Билет 1,9.

1.Способы выражения концентрации растворов:

а. точные способы:

1.Массовая доля растворённого вещества  - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора :

2.Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора

3.Моляльность  или моляльная концентрация— количество растворённого вещества (число молей) в 1000 г растворителя.

4.Нормальная концентрация  или молярная концентрация эквивалента— количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора.

5. Молярная концентрация

6.Молярная доля

7.Титр или массовая концентрация

б.приближенные способы:

1.разбавленный раствор

2.концентрированный раствор

3.ненасыщенный раствор

4.насыщенный раствор

5.перенасыщенный раствор

Молярная концентрация -отношение количества вещества компонента раствора к объему раствора.

С(Х)=V(Х)/Vр-ра

Размерность=моль/л.

Задача:

С= масса в-ва /объем раствора * молярная масса

Vр-ра=масса в-ва/С*M

Vр-ра=4,9 г/1 кг*98 г/моль=0,05 л

Ответ: 0,05 моль

2. Электроли́т — вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.

Водные растворы электролитов в отличие от растворов неэдектролитов:

1.хорошо проводят электрический ток

2.имеют аномально высокое осмотическое давления

3.давление насыщенного пара является относительно пониженным

Электролиты по степени диссоциации:

1. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых равна 30% (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO₃).

2. Средние электролиты— электролиты, степень диссоциации которых равна от 3% до 30%.

3. Слабые электролиты —электролиты, степень диссоциации которых меньше 3%(то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

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

Задача:

3. Буферные растворы — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов;

Буферными называют растворы, рН которых практически не изменяется от добавления к ним небольших количеств сильной кислоты или щелочи, а также при разведении. Простейший буферный раствор – это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион (например, смесь уксусной кислоты СН3СООН и ацетата натрия СН3СООNa), либо смесь слабого основания и соли, имеющей с этим основанием общий катион (например, смесь гидроксида аммония NH4OH с хлоридом аммония NH4Cl).

Значение pH буферного раствора можно рассчитать по уравнению Гендерса-Гассельбаха:  ,

где   это отрицательный десятичный логарифм от константы диссоциации кислоты .

Выводы из уравнения Гендерса-Гассельбаха:

1.рН буферных растворов зависит от:

а. отрицательного десятичного логарифма константы диссоциации слабой кислоты рКа или слабого основания рКв

б.отношения концентраций компонентов

2. рН буферных растворов не зависит от разбавления раствора воды

3.значение рКа любойкислоты м рКб любого основания можно вычислить по измеренному рН раствора, если известны молярные концентрации компонентов.

4.с помощью уравнения можно узнать, в каком соотношении нужно взять компоненты буферной смеси, чтобы приготовить раствор с заданным значением рН.

Классификация буферных систем:

1.ацетатная

2.аммиачная

3.карбонатная, фосфатная

4.аминокислотная, белковая.

Классификация кислотно-основных буферных систем:

1.Слабая кислота и ее анион А- /НА:

Например, ацетатная буферная.

2.Слабое основание и его катион В/ВН+:

Например, аммиачная буферная система.

3.Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей:

Например, карбонатная буферная.

4.Ионы и молекулы амфолитов.

Например, аминокислотные буферные системы.

Механизм буферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы СН3СОО-/СН3СООН,

В основе действия которой лежит кислотно-основное равновесие:

СН3СООН  =  СН3СОО-  +  Н+

Главный источник ацетат-ионов – сильный электролит СН3СООNa:

СН3СООNa  = СН3СОО-  +  Na+

При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СН3СОО- связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:

СН3СОО-  +  Н+  =  СН3СООН

(кислотно-основное равновесие смещается влево, по принципу Ле Шателье)

Уменьшение концентрации анионов СН3СОО- точно уравновешивается повышение концентрации молекул СН3СООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительно изменяется рН.  

При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резервная кислотность) высвобождаются и нейтрализуются добавочные ионы ОН-, связывая их в молекулы воды:

СН3СООН  +  ОН-  =  СН3СОО-  +  Н2О

(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по принципу Ле Шателье)

В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следовательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концентрации слабой кислоты СН3СООН точно уравновешивается повышение концентрации анионов СН3СОО-.

Таким образом щелочь и кислота нейтрализуются.

4.Свободная поверхностная энергия- энергия молекулярного давления. Она зависит от поверхностного натяжения и площади поверхности.

Адсорбция- самопроизвольное изменение концентрации вещества на границе раздела фаз по сравнению с его концентрацией внутри одной из фаз.

Причина адсорбции - нескомпенсированность межмол. сил вблизи пов-сти, раздела фаз  т.е. наличие адсорбц. силового поля. 

5. О́смос —односторонний переход молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор бо́льшей концентрации.

Осмотическое давление- давление, которое растворенное вещество оказывает на мембрану.

Осмотическое давление коллоидных растворов очень мало, значительно меньше, чем в истинных растворах. Это объясняется тем, что коллоидные частицы очень большие по сравнению с обычными молекулами и поэтому число их оказывается очень маленьким, поэтому и осмотическое давление оказывается небольшим. Осмотическое давление определяется только числом частиц в растворе, будь то это небольшие молекулы или наоборот.

Как проявляется осмотическое давление в коллоидных растворах?

Например, осмотическое давление, создаваемое белками плазмы крови оказывается необходимым для всасывания межклеточной жидкости в капиллярах венозного русла. При нарушении этого процесса появляются отеки.

Билет 2, 10.

1 .Автопротолиз — обратимый процесс самоионизации, процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов.

Константа автопротолиза — физическая величина, характеризующая способность протонного растворителя к диссоциации. Обозначается K_S.

HА ↔ H⁺ + A⁻

константа автопротолиза рассчитывается по формуле:

K_S = [H⁺]•[A⁻]

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах.

Ио́нное произведе́ние воды́- величина, постоянная не только в чистой воде, но и в разбавленных растворах кислот и оснований.

Водоро́дный показа́тель- десятичный логарифм равновесной концентрации в растворе ионов водорода, взятый с обратным знаком.

Гидроксильный показатель- десятичный показатель числового значения равновесной концентрации в растворе гидроксидных ионов, взятых с обратным знаком.

2. Кисло́тно-осно́вное равнове́сие — относительное постоянство соотношения кислота-основание внутренней среды живого организма. Является составной частью гомеостаза. Количественно характеризуется либо концентрацией водородных ионов (протонов) в молях на 1 л, либо водородным показателем pH.

Бу́ферные систе́мы кро́ви — физиологические системы и механизмы, обеспечивающие кислотно-основное равновесие в крови. Они являются «первой линией защиты», препятствующей резким перепадам pH внутренней среды живых организмов

Задача:

чтоб получить pH нужно вычислить [H(+)]:

1). 1г муравьиной кисл. это 1 / 46 = 0.02174 моль, объем раствора 0.5л, значит CM(кисл.) = 0.02174 / 0.5 = 0.0435 моль/л.

2) очевидно что все ионы HCOO(-) будут от диссоциации формиата калия (т.к. соли диссоциируют нацело), значит [HCOO(-)] = молярная конц. HCOOK.

1г HCOOK это 1 / 85 = 0.01176 моль, а его молярная конц. 0.01176 / 0.5 = 0.0235 моль/л

3) теперь вытаскиваем [H(+)]. [H(+)] = Kd*CM(кислоты) / [HCOO(-)] = (1.8*10^-4)*0.0435 / 0.0235 = 3.33*10^-4 моль/л

ну а pH = -lg[H(+)] = -lg(3.33*10^-) = 3.48

3. Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

Закон Рауля.

Относительное понижение упругости пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного нелетучего компонента.

Dельта t=K*M

Следствия из закона Рауля:

1. Растворение нелетучего компонента в растворителе приводит к расширению температурной области существования жидкой фазы.

2. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества.

3. Растворы, содержащие одинаковое число молей растворенных веществ в одинаковых молях растворителя, обнаруживают одно и то же понижение температуры замерзания и одно и то же повышение температуры кипения.

Задача

По закону Рауля: Dельта t=K*M, где К - криоскопическая постоянная, К=1,86К*кг/моль; М - мольяльная концентрация раствора, моль/кг (моль вещества, кг - растворителя). D - это дельта, понижение температуры

Получаем: n(C6H12O6) = 10г/180г/моль=0,055моль

m(H2O) = 100-10=90г=0,090кг

М = 0,055моль/0,090кг=0,617моль/кг

Dt=1,86*0,617=1,15

Т.е.температура замерзания раствора: -1,15

Сахароза

Получаем: n(C12H22O11) = 10г/262г/моль=0,038моль

m(H2O) = 100-10=90г=0,090кг

М = 0,038моль/0,09кг=0,424моль/кг

Dt=1,86*0,424=0,78

Т.е.температура замерзания раствора: -0,78 С.

4.Адсорбция- самопроизвольное изменение концентрации вещества на границе раздела фаз по сравнению с его концентрацией внутри одной из фаз.

Абсорбция — поглощение вещества объёмом фазы, когда вещество накапливается не только на поверхности раздела, но и может проникать через границу раздела внутрь прилегающей фазы.

