Вчення про розчини



Скачати 88.47 Kb.
Дата конвертації17.12.2016
Розмір88.47 Kb.


Лекція 10

Каф. медичної та біоорганічної хімії


ВЧЕННЯ ПРО РОЗЧИНИ
Склад розчинів. Розчини - це гомогенні термодинамічно стійкі системи змінного складу, які складаються з двох або більше ком­понентів та продуктів їх взаємодії. Хімічні речовину при змішуванні яких утворюється розчин та які можна виділити із нього у чистому ви­гляді, називають компонентами розчину. Речовину, яка при розчиненні не змінює свого агрегатного стану, або входить до складу розчину у більшій кількості, називають розчинником. Най­поширенішим у природі розчинником є вода.

Другим компонентом розчину є розчинена речовина (одна або кілька). Частинками розчиненої речовини є окремі молекули або йони з розміром менше 1 нм, які рівномірно розподілені між молекулами роз­чинника. Важливо, що при утворенні розчину компоненти частково втра­чають свої фізичні властивості.

Розчини посідають проміжне місце між механічними сумішами і хімічними сполуками. Від суміші розчин відрізняє те, що будь-який його мікроскопічний об'єм, який знаходиться у стані динамічної рівноваги, має однаковий хімічний склад і фізичні властивості, як і вся маса розчи­ну. Важливо і те, що утворення розчинів супроводжується тепловим ефектом та зміною об'єму.

На відміну від хімічних сполук, склад розчинів може змінюватись залежно від кількості взятих компонентів. Отже, розчини не підлягають законам сталості складу і кратних відношень і тому їх називають сполу­ками змінного складу. Крім того, для розчинів характерні слабкі ван-дер-ваальсові взаємодії, а у деяких випадках - виникнення водневих зв'язків між компонентами розчину.



Класифікація розчинів. Класифікують розчини за різними озна­ками.

1. За агрегатним станом розчини поділяють на газоподібні, рідкі і тверді.

Для газових систем характерний хаотичний рух молекул усіх ком­понентів, дуже слабка взаємодія між ними і відсутність певної структури. Тому кожен компонент зберігає характерні для нього фізичні та хімічі властивості. З огляду на це, газові розчини за звичайного тиску можь розглядати як фізичну суміш. Прикладом такого розчину є повітря. Склг сухого атмосферного повітря (у відсотках за об'ємом) такий: азоту 78,09 %; кисню - 20,95 %; вуглекислого газу - 0,032 % та 0,93 % благ родних газів. Зазвичай у повітрі, крім названих газів, ще міститься вод на пара (0,02-4 % за масою).



Рідкі розчини можна одержати розчиненням у рідині газів (наприклад, амоніаку, гідроген хлориду (хлороводню), кисню у воді), твердих речовин (зокрема, натрій хлориду або цукру у воді, йоду в етанолі) і рідин (наприклад, етанолу у воді, бензену в ацетоні).

Тверді розчини (зокрема, сплави) утворюються при кристалізації рідких розплавів металів. Кристалічну ґратку твердого розчину утворюють частинки усіх компонентів (атоми, йони, молекули), які розміщені неупорядковано і утримуються за рахунок міжатомної, міжіонної та міжмолекулярної взаємодій.

2. За вмістом розчиненої речовини розчини поділяють на розведні
та концентровані.

Розведеним вважають розчин, у якому вміст розчиненої речови не перевищує 30 %, а у концентрованому розчині масова частка розчиненої речовини становить понад 30 %.

3. За здатністю речовини розчинятись за даних умов у даній масі
розчинника розчини бувають ненасиченими, насиченими, пересиченими.

Якщо у даній масі розчинника якась маса речовини ще може розчинитись, то такий розчин за даних умов є ненасиченим:


АВ → АВ

тверда фаза розчин


У разі, коли досягнуто границі розчинення, тобто кількість речовини, що переходить у розчин за одиницю часу, дорівнює кількості речовини, що виділяється у вигляді твердої фази, - розчин називають насиченим:
АВ  АВ

тверда фаза розчин


Якщо речовини розчинено більше, ніж її потрібно для насичення за даних умов, то такий розчин є пересиченим. Ця система нестійка, тому за найменшої зміни умов (потирання скляною паличкою об стінки посу­ду, внесення маленького кристалу розчиненої речовини) розпочнеться процес кристалізації:
АВ  АВ

тверда фаза розчин


Зауважимо, що для добре розчинних речовин концентровані розчи­ни можуть бути далекими від стану насичення. Так, за температури 60 °С розчин з масовою часткою натрій нітрату 50 % є ненасиченим. І навпаки, для малорозчинних речовин дуже розведені розчини є вже на­сиченими. Наприклад, за температури 40 °С розчин з масовою часткою гіпсу 0,2 % є насиченим.

