Влияние давления

Изменение давления оказывает существенное влияние только на реакции, протекающие в газовой фазе.

При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа моль (молекул) газа.

Например: реакция N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃,

показывает, что из четырех молекул в левой части (одной молекулы азота и трех молекул водорода) образуются две молекулы аммиака. Таким образом, повышение давления смещает равновесие вправо, а понижение давления – влево.

9. Растворы. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Вода как один из наиболее распространенных растворителей. Роль водных растворов в жизнедеятельности организмов. Физико – химические свойства воды, обуславливающие ее уникальную роль как биорастворителя.

 

11. Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных (общих) свойствах растворов. Закон Рауля, следствия из закона Рауля. Метод определения молекулярной массы вещества.

 

Свойства растворов, которые зависят только от концентрации компонентов, но не зависят от их природы, называются коллигативными.

К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара над раствором по сравнению с растворителем;

2) повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания (кристаллизации) растворов по сравнению с раствори-телем;

3) осмотические явления.

Закон Рауля:

Относительное понижение давления пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита равно

 

Р₀ –Р/Р₀ = N

 

N = n/ n + n₀

где Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором

 

Р₀ – давление насыщенного пара над чистым растворителем

 

n – количество растворенного вещества (моль);

n₀ – количество растворителя (моль).

 

N- мольная доля раство-ренного вещества

Следствие из закона Рауля:

Понижение температуры кристаллизации раствора по сравнению с растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

,

где К – криоскопическая постоянная растворителя (К×кг/моль);

b(х) – моляльная концентрация раствора (моль/кг).

Другое следствие из закона Рауля позволяет рассчитать повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем DT_кип.:

Повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

,

(3)

где Е – эбулиоскопическая постоянная растворителя

 

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).

диссоциацияэлектролита 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 (коэффициентВант-Гоффа).

Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации электролита a 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).