Адсорбенты – это вещества, на которое происходит адсорбция. Адсорбенты бывают:

1.твердые

2.жидкие

Адсорбтив - само адсорбирующееся вещество.

Различают два вида адсорбции:

1)Адсорбция на поверхности твердого тела на границе раздела твердое тело-газ и твердое тело-жидкость;

2) Адсорбция на поверхности жидкости на границах раздела жидкость-газ и жидкость-жидкость.

Адсорбция:

1. полярная

2. эквивалентная

3. ионообменная.

Адсорбция:

1. положительная- вещество концентрируется на границе раздела фаз.

2. отрицательная- вещество отталкивается от поверхности за счет энергии какого-либо процесса.

Адсорбция:

1.физическая

2.химическая

5.Коагуляция- потеря коллоидными системами агрегативной устойчивости.

Теории коагуляции:

1.адсорбционная теория коагуляции Г.Фрейндлиха, согласно которой коагулирующее действие электролита- следствие адсорбции ионов поверхностного агрегата.

2. физическая теория коагуляции ДЛФО, согласно которой повышение концентрации электролита в дисперсной среде приводит к уменьшению толщины диффузного слоя.

Билет 3,11.

1).Нормальная концентрация или молярная концентрация эквивалента — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора; отношение количества вещества эквивалента в растворе к объему раствора.

Размерность- моль/л.

С(1/z)=С*Z

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции

эквивалента равна одному иону водорода или одному электрону- в окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности (fэ) - Число, показывающее долю реальной частицы, эквивалентной

одному иону водорода в реакциях кислотно-основного типатили одному электрону − в окис-лительно-восстановительных реакциях.

Примеры определения эквивалентов различных веществ:

1.Если в химической реакции участвуют два вещества Х1 и Х2, то по закону эквивалентов количество эквивалента одноговещества ν( 1/Z X 1) равно количеству эквивалента второго

вещества ν( 1/Z X 2), т.е.:

ν( 1/Z X 1) = ν( 1/Z X 2).

2. Если кислотно-основная реакция протекает до конца, то при на-хождении фактора эквивалентности кислот, оснований и солей сле-дует учесть, что

Z − это основность кислоты или кислотность основа-ния, а в случае солей −произведение числа атомов металла, обра-зующего соль, на его валентность.

Молярная масса эквивалента (Мэ) – это масса одного моль эквивалента.

М( 1/Z X ) = 1 M(X) Z ⋅ .

Задача:

С=1000*1,07*0,13/98*1*1/3=4,258H.

2). Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых равна 30% (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO₃).

Активная концентрация (активность). Активность - это так называемая эффективная концентрация .

a=cf

Отношение активности к общй концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности:

Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора (или компонента раствора) от идеального.

Ионная сила раствора - параметр (У), используемый для характеристики электрического поля раствора и измеряемый полусуммой произведения концентрации всех ионов на квадрат их заряда.

Задача:

У=1/2*(C1*Z1"+С2*Z2"+...)

У=1/2*C*Z"=1/2*0,02*2,5=0,06

3. Гидро́лиз – это обменная реакция между веществом и водой; частный случай сольволиза-взаимодействия растворенного вещества и растворителя.

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания(гидролиз и по аниону и по катиону)

4. Пове́рхностно-акти́вные вещества́ (ПАВ) — химические соединения, которые, концентрируясь на поверхности раздела фаз, вызывают снижение поверхностного натяжения.

Основной количественной характеристикой ПАВ является поверхностная активность — способность вещества снижать поверхностное натяжение на границе раздела фаз — это производная поверхностного натяжения по концентрации ПАВ при стремлении С к нулю. Поверхностно-активными в водных растворах являются вещества, имеющие дифильную группу.

Поверхностно-неактивные вещества обладают следующими характерными

особенностями:

а) обладают большим по сравнению с растворителем поверхностным натяжением;

б) имеют более высокую растворимость.

Поверхностно-неактивными в водных растворах являются хорошо растворимые полярные вещества, представляющие часто электролиты.

Типы ПАВ:

1.короткоцепочечные:

-соединения небольшой молекулярной массы

-это различные низшие спирты, жирные кислоты(н-р, амиловый спирт, масляная кислота)

-они образуют истинные растворы и находятся в них в виде отдельных молекул и ионов.

2.длинноцепочечные(коллоидные):

-соединения сравнительно большой молекулярной массы

-это различные высшие спирты, жирные кислоты

-они являются полуколлоидами и присутствуют в растворе одновременно в 2 формах- в виде отдельных молекул и ионов и в виде скоплений молекул-коллоидных частиц.