Колігативні властивості розведених розчинів.

Властивості розчинів, які не залежать від природи компонентів, а залежать тільки від кількості кінетичних одиниць системи називають колігативними. До них відноситься осмотичний тиск, зниження тиску пари розчинника над розчином, підвищення температури кипіння й зниження температури замерзання розчинів.

Якщо розчини різної концентрації розділити напівпроникною мембраною, процес дифузії може прийняти однобічний характер. В організмі є незліченна безліч мембран. Це оболонки клітин і їхніх органоїдів (ядро, тельця Гольджі та ін.), стінки кровоносних судин, оболонки органів та ін. Мембрани розрізняються за своїм складом, структурою, розмірами пор і, як наслідок, за проникністю. Одні з них проникні тільки для молекул води, інші можуть пропускати іони й малі молекули. Різноманітна проникність для іонів може залежати від взаємодій між зарядженими групами мембрани до цих іонів.

Якщо мембрану, проникну тільки для розчинника, занурити між чистим розчинником і розчином або між розчинами різної концентрації виникає процес, що називається осмосом.

1) Осмос і осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа.

Осмос – це однобічна дифузія розчинника через напівпроникну мембрану із чистого розчинника в розчин або з розчину з меншою концентрацією в розчин з більшою концентрацією.

У міру збільшення надлишкового тиску в розчині швидкість осмосу зменшується й при певному тиску наступає рівновага, при якій в обох напрямках через мембрану проходить однакова кількість молекул розчинника. Надлишковий гідростатичний тиск у розчині в порівнянні із чистим розчинником при встановленні осмотичної рівноваги називається осмотичним тиском.


Схема осмометра: 1 – манометр;

2 – посудина з розчином; 3 – посудина з розчинником


При вивченні осмотичного тиску було встановлено, що він підкоряється тим же законам, що й тиск ідеального газу. Осмотичний тиск прямо пропорційний молярній концентрації і температурі:



Р = СRТ закон Вант-Гоффа.

У наведеній формулі немає жодної величини, що залежала б від природи розчиненої речовини. Отже, величина осмотичного тиску буде однакова для будь-якої речовини (неелектроліту) за однакової температури й молярної концентрації.

Осмотичний тиск біологічних рідин підтримується на досить сталому рівні, що регулюється роботою нирок, виділенням поту, вмістом водяних пар у видихуваному повітрі. Так, осмотичний тиск крові людини становить 700–800 кПа. Цьому осмотичному тиску відповідає осмотична концентрація в плазмі крові при 37 °С: від 0,287 моль/л до 0,303 моль/л.

Розчини з однаковим осмотичним тиском називаються ізотонічними. Ізотонічними стосовно крові є 0,9 % розчин NаСl та 5 % розчин глюкози.

Розчини з більшим осмотичним тиском — гіпертонічні, з меншим — гіпотонічні.

Онкотичний тиск – це частина осмотичного тиску крові, обумовлена високомолекулярними сполуками й становить 3,5– 3,9 кПа.

2) Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином. Закон Рауля.

Окрім осмотичного тиску, до колігативних властивостей відноситься зниження тиску насиченої пари над розчином, зниження температури замерзання й підвищення температури кипіння розчинів.

За певної температури тиск насиченої пари над кожною рідиною – величина стала. Тиск пари, при якому за даною температурою наступає динамічна рівновага, що характеризується рівністю швидкостей випару й конденсації рідини, зветься тиском насиченої пари. Дослід показує, що тиск насиченої пари розчинника над розчином завжди нижче, ніж над чистим розчинником за тією ж температурою. Це можна пояснити виходячи із принципу Ле-Шательє. Між рідиною й парою встановлюється рівновага:

(H2O)р ↔ (H2O)пара

Якщо розчинити у воді будь-яку речовину, то внаслідок гідратації, кількість рідкої води стає менше й піде процес конденсації пари (процес збільшення кількості рідини). Нова рівновага встановлюється при більш низькому тиску насиченої пари. Зниження тиску насиченої пари буде тим більшим, ніж більша концентрація розчинів.

Французький хімік Рауль (1886) встановив, що відносне зниження тиску пари розчинника над розчином дорівнює молярній частці розчиненої речовини (закон Рауля):




Із закону Рауля бачимо, що розчини будуть кипіти при більш високій температурі, а замерзати при більш низькій.

