Общая и биоорганическая химия
Способы выражения концентрации растворов. Электрические свойства коллоидных систем. Адсорбция на твердой поверхности. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Аэрозоли, особенности их физических свойств. Практическое значение паст.
| Рубрика | Химия |
| Вид | учебное пособие |
| Язык | русский |
| Дата добавления | 19.09.2017 |
| Размер файла | 1,3 M |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«КАЗАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации
Кафедра общей и органической химии
Учебное пособие
для студентов I курса медико-профилактического факультета
Казань 2012
УДК 544.77
ББК 24я73
К 24
Печатается по решению Центрального координационно-методического совета Казанского государственного медицинского университета
Составители:
доцент кафедры общей и органической химии Хисамеев Г.Г.,
ст.преподаватель кафедры общей и органической химии Федюнина И.В.
Рецензенты:
доцент кафедры ТНВ КНИТУ Порфирьева Р.Т.,
доцент кафедры общей химии КГАСУ Бойчук В.А.
Учебное пособие составлено в соответствии с Государственным образовательным стандартом высшего и профессионального образования и программой преподавания общей химии. В пособии приведены краткое изложение теоретического материала, примеры решения задач, вопросы и задачи для самоподготовки, описание лабораторных работ по различным темам.
Предназначено для студентов I курса медико-профилактического факультетов КГМУ.
Казанский государственный медицинский университет, 2012
Введение
Целью изучения общей и биоорганической химии является формирование у студентов системных знаний и умений выполнять расчеты параметров физико-химических процессов, при рассмотрении их физико-химической сущности и механизмов взаимодействия веществ, происходящих в организме человека на клеточном и молекулярном уровнях, а также при воздействии на живой организм окружающей среды.
Задачами и изучения дисциплины являются:
? ознакомление студентов с принципами организации и работы химической лаборатории;
? ознакомление студентов с мероприятиями по охране труда и технике безопасности в химической лаборатории, с осуществлением контроля за соблюдением и обеспечением экологической безопасности при работе с реактивами;
? формирование у студентов представлений о физико-химических аспектах как о важнейших биохимических процессах и различных видах гомеостаза в организме: теоретические основы биоэнергетики, факторы, влияющие на смещение равновесия биохимических процессов.
? изучение студентами свойств веществ органической и неорганической природы; свойств растворов, различных видов равновесий химических реакций и процессов жизнедеятельности; механизмов действия буферных систем организма, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного гомеостаза; особенностей кислотно-основных свойств аминокислот и белков.
? изучение студентами закономерностей протекания физико-химических процессов в живых системах с точки зрения их конкуренции, возникающей в результате совмещения равновесий разных типов; физико-химических основ поверхностных явлений и факторов, влияющих на свободную поверхностную энергию; особенностей адсорбции на различных границах разделов фаз; особенностей физической химии дисперсных систем и растворов биополимеров;
? формирование у студентов навыков изучения научной химической литературы, умений по решению проблемных и ситуационных задач, постановки и выполнения экспериментальной работы.
Общая и биоорганическая химия относится к циклу «Математических, естественнонаучных дисциплин».
Для формирования знаний, необходимых при изучении дисциплины, требуются:
? усвоение школьного курса химии. Обучение студентов осуществляется на основе преемственности знаний и умений, полученных в курсе Химии общеобразовательных учебных заведений.
? медицинская и биологическая физика: необходимо усвоение элементов математической статистики.
? биология: организация потоков веществ, энергии и информации в клетке.
Данная дисциплина является предшествующей для изучения таких дисциплин, как биохимия, гистология, цитология, нормальная физиология, патофизиология, фармакология, микробиология.
Изучение дисциплины предполагает формирование следующих компетенций:
? способности и готовности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы гуманитарных, естественнонаучных, медико-биологических и клинических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности (ОК-1);
? способности и готовности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности врача, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат (ПК-2);
? способности и готовности к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, опираясь на всеобъемлющие принципы доказательной медицины, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности (ПК-3);
? способности и готовности проводить и интерпретировать опрос, физикальный осмотр, клиническое обследование, результаты современных лабораторно-инструментальных исследований, морфологического анализа биопсийного, операционного и секционного материала, написать медицинскую карту амбулаторного и стационарного больного (ПК-5).
? способности и готовности изучать научно-медицинскую информацию, отечественный и зарубежный опыт по тематике исследования (ПК-31);
? способности и готовности к участию в освоении современных теоретических и инструментальных методов исследования с целью создания новых перспективных средств, в организации работ по практическому использованию и внедрению результатов исследования (ПК-32).
В результате изучения дисциплины студент должен знать:
? термодинамические и кинетические закономерности, определяющие протекание химических и биохимических процессов;
? физико-химические аспекты важнейших биохимических процессов и различных видов гомеостаза в организме: теоретические основы биоэнергетики, факторы, влияющие на смещение равновесия биохимических процессов;
? свойства воды и водных растворов сильных и слабых электролитов;
? основные типы равновесий и процессов жизнедеятельности: протолитические, гетерогенные, лигандообменные, редокс;
? механизмы действия буферных систем организма, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного гомеостаза; особенности кислотно-основных свойств аминокислот и белков;
? закономерности протекания физико-химических процессов в живых системах с точки зрения их конкуренции, возникающей в результате совмещения равновесий разных типов;
? роль коллоидных поверхностно-активных веществ в усвоении и переносе малополярных веществ в живом организме;
? строение и химические свойства основных классов биологически важных биологических соединений;
? физико-химические основы поверхностных явлений и факторы, влияющие на свободную поверхностную энергию; особенности адсорбции на различных границах разделов фаз;
? особенности физической химии дисперсных систем и растворов биополимеров;
? физико-химические (титриметрический, электрохимический, хроматографический, вискозиметрический) методы анализа в медицине.
Студент должен уметь:
? пользоваться физическим и химическим оборудованием;
? работать с увеличительной техникой (микроскопами, оптическими и простыми лупами);
? прогнозировать результаты физико-химических процессов, протекающих в живых системах, опираясь на теоретические положения;
? научно обосновывать наблюдаемые явления;
? производить физико-химические измерения, характеризующие те или иные свойства растворов, смесей и других объектов, моделирующих внутренние среды организма;
? представлять данные экспериментальных исследований в виде графиков и таблиц;
? производить наблюдения за протеканием химических реакций и делать обоснованные выводы;
? представлять результаты экспериментов и наблюдений в виде законченного протокола исследования;
? решать типовые практические задачи и овладеть теоретическим минимумом на более абстрактном уровне;
? решать ситуационные задачи, опираясь на теоретические положения, моделирующие физико-химические процессы, протекающие в живых организмах;
? умеренно ориентироваться в информационном потоке (использовать справочные данные и библиографию по той или иной причине).
Студент должен владеть навыками:
? самостоятельной работы с учебной, научной и справочной литературой; вести поиск и делать обобщающие выводы;
? безопасной работы в химической лаборатории и умения обращаться с химической посудой, реактивами, работать с газовыми горелками и электрическими приборами.
Глава 1. РАСТВОРЫ
коллоидный гидроксильный адсорбция водородный
1.1 СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ
Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3.
Теоретическое пояснение: количественный состав растворов выражают концентрацией и дольными способами. Под концентрацией раствора понимают содержание растворённого вещества (в г или моль) в единице массы или объёма раствора или растворителя.
Различают приближённые и точные способы. К приближённым относятся понятия разбавленный, концентрированный, ненасыщенный, насыщенный и пересыщенный растворы. К точным способам выражения концентрации относятся:
Массовая доля растворённого вещества (Х) представляет собой отношение массы растворённого вещества m(X) к массе раствора m(p-pа):
это безразмерная величина, выражаемая в долях единицы, в сотых долях или процентах (%), в тысячных долях или промилле (%о), в миллионных долях или в млн1. Например, (Х) = 0,005 = 0,5% = 5 %о = 5000 млн1.
В медицинской литературе массовую долю принято выражать в грамм-процентах (г%) (равнозначно процентам), миллиграмм-процентах (мг% или 103 г%) и в микрограмм-процентах (мкг%или 106 г%). Таким образом, (Х) = 0,005 = 0,5% = 0,5 г% = 500 мг% = 500000 мкг%. Например, 5%-ный раствор это пятипроцентный раствор или раствор с массовой долей растворённого вещества, равной 5% или 0,05.
Молярная (мольная) доля (X) представляет собой отношение количества вещества компонента раствора (Xi) к общему количеству всех компонентов (Xi), составляющих раствор:
Это безразмерная величина, выражаемая в долях единицы или процентах.
Объёмная доля (X) представляет собой отношение объёма компонента раствора (жидкости) V(X) к общему объёму раствора (смеси жидкостей) V(р-р):
И эта безразмерная величина может выражаться как в долях единицы, так и в процентах.
Молярная концентрация С(Х) представляет собой отношение количества вещества компонента раствора (X) к объёму раствора V(р-р):
размерность моль/л. Например, 0,1 М раствор означает децимолярный раствор или раствор с молярной концентрацией растворённого вещества, равной 0,1 моль/л.
Молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентра-ция) представляет собой отношение количества вещества эквивалента в растворе () к объёму раствора:
размерность моль/л.
Понятие «эквивалент вещества» связано с конкретной реакцией, в которой вещество участвует. Эквивалент () это реальная или условная частица вещества Х, которая в обменной реакции вступает в реакцию с одним протоном (ионом водорода) или замещает его в соединениях, или в окислительно-восста-новительной реакции отдает или присоединяет один электрон. Одноосновные кислоты и однокислотные основания всегда имеют единичный эквивалент (это реальная частица, молекула Х). В других случаях одно и тоже вещество может иметь несколько эквивалентов. Так, случае многоосновных кислот и многокислотных оснований, солей эквивалентом может быть реальная молекула Х или её какая-то часть (доля) . Число, показывающее долю реальной частицы, эквивалентной одному иону водорода в реакциях кислотно-основного типа или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях, называется фактором эквивалентности (fэкв.(Х) или ). Он определяется исходя из конкретной химической реакции.
Примеры определения эквивалентов различных веществ в различных реакциях приведены в таблицах 1 и 2.
Если кислотно-основная реакция протекает до конца, то при нахождении фактора эквивалентности кислот, оснований и солей следует учесть, что z это основность кислоты или кислотность основания, а в случае солей произведение числа атомов металла, образующего соль, на его валентность.
Если в химической реакции участвуют два вещества Х1 и Х2, то по закону эквивалентов количество эквивалента одного вещества (1) равно количеству эквивалента второго вещества (2), т.е.:
(1) = (2).
По закону эквивалентов, если взаимодействуют растворы двух веществ V(p-р X1) и V(p-p X2) с нормальной концентрацией и, cоответственно и титром t(X1) и t(X2) , то:
;.
Таблица 1. Определение эквивалента вещества в реакциях кислотно-основного типа
|
Уравнение реакции |
Эквивалент вещества Х или |
Фактор эквива-лент-ности |
Молярная масса эквивалента М()= |
|
|
H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O «Х» 2 эквивалента KOH |
? моль Н3РО4 |
|
|
|
|
H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O «Х» 3 эквивалента KOH |
1/3 моль Н3РО4 |
|
|
|
|
Al2(SO4)3 + 4KOH = [Al(OH)2]2SO4 + K2SO4 «Х» 4 эквивалента KOH |
? моль Al2(SO4)3 |
|
|
|
|
Mg(OH)2+H2SO4= (MgOH)2SO4 +2H2O 2 эквивалента |
1 моль Mg(OH)2 |
1 |
M(Mg(OH)2 = 58 г/моль |
Таблица 2. Определение фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента в окислительно-восстановительных реакциях
|
Уравнение реакции |
Эквивалент вещества Х или |
Фактор эквивалентности |
Молярная масса эквивалента М()= |
|
|
I2 + 5Cl2 + 12KOH= 2KIO3 +10KCl + 6H2O I2 + 5Cl2 + 12OH = 2IO3 +10Cl+6H2O I2 + 12OH10e = 2IO3 + 6H2O 1 «Х» 10 эквивалентов e Cl2 + 2e = 2Cl 5 «Х» 2 эквивалента e |
1/10 моль I2 ? моль Cl2 |
|
|
|
|
Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + K2SO4 + 8H2O 2Cr3+ + 3H2O2 +10OH = +4H2O 2Cr3+ +8OH6e = + 4H2O 1 «Х» 6 эквивалентов e H2O2 + 2е = 2ОH 3 «Х» 2 эквивалента e |
1/6 моль Cr2(SO4)3 ? моль Н2О2 |
|
|
Моляльность (моляльная концентрация) раствора в(Х) представляет собой отношение количества растворённого вещества v (X) к массе растворителя m(р-тель):
размерность моль/кг.
Титр (или массовая концентрация) t(X) представляет собой отношение массы растворённого вещества к объёму раствора:
размерность г/мл.
Формулы, позволяющие производить расчёт различных видов концентраций раствора приведены в таблице 3.
Таблица 3. Связь между различными способами выражения концентрации растворов.
|
Способ выражения концентрации, обозначение, размерность |
Формула пересчёта |
|
|
Молярная концентрация, С(Х), моль/л |
|
|
|
|
||
|
|
||
|
Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация), С() или N, моль/л |
|
|
|
z. C(X) |
||
|
|
||
|
Титр, t(X), г/мл |
|
|
|
Моляльная концентрация, в(Х) или Сm(X), моль/кг растворителя |
|
Примеры решения задач.
Массовая доля компонента.
Пример 1. Глауберова соль Na2SO4.10H2O применяется при лечении желудочно-кишечных заболеваний как слабительное. Сколько (г) Na2SO4.10H2O нужно для приготовления 250 г раствора, с массовой долей Na2SO4, равной 5%.
|
Дано: m(p-p) = 250 г. (Na2SO4) = 5% = 0,05 m(Na2SO4.10H2O) = ? M(Na2SO4) = 142 г/моль M(Na2SO4.10H2O)=322 г/моль |
Решение: m(Na2SO4 = = 250.0,05 = 12,5 г; 2) по стехиометрической схеме: (Na2SO4) = (Na2SO4.10H2O) m(Na2SO4.10H2O) = 12,5.322/142 = 28,4 г. Ответ: 28,4 г. |
Пример 2. Сульфат цинка ZnSO4 применяется в виде раствора с массовой долей, равной 0,25%, в качестве глазных капель. Сколько (г) воды нужно добавить к 25 г раствора с массовой долей ZnSO4, равной 2%, чтобы приготовить глазные капли?
|
Дано: m(p-p) = 25 г 1(ZnSO4) = 2% 2(ZnSO4) = 0,25% m(H2O) = ? |
Решение: I вариант: В соответствии с «правилом креста» составим схему: 2% 0,25 0,25% 0% 1,75
|
II вариант: Запишем выражение для расчета массовой доли соли в полученном растворе:
Пример 3. Для компенсации недостатка соляной кислоты в желудочном соке применяют её растворы как лекарственные формы. Сколько (мл) 24%-ного раствора HCl с плотностью 1,12 г/мл необходимо для приготовления 500 г раствора с массовой долей 5%.
|
Дано: (p-p1) = 1,12 г/мл 1%(HCl) = 24% m(p-p 2) = 500 г 2%(HCl) = 5% V(p-p 1) = ? |
Решение: m(HCl) = = 500.0,05 = 25 г. 1%(HCl) = V(p-p 1) = = 93 (мл). Ответ: 93 мл. |
Пример 4. Определите массовую долю (в %) HCl в растворе, полученном при смешивании 50 мл раствора с массовой долей 20% и 20 мл раствора, с массовой долей 10%.
|
Дано: V(p-p1) = 50 мл (p-p1)=1,1г/мл 1%(HCl)= 20% V(p-p 2) = 20 мл |
Решение: 1) m1(HCl) = m(p-p1).1(HCl)=V(p-p1).(p-р1).1(HCl) = 50.1,1.0,2 = 11 (г) m2(HCl) = V(p-p 2).(p-p2).2(HCl) = 20.1,05.0,1= 2,1 (г) |
|
|
(p-p2)=1,05 г/мл 2%(HCl) = 10% 3%(HCl) = ? |
3) 3%(HCl)= = 17,2%. Ответ: 17,2%. |
Молярная концентрация
Пример 5. Для определения времени рекальцификации кровяной плазмы применяется раствор CaCl2 с молярной концентрацией 0,025 моль/л. Сколько (г) CaCl2 необходимо для приготовления 250 мл этого раствора?
|
Дано: C(CaCl2) = 0,025 моль/л V(p-p) = 250 мл m(CaCl2) = ? |
Решение: V(p-p) = 250 мл = 0,25 л m(CaCl2) = C(CaCl2).М(CaCl2).V(p-p) = 0,025.111.0,25 = 0,6938 (г). Ответ: 0,6938 г. |
Пример 6. Сколько (мл) раствора H2SO4 с плотностью 1,26 г/мл (34,6%) нужно для приготовления 3 л 0,12 М раствора?
|
Дано: (p-p1) = 1,26 г/мл 1%(H2SO4) = 34,6% V(p-p 2) = 3 л C2(H2SO4)=0,12 моль/л V(p-p 1) = ? |
Решение: m1(H2SO4) = m2(H2SO4) V(p-p1).(p-p1).1(H2SO4) = C2(H2SO4).M(H2SO4).V(p-p 2); V(p-p 1).1,26.0,346 = 0,12.98.3 V(p-p1) = = 81 (мл) Ответ: 81 мл. |
Пример 7. Раствор NaCl с массовой долей 0,85% ( = 1,005 г/мл), называемый физиологическим раствором, применяется для внутривенных вливаний. Определите молярную концентрацию этого раствора.
|
Дано: 1%(NaCl) = 0,85% (p-p) = 1,005 г/мл C(NaCl) = ? |
Решение: I вариант: Пусть V(p-p) = 1000 мл = 1 л; тогда: m(р-р) = (p-p).V(p-p) = 1,005.1000 = 1005 (г); 1(NaCl) = 0,0085; |
C(NaCl) == = = 0,146 моль/л;
II вариант: В соответствии с формулой, приведённой в таблице 3:
C(NaCl) = = 0,146 (моль/л).
Ответ: 0,146 моль/л или 0,146 М.
Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация)
Пример 8. Сколько (г) Na2CO3 требуется для приготовления 1,5 л раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,15 моль/л. Раствор предназначен для реакции, протекающей до конца.
|
Дано: V(p-p) = 1,5 л =0,15 моль/л m(Na2CO3) = ? |
Решение: Пример реакции: Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O fэкв.(Na2CO3) = ; =.106 = 53 г/моль; m(Na2CO3)=.V(p-p). = 0,15.1,5.53 = 11,925 г. Ответ: 11,925 г. |
Пример 9. Сколько (мл) раствора СаСl2 с массовой долей 10% ( = 1,04 г/мл) необходимо для приготовления 2 л раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,05 моль/л? Раствор предназначен для реакции, идущей до конца.
|
Дано: 1%(СaCl2) = 10%= 0,1 (p-p1) = 1,04 г/мл V(p-p 2) = 2 л =0,05моль/л V(p-p 1) = ? |
Решение: Пример реакции: CaCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Ca(NO3)2 fэкв.(CaCl2) = ; = .111 = 55,5 (г/моль) m(СaCl2) = V(p-p1). (p-p1).1(СaCl2) = ..V(p-p2), отсюда |
V(p-p1) == = 53,35 (мл).
Ответ: 53,35 мл.
Пример 10. Определите нормальную концентрацию (молярную концентрацию эквивалента) 50,1%-ного раствора H2SO4 с плотностью 1,4 г/мл. Раствор предназначен для реакции, идущей до конца.
|
Дано: 1%(H2SO4)= 50,1% (p-p1) = 1,4 г/мл = ? |
Решение: I вариант: Пример реакции: H2SO4 + 2 KOH = K2SO4 + H2O fэкв.(H2SO4) =;=.98 = 49 г/моль Пусть V(p-p) = 1000 мл = 1 л; тогда: |
m(р-р) = (p-p).V(p-p) = 1,4.1000 = 1400 (г);
= = = 14,2 моль/л (или 14,2 н).
II вариант: В соответствии с формулой, приведённой в таблице 3:
= = 14,2 (моль/л).
Ответ: 14,2 моль/л.
Пример 11. Определите нормальную концентрацию 0,5М раствора Al2(SO4)3, предназначенного для реакции образования гидроксида алюминия.
|
Дано: C(Al2(SO4)3) = 0,5M = ? |
Решение: Пример реакции: Al2(SO4)3 + 6KOH = 2Al(OH)3 + 3K2SO4 fэкв.( Al2(SO4)3) =; = 6. C(Al2(SO4)3) = 6.0,5 = 3 моль/л Ответ: 3 моль/л (или 3 N). |
Пример 12. Определите титр 0,15 N раствора Na2CO3, предназначенного для реакции полного ионного обмена (см. задачу 8).
|
Дано: = 0,15 моль/л t(Na2CO3) = ? |
Решение: fэкв.(Na2CO3) = ; t(Na2CO3) = = = 0,007950 (г/мл). Ответ: 0,007950 г/мл. |
Моляльная концентрация
Пример 13. Рассчитайте моляльность 40%-ного раствора HNO3.
|
Дано: (HNO3) = 40% в(HNO3) = ? |
Решение: пусть m(p-p) = 100 г, тогда: m(HNO3) = m(p-p). (HNO3) = 100.0,4 = 40 г; |
m(H2О) = m(p-p) m(HNO3) = 100 40 = 60 (г) = 0,06 (кг);
в(HNO3) = = 10,6 (моль/кг).
Ответ: 10,6 моль/кг.
Лабораторная работа.
Приготовление растворов заданной концентрации
Задачи работы: приготовить раствор определенной концентрации и из него определённый объём раствора меньшей концентрации.
Оборудование и реактивы: аналитические весы, мерные колбы на 1л, 250, 100, 50 мл, мерный цилиндр, пипетки, дистиллированная вода, сода.
Выполнение работы: рассчитать массу (навеску) соли (соды), которую нужно растворить в 1 л дистиллированной воды для получения раствора заданной концентрации. Навеску взвесить на аналитических весах с точностью до четвертого знака, внести в мерную колбу с притертой пробкой объемом 1 л и налить в 2/3 объема дистиллированной водой. Содержимое колбы перемешивать до полного растворения соли и залить дистиллированной водой до метки. Для приготовления из этого раствора более разбавленный раствор сначала рассчитать объем (мл) исходного раствора и объём воды, необходимых для получения раствора заданной (меньшей) концентрации. Для нахождения плотности растворов пользоваться таблицами. Проведённые расчёты представить преподавателю. После проверки преподавателем, приготовить заданный раствор смешением найденных объёмов исходного раствора и воды. Для приготовления раствора при помощи пипетки определённый объём жидкости перенести в мерную колбу. В мерной колбе этот раствор долить водой до метки и перемешать. Прибавление воды до метки производить сначала быстро, затем, когда до метки останется 12 см, по каплям. Отсчёт уровня жидкости в мерной колбе и мерном цилиндре производить по нижнему краю мениска. Перемешивание раствора в колбе осуществить путём её переворачивания и встряхивания. Приготовленный раствор сдать дежурному лаборанту.
Пример расчёта:
Требуется приготовить 50 мл 0,05 N раствора Na2CO3 из 0,2 М раствора Na2CO3, если fэкв.(Na2CO3) = .
Расчёт: = 0,05.0,05 = 0,0025 (моль); = 0,00125 (моль);
= 0,00625 л или 6,25 мл 0,2 М раствора.
Порядок оформления работы: в отчете записать все расчеты.
Вопросы и задачи для самоподготовки
1. Каково содержание понятия «раствор»?
2. Какие существуют приближённые способы выражения концентрации растворов? Какие способы выражения концентрации растворов относятся к точным? Перечислите, дайте краткую характеристику каждому.
3. Что понимают под молярной концентрацией?
4. Что такое эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента? Приведите примеры определения.
5. Что понимают под молярной концентрацией эквивалента (нормальной концентрацией)?
6. Что такое титр раствора?
7. Как математически связаны между собой способы выражения концентрации растворов?
8. Какое количество FeSO4.7H2O надо прибавить к 100 мл воды, чтобы получить 10%-ный раствор FeSO4? Ответ: 0,08 моль.
9. Сколько граммов CaCl2.6H2O необходимо растворить в воде для приготовления 150 г раствора с массовой долей безводной соли 5%? Ответ: 14,8 г.
10. Глауберова соль (Na2SO4.10H2O) применяется при лечении заболеваний желудочно-кишечного тракта как слабительное. Сколько граммов этой соли необходимо для приготовления 250 г раствора с массовой долей безводной соли 5%? Ответ: 28,345 г.
11. К 250 г 10%-ного раствора кислоты добавили 500 г раствора той же кислоты с неизвестной массовой долей и получили 25%-ный раствор. Определите массовую долю кислоты в добавленном растворе. Ответ: 32,5%.
12. 125 л хлороводорода (н.у.) растворили в 500 мл воды. Определите массовую долю HCl в полученном растворе. Ответ: 29%.
13. До какого объёма надо разбавить 500 мл 20%-ного (по массе) раствора NaCl ( = 1,152 г/мл), чтобы приготовить 4,5%-ный раствор ( = 1,029 г/мл)?
Ответ: до 2,488 л.
14. В каком объёме 1 М раствора серной кислоты содержится 4,9 г H2SO4? Ответ: 50 мл.
15. Какой объем (мл) 20%-ного раствора соляной кислоты с плотностью 1,098 г/мл потребуется для приготовления 1 л 2 М раствора? Ответ: 332,4 мл.
16. Чему равна молярная концентрация 96%-ного раствора H2SO4
( = 1,84 г/мл)? Ответ: 18,77 М.
17. Какова процентная концентрация раствора, полученного смешиванием 100 мл 30%-ного раствора хлорида натрия ( = 1,20 г/мл) и 100 мл 5%-ного раствора хлорида натрия ( = 1,04 г/мл)? Ответ: 18,39%.
18. Вычислите массу 1 моль эквивалентов Н3РО4 в реакции образования дигидрофосфата натрия NaH2PO4. Ответ: 49 г/моль.
19. Определите фактор эквивалентности соли в реакции:
Al2(SO4)3 + 8 NaOH = 2 Na[Al(OH)4] + 3Na2SO4
20. Какую навеску (массу) Na2CO3 необходимо взять для приготовления 2 л 2 N раствора, используемого в реакции полного ионного обмена? Ответ: 212 г.
21. Какой объем 0,5 N раствора ВaСl2 можно приготовить из 24,4 г ВаСl2.2Н2О? Ответ: 400 мл.
22. Вычислите нормальную концентрацию и титр Н3РО4 в 13%-ном растворе, плотность которого 1,07 г/мл. Раствор предназначен для реакции, идущей до конца. Ответ: 4,258 N; 0,139174 г/мл.
23. Какой объём 3 N раствора должен быть прибавлен к 900 мл 0,5 N раствора этого же вещества, чтобы концентрация стала 1 N? Ответ: 225 мл.
24. На реакцию с раствором, содержащим 0,498 г Na2B4O7.10H2O, израсходовано 25,2 мл раствора HCl. Вычислите молярную концентрацию эквивалента (нормальную концентрацию) раствора соляной кислоты. Ответ: 0,103 N.
25. В какой массе эфира надо растворить 3,04 г анилина C6H5NH2, чтобы получить раствор, моляльность которого равна 0,3 моль/кг? Ответ: 109 г.
1.2 РАСТВОРЫ СИЛЬНЫХ И СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3.
Теоретическое пояснение: В водных растворах сильные электролиты пол-ностью диссоциированы на ионы. Эффективную, условную молярную концен-трацию иона называют активностью (а) иона (i). Она связана с молярной концентрацией по уравнению аi = .Ci, где коэффициент активности. Коэффициент активности для различных ионов изменяется при изменении концентрации раствора: в концентрированных растворах < 1, а в разбавленных приближается к единице. Коэффициент активности зависит от меж ионных взаимодействий, которые учитываются ионной силой раствора (I).
Её вычисляют по уравнению
где Ci молярная концентрация i-того иона; Z i заряд i-того иона в единицах заряда электрона.
Между коэффициентом активности и ионной силой раствора существует зависимость (уравнение Дебая-Гюккеля):
В отличие от сильных электролитов в водных растворах слабых электролитов не все молекулы электролита распадаются на ионы, а лишь небольшая их часть. Этот процесс количественно характеризуется степенью электролитической диссоциации (), которая в зависимости от силы электролита принимает значения 0 < < 1; для сильных электролитов > 0,3, для слабых < 0,03, а для электролитов средней силы 0,03 < < 0,3. Степень электролитической диссоциации равна
Где Ni число молекул электролита, распавшихся на ионы;
N общее число молекул электролита в растворе (число молекул электролита, введенных в растворитель);
Сi молярная концентрация молекул электролита, распавшихся на ионы;
С молярная концентрация электролита;
i количество вещества электролита, распавшегося на ионы;
количество вещества электролита, введённого в раствор.
Степень электролитической диссоциации зависит от ряда параметров, в том числе от концентрации, что делает её неудобной величиной для количественной характеристики процесса диссоциации. Независящей от концентрации слабого электролита в растворе является константа диссоциации. В растворе слабого электролита (кислоты HAn или основания KtOH) устанавливается химическое равновесие:
HAn H+ + An (1)
KtOH Kt+ + OH (2)
количественно характеризуемое константой диссоциации: Kа для слабой кислоты HAn, Kb для слабого основания KtOH.
K и связаны между собой. Согласно закона разбавления Оствальда для слабой кислоты или слабого основания при 1 1, Kд = 2.С. Следовательно, для одноосновной слабой кислоты:
[H+] =, [H+] = C.
а для слабого однокислотного основания:
[OH] =, [OH] = C..
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислите константу диссоциации уксусной кислоты, если для 0,1 М раствора её равна 1,35%.
|
Дано: С(СН3СООН) = 0,1 M = 1,35% = 0,0135 Ka = ? |
Решение: CH3COOH CH3COO + H+ Ka = 2.С; Ka = (1,35.102)2.0,1 = 1,82.105 Ответ: Ka = 1,82.105. |
Пример 2. В 1 л 0,01 М раствора уксусной кислоты содержится 6,26.1021 её молекул и ионов. Определите изотонический коэффициент и степень диссоциации СН3СООН.
|
Дано: V(p-pa) = 1 л C(CH3COOH) = 0,01 M N(всех частиц) = 6,26.1021 i = ?= ? |
Решение: CH3COOH CH3COO + H+ (CH3COOH) = C.V(р-ра) = 0,01 моль N (молекул) = 6,02.1023.0,01 = 6,02.1021 |
3) = 1,04
4) = 0,04 или 4%.
Ответ: i = 1,04; = 4%.
Пример 3. Вычислите ионную силу раствора, содержащего в 1 л 0,005 моль Cu(NO3)2 и 0,001 моль Al2(SO4)3, активность ионов Cu2+ в растворе ( = 1 г/мл).
|
Дано: (Cu(NO3)2) = 0,005 моль (Al2(SO4)3) = 0,001 моль V(H2O) = 1 л = 1 г/мл I(p-pa) = ? а(Cu2+) = ? |
Решение: Cu(NO3)2 = Cu2+ + 2NO3 (1) Al2(SO4)3 = 2 Al3+ + 3 SO42 (2) I = |
по уравнению (1): (Cu2+) = 0,005 моль, (NO3) = 2.0,005 = 0,01моль.
2) по уравнению (2): (Al3+) = 2.0,001моль, (SO42) = 3.0,001= 0,003 моль.
3) I(p-pa) =[0,005.22 + 0,001 (1)2 + 0,002.32 + 0,003.( 2)2] = 0,03 (моль/л).
4) а(Cu2+) = f. C(Cu2+); = 1,66; f = 0,46.
а(Cu2+) = 0,46.0,005 = 0,0023 (моль/л).
Ответ: I(p-pa) = 0,03 моль/л; а(Cu2+) = 0,0023 моль/л.
Пример 5. Определите концентрацию ионов ОН и степень диссоциации аммиака в 0,01М растворе, зная что Kb = 1,77.105.
|
Дано: C(NH3) = 0,01 моль/л Kb = 1,77.105 [OH] = ?, = ? |
Решение: NH3 + H2O NH4+ + OH [OH] = |
[OH] = = 4,2.104 (моль/л);
== 4,2.102 или = = 4,2.102.
Ответ: [OH] = 4,2.104 моль/л; = 4,2.102.
Вопросы и задачи для самоподготовки
1. Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются водные растворы электролитов от растворов неэлектролитов?
2. Что понимают под электролитической диссоциацией (ионизацией)?
3. Какие величины являются количественными характеристиками процесса электролитической диссоциации (ионизации)?
4. На какие группы условно делят электролиты по степени их диссоциации? Приведите примеры.
5. Что называют активной концентрацией (активностью)? В каком соотношении она находится с аналитической концентрацией?
6. Что называют коэффициентом активности, и как изменяется его значение при разбавлении раствора?
7. Какими величинами определяется фактор активности для каждого иона и какой формулой выражается эта зависимость?
8. Что называют ионной силой раствора, и чем она определяется?
9. Запишите соотношения между ионной силой и молярной концентрацией разбавленных растворов для: а) бинарных электролитов с однозарядными и двухзарядными ионами типа KCl и ZnSO4;
б) трех- и четырехионных электролитов типа Na2SO4 и FeCl3.
10. Как и почему влияет на степень диссоциации слабого электролита введение в его раствор одноименного иона и разбавление раствора?
11. Почему константа диссоциации (ионизации) является более удобной харак-теристикой электролита по сравнению со степенью диссоциации?
12. Какой формулой выражается закон разбавления Оствальда? Каковы границы применимости закона?
13. От каких факторов зависит константа диссоциации (ионизации)?
14. Как найти концентрацию катиона слабого электролита KtAn, если известны: а) константа диссоциации и молярная концентрация электролита;
б) константа и степень диссоциации электролита?
15. Рассчитайте ионную силу раствора K2SO4, молярная концентрация которого равна 0,02 моль/л. Ответ: 0,06.
16. Определите ионную силу раствора, содержащего 1,62 г Са(НСО3)2 в 250 мл раствора. Ответ: 0,12.
17. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 2,08 г BaCl2 и 5,85г NaCl в 500 мл раствора. Ответ: 0,08
18. Вычислите ионную силу и активность ионов в растворе, содержащем по 0,01 моль Ca(NO3)2 и CaCl2 в 1 л раствора.
Ответ: 0,06 моль/л; а(Ca2+) = 6,2.103, а(Cl) = а(NO3) = 1,5.102.
19. Степень диссоциации уксусной кислоты в 1N, 0,1N, 0,01N растворах соответственно равна 0,42%, 1,34% и 4,25%. Вычислите Ka для растворов указанных концентраций, докажите, что константа диссоциации не зависит от концентрации раствора.
20. Константа диссоциации HNO2 равна 5,1.104. Вычислите степень диссоциации в её 0,01 М растворе и концентрацию ионов Н+.
Ответ: 22,6%; 2,26.103моль/л.
21. При какой молярной концентрации раствора степень диссоциации HNO2 равна 0,2? Kа = 4.104. Ответ: 0,01 моль/л.
22. Вычислите Ka уксусной кислоты, если степень диссоциации 0,01 молярного раствора при 250С равна 2%. Ответ: 4.106.
23. Константа диссоциации Н3РО4 по первой ступени равна 7,11.103. Прене-брегая диссоциацией по другим ступеням, вычислите концентрацию ионов Н+в 0,5 М растворе. Ответ: 5,96.102 моль/л.
24. Какова концентрация ионов Н+ в 1N растворе HCN, если её Ka = 4,9.1010? Какова масса (г) всех ионов, содержащихся в 1 л раствора этой кислоты?
Ответ: 2,21.105моль/л; 5,975.104 г.
25. Определите степень диссоциации и концентрацию ионов ОН в 0,1N растворе NH3, если Kb = 1,77.105. Ответ: 1,33%; 1,33.103 моль/л.
26. Во сколько раз концентрация ионов Н+ в 1 N растворе HNO3 ( = 0,82) больше, чем в 1 N растворе H2SO4 по первой ступени диссоциации ( = 0,51)? Ответ: в 1,6 раза.
27. Сколько воды необходимо добавить к 300 мл 0,2 М раствора СН3СООН (Ka= 1,8.105), чтобы степень диссоциации кислоты удвоилась? Ответ: 900 мл.
28. В 1 мл 0,01 М раствора НСООН содержится 6,02.1018 её молекул и ионов. Определите степень диссоциации кислоты. Ответ: 13,3%.
1.3 АВТОПРОТОЛИЗ ВОДЫ. ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ И ГИДРОКСИЛЬНЫЙ ПОКАЗАТЕЛИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3, ПК-5.
Теоретическое пояснение: электростатическое взаимодействие полярных молекул воды приводит к их самоионизации (автопротолизу): Н2О + Н2О Н3О+ + ОН или в упрощенной форме:
Н2О Н+ + ОН. При 25°С [Н+].[ОН] = 1.1014, в чистой воде [Н+] = [ОН] = 1.107 моль/л.
В логарифмической форме:
pH + pOH = 14 , в чистой воде:
pH = pOH = 7
где pH = lg [H+] , pOH = lg [OH], а [H+] молярная концентрация ионов H+,
[OH ] - молярная концентрация ионов ОН.
В растворе одноосновной сильной кислоты HAn ( = 1):
HAn H+ + An
[H+] = C(HАn); pH = lg C(HАn)
В растворе однокислотного сильного основания KtOH ( = 1):
KtOH Kt+ + OH
[OH] = C(KtOH); pOH = lg C(KtOH)
pH = 14 pOH = 14 + lg C(KtOH).
В растворе одноосновной слабой кислоты: [H+] = C. =;
pH= lg C. = lg
В растворе однокислотного слабого основания: [OH]= С. =;
pOH = lg C.= lg, pH = 14 pOH = 14 + lg C. = 14 + lg
Если при растворении в воде соли образуется слабый электролит (слабая кислота, слабое основание или и то, и другое), то наблюдается ионный гидролиз, в результате которого равновесие Н2О Н+ + ОН смещается вправо. В растворе соли накапливаются ионы Н+ ([Н+] > [ОН] - среда кислая) или ионы ОН- ([Н+] < [ОН] среда щелочная). В логарифмической форме: pH < 7 кислая среда, pH > 7 щелочная среда.
Гидролиз, являясь обратимым процессом (частным случаем химического равновесия), количественно характеризуется константой гидролиза (Kгидр.) и степенью гидролиза (h):
Kгидр. =. При 1 h 1, Kгидр. = h2.C.
В случае гидролиза соли, образованной катионом сильного основания и анионом слабой кислоты:
Kгидр. =
В случае гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом сильной кислоты:
Kгидр. =
В случае гидролиза соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты:
K гидр. =.
Примеры решения задач
Пример 1. Вычислите pH и pOH 0,01 М раствора HCl, если = 80 %.
|
Дано: C(HCl) = 0,01моль/л = 80 % = 0,8 pH = ? pOH = ? |
Решение: HCl H+ + Cl [H+] = C(HCl). ; pH = lg [H+], pOH = 14 pH 1) [H+] = 0,01.0,8 = 8.103 (моль/л) 2) pH = lg 8.103 = 3 lg 8 = 3 0,9 = 2,1 3) pOH = 14 2,1 = 11,9 |
Ответ: pH = 2,1; pОH = 11,9.
Пример 2. Вычислите рН 0,001 М раствора СНСООН, зная что Ка = 1,8.105.
|
Дано: С(СН3СООН)=1.103 моль/л Ка = 1,8.105 рН = ? |
Решение: СН3 СООН СН3 СОО + Н+ рН = lg [Н+]; [H+] = |
1) [Н+] = = 1,35.104 (моль/л)
2) рН = lg 1,35.104 = 4 0,13 = 3,87
Ответ: рН = 3,87
Пример 3. Вычислите рН раствора, содержащего 0,4 г NaOH в 2 л раствора (= 100%).
|
Дано: m(NaOH) = 0,4 г V(p-pa) = 2 л = 100% = 1 pH =? |
Решение: NaOH Na+ + OH pH = 14 pOH ; pOH = lg [OH]; [OH] = C(NaOH) = 1) C(NaOH) = = 0,005 (моль/л) |
2) [OH] = 0,005 моль/л
3) pOH = lg 5.103 = 3 lg 5 = 3 0,7 = 2,3
4) pH = 14 2,3 = 11,7
Ответ: рН = 11,7
Пример 4. Вычислите рН 0,1 М раствора NH3, зная что Kb = 1,8.105.
|
Дано: С(NH3) = 0,1 моль/л Kb = 1,8.10-5 рН = ? |
Решение: NH3 + H2 O NH4+ + OH pH = 14 pOH, рOH = lg [OH] [OH] = |
1) [OH] = = 1,35.10-3 (моль/л)
2) pOH = 3 lg 1,35 = 3 0,13 = 2,87
3) pH = 14 2,87 = 11,13
Ответ: pH = 11,13
Пример 5. Запишите уравнения гидролиза солей: Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4. Вычислите константы гидролиза этих солей. Какая соль гидролизуется в большей степени? Kа1 = 7,1.103, Kа2 = 6,2.108, Kа3 = 5,0.1013.
Решение:
1) Na3PO4 + H2O Na2HPO4 + NaOH; + H2O + OH
Kгидр.1 = = 2.10-2
2) Na2HPO4 + H2O NaH2PO4 + NaOH, + H2O + OH
Kгидр.2 = = 1,6.107
26
3) NaH2PO4 + H2 O H3PO4 +NaOH, + H2O H3PO4 + OH
Kгидр.3 = = 1,4.10-18
Ответ: Na3PO4 гидролизуется в большей степени.
Лабораторная работа. Гидролиз солей.
Задачи работы: изучить гидролиз солей, определить реакцию среды, влияние природы солей, основности кислот на степень гидролиза средних и кислых солей.
Оборудование и реактивы: пробирки, универсальный индикатор, растворы солей (NaCl, K2SO4, ZnCl2, Na2CO3, NaНCO3, Na2SO3, CH3COONa, Al2(SO4)3, ).
Опыт 1. Обратимый гидролиз солей.
Выполнение работы: в пробирок налить по 5 6 капель растворов NaCl, K2SO4, ZnCl2, Na2CO3, CH3COONa, Al2(SO4)3. С помощью универсального индикатора определить реакцию среды. Объяснить результаты и написать уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 2. Влияние природы солей на степень их гидролиза
Выполнение работы: в 2 пробирки налить по 5 6 капель растворов Na2CO3 и Na2SO3. В пробирки прибавить по 1 капле универсального индикатора, определить реакцию среды. Составить уравнения гидролиза. Какая соль гидролизуется больше? Почему? Ответ подтвердить расчётами.
Опыт 3. Гидролиз солей многоосновных кислот
Выполнение работы: в 2 пробирки налить по 5 6 капель растворов Na2CO3 и NaНCO3. С помощью универсального индикатора определить рН растворов. Объяснить различие в значениях рН этих растворов расчётами. Написать уравнения гидролиза.
Вопросы и задачи для самоподготовки
1. Что называют ионным произведением воды (константой автопротолиза)? В каком соотношении находится эта величина с константой диссоциации воды?
2. Как определяется числовое значение ионного произведения воды? Какова зависимость его от температуры?
3. Как взаимосвязаны между собой концентрации Н+ и ОН ионов?
4. Как связана концентрация ионов Н+ (ОН) в растворах сильных и слабых кислот и оснований с их молярной концентрацией?
5. Что называют водородным показателем (рН), гидроксильным показателем (рОН)? Чему равна их сумма?
6. Какие значения имеют концентрации ионов Н+ (ОН) и рН (рОН) в различных средах?
7. При одинаковой молярной концентрации растворы каких электролитов будут иметь меньшее значение рН: а) HCl или CH3COOH; б)HNO2 или HClO; в) HCl или KOH?
8. Что называют гидролизом? Что понимают под гидролизом: а) ковалентным и ионным; б) по катиону, по аниону; в) простым и ступенчатым; г) обратимым и необратимым? Приведите примеры.
9. Как влияет на состояние равновесия Н2О Н+ + ОН и значение рН добавление гидролизующейся соли на примерах ZnCl2, K2CO3, Al2S3?
10. Для какой соли рН раствора будет иметь большее значение: а)NaNO3 или NaNO2; б) CH3 COOK или CH3COONH4; в) KClO или KClO3 ?
11. Можно ли при помощи кислотно-основного индикатора отличить друг от друга растворы солей:
а) NaClO4 и NaClO; б) KI и NH4I; в) KClO3 и KCl,
г) Na2CO3 и Zn(NO3 )2; д) BeCl2 и BaCl2; е) MgSO4 и K2SO4?
12. Что называют гидролитическим равновесием?
13. Что называют степенью и константой гидролиза? Зависят ли они от природы соли, концентрации раствора, температуры?
14. Какой формулой выражают соотношение между константой и степенью гидролиза?
15. Как константа гидролиза связана с константой диссоциации слабого электролита?
16. Вычислите рН 0,05 %-ного раствора HNO3, зная, что плотность раствора 1г/мл, (HNO3) = 100%. Ответ: 2,1.
17. Рассчитайте молярную концентрацию раствора СН3СООН, рН которого равен 3. Kа = 1,75.105. Ответ: 0,057 моль/л.
18. Вычислите рН раствора, полученного разбавлением водой 0,01 л 30 %-ного раствора NaOH ( = 1,328 г/мл) до 0,75 л. = 70%. Ответ: 12,97.
19. Определите рН раствора, в 3 л которого содержится 8,1.104 моль ионов ОН. Ответ: 10,43.
20. Рассчитайте рН раствора, в 0,4 л которого содержится 0,39 моль NH3, если Kb= 1,77.105. Ответ: 11,62.
21. Какое значение рН имеют растворы HCN, если: а) = 0,0265%; б) = 0,0084%? K(HCN) = 7,9.1010. Ответ: 5,53; 5,03.
22. Вычислите рН 0,01 н раствора HCl, если = 80%. Ответ: 2,1.
23. Вычислите рН 0,001 М раствора СН3СООН, если Kа = 1,8.105. Ответ: 3,87.
24. Вычислите рН 0,01 н раствора аммиака, если = 0,042. Ответ: 10,62.
25. Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 N растворе равна 0,03. Вычислите значения [Н+] и рОН этого раствора.
Подобные документы
Проблема строения вещества. Обобщение процессов, происходящих в химических системах. Понятие растворения и растворимости. Способы выражения концентрации растворов. Электролитическая диссоциация. Устойчивость коллоидных систем. Гальванические элементы.
курс лекций [3,1 M], добавлен 06.12.2010Коллоидная химия как наука, изучающая физико-химические свойства гетерогенных, высоко-дисперсных систем и высоко-молекулярных соединений. Производство и методы очищения коллоидных растворов. Применение гелей в пищевой промышленности, косметике и медицине.
презентация [6,3 M], добавлен 26.01.2015Мономолекулярная адсорбция на твёрдой поверхности. Уравнение изотермы Ленгмюра. Хроматография, коллоидная химия и дисперсные системы. Оптические свойства коллоидов. Свойства межфазовой границы. Лиофильные и лиофобные золи. Получение лиофобных золей.
реферат [216,6 K], добавлен 27.06.2010Сущность и определяющие признаки коллоидных систем. Основные свойства и строение растворов такого типа. Характеристика эффекта Тиндаля. Различия гидрозолей и органозолей. Способы образования коллоидных систем, специфические свойства, сфера применения.
презентация [2,2 M], добавлен 22.05.2014Понятие "ионное произведение воды" и "водородный показатель среды". Эмульсионный способ химической очистки особо загрязненных тканей. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Области применения ферментов. Расчет концентрации компонентов эмульгатора.
контрольная работа [69,5 K], добавлен 26.10.2010Регуляция осмотического давления в организме. Ионное произведение воды. Определение водородного показателя и молярной концентрации ионов водорода. Обеспечение буферных растворов. Значение активной реакции среды. Ферменты класса оксидоредуктаз, гликолиз.
контрольная работа [1008,5 K], добавлен 08.07.2011Основные понятия и законы химии. Классификация неорганических веществ. Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Основы термодинамических расчетов. Катализ химических реакций. Способы выражения концентрации растворов.
курс лекций [333,8 K], добавлен 24.06.2015Классификация методов титриметрического анализа. Посуда в титриметрическом анализе и техника работы с ней. Способы выражения концентрации растворов. Взаимосвязь различных способов выражения концентрации растворов. Молярная концентрация эквивалента.
реферат [40,8 K], добавлен 23.02.2011Особенности водородной связи в жидкой воде, льду и водяном пару. Биохимические процессы конструктивного обмена или анаболизма и факторы стойкости дисперсных систем. Классификация водных микроорганизмов и способы их питания. Понятие кислотности воды.
контрольная работа [26,0 K], добавлен 12.11.2010Методы аналитической химии, количественный и качественный анализ. Окислительно-восстановительные системы. Способы выражения концентрации растворов и их взаимосвязь. Классификация методов титриметрического анализа. Молекулярный спектральный анализ.
методичка [329,3 K], добавлен 08.06.2011
