Шпаргалки по "Неорганической химии"

Осмотическим  давлением называется величина, измеряемая минимальным гидравлическим давле–нием, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Законы осмотического  давления.

Вант-Гофф предложил эмпирическое уравнение для расчета осмотического  давления разбавленных раст–воров неэлектролитов:

π = С_(Х)RT,

где π – осмотическое давление, кПа;

С_(Х) – молярная концентрация, моль/л;

R – универсальная газовая  постоянная, равная

8,31 кПа – л/(моль –  К);

Т – абсолютная температура, К.

Хотя закон Вант—Гоффа был установлен на основе экспериментальных  данных, он может быть выведен из условий термодинамического равновесия при ΔG = 0. Поэтому этот закон следует  рассматривать как следст–вие второго  начала термодинамики.

Выражение в вышеуказанной  форме аналогично уравнению Клапейрона—Менделеева  для идеальных газов, однако эти  уравнения описывают разные про–цессы.

19. Роль осмоса  и осмотического давления в  биологических системах 

Явление осмоса играет важную роль во многих хими–ческих и биологических  системах. Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки и межклеточ–ные  структуры. Упругость клеток (тургор), обеспечиваю–щая эластичность тканей и сохранение определенной формы  органов, обусловлена осмотическим давлением. Животные и растительные клетки имеют оболочки или поверхностный  слой протоплазмы, обладающие свойст–вами  полупроницаемых мембран. При помещении  этих клеток в растворы с различной  концентрацией наблю–дается осмос.

Растворы, имеющие одинаковое осмотическое дав–ление, называются изотоническими. Если два раство–ра имеют различное  осмотическое давление, то раствор  с большим осмотическим давлением  является гиперто–ническим по отношению  ко второму, а второй – гипото–ническим  по отношению к первому. При помещении  кле–ток в изотонический раствор  они сохраняют свой размер и нормально  функционируют.

При помещении клеток в  гипотонический раствор во–да из менее концентрированного внешнего раствора пе–реходит внутрь клеток, что  приводит к их набуханию, а затем  к разрыву оболочек и вытеканию  клеточного со–держимого. Такое разрушение клеток называется лизи–сом, в случае эритроцитов этот процесс называется ге–молизом. Кровь с клеточным  содержимым, выходящим наружу при  гемолизе, за свой цвет называется лаковой  кровью.

При помещении клеток в  гипертонический раствор во–да  из клеток уходит в более концентрированный  раст–вор, и наблюдается сморщивание (высушивание) кле–ток. Это явление  называется плазмолизом.

Биологические жидкости человека (кровь, лимфа, тка–невые жидкости) представляют собой водные растворы низкомолекулярных соединений – NaCI, KCl, СаС1, высокомолекулярных соединений – белков, поли–сахаридов, нуклеиновых  кислот и форменных элемен–тов –  эритроцитов, лейкоцитов, тромбоцитов. Их суммар–ным действием определяется осмотическое давление биологических  жидкостей.

Осмотическое давление крови  человека при 310°К (37°С) составляет 780 кПа (7,7 атм). Такое же давление создает  и 0,9%-ный водный раствор NaCI (0,15 моль/л), который, следовательно, изотоничен с  кровью (физио–логический раствор). Однако в крови кроме ионов Na и С1 имеются  и другие ионы, а также ВМС и  форменные элементы. Поэтому в  медицинских целях более пра–вильно использовать растворы, содержащие те же ком–поненты и в том же количестве, что и входящие в состав крови. Эти растворы применяют в качестве кровезаме–нителей в хирургии.

Человеческий организм, помимо осмотического давле–ния, характеризуется  постоянством (гомеостазом) и других физико-химических показателей крови  например кислот–ности. Допустимые колебания  осмотического давления крови весьма незначительны и даже при тяжелой  пато–логии не превышают нескольких десятков кПа.

При различных процедурах в кровь человека и живот–ных  в больших количествах можно  вводить только изо–тонические растворы.

При больших потерях крови (например, после тяже–лых операций, травм) больным вводят по несколько  лит–ров изотонического раствора для  возмещения потери жидкости с кровью.

Явление осмоса широко используют в медицинской практике. Так, в  хирургии применяют гипертонические  по–вязки (марлю, смоченную в гипертоническом 10%-ном рас–творе NaCl), которые вводят в гнойные раны.

По закону осмоса ток жидкости раны через марлю направляется наружу, в результате чего рана постоян–но очищается от гноя, микроорганизмов  и продуктов распада.