3) Зниження температури замерзання (депресія) і підвищення температури кипіння розчинів.

Усяка рідина починає кипіти за тією температурою, за якою тиск її насиченої пари дорівнює зовнішньому тиску. Тому що тиск пари над розчином нижче, ніж над чистим розчинником, він стане дорівнювати атмосферному тиску за більш високою температурою.

Підвищення температури кипіння й зниження температури замерзання відповідає принципу Ле-Шательє:

(H2O)р ↔ (H2O)тв

Якщо розчинити у воді будь-яку речовину, концентрація молекул води знизиться й піде процес плавлення льоду. Нова рівновага встановиться за більш низькою температурою. Підвищення температури кипіння й зниження температури замерзання пов'язане з концентрацією розчину.

Рауль установив: для розведених розчинів неелектролітів підвищення температури кипіння й зниження температури замерзання пропорційно моляльній концентрації.

ΔTзам = Kкв(x)

ΔTкип = Kев(x)

Kе й Kк відповідно ебуліоскопічна й кріоскопічна константи, що залежать тільки від природи розчинника й не залежать від природи розчиненої речовини. Вони показують, на скільки підвищується температура кипіння або знижується температура замерзання розчину, якщо він містить 1 моль речовини в 1 кг розчинника. Для води Kе = 0,52 К · кг/моль; Kк = 1,86 К · кг/моль.


Колігативні властивості розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт.

Для розчинів електролітів зниження тиску насиченої пари, зниження температури замерзання, підвищення температури кипіння, осмотичний тиск повинні бути більші, ніж неелектроліту (закон Вант-Гоффа).

Це відношення називається ізотонічним коефіцієнтом:

i = N / N0

де N – число частинок у розчині електроліту, N0 – кількість розчинених молекул.

Ізотонічний коефіцієнт залежить від величини ступеня дисоціації електроліту й обчислюється за формулою:

i = 1 + ( - 1)

де ν кількість іонів у сполуці,  – ступінь дисоціації.

Тому для електролітів:

P = iСRT

ΔTзам = iKкb(x)

ΔTкип = iKеb(x)

Роль осмосу в біологічних системах. Властивості напівпроникних мембран. Онкотичний тиск|тиснення|. Гемоліз та плазмоліз.

Осмос відіграє велику роль у фізіологічних процесах організму. Засвоєння їжі, обмін речовин тісно пов’язані із різною проникною здатністю клітинної мембрани для води та розчинених речовин. Мембрана має напівпроникні властивості. Осмотичний тиск відіграє роль механізму, що подає клітинам поживни речовини та воду. Осмотичний тиск крові у нормі становить 700–800 кПа. Цьому осмотичному тиску відповідає осмотична концентрація в плазмі крові, що при 37о С перебуває в межах 0,287– 0,303 моль/л. Онкотичний тиск – це частина осмотичного тиску крові, обумовлена високомолекулярними сполуками, зокрема білками й становить 3,5 – 3,9 кПа.

Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними. Ізотонічними стосовно крові є, наприклад, 0,9  % розчин NaCl, 5  % розчин глюкози й ін. Розчини з більшим осмотичним тиском є гіпертонічними, а відповідно з меншим осмотичним тиском – гіпотонічними. Тому за законом осмосу клітина, що занурена в гіпертонічний розчин, піддається плазмолізу (зморщування), а в гіпотонічному розчині буде спостерігатися гемоліз (розбухання й розрив).

При потребі у постачанні в організм великої кількості рідини або для розведення ліків для внутрішньовенного вливання треба застосовувати ізотонічні стерильні розчини, щоби уникнути плазмолізу еритроцитів. Для промивання ран у медичній практиці використовують гіпертонічні розчини, наприклад 10% розчин NaCl.
Кріометрія, эбуліометрия| і осмометрія; їх використання в медико-біологічних дослідженнях.

Вимір осмотичного тиску (осмометрія), підвищення температури кипіння (ебуліометрія), зниження температури замерзання (кріометрія) використовуються для визначення деяких фізико-хімічних величин. Зокрема, вимірявши ΔTзам, можна визначити молекулярну масу неелектроліту, а також можна визначити ступінь дисоціації електроліту. У біологічних дослідженнях ΔTзам називається депресією.



Вимір депресії біологічних рідин (крові, лімфи, сечі) дозволяє розраховувати їхню осмотичну концентрацію, тобто сумарну концентрацію всіх частинок. У нормі депресія крові складає 0,56 К.




База даних захищена авторським правом ©lecture.in.ua 2016
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка