Истинные и коллоидные растворы

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 5Следующая ⇒

Коллоидные и истинные/молекулярные растворы (изучением коллоидных систем занимается коллоидная химия) отличаются главным образом размерами частиц.

В истинных растворах размер частиц менее 1 нм, частицы в таких растворах невозможно обнаружить оптическими методами; в то время как в коллоидных растворах размер частиц 1 нм — 500000 нм, частицы в таких растворах можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа (см. эффект Тиндаля).

Растворение — переход молекул вещества из одной фазы в другую (раствор, растворенное состояние). Происходит в результате взаимодействия атомов (молекул) растворителя и растворённого вещества и сопровождается увеличением энтропии при растворении твёрдых веществ и её уменьшением при растворении газов. При растворении межфазная граница исчезает, при этом многие физические свойства раствора (например, плотность, вязкость, иногда — цвет, и другие) меняются.

Растворы электролитов и неэлектролитов

Электролиты — вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток. В расплавах или водных растворах они диссоциируют на ионы.

Неэлектролиты — вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. Электролиты при растворении в подходящих растворителях (вода, другие полярные растворители) диссоциируют на ионы. Сильное физико-химическое взаимодействие при растворении приводит к сильному изменению свойств раствора (химическая теория растворов).

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

По агрегатному состоянию растворы могут быть:

― жидкими (жидкие растворы можно получить растворением газа в жидкости, например, газированная вода является раствором оксида углерода (IV) в воде; жидкости в жидкости, например, раствор спирта в воде; твердого вещества в жидкости, например, раствор соли в воде и т.д.).

― газообразными (примером газообразных растворов является воздух, состоящий из кислорода, азота, оксида углерода, благородных газов и водяного пара; молекулы этих веществ ведут себя как молекулы газа, то есть воздух является гомогенной системой);

― твёрдыми (к таким растворам относится большинство металлических сплавов; сталь, например, представляет собой кристаллический раствор углерода в железе).

Обычно термин растворы относится к жидким системам.

В зависимости от природы растворителя растворы могут быть:

― водные;― неводные (спиртовые, бензольные и т.п.).

По типу вещества в растворе растворы подразделяются на:

― электролиты (вещества, которые в растворе или расплаве распадаются на ионы и проводят электрический ток);

― неэлектролиты.

Растворимость газов в жидкостях. Законы Генри—Дальтона и Сеченова

Растворение газов в жидкостях почти всегда сопро–вождается выделением теплоты. Поэтому раствори–мость газов с повышением температуры согласно принципу ЛеШателье понижается. Эту закономер–ность часто используют для удаления растворенных га–зов из воды (например С02 ) кипячением. Иногда рас–творение газа сопровождается поглощением теплоты (например, растворение благородных газов в некото–рых органических растворителях). В этом случае повы–шение температуры увеличивает растворимость газа.

Газ не растворяется в жидкости беспредельно. При не–которой концентрации газа X устанавливается равно–весие:

Х(г) Х(р)

При растворении газа в жидкости происходит значи–тельное уменьшение объема системы. Поэтому повы–шение давления согласно принципу ЛеШательедолж–но приводить к смещению равновесия вправо, т. е. к увеличению растворимости газа. Если газ малораст–ворим в данной жидкости и давление невелико, то растворимость газа пропорциональна его давлению. Эта зависимость выражается законом Генри (1803г.): количество газа, растворенного при данной тем–пературе в определенном объеме жидкости, при равновесии прямо пропорционально давлению газа.

Закон Генри может быть записан в следующей форме:

с (Х) = Kr(X) × P(X)

где – концентрация газа в насыщенном раство–ре, моль/л;

P(X) – давление газа X над раствором, Па;

Kr(X) – постоянная Генри для газа X, моль×л-1 × Па-1 .

Константа Генри зависит от природы газа, рас–творителя и температуры.

Закон Генри справедлив лишь для сравнительно раз–бавленных растворов, при невысоких давлениях и отсут–ствии химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителем.

