Відповідно, визначивши експериментальну різницю в температурах кипіння розчину і чистого розчинника

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 10 из 31Следующая ⇒

▷ Похожие статьи

звідки

Метод визначення молярної маси сполук за зниженням температури замерзання називається кріоскопією, відповідно за підвищенням температури кипіння - ебуліоскопією.

Визначення депресії біологічних рідин (крові, лімфи, сечі) дає можливість розрахувати їх "осмотичну" концентрацію, тобто сумарну концентрацію всіх частинок, які неможливо визначити звичайними методами кількісного аналізу.

Для розчинів неелектролітів, які перебувають у вигляді молекул осмотична концентрація дорівнює молярній.

С_осм. = С _мол.

Осмотичний тиск можна визначити за експериментальною депресією:

де R = 8,314 Дж/моль *К

К =1,86

Для розчинів електролітів, які містять суміш дисоційованих йонів.

Сосм=іСм

де і =1+α(п -1)

і - ізотонічний коефіцієнт;

п - число продисоційованих частинок;

α- ступінь дисоціації.

Більш точно осмотичний тиск можна визначити експериментально за депресією температури плавлення:

Отже, осмотичний тиск визначають за формулою:

Заняття №9

Тема: Колігативні властивості розчинів. Осмос і осмотичний тиск.

Актуальність теми: Осмос має важливе значення для рослинних і тваринних організмів, створюючи необхідні умови для нормального протікання біофізичних і біохімічних процесів. В людському організмі необхідне постійне значення осмотичного тиску крові і інших біологічних рідин. Значення осмотичних властивостей розчинів, їх залежність від різних речовин, робить можливим регулювання і підтримання необхідних параметрів стану організму.

Навчальні цілі:

Знати: залежність осмотичного тиску від концентрації розчинених електролітів і неелектролітів. Знати осмотичний тиск різних біологічних рідин і вплив на нього різних факторів.

Вміти: визначати і розраховувати осмотичний тиск розчинів і основних біологічних рідин.

Самостійна позааудиторна робота студентів

1. Обчислити осмотичний тиск розчину глюкози з концентрацією 0,287 моль/л.

Контрольні питання

1. Дифузія в розчинах і її значення для біологічних систем.

2. Закон Фіка.

3. Осмос і осмотичний тиск.

4. Закон Вант-Гоффа для осмотичного тиску.

5. Осмотичні властивості розчинів неелектролітів.

6. Осмотичні властивості розчинів електролітів. Коефіцієнт Вант-Гоффа.

7. Гіпер-, гіпо- і ізотонічні розчини.

8. Процеси плазмолізу і гемолізу.

9. Дайте визначення поняттю дифузія, осмотичний тиск, ізотонічний коефіцієнт, осмос, осмотична концентрація.

Приклад завдань для тестового контролю:

1. Дифузія – це процес:

а) переходу речовини із твердого стану в рідкий;

б) переміщення частинок речовини з зони меншої концентрації в більшу до вирівнювання концентрації;

в) переміщення частинок речовини з зони більшої концентрації в меншу до вирівнювання концентрації;

г) переходу речовини із рідкого стану в газоподібний;

д) переходу речовини із одного стану в інший;

2 Кількісно величину осмотичного тиску розчиненого у воді неелектроліту можна визначити законом Вант-Гоффа за формулою:

а) б) π=iCRT в) Δp=p_o x₂ г) π=CRT

д)

3. Еритроцит вміщений в 10 % розчин NaCl. При цьому протікає процес:

а) плазмолізу; б) гемолізу; в) ендосмосу; г) не проходить; д) дифузії.

4. Розчин NaCl при 310 К має осмотичний тиск 750 кПа. Скільки грамів солі міститься в 200 г такого розчину?

а) 3,4 г; б) 1,7 г; в) 0,85 г; г) 0,95; д) 3,5 г.

Самостійна робота на занятті.

Виконати лабораторні роботи:

1. Визначити осмотичний тиск розчину сахарози.

2. Виростити “штучну клітину”.

3. Одержати деревоподібні утворення.

Методика виконання роботи

Робота 1. Осмос і осмотичний тиск.

