Презентация на тему: Коллигативные свойства растворов

Коллигативные свойства растворов.
Коллигативные свойства растворов-
1 закон Рауля (1886 г) для очень разбавленных (идеальных) растворов.
P ° > Р Сравним 2 закрытые системы, содержащие чистый растворитель и раствор с нелетучим неэлектролитом, например, сахаром. Гидротированные молекулы сахара в
По закону Рауля:
2 закон Рауля
По 2 закону Рауля:
Коллигативные свойства растворов.
Применение 2 закона Рауля
Осмос. Осмотическое и онкотическое давление.
Коллигативные свойства растворов.
При этом действует две силы:
Закон Вант – Гоффа (1887г) для очень разбавленных растворов.
Значение осмоса
Коллигативные свойства растворов.
Коллигативные свойства растворов.
Осмотическое давление крови (5л),
Коллигативные свойства растворов.
Коллигативные свойства растворов.
Применение в медицине изотонических и гипертонических растворов.
Коллигативные свойства растворов.
Гемолиз и плазмолиз эритроцитов в растворах NaCl разной концентрации.
Коллигативные свойства растворов.
Коллигативные свойства растворов электролитов,
Коллигативные свойства растворов.
Коллигативные свойства растворов.
Коллигативные свойства растворов.
1/27
Средняя оценка: 4.8/5 (всего оценок: 44)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (3331 Кб)
1

Первый слайд презентации: Коллигативные свойства растворов

Изображение слайда
2

Слайд 2: Коллигативные свойства растворов-

это свойства растворов, не зависящие от природы частиц растворенного вещества, а зависящие только от их концентрации. К ним относятся: Понижение давления насыщенного пара(ДНП) растворителя над раствором. Понижение температуры замерзания (Тз) и повышение температуры кипения (Тк) раствора. Осмотическое давление ( π ).

Изображение слайда
3

Слайд 3: 1 закон Рауля (1886 г) для очень разбавленных (идеальных) растворов

В изолированной (закрытой) системе, содержащей растворитель ( H 2 O ) устанавливается равновесие между H 2 O (ж) испарение H 2 O (пар) конденсация Когда v исп = v конд, то, пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным, а его давление P °называют ДНП чистого растворителя Т P °. Для H 2 O : О°С- P ° =4,6 мм.рт.ст. 20°С – 17,4 мм.рт.ст. 100°С- 760 мм.рт.ст. Чистая H 2 O закипает, когда P °=Рвнеш

Изображение слайда
4

Слайд 4: P ° > Р Сравним 2 закрытые системы, содержащие чистый растворитель и раствор с нелетучим неэлектролитом, например, сахаром. Гидротированные молекулы сахара в поверхностном слое жидкости затруднят испарение воды и новое состояние равновесия наступит при меньшем ДНП растворителя над раствором. (Р)

Вода Раствор

Изображение слайда
5

Слайд 5: По закону Рауля:

«При постоянной температуре относительное понижение ДНП растворителя над раствором нелетучего неэлектролита равно молярной доле растворенного вещества» (N(X 2 )) P ° - Р n(X 2 ) m(x) г = N(X 2 ) ; N(X 2 )= ; n(x)=,моль P ° n(X 2 ) +n(X 1 ) M(x) г/моль Чем > концентрация растворенного вещества (Х 2 ), тем ниже Р.

Изображение слайда
6

Слайд 6: 2 закон Рауля

Является следствием 1 закона и рассматривает обратимые превращения H 2 O (т,ж,г) Диаграмма зависимости Р от Т. Раствор имеет Р <P ° ↓ Тз и ↑ Тк на величину ∆ Т: ∆ Тз = Тз(р-ль) – Тз(р-р) = (О° - Тз(р-р) > 0 ) ∆ Тк = Тк(р-р) – Тк(р-ль) =(Тк (р-р) - 10О°) >0

Изображение слайда
7

Слайд 7: По 2 закону Рауля:

↓∆ Тз и ↑∆ Тк растворов нелетучих веществ прямо пропорциональны моляльной концентрации раствора С m. ↓∆ Тз=КзС m ↑∆ Тк=КэС m, где m(x) С m = M(x)*m( р-ль ) Моляльная концентрация (С m ) равна количеству моль вещества в 1 кг растворителя;

Изображение слайда
8

Слайд 8

Кз – криоскопическая Кэ – эбулиоскопическая константы. Они зависят от природы растворителя и численно равны: Кз = ∆ Тз, Кэ = ∆ Тк при С m = 1 моль/кг (физический смысл данных констант). Для H 2 O : Кз=1,86 град.кг/моль; Кэ=0,52 град.кг/моль

Изображение слайда
9

Слайд 9: Применение 2 закона Рауля

Криометрия и эбулиометрия – определение молекулярной массы растворимых веществ по ↓∆ Тз и ↑∆ Тк Кз* m(x) г Кэ* m(x) М(х)= М(х)= ∆ Тз* m( р-ль ),кг ∆ Тк* m( р-ль ),кг -При гололеде для понижения травматизма дороги посыпают солью. Тз понижается и лед тает. Овощи и фрукты не замерзают при температуре -1 °С : при гидролизе полисахаридов число частиц (глюкозы) повышается и Тз клеточного сока понижается.

Изображение слайда
10

Слайд 10: Осмос. Осмотическое и онкотическое давление

Осмос наблюдается в живой клетке, окруженной полупроницаемой мембраной, которая служит для её защиты и регуляции внутриклеточной среды. п/п мембраны м.б животными (стенки кишечника или мочевого пузыря) растительными (оболочка клетки) или искусственными (пленки целлофана, глиняные с Cu 2 [Fe(CN 6 )] в порах). Они пропускают молекулы воды и наглядно объясняют явление осмоса.

Изображение слайда
11

Слайд 11

В сосуд с водой поместили второй сосуд с п/п мембраной и раствором сахара (х). Вода устремиться через п/п мембрану в раствор сахара. Наблюдается диффузия – самопроизвольный процесс выравнивания концентраций, и уровень жидкости во внутреннем сосуде повышается на величину h. h п-п мембрана Осмос -односторонняя диффузия молекул растворителя через п/п мембрану из растворителя в раствор или из раствора меньшей концентрации в раствор большей концентрации.

Изображение слайда
12

Слайд 12: При этом действует две силы:

молекулы воды, проходя через п/п мембрану создают силу Р, равную π и тем >, чем > С (сахара) в растворе; столб жидкости высотой h создает гидростатическое давление (Р), действующие в противоположном направлении и тем >, чем > высота h. Осмос прекратится, когда π =Р (гидростатич.) Вывод : π – сила, вызывающая осмос или гидростатическое давление столба жидкости высотой h, от которого прекращается осмос

Изображение слайда
13

Слайд 13: Закон Вант – Гоффа (1887г) для очень разбавленных растворов

π = С(х) R Т, π не зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а зависит от молярной концентрации растворенного вещества и Т(К). ( R = 0,083 атм.л/к.моль) На практике π определяют по понижению Тз, т.к. в очень разбавленных растворах С(х) ~ С m и ∆ Тз π = RT* Кз

Изображение слайда
14

Слайд 14: Значение осмоса

Упругость, тургор клеток; Эластичность тканей, форма органов; Распределение воды между кровью, тканями, клетками; Постоянный объем крови ( ~ 5л), у беременных женщин ( ~ 6л), Специфические свойства биомембран клеток. Они задерживают ВМС (белки) и пропускают НМС тремя путями.

Изображение слайда
15

Слайд 15

Na+ К+ К+ К+ К+ Na+ АТФ-аза Na+ К+ Na+ Na+ К+ Na+ Внутри КЖ Вне КЖ С( K+ ) >> С( Na+ ) С( Na+ ) >> С( K+ ) Пассивный перенос не требует затрат энергии (обычная диффузия) ………………………………………. Активный перенос требует затрат энергии и сопряжен с экзергонической реакцией гидролиза АТФ Мембрана клетки

Изображение слайда
16

Слайд 16

Облегченный перенос в виде комплексов с белками ~ 5л, состоящей из эмульсии форменных тел,невлияющих на π крови.

Изображение слайда
17

Слайд 17: Осмотическое давление крови (5л),

Состоящей из истинного раствора – плазмы (3,5 л) и эмульсии форменных тел, не влияющих на π крови. Состав плазмы: 90% H 2 O,6-8% белков, 0,9 % электролитов ( >NaCl ); ~2 %: липиды (0,8%), глюкоза (0,1%), аминокислоты и другие органические кислоты. π пл = π нмс + π вмс = (7,7-8,1)атм при Т=37 °С эл-ты,неэл-ты белки U з Тз(крови)=0,56 π пл = 0,56/1,86*0,83*(273+37)=7,65атм

Изображение слайда
18

Слайд 18

π создаваемое белками плазмы, называется онкотическим давлением. π онк = 0,03-0,04 атм невелико, но его роль в распределении воды между кровью и тканями значительна. При голодании, беременности, нарушении пищеварения, болезни почек концентрация плазменных белков понижается, вызывая понижение π онк. Вода поступает в ткани, и возникают онкотические отеки («голодные», «почечные»).

Изображение слайда
19

Слайд 19

По отношению к π плазмы другие биожидкости можно разделить на 3 группы: 1. изотонические, π = π пл=7,7 атм;спинно-мозговая жидкость, материнское молоко 2. гипотонические, π < π пл; слюна, моча разбавленная(после обильного питья) 3. гипертонические, π > π пл; в очаге воспаления π повышается до 25 атм; моча концентрированная (утренняя) π повышается до 17 атм.

Изображение слайда
20

Слайд 20: Применение в медицине изотонических и гипертонических растворов

Изотонические растворы : 0,9% NaCl ( физ.раствор ), раствор Рингера и другие заменители крови – при обезвоживании, кровопотерях, 5% раствор глюкозы вводят в/в в больших количествах. Гипертонические растворы : 10% NaCl наружно ввиде марлевых повязок для оттока гноя из раны; 10% CaCl 2 при аллергических отеках, кровотечениях; 20%, 40% глюкоза при глаукоме, отеке мозга. Чтобы избежать «осмотического конфликта» такие растворы вводят в/в очень медленно и в небольших количествах.

Изображение слайда
21

Слайд 21

● Na 2 SO4*10H 2 O( глауберова соль ), MgSO 4 *4H 2 O (горькая соль) обладает слабительным действием, из-за их плохой всасываемости кишечный сок становится гипертоничным ( π ), вода поступает в кишечник, оказывая слабительное действие. ● В быту при заготовке овощей и фруктов используют рассол ( NaCl ) и сахарный сироп. Они обладают стойким плазмолизом, и микроорганизмы погибают.

Изображение слайда
22

Слайд 22: Гемолиз и плазмолиз эритроцитов в растворах NaCl разной концентрации

c 1 = c 2 (наруж.) c 1 >c 2 c 1 < c 2 π 1 = π 2 (наруж.) π 1 > π 2 ( нар. ) π 1 < π 2 (нар.) Изо- Гипо- гиперт.р-р Гемолиз Плазмолиз

Изображение слайда
23

Слайд 23

В гипотоническом растворе осмос воды в клетку, где c и π >. Происходит «осмотический шок» - гемолиз эритроцитов: клетка набухает, π увеличивается, оболочка разрывается и гемоглобин выливается в плазму. Образуется прозрачная «лаковая» кровь. Полный гемолиз при π =2,5-3 атм. В гипертоническом растворе осмос воды из клетки в раствор, где c и π >. Наблюдается плазмолиз – дегидратация, сжатие, высушивание клетки.

Изображение слайда
24

Слайд 24: Коллигативные свойства растворов электролитов,

диссоциирующих на ионы, и число частиц в растворе увеличивается. Вант-Гофф ввел поправочный изотонический коэффициент (i): Σ всех частиц в р - ре(ионы,молекулы) i= первоначальное число молекул У электролитов i >1 ;у неэлектролитов i =1.

Изображение слайда
25

Слайд 25

С учетом степени диссоциации ( α ) и n -числа ионов из 1 молекулы электролита: i=1+ α (n-1) Для бинарных электролитов( n =2 иона): NaCl, NaHCO 3, MgSO 4 i= 1+ α Для тринарных электролитов( n =3 иона): Na 2 SO 4, CaCl 2, Na 2 HPO 4 i=1+2 α При сильном разбавлении сильных электролитов α → 1, отсюда i (NaCl)=2 ; i (CaCl 2 ) =3

Изображение слайда
26

Слайд 26

На практике i определяют по ↓ Тз, ↑ Тк, изменению π : ∆ Тз(прак) ∆ Тк(прак) π (прак) i= = = ∆ Тз(теор) ∆ Тк(теор) π (теор) В числителе экспериментальные данные для электролитов, а в знаменателе – неэлектролитов той же концентрации. Законы Рауля и Вант-Гоффа для электролитов: P °-Р = iN(X2) ; ∆ Тз= i КзС m ; ∆ Тк= i КэС m ; π = ic(X)R Т P °

Изображение слайда
27

Последний слайд презентации: Коллигативные свойства растворов

Например, рассчитайте π (0,9% NaCl ) при 37°С. Решение: 1)По формуле ω %(X)*10 ρ 0, 9 *10*1 С(Х)= = =0,15моль/л M(X) 58,5 2) π = ic(x)RT=2* 0,15*0,83*310=7,65 атм Вывод: π (0,9% NaCl )= π пл=7,65атм при 37°С, т.е. изотоничен плазме.

Изображение слайда