4. Литература

1. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М. 1989. с. 6-22, 40-47.

2. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М. 1975. с. 10-20.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. М. 1990 с. 158-162, 187-196.

5. Контрольные вопросы:

1. Что изучает термодинамика?

2. Охарактеризуйте функции состоянии системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.

3. Термодинамические системы: открытая, закрытая, изолированная.

4. Что называется фазой, компонентом?

5. Как формулируется первый закон (начало) термодинамики?

6. Как формулируется закон Гесса?

7. Напишите математическое выражение первого следствия закона Гесса.

8. Чем отличаются химические уравнения от термохимических уравнений?

9. Дайте определения понятиям: стандартные условия, тепловой эффект химической реакции, стандартная энтальпия образования, стандартная энтальпия растворения, сгорания.

10. Что определяет второй закон (начало) термодинамики

11. Критерием чего является изменение энергии Гиббса G?

6. Иллюстративный и раздаточный материал:

мультимедийная презентация

Таблицы:

1. Термодинамические системы (№12)

2. Стандартные термодинамические функции (№13)

3. Диаграмма термодинамических функций (№15)

4. Основные законы термодинамики (№17)

5. Термохимия. Закон Гесса. (№19)

Лекция №2

1. Тема: Растворы. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов.

2. Цель: Изучение коллигативных свойств растворов позволяет понять сущность осмотических процессов в организме.

3. План и тезисы лекции:

3.1. План лекции.

1. Растворы. Значение растворов в жизнедеятельности организмов.

2. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов.

3. Осмос. Осмотическое и онкотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

4. Закон Рауля и его следствия (2-ой и 3-й законы Рауля)

5. Коллигативные свойства растворов электролитов.

6. Эбуллиоскопия, криоскопия, осмометрия и их медико-биологическое применение.

3.2. Тезисы лекции

Свойства разбавленных растворов неэлектролитов, независящие от природы растворенного вещества, а зависящие только от числа его частиц в растворе называются коллигативными. К ним относятся: осмос, понижение давления пара растворителя над раствором, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов относительно чистого растворителя.

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Явление осмоса связано со свойствами полупроницаемых перегородок (полупроницаемых мембран), получивших свое название за способность пропускать только мелкие молекулы растворителя в системах, где они разделяют раствор и растворитель или два раствора разной концентрации. Полупроницаемыми являются стенки клеток, кишечника, кровеносных и лимфатических сосудов, целлофан, пергамент, некоторые неорганические соединения и др. вещества, способные пропускать только мелкие молекулы растворителя. Односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией называется осмосом. Причиной осмоса является разность концентраций двух растворов по обе стороны полупронецаемой мембраны. Полупроницаемые мембраны – это полупроницаемые перегородки (стенки клеток, кишечника, сосудов, целлофан, пергамент и др.) способные пропускать только мелкие молекулы растворителя. Давление внутри сосуда, возникающее за счет осмоса, называется осмотическим давлением. Растворы, имеющие при одинаковой температуре одинаковое осмотическое давление, называются изотоническими. Осмос служит одним из механизмов транспортировки растворителя - воды в животных и растительных организмах.

Вант-Гофф вывел закон, согласно которому: осмотическое давление разбавленного раствора неэлектролита равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии при температуре раствора и занимая объем, предоставленный раствору. Математически этот закон выражается формулой:

 = СRT или  = m/(MּV)ּRT

где  (или Р_осм) – осмотическое давление раствора неэлектролита,

С – молярная концентрация моль/л,

Т – абсолютная температура, К,

R – универсальная газовая постоянная,

m – масса растворенного вещества, г

M – молярная масса растворенного вещества, г/моль

V – объем раствора, л

если при расчетах берется R=8,31 Дж/(мольּК), то давление измеряется в паскалях (Па), если при расчетах берется R = 0,082 (лּатм)/(Кּмоль), то давление – в атмосферах (атм.)

Раствор изотонический плазме крови называют физиологическим раствором. Простейшим по составу физиологическим раствором является 0,85 – 0,9% раствор хлорида натрия.

Длительное время изолированные органы организма и отдельные клетки могут сохраняться в физиологическом растворе

Гипертонический раствор - раствор, имеющий более высокое осмотическое давление, чем стандартный раствор (10% NaCl и 0,9% NaCl).

Гипотонический раствор - раствор, имеющий более низкое осмотическое давление, чем стандартный раствор (0,2% NaCl и 0,9% NaCl).

При помещении клетки крови (эритроцита) в гипертонический раствор происходит экзоосмос и наблюдается сморщивание клетки - это явление называют плазмолизом.

При помещении клетки крови (эритроцита) в гипотонический раствор происходит эндоосмос, наблюдается растяжение, а затем разрыв оболочки клетки и образование раствора 'лаковой' крови. Это явление называют гемолизом.

Первый закон Рауля (закон Рауля): относительное понижение давления насыщенного пара раствора нелетучего вещества равно молярной доле растворенного вещества. Математическая запись первого закона Рауля:

где N – количество вещества растворителя, моль

n - количество растворенного вещества , моль.

Если количество растворенного вещества n очень мало, значением n в сумме (N+n) можно пренебречь, тогда уравнение примет вид:

Закон Рауля применяют для определения молярной М и относительной молекулярной Mr массы вещества.

Второй и третий законы Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора. (Эти законы часто рассматривают как следствия из первого закона Рауля)

Второй закон Рауля: величина повышения температуры кипения Тк разбавленного раствора неэлектролита прямо пропорциональна моляльной концентрации раствора:

Тк = Еּb(x),

где Е – эбулиоскопическая константа (эбулиометрическая постоянная), которая показывает на сколько градусов повышается температура кипения раствора, если в 1кг растворителя растворить 1 моль вещества.

Е(Н₂О) = 0,52⁰. Е(спирта) = 1,04⁰. Е(бензола) = 2,63⁰

Температура кипения водного раствора равна Тк_(р-ра) = 100⁰ + Тк.

Третий закон Рауля: депрессия (величина понижения температуры замерзания) раствора Тз неэлектролита прямо пропорциональна моляльной концентрации раствора:

Тз = Кּb(x),

где К – криоскопическая константа (криометрическая постоянная), которая показывает на сколько градусов понижается температура замерзания раствора, если в 1кг растворителя растворить 1 моль вещества.

К(Н₂О) = 1,86⁰. К(бензола) = 5,12⁰. К(камфоры) = 39,5⁰.

Температура замерзания водного раствора равна Тз_(р-ра) = 0⁰ - Тк.

Эбулиоскопическая и криоскопическая константы зависят от природы растворителя, но не зависят от природы растворенного вещества (неэлектролита).

Коллигативные свойства растворов электролитов.

Растворы электролитов дают повышенные значения величин, характеризующих коллигативные свойства. Для них применимы те же законы и формулы, что и для растворов неэлектролитов, но с учетом изотонического коэффициента. Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул, ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Во сколько раз возросло число частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации показывает изотонический коэффициент i. Изотонический коэффициент связан со степенью электролитической диссоциации соотношением:

i =1-(n-1),

где  - степень электролитической диссоциации (при расчетах ставится в долях от единицы)

n – число ионов, на которые распадается электролит при диссоциации.

Математическая запись формул для растворов электролитов:

Первый закон Рауля:

Второй закон Рауля: Тк = iּЕּb(x),

Третий закон Рауля: Тз = iּКּb(x),

Закон Вант-Гоффа (осмотическое давление):  = iСRT,

Из законов, описывающих коллигативные свойства растворов электролитов и неэлектролитов, видно, что изотонический коэффициент раствора можно определить как отношение: