Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Зависит ли осмотическое давление от природы растворённого вещества?

Осмосом называют преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя(диффузию) через полунепроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.Осмотическим давлением называют величину, измеряемую минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.Закон Вант-Гоффа:Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации, коэффиценту пропорциональности и абсолютной температуре: π =С(Х)RT, Где π- осмотич давление,кПа; С(Х)- молярная концентрация, моль/лС(Х)= n/V, где n-число молей неэлектролита, V- объём раствора; R- универсальная газовая постоянная,равная 8,31кПа*л/(моль*К); T-абсолютная температура, K.

π = n/V * RT или πV= nRT.

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентомОсмотическое давление зависит от концентрации растворенного вещества и температуры. Так, при увеличении концентрации с сахарозы в воде в два раза осмотическое давление возрастает примерно в два раза, при увеличении концентрации c в три раза осмотическое давлениевозрастает почти во столько же и т. д.

28. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. Изотонический коэффициент

Изотонический раствор- жидкость внутренней среды или искусственно приготовленный раствор имеет такое же осмотическое давление, как нормальная плазма крови, подобную жидкую среду или раствор Гипертонический раствор жидкость с более высоким осмотическим давлением Гипотонический раствор жидкость с более низким осмотическим давлениемЧтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа (i)– это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:

Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:

- осмотическое давление Росм = ί С_м RT;

- 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ί Сm ;

- 2-й закон Рауля t_кp = ί К_кр C_m; Δt_кип = ίК_кип C_m.

Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δt_кp, Δt_кип, Р_осм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δр_выч, Δt_{кp выч}, Δt_{кип выч}; Р_{осм выч}):

Δр Δt_кp Δt_кип Р_осм

Δр_выч Δt_{кp выч} Δt_{кип выч} Р_{осм выч}

29. Роль осмоса в биологических системах. Плазмолис и лизис. Осмотическое давление обеспечивает переход растворителя через полунепроницаемую мембрану от р-ра менее концентрированного к р-ру более концентрированному, поэтому оно играет важную роль в распределении воды между внутренней средой и клетками организма. Лизис-набухание клеток, разрыв оболочек, вытекание клеточного содержимого, вследствии помещения клеток в гипотонический р-р. Плазмолис-сморщивание клеток, при их помещении в гипертонический р-р.
30. Что называют буферными растворами? Буферные р-ры-это р-ры рН которых меняется незначительно при разбавлении или при добавлении небольших количеств китслоты или щелочи.		.

Изотонический раствор- жидкость внутренней среды или искусственно приготовленный раствор имеет такое же осмотическое давление, как нормальная плазма крови, подобную жидкую среду или раствор Гипертонический раствор жидкость с более высоким осмотическим давлением Гипотонический раствор жидкость с более низким осмотическим давлениемЧтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентомИзотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа (i)– это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:

Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:

- осмотическое давление Росм = ί С_м RT;

- 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ί Сm ;

- 2-й закон Рауля t_кp = ί К_кр C_m; Δt_кип = ίК_кип C_m.

Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δt_кp, Δt_кип, Р_осм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δр_выч, Δt_{кp выч}, Δt_{кип выч}; Р_{осм выч}):

Δр Δt_кp Δt_кип Р_осм

Δр_выч Δt_{кp выч} Δt_{кип выч} Р_{осм выч}

31. Чем обусловлено буферное действие с точки зрения протонной теории.
С точки зрения протонной теории1 буферное действие растворов обусловлено наличием кислотно-основного равновесия общего типа: Воснование+ Н+Û ВН+ сопряженная кислота НАкислотаÛ Н++ А- сопряженное основание Сопряженные кислотно-основные пары В /ВН+ и А- /НА называют буферными системами. Буферные растворы играют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов – кислотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием нескольких буферных систем, входящих в состав этих тканей.

32. Классификация кислотно-основных буферных систем. Какие типы буферных систем известны ?
1. Слабая кислота и ее анион А- /НА: · ацетатная буферная системаСН3СОО- /СН3СООН в растворе СН3СООNa и СН3СООН, область действия рН 3, 8 – 5, 8. · Водород-карбонатная системаНСО3 - /Н2СО3 в растворе NaНСО3и Н2СО3, область её действия – рН 5, 4 – 7, 4. 2. Слабое основание и его катион В/ВН+: · аммиачная буферная системаNH3/NH4 + в растворе NH3и NH4Cl, область ее действия – рН 8, 2 – 10, 2. 3. Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей: · карбонатная буферная системаСО3 2- /НСО3 -в растворе Na2CO3и NaHCO3, область ее действия рН 9, 3 – 11, 3. · фосфатная буферная системаНРО4 2- /Н2РО4 -в растворе Nа2НРО4и NаН2РО4, область ее действия рН 6, 2 – 8, 2. Эти солевые буферные системы можно отнести к 1-му типу, т. к. одна из солей этих буферных систем выполняет функцию слабой кислоты. Так, в фосфатной буферной системе анион Н2РО4 - является слабой кислотой. 4. Ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислотные и белковые буферные системы. Если аминокислоты или белки находятся в изоэлектрическом состоянии (суммарный заряд молекулы равен нулю), то растворы этих соединений не являются буферными. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добавляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из ИЭС в форму “белок-кислота” или соответственно в форму “белок-основание”. При этом образуется смесь двух форм белка: (R – макромолекулярный остаток белка) а) слабая “белок-кислота” + соль этой слабой кислоты: СОО- СООН R – СН + Н+ Û R – СН N+Н3 N+Н3 основание А- сопряженная кислота НА (соль белка-килоты) (белок-кислота) б) слабое “белок-основание” + соль этого слабого основания: СОО- СОО- R – СН + ОН- Û R – СН + Н2О N+Н3 NН2 кислота ВН+ сопряженное основание В (соль белка-основания) (белок-основание) Таким образом, и этот тип буферных систем может быть отнесен соответственно к буферным системам 1-го и 2-го типов.

33. Расчет pH буферных систем . Уравнение Гендерсона-Гассельбаха
.Уравнение Гендерсона-Гассельбаха: рН = рКа + lg [ сопряженное основание ]/[ кислота] Расчет рН буферного раствора pH зависит (т.е. является функцией) pKa или (pKBH +) и соотношения компонентов буферного раствора. * pH = f (lgX), (Х — соотношение компонентов буфера, т.е. соотношение концентраций или количества веществ). * При [сопряженного основания] = [кислоты], lgX = lg1 = 0 и pH = pKa (или pH = pKBH +). * pH не зависит от разбавления (если не учитывать изменения ионной силы раствора). − 1 моль основания и 2 моля кислоты (соотношение 1/2); − 0.1 моль основания и 0.2 моля кислоты (соотношение 1/2).

34. От чего зависит pH буферной системы .
рН буферных растворов зависит от отрицательного действия логарифма константы диссоциации слабой кислоты рКа или основания рКв и от отношения концентраций компонентов КО-пары, но практически не зависит от разбавления раствора водой. Следует отметить, что постоянство рН хорошо выполняется при малых концентрациях буферных растворов. При концентрациях компонентов выше 0, 1 моль/ л необходимо учитывать коэффициенты активности ионов системы.

35. Что называется буферной емкостью системы ? От чего зависит буферная емкость системы? Буферная емкость: — величина, характеризующая способность буферного раствора противодействовать изменению рН среды при добавлении кислот или щелочей; — количество кислоты или щелочи, при добавлении которого к 1 л буферного раствора его рН изменяется на 1. Bk(щ)= vk(щ)/ |ΔpH|· Vб.р.=Ск(щ) ·Vk(щ) /|ΔpH|· Vб.р · моль/ литр Зависит: 1) от концентрации компонентов буфера; 2) от соотношения компонентов %B (т.е. от рН)

36. Объясните, почему большинство буферных систем организма имеет буферную емкость по кислоте больше, чем по основанию.
Потому что в живом организме в результате метаболизма образуются большие количества кислых продуктов. Так, в организме человека за сутки образуется такое количество различных кислот, которое эквивалентно 20-30 л однонормальной сильной кислоты. И для того чтобы поддерживать рH организма, у буферных систем организма буферная емкость по кислоте больше, чем по основанию.