Изучая растворимость газов в жидкостях в присутст–вии электролитов, русский врач-физиолог И. М. Сече–нов (1829—1905) установил следующую закономерность (закон Сеченова): растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов.

Рi = Робщ ×(Xi)

где pi – парциальное давление компонента Хi;

Робщ – общее давление газовой смеси;

х(Хi) – молярная доля i-ого компонента.

Изучая растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов, русский враччфизиолог И. М. Сеченов (1829—1905) установил следующую закономерность (закон Сеченова): растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов.

8)Осмос – явление массопереноса растворителя через полупроницаемую мембрану из разбавленного раствора в раствор с более высокой концентрацией вещества.

Таким образом, в результате осмоса – односторонней диффузии молекул воды в раствор - концентрация сахарозы в растворе уменьшается, а его объём постепенно увеличивается и уровень жидкости в вертикальной трубке повышается. Создаётся избыточное давление водяного столба (гидростатическое давление), измеряемое разностью уровней жидкости и противодействующее проникновению молекул воды в раствор.

Осмос прекратится, когда наступит равновесие между растворителем и раствором, при этом гидростатическое давление станет равным осмотическому давлению, которое служит количественной характеристикой осмоса. Осмотическим называется давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы прекратить осмос, т. е. задержать молекулы растворителя от их проникновения в раствор через полупроницаемую мембрану. Осмотического давления в растворе не существует, оно появляется только тогда, когда раствор отделён от растворителя полупроницаемой перегородкой.

Для разбавленных растворов неэлектролитов зависимость осмотического давления от концентрации и температуры раствора выражается уравнением Вант-Гоффа:

п = СВRT,

где п - осмотическое давление раствора, кПа; СВ - молярная концентрация раствора, моль/л; R - универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль-К); Т - температура раствора, К.

10)Давление пара над растворором. Первый закон Рауля

Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называется насыщенным. При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью - величина постоянная. Опыт показывает, что при растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Разность между этими величинами принято называть понижением давления пара над раствором (или понижением давления пара раствора). Отношение величины этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем называется относительным понижением давления пара над раствором.

Обозначим давление насыщенного пара над чистым растворителем через Ро, а над раствором - через Р. Тогда относительное понижение давления пара над раствором будет представлять отношение:

(Р0 - Р) Р0

При изучении растворов нелетучих жидкостей и веществ в твёрдом состоянии был установлен закон, связывающий понижение давления пара над разбавленными растворами неэлектролитов с концентрацией, - первый закон Ф. М. Рауля (1887 г.): относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворённого вещества.

Математическим выражением закона Рауля является уравнение

(Р0 - Р)

™----= ХВ,

Р0

где ХВ - молярная доля растворённого вещества.

Гипертонические растворы- растворы, Осмотическое давление которых выше осмотического давления в растительных или животных клетках и тканях. В зависимости от функциональной, видовой и экологической специфики клеток осмотическое давление в них различно, и раствор, гипертоничный для одних клеток, может оказаться изотоничным или даже гипотоничным для др. При погружении растительных клеток в Г. р. он отсасывает воду из клеток, которые уменьшаются в объёме, а затем дальнейшее сжатие прекращается и протоплазма отстаёт от клеточных стенок (см. Плазмолиз). Эритроциты крови человека и животных в Г. р. также теряют воду и уменьшаются в объёме. Г. р. в сочетании с гипотоническими растворами и изотоническими растворами применяют для измерения осмотического давления в живых клетках и тканях.

Гипотонические растворы - в биологии, различные растворы, Осмотическое давление которых ниже, чем в клетках растительных или животных тканей. В Г. р. клетки насасывают воду, увеличиваясь в объёме, и теряют часть осмотически активных веществ (органических и минеральных). Эритроциты крови животных и человека в Г. р. разбухают до такой степени, что их оболочки лопаются и они разрушаются. Это явление называют Гемолизом.

