Формулу для расчета осмотического давления предложил

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа

Формулу для расчета осмотического давления предложил

Если привести в соприкосновение два раствора с разными концентрациями, то молекулы растворителя и растворенного вещества будут диффундировать в противоположных направлениях, преимущественно в том направлении, где их концентрация ниже. Такая двусторонняя диффузия приведет к выравниванию концентраций (С1=С2).

Рассмотрим особый случай односторонней диффузии, когда на границе между раствором и растворителем или между двумя растворами различной концентрации находится перегородка, проницаемая для молекул растворителя и задерживающая частицы растворенного вещества.

Представим себе, что в сосуд с водой опущен цилиндр с раствором, нижняя часть которого изготовлена из материала, пропускающего растворитель, но не пропускающего частицы растворенного вещества (полупроницаемая перегородка). Получается неравновесная система, т.к. если в воде N1=1, то в растворе мольная доля растворителя – воды N11), стремится к целому числу.

Электролитическая диссоциация.Наблюдаемые отклонения для растворов электролитов, а также их способность проводить электрический ток были объяснены на основе теории электролитической диссоциации, созданной шведским ученым Аррениусом (1883 г.).

Основные положения теории электролитической диссоциации:

1.Электролитическая диссоциация – распад молекул электролитов на ионы в среде растворителя.

2. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы.

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому первые называют катионами, вторые – анионами.

4. Сумма положительных зарядов в растворе равна сумме отрицательных зарядов, поэтому раствор в целом электронейтрален.

5. Ионы представляются как точечные заряды, взаимодействия между которыми отсутствуют (подобны идеальным газовым смесям).

6. Диссоциация – процесс обратимый, поскольку одновременно протекают процесс распада молекул на ионы (диссоциация) и процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К+ и анион Аˉ записывается так:

КА D К+ + Аˉ.

Согласно теории Аррениуса, вследствие диссоциации электролитов на ионы, с одной стороны, увеличивается общее число частиц в растворе, а следовательно, возрастают понижение давления пара и изменение температуры кипения и замерзания, с другой стороны – ионы обусловливают способность раствора проводить электрический ток.

Физический смысл изотонического коэффициента i состоит в увеличении общего числа частиц в растворе за счет диссоциации растворенного вещества на ионы.

Однако теория Аррениуса рассматривала ионы как свободные не зависимые от молекул растворителя частицы, не учитывала всей сложности явлений в растворах.

Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория растворов Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем. В преодолении кажущегося противоречия обеих теорий большая заслуга принадлежит русскому ученому И. А.

Каблукову, впервые высказавшему предположение о гидратации ионов. Развитие этой идеи привело в дальнейшем к объединению теории Аррениуса и Менделеева.

В создании современной физико-химической теории растворов большую роль сыграли работы русских ученых Д. И. Менделеева, И. А. Каблукова, Д.П. Коновалова, В. А. Кистяковского и др.

Сольватация (гидратация).

По современным представлениям причиной электролитической диссоциации является физико-химическое взаимодействие между полярными молекулами и ионами растворяемого вещества и полярными молекулами растворителя (сольватация), приводящее к образованию соединений сольватов (комплексов). В случае, если вода – растворитель, говорят о гидратации и образовании гидратов.

Взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами воды может состоять из нескольких процессов, протекающих последовательно или одновременно: молекулярной диссоциации, образования сольватов, ионизации и электролитической диссоциации. В зависимости от типа растворяющихся веществ число стадий может изменяться. Так, в случае ионных кристаллов стадии образования гидратов и электролитическая диссоциация совмещены.

В случае ассоциированных веществ первой стадией является молекулярная диссоциация растворенного вещества. Процесс молекулярной диссоциации происходит вследствие химического взаимодействия между молекулами растворяемого вещества КА, (m+n) молекулами воды с образованием гидратированной молекулы КА(m+n)Н2О:

КА + (m+n)Н2О D КА(m+n)Н2О. (а)

Образующийся гидрат диссоциирует на гидратированные ионы (стадия электролитической диссоциации):

КА(m+n)Н2О D К+·mН2О + А–·nН2О. (б) Схематично процесс гидратации, на примере реакций (а) и (б), представлен

на рис. 8.5.

Процесс гидратации может остановиться на любой стадии. Если процесс гидратации останавливается на стадии (а), то система представляет собой раствор неэлектролита. Она характеризуется отсутствием ионов в растворе и соответственно не обладает ионной электрической проводимостью.

