Что такое раствор Определение свойства виды

Способы выражения концентрации

Массовая доля (ω) — масса вещества (mв-ва), отнесенная к массе раствора (mр-ра). При этом массу раствора принимают как сумму масс вещества и растворителя (mр-ля).

Мольная доля (N)- число моль растворенного вещества (Nв-ва), отнесенные к общему числу моль веществ, которые образуют раствор (ΣN).

Моляльность (Сm) — число моль растворенного вещества (Nв-ва), отнесенные к массе растворителя (mр-ля).

Молярная концентрация (См) — масса растворенного вещества (mв-ва), отнесенная к объему всего раствора (V).

Нормальность, или эквивалентная концентрация, (Сн) — число эквивалентов (Э) растворенного вещества, отнесенных к объему раствора.

Титр (Т) — масса вещества (mв-ва), растворенного в заданнном объеме раствора.

Объемная доля (ϕ) газообразного вещества — объем вещества (Vв-ва), отнесенный к объему раствора (Vр-ра).

где Mp– масса растворителя.

или

Пример.Проведем расчет М,mиNпо известной массовой концентрации
серной кислотыω=98%,плотность раствора равна 1,84 г/л; молярные
массы компонентов раствора равныг/моль;г/моль.

Если рассматривать
диссоциацию как равновесный химический
процесс, то в соответствии с принципом
Ле Шателье добавление растворителя
(разбавление водой), как правило,
увеличивает количество продиссоциированных
молекул, что приводит к увеличению α.
Процесс образования молекул из ионов
в результате разбавления затрудняется:
для образования молекулы должно произойти
столкновение ионов, вероятность которого
с разбавлением уменьшается.

Слабые электролиты

Теория слабых электролитов.
Константа диссоциации.
В
растворах слабых электролитов процесс
диссоциации протекает обратимо, т.е.
идет до установления состояния равновесия,
следовательно, к нему может быть применен
закон действующих масс для обратимых
процессов.

Обратимый процесс диссоциации слабого
электролита характеризуется константой
равновесия.

Так, для процесса диссоциации слабого
электролита

КmАn

mКn
nАm–

где
[Кn ],
[Аm–],
[КmАn]
– равновесные концентрации компонентов;
m
и n
– стехиометрические коэффициенты
компонентов в уравнении диссоциации;
Кд
– константа равновесия для процесса
диссоциации слабого электролита,
называемая константой диссоциации..

Например, для процесса диссоциации
уксусной кислоты

СН3СООН

СН3СОО-
Н

Кд
представляет собой важную характеристику
слабых электролитов, т.к. указывает на
прочность их молекул в данном растворе.
Чем меньше Кд
в данном
растворителе, тем слабее диссоциирует
электролит и тем, следовательно,
устойчивее его молекулы.

Как и любая константа
равновесия, константа
диссоциации зависит от природы
растворенного вещества и растворителя,
от температуры и не зависит от концентрации
раствора.

С повышением температуры
константа диссоциации обычно уменьшается.
Например, константа диссоциации уксусной
кислоты при 293, 298 и 373 К соответственно
равна 1,85·10-5,
1,75·10-5,
1,35·10-5
(т.е. процесс диссоциации является
экзотермическим).

Следует отметить,
что строго законы химического равновесия
применимы только к слабым электролитам,
поэтому описание электролитической
диссоциации законом действующих масс
является одним из основных признаков
слабых электролитов.

Между Кд
и α существует
количественная зависимость. Примем для
процесса диссоциации бинарного
электролита

КА 
К
А–

молярную
концентрацию растворенного вещества
КА равной С, а степень диссоциации α,
тогда равновесные концентрации ионов
в растворе будут равны [А-]
= [К ]
= αС, а равновесная концентрация
недиссоциированных молекул [КА] = С –
αС, то

где
(1-α) – доля недиссоциированных молекул
вещества. Полученное
соотношение называется законом
разбавления Оствальда.
В случае слабых электролитов если α<<1,
то

и
;

здесь
– разбавление раствора.

Значения К­д
для разных электролитов приведены в
справочной литературе.

Для расчетов, связанных
с диссоциацией кислот, часто удобно
пользоваться не константой Кд,
а так называемым показателем константы
диссоциации рК, который определяется
соотношением

рК = –
lg Кд.

Очевидно, что с
возрастанием Кд,
т.е. с увеличением силы кислоты, значение
рК уменьшается; следовательно, чем
больше рК, тем слабее кислота.

или
;

здесь
k – число ионов, на которые распадается
при диссоциации молекула электролита
(для КСl = 2, для ВаСl2
и Nа2SО4
k=3 и т.д.­­­­).

Таким образом, найдя
по опытным величинам ∆р, ∆tзам
и т.п. значение i,
можно вычислить
степень диссоциации электролита в
данном растворе. При этом следует иметь
в виду, что в случае сильных электролитов
найденное таким способом значение α
выражает лишь «кажущуюся» степень
диссоциации, поскольку в растворах
сильные электролиты диссоциированы
полностью. Наблюдаемое отличие кажущейся
степени диссоциации от единицы связано
с межионными взаимодействиями в растворах
сильных электролитов.

Теория сильных электролитов.
В водных растворах
сильные электролиты полностью
диссоциируют, поэтому число ионов в них
больше, чем в растворах слабых электролитов
той же концентрации. И если в растворах
слабых электролитов концентрация ионов
мала, расстояние между ними велико и
взаимодействие между ионами незначительно,
то в не очень разбавленных растворах
сильных электролитов среднее расстояние
между ионами вследствие значительной
концентрации сравнительно мало.

Между
ними возникает электростатическое
взаимодействие, которое приводит
к тому, что катионы и анионы испытывают
взаимное притяжение, а ионы одного знака
заряда отталкиваются друг от друга.
Благодаря притяжению каждый ион как бы
окружен шарообразным роем противоположно
заряженных ионов, получившим название
«ионной атмосферы», в то время как ионы
одноименного знака располагаются дальше
(рис. 8.7). При этом ионы сольватируются
(гидратируются), что также отражается
на их свойствах и свойствах растворителя.

Впервые
понятие «ионная атмосфера» предложено
Дебаем и Хюккелем. Ионные
атмосферы обладают следующими характерными
особенностями:

  • в их состав входят катионы и анионы,
    однако преобладают ионы, противоположные
    по знаку заряду центрального иона;

  • cуммарный заряд ионной атмосферы равен
    по величине заряду центрального иона
    и противоположен ему по знаку;

  • все ионы в растворе равноправны, поэтому
    каждый из них является центральным
    ионом и одновременно входит в состав
    ионной атмосферы другого иона;

  • за счет теплового движения ионы, входящие
    в состав ионной атмосферы, постоянно
    меняются местами с ионами, находящимися
    за ее пределами, т.е. ионная атмосфера
    носит динамический характер.