Изотонические растворы(от Изо... и греч. tónos — напряжение)- растворы с одинаковым осмотическим давлением (См. Осмотическое давление); в биологии и медицине — природные или искусственно приготовленные растворы с таким же осмотическим давлением, как и в содержимом животных и растительных клеток, в крови и тканевых жидкостях. В нормально функционирующих животных клетках внутриклеточное содержимое обычно изотонично внеклеточной жидкости. При сильном нарушении изотоничности растворов в растительной клетке и окружающей среде вода и растворимые вещества свободно перемещаются в клетку или обратно, что может привести к расстройству нормальных функций клетки (см. Плазмолиз, Тургор). Как правило, по своему составу и концентрации И. р. близки к морской воде. Для теплокровных животных изотоничны 0,9%-ный раствор NaCl и 4,5%-ный раствор глюкозы. И. р., близкие по составу, pH, буферности и другим свойствам к сыворотке крови, называются физиологическими растворами (См.Физиологические растворы) (раствор Рингера для холоднокровных животных и растворы Рингера — Локка и Рингера — Тироде для теплокровных животных). В кровезамещающие И. р. для создания коллоидно-осмотического давления вводят высокомолекулярные соединения (декстран, поливинол и др.).

Теория электрической диссоциации. Закон разведения Оствальда. Теория сильных электролитов. Протолитическая теория Бренстеда-Лоури. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН. рН и рОН растворов слабых и сильных электролитов.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

K = c λ 2 λ 1 ( λ 1 − λ ) . {\displaystyle \mathrm {K={\frac {c\lambda ^{2}}{\lambda _{\mathcal {1}}(\lambda _{\mathcal {1}}-\lambda )}}} .} Здесь K {\displaystyle \mathrm {K} } К — константа диссоциации электролита, c {\displaystyle c} — концентрация, λ {\displaystyle \lambda } и λ 1 {\displaystyle \lambda _{1}} — значения эквивалентной электропроводности при концентрации c {\displaystyle c} и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

λ λ 1 = α , {\displaystyle \mathrm {{\frac {\lambda }{\lambda _{\mathcal {1}}}}=\alpha ,} } где α {\displaystyle \alpha } альфа — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

KA ⇄ K + + A − {\displaystyle {\mbox{KA}}\rightleftarrows {\mbox{K}}^{+}+{\mbox{A}}^{-}}

Слабые электролиты

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

почти все органические кислоты и вода;
некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂SO₃ и др.;
некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)₃, Zn(OH)₂ и др.

Сильные электролиты

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированны на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. XX в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.

Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты (HClO₄, HMnO₄, H₂SO₄, HCl, HBr; HI), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)₂); большинство солей.

Теория Бренстеда-Лоури

В 1923 г. Бренстед и Лоури выдвинули новую теорию кислот и оснований, основанную на представлении о переносе протона. Согласно этой теории, кислота представляет собой вещество, состоящее из молекул или ионов-доноров протонов (т. к. они отдают протоны), а основание-вещество, состоящее из молекул или ионов-акцепторов протонов (т.к. они принимают протоны).

Чтобы подробнее разобраться в этой теории, начнем наше рассмотрение со случая сильной кислоты, как, например, соляная кислота. При растворении хлороводорода в воде его молекулы полностью диссоциируют, образуя ионы водорода H+ и хлорид-ионы Cl". Ионы водорода называют также протонами, поскольку каждый такой ион представляет собой просто протон. В растворе эти протоны связываются с молекулами воды, образуя ионы гидроксония H3O+. Растворение хлороводорода в воде может быть представлено с помощью уравнения

В случае слабой кислоты, как, например, уксусная кислота, молекулы кислоты лишь частично диссоциированы в водном растворе, так что в нем устанавливается равновесие

(1)

Но и в этом случае молекулы кислоты тоже донируют (передают) протоны молекулам воды.

