Презентация на тему "Воронежская государственная медицинская академия им. Н.Н.Бурденкокафедра ХимииЗав. кафедрой д.х.н., профессор Пономарева Наталия Ивановна"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Воронежская государственная медицинская академия им. Н.Н.Бурденкокафедра ХимииЗав. кафедрой д.х.н., профессор Пономарева Наталия Ивановна

  Дисциплина: Химия Лектор: к.х.н., доцент Рябинина Елена Ивановна

• 
  Слайд 2

  Простые правила

• 
  Слайд 3

  Учение о растворах

  Якоб Хендрик Вант-Гофф 1852-1911 Сванте Август Аррениус 1859-1927 Фридрих Вильгельм Оствальд 1853-1932 Рихард Адольф Зигмонди 1865-1929

• 
  Слайд 4
  

  Раствор -гомогенная (однородная) система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов. Компоненты раствора Растворитель Растворенное вещество Компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора, а при одинаковом агрегатном состоянии компонентов находится в избытке. вещество, равномерно распределенное в растворителе в виде молекул или ионов

• 
  Слайд 5
  

  Различают: газообразные, жидкие и твердые растворы; молекулярные растворы (неэлектролитов) и растворы электролитов. разбавленные (с небольшим содержанием) и концентрированные (с большим содержанием растворенного вещества).

• 
  Слайд 6
  

  Подробнее о способах выражения состава растворов и связи между ними вы познакомитесь на лабораторных занятиях

  Способы выражения состава растворов

• 
  Слайд 7
  

  Растворение – физико-химический процесс,где происходит взаимодействие между частицами, образующими раствор.

• 
  Слайд 8
  

  Эфир 0 20 40 60 80 Экзотермическая Q>0 , ∆H0 0 10 20 30 40 Тепловые эффекты растворения

• 
  Слайд 9
  

  Стадии растворения кристаллических веществ в воде: Разрушение кристаллической решетки (физическая сторона процесса). Происходит с поглощением теплоты, т.е. ΔН1>0; Взаимодействие частиц вещества с молекулами воды - гидратация (химическая сторона процесса). Происходит с выделением теплоты, т.е. ΔН2

• 
  Слайд 10
  

  «Подобное растворяется в подобном» Вещества с ионным типом хим. связи лучше растворяются в полярных растворителях, неполярные вещества – в неполярных. Растворимость твердых веществ увеличивается при повышении температуры, а у газов падает.

• 
  Слайд 11
  

  Растворимость газов увеличивается при повышении давления.

• 
  Слайд 12
  

  Закон Дальтона: Растворимость каждого из компонентов газовой смеси при Т = const пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси. Для воздуха: Ратм = 760 мм.рт.ст.; С(О2) = 20,9%; Р(О2) = 159 мм.рт.ст. Джон Дальтон (1766-1844)

• 
  Слайд 13
  

  S = k∙р0 Закон Генри: Растворимость (концентрация) газа в жидкости пропорциональна парциальному давлению этого газа над раствором: S – растворимость (г/л), k – константаГенри (const растворимости), р0 - парциальное давление газа. Джозеф Генри (1797-1878)

• 
  Слайд 14
  

  Значение закона Генри. Объясняет причины кессонной болезни.

• 
  Слайд 15
  

  2. Обосновывает применение барокамер. Системы общей и местной кислородной терапии открытых ран. Основа действия – циклическое повышение давления увлажненного кислорода, за счет чего увеличивается градиент тканевой диффузии кислорода. Подавляется не только рост анаэробной инфекции – усиливается синтез коллагена, ангиогенез, значительно улучшается работа лейкоцитов. Барокамера применяется для лечения язв, ожогов, обморожений, последствий синдрома длительного сдавления.

• 
  Слайд 16
  

  где S и S0 – растворимость газа в растворе электролита и в чистом растворителе, k– константа Сеченова, С – концентрация раствора электролита. Закон Сеченова Растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов: Сеченов И.М. (1829-1905)

• 
  Слайд 17
  

  Электролитами называются вещества, расплавы и растворы которых содержат подвижные ионы и проводят электрический ток. Явление распада вещества на составляющие их ионы получило название электролитической диссоциации. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.