20. Степень диссоциации  (ионизации). Сила электролитов 

Электролиты, которые практически  полностью дис–социируют на ионы (ионизируются), называются силь–ными, а электролиты, которые не полностью  ионизи–руются, – слабыми.

В растворе слабых электролитов наряду с ионами существуют неионизированные молекулы. Именно не–полной ионизацией С. Аррениус объяснил, почему изо–тонический коэффициент растворов слабых элект–ролитов  не равен целому числу.

Для количественной характеристики полноты диссо–циации введено понятие  степени диссоциации (иони–зации).

Степенью диссоциации (ионизации) электролита называется отношение  числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул, введенных  в ра–створ.

Иначе говоря, ан – доля молекул  электролита, рас–павшихся на ионы. Степень  диссоциации ан выра–жается в  процентах или долях единицы:

α_н = N_н/ N_p,

где N – число молекул  электролита, распавшихся на ионы;

N_p– число молекул электролита, введенных в раст–вор (растворенных).

Так, для С_{(СНзСООН)} = 0,1 моль/л, степень диссоциа–ции α_н = 0,013 (или 1,3%).

По степени диссоциации  электролиты условно по–дразделяют  на сильные (α_н > 30%) и слабые (α_н < 3%). В промежутке электролиты считаются средней силы.

К сильным электролитам относят  почти все соли. Из наиболее важных кислот и оснований к ним при–надлежат H₂SO₄ , HCI, НВг, HI, HNO₃ , NaOH, КОН, Ва(ОН)₂ . К слабым электролитам принадлежит большинство органических кислот, а также некоторые неорганические соединения – H₂S, HCN, Н₂СО₃ , SО₃ , НСl0, Н₂O, Н₃ВО₃ , Hg₂CI₂ , Fe(SCN)₃ . Экспериментально ан определяют, измеряя отклонение кол-гативных свойств растворов электролитов от теоретических висимостей для идеальных растворов. Например, криоско-ческим методом определяют изотонический коэффициент i, затем рассчитывают степень диссоциации Для сильных ектролитов степень диссоциации является кажущейся, так к они диссоциируют на ионы практически полностью. Откло-ние изотонического коэффициента i от целочисленных зна–ний объясняется для них не присутствием в растворе не-ссоциированных молекул, а другими причинами. Диссоциация сопровождается выделением или поглоще-ем теплоты. Следовательно, степень диссоциации должна висеть от температуры. Влияние температуры можно оце-ть по принципу Ле Шателье. Если электролитическая дис-циация протекает с поглощением теплоты, то с повышением мпературы aн увеличивается, если с выделением теплоты, aн уменьшается.

На степень электролитической  диссоциации влияет коннтрация раствора.

При разбавлении раствора степень диссоциации значильно  возрастает. В связи с этим указанная  классификация силы электролитов по степени диссоциации α_н справедлива только для растворов с концентрацией порядка 0,1 моль/л. Если рассматривать электролитическую диссоциацию как равновесный обратимый процесс, то в соответствии с принципом Ле Шателье разбавление водой увеличивает число дисцилированных молекул, т. е. степень диссоциации возрастает. На степень диссоциации слабых электролитов влияет и добавление одноименных ионов. Так, введение в равновесную стему несильного электролита увеличивает концентрацию ионов, что в соответствии с принципом Ле Шателье приводит значительному сдвигу равновесия диссоциации влево, т. е. уменьшению степени диссоциации. Таким образом, добавление к раствору слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации.

21. Константа диссоциации.  Закон разведения Оствальда. Теория  растворов сильных электролитов 

Количественно электролитическую  диссоциацию как равновесный  обратимый процесс можно охарактери–зовать  константой диссоциации (ионизации), опреде–ляемой  законом действующих масс.

Закон действующих масс, строго говоря, применим к обратимым  реакциям, т. е. к растворам слабых элект–ролитов. Так, например, диссоциацию электролита KtnAnm можно представить в виде равновесного про–цесса:

Kt_n An_m × nKt^m+ + mA^n- .

Согласно закону действующих  масс константу рав–новесия записывают следующим образом:

К_Д = (Kt^m+)ⁿ+(An^n-)^m + (Kt_nAn_m)

где (Kt^m+) и (An^n- ) – молярные равновесные концент–рации ионов электролита;

(Kt_nAn_m) – молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита;

К_Д – константа равновесия, называемая константой диссоциации.

Данное уравнение справедливо  лишь для разбавлен–ных растворов  слабых электролитов. При применении его к концентрированным растворам  и к растворам силь–ных электролитов уравнение нужно видоизменить.

Чем больше константа диссоциации  К_Д , тем сильнее диссоциирует электролит. В отличие от степени диссо–циации К_Д зависит только от природы растворителя, электролита и температуры, но не зависит от концент–рации раствора. Таким образом, и константа, и степень электролитической диссоциации – количественные ха–рактеристики диссоциации. Естественно, что между ними существует связь. Многоосновные кислоты и многокислотные основа–ния диссоциируют ступенчато. Например, диссоциация фосфорной кислоты происходит в три ступени:

Аналогично для многокислотных оснований (напри–мер, Са(ОН)₂) – диссоциация проходит в две ступени.

Ступенчатая диссоциация  характеризуется тем, что распад электролита на каждой последующей  ступени происходит в меньшей  степени, чем на предыдущей. Такой  характер изменения констант диссоциации  мож–но объяснить электростатическим притяжением на ос–нове закона Кулона. Энергия ионизации минимальна, когда  ион отрывается от нейтральной молекулы элек–тролита. Отрыв иона на каждой следующей ступени диссоциации  требует возрастающей энергии, так  как удаление иона происходит от частицы, заряд которой на последующих  ступенях становится больше.

Практически полная диссоциация  сильных электроли–тов на ионы вне  зависимости от концентрации их раство–ров подтверждается физическими и физико-химиче–скими методами исследования. Так, значения теплоты нейтрализации всех сильных  кислот сильными основа–ниями в разбавленных растворах практически одинако–вы. Независимо от природы кислоты и  основания по–лучают одинаковое значение АН = –56,5 кДж/моль. Этот факт –  наглядное доказательство полной диссо–циации разбавленных растворов кислот и  оснований. Во всех случаях общим, протекающим  при нейтрали–зации процессом является соединение ионов в моле-

22. Теория кислот  и оснований 

Многие электролиты, в  частности гидроксиды раз–личных элементов  Э, проявляют свойства кислот или  оснований. Диссоциация гидроксида ЭОН может про–текать по двум типам:

Разрыв может происходить  по обеим связям группы

Э—О—Н.

Как известно, полярность и  прочность связей зави–сят от разности электроотрицательностей элементов, размера и эффективного заряда атомов. Если энер–гия разрыва связи О—Н  значительно меньше энергии разрыва  связи Э—О, то диссоциация гидроксида про–текает по кислотному типу. Если же, наоборот, энер–гия разрыва связи  О—Н значительно больше энергии  разрыва связи Э—О, то диссоциация  протекает по ос–новному типу.

В гидроксидах щелочных и  щелочно-земельных ме–таллов, а  также переходных металлов в низких степенях окисления прочность связи  Э—О относительно мала, кислород более  прочно связан с водородом, и диссо–циация Э—О—Н идет преимущественно по основному типу, т. е. с отщеплением гидроксидиона. Это связано с тем, что ионы таких элементов имеют довольно боль–шие размеры и малый эффективный заряд, т. е. они об–ладают слабой поляризующей способностью.

С возрастанием степени окисления  увеличивается поляризующее действие атома Э (увеличение удельно–го заряда), кислород более прочно связан с элементом  Э, и диссоциация Э—О—Н протекает  преимуществен–но по кислотному типу, т. е. отщепляется водород-ион. Последнее  связано с перераспределением электрон–22б  ной плотности у атома кислорода. В результате связь Э—О становится прочнее, а связь О—Н – слабее.

В настоящее время не существует однозначного опре–деления понятий  кислоты и основания, которое  в равной мере можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых раствори–телях.

Для характеристики многих электролитов в водных растворах  и в настоящее время можно  использовать понятия кислоты, основания, данные Аррениусом:

1) кислотой называется  электролит, диссоциирую–щий в растворах  с образованием водород-ионов  Н;

2) основанием называется  электролит, диссоциирующий в растворах  с образованием гидроксид-ионов  ОН- ;

3) амфолитом (амфотерным  гидроксидом) называется электролит, диссоциирующий в растворе с  образо–ванием как водород-ионов,  так и гидроксид-ионов.

К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других амфотерных элементов, а также ами–нокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Применение принципа Ле Шателье  к цепочке кислот–но-основных равновесий показывает, что с увеличе–нием в системе концентрации гидроксид-ионов  ОН- воз–растает вероятность диссоциации по кислотному типу. Увеличение в системе концентрации водород-ионов Н+ приводит к преимущественной диссоциации по основ–ному типу. Это означает, что в кислой среде амфолит проявляет основной, а в щелочной среде – кислотный характер.