Каждая молекула соляной кислоты и уксусной кислоты может донировать только по одному протону. Поэтому они называются однопротонными или одноосновными кислотами (последнее название объясняется тем, что каждая такая кислота имеет только одно сопряженное основание; см. ниже).

Кислота, способная донировать более одного протона, называется многопротонной или многоосновной. Например, серная кислота является двухпротонной, потому что она может донировать два протона. Ее называют также двухосновной, потому что она имеет два сопряженных основания, HSO4- и SO4-; процесс растворения серной кислоты в воде можно представить двумя уравнениями:

H2SO4(ж.) + H2O (ж.) = H3O+ (водн.) + HSO4 (водн.) или

H2SO4(ж.) + 2H2O(ж.) = 2H3O+ (водн.) + SO2." (водн.)

Сильные основания, такие, как гидроксиды щелочных металлов, полностью ионизируются в воде:

NaOH(TB.) + H2O = Na+(водн.) + ОН- (водн.)

Эти вещества являются основаниями, потому что гидроксидные ионы могут акцептировать (присоединять) ионы водорода:

ОН- (водн.) + H3O+ (водн.) = 2H2O (ж.)

Эта реакция является общей для всех реакций нейтрализации между кислотами и основаниями в водных растворах. Отметим также, что в водных растворах ионы водорода существуют в гидратированной форме, т.е. в виде ионов гидроксония.

Рассмотрим теперь реакцию между слабым основанием аммиаком NH3 и хлоро-водородом в газовой фазе. В этой реакции происходит образование твердого хлорида аммония:

Реакция, обратная этой, называется реакцией термической диссоциации хлорида аммония. Аммиак представляет собой основание, потому что он акцептирует протон от хлороводорода. Однако следует обратить внимание на то обстоятельство, что в обсуждаемом равновесии не принимают участия ни вода, ни гидроксидные ионы. Таким образом, теория Бренстеда-Лоури охватывает и такие кислотно-основные реакции, которые осуществляются в отсутствие растворителя либо в присутствии неводного растворителя.

Если внимательнее присмотреться к каждому из обсуждавшихся выше равновесий, то обнаружится, что в равновесной смеси всегда присутствуют частицы четырех типов. Пользуясь представлениями теории Бренстеда-Лоури, нетрудно убедиться, что две из этих частиц являются кислотами, а две другие-основаниями. Например,

Эта равновесная смесь состоит из двух следующих сопряженных пар кислот и оснований:

Обратим внимание на то, что в каждой сопряженной паре кислота и основание отличаются друг от друга на один протон. Каждая кислота имеет свое сопряженное основание. Сильной кислоте всегда соответствует слабое сопряженное основание, а слабой кислоте - сильное сопряженное основание.

Ионное произведение воды

При определенных условиях, вода может вести себя как акцептор протонов (в присутствии кислоты) или как донор протонов (в присутствии основания). Интересной особенностью воды является то, что она может подвергаться процессу самодиссоциации (автоионизации), т.е. быть одновременно донором и акцептором протонов по отношению к самой себе.

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^—

Эта реакция – самопроизвольная диссоциация, осуществляется в небольшой степени. Ее можно упростить, если H₃O⁺ заменить на H⁺

H₂O ↔ H⁺ + OH^—

Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс:

K = [H⁺]·[OH^—]/[H₂O]

Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия K_Н2О, которая называется ионным произведением воды:

K_Н2О = [H⁺]·[OH^—]

При температуре 25ºС K_Н2О = 1·10^-14 и остается постоянным в водных растворах кислот, щелочей, солей или других соединений.

K_Н2О = [H⁺]·[OH^—] = 1·10^-14

При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает.

Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам.