Пробірку без дна із закріпленою на ній напівпроникною мембраною наповнюють 70 %-ним розчином сахарози, закривають корком з отвором, в якому вставлена скляна трубка з зігнутим кінцем. Осмометр закріпляють в штативі, а розчин відділений мембраною опускають в склянку з дистильованою водою. Внаслідок ендоосмосу рідина в трубці підіймається на певну висоту. Стовпчик рідини в трубці показує величину осмотичного тиску.

Намалювати осмометр і зробити відповідні висновки.

Робота 2. Ріст "штучної клітини" Траубе.

В пробірку поміщають кілька кристалів калій гексаціано-(ІІ)-феррату (жовта кров'яна сіль) К₄[Fе(СN)₆]. Доливають 4-5 мл 5%-ного розчину сульфату міді. Кристалики солі, розчиняючись, взаємодіють з сульфатом міді. При цьому утворюється напівпроникна мембрана гексаціано-(ІІ)-феррату міді, Сu₂[Fе(СN)₆], яка пропускає воду, але не пропускає йони солі. Зобразити малюнком ці утворення і зробити відповідний висновок.

Робота 3. Одержання деревоподібних утворень.

В чотири пробірки наливають по 4-5 мл розведеного силікатного клею і опускають в кожну пробірку відповідно кристали хлоридів кобальту, марганцю, нікелю, міді. Через деякий час з кристаликів виростають деревоподібні утворення.

Зробити відповідні малюнки і пояснити ці явища.

РОЗДІЛ 7

Термодинаміка - це наука про взаємні переходи форм енергії.

Хімічна термодинаміка - вивчає зміни енергії при хімічних реакціях та фазових переходах. Вона встановлює стійкість хімічних речовин, можливість, напрямок і межі протікання реакцій, вплив основних факторів: тиску, температури, концентрації на здійснення хімічного процесу.

В живих організмах постійно проходить обмін речовин (метаболізм). Це сукупність багатьох хімічних реакцій, які супроводжуються виділенням і поглинанням енергії. Цей процес обміну речовин і енергії є характерною ознакою життя. Тому для медиків важливо знати основні закони термодинаміки, її методи, які допомагають зрозуміти і вивчити процеси життєдіяльності.

Основні поняття:

Система - частина фізичного світу (речовина чи сукупність тіл), що має реальну чи уявну границю від навколишнього середовища і характеризується певними властивостями (клітина, нервова система живого організму, серцево-судинна система, система травлення і т.д).

Системи діляться на: гомогенні (однорідні), які не мають границі поділу фаз; гетерогенн і (неоднорідні), які мають границю поділу фаз.

Системи можуть бути: ізольовані (ідеальні) які не обмінюються з навколишнім середовищем ні масою ні енергією; закриті, що обмінюються енергією але не обмінюються масою; відкриті, які обмінюються із навколишнім як енергією так і масою.

Всі живі організми - відкриті гетерогенні системи.

Стан системи - сукупність фізичних і хімічних властивостей системи, які описуються за допомогою термодинамічних факторів, які вона має в даний момент. Cтан системи може змінюється. Якщо система не змінюється в часі, то такий стан називається рівноважний. Рівновага найчастіше буває динамічною, тобто коли процеси протікають з однаковою швидкістю так, що в цілому система не змінюється.

Фаза - це сукупність всіх однорідних по складу і фізико-хімічних властивостях частин системи відокремлених чіткою границею розділу. Так гомогенна система складається із однієї фази (однофазна), а гетерогенна із кількох фаз.

Компоненти системи - це її незалежні складники. Кожен компонент - індивідуальна речовина, яка може бути виділена і може існувати самостійно.

Наприклад: фізіологічний розчин, який є 0,9 % NaCІ - це система гомогенна, однофазна і двохкомпонентна, яка складається із NaCІ і Н₂О.

Параметри стану системи - це величини, які можна визначити безпосередньо вимірюванням. Такими параметрами є температура, тиск, об’єм, концентрація речовин.

Функції стану системи - величини які кількісно описують систему і залежать від параметрів.

Функціями стану системи є:

-внутрішня енергія - U

-ентальпія системи - H

-ентропія - S

-вільна енергія - G

Закони термодинаміки.