• 
  Слайд 18
  

  Степень диссоциации (α) - отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N): В зависимости от α электролиты условно делят на: сильные(полностью диссоциирующие:все соли, H2SO4, HCl, NaOH и т.д.) и слабые (диссоциируют на ионы лишь частично: карбоновые кислоты, гидроксиды многовалентных металлов, HF и т.д.).

• 
  Слайд 19
  

  Факторы, влияющие на α: природы электролита и растворителя: чем полярнее хим. связь в молекуле электролита и растворителя, тем выше значение α. концентрации электролита (↑С, α↓) температуры (↑t, α↑) наличие одноименных ионов CH3COOH ↔CH3COO͞ + H+ А)H+х.р. ←, α↓ Б)CH3COO͞ х.р. ←, α↓ В) ОН͞ х.р. →, α↑ Теория электролитической диссоциации электролитов Аррениуса – это теория растворов слабых электролитов

• 
  Слайд 20
  

  Электролитическая диссоциация слабых электролитов, является обратимой реакцией, например: CH3COOH ↔CH3COO͞ + H+ Константу равновесия такой реакции можно выразить уравнением: Константу равновесия применительно к реакции диссоциации называют константой диссоциации (Кд). . На практике используют показатель константы диссоциации (рК): Чем больше рК, тем слабее электролит.

• 
  Слайд 21
  

  Связь константы диссоциации и степени диссоциации(закон разведения Оствальда)

  для слабых электролитов α → 0 и (1-α) → 1, тогда:

• 
  Слайд 22

  Теория растворов сильных электролитов(1923 г., Дебай, Хюккель)

  1. Сильные электролиты диссоциируют полностью, т.е. α ≈ 1, молекул электролита нет. Поэтому, ни α, ни Кдис к сильным элетролитам неприменимы. 2. При увеличении концентрации число ионов в растворе увеличивается, сила взаимодействия их между собой и с растворителем возрастает, чтоприводит к снижению подвижности ионов и создает эффект уменьшения их концентрации. Количественно влияние межионного взаимодействия характеризуют: Активность иона (а) – эффективная концентрация иона; Коэффициент активности (γ) мера отклонения активности иона от его истинной концентрации.

• 
  Слайд 23

  а = С ·γ

  В разбавленных растворах γ = 1, тогда а = С. Коэффициент активности иона (γ) зависит: температуры; общей концентрации всех ионов в растворе (ионной силы раствора – ввел Г.Льюис)

• 
  Слайд 24
  

  Ионная сила раствора (I) - величина, характеризующая силу электростатического взаимодействия ионов в растворе, котораяравна полусумме произведений концентраций всех ионов на квадрат их заряда: Ионная сила плазмы равна 0,167; все кровезаменители готовят с I равной плазме Уравнение Дебая-Хюккеля устанавливает связь между γ и I I = ½ Ci·zi2 ln γ = -A · z+· z- √ I

• 
  Слайд 25
  
• 
  Слайд 26

  Давление насыщенного пара (ДНП) над раствором

  Франсуа Мари Рауль Н2О раствор p0 > p Х(Н2О) = 1 Х(Н2О) + Х(в-ва) = 1 Закон Рауля: давление пара растворителя над раствором (р) прямо пропорционально давлению пара над чистым растворителем (p0) и его мольную долю:

• 
  Слайд 27
  

  Вторая формулировка закона Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя (p0) над раствором (p) нелетучего неэлектролита пропорционально мольной доле (Х) растворенного вещества:

• 
  Слайд 28

  Диаграмма состояния воды

  КС – линия испарения (ж → п) КВ – линия кристаллизации (ж → тв) КА – линия сублимации (тв → п) К – тройная точка (+0,01 0С; 0,006 атм) К С В А Любая жидкость закипает, когда давление пара становится равным атмосферному давлению. Замерзает жидкость, когда давление насыщенного пара над жидкостью становится равным давлению нас. пара над кристаллами этой жидкости – льдом.