Если осуществляется условие [H⁺] = [OH^—], то раствор называется нейтральным, но обычно эти величины не совпадают, тогда при увеличении одного показателя, другой должен уменьшаться, так, чтобы их произведение оставалось постоянным (1·10^-14)

Водородный показатель pH

Кислотно – основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H⁺] и [OH^—] — переменные, то по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора. При нейтральном характере раствора, т.е. [H⁺] = [OH^—], получаем следующее:

[H⁺] = [OH^—] = (K_Н2О)^1/2 = (1·10^-14)^1/2 = 10^-7М

Увеличение или уменьшение концентраций иона водорода или гидроксид — иона меняет характер среды. Таким образом, в растворах с различным характером среды, при температуре 25ºС, выполняются следующие условия:

Нейтральная среда	[H⁺] = [OH^—] = 10^-7М
Кислая среда	[H⁺] > [OH^—], [H⁺] > 10^-7М, [OH^—] ˂ 10^-7 М
Щелочная среда	[H⁺] ˂ [OH^—], [H⁺] ˂ 10^-7М, [OH^—] > 10^-7 М

Следует помнить, что не зависимо от характера среды, в водных растворах всегда существуют оба иона.

Выражение характера среды данным способом информативно, но сопряжено с некоторыми трудностями в случае выражения небольших значений концентрации иона водорода. Более удобно пользоваться отрицательным логарифмом этой величины, называемой водородным показателем pH:

pH = -lg[H⁺] = lg (1/[H⁺])

Отметим, что изменению [H⁺] в 10 раз соответствует изменение pH всего на 1 единицу.

pOH = -lg[OH^—] = lg (1/[OH^—])

pH и pOH нейтрального раствора равен 7:

pH = -lg[H⁺] = -lg(1·10^-7) = 7

Нейтральная среда	pH = pOH = 7, pH + pOH = 14
Кислая среда	pH ˂ pOH, pH ˂ 7, pH + pOH = 14
Щелочная среда	pH > pOH, pH > 7, pH + pOH = 14

12)Буферные растворы. Буферные системы. Расчет рН буферных систем,уравнения гендерсона-Гассельбаха. Емкость буферных систем, факторы, влияющие на буферную емскость. Буферные системы крови. Кислотно-щелочное равновесие биологических жидкостей.

Буферные растворы -растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов. рН буферных растворов мало изменяется при прибавлении к ним небольших количеств сильного основания или сильной кислоты, а также при разбавлении и концентрировании.

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха (1908) - математическое (аналитическое) выражение, характеризующее возможности буферной системы.

Уравнение показывает как зависит кислотно-основное равновесие буферного раствора от свойств компонентов кислотно-основной буферной системы и от количественного соотношения этих компонентов в растворе.
Показателем кислотно-основного равновесия в растворе является водородный показатель, pH. Свойство кислоты (её способность распадаться на ионы), как составляющей буферной системы, характеризуется значением константы равновесия, константы диссоциации кислоты, Ka. (или в логарифмической форме pKa = – lgK, в частности, если K = 10^–11, то pK = 11). Количественая структура (состав) буферной системы может быть оценена в виде отношения соль/кислота (эквиваленты, эквивалентная масса).
Учитывая сказанное, уравнение Гендерсона-Гассельбаха выглядит следующим образом:

pH = pKa + lg (соль/кислота).

С помощью этого уравнения можно оценить любую из его переменных, если известны две другие. Например, эквивалентная, или нормальная концентрация HCO3^– и H2CO3 в плазме крови составляет в норме ~26 и 1,3 мэкв / л соответственно. Константа диссоциации (слабой) угольной кислоты pK. = 6,1. Для таких данных можно вычислить, что значение pH плазмы крови будет:

pH = 6,1 + lg (26 / 1,3), pH = 7,4.

Количественной мерой устойчивости буферных систем является буферная емкость. Буферной емкостью (В) называется количество сильной кислоты или сильного основания, которое нужно прибавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу. Она выражается в моль/л или чаще в ммоль/л и определяется по формуле:

где В - буферная емкость; С - концентрация сильной кислоты или основания (моль/л); V - объем добавленного сильного электролита(л); V₆- объем буферного раствора (л); ∆рН - изменение рН.

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 642; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 4 5 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!