12.Закон Вант — Гоффа об осмотическом давлении. Роль осмоса в биосистемах. Плазмолиз, гемолиз, тургор. Г ипо-, изо- и гипертонические растворы.

Закон Вант-Гоффа:

Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектро-литов прямо пропорционально молярной концентрации раствора и абсолютной температуре:

(6)

где С(х)  молярная концентрация раствора, моль/л;

R  газовая постоянная (8,31 Дж/(мольК); 0,082 латм/(мольK));

Т  абсолютная температура (К).

Осмос играет большую роль в существовании растительных и животных организмов, способствуя достаточному наполнению водой клеток и межклеточных структур. Животные и растительные клетки в составе своей оболочки имеют полупроницаемые мембраны и могут рассматриваться как миниатюрные осмотические системы. Так, оболочка эритроцитов непроницаема для ряда катионов (например, для К⁺, Na⁺) и свободно пропускает анионы и воду.

Наличие воды в клетках и тканях необходимо и для протекания многообразных физических и химических процессов: гидратации и диссоциации веществ, реакций гидролиза, окисления и т. п. Иначе говоря, тургор  это показатель состояния водного режима клеток. Снижение тургора приводит к старению и увяданию клеток.

Растворы с равным осмотическим давлением, называются изотоническими. Если два раствора имеют различное осмотическое давление, то раствор с большим давлением называются гипертони-ческим, с меньшим давлением  гипотоническими.

13.Осмотические свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент (поправочный коэффициент Вант – Гоффа).

диссоциация электролита приводит к увеличению общего числа частиц растворенного вещества. Таким образом, свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества (коллигативные свойства), проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных им по концентрации растворах неэлектролитов.

Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в i раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете коллигативных свойств:

,

где i – изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа).

Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации электролита  следующим соотношением:

,

где n – число ионов, на которые при диссоциации распадается электролит.

14. Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активности и активность ионов. Электролиты в организме: биороль K⁺, Na⁺ , Mg²⁺ , Ca²⁺

17.Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда и Лоури). Константы кислотности (Ka) и основности (Kв). Процессы ионизации, гидролиза, нейтрализации с точки зрения различных теорий кислот и оснований. Амфотерные электролиты (амфолиты).

. Теория Аррениуса.

В ионной теории Аррениуса понятия «кислота» и «основание» тесно связаны с процессом электролитической диссоциации:

Кислотой является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н⁺;

Основанием является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов ОН^;

Амфолитом (амфотерным электролитом) является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием как ионов Н⁺, так и ионов ОН^.

кислота

НА ⇄ Н⁺  А^

основание

МеОН ⇄ Ме⁺  ОН^

К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и некоторые другие, а также аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Теория Бренстеда и Лоури.

В соответствии с этой теорией:

Кислотой называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны отдавать протон, т.е. быть донором протона;

Основанием называют любое вещество, молекулы (или ионы) которого способны присоединять протон,

По теории И. Бренстеда и Т. Лоури кислота и основание составляют сопряженную пару и связаны равновесием:

КИСЛОТА ⇄ ПРОТОН  ОСНОВАНИЕ

Пример

в реакции:

HCl  OH^ ⇄ Cl^  H₂O,

HCl и H₂O – кислоты, Cl^ и OH^ – соответствующие сопряженные с ними основания;