Если процесс гидратации протекает до стадии (б), то система является раствором электролита, т.е. имеет место электролитическая диссоциация с образованием ионов.

Уравнение электролитической диссоциации можно записать, опустив промежуточные стадии, указав лишь начальные и конечные продукты реакции:

КА + (m+n)Н2О D К+·mН2О + А–·nН2О.

Особенностью гидратов (сольватов) как химических соединений является то, что коэффициенты n и m меняются с изменением концентрации, температуры и других параметров раствора. Поэтому приведенные формулы гидратов (сольватов) не отражают их истинного стехиометрического состава, и в уравнениях химических реакций гидратированные ионы обычно записывают, например, К+·aq, А–· aq.

Однако часто в подобных уравнениях опускают молекулы растворителя, записывая их в таком виде:

КА D К+ + А–.

Электролитическая диссоциация протекает самопроизвольно (∆G

Источник: https://megaobuchalka.ru/5/14723.html

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов

Формулу для расчета осмотического давления предложил

Часть I. Теория. Общая химия

Растворы и их значение в процессах жизнедеятельности    

1. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля: формулировки, расчетные формулы.

Неэлектролиты — вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. К неэлектролитам относятся спирты, углеводы и т.д. Вразбавленном растворе неэлектролита число частиц совпадает с числом молекул.

При этом молекулы растворенного вещества практически не взаимодействуют друг с другом из-за большого расстояния между ними. Поведение этих молекул в растворе аналогично поведению молекул идеального газа.

Разбавленные растворы неэлектролитов, как идеальных разбавленных растворов обладают рядом свойств ( коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя.

К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

Закон Рауляописывает зависимость между давлением насыщенного пара растворителя над раствором и концентрацией растворенного вещества.Насыщеннымназывают пар, находящийся в равновесии с жидкостью. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

В 1886 (1887) году Ф. М. Рауль сформулировал закон:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего вещества равно его молярной доле:

, где

Ро – давление насыщенного пара растворителя над растворителем, Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором, N – молярная доля растворенного вещества, n – количество растворенного вещества,nо – количество вещества растворителя

2. Следствие из закона Рауля: понижение температуры замерзания растворов, повышение температуры кипения растворов.

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества:

,

где Δtкип – повышение температуры кипения раствора, °С;

Δtзам – понижение температуры замерзания раствора, °С;

Кэ – эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль; Кэ (Н2О) = 0,52 кг∙К∙моль-1

Кк – криоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль; Кк (Н2О) = 1,86 кг∙К∙моль-1

b – моляльная концентрация, моль/кг;

ν(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;

m(р-ля) – масса растворителя, кг;

m(раств. в-ва) – масса растворенного вещества, г;

М(раств. в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и Δt можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов:

tкип.(р-ра) = tкип.(р-ля) + Δtкип. tзам.(р-ра) = tзам.(р-ля) – Δtзам.

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.

Осмосом называется одностороннее проникновение молекул растворителя (диффузия) через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией. осмос – самопроизвольный процесс.

Пример: Если в закрытый стеклянный сосуд поместить стакан с чистым растворителем и стакан с раствором какого-либо нелетучего вещества (уровни жидкостей в сосудах одинаковы), то через некоторое время уровень жидкости в первом стакане понизится, а уровень раствора во втором стакане повысится.

В этом случае происходит переход растворителя из первого стакана во второй стакан, что обусловлено (по закону Рауля) более низким давлением пара рас–творителя над раствором, чем над чистым раствори–телем.

При этом воздушное пространство между растворителем и раствором выполняет роль полупроницаемой мембраны.

Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.

Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора. Осмотическое давление раствора прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества.

,

где Росм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);

Т – абсолютная температура, К;

V(р-ра) – объем раствора, л.

Дата добавления: 2018-02-28; просмотров: 5111;

Источник: https://studopedia.net/2_2727_osmos-osmoticheskoe-davlenie-zakon-vant-goffa-dlya-rastvorov-neelektrolitov.html

Осмотическое давление растворов

Формулу для расчета осмотического давления предложил

Для изучения проницаемости производились многочисленные опыты с искусственными непроницаемыми перепонками.

В качестве полупроницаемой перепонки французский ученый Дютроше (1837) брал мочевой пузырь животных или пергамент. Однако проникнове­ние воды в раствор приводило к возникновению небольших давлений, по­рядка десятых и сотых долей атмосферы.

В 1877 г. немецкий ученый В.

Пфеффер построил более совершенный осмометр, взяв цилиндр из пористой глины, в порах которого возникали перепонки из железисто-синеродистой меди от взаимодействия раствора медного купороса, наливавшегося внутрь цилиндра, и раствора желтой кровяной соли, в раствор которой погружался цилиндр.

Полупроницаемая перепонка из железисто-синеродистой меди уже в какой-то мере являлась грубой моделью протоплазмы. Пфеффер определил осмотическое давление сахарозы в таком осмометре и установил, что оно прямо пропорционально концентрации раствора и абсолютной температуре.

Закономерности изменения осмотического давления оказались теми же, что и зависимости состояния газов, известные под названием законов Бойля-Мариотта и Гей-Люссака.

По этим законам, как известно, объем газа обратно пропорционален давлению и прямо пропорционален темпера­туре, а число частиц любого газа в определенном объеме при одинаковой температуре и давлении одинаково (закон Авогадро-Жерара).

Установленные Пфеффером закономерности послужили голландскому химику Вант-Гоффу для создания теории идеальных, т. е. разбавленных, растворов.

Оказалось, что, чем меньший объем занимает данное количество растворенного вещества, тем больше его осмотическое давление. При повы­шении температуры осмотическое давление повышается в той мере, как это установлено законом Гей-Люссака.

Если от объема перейти к концентрации, то и получим увеличение давления от увеличения концентрации.

Как известно, оба закона выражаются уравнением Клапейрона:

Vp = RT. Откуда p = RT / V.

Под p мы понимаем осмотическое давление; V — объем в литрах, в ко­тором растворен один моль вещества; R — газовая постоянная, равная 0,0821; T — абсолютная температура 273° наблюдаемая в опыте. Заменив в нашей формуле 1 / V, т. е. объем в литрах, в котором растворен моль вещества, его концентрацией C, мы будем иметь следующую формулу для вычисления осмотического давления в атмосферах:

p = RCT.

По закону Авогадро-Жерара, в равных объемах паров или газов при одинаковой температуре и давлении содержится равное число частиц. По этому закону, все молярные растворы должны иметь одинаковое осмотиче­ское давление, равное 22,4 атмосферы.

Закон этот оказывается, однако, справедливым только для таких веществ, как сахароза, т. е. для неэлектро­литов. Электролиты, подвергающиеся электролитической диссоциации в водном растворе, будут уже содержать значительно большее число частиц, распавшихся на ионы.

Поэтому уравнение Клапейрона мы должны не­сколько изменить, введя туда изотонический коэффициент, вносящий по­правку на электролитическую диссоциацию.

Этот коэффициент неодинаков для различных веществ, а также меняется в зависимости от концентрации и температуры, так что его значение надо находить по специальным табли­цам. Для электролитов уравнение принимает вид:

p = RCTi.

У сахарозы и других неэлектролитов величина i = 1. Определять осмотическое давление по вышеприведенной формуле, однако, нельзя, так как она пригодна лишь для так называемых идеальных растворов, т. е. растворов очень небольшой концентрации. Обычно его находят из специальных таблиц, которые состав­лены эмпирическим путем.

Под осмотическим давлением рас­твора понимается сила, которую необходимо приложить, чтобы помешать проникновению воды в раствор, отделенный от нее полупроницае­мой мембраной.

Понятно, что, чем выше концентрация раствора в осмометре, тем большую силу надо приложить для того, чтобы помешать проникновению воды в раствор через полупроницаемую мембрану. Поэтому более концентрированный раствор обладает большим осмотическим давле­нием по сравнению с разбавленным и сильнее поглощает воду из окружаю­щей среды.

В соответствии со сказанным имеются три случая соотношения осмотического давления в осмометре и окружающей среде: Материал с сайта http://worldofschool.ru

  1. концентрация веществ в осмометре выше, чем в среде. В этом случае раствор среды назы­вается гипотоническим, и вода будет поступать в осмометр до вы­равнивания концентрации;
  2. концентрация в осмометре и среде одинакова. При этом раствор среды будет изотоничен, или изоосмотичен, раствору в осмометре и вода не будет поступать в него из окружающей сре­ды;
  3. концентрация веществ выше в среде, чем в осмометре. В этом случае гипертонический раствор среды будет сосать воду из осмометра. Нетрудно понять, что клетка живого растения при погружении в гиперто­нический раствор будет плазмолизироваться.

На этой странице материал по темам:

Источник: http://WorldOfSchool.ru/himiya/fiz/osmos/osmoticheskoe-davlenie-rastvorov

Формулу для расчета осмотического давления предложил

Формулу для расчета осмотического давления предложил

Представим себе, что в одном и том же сосуде находятся, соприкасаясь друг с другом, раствор и чистый растворитель. Очевидно, что частицы растворенного вещества будут переходить из раствора в растворитель, и этот процесс диффузии закончится только тогда, когда будет достигнуто равновесие, т. е.

когда растворенное вещество равномерно распределится по всему объему растворителя. Точно так же, если соседствуют не раствор и чистый растворитель, а два раствора разных концентраций, то и в этом случае будет происходить диффузия частиц растворенного вещества из более концентрированного в более слабый раствор, пока концентрация не станет одинаковой во всем объеме.

Растворенное вещество как бы расширяется, стремясь занять весь доступный емулэбъем

растворителя, совершенно так же, как расширяется газ, чтобы занять весь предоставленный ему объем.

Подобно тому, как газ оказывает давление на стенки сосуда, а при расширении может совершить работу перемещения стенки, если она подвижна (поршень), растворенное вещество тоже должно оказывать давление на ту границу, которая разделяет раствор и чистый растворитель или два раствора с различными концентрациями (разность концентраций здесь играет такую же роль, какую в газах играет разность давлений). Давление это можно наблюдать, если поместить между раствором и чистым растворителем полупроницаемую перегородку, т. е. перегородку, через которую легко проходит растворитель, но не проходит растворенное вещество (рис. 136). Тогда растворитель будет переходить в райтвор и уровень жидкости в той части сосуда, где находится раствор, будет повышаться. Частицы растворенного вещества как бы стремятся продвинуть перегородку сквозь растворитель, но фактически смещается не жестко закрепленная перегородка, а уровень жидкости (если бы можно было сделать полупроницаемый подвижный поршень, то смещался бы именно он).

Давление, которое растворенное вещество оказывает на полупроницаемую перегородку, называется осмотическим — давлением, а вызванное этим проникновение растворителя в раствор называется осмосом.

Подъем уровня жидкости раствора будет продолжаться до тех пор, пока возникшее гидростатическое давление не окажется равным осмотическому давлению. Можно не допустить подъема уровня, если приложить к раствору внешнее давление.

То значение этого давления, которое требуется для сохранения равенства уровней по обе стороны перегородки, очевидно, и равно осмотическому давлению.

Осмотическое давление, как показывает опыт, пропорционально концентрации раствора и обратно пропорционально его объему. Оно зависит также от температуры. Вант-Гофф показал (1887 г.), что связь между этими величинами имеет вид:

Здесь — осмотическое давление, V — объем раствора, число молей растворенного вещества, универсальная газовая постоянная и температура. Закон, выражаемый этим уравнением, называется законом Вант-Гоффа.

Полное сходство уравнения закона Вант-Гоффа с уравнением состояния идеальных газов показывает, что частицы растворенного

вещества в слабом растворе ведут себя так же, как молекулы идеального газа, так что закон Вант-Гоффа можно сформулировать так: осмотическое давление, оказываемое растворенным веществом, равно давлению, которое производило бы это же вещество в газообразном состоянии в том же объеме и при той же температуре.

Осмотическое давление, разумеется, не зависит от вида полупроницаемой перегородки или от рода растворителя. Понятно, что любые растворы с одинаковой молярной концентрацией оказывают одинаковое осмотическое давление.

Сходство в поведении растворенного вещества и идеального газа обусловлено тем, что в сильно разбавленном растворе частицы растворенного вещества не взаимодействуют между собой, так же как не взаимодействуют частицы идеального газа.

Следует отметить, что закон Вант-Гоффа оказывается несправедливым в тех случаях, когда растворенное вещество при растворении разлагается на ионы (диссоциирует). Это, следовательно, относится ко всем растворам кислот, солей и щелочей (электролитам).

Осмотическое давление играет большую роль в жизни животных и растений. Им в значительной степени определяется распределение воды и растворенных в ней веществ в тканях. Это связано с тем, что оболочки многих органов представляют собой полупроницаемые перегородки.

Если система, разделенная мембраной, представляет собой растворы, в которых через мембрану способны проходить только молекулы растворителя, то свойства ее будут определяться разностью мольных долей (концентраций) растворителя по обе стороны мембраны.

Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в частности, только молекул растворителя, называется осмосом , а вызываемое им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением . Явление осмоса чрезвычайно разнообразно и во многом определяется природой мембраны и компонентов раствора.

Источник: https://lechimsosudy.com/formulu-dlja-rascheta-osmoticheskogo-davlenija/

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Зависит ли осмотическое давление от природы растворённого вещества?

