Коллигативные свойства растворов – это свойства, которые зависят

Коллигативные свойства растворов – это свойства, которые зависят от числа частиц растворенного в веществе и не зависят от его природы: Понижение давления насыщенного пара (ДНП) над раствором 2. Понижение температуры замерзания раствора (ΔТз) и повышение температуры кипения раствора (ΔТк) 3. Осмотическое давление (π).

↑t ↑p0 H2O: 00C – 4,6 мм рт. ст. 200C – 17,4 мм рт. ст. 1000C – 760 мм рт. ст. p0= pатм. жидкость закипает Понижение давления насыщенного пара (ДНП) над раствором. I закон Рауля

Понижение давления насыщенного пара (ДНП) над раствором. I закон Рауля p0 p >

Понижение давления насыщенного пара (ДНП) над раствором. I закон Рауля

II закон Рауля ΔТзамерзания = Тзамерзания р-ля – Тзамерзания р-ра = ΔТз ΔТкипения = Ткипения р-ра – Ткипения р-ля = ΔТк Повышение температуры кипения (ΔТк) и понижение температуры замерзания (ΔТз) разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. ΔТк = E·Сm; ΔТз = К·Сm;

II закон Рауля Чем больше концентрация растворенного вещества, тем выше Тк и ниже Тз раствора. ΔТк = E·Сm; ΔТз = K·Сm; Сm – моляльная концентрация – количество растворенного вещества в 1 кг растворителя (моль/кг): m вещ-ва Cm = ———————— M · m раств-ля (кг) E – эбулиоcкопическая const; К – криоскопическая const; Эти константы зависят от природы растворителя. При Cm = 1 моль/кг; E= ΔТз; К = ΔТк. КН2О = 1,86 кг·К/моль; EН2О = 0,52 кг·К/моль;

Криометрия –метод определения молярной массы вещества (М) по температуре замерзания: К · m вещ-ва М вещ-ва = —————— (г/моль) ΔТз · m раств-ля (кг)

Осмос. Осмотическое давление Осмос – это односторонняя диффузия воды через полупроницаемою мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией. Вода из сосуда переходит через полупроницаемую мембрану (целлофан, оболочка мочевого пузыря) в сосуд h с более концентрированным раствором. Уровень жидкости в этом сосуде поднимается на высоту h. Осмотическое давление π – это сила, вызывающая ОСМОС или гидростатическое давление столба жидкости, высотой h , от которого прекращается осмос.

Значение осмоса  упругость, тургор клеток  эластичность тканей, форма органов  усвоение пищи, образование лимфы, мочи, кала действие лекарств За счет осмоса вода в организме распределяется между кровью, тканями, клетками.

Осмотическое давление крови Состав плазмы крови: 90 % Н2О, 7 % белков, 0,9 % эл-отв (> NaCl), ≈ 2 % (липидов, аминокислот, глюкозы, органических кислот). π = π НМС + π ВМС (эл. + неэл.) (белки) ΔТз·R·T По ΔТз крови =0,56 Сº определяют π плазмы = ———— = Кз 0,56·0,083·(273+37º) = ————————— = 7,65 атм 1,86 π пл вмс (белки) = 0,04 – 0,03 атм π плазмы = π НМС + π ВМС = 7,65 + 0,03(0,04) ≈ 7,7 – 8,1 атм

Осмотическое давление, которое зависит от белков называется онкотическим (0,03 – 0,04 атм.). При длительном голодании, болезни почек концентрация белков в крови уменьшается, онкотическое давление в крови снижается и возникают онкотические отеки: вода переходит из сосудов в ткани, где πОНК больше. При гнойных процессах πОНК возрастает в 2–3 раза в очаге воспаления, так как увеличивается число частиц из-за разрушения белков. В организме осмотическое давление должно быть постоянным (≈ 7,7 атм.). При болезнях больным вводят изотонические растворы. Это растворы, осмотическое давление которых равно π ПЛАЗМЫ ≈ 7,7 атм. (0,9 % NaCl – физиологический раствор, 5 % раствор глюкозы). Растворы, у которых π больше, чем у π ПЛАЗМЫ, называются гипертоническими. В медицине они применяются для очистки ран от гноя (10 % NaCl), для удаления аллергических оттенков (10 % CaCl2, 20 % – глюкоза), в качестве слабительных лекарств (Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O).

Гемолиз эритроцитов С1 С2 С1 С2 С1 С2 С1 = С2 изо- С1 > С2 гипо- гемолиз С1 < С2 гипер- плазмолиз

Гемолиз – явление набухания и разрыва клеток эритроцитов в гипотоническом растворе. Идет осмос воды в клетки. Клетка набухает, оболочка разрывается. Растворы, у которых π меньше, чем у π ПЛАЗМЫ, называются гипотоническими. Плазмолиз – явление сжатия, высушивания клеток в гипертоническом растворе. Идет осмос воды из клетки в раствор, где π больше. Растворы, у которых π больше, чем у π ПЛАЗМЫ, называются гипертоническими.

Коллигативные свойства растворов электролитов В растворах электролитов число частиц больше из-за диссоциации. Вант-Гофф дал поправочный изотонический коэффициент i, который учитывает диссоциацию электролитов. i = 1+ α (n – 1) / \ степень число частиц диссоциации из 1 молекулы На практике i определяют по ΔТз, ΔТк, π. ΔТз пр ΔТк пр π пр i = ———— = ————— = ————— ΔТз теор ΔТк теор π теор С учетом i формулы для определения коллигативных свойств имеют вид: РО – Р ——— = i · N(x2); ΔТз = i · К· Сm; ΔТк = i · E · Cm; π = i · R · C(x) · T РО

Для сильных электролитов (α≈1): NaCl ↔ Na+ + Cl- 2 иона => n=2, i=2 при α=1 CaCl2 ↔ Ca2+ + 2Cl- 3 иона => n=3, i=3 при α=1

Окислительно-восстановительные реакции реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов. К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество: 0 +1 +2 0 0 0 +2 -2 а) Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 б) 2Мg + O2 = 2MgO 0 +2 0 +2 Mg – 2e¯  Mg – окисление Mg – 2e¯  Mg 2 – +1 0 0 -2 2Н + 2e¯  H2 – восстановление O2 + 4e¯  2O 1 –

Электролиз. Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электролиты: соли, щёлочи, кислоты. Катод (-) Анод (+) Электроды Восстановление Окисление

Процессы на катоде

Процессы на катоде Катионы малоактивных металлов: Cu2+, Hg2+, Ag+, Pt2+, Au3+ Восстанавливаются только катионы металлов: Men++nē = Meo

Процессы на аноде 1) Анионы бескислородных кислот: I–, Br–, S2–, Cl– Окисляются кислотные остатки Am– – mē = Ao 2) Анионы OH– Окисляются только при электролизе растворов щёлочей 4OH– – 4ē = O2↑+ 2H2O

Процессы на аноде 3) Анионы кислородсодержащих кислот: SO42–, NO3–, CO32–, PO43– Окисляются молекулы воды: 2H2O – 4ē =O2↑+ 4H+ 4) Анионы F– Окисляются только молекулы воды 2H2O – 4ē = O2↑ + 4H+

Электролиз расплавов Расплав KOH = K+ + OH– (–) Катод: K+ + 1ē = Ko │х 4 (+) Анод: 4OH– – 4ē = O2↑+ 2H2O │х 1 4K++ 4OH– = O2↑ + 2H2O↑+ 4K 4KOH → 4K + O2↑ + 2H2O↑

Электролиз раствора NaCl Раствор NaCl (–) Катод ← Na+ Cl– → (+) Анод H2O H2O (–) Катод: 2H2O + 2ē = H2↑+ 2OH– (+) Анод: 2Cl– – 2ē = Cl2↑ 2H2O + 2Cl– = H2↑ + Cl2↑ + 2OH– 2H2O+2NaCl=H2↑+Cl2↑+ 2NaOH

Если анод растворимый Анод растворимый. Электролиз раствора AgNO3 (анод растворимый – из Ag) (–) Катод: Ag+ + 1ē = Ago (+) Анод: Ago – 1ē = Ag+ Ago + Ag+ = Ag+ + Ago Электролиз сводится к переносу серебра с анода на катод.

Законы электролиза. Законы Фарадея. Масса веществ, выделившегося на электроде при электролизе, пропорциональна количеству электричества, прошедшее через электролит: где , m–масса веществ продуктов электролиза, гр. Э – эквивалентная масса вещества, гр. I – сила тока, А. F – постоянная Фарадея = 96500 Кл. t – время электролиза, сек.

Применение электролиза. Для получения щёлочных, щёлочноземельных металлов, алюминия, лантаноидов Для получения точных металлических копий, что называется гальванопластикой Для защиты металлических изделий от коррозии и для придания декоративного вида. Отрасль прикладной электрохимии, которая занимается покрытием металлических изделий другими металлами называется ГАЛЬВАНОСТЕГИЕЙ.