1. Раствор как гомогенная система. Растворитель, растворенное вещество. Концентрированные и разбавленные растворы.

Растворы - гомогенные (однородные) системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия.

Вещества, составляющие раствор, называют компонентами реакции.

Растворитель - компонент, который в растворе находится в том же агрегатном состоянии, что и до растворения.

Растворённое вещество - Компонент раствора, который присутствует в меньшем или незначительном количестве

Концентрированные растворы - содержание растворенного вещества соизмеримо с содержанием растворителя.

Разбавленные растворы - содержание растворенного вещества мало по сравнению с содержанием растворителя.

Иногда растворы определяют как дисперсные системы. При этом растворитель, в котором распределено вещество, называется дисперсной средой, а частицы растворенного вещества - дисперсной фазой. По степени дисперсности различают: грубодисперсные системы: взвеси( >100нм), коллоидные р-ры: кровь, лимфа, слюна и т.д.(1-100нм), истинные р-ры: р-р соли в воде(1нм)

3. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация), массовая концентрация (или титр).

ω [%]- массовая доля (процентная) концентрация, показывает сколько грамм растворённого вещества содержится в 100 г раствора.

C_М [ моль/л или М ]– молярная концентрация, показывает какое количество молей растворённого вещества содержится в одном литре раствора.

С_N [моль-экв /л или N ] – нормальная (эквивалентная) концентрация показывает количество эквивалентов растворённого вещества в одном литре раствора.

T. t – титрованная концентрация (титр) показывает сколько грамм растворённого вещества содержится в одном мл раствора.

где m (в-ва) – масса вещества в г, V – объём р-ра в мл.

где N – нормальная концентрация, МЭ (Х) – моль-эквивалент вещества (частиц) Х.

4. Химический эквивалент, закон эквивалентов.

Эквивалентом – такое количество вещества, которое взаимодействует с одним моль атомов водорода или замещает его в соединениях. Обозначается Э (Х) и выражается в молях.

Эквивалент в большинстве случаев – величина переменная и определяется для каждой реакции.

Закон эквивалентов: Вещества взаимодействуют и получаются в массовых количествах прямо пропорционально их эквивалентам.

Математическое выражение этого закона:

m₁ и m₂ – массы вешеств, Э₁ и Э₂ – эквиваленты веществ.

Пропорция не изменится, если поменять местами m₂ с Э₁, тогда получим:

где n_Э – количество эквивалентов (моль-эквивалентов).

Следствия:

1. Объёмы реагирующих растворов обратно пропорциональны их нормальным концентрациям:

или V₁ · N₁ = V₂ · N₂

2. Объёмы исходного и того же разбавленного растворов обратно пропорциональны их нормальным или молярным концентрациям:

V₁ · N₁ = V₂ · N₂ V₁ · M₁ = V₂ · M₂

n_Э = V· N

n_Э – количество моль-эквивалентов (МЭ), V – объём раствора в л, N – нормальная концентрация, мэ/л.

5. Эквивалентная масса вещества, еѐ связь с молярной массой, фактор эквивалентности. Правила расчѐта фактора эквивалентности для различных классов неорганических соединений.

Эквивалентная масса(моль-эквивалент) - Масса одного эквивалента вещества. Обозначается М_Э (Х) и выражается в г/моль.

Способы выражения моль-эквивалента:

1) М_Э кислоты =

2) М_Э основания =

3) М_Э соли =

14. Какие растворы называются буферными растворами Классификация буферных растворов.

Буферными растворы – растворы , сохраняющие неизменными значения рН при разбавлении или добавлении небольшого количества сильной кислоты или основания.

Классификация буферных растворов:

• Кислотные т.е. состоящие из слабой кислоты и избытка сопряженного с ней основания (соли, образованной сильным основанием и анионом этой кислоты). Например: СН₃СООН и СН₃СООNa - ацетатный буфер

• Основные, т.е. состоящие из слабого основания и избытка сопряженной с ним кислоты (т.е. соли, образованной сильной кислотой и катионом этого основания). Например: NH₄OH и NH₄Cl – аммиачный буфер

15. Механизм буферного действия. механизм действия буферных систем, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного состояния организма

Рассмотрим его на примере ацетатного буфера: СН₃СООН + СН₃СООNa

Высокая концентрация ацетат-ионов обусловлена полной диссоциацией сильного электролита – ацетата натрия, а уксусная кислота в присутствии одноименного аниона существует в растворе практически в неионизированном виде.