Формулу для расчета осмотического давления предложил

Осмосом называют преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя(диффузию) через полунепроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Осмотическим давлением называют величину, измеряемую минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Закон Вант-Гоффа:

Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации, коэффиценту пропорциональности и абсолютной температуре: π =С(Х)RT,

Где π- осмотич давление,кПа; С(Х)- молярная концентрация, моль/л

С(Х)= n/V, где n-число молей неэлектролита, V- объём раствора; R- универсальная газовая постоянная,равная 8,31кПа*л/(моль*К); T-абсолютная температура, K.

π = n/V * RT или πV= nRT.

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Осмотическое давление зависит от концентрации растворенного вещества и температуры. Так, при увеличении концентрации с сахарозы в воде в два раза осмотическое давление возрастает примерно в два раза, при увеличении концентрации c в три раза осмотическое давление возрастает почти во столько же и т. д.

28. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. Изотонический коэффицент

Изотонический раствор- жидкость внутренней среды или искусственно приготовленный раствор имеет такое же осмотическое давление, как нормальная плазма крови, подобную жидкую среду или раствор

Гипертонический раствор жидкость с более высоким осмотическим давлением

Гипотонический раствор жидкость с более низким осмотическим давлением

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа (i)– это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:

Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:

– осмотическое давление Росм = ί См RT;

– 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ί Сm ;

– 2-й закон Рауля tкp = ί Ккр Cm; Δtкип = ίКкип Cm.

Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δtкp, Δtкип, Росм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δрвыч, Δtкp выч, Δtкип выч; Росм выч):

Δр Δtкp Δtкип Росм

Δрвыч Δtкp выч Δtкип выч Росм выч

29. Роль осмоса в биологических системах. Плазмолис и лизис. Осмотическое давление обеспечивает переход растворителя через полунепроницаемую мембрану от р-ра менее концентрированного к р-ру более концентрированному, поэтому оно играет важную роль в распределении воды между внутренней средой и клетками организма. Лизис-набухание клеток, разрыв оболочек, вытекание клеточного содержимого, вследствии помещения клеток в гипотонический р-р. Плазмолис-сморщивание клеток, при их помещении в гипертонический р-р.
30. Что называют буферными растворами? Буферные р-ры-это р-ры рН которых меняется незначительно при разбавлении или при добавлении небольших количеств китслоты или щелочи. .

Изотонический раствор- жидкость внутренней среды или искусственно приготовленный раствор имеет такое же осмотическое давление, как нормальная плазма крови, подобную жидкую среду или раствор

Гипертонический раствор жидкость с более высоким осмотическим давлением

Гипотонический раствор жидкость с более низким осмотическим давлением

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа (i)– это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:

Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:

– осмотическое давление Росм = ί См RT;

– 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ί Сm ;

– 2-й закон Рауля tкp = ί Ккр Cm; Δtкип = ίКкип Cm.

Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δtкp, Δtкип, Росм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δрвыч, Δtкp выч, Δtкип выч; Росм выч):

Δр Δtкp Δtкип Росм

Δрвыч Δtкp выч Δtкип выч Росм выч

36. Объясните, почему большинство буферных систем организма имеет буферную емкость по кислоте больше, чем по основанию.
Потому что в живом организме в результате метаболизма образуются большие количества кислых продуктов.

Так, в организме человека за сутки образуется такое количество различных кислот, которое эквивалентно 20-30 л однонормальной сильной кислоты. И для того чтобы поддерживать рH организма, у буферных систем организма буферная емкость по кислоте больше, чем по основанию.
37.

Патологические явления: ацидоз и алкалоз
Алкалоз — одна из форм нарушения кислотно- щелочного равновесия организма; характеризуется абсолютным или относительным избытком оснований, т.е. Веществ, присоединяющих ионы водорода(протоны), по отношению к кислотам, отщепляющим их.

Алкалоз может быть компенсированным или некомпенсированным в зависимости от значения pH. При компенсированном алкалозе pH крови удерживается в пределах нормальных величин (7,35-7,45), отмечаются лишь сдвиги в буферных системах и физиологических регуляторных механизмах.

При некомпенсированном алкалозе pH превышает 7,45, что обычно связано со значительным избытком оснований инедостаточностью физико-химических и физиологических механизмов регуляции кислотно- щелочного равновесия.

Ацидоз — сдвиг кислотно-щелочного равновесия в организме в сторону относительного увеличения количества анионов кислот, характеризуется абсолютным или относительным избытком кислот, т.е. веществ, отдающих ионы водорода (протоны), по отношению к основаниям, присоединяющим их.

