Общая химия

3)HHb + H2O ↔ Hb- + H3O+

4)Hb- + H2O ↔ HHb + OH-

25.РОЛЬ ПРОТОЛИТИЧЕСКОЙ КИСЛОТЫ В АММИАЧНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЕ ВЫПОЛНЯЕТ

26.ПРИ ДОБАВЛЕНИИ ПОСТОРОННЕЙ СИЛЬНОЙ КИСЛОТЫ К АММИАЧНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЕ ПРОТЕКАЕТ ПРОЦЕСС

1)NH4+ + OH- ↔ NH3·H2O

2)NH4+ + H2O ↔ NH3·H2O + H+

3)H3O+ + NH3·H2O ↔ NH4+ + 2H2O

4)NH3·H2O ↔ NH4+ + OH-

27.РОЛЬ ПРОТОЛИТИЧЕСКОЙ КИСЛОТЫ В ОКСИГЕМО-

ГЛОБИНОВОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЕ ВЫПОЛНЯЕТ

1) KHb 2) HHbO2 3) HHb 4) KHbO2

28.ПРИ ДОБАВЛЕНИИ ПОСТОРОННЕЙ СИЛЬНОЙ КИСЛОТЫ К ФОСФАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЕ ПРОТЕКАЕТ ПРОЦЕСС:

1)OH- + H2PO4- ↔ H2O + HPO42-

2)H3O+ +H2PO4- ↔ H3PO4 + H2O

3)H3O+ + HPO42- ↔ H2O + H2PO4-

4)OH- + HPO42- ↔ H2O + PO43-

29.РОЛЬ ПРОТОЛИТИЧЕСКОГО ОСНОВАНИЯ В ГИДРО-

КАРБОНАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЕ ВЫПОЛНЯЕТ: 1) H2СО3 2) NаНСО3 3) Na2СО3 4) Н2О

30.ПРИ ДОБАВЛЕНИИ ПОСТОРОННЕГО СИЛЬНОГО ОСНОВАНИЯ К ГИДРОКАРБОНАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЕ ПРОТЕКАЕТ ПРОЦЕСС

1)Н2СО3 + ОН- ↔ НСО3- + Н2О

2)НСО3- + ОН- ↔ СО32- + Н2О

3)Н3О- + ОН- ↔ 2Н2О

81

4)НСО3- + Н3О+ ↔ Н2СО3 + Н2О

31.К АММИАЧНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЕ ОБЪЕМОМ 30 МЛ ДОБАВИЛИ 3 МЛ 0,1 М НСl. ПРИ ЭТОМ рН ИЗМЕНИЛСЯ НА 0,1. БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ ПО КИСЛОТЕ (В МОЛЬ ЭКВ/Л) РАВНА

32.К ГИДРОКАРБОНАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЕ ОБЪЕМОМ 50 МЛ ДОБАВИЛИ 5 МЛ 1 М NaOH. ПРИ ЭТОМ РН ИЗМЕНИЛСЯ НА 0,1. БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ

33.ДЛЯ АЦЕТАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ, СОСТОЯЩЕЙ ИЗ 100 МЛ 0,1 М СH3COOH И 100 МЛ 0,2 М

CH3COONa

1)Bk>Bo

2)Bk Bo

3)Bk=Bo

34.БУФЕРНОЕ ОТНОШЕНИЕ ДЛЯ ОКСИГЕМОГЛОБИНОВОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ, ЕСЛИ ОНА ОБЛАДАЕТ БОЛЬШЕЙ БУФЕРНОЙ ЕМКОСТЬЮ ПО КИСЛОТЕ

35.БУФЕРНОЕ ОТНОШЕНИЕ ДЛЯ АММИАЧНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ, ЕСЛИ ОНА ОБЛАДАЕТ БОЛЬШЕЙ БУФЕРНОЙ ЕМКОСТЬЮ ПО КИСЛОТЕ

1)c / o 1

2)c / o <1

3)c / o 1

82

36.ДЛЯ АЦЕТАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ С БУФЕРНЫМ ОТНОШЕНИЕМ с / k 1

37.ДЛЯ ГИДРОКАРБОНАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ, ОБЛАДАЮЩЕЙ БОЛЬШЕЙ ЕМКОСТЬЮ ПО ОСНОВАНИЮ, ЧЕМ ПО КИСЛОТЕ СПРАВЕДЛИВО СООТНОШЕНИЕ:

38.ПРИ РАВНЫХ КОНЦЕНТРАЦИЯХ КОМПОНЕНТОВ БУФЕРА БОЛЬШЕЙ ЕМКОСТЬЮ ПО ОСНОВАНИЮ ОБЛАДАЕТ АЦЕТАТНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА

1)200 мл CH3COOH; 100 мл CH3COONa

2)100 мл СН3СООН; 200 мл СН3СООNa

3)150 мл СН3СООН; 150 мл СН3СООNa

4)200 мл СН3СООН; 300 мл СН3СООNa

39.ДЛЯ ФОСФАТНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ, ОБЛАДАЮЩЕЙ БОЛЬШЕЙ ЕМКОСТЬЮ ПО КИСЛОТЕ, ЧЕМ ПО ОСНОВАНИЮ СПРАВЕДЛИВО СООТНОШЕНИЕ

40.ПРИ РАВНЫХ КОНЦЕНТРАЦИЯХ КОМПОНЕНТОВ БУФЕРА БОЛЬШЕЙ ЕМКОСТЬЮ ПО КИСЛОТЕ ОБЛАДАЕТ АЦЕТАТНАЯ БУФЕРНАЯ СИСТЕМА

1)200 мл CH3COOH; 100 мл CH3COONa

2)100 мл СН3СООН; 200 мл СН3СООNa

3)150 мл СН3СООН; 150 мл СН3СООNa

4)300 мл СН3СООН; 200 мл СН3СООNa

41.БОЛЬШЕЙ ЕМКОСТЬЮ ПО КИСЛОТЕ ОБЛАДАЕТ СИСТЕМА

1)100 мл Н2СО3 С = 0,1 М; 200 мл NaHCO3 С = 0,1 М

2)200 мл Н2СО3 С = 0,2 М; 200 мл NaHCO3 С = 0,1 М

83

3)100 мл Н2СО3 С = 0,1 М; 50 мл NaHCO3 С = 0,1 М

4)100 мл Н2СО3 С = 0,1 М; 50 мл Na2НРО4 С = 0,2 М

42.ДЛЯ АММИАЧНОЙ БУФЕРНОЙ СИСТЕМЫ, СОСТОЯЩЕЙ ИЗ РАВНЫХ ОБЪЕМОВ 0,1 М РАСТВОРА

NH3·H2O И 0,2 М РАСТВОРА NH4Cl

Ответы к тесту на стр. 224

Тестовые задания для самоконтроля по теме V на стр. 299 Ответы к тестовым заданиям для самоконтроля по теме V на стр. 313

ТЕМА VI. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

6.1. Осмотические свойства растворов

1.1. Единицы измерения При решении задач по теме «Осмос» используются две

системы единиц: СИ международная система измерений и СГСЕ

– советская государственная система единиц.

Примечание: Па = Н/м2; Дж = Н·м; 1 атм = 101,3 кПа = 101300 Па = 760 мм рт.ст.

84

Для того чтобы перевести температуру в Кельвины (К) нужно к температуре в оС прибавить 273, т.е. ОоС = 273 К: Т(К) = (tоС + 273)К

Переходить из одной системы единиц в другую не обязательно. Достаточно перевести все имеющиеся в задаче данные

вту систему единиц, в которой дано давление. Если давление дано в Па (Н/м2), то объем берется в м3, молярная концентрация

вмоль/м3, температура переводится в К и берется универсальная газовая постоянная R, равная 8,31 Дж/моль·К. Если давление дано в атмосферах, то объем берется в литрах, молярная концентрация в моль/л и универсальная газовая постоянная R берется равной 0,082 л·атм/моль·К. Если давление берется в мм рт.ст., то для расчета берется универсальная газовая постоянная

R = 82,4 л·мм рт.ст./моль·К.

1.2. Законы осмотического давления Осмос – это проникновение молекул растворителя через

полупроницаемую мембрану из раствора с низкой концентрацией в раствор с высокой концентрацией. Изучение законов осмотического давления выявило их полную аналогию с газовыми законами.

Вант-Гоффом был предложен объединенный закон для осмотического давления в растворах (аналогично объединенно-

му газовому закону Менделеева-Клапейрона pV = RT): осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации и абсолютной температуре:

точное гидростатическое давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился;

R – универсальная газовая постоянная; С – молярная концентрация.

Т.к. С = /V, где - число моль вещества, а V – объем

85

Закон Вант-Гоффа справедлив и для растворов электролитов. Однако в растворах электролитов осмотическое давление будет больше, это связано с диссоциацией электролитов. В результате нее в растворах оказывается большее число кинетически активных частиц (молекул и ионов суммарно), чем в растворах неэлектролитов с такой же концентрацией. Чтобы законы, применимые для неэлектролитов, можно было использовать и для растворов электролитов, Вант-Гофф ввел поправку – коэффициент i .

i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Он показывает истинную концентрацию кинетически активных частиц и, следовательно, осмотическое давление в растворе электролита больше, чем в растворе неэлектролита такой же концентрации.