Межионные
силы влияют на все свойства растворов
(электрическая проводимость, tкип
и tзам,
давление насыщенного пара, осмотическое
давление). Так, в отсутствие внешнего
электрического поля ионная атмосфера
симметрична и силы, действующие на
центральный ион, взаимно уравновешиваются.
Если же приложить к раствору постоянное
электрическое поле, то разноименно
заряженные ионы будут перемещаться в
противоположных направлениях.

При этом
каждый ион стремится двигаться в одну
сторону, а окружающая его ионная атмосфера
– в противоположную, вследствие чего
направленное перемещение иона замедляется,
а следовательно, уменьшается число
ионов, проходящих через раствор в единицу
времени, т.е. уменьшается сила тока. Чем
больше концентрация раствора, тем
сильнее проявляется тормозящее действие
ионной атмосферы на электрическую
проводимость раствора.

Коэффициенты
активности зависят от природы растворителя
и растворенного вещества, от заряда и
природы иона, от концентрации раствора,
от температуры.

В
химических справочниках значения f
ионов в разбавленных растворах приводятся
в зависимости от их зарядов z и ионной
силы раствора I. Приближенно коэффициент
активности иона в разбавленном растворе
можно вычислить по формуле

Активность
и коэффициент активности можно определить
на основании экспериментальных данных
(по повышению t­­­кип, понижению
tзам, по давлению насыщенного пара над
растворами и т.д.).

Подстановка
величины активности (а) вместо концентрации
(С) в уравнение закона действующих масс
делает его справедливым при любых
концентрациях.

Так, для обратимого
процесса

КА

К
А–
,

отражающего
диссоциацию слабого электролита в
растворе, константа равновесия будет
равна

(термодинамическая
константа диссоциации).

Для
предельно разбавленных растворов
(близких к идеальным), где отсутствуют
силы взаимодействия ионов между собой
из-за их отдаленности друг от друга, f=
1, т.е. = С.
При обсуждении
последующего материала примем, что
концентрации разбавленных растворов
электролитов существенно не отличаются
от их активностей.

Электролитическая
диссоциация кислот, оснований и солей
в воде. Молекулы
кислот в воде диссоциируют на ионы
водорода
(гидроксония-гидратированный ион
водорода) и
на анионы кислотного остатка.
Например, уравнение диссоциации азотной
кислоты имеет вид

HNO3 H2O
= H3O
NO3ˉ

или при упрощенной
записи

НNО3
= Н
NО3ˉ.

Максимальное
число ионов водорода, образующихся из
одной молекулы кислоты, определяет ее
основность,
следовательно НNО3
— одноосновная кислота.

У
сильных кислот, диссоциирующих нацело,
свойства кислот проявляются в большей
степени, у слабых – в меньшей. Чем
лучше кислота диссоциирует, т.е. чем
больше ее константа диссоциации, тем
она сильнее.
Например, азотная кислота более сильная,
чем йодноватая, т.к. Кд
(HNO3)
= 4,36*10 > Кд(HIO3)
= 1,7*10-1.

1.
Н3РО4

Н
Н2РО4ˉ.

2.
Н2РО4ˉ

Н
НРО42-
.

3.
НРО42-

Н
РО43-.

Из
сопоставления приведенных выше значений
констант диссоциации следует, что Кд1
> Кд2
> Кд3.
Первый ион водорода отрывается от
молекулы легче, последующие все труднее,
т.к. возрастает отрицательный заряд
кислотного остатка; поэтому в не очень
разбавленных растворах фосфорной
кислоты ионов РО43-
мало.

4. Наличие одноименных ионов.

НNО2

Н
NО2ˉ.

При введении в раствор
азотистой кислоты нитрит-ионов NO2ˉ
(прибавлением раствора нитрита калия
КNО2)
равновесие сместится влево,
следовательно, степень диссоциации α
уменьшится. Аналогичный эффект даст и
введение в раствор ионов Н .

Необходимо отметить,
что не следует
путать понятия «сильный электролит» и
«хорошая растворимость».
Например, растворимость СН3СООН
в Н2О
неограниченная, однако уксусная кислота
относится к слабым электролитам (=
0,014 в 0,1 М растворе). С другой стороны,
ВаSО4
– малорастворимая соль (при 20°С
растворимость меньше 1 мг в 100 г Н2О),
но относится к сильным электролитам,
так как все молекулы, перешедшие в
раствор, распадаются на ионы Ва2
и SО42-.

При введении в раствор
азотистой кислоты нитрит-ионов NO2ˉ
(прибавлением раствора нитрита калия
КNО2)
равновесие сместится влево, следовательно,
степень диссоциации α уменьшится.
Аналогичный эффект даст и введение в
раствор ионов Н .

Необходимо отметить,
что не следует
путать понятия «сильный электролит» и
«хорошая растворимость».
Например, растворимость СН3СООН
в Н2О
неограниченная, однако уксусная кислота
относится к слабым электролитам (=
0,014 в 0,1 М растворе). С другой стороны,
ВаSО4
–нерастворимая соль (при 20°С растворимость
меньше 1 мг в 100 г Н2О),
но относится к сильным электролитам,
так как все молекулы, перешедшие в
раствор, распадаются на ионы Ва2
и SО42-.

Предлагаем ознакомиться:  Как поставить свадебный танец самостоятельно: пошаговое руководство

Кислая среда бесцветная или

КА 
К
А–

и
;

рК = –
lg Кд.

или
;

Н2SО4
= Н
НSО4ˉ
КД1=1*103,

НSО4-

Н
SО42- КД2=2*10-2.

Способность
многоосновных кислот диссоциировать
ступенчато объясняет их склонность к
образованию кислых солей.

Сила
кислородсодержащих кислот зависит от
строения молекулы.
Формулу кислородсодержащих кислот в
общем виде можно записать ЭОm(OH)n,
имея в виду, что в их молекулах имеются
связи Н-О-Э и Э=О. Как показывают
исследования, сила кислот практически
не зависит от n
(числа ОН-групп), но заметно возрастает
с увеличением m
(числа несвязанных в ОН-группы атомов
кислорода, т.е.

Таблица
8.2

Классификация
кислородсодержащих кислот по их силе
в водных растворах*

Тип кислоты

Кислота

КД

рКД

Сила кислот

Э(ОН)n

HBrO

2,06*10-9

8,7

Очень

HClO

3,2*108

7,5

слабые

HIO

2,3*1011

10,64

H3AsO3

6*1010

9,2

H3BO3

5,8*1010

9,24

H4SiO4

2*1010

9,7

H6TeO6

2*108

7,7

ЭО(ОН)n

HClO2

1,1*10-2

1,97

Слабые

HNO2

5,7*10-4

3,29

H2CO3

1,32*104

3,88

H2SO3

1,3*102

1,87

H3AsO4

6,46*103

2,19

H3HO4

7,25*103

2,12

H5IO6

3,1*102

1,57

ЭО2(ОН)n

HBrO3

2*10-1

0,7

Сильные

HClO3

 -1

HIO3

1,7*101

0,77

HNO3

4,36*10

 1,64

H2MnO4

 101

— 1

H2SO4

1*103

-3

ЭО3(ОН)n

HClO4

 -10

Очень

HMnO4

1*103

 2,3

сильные

Примечание: *В
таблице приведены значения КДпервой ступени ионизации кислот.

Резкое
возрастание силы в ряду кислот с
увеличением m
можно объяснить оттягиванием электронной
плотности от связи Н-О на связь Э=О.

1
3 5 7

HClO
HClO2 HClO3
HClO4

Cl(OH) ClO(OH) ClO2(OH) ClO3(OH)

рКд=7,25 рКд=1,97 рКд=-1 рКд=-5

Mn(OH)4

2
3
6 7

Mn(OH)2
Mn(OH)3
H4MnO4
H2MnO4
HMnO4

основание
основание амфотерное
кислота кислота

средней
слабое соединение
сильная очень

силы сильная

Молекулы
оснований в воде диссоциируют на катионы
металлов (исключение — NН4ОН

NН4
ОН ˉ) и гидроксид- ионы.
Например, уравнение диссоциации
гидроксида натрия имеет вид

NаОН
= Nа
ОН ˉ.

Максимальное
число гидроксид-ионов, образующихся из
одной молекулы основания, определяет
его кислотность,
следовательно, NaOH
– однокислотное основание.

Чем
больше константа диссоциации основания,
тем оно сильнее.
Например, гидроксид лития более сильное
основание, чем гидроксид аммония, т.к.
Кд(LiOH)
= 6,75*10-1
> Кд
(NH4OH)
= 1,8*10-5.

Fе(ОН)3

Fе(ОН)2
ОН ˉ ,

Fе(ОН)2

Fе(ОН)2
ОН ˉ ,

Fе(ОН)2

Fе3
ОН ˉ .

Са(ОН)2
= СаОН
ОН ˉ,

СаОН

Са2
ОН ˉ.

Этим
объясняется способность оснований
многовалентных металлов образовывать
основные соли, например Zn(ОН)Сl, Fе(ОН)Сl2
и др.

2H
[Zn(OH)4]2ˉ

Zn(OH)2
2H2O

[Zn(H2O)2]2
2OH
ˉ.

Zn(OH)2
2HNO3

Zn(NO3)2
2H2O;

Zn(OH)2
2KOH 
K2[Zn(OH)4].

Соли
при электролитической диссоциации
образуют катионы металлов (исключение
соли аммония) или комплексные катионы
и одноатомные или многоатомные анионы.
Соли бывают средние (нейтральные,
например, СаSО4),
кислые (СаНРО4),
основные (Zn(ОН)Сl).

Средние
соли диссоциируют в одну стадию.
Например,

Nа2SО4
= 2Nа
SО.

В
кислых солях отщепляется сначала ион
металла по типу сильного электролита,
затем — ионы водорода по типу слабого
электролита.
Например: NаН2РО4
= Nа
Н2РО,

Н2РОD
Н
НРО,

НРОD
Н
РО.

В
последних двух ступенях равновесие
сдвинуто влево, поэтому ионов Н
в растворе очень мало.

В
основных солях сначала отщепляется
кислотный остаток по типу сильного
электролита, затем — гидроксид–ионы по
типу слабого электролита.
Например,

(ZnОН)2SО4
= 2ZnОН
SО,

ZnОН

Zn2
ОН ˉ.

В последней стадии
равновесие сдвинуто влево, поэтому
ионов ОН ˉ в растворе мало.

Обменные
реакции в растворах электролитов. В
растворах электролитов реагирующими
частицами являются ионы (точнее
сольватированные или гидратированные
ионы). Реакции,
осуществляющиеся в результате обмена
ионами между электролитами, называются
ионообменными (или реакциями ионного
обмена). Отличительной
чертой реакций ионного обмена (РИО)
является сохранение элементами всех
веществ их степеней окисления (реакции
протекают без изменения заряда ионов).

— осадки
(нерастворимые или малорастворимые);

— газообразные
вещества;

— слабые электролиты
(малодиссоциирующие вещества);

— комплексные
соединения.

В уравнениях
необратимых РИО принято ставить знак
« = ».

1.
Реакция ионного обмена обратима (может
протекать в двух направлениях), если
среди исходных и образующихся веществ
есть слабые электролиты, нерастворимые,
малорастворимые или газообразные
вещества или если и исходные, и образующиеся
вещества являются растворимыми и
сильными электролитами.
В уравнениях таких реакций ставят знак
обратимости «».

2.
Равновесие такой реакции смещается в
направлении наиболее полного связывания
ионов (их наименьшей концентрации в
растворе).

1)
сильные электролиты записывают в виде
ионов;

2)
слабые электролиты (малодиссоциирующие),
нерастворимые, малорастворимые и
газообразные вещества записывают в
виде молекул с соответствующими значками
↓ или ↑;

3)
краткое ионно-молекулярное уравнение
получают из полного путем исключения
из него тех ионов, которые присутствуют
в неизменном виде и количестве в правой
и левой частях.

ВаСl2
Nа2SО4
= ВаSО4↓
2NаСl.

Ва2
2Сl 2Nа
SО= ВаSО4↓
2Nа
2Сl.

Ва2
SО= ВаSО4↓.

Поскольку
ВаSО4 выпадает
в осадок, который не участвует в обратной
реакции, то и равновесие рассматриваемого
процесса сильно смещено вправо, т.е.
реакция практически идет до конца (∆G°=
-60 кДж).

2.
Nа2СО3
Н2SО4
= Nа2SО4

,

2Nа
СО 2Н
SО= 2Nа
SО Н2О
СО2↑,

СО 2Н
= Н2СО3
= Н2О
СО2↑.

В результате
реакции получается газообразное вещество
и слабый электролит.

3.
2КСN Н2SО4
= 2НСN К2SО4,

Н
СN= НСN.

В результате
реакции получается малодиссоциирующее
соединение -НСN.

Обобщая
этот пример, можно сделать вывод, что
сильные кислоты вытесняют слабые из
растворов их солей (аналогично сильные
основания вытесняют слабые основания
из растворов их солей).

К
обменным ионным процессам относятся
также реакции нейтрализации, в результате
которых образуется слабый электролит
– вода, например: НСl КОН = Н2О
КСl,

Н
ОН ˉ = Н2О.

Реакции
нейтрализации любых других сильных
кислот и оснований протекают аналогично.
Поскольку соль полностью диссоциирует
на ионы, реакция в любом случае протекает
лишь между ионами Н
и ОН ˉ.

4.
ZnСl2
4КОН = К2[Zn(ОН)4]
2КCl,

Zn2
4ОН‾ = [Zn(ОН)4]2‾.

Правило Вант-Гоффа

По
этому правилу, при увеличении температуры
на 10 градусов, скорость химической
реакции возрастает в 2-4 раза

V
–объем системы не меняется, тогда

При
увеличении температуры, резко возрастает
число активных молекул, которые обладают
избыточной энергией
скорость реакции увеличивается.

Все вещества в одной Катализатор находится в

Так, для процесса
диссоциации слабого электролита

Например, для процесса
диссоциации уксусной кислоты

Кд
представляет собой важную характеристику
слабых электролитов, т.к. указывает на
прочность их молекул в данном растворе.
Чем меньше Кд
в данном
растворителе, тем слабее диссоциирует
электролит и тем, следовательно,
устойчивее его молекулы. Кд
– табличная величина.

КА 
К
А–

молярную концентрацию
растворенного вещества КА равной С, а
степень диссоциации α, тогда равновесные
концентрации ионов в растворе будут
равны [А-]
= [К ]
= αС, а равновесная концентрация
недиссоциированных молекул [КА] = С –
αС, то

и
;

рК = –
lg Кд.

или
;

Теория сильных электролитов.
В водных растворах
сильные электролиты полностью
диссоциируют, поэтому число ионов в них
больше, чем в растворах слабых электролитов
той же концентрации. И если в растворах
слабых электролитов концентрация ионов
мала, расстояние между ними велико и
взаимодействие между ионами незначительно,
то в не очень разбавленных растворах
сильных электролитов среднее расстояние
между ионами вследствие значительной
концентрации сравнительно мало.

Между
ними возникает электростатическое
взаимодействие, которое приводит к
тому, что катионы и анионы испытывают
взаимное притяжение, а ионы одного знака
заряда отталкиваются друг от друга.
Благодаря притяжению каждый ион как бы
окружен шарообразным роем противоположно
заряженных ионов, получившим название
«ионной атмосферы», в то время как ионы
одноименного знака располагаются дальше
(рис. 8.7). При этом ионы сольватируются
(гидратируются), что также отражается
на их свойствах и свойствах растворителя.

  • в
    их состав входят катионы и анионы,
    однако преобладают ионы, противоположные
    по знаку заряду центрального иона;

  • cуммарный
    заряд ионной атмосферы равен по величине
    заряду центрального иона и противоположен
    ему по знаку;

  • все
    ионы в растворе равноправны, поэтому
    каждый из них является центральным
    ионом и одновременно входит в состав
    ионной атмосферы другого иона;

  • за
    счет теплового движения ионы, входящие
    в состав ионной атмосферы, постоянно
    меняются местами с ионами, находящимися
    за ее пределами, т.е. ионная атмосфера
    носит динамический характер.

Активность
и коэффициент активности можно определить
на основании экспериментальных данных
(по повышению t­­­кип,
понижению tзам,
по давлению насыщенного пара над
растворами и т.д.).

Так,
для обратимого процесса

КА

К
А–,

или
при упрощенной записи

3. НРО42-

Н
РО43-.

Таблица
8.2

Тип кислоты

Кислота

КД

рКД

Сила кислот

Э(ОН)n

HBrO

2,06*10-9

8,7

Очень

HClO

3,2*108

7,5

слабые

HIO

2,3*1011

10,64

H3AsO3

6*1010

9,2

H3BO3

5,8*1010

9,24

H4SiO4

2*1010

9,7

H6TeO6

2*108

7,7

ЭО(ОН)n

HClO2

1,1*10-2

1,97

Слабые

HNO2

5,7*10-4

3,29

H2CO3

1,32*104

3,88

H2SO3

1,3*102

1,87

H3AsO4

6,46*103

2,19

H3РO4

7,25*103

2,12

H5IO6

3,1*102

1,57

ЭО2(ОН)n

HBrO3

2*10-1

0,7

Сильные

HClO3

 -1

HIO3

1,7*101

0,77

HNO3

4,36*10

 1,64

H2MnO4

 101

— 1

H2SO4

1*103

-3

ЭО3(ОН)n

HClO4

 -10

Очень

HMnO4

1*103

 2,3

сильные

Кислота

1

HClO

3

HClO2

5

HClO3

7

HClO4

Тип
кислоты

Cl(OH)

ClO(OH)

ClO2(OH)

ClO3(OH)

рКд

7,25

1,97

-1

-5

Соединение

2

Mn(OH)2

3

Mn(OH)3

4

Mn(OH)4

6

H2MnO4

7

HMnO4

H4MnO4

Кислотно-основные
свойства

Основание
средней силы

Основание
слабое

А
мфотерное соединение

Кислота
сильная

Кислота
очень сильная

NаОН
= Nа
ОНˉ.

Fе(ОН)3

Fе(ОН)2
ОНˉ ,

Fе(ОН)2

Fе(ОН)2
ОНˉ ,

Fе(ОН)2

Fе3
ОНˉ .

Са(ОН)2
= СаОН
ОНˉ,

СаОН

Са2
ОНˉ.

2H
[Zn(OH)4]2ˉ

Zn(OH)2
2H2O

[Zn(H2O)2]2
2OHˉ.

Соли
при электролитической диссоциации
образуют катионы металлов (исключение
соли аммония) или комплексные катионы
и одноатомные или многоатомные анионы.
Соли бывают средние (нейтральные,
например, СаSО4),
кислые (СаНРО4),
основные (Zn(ОН)Сl), комплексные (K2[Zn(OH)4]).

Предлагаем ознакомиться:  Что такое митоз? Биологическое значение процесса

В
кислых солях отщепляется сначала ион
металла по типу сильного электролита,
затем – ионы водорода по типу слабого
электролита.

Например:
NаН2РО4
= Nа
Н2РО,

Н2РОD
Н
НРО,

НРОD
Н
РО.

ZnОН

Zn2
ОНˉ.

В
последней стадии равновесие сдвинуто
влево, поэтому ионов ОНˉ в растворе
мало.

Обменные
реакции в растворах электролитов. В
растворах электролитов реагирующими
частицами являются ионы (точнее
сольватированные или гидратированные
ионы). Реакции,
осуществляющиеся в результате обмена
ионами между электролитами, называются
ионообменными (или реакциями ионного
обмена). Отличительной
чертой реакций ионного обмена (РИО)
является сохранение элементами их
степеней окисления (реакции протекают
без изменения заряда простых и сложных
ионов).

  • осадки
    (нерастворимые или малорастворимые);

  • газообразные
    вещества;

  • слабые
    электролиты (малодиссоциирующие
    вещества);

  • комплексные
    соединения.

В
уравнениях необратимых РИО принято
ставить знак « = ».

1)
сильные электролиты и одновременно
растворимые вещества записывают в виде
ионов;

2)
слабые электролиты (малодиссоциирующие),
нерастворимые, малорастворимые и
газообразные вещества записывают в
виде молекул с соответствующими значками:
↓ или ↑;

В
результате реакции получается газообразное
вещество и слабый электролит.

Н
СN= НСN.

В
результате реакции получается
малодиссоциирующее соединение (слабый
электролит) – НСN.

К
обменным ионным процессам относятся
также реакции нейтрализации, в результате
которых образуется слабый электролит
– вода.

Например:
НСl КОН = Н2О
КСl,

Н
ОН ˉ = Н2О.

В
результате реакции образуется комплекс
(комплексный ион).

5.
НСN СН3СООNа

СН3СООН
NаСN,

НСN
СН3СОО‾

СН3СООН
СN‾.

NН4ОН
НСl 
Н2О
NН4Сl,

NН4ОН
Н

Н2О
NН4 .

Слабые
электролиты есть и в левой, и в правой
частях уравнений реакций. Равновесие
обратимого процесса в этих случаях
смещается в сторону образования вещества,
обладающего меньшей константой
диссоциации. В первой реакции равновесие
смещено влево (КНСN
= 4,9·10‾10,
КСН3СООН =
1,8·10‾5),
во второй – вправо (КН2О
= 1,8·10‾16,
КNН4ОН =
1,8·10‾5).
Это отвечает значениям ∆G° = 43 кДж и (-84
кДж), соответственно, для первой и второй
реакций.

Электролитическая
диссоциация воды. Водородный показатель.
Изучение
тщательно очищенной от посторонних
примесей воды показало, что она обладает
определенной, хотя и незначительной
электрической проводимостью, заметно
возрастающей с повышением температуры.
Так, при 273К удельная электрическая
проводимость воды составляет 1,5·10-8
Ом-1·см-1,
при 289К – 6,2·10-8
Ом-1·см-1.

Наличие
электрической проводимости может быть
объяснено только тем, что молекулы воды,
хотя и в незначительной степени,
распадаются на ионы, т.е. вода
является слабым электролитом.

2Н2О

Н3О
ОН‾

или
в упрощенной форме: Н2О

Н
ОН‾.

(при
25°С).

Кд·[Н2О]
= [Н ][ОН‾]
= 1,8·10-16·55,6=10-14.

Произведение
[Н ][ОН‾]
называется ионным произведением воды
(обозначается: КВ
или Kw):
КВ=[Н ][ОН‾].
Это величина постоянная при данной
температуре.

Так
при 25°С, ионное произведение воды КВ
= [Н ][ОН‾]
= 10-14.

Температура,
С

25

100

КB

0,113·10-14

10-14

55·10-14

Растворы,
в которых концентрация ионов водорода
равна концентрации гидроксид-ионов,
называют нейтральными.
В чистой воде и нейтральных растворах
при 25°С [Н ]
= [ОН‾] = 10-7
моль/л. Если
[Н ]
> 10-7
моль/л, то среда кислая; если [Н ]
< 10-7
моль/л, то среда щелочная.

рН
= –lg[Н ].

  • В
    нейтральной среде

    ]=10-7
    моль/л, рН=
    – lg10
    -7
    = 7;

  • в
    кислой среде рН < ;

  • в
    щелочной среде рН > 7.

рОН=
– lg[ОН­¯].

Прологарифмируем
с обратным знаком выражение для КВ
при 25°С, используем введенные показатели
рН и рОН и получим рН рОН = 14.

Понятие
об индикаторах. Индикаторы
– вещества, меняющие свою окраску в
определенной области значений рН
раствора.

HInd

H
Ind¯ (а)

IndOH

Ind
OH¯ (б).

Растворы

идеальные

предельно
разбавленные

реальные

(неидеальные)

10. Электрохимические процессы

1)
процессы превращения химической энергии
в электрохимическую (в гальванических
элементах);

2)
процессы превращения электрической
энергии в химическую (электролиз).

Электрохимическая
система состоит из двух электродов и
ионного проводника между ними (расплав,
раствор электролита или твёрдые
электролиты – проводники 2-го рода).
Электродами называют проводники первого
рода, имеющие электронную проводимость
и находящиеся в контакте с ионным
проводником.
Для обеспечения работы электрохимической
системы электроды соединяют друг с
другом металлическим проводником,
называемым внешней цепью электрохимической
системы.

1)
процессы превращения химической энергии
в электрическую (в гальванических
элементах);

