Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Физико-химические свойства воды, обуславливающие ее уникальную роль, как единого биорастворителя. Термодинамика процесса растворения.

Раствор – гомогенная, устойчивая система переменного состава, состоящая из 2х или более компонентов.

Вода, как растворитель:

Способы выражения состава вещества (массовая доля, титр, молярная и моляльная концентрации, молярная концентрация эквивалента (нормальность), мольная доля).

Концентрация раствора – величина, измеряемая количеством растворенного вещества в определенном объеме или массе раствора или растворителя. Существуют различные способы выражения концентрации растворов:

Процентная концентрация по массе С% (массовая доля) показывает число единиц массы растворенного вещества (г, кг) в 100 единицах массы раствора (г, кг) и рассчитывается по формуле:

С%=mв-ва· 100% / mр-ра (1),

где mр-ра - масса раствора, в котором содержится масса вещества mв-ва. Следовательно, физиологический раствор (0, 9% NaCl) содержит 0, 9г NaCl в 100г раствора.

Молярная концентрация СМ (молярность) показывает число молей растворенного вещества в 1л (1дм3) раствора. Согласно определению СМ= ν /V, где количество вещества ν =m/M, а объем раствора V выражен в литрах. Таким образом получаем формулу:

СМ=m / М·V (2),

где m-масса вещества, г; М-молярная масса вещества, г/моль; V – объем раствора, л.

Например, 5М раствор глюкозы содержит 5моль С6Н12О6 в 1л раствора.

Нормальная концентрация СN (нормальность, молярная концентрация эквивалента) показывает, сколько эквивалентов вещества находится в 1л (1дм3) раствора. Эквивалент Э (эквивалентная масса, молярная масса эквивалента) – это реальная или условная частица вещества, которая в данной реакции реагирует с одним атомом или ионом водорода, или одним электроном. Эквивалент зависит от типа реакции, в которой участвует данное вещество. Эквивалент кислоты находится делением молярной массы кислоты на ее основность (число атомов водорода в формуле), эквивалент основания – делением молярной массы на кислотность (число ОН групп), эквивалент соли равен молярной массе, деленной на произведение степени окисления металла на число его атомов в формуле.

Нормальную концентрацию рассчитывают по формуле:

СN=m /Э ·V (3),

где m-масса вещества, г; Э-эквивалент, г/моль; V – объем раствора, л.

Зная нормальность раствора, можно найти молярность, и наоборот. Так как масса растворенного вещества m=СN · Э · V= СM · M · V, то после сокращения объема получаем:

СN · Э = СM · M (4).

Моляльная концентрация Сm (моляльность) показывает число молей растворенного вещества в 1 кг (1000г) растворителя.

Сm = ν в-ва / mр-ля = mв-ва / М · mр-ля (5),

где ν в-ва - число моль вещества; mв-ва - масса вещества, г; mр-ля - масса растворителя, кг; М- молярная масса вещества, г/моль.

Титр Т - это масса вещества (г) в 1мл (1см3) раствора. Согласно определению Т=m/V (6),

где m –навеска вещества, г; V – объем раствора, мл.

Титр также может быть найден по формуле:

Т=Э · СN /1000 (7),

где Э-эквивалент вещества, г/моль; СN – нормальная концентрация, N; 1000 -коэффициент для пересчета размерности (в 1л 1000мл).

Мольная доля компонента – это отношение числа молей данного вещества к общему числу молей всех веществ в растворе. Если раствор содержит два компонента (1-растворенное вещество, 2- растворитель), то мольные доли находятся следующим образом:

Х1=ν 1/( ν 1+ ν 2); Х2=ν 2/( ν 1+ ν 2) (8),

где ν 1 – число моль растворенного вещества, ν 2– число моль растворителя. В сумме Х1+ Х2=1.

Процентная концентрация считается приблизительной, остальные рассмотренные концентрации являются точными и широко применяются в медико-биологических исследованиях, химическом и фармакопейном анализе.

Растворимость газов в жидкостях. Зависимость растворимости газов от природы газа и растворителя, от температуры и давления. Закон Генри. Закон Дальтона. Закон Сеченова.

c=kp

При очень высоких давлениях растворимость газа может достигнуть максимума. Это связано с тем, что при очень высоких давлениях изменение объема жидкости вследствие растворения в ней газа становится соизмеримым с объемом растворенного газа.

с=kpi

Коллигативные свойства растворов неэлектролитов и электролитов. Закон Рауля и следствия из него: понижение температуры кристаллизации, повышение температуры кипения растворов. Осмос. Осмотическое давление. Роль осмоса в биологических системах.

Коллигативными свойствами растворов называются свойства, обусловленные некоторыми общими причинами. Количественное выражение этих свойств зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворённого вещества и количества растворителя.

К коллигативным свойствам относятся:

- понижение давления пара над раствором;

- повышение точки кипения раствора;

- понижение температуры замерзания раствора;

- осмотическое давление растворов.

Измерение понижения t° начала замерзания раствора по сравнению с t° замерзания чистого растворителя называется криоскопией. Измерение повышения t° кипения раствора — эбулиоскопией.

На измерениях t°зам и t°кип растворов основаны криоскопический и эбулиоскопический методы определения относительной молекулярной массы, а также молярной массы электролитов.

Если через мембрану между двумя растворами может свободно проходить растворитель, но не может пройти растворённое вещество, выравнивание концентраций будет происходить лишь за счёт перемещения молекул растворителя. Такая односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану под действием разности концентраций называется осмосом. Возникающее при этом избыточное гидростатическое давление, противодействующее проникновению молекул воды в раствор, называется осмотическим давлением.

π = CM · R · T (4)

У растений, некоторых морских животных и рыб осмотическое давление меняется в зависимости от внешней среды.

⇐ Предыдущая 123 4 Следующая ⇒