α – степень диссоциации электролита, выраженная в долях единицы. Если ничего не сказано в условии задачи, для сильных электролитов α принимается равной 1 (например, для HCl, NaOH, KOH α обычно считается равно 1);

n – число ионов, на которое диссоциирует электролит.

Таким образом, осмотическое давление для разбавлен-

Осмотическое давление в растворах ВМС не подчиня-

ется закону Вант-Гоффа, оно значительно увеличивается с ростом концентрации и может быть рассчитано по формуле Галлера:

86

где С – весовая концентрация ВМС г/см3; М – молярная масса;

К– константа.

ВКДС также как в истинных растворах возникает осмотическое давление. Коллоидные частицы, по сравнению со структурными единицами истинных растворов НМС, имеют значительно большие размеры и массу. Поэтому число частиц, содержащихся в растворах КДС, значительно меньше, следовательно, меньше и осмотическое давление.

Для расчета осмотического давления коллоидных растворов (КДС) также используют уравнение Вант-Гоффа:

1.3. Изотонические растворы. Изоосмия Растворы с осмотическим давлением, равным осмотиче-

скому давлению раствора, взятого за стандарт, называются изо-

тоническими. В медицине и фармации под изотоническими

понимают растворы, имеющие осмотическое давление, равное осмотическому давлению плазмы крови (π = 7,4 атм). Растворы, имеющие более высокое осмотическое давление - гипертонические (вызывают обезвоживание и сморщивание эритроцитов), а более низкое - гипотонические (вызывают увеличение объема эритроцитов и разрыв оболочек). Помещая животные или растительные клетки в гипотонический раствор, можно наблюдать перемещение воды внутрь клетки, что ведет к их набуханию, а затем к разрыву оболочек и вытеканию клеточного содержимого. Подобное разрушение клеток путем разрыва их оболочек называют лизисом, а в случае эритроцитов – гемолизом.

В крепких растворах солей (гипертонических) отмечается наоборот сморщивание клеток (плазмолиз), обусловленное потерей воды, перемещающейся из них в более концентрированный внешний раствор.

Человеческий организм характеризуется большим постоянством ряда физико-химических показателей внутренней среды, в т.ч. и осмотического давления крови. Постоянство этого показателя называют изоосмией.

87

Изотонические растворы содержат одинаковое количество осмотически активных частиц. Количество осмотически активных частиц в растворе выражают через осмомоляльность. Эта величина определяется как суммарная концентрация всех растворенных веществ в растворе (моль/кг) и вычисляется по законам осмотического давления.

Осмотическое давление цельной крови равно 7,63 атм. Рассчитаем, какая будет молярная концентрация и массовая доля раствора глюкозы и раствора NaCl, изотоничных цельной крови. Эти растворы называют физиологическими.

Посчитаем, чему равен изотонический коэффициент. NaCl → Na+ + Cl- - диссоциирует на два иона, n = 2. Т.к. NaCl – сильный электролит, то принимаем α = 1:

88

i = 1 + α(n – 1); i = 1 + 1(2-1) = 2.

Подставляем в формулу для концентрации:

Рассчитаем массу NaCl в растворе объемом 1 л:

такой концентрацией изотоничны цельной крови. πр-ра NaCl =

πкрови.

6.2. Закон Рауля и следствия из него Криоскопия. Эбулиоскопия

Растворы многими свойствами отличаются от чистых растворителей. Например, давление пара растворителя над раствором ниже, чем над чистым растворителем. Закон Рауля: от-

носительное понижение давления пара над раствором пропорционально мольной доле растворенного вещества.

Ро - давление пара над чистым растворителем; Р- давление пара над раствором;

Р = Ро – Р- понижение давления пара над раствором; Р/Ро- относительное понижение давления пара над рас-

твором; Х(х) - мольная доля растворенного вещества, которая

равна Х(х) = νх/Σνх.

Для двухкомпонентной системы, состоящей из растворителя и растворенного вещества, мольная доля растворенного

89

в данном случае для неэлектролитов запишется как:

где i – изотонический коэффициент.

Первое следствие из закона Рауля: температура кипения раствора выше, чем у чистого растворителя tкип. = tкип. р-ра – tкип. р-ля. Повышение температуры кипения раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Моляльная концентрация – b – это число моль растворенного вещества в 1 кг растворителя:

Кэб. – эбуллиоскопическая постоянная, берется из справочника для растворителя (см. табл. 7). Для любого водного раствора Кэб. = 0,52.

Эбулиоскопия – методы исследования, связанные с измерением изменения температуры кипения.

90