь, выталки–вают молекулы воды из области своего расположения.

11. Концентрация  раствора и способы ее выражения 

Раствором называется находящаяся в состоянии равновесия гомогенная система переменного соста–ва из двух или более веществ. Вещества, составляю–щие раствор, называются компонентами раствора.

Важной характеристикой  раствора является концент–рация. Этой величиной определяются многие свой–ства  раствора.

Концентрацией вещества (компонента раствора) называется величина, измеряемая количеством раст–воренного вещества, содержащегося в определенной массе или объеме раствора или растворителя.

Наиболее часто применяемые  способы выражения концентрации: массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, молярная доля, объемная доля, титр.

Массовую долю W_(X) выражают в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячной части процента) и в миллионных долях (млн—1). Массовую долю рас–считывают по формулам:

W_(X) = m_(X)/m (_р-р),

W_(X) = m_(X)/m (_р-р) × 100%,

где m_(X) – масса данного компонента X (растворен–ного вещества), кг (г);

m (_р-р) – масса раствора, кг (г).

Молярную концентрацию выражают в моль/м³ , моль/дм³ , моль/см³ , моль/л, моль/мл. В медицине предпочтительнее применение единиц моль/л. Моляр–ную концентрацию рассчитывают по формуле:

C_(X) = n_(Х)/V_(p-p) = m_(X)/M_(X) × V_(р-р),

где n_(Х) – количество растворенного вещества системы, моль;

M_(X) – молярная масса раство–ренного вещества, кг/моль или г/моль;

m_(X) – масса растворенного вещества соответ–ственно, кг или г;

V_(р-р) – объем раствора, л. Молярную концентрацию

b_(X) выражают в единицах моль/кг.

Форма записи, например: Ь(НСl) = 0,1 моль/кг. Рас–считывают молярную концентрацию по формуле:

b_(X) = n_(Х)/m_(р-ль) = m_(X)/M_(X) × m_(р-ль)

где m_(р-ль) – масса растворителя, кг.

В химии широко используют понятие эквивалента и фактора  эквивалентности.

Эквивалентом называется реальная или условная частица вещества X, которая в данной кислотно-ос–новной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реак–ции – одному электрону, или в данной обменной реак–ции между солями – единице заряда.

Объемную долю ф_(Х) выражают в долях единицы или в процентах, ее рассчитывают по формуле:

Ф_(Х) = V_(X)/ V_(р-р)

где V_(X) – объем данного компонента Х раствора;

V_(р-р) – общий объем растворителя.

Титр раствора обозначают Т_(Х), единица измерения – кг/см³ , г/см³ , г/мл. Титр раствора можно рассчитать по формуле:

Т_(Х) = m_(X)/ V_(р-р)

где m_(X) – масса вещества, обычно г;

V_(р-р) – объем раствора, мл.

12. Процесс растворения 

Природа процесса растворения  сложна. Естественно, возникает вопрос, почему некоторые вещества легко  рас–творяются в одних растворителях  и плохо растворимы или практически  нерастворимы в других.

Образование растворов всегда связано с теми или иными физическими  процессами. Одним из таких про–цессов является диффузия растворенного вещества и растворителя. Благодаря диффузии частицы (молеку–лы, ионы) удаляются  с поверхности растворяющегося  вещества и равномерно распределяются по всему объему растворителя. Именно поэтому в отсутствие пе–ремешивания скорость растворения зависит от скорос–ти диффузии. Однако нельзя лишь физическими процес–сами объяснить неодинаковую растворимость веществ в различных растворителях.

Великий русский химик  Д. И. Менделеев (1834—1907) считал, что важную роль при растворении играют хими–ческие  процессы. Он доказал существование  гидратов серной кислоты

H₂SО₄H₂O, H₂SО₄2H₂O, H₂SО₄4H₂О и некоторых других веществ, например, С₂Н₅ОН3Н₂О. В этих случаях растворение сопровождается образовани–ем химических связей частиц растворяемого вещества и растворителя. Этот процесс называется сольватаци–ей, в частном случае, когда растворителем является во–да, – гидратацией.

Как установлено, в зависимости  от природы раство–ренного вещества сольваты (гидраты) могут образо–вываться  в результате физических взаимодействий: ион-дипольного взаимодействия (например, при рас–творении веществ с ионной структурой (NaCI и др.); диполь-дипольного взаимодействия – при растворе–нии веществ с молекулярной структурой (органичес–кие вещества)).

Химические взаимодействия осуществляются за счет донорно-акцепторных  связей. Здесь ионы раст–воренного вещества являются акцепторами электронов, а растворители (Н₂О, NН₃) – донорами электро–нов (например, образование аквакомплексов), а также в результате образования водородных связей (например, растворение спирта в воде).

Доказательствами химического  взаимодействия раст–воренного вещества с растворителем являются теп–ловые  эффекты и изменение окраски, сопровождаю–щие растворение.

Например, при растворении  гидроксида калия в во–де выделяется теплота:

КОН + хН₂О = КОН(Н₂О)х; ΔН°_раств = –55 кДж/моль.

А при растворении хлорида  натрия теплота погло–щается:

NaCI + хН₂О = NaCI(H₂О)х; ΔН°_раств = +3,8 кДж/моль.

Теплота, выделяемая или  поглощаемая при раство–рении 1 моля вещества, называется теплотой раст–ворения Q_раств

В соответствии с первым началом термодинамики

Q_раств = ΔН_раств,

где ΔН_раств – изменение энтальпии при растворе–нии данного количества вещества.

Растворение в воде безводного сульфата меди бело–го цвета приводит к появлению интенсивной голубой  окраски. Образование сольватов, изменение  окраски, тепловые эффекты, как и  ряд других факторов, свиде–тельствуют об изменении химической природы  компо–нентов раствора при его образовании.

Таким образом, в соответствии с современными представлениями, растворение  – физико-химический процесс, в котором  играют роль как физические, так  и химические виды взаимодействия.

13. Термодинамика  процесса растворения 

Согласно второму началу термодинамики при р, Т = = const вещества самопроизвольно могут растворяться в каком-либо растворителе, если в  результате этого процесса энергия  Гиббса системы уменьшается, т. е.

ΔG = (ΔН – TΔS) < 0.

Величину ΔН называют энтальпийным фактором, а величину TΔS – энтропийным  фактором растворения.

При растворении жидких и  твердых веществ энтропия системы  обычно возрастает (ΔS > 0), так как  растворяе–мые вещества из более  упорядоченного состояния пе–реходят в менее упорядоченное. Вклад  энтропийного фактора, способствующий увеличению растворимости, особенно заметен  при повышенных температурах, по–тому  что в этом случае множитель Т  велик и абсолютное значение произведения TΔS также велико, соответст–венно  возрастает убыль энергии Гиббса.

При растворении газов  в жидкости энтропия системы обычно уменьшается (ΔS < 0), так как растворяемое вещество из менее упорядоченного состояния (боль–шого объема) переходит в  более упорядоченное (ма–лый объем). Снижение температуры благоприятствует растворению газов, потому что в  этом случае множи–тель Т мал и  абсолютное значение произведения TΔS будет тем меньше, а убыль энергии  Гиббса тем больше, чем ниже значение Т.

В процессе образования раствора энтальпия систе–мы также может  как увеличиваться (NaCI), так и умень–шаться (КОН). Изменение энтальпии процесса раство–рения нужно рассматривать  в соответствии с законом Гесса  как алгебраическую сумму эндо–  и экзотермиче–ских вкладов всех процессов, сопровождающих про–цесс растворения. Это эндотермические эффекты  раз–рушения кристаллической решетки  веществ, разрыва связи молекул, разрушения исходной структуры рас–творителя  и экзотермические эффекты образова–ния различных продуктов взаимодействия, в том числе сольватов.

