Тема V. Свойства растворов неэлектролитов и электролитов

Растворы представляют для биологии, физиологии и медицины особый интерес, так как все важнейшие биологические системы (цитоплазма, кровь, лимфа, слюна, моча, пот и др.) являются водными растворами солей, белков, углеводов и др. Усвоение пищи, транспорт метаболитов, большинство биологических реакций в живых организмах протекают в растворах.

Лекарственные вещества эффективны лишь в растворенном состоянии или должны перейти в растворенное состояние в организме.

Изучение свойств растворов показывает, что их поведение подчиняется ряду законов, которые необходимо учитывать в медицинской практике.

По теме V студент должен знать основные понятия: электролитическая диссоциация, слабый и сильный электролит, активность и коэффициент активности, ионная сила раствора, ионное произведение воды, водородный показатель; взаимосвязь между указанными величинами, факторы, от которых они зависят; особенности поведения растворов сильных электролитов; физико-химические основы водно-электролитного состава в организме; уметь рассчитывать концентрацию ионов в растворе, активную концентрацию ионов, ионную силу раствора; оценивать характер среды водного раствора различных электролитов; владеть экспериментальными методами определения рН биологических жидкостей.

Вопросы для подготовки

1. Что называется истинным раствором?

2. Свойства истинных растворов НМС и ВМС.

3. Механизм образования растворов. Факторы, влияющие на растворимость.

4. Растворимость газов в жидкостях. Термодинамическая характеристика растворения газов в жидкостях. Коэффициент абсорбции. Зависимость растворимости газов: от давления (закон Генри и Генри-Дальтона), от температуры. Влияние электролитов на растворимость газов (закон И.М.Сеченова). Значение данных законов для живых организмов.

5. Слабые электролиты. Ионизация слабых электролитов. Применение закона действующих масс к процессу ионизации слабых электролитов. Степень и константа ионизации. Закон разведения Оствальда.

6. Электролитическая диссоциация сильных электролитов. Активность ионов в растворах сильных электролитов. Ионная сила раствора.

7. Ионное произведение воды. Количественная характеристика кислой, нейтральной и щелочной сред. Изменение ионного произведения воды с температурой. Водородный и гидроксильный показатели для характеристики среды. Постоянство рН различных биологических жидкостей. Нарушение кислотно-основного равновесия при различных заболеваниях.

8. Методы определения рН растворов.

Тесты

1. Водородный показатель – это:

1. молярная концентрация ионов Н⁺ в растворе;

2. натуральный логарифм молярной концентрации протонов;

3. отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации протонов.

1. рН раствора уксусной кислоты равен 2. Определите значения С_Н⁺, С_ОН^-, рОН при стандартных условиях:

   1. С_Н⁺, моль/л = 10^-2, С_ОН^-, моль/л = 10^-2, рОН = 2;

   2. С_Н⁺, моль/л = 10^-2, С_ОН^-, моль/л = 10^-12, рОН = 12;

   3. С_Н⁺, моль/л = 10^-7, С_ОН^-, моль/л = 10^-7, рОН = 7;

   4. С_Н⁺, моль/л = 10^-12, С_ОН^-, моль/л = 10^-2, рОН = 12.

2. Константа ионизации - это:

   1. отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул;

   2. отношение равновесной молярной концентрации молекул к произведению равновесных молярных концентраций ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов;

   3. константа равновесия процесса ионизации электролита.

3. Константа ионизации синильной кислоты равна 10^-10. Рассчитайте рН 0,01М раствора:

4.1. 6; 4.2. 2; 4.3. 3; 4.4. 5.

5. Степень ионизации – это:

   1. отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к числу не распавшихся молекул;

   2. отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул;

   3. отношение произведения молярных концентраций ионов к молярной концентрации молекул.

6. Что произойдет, если к водному раствору аммиака добавить хлорид аммония?

   1. увеличится С_ОН^-;

   2. уменьшится С_ОН^-;

   3. рН не изменится;

   4. рН увеличится.

7. Сравните рН 0,1М растворов азотной и азотистой кислот:

   1. 

   2. 

   3. 

8. Сравните концентрацию протонов в растворах HF и НС1. рН растворов равен 2:

   1. С_H⁺_(HF) = C_H⁺_(HCl);

   2. С_H⁺_(HF) > C_H⁺_(HCl);

   3. С_H⁺_(HF) < C_H⁺_(HCl).

9. При разведении 1 М раствора NaOH в 100 раз

   1. водородный показатель уменьшится на 2 единицы;

   2. водородный показатель уменьшится на 1 единицу;

   3. водородный показатель возрастет на 2 единицы;

   4. гидроксильный показатель уменьшится на 2 единицы.

10. Водородный показатель водного раствора слабой кислоты может быть рассчитан по формуле:

    1. рН = рС_к-ты;

    2. рН = ½ (рС_к-ты + рК_к-ты);

    3. 

11. Для приготовления 3 л раствора NaOH с рН = 10 необходима масса NaOH, равная

11.1. 0,04 г; 11.2. 0,012 г;

11.3. 4,0 г; 11.4. 12,0 г.

12. Рассчитайте ионную силу раствора, 1 л которого содержит 0,01 моль NaCl, 0,02 моль Na₂SO₄:

12.1. 0,05; 12.2. 0,06; 12.3. 0,07; 12.4. 0,08.

13. Сравните коэффициент активности Н⁺ в растворах H₂SO₄ и НСl; С^э = 0,1 моль экв/л:

    1. 

    2. 

    3. 

14. Определите знак изменения энтальпии растворения газов в жидкостях:

14.1. ∆H > 0; 14.2. ∆H < 0;

14.3. ∆H = 0; 14.4. может быть ∆H < 0 или ∆H > 0.

15. Определите знак изменения энтальпии растворения твердых веществ в жидкостях:

15.1. ∆H > 0; 15.2. ∆H < 0;

15.3. ∆H = 0; 15.4. может быть ∆H < 0 или ∆H > 0.