Ацидоз также может быть компенсированным или некомпенсированным в зависимости от значения pH. При компенсированном ацидозе pH крови смещается к нижней границе физиологической нормы (7,35). При более выраженном сдвиге в кислую сторону (pH менее 7,35) ацидоз считается некомпенсированным. Такой сдвиг обусловлен значительным избытком кислот и недостаточностью физико-химических и физиологических механизмов регуляции кислотно- щелочного равновесия.

38. Какое химическое равновесие поддерживают в организме буферные системы?
В организме буферные системы поддерживают кислотно-щелочное равновесие. В организме человека особенно большую роль играют белковый, гидрокарбонатный, гемоглобиновый и фосфатный буферы.

39. Какая буферная система вносит максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов? Максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов вносит гемоглобиновая буферная система.

40.Какие соединения называются координационными? Приведите примеры.


Комплексные соединения или координационные соединения — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Примеры: [Cu(NH3)4] SO4 — сульфат тетраамминмеди (II) K4[Fe(CN)6] – Гексацианоферра́т(II) ка́лия [Pt(NH3)2Cl2] – транс-Дихлородиамминплатина(II)

41. Классификация координационных соединений
Координационные соединения классифицируют: Катионные комплексы образованы вñ1)По заряду комплекса: результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3и др.).

[Zn(NH3)4]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II) [Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II) Анионные комплексы: в ролиñ комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.

K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат (III) калия Нейтральные комплексы образуются приñ координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.

[Ni(CO)4] — тетракарбонилникель [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II) 2) По числу мест, занимаемых лигандами в координационной сфере Монодентатные лиганды.ñ Полидентатные лиганды.ñБидентатные лиганды.ñ

42. Природа химической связи в комплексных соединениях
Во внутренней сфере комплексного соединения связь между комплексообразователем и лигандами ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму. Ион или атом- комплексообразователь является акцептором, а лиганды являются донорами электронных пар.

№43) Как расчитывается общая и стуаенчатая константа нестойкости(устойчивости).

Ступенчатые константы нестойкости этих комплексов равняются соответственно &. Высокие значения & Г1 и k2 – l свидетельствуют о том, что при образовании комплексов с медью ( II) этилендиамин выступает как полидентатный лиганд.

Произведение ступенчатых констант нестойкости равно общей константе нестойкости, индекс которой показывает, из каких множителей она образовалась.

Зная величины ступенчатых констант нестойкости ( в частности константы, отвечающей отщеплению первой молекулы аммиака или амина от комплексного иона), концентрацию комплекса, константу RH как основания и константу Me. Зная функцию закомплексованности, ступенчатые константы нестойкости вычисляются методом Ледена.

Так, при рассмотрении ступенчатых констант нестойкости комплексных аммиакатов Ni ( II), Cu ( II) пли Со ( П) видно, что для этих солей сольватацпонное равновесие с отщеплением свободного основания будет выражено гораздо сильнее, чем усиление степени кислотной диссоциации аммиака пли аминов в поле двухвалентных ионов.

Так, при рассмотрении ступенчатых констант нестойкости комплексных аммиакатов Ni ( II) Cu ( II) или Со ( П) видно, что для этих солей сольватационное равновесие с отщеплением свободного основания будет выражено гораздо сильнее, чем усиление степени кислотной диссоциации аммиака или аминов в поле двухвалентных ионов.]

Эл 1, Рп-называют ступенчатыми константами нестойкости.

Рп ] ( Рп называют ступенчатыми константами нестойкости.

Значение общей константы нестойкости равно произведению значений всех ступенчатых констант нестойкости. [9]

Последние применительно к диссоциации комплексных ионов называются их ступенчатыми константами нестойкости

А – ион водорода или адденд, Ki – кажущаяся ступенчатая константа нестойкости комплексного соединения МА, которая может считаться в первом приближении величиной постоянной только при постоянной ионной силе раствора. Термодинамические уравнения, описывающие соответствующие процессы, идентичны для обоих процессов.

[11По кривой комплексообразования, как было показано Бьеррумом, можно определить ступенчатые константы нестойкости аммиакатов меди с различным числом молекул МНз в координационной сфере и, зная их, рассчитать концентрации комплексов различного состава при любых концентрациях свободного аммиака в растворе.

[12]Каждой стадии диссоциации комплекса соответствует ступенчатая константа диссоциации, которую называют ступенчатой константой нестойкости и обозначают йнест.

Чем сильнее диссоциирует комплекс, тем большее значение имеет / г ест – Константы нестойкости используют для характеристики устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет.

[13]Каждой стадии диссоциации комплекса соответствует ступенчатая константа диссоциации, которую называют ступенчатой константой нестойкости и обозначают йвест. Чем сильнее диссоциирует комплекс, тем большее значение имеет Анест. Константы нестойкости используют для характеристики устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет. [14]

Предыдущая12345678910111213141516Следующая

Дата добавления: 2015-12-26; просмотров: 2015; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

ПОСМОТРЕТЬ ЁЩЕ:

Источник: https://helpiks.org/6-29076.html

ПОИСК

Формулу для расчета осмотического давления предложил
    Формула Вант-Гоффа для расчета осмотического давления золей  [c.128]

    РАСЧЕТ ОСМОТИЧЕСКОГО ДАВЛЕНИЯ [c.21]

Таблица 29 Пример расчета осмотического давления полиэфира

    Расчет осмотического давления 21 [c.21]

    Вант-Гофф предложил для расчета осмотического давления использовать уравнение состояния идеального газа в форме [c.16]

    Расчет осмотического давления 25 [c.25]

    Расчет осмотического давления [c.23]

    Расчет осмотического давления 27 [c.27]

    На осмотическое давление растворов ВМС существенное влияние может оказывать присутствие в растворе низкомолекулярного электролита.

Зависимость осмотического давления от pH среды для раствора желатины показана на рис. 1-7.

Как видно из приводимых данных, на осмотическое давление оказывает влияние не только pH среды, но и тип низкомолекулярного электролита. Расчет осмотического давления [c.36]

    Экспериментальные данные по осмотическому давлению некоторых растворов приведены в Приложении I, а значения практических осмотических коэффициентов — в Приложении П.

Методы экспериментального определения значений этих параметров рассмотрены на стр. 37.

Для растворов, опытные значения я и Ф которых отсутствуют или вызывают сомнение, могут быть использованы методы расчета осмотических давлений, приведенные ниже. [c.21]

    Расчет осмотического давления 29 [c.29]

    Расчет осмотического давления 35 [c.35]

    Однако для многих растворов расчет осмотического давления по уравнению (0.3) приводит к большой ошибке (подробнее см. стр. 19). [c.16]

    Для расчета движущей силы процесса обратного осмоса, а в ряде случаев и ультрафильтрации (например, при большой концентрации высокомолекулярных соединений) необходимо знание осмотического давления раствора.

Вместе с тем, в литературе отсутствуют обобщенные данные по расчету осмотического давления, а имеющиеся справочные значения осмотического давления или осмотических коэффициентов не систематизированы и не собраны воедино.

Все это затрудняет проведение расчетов мембранных аппаратов и систем для осуществления процессов обратного осмоса и ультрафильтрации. [c.19]

    В настоящее время теория осмоса для растворов неэлектролитов разработана пока недостаточно. Расчет осмотического давления для бинарных растворов производится по уравнению Вант-Гоффа, модифицированного в соответствии с той или иной теорией растворов, либо по эмпирическим уравнениям, либо по формуле [c.32]

    Работа гидратного насоса интенсифицируется с увеличением содержания ионов в растворе и ростом абсолютной температуры, что, по-видимому, и приводит к кажущейся аналогии выражения для расчета осмотического давления с уравнением Вант-Гоффа. [c.204]

    Пример расчета осмотического давления [c.209]

    Основы теории электролитической диссоциации. В 1887 г-Вант-Гофф установил, что определенное экспериментально осмотическое давление в растворах солей, кислот и оснований превышает вычисленное по уравнению (2.59). Подобные отклонения измеренных величин от вычисленных по соответствуюш,им уравнениям наб.

5юдаются в сторону повышения для температуры кипения и в сторону понижения для температуры отвердевания этих растворов. Так, например, молекулярная масса Na l равна 58,5, а на основании криоскопических измерений она оказалась равной при-щ мерно 30.

Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом .

Подставляя коэффициент i в уравнение для расчета осмотического давления и в уравнения законов Рауля, получаем соотношения, пригодные для описания разбавленных растворов всех веществ, в том числе и для растворов солей, кислот и оснований  [c.246]

    Какие выводы можно сделать при изучении этих данных Объясните причины расхождения экспериментально найденных и расчетных значений осмотического давления. Попытайтесь вывести такую формулу для расчета осмотического давления, чтобы экспериментальные и расчетные данные совпадали. [c.184]

    Пример 12. Найти уравнение для расчета осмотического давления. Какой вид примет ато уравнение, если раствор будет обладать свойствами а) идеального б) бесконечно разбавленного раствора  [c.251]

    При расчетах осмотического давления, понижения температуры замерзания и т. п. для растворов сильных электролитов вместо с также используют а. Так, например, [c.34]

    Вант-Гофф, предполагая поведение растворенного вещества в растворе аналогичным его поведением в газообразном состоянии, предложил для расчета осмотического давления уравнение Клапейрона—Менделеева (1.13) в следующем виде  [c.184]

    Так, Бромберг [208], исследовавший эмульсии, стабилизированные растворами желатины, предположил, что силы отталкивания могут появляться вследствие возникновения в набухших гелеобразных слоях между капельками эмульсии осмотического давления, препятствующего свободному вытеканию жидкости. Эта идея получила в дальнейшем свое развитие в работе Фишера [209], предложившего метод расчета осмотического давления в перекрывающихся полимерных адсорбционных слоях. [c.160]

    Вант-Гофф предложил следующее уравнение для расчета осмотического давления разбавленных растворов  [c.223]

    На рис. 131, 132 я в табл. 23 приведен пример расчета осмотического давления раствора нитроцеллюлозы (с содержанием азота 12,2%) в н.бутилацетате при концентрации раствора 0,0554 г/100 г (0,0485 г/100 мл). Измерения осмотического давления проводили при 25,0°С. [c.185]

    Осмотическое давление подчиняется газовым законам, поэтому для его вычисления можно воспользоваться уравненпем Клапейрона —Менделеева PV = RT, несколько видоизменив его.

В этом уравнении V — объем раствора, который содержит 1 моль растворенного вещества. Следовательно, молярная концентрация раствора С равна У. Тогда выражение для расчета осмотического давления при.

мет вид  [c.149]

    Пример расчета осмотического давления нитроцеллюлозы в н. бутилацетате [c.185]

    Расчет осмотического давления Вант-Гофф предложил проводить по уравнению (0.3). Заключение о возможности использования для определения осмотического давления уравнения состояния идеального газа было им сделано после того, как полученные значения л/с для растворов сахара при 0°С оказались очень близкими к значению газовой постоянной.

Экспериментальным подтверждением уравнения Вант-Гоффа служила также линейная зависимость осмотического давления растворов сахара от температуры (при с = сопз1). Однако для многих растворов уравнение Вант-Гоффа дает большое расхождение с экспериментальными данными (рис. 1-1), особенно при высоких концентрациях. [c.

19]

    Итак, следовательно, для расчета осмотического давления раствора сильного электролита необходимо подсчитать осмотическое давление того же раствора, предполагая, что он обладает свойствами идеального раствора.

Для этого необходимо, по уравнениям (2) или (3), определить число частиц в единице объема и температуру. Кроме того, нужно подсчитать значение производной от величины Ej, по объему, приходящемуся на одну грам-молекулу растворенного электролита.

[c.109]

    Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул и ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации.

Поэтому свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества (коллигативные свойства), такие, как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в г раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете осмотического давления и других коллигативных свойств. Формула для вычисления понижения давления Др пара растворителя приобретает в этом случае следующий вид  [c.129]

    Из закона Вант-Гоффа можно вывести формулу для расчета осмотического давления. В уравнении Клапейро- [c.139]

    Теория разбавленных растворов была разработана Я. Вант-Гоффом в 1885 г. Имея в виду оценку величины химического сродства в растворах и познакомившись с экспериментальными данными Ф. Пфеффера, Я.

Вант-Гофф пришел к выводу, что метод осмотического давления дает возможность определить притяжение растворенного вещества растворителем. В своей широкоизвестной работе Химическое равновесие в системах газов и разведенных растворов (1885) Я. Вант-Гофф рассмотрел с термодинамических позиций использование законов Р. Бойля и Ж.

Гей-Люссака к разведенным растворам и показал, что уравнение Клапейрона применимо к расчету осмотического давления  [c.165]

    При работе с осмометрами Цимма — Майерсона и подобными приборами, в которых Л имеет величину около 3—4 см, а Лд часто равно 2—3 см, ошибка при расчете осмотического давления по уравнению (36) обычно не превышает 1%. При работе с осмометрами Фуосса — Мида и приборами, [c.147]

Источник: https://www.chem21.info/info/929685/

ЛечениеСосудов
Добавить комментарий