Приложение 1 Электронные конфигурации элементов

7.1.Основные понятия и определения. Структура темы 3

7.1.1.Классификация растворов 3

7.1.2.Структура темы 4

7.2.Дисперсные системы (смеси) их виды 5

7.2.1.Грубодисперсные системы 6

7.2.2.Тонкодисперсные системы (коллоидные растворы) 6

7.2.3.Высокодисперсные системы (истинные растворы) 9

7.3.Концентрация, способы ее выражения 10

7.3.1.Растворимость веществ. 10

7.3.2.Способы выражения концентрации растворов. 11

7.3.2.1.Процентная 12

7.3.2.2.Молярная 12

7.3.2.3.Нормальная 12

7.3.2.4.Моляльная 12

7.3.2.5.Мольная доля 12

7.4.Физические законы растворов 13

7.4.1.Закон Рауля 13

7.4.1.1.Изменение температур замерзания 14

7.4.1.2.Изменение температур кипения 15

7.4.2.Закон Генри 15

7.4.3.Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление 15

7.4.4.Идеальные и реальные растворы. 16

7.4.4.1.Активность – концентрация для реальных систем 17

7.5.Теория растворов 17

7.5.1.Физическая теория 18

7.5.2.Химическая теория 18

7.6.Теория электролитической диссоциации 19

7.6.1.Растворы электролитов 20

7.6.1.1.Константа диссоциации 20

7.6.1.2.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты 24

7.6.1.3.Закон разведения Оствальда 27

7.6.2.Электролитическая диссоциация воды 27

7.6.2.1.Ионное произведение воды 28

7.6.2.2.Водородный показатель. Кислотность и основность растворов 29

7.6.2.3.Кислотно-основные индикаторы 29

7.7.Реакции ионного обмена. 31

7.7.1.Образование слабого электролита 32

7.7.2.Выделение газа 34

7.7.3.Образование осадков 34

7.7.3.1.Условие образование осадка. Произведение растворимости 34

7.7.4.Гидролиз солей 36

7.7.4.1.Смещение равновесия при гидролизе 38

  1. Основные понятия и определения. Структура темы

Дисперсные системы или смеси представляют собой многокомпонентные системы, в которых одно или несколько веществ равномерно распределено в виде частиц в среде другого вещества.

В дисперсных системах различают дисперсную фазу — мелкораздробленное вещество и дисперсионную среду — однородное вещество, в котором распределена дисперсная фаза. Например, в мутной воде, содержащей глину, дисперсной фазой являются твердые частички глины, а дисперсионной средой — вода; в тумане дисперсная фаза — частички жидкости, дисперсионная среда — воздух;

Гомогенная дисперсная система является раствором.

  1. Классификация растворов

По размеру растворенных веществ все многокомпонентные растворы разделяют на:

  • грубодисперсные системы (смеси);

  • тонкодисперсные системы (коллоидные растворы);

  • высокодисперсные системы (истинные растворы).

По составу растворенных веществ жидкие растворы рассматривают как:

  • электролиты;

  • неэлектролиты.

  1. Структура темы

  1. Дисперсные системы (смеси) их виды

Дисперсная система— это смесь из двух или более веществ, которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. Первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда). Фазы разделены между собой границей раздела и их можно отделить друг от друга физическим способом (центрифугировать, сепарировать и т.д.).

Основные виды дисперсных систем: аэрозоли, суспензии, эмульсии, золи, гели, порошки, волокнистые материалы типа войлока, пены, латексы, композиты, микропористые материалы; в природе — горные породы, почвы, атмосферные осадки.

По кинетическим свойствам дисперсной фазы дисперсные системы можно разделить на два класса:

  • Свободнодисперсные системы, у которых дисперсная фаза подвижна;

  • Связнодисперсныесистемы, дисперсионная среда которых твердая, а частицы их дисперсной фазы связаны между собой и не могут свободно перемещаться.

По размеру частиц дисперсной фазы различают грубодисперсные системы (взвеси) с размером частиц более 500 нм и тонкодисперсные (коллоидные растворы или коллоиды) с размерами частиц от 1 до 500 нм.

Таблица 7.1. Разновидность дисперсных систем.

Диспер-сионная среда

Диспер-сная фаза

Название дисперсной системы

Примеры дисперсных систем

Газ

Жидкость

Аэрозоль

Туман, облака, карбюраторная смесь бензина с воздухом в двигателе автомобиля.

Твердое вещество

Аэрозоль

Дым, смог, пыль в воздухе

Жидкость

Газ

Пена

Газированные напитки, взбитые сливки

Жидкость

Эмульсии

Молоко, майонез, жидкие среды организма (плазма крови, лимфа), жидкое содержимое клеток (цитоплазма, кариоплазма)

Твердое вещество

Золь, суспензия

Речной и морской ил, строительные растворы, пасты.

Твердое вещество

Газ

Твердая пена

Керамика, пенопласты, полиуретан, поролон, пористый шоколад.

Жидкость

Гель

Желе, желатин, косметические и медицинские средства (мази, тушь, помада)

Твердое вещество

Твердый золь

Горные породы, цветные стекла, некоторые сплавы.

Гальванический
элемент (ГЭ) – это устройство, в котором
химическая энергия окислительно-восстановительной
реакции превращается в энергию
электрического тока.
Теоретически для получения электрической
энергии можно применить любую ОВР.

Рассмотрим
один из наиболее простых ГЭ –
медно–цинковый, или элемент Даниэля–Якоби
(рис. 10.1). В нём проводником соединяются
пластинки из цинка и меди, при этом
каждый из металлов опущен в раствор
соответствующей соли: сульфата цинка
и сульфата меди (II).
Полуэлементы соединены электролитическим
ключом1,
если находятся в разных сосудах или
разделены пористой перегородкой, если
находятся в одном сосуде.

Zn2
2e-

Zn

= — 0,76В

Cu2
2e-

Cu

=
0,34В.

Потенциал цинкового электрода имеет
более отрицательное значение, чем
потенциал медного электрода, поэтому
при замыкании внешней цепи, т.е. при
соединении цинка с медью металлическим
проводником, электроны будут переходить
от цинка к меди. В результате перехода
электронов от цинка к меди равновесие
на цинковом электроде сместится влево,
поэтому в раствор перейдёт дополнительное
количество ионов цинка (растворение
цинка на цинковом электроде).

В то же
время равновесие на медном электроде
сместится вправо и произойдёт разряд
ионов меди (выделение меди на медном
электроде). Данные самопроизвольные
процессы будут продолжаться до тех пор,
пока не выровняются потенциалы электродов
или не растворится весь цинк (или вся
медь не осадится на медном электроде).

1)
движение электронов во внешней цепи от
цинкового электрода к медному, т.к.<;

2)
реакция окисления цинка: Zn
– 2e-
= Zn2 .

Процессы окисления в электрохимии
получили название анодных процессов,
а электроды, на которых идут процессы
окисления, называют анодами; следовательно,
цинковый электрод – анод;

3)
реакция восстановления ионов меди: Сu2
2е = Сu.

Процессы восстановления в электрохимии
получили название катодных процессов,
а электроды, на которых идут процессы
восстановления, называют катодами;следовательно, медный электрод – катод;

4)
движение ионов в растворе: анионов
(SO42-)
к аноду, катионов (Cu2 ,Zn2 )
к катоду, замыкает электрическую цепь
гальванического элемента.

Предлагаем ознакомиться:  Атрофия мышц симптомы причины лечение

Направление
этого движения обусловлено электрическим
полем, возникающим в результате протекания
электродных процессов: у анода расходуются
анионы, а у катода – катионы;

Zn
Cu2
= Cu
Zn2

или
в молекулярном виде: Zn
CuSO4
= Cu
ZnSO4.

Вследствие
этой химической реакции в гальваническом
элементе возникает движение электронов
во внешней цепи ионов внутри элемента,
т.е. электрический ток, поэтому суммарная
химическая реакция, протекающая в
гальваническом элементе, называется
токообразующей.

(-)
Zn
|ZnSO4|
|CuSO4|
Cu
( )

(-)
Zn
|Zn2
||Cu2 |
Cu
( ).

В
общем случае: Еэ
= к
— а
,

где
к
– потенциал катода, а
– потенциал анода.

Еэ
всегда больше нуля (Еэ
> О). Если реакция осуществляется в
стандартных условиях, то наблюдаемая
при этом ЭДС называется стандартной
электродвижущей силой
данного
элемента. Для элемента Даниэля – Якоби
стандартная ЭДС= 0,34 – (-0,76) = 1,1(В).

Пример.

Составьте
схему, напишите уравнения электродных
процессов и токообразующей реакции для
гальванического элемента, образованного
висмутом и железом, опущенных в растворы
собственных солей с концентрацией
ионов металлов в растворе CBi3
=
0,1 моль/л, CFe2
= 0,01 моль/л. Рассчитайте ЭДС этого элемента
при 298К.

Решение.

Концентрации
ионов металлов в растворе отличны от
концентрации 1 моль/л, поэтому нужно
рассчитать потенциалы металлов по
уравнению Нернста, сравнить их и
определить анод и катод.

меn /ме
= омеn /ме

lgСмеn ;

Bi3 /Bi
= 0,21
lg10-1
= 0,19В; Fе2 /Fе
= -0,44
lg10-2
= — 0,499В.

(-)Fe
|Fe(NO3)2||Bi(NO3)3|Bi( )

или (-)
Fe|Fe2 ||Bi3
|Bi
( ).

А:
Fe
— 2=Fe2
3

К:
Bi3
3=Bi 2

3
Fe
2Bi3
= 3Fe2
2 Bi

ЭДС
данного элемента Еэ
= 0,19 –
(-0,499) = 0,689 В.

Период

Порядковый
номер

Элемент

Электронная
конфигурация

1

1

H

2

He

2

3

Li

4

Be

5

B

6

C

7

N

8

O

9

F

10

Ne

3

11

Na

12

Mg

13

Al

14

Si

15

P

16

S

17

Cl

18

Ar

4

19

K

20

Ca

21

22

Ti

23

V

24

Cr

25

Mn

26

Fe

27

Co

28

Ni

29

Cu

30

Zn

31

Ga

32

Ge

33

As

34

Se

35

Br

36

Kr

Малоактивный

разб.

А 4ктивный

Средней

H 4NO3
Meактивности NO2
Me(NO3)n
H2O

конц.
Малоактивный

Примеры:

  1. Ba
    HNO3

    NH4NO3
    Ba(NO3)2
    H2O

очень
разб.

  1. NO 10H
    8
    NH4
    3H2O

  1. Ba
    – 2
    Ba2

NO 10H
4Ba = NH4
3H2O
4Ba2

4Ba
10HNO3
= NH4NO3
4Ba(NO3)2
3H2O

  1. Zn
    HNO3

    Zn(NO3)2
    N2O
    H2O

разб.

4Zn – 2
Zn2

12NO 10H
8
N2O
5H2O

4Zn
2NO3-
10H
= 4Zn2
N2O
5H2O

4Zn
10HNO3
= 4Zn(NO3)2
N2O
5H2O

5. Основные этапы развития представлений о строении атома и ядра. Квантово-механическая модель атома.

Периодический
закон Д. И. Менделеева (1869г).Св-ва
эл-тов, а также форма и св-ва их соединений
нахожится в переодической зависимости
от их атомной массы.
Благодаря работам Мозли:
от заряда
ядра. Таблица
состоит из горизонтальных рядов –
периодов
иверт.
столбцов – групп.
В группы объединяются элементы
электронные
аналоги, имеющие одинаковую структуру
валентных подуровней.

1) Номер периода – это количество
энергетических уровней в атоме.
Максимальное количество электронов в
уровне: 2n2.
2) Порядковый номер элемента – количество
электронов в атоме. 3) Мах. количество
электронов на внешнем уровне = 8. 4) Принцип
Паули. 5) Принцип наименьшей энергии.
Развитие
теориии строения атома.

Резерфорд
предл.1
модельатом состоит
из ядра, имеющ.
заряд и вращ.
вокруг него ê.
Ядро имеет
бесконечно малые размеры однако в нем
сосредоточ. почти вся mатома. rорбиты ê
и его Vменяются
как угодно и непрерывно. Впоследствии
было показано, что ядра состоят из
нуклонов
протонов и
нейтронов.

Состав атома
1) Заряд
электрона ê
= — 1,6 
10-19
Кул. ( -1) mê
= 9,1 
10-31кг

2) Заряд
протона р =
1,6 
10-19
Кул. ( 1) mР
1836mê
3) Заряд
нейтрона n
= 0 mn
1840mê.
Кол-во р
в ядре, а
также ê у
нейтрона атома можно опр. по порядковому
номеру эл-та z.
Кол-во nопр.

По
разности атомной mи порядк.
номера (Аr
— z
). Кол-во
эл-нов в атомах одного элемента может
разл. Это изотопы.
Недостатки
теории Резерфорда (противоречия). 1)Любое
движение тела по круговой орбите
происходит с ускорением 
электроны, двигаясь по круг. Орбитам,
дожны непременно излучать энергию и
вскоре должны упасть на ядро, т.

А)Бор
создал первую колич. Теорию для атома
.
Теория Бора основана
на законах классич. механики и на законах
квантовой теории излучения Макса
Планка.

Б)Е = h,

— частота
излучения, h– постоянная
Планка = 6,62

10-34
Джсек.

. Бор
ввел понятие стационарных орбит (энерг.
уровеней), момент кол-ва движения на
которых =
h(2
n), h –
постоянная Планка, n
– главное
квантовое число. Находясь на этих орбитах
ê не
излуч. и не поглощ. энергию. 1-я
орбита
соответствует основному уровню и ей
соответствует наименьшая энергия.

С 1
на
2 – это
поглощение энергии атомом, переход в
возбужденное состояние. Если ê
переходит
в менее возбужденное, состояние энергия
излучается. .
Излучение
и поглащ. энергии происходит только при
переходе ê
с одной
орбиты на другую. ê
излуч. энергию
при переходе с дальней орбиты на ближ.
ê
поглащ.

энергию при переходе с ближ.
орбиты на дальнюю. излуч. или поглощ.
энергии происходит отдельными порциями
(квантами). Каждому переходу ê
соответствует
своя длина волны, поэтому если поток
излучения разложить с помощью призмы
в спектр, спектр получится линейчатым.
Достоинства
теории Бора
Бор объяснил,
почему атомы явл.

уст системами (1
постулат). Бор объяснил
просхожд. Линий в спектре атома ( 2
постулат). Бор показал,
что природа света обладает как св-вами
волны, так и св-вами частицы, т. е. гипотеза
М. Планка нашла экспер. подтверждение
в постулатах Бора. Недостатки
теории Бора
Теория Бора справедлива
только для
атома и водородоподобных
атомов. Осн.

Положения квантовой ( волновой ) механики
1) Принцип
неопределенности
( Гейзенберг). Одновременное точное
измерение координаты и импульса частицы
принципиально невозможно
ХР
h – постоянная
Планка, Х
– изменение
координаты, Р
– изменение
импульса. 2)
Теория Луи де Бройлявысказал
предположение, что все частицы микромира
(ê, р, n)
обладают двойственной природой, как
св-вами волны, так и св-вами частицы.

Ур-ние де
Бройля
= h(
mv),
v – скорость
частицы, 
— длина волны.
Т.к. ê обладает
двойственной природой (св-вами частицы
и волны) 
точную траекторию движ. ê
указать
нельзя. Можно говорить только о вероятности
нахожд. ê
в разл. Точках эл-ного облака. Движение
ê в
атома описывается волновой ф-цией .
Вел-на 2
– (квадрат
модуля волновой ф-ции) пропорциональна
вероятности нахожд. эл-на в разл. точках
пространства.

Литература

  1. Коровин Н.В. Общая
    химия. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.

  2. Ахметов Н.С. Общая
    и неорганическая химия. – М.: Высшая
    школа, 1998. – 743 с.

  3. Хомченко Г.П.,
    Цитович И.К. Неорганическая химия. –
    М.: Высшая школа, 1987. – 464 с.

  4. Глинка Н.Л. Общая
    химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 702 с.

  5. Курс
    лекций по общей химии / Р.Г. Чувиляев,
    Л.А. Байдаков, Б.Д. Курников, Л.Н.
    Блинов. – Л.: Изд-во Ленинградского
    ун-та, 1989. – 230 с.

  6. Кукушкин
    Ю.Н., Маслов Е.И. Строение атома и
    химическая связь – Л.: Изд-во Ленинградского
    университета, 1973. – 79 с.

Неводные растворы, определение, характеристика

В
окружающем нас мире растворы встречаются
повсеместно: воздух представляет собой
газообразный раствор О2,
СО2
и других веществ в азоте; морская вода
– водный раствор целого ряда веществ
(минеральных солей, газов, органических
соединений); чугун – твердый раствор
углерода в железе и т.д. Множество
различных растворов содержится в
организме человека и животных.

Раствор
– многокомпонентная, однофазная,
равновесная система переменного состава.

Растворы
термодинамически устойчивы, равновесны
(ΔG=0; свободная энергия Гиббса минимальна).

Растворы могут
существовать в любом агрегатном
состоянии – твердом, жидком или
газообразном.

Компонентами
раствора являются растворитель (среда)
и растворенное вещество (или несколько
веществ),
равномерно распределенные в растворителе
в виде молекул, атомов или ионов.

Растворителем
принято считать вещество, агрегатное
состояние которого в процессе образования
раствора не меняется. При одинаковом
агрегатном состоянии всех компонентов
раствора растворителем считают то
вещество, концентрация которого выше.

Поскольку
жидкие растворы имеют наибольшее
распространение, и применение, остановимся
более подробно на их свойствах.

Важной
характеристикой любого раствора является
его состав, который выражается
концентрацией.

НЕВОДНЫЕ РАСТВОРЫ. РАСТВОРИТЕЛИ, ХАРАКТЕРИСТИКА. ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ СХЕМА ПРОИЗВОДСТВА В АПТЕЧНЫХ и заводских условиях. НОМЕНКЛАТУРА

1. Неводные растворы, определение, характеристика.

2. Особенности технологии растворов на неводных летучих растворителях.

3. Особенности технологии растворов на неводных нелетучих растворителях.

4. Оценка качества неводных растворов.

Перспективы совершенствования качества и технологии неводных растворов.

Неводные растворы, определение, характеристика.

Неводные растворы -это жидкие лекарственные формы, представляющие собой гомогенные дисперсные системы, структурными единицами в которых являются ионы и молекулы. Эти растворы предназначены главным образом для наружного применения (смазывания, обтирания, примочки, капли для носа, ушные и т.п.). Значительно реже они применяются внутрь, для инъекций и для ингаляций.

1. Необходимость получения растворов из трудно растворимых в воде лекарственных веществ;

2. Для устранения гидролиза лекарственных веществ;

3. Возможность пролонгирования действия;

4. Для увеличения стабильности лекарственных веществ в растворе.

— соответствие медицинскому назначению для достижения необходимого лечебного эффекта;

— полнота растворения лекарственных веществ;

— отсутствие механических включений;

— соответствие концентраций лекарственных веществ, объема или массы растворов прописанному;

— стабильность при хранении.

— простата изготовления;

— разнообразие способов назначения;

— стабильность неводных растворов (они более стабильны, чем водные).

— невозможность процеживания растворов на вязких растворителях;

— некоторые летучие растворители огнеопасны. Поэтому работу с ними необходимо производить вдали от источников огня.

Þ летучие (этанол, диэтиловый эфир, хлороформ);

Þ нелетучие (глицерин, минеральные масла (вазелиновое), силиконы (эсилон 4, 5), полиэтиленоксиды (ПЭО — 400), димексид).

Изготовление растворов на неводных растворителях характеризуется теми же стадиями, что и водных растворов, т.е. отвешивание или отмеривание лекарственных веществ и растворителей, растворение и смешивание, фильтрование, упаковка, оформление. В то же время каждая из этих стадий в технологии неводных растворов имеет свои особенности, обусловленные главным образом физико-химическими свойствами растворителей.

Загрузка ...
Adblock detector