Для простоты изложения приращение энтальпии раст–ворения ΔН_раств можно представить как разность энер–гии Е_кр, затрачиваемой на разрушение кристаллической решетки растворяемого вещества, и энергии Е_сол, выде–ляющейся при сольватации частиц растворенного веще–ства молекулами растворителя. Иначе говоря, измене–ние энтальпии представляет собой алгебраическую сумму изменения энтальпии ΔН_кр в результате разруше–ния кристаллической решетки и изменения энтальпии ΔН_сол за счет сольватации частицами растворителя:

ΔН_раств = ΔН_кр + ΔН_сол,

где ΔН_раств – изменение энтальпии при растворении.

Однако растворение благородных  газов в органичес–ких растворителях  нередко сопровождается поглоще–нием теплоты, например гелия и неона  в ацетоне, бен–золе, этаноле, циклогексане.

При растворении твердых  веществ с молекулярной кристаллической  структурой и жидкостей молекуляр–ные  связи не очень прочные, и поэтому  обычно ΔН_сол > ΔН_кр Это приводит к тому, что растворение, например, спиртов и сахаров представляет собой экзотермиче–ский процесс (ΔН_раств < 0).

При растворении твердых  веществ с ионной решет–кой соотношение  энергий Е_кр и Е_сол могут быть различ–ным. Однако в большинстве случаев энергия, выделяе–мая при сольватации ионов, не компенсирует энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решет–ки, следовательно, и процесс растворения является эн–дотермическим.

Таким образом, термодинамические  данные позво–ляют прогнозировать самопроизвольное растворение различных веществ  на основе первого и второго начал  термодинамики.

14. Растворимость 

Если растворимое вещество контактирует с раство–рителем, процесс  образования раствора во многих слу–чаях идет самопроизвольно до тех пор, пока не достига–ется некоторая предельная концентрация (наступает насыщение). Это происходит при достижении равнове–сия, когда энтальпийный и энтропийный  факторы срав–няются, т. е. ΔН = TΔS.

Например, при внесении кристаллов в жидкость с по–верхности кристалла  в раствор переходят молекулы или ионы. Вследствие диффузии частицы  равномерно рас–пределяются по всему  объему растворителя. Растворе–ние идет до насыщения.

Раствор, содержащий при  данной температуре мак–симальное  количество растворенного вещества и нахо–дящийся в равновесии с  избытком растворяемого ве–щества, называется насыщенным.

Перенасыщенный раствор  – раствор, концентра–ция которого выше, чем в насыщенном.

Раствор с меньшей концентрацией, чем насыщен–ный, называют ненасыщенным.

Способность вещества растворяться в том или ином растворителе называется растворимостью. Численно растворимость  вещества равна концентрации его  на–сыщенного раствора.

Растворимость может быть выражена в тех же едини–цах, что  и концентрация, например через количество рас–творенного вещества, содержащегося  в 1 л насыщен–ного раствора, моль/л, или через массу растворенного  вещества в 100 г насыщенного раствора. Единицей раство–римости является грамм  на 100 г растворителя. Соответ–ствующая величина называется коэффициентом  раствори–мости.

Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры, давления, при–сутствия в растворе других веществ.

14б Влияние на растворимость  природы компо–нентов

Способность веществ растворяться определяется характером сил взаимодействия между молекулами компонентов раствора X₁ и Х₂ : растворитель – раство–ритель (X₁ – X₁ ), растворенное вещество – растворен–ное вещество (Х₂ – Х₂ ), растворитель – растворенное вещество (Х₁ – Х₂ ) (точки обозначают молекулярную связь).

Растворимость веществ колеблется в широких пре–делах. В примерах приведена растворимость различных  солей в одном и том же растворителе (воде) и раство–римость одного и  того же вещества (AgNО₃ ) в различных растворителях.