37. Патологические явления: ацидоз и алкалоз
Алкалоз — одна из форм нарушения кислотно- щелочного равновесия организма; характеризуется абсолютным или относительным избытком оснований, т.е. Веществ, присоединяющих ионы водорода(протоны), по отношению к кислотам, отщепляющим их. Алкалоз может быть компенсированным или некомпенсированным в зависимости от значения pH. При компенсированном алкалозе pH крови удерживается в пределах нормальных величин (7,35-7,45), отмечаются лишь сдвиги в буферных системах и физиологических регуляторных механизмах. При некомпенсированном алкалозе pH превышает 7,45, что обычно связано со значительным избытком оснований инедостаточностью физико-химических и физиологических механизмов регуляции кислотно- щелочного равновесия.
Ацидоз — сдвиг кислотно-щелочного равновесия в организме в сторону относительного увеличения количества анионов кислот, характеризуется абсолютным или относительным избытком кислот, т.е. веществ, отдающих ионы водорода (протоны), по отношению к основаниям, присоединяющим их. Ацидоз также может быть компенсированным или некомпенсированным в зависимости от значения pH. При компенсированном ацидозе pH крови смещается к нижней границе физиологической нормы (7,35). При более выраженном сдвиге в кислую сторону (pH менее 7,35) ацидоз считается некомпенсированным. Такой сдвиг обусловлен значительным избытком кислот и недостаточностью физико-химических и физиологических механизмов регуляции кислотно- щелочного равновесия.

38. Какое химическое равновесие поддерживают в организме буферные системы?
В организме буферные системы поддерживают кислотно-щелочное равновесие. В организме человека особенно большую роль играют белковый, гидрокарбонатный, гемоглобиновый и фосфатный буферы.

39. Какая буферная система вносит максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов? Максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов вносит гемоглобиновая буферная система.

40.Какие соединения называются координационными? Приведите примеры.
Комплексные соединения или координационные соединения — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Примеры: [Cu(NH3)4] SO4 — сульфат тетраамминмеди (II) K4[Fe(CN)6] - Гексацианоферра́т(II) ка́лия [Pt(NH3)2Cl2] - транс-Дихлородиамминплатина(II)

41. Классификация координационных соединений
Координационные соединения классифицируют: Катионные комплексы образованы вñ1)По заряду комплекса: результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3и др.). [Zn(NH3)4]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II) [Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II) Анионные комплексы: в ролиñ комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы. K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат (III) калия Нейтральные комплексы образуются приñ координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул. [Ni(CO)4] — тетракарбонилникель [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II) 2) По числу мест, занимаемых лигандами в координационной сфере Монодентатные лиганды.ñ Полидентатные лиганды.ñБидентатные лиганды.ñ

42. Природа химической связи в комплексных соединениях
Во внутренней сфере комплексного соединения связь между комплексообразователем и лигандами ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму. Ион или атом- комплексообразователь является акцептором, а лиганды являются донорами электронных пар.

№43) Как рассчитывается общая и ступенчатая константа нестойкости(устойчивости).

Ступенчатые константы нестойкости этих комплексов равняются соответственно &. Высокие значения & Г1 и k2 - l свидетельствуют о том, что при образовании комплексов с медью ( II) этилендиамин выступает как полидентатный лиганд. Произведение ступенчатых констант нестойкости равно общей константе нестойкости, индекс которой показывает, из каких множителей она образовалась.Зная величины ступенчатых констант нестойкости ( в частности константы, отвечающей отщеплению первой молекулы аммиака или амина от комплексного иона), концентрацию комплекса, константу RH как основания и константу Me. Зная функцию закомплексованности, ступенчатые константы нестойкости вычисляются методом Ледена. Так, при рассмотрении ступенчатых констант нестойкости комплексных аммиакатов Ni ( II), Cu ( II) пли Со ( П) видно, что для этих солей сольватацпонное равновесие с отщеплением свободного основания будет выражено гораздо сильнее, чем усиление степени кислотной диссоциации аммиака пли аминов в поле двухвалентных ионов. Так, при рассмотрении ступенчатых констант нестойкости комплексных аммиакатов Ni ( II) Cu ( II) или Со ( П) видно, что для этих солей сольватационное равновесие с отщеплением свободного основания будет выражено гораздо сильнее, чем усиление степени кислотной диссоциации аммиака или аминов в поле двухвалентных ионов.]

Эл 1, Рп-называют ступенчатыми константами нестойкости.

Рп ] ( Рп называют ступенчатыми константами нестойкости.

Значение общей константы нестойкости равно произведению значений всех ступенчатых констант нестойкости. [9]

Последние применительно к диссоциации комплексных ионов называются их ступенчатыми константами нестойкости

А - ион водорода или адденд, Ki - кажущаяся ступенчатая константа нестойкости комплексного соединения МА, которая может считаться в первом приближении величиной постоянной только при постоянной ионной силе раствора. Термодинамические уравнения, описывающие соответствующие процессы, идентичны для обоих процессов. [11По кривой комплексообразования, как было показано Бьеррумом, можно определить ступенчатые константы нестойкости аммиакатов меди с различным числом молекул МНз в координационной сфере и, зная их, рассчитать концентрации комплексов различного состава при любых концентрациях свободного аммиака в растворе. [12]Каждой стадии диссоциации комплекса соответствует ступенчатая константа диссоциации, которую называют ступенчатой константой нестойкости и обозначают йнест. Чем сильнее диссоциирует комплекс, тем большее значение имеет / г ест - Константы нестойкости используют для характеристики устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет. [13]Каждой стадии диссоциации комплекса соответствует ступенчатая константа диссоциации, которую называют ступенчатой константой нестойкости и обозначают йвест. Чем сильнее диссоциирует комплекс, тем большее значение имеет Анест. Константы нестойкости используют для характеристики устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет. [14]

№44) Диссоциация комплексных соединений

Комплексные соединениянеэлекторлиты в растворах диссоциации не подвергаются. В растворах крсплекнсые соединения могут подвергаться первичной и вторичной диссоциации. Первичная диссоциация- это распад на комплексный ион,образованный внутренней сферой и ионы внешней среды. В водных растворах первичная диссоциация обусловлена разрывом ионной связи между внутренней и внешней сферой.

K3[Fe(CN)6] ==> 3K+ + [Fe(CN)6]3–

[Cu(NH3)4]SO4 ==> [Cu(NH3)4]2+ + SO42–

Вторичная диссоциация характеризуется константой равновесия, причем для каждой из стадий можно вычислить свою константу. Для количественной оценки устойчивости внутренней сферы комплексного соединения используют константу равновесия, описывающую полную ее диссоциацию.

№45) Дайте определение понятий комплексообразователь и лиганд?

Комплексообразователь-это атом или ион,который является акцептором элктронных пар, прежставляет вакантные атомные орбитали ,и занимает центральное положение в комплексном соединениии.Лиганды-молекулы и ионы ,являющиеся донорами электронных пар и непосредственно связаны с комплексообразователем. В роли лигандов выступают ионы или молекулы, в кторых содержатся неподеленные электронные пары или достаточно подвижные П-электронные пары. Молекулы лиганд H2O,ROH,NH3

№46) Что означает понятие дентатности лигандов?

Существуют лиганды,которые занимают не одно,а два и более координационных мест.Число связей, образуемых лигандом с комплексообразователем называют координационной емкостью или дентатностью лиганда.онодентатные лиганды образуют только одну связь с комплексообразователем и занимают одно координационное место (H2O, OH–, NH3, CN–, Cl– и т.д.). Бидентатные лиганды образуют две связи с комплексообразователем и занимают два координационных места (например, диметилглиоксим). Существуют тридентатные, тетрадентатные и т.д. лиганды.

№47) Какие комплексные соединения являются хелатными?

Хелатные соединения-это комплексные соединения,в которых лиганд присоединен к центральному атому металла посредством двух или болбшего числа связей. Характерной особенностью хелатных соединений явл. наличие циклических группировок атомов,включающих аиом металла,как например гемоглобине,хлоровила. Хелатные соединения используют в химической промышленности для разделения близким по свойствам металлов,аналитеической химии.

№48) Какие биологически важные комплексы вы знаете?

Это элементы необходимые живым организмам для обеспечения нормальной жизнедеятельности . Они делятся на макро- и микро- элементы. Макроэлементы-Эти элементы слагают плоть живых организмов. К макроэлементам относят те элементы, рекомендуемая суточная доза потребления которых составляет более 200 мг. Макроэлементы, как правило, поступают в организм человека вместе с пищей.Калий,Кальций,Магний,НатрийМикроэлементами называются элементы, содержание которых в организме мало, но они участвуют в биохимических процессах и необходимы живым организмам.Бром,Железо,Йод,Кобальт,Марганец,Медь

50)Предмет химической кинетики?

Химическая кинетика – наука о скоростях и закономерностях протекания химических процессов во времени. Химическая кинетика изучает механизм протекания процесса, т.е. те промежуточные стадии, состоящие из элементарных актов, через которые система переходит из начального состояния в конечное.Химическая кинетика изучает скорости этих стадий и факторы, влияющие на их скорость.Уравнение химической реакции показывает начальное состояние системы (исходные вещества) и её конечное состояние (продукты реакции), но не отражает механизма процесса. Однако путь перехода системы из начального в конечное состояние может быть достаточно сложным и «извилистым».