Коллигативные свойства разбавленных растворов - это те их свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения: понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, осмотическое давление.
Закон Рауля и следствие из него- Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя. Следствия: 1)температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. Это обусловлено тем, что давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным атмосферному давлению при более высокой температуре, чем в случае чистого растворителя. 2) температура замерзания раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя. Это обусловлено более низким давлением пара растворителя над раствором, чем над растворителем.
Понижение температуры кристаллизации – является температура, при которой давление пара над жидкостью равно давлению пара над твердой фазой. Повышение температуры кипения растворов – является температура, при которой давление ее паров становится равным внешнему давлению. Осмос – это преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.
Осмотическое давление – величина, измеряемая минимальное гидравлическое давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.
Закон Вант-Гофа – предложил эмпирическое уравнение для расчета осмотического давления разбавленных растворов неэлектролитов: p = с(x)RТ, p – осмотическое давление (кПа), с – молярная концентрация раствора.
Изотонический коэффициент — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.
Изоосмия-относительное постоянство осмотического давления в жидких средах и тканях организма, обусловленное поддержанием на данном уровне концентраций содержащихся в них веществ: электролитов, белков .Это одна из важнейших физиологических констант организма, обеспечиваемых механизмами саморегуляции (Гомеостаз). ГЕМОЛИЗ - разрушение эритроцитов, сопровождающееся выходом из них гемоглобина. Физические причины относится действие высоких и низких температур, ультразвука, к химическим - гемолитические яды, нек-рые лекарственные средства и др. Гемолиз может возникнуть при переливании несовместимой крови, введении гипотонических растворов.Плазмолиз-при помещении клеток в гипертонический раствор вода из клеток уходит в более концентрированный раствор и наблюдается сморщивание клеток.
Осмос играет очень важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление воды в клетки и другие структуры.
Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа ионизации слабого электролита. Закон разведения Оствальда. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Электролиты в организме:
Электролиты – это вещества с ионными или сильнополярными ковалентными связями в водных растворах, подвергающиеся электролитической диссоциации, в результат чего образуются катионы и анионы. Сильные электролиты – вещества, способные диссоциировать нацело. К ним относится большинство солей, а так же некоторые вещества молекулярного строения (HCl). Слабые электролиты диссоциируют в незначительно степени, и преобладающей формой их является молекулярная (H2S, органические кислоты).
Закон разбавления Оствальда: K= α2c/1- α , Где α – степень ионизации С – молярная концентрация.
Ионная сила раствора: I=0.5Σсizi(2 над),Где сi – молярная концентрация иона в растворе, моль/л zi – заряд иона.
Активность иона – это его эффективная концентрация.Активность связана с молярной концентрацией следующим образом: a=f*c, где f – коэффициент активности. Электролиты в организме: Na и Cl участвуют в поддержании кислотно-щелочного баланса, осмотического равновесия в организме. Са играет большую роль в построении костной ткани и зубов, в регулировании кислотности крови и ее свертывании, в возбудимости мышечной и нервной ткани. К находится преимущественно в жидкостях тела и мягких тканях, где является необходимым элементом для поддержания осмотического давления, регуляции рН крови. Mg является кофактором многих ферментативных реакций, необходим на всех этапах синтеза белка. В живых организмах Fe является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом. Сo входит в состав витамина В12, задействован при кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. Zn необходим для метаболизма витамина Е, участвует в синтезе разных анаболическихгормонов в организме, включая инсулин, тестостерон и гормон роста. Mn оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз.
Основные положения протолитической теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури, сопряженная протолитическая пара, амфолиты. Теория Льюиса:
Теория Бренстеда-Лоури: кислотой называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов; основанием называют всякое вещество, молекулярные частицы которого(в том числе и ионы) способны присоединить протоны, т.е. быть акцептором протонов.
Например: HNO3 + H2O= H3O+ + NO3 Молекула и ион, отличающиеся по составу на один протон, называются сопряженной кислотно-основной парой. Частицы, способные к взаимодействию как с кислотами, так и с основаниями, называются амфолитами. Теория Льюиса: кислотой называют вещество, принимающие электронные пары, - акцептор электронов; основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов. Например: NH3 + HCI=NH4CI.
Амфоли́ты — молекулы, в структуре которых присутствуют как кислотные, так и основные группы, существующие в виде цвиттер-ионов при определённых значених pH. Этот pH обозначается как изоэлектрическая точка молекулы. Амфолиты образуют растворы с хорошими буферными свойствами. Благодаря способности к выборочной ионизации они противодействуют изменению pH при добавлении кислоты или основания. В присутствии кислот они принимают на себя протоны, удаляя последние из раствора, и противодействуют повышению его кислотности. При добавлении оснований амфолиты высвобождают ионы водорода в раствор, препятствуя возрастанию pH, и тем сохраняя его равновесие.
Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды. Водородный показатель.
Автопротолиз –обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой. H2O + H2O= H3O+ + OH–. Это равновесие называется равновесием автопротолиза воды.
Константа автопротолиза для воды обычно называется ионным произведением воды и обозначается как Kw. Ионное произведение численно равно произведению равновесных концентраций ионов гидроксония и гидроксид-анионов. Обычно используется упрощенная запись:
