Способы выражения состава растворов.

Концентрация - основная характеристика раствора. Она характеризует количественный состав раствора. Концентрацией называют отношение количества растворенного вещества или его массы к объему раствора.

Массовая доля растворенного вещества ω – отношение массы растворенного вещества m к массе раствора m(р-ра)

ω=m/m(р-ра)

 

Массовый процент растворенного вещества С – массовая доля, выраженная в процентах – показывает, сколько грамм вещества содержится в 100г раствора.

C = (m/m(p-pa)) * 100%

Массовая доля N – отношение количества вещества, т.е. числа молей растворенного вещества n2 к суммарному количеству растворенного вещества и растворителя n1.

Моляльная концентрация Cm показывает, сколько молей растворенного вещества содержится в 1 кг растворителя

Cm = n/m’ = m/(M*m’)

Нормальная конценнтрация Cн показывает, сколько эквивалентных масс растворенного вещества (m/Э) содержится в 1 литре раствора.

Сн = m/(Э*Vp)

 

13. Осмос. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса в биологических явлениях.

Осмос – это процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя). Pосм= Cm*R*T

Закон вант-гоффа. Осмотическое давление разбавленного раствора равно такому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество при той же температуре, находясь в газообразном состоянии и занимая тот же объем, что и раствор.

Роль осмоса в биологическихявлениях Осмос играет важную роль во многих биологических процессах. Мембрана, окружающая нормальную клетку крови, проницаема лишь для молекул воды, кислорода, некоторых из растворенных в крови питательных веществ и продуктов клеточной жизнедеятельности; для больших белковых молекул, находящихся в растворенном состоянии внутри клетки, она непроницаема. Поэтому белки, столь важные для биологических процессов, остаются внутри клетки.

 

14. Давление пара растворителя над раствором. Закон Рауля.

Если стакан закрыт крышкой, то над поверхностью воды образуется насыщенный пар. Его давление – это давление насыщенного пара над чистым растворителем.

Закон Рауля.

При постоянной температуре относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества N.

15. Кипение и замерзание растворов неэлектролитов.

Раствор кипит при более высокой температуре, чем растворитель. Увеличение концентрации ведет к дополнительному уменьшению давления насыщенного пара и к соответственному повышению температуры кипения раствора при атмосферном давлении.

Раствор замерзает при более низкой температуре, чем растворитель. При температуре замерзания (кристаллизации) жидкость находится в равновесии с твердой фазой.

1ое следствие закона Рауля: повышение температуры кипения раствора (Δt_к) прямо пропорционально концентрации вещества в растворе: Δtкипения = E*Cm

2ое следствие закона Рауля: понижение температуры замерзания раствора (Δt_з) прямо пропорционально концентрации раствора: Δtзамерзания = K*Cm

 

 

16. Отклонение поведения растворов электролитов и неэлектролитов. Изотонический коэффициент.

Электролитами называются вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Причины прохождения электрического тока в растворах и расплавах связаны с наличием в них ионов.

Распад молекул растворенного вещества на ионы приводит к увеличению общего числа частиц в растворе электролита, что обусловливает существенное различие между свойствами растворов электролитов и неэлектролитов. В математических выражениях эксперементальных законов Вант-Гоффа и Рауля, связывающих свойства идеальных растворов с концентраций растворенного вещества, особенности растворов элеткролитов учитываются сомножителем i, который называется изотоническим коэффициентом Вант-Гоффа.

 

17. Слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации.

Количественной характеристикой силы электролита является степень электролитической диссоциации α, которая равна отношению количества молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества в растворе.

а = Nдисс/N

В растворе слабого элеткролита существует химическое равновесие между молекулярной и ионной формами вещества. Количественной характеристикой любого химического равновесия является константа равновесия, которая по отношению к процессу электролитической диссоциации называется константой диссоцации.

18. Зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации раствора. Закон разбавления Оствальда.

Закон разведения Оствальда. Из этого закона следует, что при разбавлении раствора слабого электролита степень его диссоциации увеличивается. Степень электролитической диссоциации помимо концентрации зависит от природы растворителя, температуры, присутствия в растворе других электролитов, влияющих на равновесие слабого электролита.

 

19. Равновесие в растворах слабых электролитов. Влияние одноименного и связывающего ионов.

- Диссоциация слабых электролитов – обратимый процесс. В растворе слабого электролита существует химическое равновесие между молекулярной и ионной формами вещества.

- Влияние посторонних веществ на степень диссоциации слабого электролита зависит от природы вводимых ионов. Здесь можно выделить два случая: присутствие либо одноименных, либо связывающих ионов. Изменение концентрации одного из ионов, образующихся при диссоциации данного слабого электролита, согласно принципу Ле Шателье смещает положение равновесия. Если в систему вводятся одноименные ионы, т.е. увеличиваетс концентрация одного из образующихся при диссоциации ионов, то равновесие смещается в сторону недиссоциированных молекул этого электролита. Степень диссоциации слабого электролита уменьшается.

- Если в раствор слабого электролита вводятся связывающие ионы, то происходит связывание одного из продуктов диссоциации слабого электролита, что приводит к смещению равновесия диссоциации этого вещества в сторону ионной формы. Степень диссоциации слабого электролита увеличивается.

 

20. Амфотерные гидроксиды с точки зрения теории электролитической диссоциации.