• 
  Слайд 29

  Следствия закона Рауля

  р0 Tзам (р-ля) Tкип (р-ля) Tкип (р-ра) Tзам (р-ра) р раствор растворитель (Н2О)

• 
  Слайд 30
  

  Растворы кипят при более высоких температурах Ткип= Ткип(р-ра) - Ткип(р-ля), замерзают при более низких Тзам= Тзам(р-ля) - Тзам(р-ра)

• 
  Слайд 31
  

  Понижение Тзам и повышение Ткип растворов пропорционально моляльности раствора: Тзам = Ккр• Сm, Ккр – криоскопическая постоянная, Кэб - эбулиоскопическая постоянная, Cm–моляльность раствора (моль/кг). Для Н2О: Ккр = 1,86 кг∙К/моль, Кэб = 0,52 кг∙К/моль. Ткип = Кэб• Cm, «Снежная блоха» - ногохвостка Мраморная нототения

• 
  Слайд 32
  

  эти константы зависят от природы растворителяпри mC = 1 моль/кг; Ккр = ΔТзам; Кэб = ΔТкип.

• 
  Слайд 33
  

  В растворах электролитов число частиц больше из-за диссоциации. Вант-Гофф ввел поправочный изотонический коэффициент (i), который учитывает диссоциацию электролитов. степень число частиц диссоциации из 1 молекулы Изменение температуры кипения и замерзания для растворов электролитов рассчитывается с учетом изотонического коэффициента (i) по уравнениям:

• 
  Слайд 34

  Осмос. Осмотическое давление

  Осмос – односторонняя диффузия воды через полупроницаемою мембрану из раствора с меньшейконцентрацией в раствор с большей концентрацией. Осмотическое давление (π) – минимальное гидростатическое давление, которое надо приложить к раствору, чтобы предотвратить осмос.

• 
  Слайд 35

  Закон Вант-Гоффа:

  – для растворов неэлектролитов – для растворов электролитов СМ- молярная концентрация (моль/л), R - универсальная газовая постоянная (8,31Дж/моль·К), T – температура (К), i - изотонический коэффициент.

• 
  Слайд 36
  

  В организме осмотическое давление должно быть постоянным (изоосмия):  (плазмы)=7,7 атм= 740-780 кПа = 280-310 мОсм/л Сосм = СM ·i, [Осм/л] В медицинской практике применяют изотоническиерастворы. Это растворы, осмотическое давление которых равно  (плазмы) (0,9 % NaCl – физраствор,5% раствор глюкозы). р-ра= плазмы

• 
  Слайд 37
  

  Растворы, у которых больше, чем у  (плазмы), называются гипертоническими. В медицине они применяются для очистки ран от гноя (10 % NaCl), для удаления аллергических оттенков (10 % CaCl2, 20 % – глюкоза), в качестве слабительных лекарств (Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O). Экзоосмос (движение воды из клетки в плазму) приводит к сморщиванию оболочки клетки вызывая плазмолиз р-ра>плазмы

• 
  Слайд 38
  

  Растворы, у которых меньше, чем у  (плазмы), называются гипотоническими. В медицине они практически не применяются. Эндоосмос (движение воды в клетку из плазмы) приводит к набуханию оболочки клетки с появлением напряженного состояния – тургора. При большой разнице концентраций происходит разрушение клеточной мембраны и лизис клетки, что является причиной гемолиза. р-ра

• 
  Слайд 39

  Значение осмоса

  упругость, тургор клеток  эластичность тканей, форма органов  усвоение пищи, образование лимфы, мочи, кала действие лекарств За счет осмоса вода в организме распределяется между кровью, тканями, клетками.

• 
  Слайд 40

  Методы, основанные на изучении коллигативных свойств растворов

  осмометрия – измерение π, криоскопия – измерение ΔТзам (р-ра), эбулиоскопия – измерение ΔТкип (р-ра).

• 
  Слайд 41
  

  Применяются для определения : молекулярных масс различных веществ, чаще всего биополимеров (белков); суммарной концентрации всех растворенных частиц; изотонического коэффициента, степени и константы диссоциации.

• 
  Слайд 42
  

  Криоскопическому методу исследования отдается предпочтение, поскольку температуру замерзания можно измерить с большой точностью и при низких температурах не происходит изменений в структуре растворенных веществ и растворителя. При выборе растворителя предпочтение следует отдавать растворителю с большей криоскопической константой.