Перший закон. Це закон збереження енергії, який має кілька формулювань, що визначають його суть:

1) В ізольованій системі сума всіх видів енергії стала, а отже не може збільшуватись без взаємодії з навколишнім середовищем.

2) Вічний двигун першого роду неможливий. Сталість енергіії ізольованої системи не виключає можливості переходу одного з видів енргії в інший.

3) Переходи енергії здійснюються в строго еквівалентних співвідношеннях.

Для реальних систем підведення деякої кількості теплоти (Q - тепловий ефект) може бути використано на збільшення внутрішньої енергії системи( U) здійснення роботи проти зовнішніх сил (А), що можна виразити таким співвідношенням:

Q = U+A

де U - внутрішня енергія системи - весь запас енергії системи, що включає в себе енергію руху молекул, атомів, електронів в атомах і молекулах і інші види внутрішньої енергії.

Внутрішня енергія залежить від природи речовини і її маси.

Неможливо визначити абсолютне значення внутрішньої енергії системи, визначається лише зміна внутрішньої енергії при переході з одного стану в інший.

U=U₂-U₁

Формами передачі енергії є теплота і робота. Теплота - це форма передачі енергії, що здійснюється в системі шляхом безпосереднього контакту мікрочастин, що хаотично рухаються.

Робота (А) є формою передачі енергії. В організмі всі процеси протікають при постійному тиску тобто є ізобарними р=const

A=p V=RT n

отже Q_p = U+p V= U+RT n

так як U=U₂-U₁ a V=V₂-V_{1 ,}то

Q_p = (U₂+ pV₂) - (U₁+pV₁)

якщо прийняти, що U+pV=H - ентальпія, то

Q _p= H₂-H₁= H

Ентальпія - це функція стану, що чисельно рівна сумі внутрішньої енергії системи та роботи по зміні об’єму системи. Ця величина чисельно характеризує міру перетворення енергії в хімічних реакціях в тепло (тепловміст). Для кожної конкретної речовини значення Н при стандартних умовах Н₂₉₈ має важливе значення.

Конкретні значення Н₂₉₈ розраховані і надані у «Довіднику з хімії», що дозволяє оцінити, яка енергія пішла на утворення даної речовини ( Н має від’ємне значення), чи виділилась, коли Н має додатнє значення. Зміна ентальпії системи не залежить від шляху процесу, а лише від її початкового і кінцевого стану, що дозволяє розраховувати Н реакції: Н _р-ції= Σ Н _{кінц.прод}.- Σ Н _вих._прод. з врахуванням стехіометричних коефіцієнтів.

Це випливає із наслідку відомого закону Гесса, який дозволяє реально визначити на практиці тепловий ефект, що визначається початковим і кінцевим енергетичним станом речовини і не залежить від шляхів переходу або проміжних стадій реакцій.

Одним із наслідків закону Гесса є те, що

Н_{298 утв}= - Н_{298 згор}

а це значить, що Q = - Н_утв,Q.>0 якщо Н <0, а отже можна розрахувати теплові ефекти тих стадій хімічних і біохімічних реакцій, які експериментально визначити неможливо.

Харчові продукти виділяють таку ж кількість енергії, як і при спалюванні їх у калориметрі. Так при біологічному окислені виділяється:

1 г білків 17,6 кДж

1 г вуглеводів 19,6 кДж

1 г жирів 38,9 кДж

Людина при легкому фізичному навантаженні потребує 8370-10500 кДж на добу

при середньому 12000-15000 кДж

при важкій праці. 16700-25000 кДж

Звідси можна розрахувати, що добова потреба дорослої людини при нормальних фізичних навантаженнях:

в білках - 80-100 г

в жирах - 60-70 г

у вуглеводах - 380-390 г

Основні енергетичні затрати організму людини покриваються за рахунок вуглеводів. Акумулятором енергії харчових продуктів в енергію біосистеми є молекули АТФ. Знаючи склад окремих харчових продуктів і теплоти окислення їх компонентів, можна розрахувати маси необхідних для людини харчових продуктів при різному фізичному навантаженні і при призначенні функціональної та лікувальної дієт.

Познавательные статьи:



Формы дистанционного обучения

Передача мяча двумя руками снизу

Значение правильной осанки для жизнедеятельности человека

Основные ошибки при выполнении передач мяча на месте