1. При добавлении небольшого количества хлороводородной кислоты, ионы Н⁺ связываются с имеющимся в растворе сопряженным основанием СН₃СОО^- в слабый электролит СН₃СООН.

CH₃COO ‾ +H ⁺ ↔ CH₃COOH (1)

Из уравнения (1) видно, что сильная кислота НС1 заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты СН₃СООН. Количество СН₃СООН увеличивается и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации уменьшается. В результате этого концентрация ионов Н⁺ в буфере увеличивается, но очень незначительно. рН сохраняется постоянным.

При добавлении кислоты к буферу рН определяется по формуле:

рН = рК + ℓg

2. При добавлении к буферу небольшого количества щелочи протекает реакция её с СН₃СООН. Молекулы уксусной кислоты будут реагировать с гидроксид-ионами с образованием Н₂О и СН₃СОО ^‾:

CH₃COOН + OH ^‾ ↔ CH₃COO ‾ + H₂O (2)

В результате этого щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли CH₃COONa. Количество СН₃СООН убывает и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации увеличивается за счет потенциальной кислотности оставшихся недиссоциированных молекул СН₃СООН. Следовательно, концентрация ионов Н⁺ практически не изменяется. рН остаётся постоянным.

При добавлении щелочи рН определяется по формуле:

рН = рК + ℓg

3. При разбавлении буфера рН также не меняется, т.к. константа диссоциации и соотношение компонентов при этом остаются неизменными.

16. Уравнение Гендерсона – Гассельбаха для определения рН и рОН протолитических буферных растворов.

Уравнение Гендерсона – Гассельбаха:

рН = рК + ℓg pOH = pK + ℓg

где рК = -ℓg К_Д.

17. Факторы, влияющие на рН и рОН буферных растворов.

рН буфера зависит от константы диссоциации и соотношения концентрации компонентов. Чем эти величины больше, тем больше рН буфера.

рН буфера будет наибольшим при соотношении компонентов равным единице.

18. Буферная ѐмкость. Зона буферного действия.

Буферная ёмкость раствора(B) – это способность буферной системы противодействовать изменению рН среды.

Буферная ёмкость раствора(B) – выражается количеством моль-эквивалентов сильной к-ты или щёлочи, которое следует добавить к одному литру буфера, чтобы сместить рН на 1.

В =

В – буферная ёмкость,

n_Э – количество моль-эквивалента сильной кислоты или щелочи,

рН_Н – начальное значение рН ( до добавления кислоты или щелочи)

рН_К – конечное значение рН (после добавления кислоты или щелочи)

ΔрН – изменение рН.

На практике буферная ёмкость рассчитывается по формуле:

В =

V – объём кислоты или щелочи,

N – эквивалентная концентрация кислоты или щелочи,

V_буф.- объём буферного раствора,

Δ рН – изменение рН.

Зона буферного действия – интервал значений рН, выше и ниже которого буферное действие прекращается.

рН = рК ± 1 рК = - lgK_д

19. Количественное определение буферной ёмкости.

На практике буферная ёмкость рассчитывается по формуле:

В =

V – объём кислоты или щелочи,

N – эквивалентная концентрация кислоты или щелочи,

V_буф.- объём буферного раствора,

Δ рН – изменение рН.

20. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая и протеиновая.

Бикарбонатный буфер.

Он составляет 53 % буферной ёмкости и представлен:

Н₂СО₃

NaHCO₃ Соотношение 1 : 20

Бикарбонатный буфер представляет собой основную буферную систему плазмы крови; он является системой быстрого реагирования, так как продукт его взаимодействия с кислотами СО₂ – быстро выводится через легкие. Помимо плазмы, эта буферная система содержится в эритроцитах, интерстициальной жидкости, почечной ткани.