5. Электрофорез - Направленное перемещение частиц дисперсной фазы под действием приложенной разности потенциалов.

Электрофорез используется в медицине, в биологии при выявлении биохимической и физиологической роли различных высокомолекулярных соединений. Этот метод используется также для фракционирования полимеров различной природы и минеральных дисперсий.

Электроосмос - Направленное перемещение жидкости в пористом теле под действием приложенной разности потенциалов.

Практическое применение электроосмоса ограничено из-за большого расхода электроэнергии. Тем не менее, это явление используется для удаления влаги при осушке различных объектов

Билет 4,12

1. Моляльная концентрация (моляльность) – величина, показывающая, сколько молей растворенного вещества в растворе приходится на 1 кг растворителя; отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.

    

Размерность=моль/кг

Задача:

m(эфира) =3,04/93*0,3=0,109 кг.

2. Слабые электролиты —электролиты, степень диссоциации которых меньше 3%(то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

Задача:

Кд=0,02*0,02*0,01/1-0,02=4*10-6

3.О́смос —односторонний переход молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор бо́льшей концентрации.

Осмос характеризуется осмотическим давлением. Зависит(прямо пропорционально) от:

1.концентрации

2.температуры.

Осмосом называется преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя (диффузия) через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией. Необходимым условием возникновения осмоса является наличие растворителя и раствора или двух растворов различной концентрации, разделенных полупроницаемой мембраной.

Росм. = c(X)RT, (Закон Вант-Гоффа)

с(Х) — молярная концентрация, моль/л;

R — универсальная газовая постоянная, равная 8,314 кПа — л/(моль — К);

Т — абсолютная температура, К.

Растворы в зависимости от осмотической концентрации:

1.гипертонические- растворы, в которых концентрация растворенных веществ и осмотическая концентрация в одной системевыше, чем в другой

2.гипотонические- растворы, в которых концентрация растворенных веществ и осмотическая концентрация в одной системе меньше, чем в другой.

3.изоосмотические(изотонические)-растворы, в которых концентрация растворенных веществ и осмотическая концентрации равны.

Явление осмоса играет важную роль во многих химических и биологических системах. Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки и межклеточные структуры. также играет большую роль в экологии водоемов. Если концентрация соли и других веществ воде поднимается или упадет то обитатели этих вод погибнут и за погубного воздействия осмоса. Играет роль в водно-солевом обмене.

4. Динамическим адсорб. равновесие- подвижное равновесие между кол-вом адсорбируемых и покидающих поверхность молекул в ед. времени.

Она достигается тремя путями: разрушением адсорбента, изменением температуры, элюцией. Элюция – смена граничащей с адсорбентом фазы.

Адсорбция на твердой поверхности имеет часто происходит за счет сил межмолекулярного притяжения.

Адсорбция на твердой поверхности:

1)1.молекулярная- адсорбция вещества в виде нейтральных молекул

2. полярная или ионная- адсорбция полярных веществ за счет индукционных и ориентационных взаимодействий.

2)1.физическая- адсорбция, происходящая под действием сил Ван-дер-Вальса и вследствие возникновения водородных связей.

2.химическая-адсорбция, происходящая за счет более прочных химических- ковалентных связей между молекулами адсорбента и адсорбтива.

5. Так как лиозоли кроме мицелл, электролита - стабилизатора и растворителя содержат значительную долю примесей индифферентного электролита. Низкомолекулярные примеси из лиозолей можно удалить с помощью фильтрации, диализа, электродиализа и ультрафильтрации.

Фильтрация основана на способности колл. Частиц проходить ч/з поры обычных фильтров.

Диализ – удаление с пом. Мембран низкомолекул. Соед. Из колл. Р-ров и р-ров ВМС. Диализ основан на разнице в скорости диффузии истинно- и коллоидно растворимых веществ через полунепроницаемую перегородку - мембрану. Для этих целей применяют мембраны, изготовленные из животных и растительных перепонок. Подвергающаяся диализу коллоидная система находится в мешочке, который состоит из полунепроницаемой мембраны и помещен в сосуд с проточной водой. молекулы и ионы легко проникают из мешочка через поры наружу, замещаясь в силу диффузии молекулами растворителя. 

Электродиализ позволяет закончить очистку коллоидного раствора в течение нескольких часов, тогда как обычный диализ продолжается недели и даже месяцы. В производственных условиях диализом очищают от солей белки (желатин, агар-агар, гуммиарабик), красители, силикагели, дубильные вещества и др.

Ультрафильтрация - электродиализ, проводимый под давлением, - является по существу не методом очистки золей, а методом их концентрирования.

Билет 5,13