Загрузить шпаргалку
advertisement
Б1
1.растворимость
газов.Закон
Генри,
Дальтона ,Сеченова.
Растворение газа в жидкости почти всегда
сопровож-ся выдел-м теплоты, поэтому
растворим-сть газа с повыш-м темепер-ры
понижается. Однако иногда растворе- газа
сопровож-ся поглощением теплоты(например,
растворение благород. газов в орган.
растворах); в этом случае повышение
температуры увеличивает растворимость
газа.
Газ
в
жидкости
не
растворяется
беспредельно. При растворении происходит
уменьшение обьема системы, поэтому
повышение давления должно приводить к
увеличению растворимости газа. Если газ
малорастворим и давление мало, то растворсть газа пропорциональна его давлению. Эта
зависимость выражена в законе Генри :кол-во
газа, растворенного при данной температуре в
определенном объеме жидкости, при
равновесии
прямо
пропорционально
давлению газа.с(Х)=Кг(Х)р(Х) , где с(Х)концентрация газа в насыщ. растворе,моль/л,
p(Х)-давление газа Х над раствором, ПА,
Кг(Х)- постоянная Генри для газа Х, моль*л в
минус первой*па в минус первой. Константа
генри зависти от природы газа, растворителя
и температуры.
Закон Генри является частным случаем
общего закона Дальтона (если речь идет о
растворении смеси газов, то растворимость
подчиняется этому закону) : растворимость
каждого компонента газовой смеси при
постоянной темпер-ре пропорциональна
парциальному давлению компонента над
жидкостью и не зависти от общего давления
смеси
и
индивидуальности
других
компонентов. Под парциальным давлением
понимается доля давления компонента от
общего
давления
газовой
смеси,
рассчитывается по формуле рi = pобщx(Xi),
где pi- парциальное давление компонента Xi,
робщ- общее давление газовой смеси, х(Хi)молярная доля i-го компонента.
Закон Сеченова : растворимость газоа в
жидкостях в присутствии электролитов
понижается; происходит высаливание газа!
Одной из причин уменьшения растворимости
газа в присутствии электролита явл.
гидратация ионов электролитов молекулами
растворителя, в результе умень-тся число
свобод молекул расторителя, т.е. его
растворяющая
способность.
Формула:с(Х)+Со(Х)е в степени –КсСэ, где
С(Х)-растворимость газа Х в чистом
растворителе, Сэ-концентрация электролита,
Кс-константа Сеченова, кот зависти от
природы
газа,
электорлита
и
температуры.Законы Г, Д, С имеют большое
практическое значение в химии, медицине., т.к
используются при лечении ряда заболеваний,
при кот накапливаются микробы в
омертвевших тканях (напр, газовая гангрена).
2. Строение коллоидной мицеллы.
Коллоидные частицы представляют собой
образования со сложной структурой –
мицеллы.
М
состоит
из
электорнейтрального
агрегата
и
ионогенной части. Масса М сосредоточена в
агрегате, кот состоит из множества атомов и
молекул. Агрегат может иметь как аморфное
так и кристалл-ое строение. Ионогенная часть
М делиться на адсорбционный и диффузные
слои. В рез-те избирательной адсорбции
ионов или ионизации поверхностных молукул,
агрегат
приобретает
заряд.
Ионы,
определяющие заряд агрегата, наз-ся
потенциалопределяющими, и агрегат с этими
потенциалопределяющими
ионами
образуют ядро! С заряженной поверхностью
ядра связано некоторое кол-во ионов
противоположного знака – противоионы.
Потенциалопределяющие
ионы
и
противоионы образуют адсорбционный слой.
А агрегат с адсорбциооным слоем
называют гранулой. Заряд гранулы равен
сумме
зарядов
противои
потенциалопределяющих ионов. Напр: золь
AgCl, стабилизатор AgNO3: {m AgCl*nAg(+)*(nx)NO3(-)}x(+)*xNO3(-)
частица
+,золь
AgCl,стабилиз
NaCl(избыток){mAgCl*nCl(nx)Na(+)}(x+)*xNO3(-)слюна- кол. сист. сост. из
мицелл
фосфата
кальция
{mCa(PO4)(2)*nHPO4(2-)*(nx)Ca(2+)}xCa(2+)Конц. Фосфата в слюне в 2
раза выше.,чем концентр кальция
Б2
1.Катализ.Основные понятия, свойства
катализаторов, механизм гомогенного
катализа. Особенности ферментов.
Катализом называют селективное изменение
скорости хим реакции веществом , которое
участвует в реакции, но кол-во и состав
которого не меняется к моменту образования
конечных продуктов. Есть 2 типа катализа:
положительный(когда скорость возрастает), и
отрицательный (когда скорость реакции
уменьшается), но обычно термин катализ
относиться к положит К.Все каталитические
реакции подразделяются на гомогенные и
гетерогенные. Если реагирующие вещ-ва и
катализатор наход-ся в разнх фазах, катализ
наз-ся ГЕТЕРОГЕННЫМ1 (пример: синтез
аммиака из азота и водорода в присутствии
метелического железа). Если реагир-ее вещво и катализатор нах-ся в одной фазе, катализ
наз-ся ГОМОГЕННЫМ! (пример: разложение
водородопероксида в присутствии солей Fe(II)
в водных растворах.РЕАКЦИЯ:2H2O2-2H2O
+ O2над стрелочкой Fe2+ (1)
Каталитический распад происходит по
следующему мех-му:
H2O2 + Fe(2+)Fe(3+) + HO(-) + HO(.) (2)
HO(.) + H2O2H2O2 + HO2(.) (3)
HO2(.) H(+) + O2(.) (4)
<-O2(.) + Fe (3+) o2 + Fe (2+) (5), где HO2(.)пероксильный радикал, HO(.)-гидроксильны
радикал, O2(.) – супер- оксид- ион радикал
кислорода. Хотя ионы железа (катализатора)
участвуют в рекции, в суммарное уравнение
процесса они не входят, что означает, что колво и состав катализатора не меняется.
КАТАЛИЗАТОРЫ- это вещ-ва участвующие в
реакции, ускоряющие её, но к концу они
остаются неизменными, они просто образуют
промежуточное активное соединение с исходым вещ-вами, не смещая хим равновесие
Если dG>0, то катализатор не может
заставить реакцию идти. Существуют
вещества,
снижающие
активность
катализатора - этоКАТАЛИТИЧЕСКИЙ ЯД.
Вещ-во, усиливающее активность К, наз-ся
АКТИВАТОРОМ!
Все реакции каталитического разложения
представляют
собой
сложные
многостадийные
процессы.
Роль
каталитических
реакций
велика
при
жизнедеятельности организмов; большинство
реакций в организмах протекает при участии
биологических катализаторов-ФЕРМЕНТАХ..
Характерной особенностью Ф явл. их
специфичность: свойство изменять скорость
реакции одного типа и не влиять на многие др
реакции, протекающие в клетке! В состав
большинства ферментов входит ион металла,
поэтому эти биологические катализаторы назся
металлоферментами!
Типичным
ферментом явл-ся КАТАЛАЗА!
Особенностями ферментов явл: 1) высокая
активность 2) высокая специфичность 3)
тонкий механизм регулировки активности
деят-ти ферменотов с пом ЭФФЕКТОРОВ
(активаторы, ингибиторы) 4) высокая чувств-ть
к внешним условиям!
2. Адсорбция электролитов. Правило
фаянса. Лиотропные ряды. Ионообменная
адсорбция. Химическая адсорбция.
Адсорбция(Г) – самопроизв изменение
концентрации раствор-ого вещ-ва на границе
раздела фаз, измеряется в моль/см(2) или
моль\м(2). В рас-рах сильн электролитов
растворенное вещ-во нах в полностью
ионизированном состоянии, поэтому их А
имеет
ряд
особенностей!основными
факторами, влияющими на специфичность
А сильных электролитов явл. знак заряда
поверхности адсорбента, величина и знак
заряда иона, его радиус и степень
сольватации!
На положительно заряж
поверхности адсорбента адсорбируются
АНИОНЫ, на отрицательно заряженных –
КАТИОНЫ!
Адсорбционная способность ионов возрастает
с увеличением их заряда. Кроме того,
адсорбционная способность больше у тех
ионов, радиус которых в сольватированном
состоянии меньше. С соответствии с этим
правилом, ионы по их адсорбционной
способности
располагаются
в
опред
последовательности,
кот
наз-ся
ЛИОТРОПНЫЕ
РЯДЫ!Cs(+)>Rb(+)>NH4(+)>K(+)>Na(+)>LI(+)
(уменьшение адсорбции, уменьшение радиуса
иона, пм) NO3(-)>I(-)>Br(-)>CL(-)>F(-)-(257, 216,
195, 181, 136)
Есть 3 вида адсорбции: эквивалентная,
избирательная и обменная! ЭА встречается
редко, характеризуется тем, что катионы и
анионы адсорбируются на поверхности
адсорбента в эквивалентных кол-вах. ИА подчиняется правилу амер. физико-химика
К.Фаянса:на
поверхности
адсорбента
преимущественно адсорбируются те ионы,
кот. могут достраивать кристалическую
решетку этого адсорбента!пример-зарядка
поверхности кристалического осадка серебра
иодида. Ионнообменная А –процесс,в
котором адсорбент и раствор обмениваются
одноименно
заряженными
ионами
в
эквивалентных
кол-вах.
Например:
RM1+M2(+)(еще
обратная
стрелка)
RM2+M1(+),
где
RM1-адсорбенты,
содержащие катион M1и способные к обмену
с катионом М2 в растворе.получили название
ионитов-твердые природные или синт вещ-ва,
практически нерастворимые в воде!ИОННЫЙ
ОБМЕН-процесс обратимый, что дает
возможность регенирировать иониты(промыв
кислотой и щелочью).
Х.А – между адсорбантом и адсорбентом
протекает реакция, образ. хим связи и образ
новое соединение. Хемосорбция необратима,
а физич. обратима. Теплота хим адсорбции >>
физч ад.Е активации физич адсор =0. С
повышением температуры физич адсор
уменьшается,
а
химувеличивается!Хромотография - динамич
метод анализа, основан на многократно
повторяющ-ся
прцесах
сорбции
и
десорбции! Выделяют 2 фазы: неподвижнаяадсорбент, подвижная – которая фильтруется
ч\з
неподвижную
фазу
вместе
с
разделяемыми вещ-вами! Её используют в
анализе крови на алког, и наркотики!
Б3
1.Диссоциация
воды.
Водородный
показатель(рН)среды.
Ионное
произведение воды.
Согласно теории Бренстеда процесс Д воды
протекает по уравнению H2O+ H2O(обр
стрл) H3O(+) +OH(-); dH(0)==56, 5
кДж/моль!т.е одна молекула воды отдает, а
др
присоединяет протон,
происходит
автоионизация воды. Константа воды при
298К равна 1, 8*10(-16) моль\литр.(Кд(Н2О)=
а(Н+)*а(ОН-)/а(Н2О)=1, 8*10(-16) моль \литр!),
где а(Н+), а(ОН-), а(Н2О)-активности ионов и
воды.Вода
слабый
амфотерный
электрлит,степень Д воды мала, поэтому
активности водород- и гидроксид-ионов в
чистой воде почти равна их концентрациям.
Константа диссоциации воды К(Н2О) наз-ся
ионным произведением или константой
автоионизации воды. В чистой воде или
любом водном растворе при постоянной
температуре произведение концентраций
(активностей) водород- и гидроксид ионов
есть величина постоянная, называется
ионным произведением воды! Ионное
произведение
позволяет
вычислить
концентрацию гидроксид- ионов , если
известна концентрация ионов водорода и
наоборот.,
т.к.
они
взаимозависимы.Константа зависти от
Темпер: при повышении темперутуры
константа увеличивается, т.к. процесс Д воды
–эндотермический!(напр, при темп 310 К
константа =3,13*10(-14), а при т 373=5, 9 8*10
(-13). В водных растворах разных веществ
константа имеет тоже значение, что и для
чистой воды.В водных растворах различают 3
вида сред: нейтр, щелоч и кислую. Для харакки сред растворовиспользуют концентрации
водород-ионов, но более удобно использовать
так наз водородный показатель рН –
называется отрицательный десятичный
логарифм
концентрации
ионов
водорода:рН=-lg[H+]! В нейтр. Среде Н(+)=
10(-7) моль\литр рН=7, 0; в кислой> 10(-7)
моль\литр, рН<7, 0; в щелочной,<-10(-7)
моль\литр, рН>7,0. Таким образом чем рН
меньше 7, тем больше кислотность
раствора, чем рН больше 7, тем больше
щелочность раствора!Сущ-ет разл методы
измерения рН, напр., с пом индикаторов
(лакмус, фенолфталеин и метилоранж) вещва кот, обратимо изменяют свой цвет в
зависимости от рН раствора. *Одно из свойств
живых
организмовпостоянство
рН
биологических
жидкостей,
тканей
и
органов!причем рН различных жидкостей
изменяется в завис-ти от их местонах-я! Так,
рН крови-7, 4, рН жел сока~ 1! Смещение рН
крови в кислую область наз-ся АЦИДОЗОМ, а
в щелочную-АЛКАЛОЗОМ!!
2.СвойстваВМС.Набухание.Вязкостьраство
ровВМС(ур.Штаудингера).Осмотическое
давление(уравнение Галлера)
ВМС-вещ-ва, молекулы кот состоят из
очень большого числа (>10(3)) химически
связанных
атомов.
Повтряющаяся
структурная единица ВМС-мономерное звено,
кот повторяется n –раз.ВМС могут нах-ся в
крист,аморфн.,жидк виде. Есть 2 класса ВМС
по
типу
мономерных
звеньев:
полимеры(получаются
по
реакции
полимеризации; пример:полиэтилен, каучук) и
прочие
ВМС(получаются
по
реакции
поликонденсации; пример: белки, полиамиды,
полисахариды. Растворы ВМС быв по
структуре:
линейные(желатин,каучук(,разветвл(крахмал
),лестничные(целлюлоза),сетчатые(трехмер
ные полимеры)Свой-ва полимеров имен-ся
при добаве низкомолек соединений;1)
Пластификация- повышение пластичности П
при небольшом кол-ве НМС.!R=k*корень из M
2)Набухание-процес
проникновения
растворителя
в
полимерное
вещество,сопровождаемый
увеличением
объема и массы образца. (молекулы НМС
обладают большей подвижностю и при
набухании проник внутрь, раздвигая цепи,
увеличивая объем) Количественно Н измерся степенью набухания &м=м-м0:м0 или &v=V-
Vo:Vo,где м0-нач масса,V-объем набух
образца.
При
Н
изменяются
ЭНТАЛЬПИЯ(незначительно)
и
ЭНТРОПИЯ(dGнабух.=dG1,2=dG2,3)
dG
набухания отрицательна(dG2,3=-TdS2,3<0) и в
соответствии со 2-ым началом термодин-ки
набух-е ВМС-самопроизвольный процесс!
Степ.Н.
зависит
от
а)жесткости
полимер.цепей,у жестких полимеров с больш
числом попереч связей м/у цепями степ.Н.
невелика; б)от его природы и природы
растворителя( П набухает лучше в
растворителе, молекул взаимодействия кот-го
с макромалекулами велики; в) присутствия
электролитов,
рН
среды,
температуры!3)Вязкость(внутренне трение)мера сопротивления среды движению. Её
характеризует кофф-ом вязкости-n. Ели
обозначить Коф вяз-ти растворителя ч\з n0, а
коф вяз-ти раствора ВМС ч\з nр-р, то их
отношение nр-р/n0 будет равно отношению
времен t\t0 истечения через капилляр и
называться 1)относительной вязкостью.2)
удельная
nуд.=n-n0/n0=nотн-1
и
3)приведенная В(n пр=n уд\с-где с-концентр
ВМС в растворе! 4)Характеристическая В
nпр=[n]+bc связана с молярной массой П
формулой
Ш-[n]=KM(&),
где
К-коф
пропорциональности.
Опред-ся
экспериментом, &-показатель степени, кот
измен-ся в пределах 1\2<&<1(меньше-равно,
больше равно).Из формулы следует, что
вязкое течение П-ов связано с конформацией
молекулярных цепей и их жесткостью!
Осмотическое
давление
теоретически
определ-ся уравнением Вант-Гоффа(п=cRT,
где с-концетр. раствора).Галлер предложил
п=(RT:M)c+ бета*с(2), где с-концетрац
раствора, М-молярная масса, бета-коф,
учитывающий
гибкость
и
форму
макромалекулы в растворе. Увеличение
подвижных единиц в растворе учитывается
дополнит-ым слагаемым бета *с(2). При
небльш концентрациях значение этого
слагаемого невелико и урав-е Геллера
переходит в Ур ванта-Гоффа!Осмотический
метод наиб чувствителен при определении
моляр массыПолимеров! Онкотическое
давление-част осмотич давления крови,
создаваемое белками.
Б4
1.Роль
воды
и
растворов
в
жизнедеятельности,термодинамика
растворения,влияние
условии
на
растворимость.
Многие хим процессы протекают только если
участвующие в них вещ-ва нах-ся в
растворенном
состоянии!Раствор-это
равновесная гомогенная, многокомпонен
система! Учение о растворах важно для
медиков :1) т.к. важнейшие биолог жидкостикровь, лимфа, слюна и т.п. явл-ся растворами
солей, белков, угле-в, липидов в воде.2)
Биохимич реакции в организ-х протекают в
растворах 3) усвоение пищи происх-ит с
переходом пит вещ-в в растворенное сост-ие
4) биожидкости транспортируют пит вещва(жиры, аминокислоты), лекарственные
препараты к органам и тканям, а также
выводят метаболиты(мочевину, угл газ).В
жидких средах организма поддерж-ся
постоянство кислотности, концентрации солей
и орган вещ-в-таое постоянс-во наз-ся
КОНЦЕНТРАЦИОННЫМ
ГЕМЕОСТАЗОМ!ВОДА:сам распростр раствтель, хорошо раств-ет ионные и мн полярные
соед-я. (это связ-но с её выс диэлектрической
прониц-тью(75, 8). Выс полярности вода
вызывает Гидролиз вещ-в!Т.к. вода оставл-т
основн. Часть внутр среды организма, она
обеспечивает
процессы
всасывания,
передвижения пит вещ-в!Вода-конечный
продукт биол окисления вещ-в, в частности
глюкозы, и образоание воды сопровожд-ся
выделением большого кол-ва энергии!важны
след свой-ва воды:низ вязкость, выс темпер
плавления и кипения, более плотность в жидк
чем в тверд состоянии, выс поверхностное
натяжение.Термодинамика:. По 2-му началу
Термо-ки, при p, T=const вещ-ва могут
растворяться саморпоизвольно, если в резулте этого процесса энергия Гиббса системы
уменьш-ся,
т.е.dG=(dH-TdS)<0!dHЭНТАЛЬПИЙНЫЙ
ФАКТОР,
TdSЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР растворения! При
раствор-ии жидк и тверд вещ-в энтпропия
системы возрастает, т.к вещ-ва переходят в
менее упорядочен состояние(особенно это
заметно при повыш темпер). При раствор-и
газов Энтропия уменьшается!В процессе
образова-я раствора Энтальпия может и увел
и умен. Надо рассмат-ть как сумму всех
процессов,
сопровожд-их
процесс
растворения(в соотв с законом Гесса), т.е dН
раств можно представить как разность
энергии
Екр
на
разрушение
крист
решеткирастворяемого вещ-ва и энергии
Есол, выделщ-ей при сольватации частиц
растворен-го
вещ-ва
молекулами
растворителя!dНраств=dНкр-dНсол,
где
Нраств-изменение энтальпии при раствории!При растворен газов dHкр=0, т.к не надо
тратить
энергию
на
разр-е
крист
рещетки!(dHраств<0)При раств-ии тверд и
жидк вещ-в с молек крист структурой dHcол>
dHкр, т.е. dH раств<0. При раств-ии вещ-в с
ионной решеткой dHраств меньше 0).
Способ-ть раство-ся определ-ся характ-ом
сил взаимодей-я м\у молекулами компонетов
раст-ра Х1 и Х2. Известно что наиб растворить достиг-ся когда эти силы имеют подобный
хар-р!(неполяр
хорошо
раствор
в
неполяр)Ратвои-ть колеблется в шир
пределх!Выс раствори-ть вещ-в часто связана
с
образован-м
межмолек(водородных)
свзей!(напр выс взаимораств-ть спирта и
воды). Растворимость-это способ-ть вещва
растаоряться,
численно
равна
концетрации его нсыщ раствора! Зависит от
растворителя, раств. Вещ-ва, даления от газ,
примеси,
температуры!
Подобное
растворяется в подобном!
2.Дисперсные системы.Классификация.
Дисперсной наз сиситему, состоящ-ю из
дисперсной
фазы-совокупности
раздробленных частиц и непрерывной
дисперсионой среды, в кот-ой эти частицы
нах-ся
во
взвешенном
состоянии.
Количественно системы характ-ют: 1) наимен
размер(а,r-сферич и кубич тела, нить
капилляра), 2) дисперсность Д=1/а=1/r, 3)
удельная
поверхность-S=Sудел1\V1.Для
хар-ки раздроблен-ти дисперсн фазы
Думанский
ввел
понятие
степень
дисперсности сигма=1:d или d(-1) для
несферических частиц, где д-средни диаметр!
ДС различ-т по 1) степени диспер-ти а)
коллоидные-кровь, слюна(а=10(-9)-10(-7)м или
высоко диспес-ые, б) истинный раствор,
а<10(-9)м, в) грубодисперсные(аэрозоль,
пена)-а>10(-7)м до 10(-3)м 2)по агрегатному
состоянию фаз
Ф
с
О
н
Г
Г
Г
Ж
Ж
Ж
Т
Т
Т
Г
Ж
Т
Г
Ж
Т
Г
Ж
Т
Г
Г
Ж
Ж
Ж
Т
Т
Т
И
П
П
А
Э
К
А
С
К
П
В
П
А
К
М
З
Д
С
м
Методы
получ-я
ДС
1)
диспергирование(измельчение крупн до мек
частиц
с
пом
ультразвука,
электролитов)!2)Конденсация-атомы
и
молеклы объедин-ся в агрегаты, 2 типа:а)
хим(хим реакция с образовам малораств-ых
вещ-в),б) физич(напр, электролиз)!
Б5
1.Реакции нейтрализации в медицине.
Кислотно-основное титрование.
РН-обменные реакции взаимодей-я кислот
и оснований, в рез-те кот-ых образу-ся
соль и вода! Различн типы нейтрал-ии: 1) Н
сильного
основания
силь-ой
кислотой:KOH+HNO3KNO3+H2O чуть ниже
Н(+)+ОН(-)обр стрН2О 2) Н слабой кисл-ты
сильн-ым основ-ем HCN+KOHобр стр
KCN+H2O чуть нижеHCN+OH(-)обр стрCN()+H2O 3) Н слабого основ-я силь-ой кислотой
HCl+NH3*H2Oобр стрNH4Cl+H2O ниже
H(+)+NH3*H2Oобр стрNH4(+)+H2O 4)Н
слабого
основан-я
слабой
кисл-ой
CH3COOH+NH3*H2Oобр
стрCH3COONH4+H2O
ниже
CH3COOH+NH3*H2Oобр
стрCH3CO()+NH4(+)+H2O!
Метод нейтраз-ии исполь-ся в клин
лаборатор-х для определен-я кислотности
желуд сока, буферной ёмкости плазмы крови.
В фармации примен-ся для количеств анализа
неорганич кислот( солян, серн, Борн) и
орган(уксус, винной, лимон). Кислотноосновное
титрование
применяют
в
биофармацефт исслед-ях для определения
рКа кислот и рКб оснований, входящ-х в
белки, т.к. по значению этих величин можно
прогноз-ть способ-ть лек-в проходить ч\з биол
мембраны!. Кислотно-основное титрование
применяют для определения рКа аминокислот
и рКа диссоциирующих групп, входящ-х в
белки, Этим методом можно опред-ть число
КАРТОКСИЛЬНЫХи др групп. Титрование
аминокислот и белков дает возм-ть
определить их изоэлектрич точки!
2.Полиэлектролиты.Изоэлектрическая
точка. Мембранное равновесие Доннана
П-мицелярные и молекулярные коллоидные
электролиты,дисоциирующие в р-рах на
макроионы
и
малые
ионы.Они
растворимы,электропроводны, на их свой-вах
отража-ся кулоновское взаимоде-е зарядов!
Различают:1)жидкие-р-ры мицелярных и
молек-х коллоидов,р-ры белков 2)твердообре-студни Изоэл точка: значение рН рас-ра
белка при кот молекула станов-ся
электронейтральн!В ИЭ т набухание и
вязкость минимально ,скороть электрофореза
и застудневание =0,коагуляция максимальна.
Измеряется с пом электрофореза! Мембран
равновес
Доннана:
неравномерное
распердел электролита по обе строны
полупрониц мембраны под влиянием
полиэлектролита-эффект Гиббса-.Дооннана.
Усл. Равновесия (С1+Х)Х=(С2-Х)(2 СТР 54!
Б61.Коллигативные
свойства
растворов.Закон Рауля,эбуллископия и
криоскопия, осмос(закон Ван-Гоффа)
Раствор-это равновесная гомогенная сисма переменного состава из 2 или более
компон-ов! Коллигативные св-во раств-раэто св-во, зависящее от концентр-ии
раствора и независ-ее от раствор-го вещва. При внесении некот-го вещ-ва в
расторитель, меняются термодин св-ва и
растворяемого и растворителя!Для св-в
растворителя
использ-ют
понятеи
ИДЕАЛЬНОГО
РАСТВОРА!-раствор,
образование кот-го не сопровожд-ся хим
взаимодействием, измен-м объема , и тепл
эффектом(приращение объема при смещении dV=0, приращение энтальпии при
смещении dHсмеш=0). Гл особен-ть идеал
раст-ра-энергия взаимод-я м/у частицами
растворит-ля, между части-ми растворенного
вещ-ва
и
част-ми
растворителя
и
раствореннго одинаковы!Поэтому изменение
концентрации любого компонента приводит к
пропорц-му изменению его ПАРЦИАЛЬНОГО
ДАВЛЕНИЯ!Закон Рауля! Давление пара
над раствором прямо пропорционально
молярной доле растворителя!р=р(0)-х1, где
р-давление, р(0)-давление пара над чист
растворителем,
х1-моляр
доля
растворителя!
Или
относительное
понижение давления насыщ-го пара над
раствором
равно
молярной
доле
растворенного
вещ-ва!(р(0)-р)/р(0)=х2,
х1+х2=1!(насыщ пар- это пар наход-ся в
равновесии
с
жидкостью)Св-ва:
КРИОСКОПИЯ-понижение
темпер-ры
кристаллизации раст-ра по сравнению с чист
растворит-лем
прямо
пропорционально
молярности раст-ра dTкрист=K0Cт, где К-пост
раств-ля, Ст - моляльное кол-во, Ст=кол-во
вещ-ва /массу раств-ля в кг! ЭБУЛИСКОПИЯ –
повышения темпер-ры кипения р-ра по сравн
с чист раствор-лем, прямо пропорц-о
моляльности р-ра dТкип=Е*Ст, где Епостоянная эбулиоскоп. Раст-ля!Моляр массы
раст вещ-ва при криоск-и: (К*Мвещ-ва)/(дельта
Тзамерз*Мр-ля! При эбуллиоскопии: (Е*Мвещва)/(дельта Ткип*Мраст-ля!)
Осмос-односторон движение молекул
раств-ля ч/з полупрониц-ую мембрану из
раств-ля в раствор или из рас-ра с меньш
концент-ей в рас-р с большей конц-й! Этот
процесс самопоизвольный, необх условиеналичие рас-ля и раст-ра или 2 растворов с
разл конц-ей!. Осм давление-мин давл-е, кот
надо приложить к рас-ру, чтоб прекратился
осмос-ЗАКОН ВАНН-ГОФФА.П=Росм=СмRT,
R=8, 31(газовая пост-ая), T-t в кельвинах,
См=кол-во вещ-ва /объем р-ра в литрах.
Раст-ры с одинак осм давлен-м наз-ся
ГУБТОНИЧЕСКИМИ!ГИПЕРТОНИЧЕСКИЙ-р-р
с больш.осм давлением из 2-х р-ров(10%
натрий хлор), ГИПОТОНИЧЕСКИЙ-с меньш
осм давлением(0, 1%). Измеряют ОСМ
давление
с
пом
осмометров.Кол-во
осмотически актив частиц выраж-ся ч/з
ОСМОМОЛЯЛЬНОСТЬ! Осмос важен в хим и
биол системах т.к. благодаря О регулируется
поступление воды в клетки, обеспеч-ся
эластич-ть тканей и форма органов!осм давле разн биол жидк-ей неодинаково:кровь-780
кПА=7, 7 атм, слюны-1-4 атм!Лизис-разруш-е
клеток в ГИПОТАНИЧ р-ре (клетки лопаются),
Гемолиз-разруш-е
эритр-ов
там
же,
ПЛАЗМОЛИЗ-смощивание, высуш-е клеток в
гиперт.р-ре!
2.Методы
получения
и
очистки
дисперсных систем (диализ,электродиализ
,ультрафльтрация)
Дисперсной наз сис-му, состоящ-ую из
дисперсной фазы-совокупности раздроб
частиц и непрерывной дисперсионной
среды, к кот эти частицы нах-ся во
взвешен сост-нии! Для полученя ДС надо:1)
достичь коллоидной степени Дис-ти, 2)
подобрать дисперсионную среду, в кот вещ-во
дисперсной фазы не растворимо 3) подобрать
стабилизатор, кот дает устойчивость сис-ме (в
кач-ве
стабил-ра
испол-ся
белки,
полисахариды и т.п.)Образовывать кол рас-ры
в воде могут металлы, кислота, соли…
По способу достижения колоид степени разлиют
методы:ДИСПЕРГАЦИОННЫЕ(путем
дробления
более
круп
частиц)
и
КОНДЕНСАЦИОННЫЕ(путем
объедин-я
атомов, молекул, ионов)Диспер методы:а)
механ дробление-с пом шар-х и коллоидн
мельниц в присутствии жидк дисперсии-ой
среды
и
стабилиз-ра
б)измельчение
ультразвуком в) электрич диспергированиедля получения золей метал-ов г)химич
дисперг-ние
–химич
воздействие
на
осадок.Конденсационные мет-ы:а) физич
конденсация-метод замены растворителя,
б)хим К- испл-ся люб реакции, в рез-те кот
образ-ся труднораств соед-я.(напр, гидролиз
FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(т)+3HCl,
окисление
2H2S(p)+O2=2S(т)+2H2O,
обмен
agNO3+Kl=Agl(т)+KNO3,
…)Методы
очистки:диализ, электродиализ, фильтрация,
ультрафил-ция. ДИАЛИЗ-удаление с пом
мембран низкомолекул соед-нийиз коллоид
раств-ов и ВМС, т.к. мембраны пропуск малые
частицы и задерж коллоид час-цы.
ЭЛЕКТРОДИАЛИЗ-исп-ют
для
увелич-я
скорости диализа низкомолекух электролитов
(в диализаторе пост электр поле).
ФИЛЬТРАЦИЯ-исп-ся
для
очистки
от
примесей (кол частицы проходят ч/з поры
обычн фильтров, а более круп частицы задерся!УЛЬТРАФ-Я- продавливание разделяемой
смеси ч/з фильтрыс порами, кот пропуск-т
только молекулы низкомолек вещ-в!Есть
КОМПЕНСАЦИОННЫЙ
ДИАЛИЗ-примен-т
когда надо освободить р-р лищь от части
низкомолек примесей!раст-ль заменяют растмо низкомол вещ-в!
Б7
1.Первое
начало
термодинамики.
Энтальпия.
Стандартная
энтальпия
образования.Стандартная
энтальпия
сгорания.
ПНТ-основа для анализа энергетики разл сисм!ПНТ-приращение внутр энергии сис-мы
dEв нек процессе равно теплоте Q
полученной системой, + работа W,
совершенная над системой в этом
процессе-dE=Q+W в биол сис-мах работа
отдается, поэтому уравнение со знаком – Все
измер-ся в джоулях!! Важн понятиями
явл:СОСТОЯНИЕ СИСТЕМЫ-совокупность свв системы с т зр термодин-ки!СС бывает 1)
равновесным еслт все св-ва остаются постоян
в теч любого долгого времени и нет потоков
вещ-ва и энергии, 2) стационарнымесли св-ва
постоянны, но имеются потоки вещ-ва и
энергии! 3) переходным Если св-ва меняются
со временем, !Состояния различ-ся с пом
ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИХ
ПЕРЕМЕНвеличины, кот харак-ют состояние сис-мы в
целом(это давление-р, темпер-Т, объем сисмы V, масса хим вещ-в системы-mк и их
концентрация-ck. С пом ПНТ можно узнать о
процессах обмена вещ-в и энергии в оргме!следствием ПНТ явл в наст время закон
Гесса , кот формул-ся : приращение Э при
образовании заданных продуктов из данных
реагентов при пост давлении не зависит от
числа, вида реакций, в рез-те кот-ых образ-ся
эти продкты!
Энтальпия
–функция
состояния,
приращение
кот-ой равно
теплоте,
полученной сис-ой в изобарном процессе H=E+pV!ИЗОБАРНЫЙ ПРОЦЕСС- когда
поддерж-ся постоян давление, равное
внешнему! ИЗОХОРНЫЙ – изменения происхят при пост объеме! Хим реакции, при кот-х
происх-т уменьш-е энтальпии сис-мы(dH<0) и
во внеш среду выдел-ся теплота, наз-ся
ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ! Реакции, при кот Э
возрастает(dH>0) и сис-ма поглащает теплоту
извне,
наз-ся
ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ!Энтальпия
образования соединения А наз-ся изменение
энтальпии системы dHa, сопровождающее
образование 1 моль соединения А из простых
вещ-в!Энтальпии образов-я кислорода, углер,
водорда, и др элементар вещ-в, кот устойчивы
при 298К и 101Па, принимаются равными 0это условия стандартной Э! При расчетах
примен-ся следствие закона Гесса: Э
реакции=алгебр сумме Э-ий образования
стехиометрического кол-ва проду-ов за
вычетом алгебр суммы Э-ий образования
стехиометр-го
кол-ва
реагентов!dHря=(ncdHc+nDdHd)-(nAdHa+nBdHb)Тепловой
эффект реакции равен разности сумм теплот
образования продуктов реакции и исход вещв. - Э сгорания
2.Комплексные соединения. Центральный
атом, лиганды, координационное число.
Характер связи. Классификация.
КС-вещ-ва, молеуклы кот-х, состоят из центр
атома(или иона) М, непосредственно
связанного с опред числом n др молекул(или
ионов)L, называемых лигандами! Формула
КС:[MLn]Xm,
где
M-центр
атом,
комплексообразователь,
координирует
лиганды; L- лиганд, n-координационное
число равное числу ионов или молеукл
вокруг ценрт атома X-молекула или ион!
Внутренняя сфера[MLn]-это ценрт атом и
лиганды, она может быть +, -, нейтр. Внешн
сфера Хm есть если ядро имеет заряд.
Строение раскрыл Вернер.!Характер связи
может рассматр-ся с позиций методов ВС и
МО. По ВС: происходит пробуждение центр
атома и гибридизация его орбиталий при
взаимо-ии с лигандами!(ион Сu(2+) c азотом в
комплексе [Cu(NH3)4]2+ образуют связь с пом
sp3орбиталей рис стр 194Атомы, отдающ-ие
пару электронов наз-ся ДОНОРНЫМИ
атомами,
атом
принимающий
ихАКЦЕПТОРОМ, а образующиеся связи наз-ся
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫМИ!они по свой-вам
аналогичны хим связямв обычных орган и
неорган
соед-яхКласиф-я
комплексов:
ДЕНТАНТНОСТЬ-число атомов доноров
электронных пар в лиганде или число мест,
кот-ые занимает лиганда в координац-ой
сферекоплексного соединения!1) комплексы
с
монодентантными
молеку-ыми
лигандами
–а)аквакомплексы,
напр
[Fe(CO)5](2)-пента
карбонил
железа;кристаллогидраты
,напр,[Ca(H2O)6]Cl2;б)карбонилы [Fe(CO)5]в)
аммиакаты
напр,
[Cu(NH3)4]SO4
2)
ацидокомплексы-содержат анионы кислот в
кач-ве лигандов, напр а)гидроксы Na[Al(OH)6]
б)фтороксы[AlF6](3-) в)цианоксы[Ag(CN)2](-) 3)
циклические комплексы с полидентантными
лигандами.
В
природе
распростр-ы
тетрагигантлиганды рис в тетр прочность КС
характеризует
КОНСТАНТА
УСТОЙЧИВОСТИ(чем она больше, тем
лучше)Куст=1:Кнеуст
Б8
1.Химическое
равновесие.Константы
хим.равновесия.
ХР-такое состояние системы, при кот-ом
все её св-ва остаются неизменными во
времени!свой-ва равновесия:1) неизменность
при сохранении внеш условий(темпер, давл)
2)
динамич
хар-р(скорость
прям
реакции=скорости обрат реакции) 3) возм-ть
подхода к равновесию с 2-х противополож
сторон 4) G=минимально, H,S-экстремальны
5) подвижность равновесия при измен внеш
условиях Ле Шателье: если в системе изме-ть
к-л фактор, о равновесие сместиться так, чтоб
уменьшить
оказ-ое
воздей-ие!закон
действующих масс:aA+bBобр стр lL+mM!
K=[L](l)*[M](m):[A](a)*[B](b)= const
при
T=const, т.е. для обратимой реакции при
пост
внешн
условиях
отношение
произведений концентра-ий проду-ов к
произведениям концентрац-й реагентов с
учетом
реагентов
есть
величина
постоянная
и
наз-ся
КОНСТАНТА
РАВНОВЕСИЯ(обратимыми
же
наз=ся
реакции кот-ые могут самопроизв-о протекать
и в
прямом и в обратном направли!)Пр:дыхание
Hb+O2обр(верх-в
легкие,вниз-в
тканях)HbO2,CO2+H2OобрH2CO3()капилярлегкие)
2.Кондуктометрия.
К-физико-хим метод исслед-ия разл сис-м,
основанный на измерении их электрич
проводимсти! Им определяют1) степень
диссоциации &=лямбда/лямбда бесконеч, 2)
константа диссоциации K= &(2)*C/1-& 3)
конценрация
малорастворим
вещ-в
C=мю/лямбдабесконеч*1000, 4) концетрация
кислот и основ-ий. Находит примен-е в
биохим, физиологич, клинич исслед-ях, т.к
использ-ют
для определения общего
содержания и состояния электролитов в
биолог объектах(плазма, моча, жел сок), для
колич-ого определения кислот, основания,
солей в разл жидк-ях, исполь-т при изуч
кинетики биохим процесс, проницаемости
биол мембран…сущность методов:измерение
электропроводимости проводников, обычно по
схеме
КОЛЬРАУША.
Кондуктометрич
титрование позволяет сформулир след:1) при
равн
концентрац-х
электропровод-ть
растворов сил кисл и сил осн больше
электропровод-ти растворов их солей;
HCl+NaOHобр стр NaCl+H2O 2) при равн
концентр-иях электропровод-ть р-ра слаб
кисл-ы меньше электропр-ти раствора её
соли!CH3COOH+NaOHобр
стр
CH3COOHNa+H2O
Б9
1.Второе начало термодинамики.Энтропия.
Второе начало термодинамики накладывает
ограничения
на
эффективность
преобразования энергии в работу и вводит
критерии
самопризвольного протекания
процесса! Процесс наз-ся самопроизв-ым,
если он осуществляется без воздействий
извне, когда система предоставлена самой
себе. В изолир системе самопроизвольно
протекает процесс, кот идет с увеличением
энтропии, в равновесии энтропия системы
максимальна: dSизолир> или=0. Понятие
Энтропии ввел нем физик Клаузис-Э –это
функция состояния, приращение кот-ой,
равно теплоте, подведенной к системе в
обратимом изотермическом процессе,
деленной на абсолют температуру, при котой осущ-ся процесс dS=Q:T! измер-ся в
Дж/моль*К! Энтропия –мера хаотичности
системы! Больцман расчитывает Энтр по
числу возможных микросостяний S=klnw, где
k-постоянная Больцмана=1, 38*10(-23), wтермодинамическая
вероятность(число
микросостояний системы) (w>1)! Обратимый
процесс- если он может быть проведен в
обратном направлении и при этом ни в
системе, ни в окр среде не произойдет
никаких изменений! В нем все промежуточные
состояния
равновесны.в
необратимом
процессе хоть одно из промежуточных
состояний неравновесно!
2.Биокомплексные
соединения
и
металлоферменты.
В виде комплексных соединений в орган-ме
сущ-ют микроэлементы. МФ-представляют
собой биокластеры, полости которых
образуют центры ферментов. В полости
нах-ся метал, кот взаимодействует с
донорными атомами связывающих групп-ОН,
SH, H2N, СОО….)Сам известн МФ:
КАРБОАНГИДРАЗА,
КСАНТИНОКСИАЗА,
ЦИТОХРОМЫ! В завистимости от биол
функции,
биокомплексы
делят
на:
транспортные, аккумуляторы, биокатализары,
активаторы
инертных
процессов!трансп
биокомплексы доставляют кислород и
биометаллы(координирующим металлом явл
никель,
цинк,
железо
и
др)!Роль
аккумуляторов выпол-ют миоглобин и
ферритин!
Катализатор:напр
усиливает
действие
гормонов(металл-MnII)!
Биокомплексы важны для норм деят-ти
организма!
Б10
1.Энергия
Гиббса.
Прогнозирование
направления
самопроизвольно
протекающих
процессов.
Примеры
экзэргонических
и
эндэргонических
процессов в организме.
В качестве критерия самопроизвольности
процесса в откр и закр сист-х ввели нов
функцию состояния-ЭНЕРГИЯ ГИББСА(амер
физик, вывел и испол-л её в термодинам
работах)! G=H-TS (H-энтальпия,S-энтропия),
но т.к.H=E+pV, то G=E+pV-TS! Если процесс
протекает обратимо при пост давлении p и
температуре T(изобарно-изотермич процесс),
то соответствующее приращение энергии
Гибсса dG=dH-TdS!Т.о. самопроизвольно
могут осущ-ся только те процессы, в рез-те
кот-рых
энергия
Гиббса
системы
уменьшаетя(dG<0)!В состоянии равновесия
энергии Г не сист-мы не мен-ся(g=const,
dG=0)!термич реакции, при протекании кот-ых
происх-ит уменьшение энергии Г(dG<0) и
соверш-ся
раьота
наз-ся
ЭКЗЕРГОНИЧЕСКИМИ(окисление
глюкозы
дикислородом- C6H12O6+6O2=6CO2+6H2O,
dG=-2880 кДж/моль! Реакции в рез-те кот-ых
энергия Г возрастает (dG>0) и над системой
совершается
работа.
Наз-ся
ЭНДЕРГОНИЧЕСКИМИ!
2.Электролитическая
проводимость
раствора
электролитов.
Удельная,
молярная,
предельная
электропроводность. Закон Кольрауша.
Величина,
характер-щая
способность
проводить
Эл
ток,
наз-ся
электропроводностью!
Раствор
электролитов –проводники 2-го рода,
обладают ионной Эл проводимостью(L=I:E,
сила тока/ЭДС! Удельн Э-(овальный икс)электропроводность столба раствора длинной
1м и площадью сечения 1м2. Единица
измерения Ом(-1)*м(-1). Молярная Э –
(лямбда) электропрово-ть объёма раствора,
содержащего 1 моль вещ-ва, заключенного
м/у электродами, стоящими др от др на
растоя-ии 1 м!лямбда=удел элктропр-ть
/(1000*С), Ом(-1)*М(2)*моль(-1), где С-молярн
концентрация. УЭ и МЭ зависят от
концентрации электролита. У сильн и слабых
электролитов с ростом разбавления, моляр
электропровод-ть стремиться к максим
значению,
кот
наз-ся
Предельной
электропро-тью(лямбда
со
знакм
бесконечности
внизу)!
Закон
Кольрауша:Предельная
молярная
электропр-ть раствора электрол-та равна
сумме молярных подвижностей анионов
лямбда – и катионов лямбда +, входящих в
состав
этого
электролита!лямбда
бескон=лямбда плюс +лямбда минус,
лямбда+-=F*U+-, где u+- это скорость движеня иона прии бесконеч разбавлении и напряжти
Эл
поля
1В/м-это
наз-ся
Эл
подвижностью!Моляр подвиж-ти даны в
таблицах). УЭ и МЭ увеличива-ся на 2% с
увелич-ем
темп
на
1градус!Влияет
напряжение >10(-4) В*см(-1).
Б11
1.Ионная сила раствора. Активность и
коэффициент
активности
ионов.Суть
теории Дебая-Хюккеля.I-ионная сила растра-колич хар-ка межионных взаимод-ий,
величина,
измеряемая
полусуммой
произведений концентраций всех ионов в
раств-ре
на
квадрат
их
заряда!:I=0,5*сумма*bi*zi(2),
где
biмоляльность иона, zi-заряд иона!Дебай-
Хюккель: в разбавл раст-рах сильн
электролитаов с одинак ионной солой кофицты актив-ти ктионов и анионов одинак
зарядности равны независимо от их хим
природы!. Кажущая степень диссоциац-и а<1
Активность(а)-эффективная концентрация, в
соотв с кот-ой вещ-во участвует в процессах,
а=f*c или гамма*с, где гамма или f-кофффиц
актив-ти!Коф актив-ти не зависти от хим
природы иона.Коэф акт выражает отклонение
р-ра с конц С(Х от поведения р-ра при
бесконечном
разведении).эксперимент
значения
КА
можно
опр
криометрич,осмометрич,электрохимич
методами!ИОННЫЙ ГОМЕОСТАЗ=постоян-во
концентрации ионов в тканях.
2.Оптические
,электрокинетические
свойства дисперсных систем.
Диспер сис-мы-гетероген системы с больш
поверх-тью раздела фаз. Состоят из дисперс
среды(растворитеь) и дисперс фазы(раздробл
вещ-во)! Оптич св-ва меня-ся в завист-ти от
соотнош-я м/у диаметром 2r частиц дисперс
фазы и длинной волны лямбда. Если 2r
значит-но >лямбды, то происх-т отражение,
преломление и поглащ-е света(поэтому
грубодисперс сис-мы мутные)!Если 2r~лямбде падающего света, то дифракцион-е
рассеяние света, когда кажд частица –
источник вторич-го света. Наблюдают
ОПАЛЕСЦЕНЦИЮ-различие
окраски
коллоидов в проходящем и рассеянном свете.
Интенс-ть
светорассеяния
(Рэлей):I=Io*k*p*(cv*r(6):лямбду в 4степени),
где I, Io-интен-ть рассеян и пад света,
Вт/м(2), k-константа Релея,м(3), cv-частич
концентрация золя(м-3), лямбда-длина
волны пад света(м), r-радиус частицы(м)!
УЛЬТРАМИКРОСКОПИЯ-определ-ние
размера коллоид частиц по числу светящ-ся
частиц (N) в наблюд-мом объеме рас-ра(Vpp)!r=куб корень из 3w8Vp-p/ 4ПиpCv!Поглащ
света коллоидами проис-т по закону БУГЕРАЛАМБЕРТА-БЕРА:D=ln(Io/Iпр)=оптич
плотность.Электрокин
свва(Рейс)!перемещение дисперс фазы или
дисперс среды под действием внеш электр
поля или разности потенциалов при перемещи дисперсной и диспесион срды др относ др
наз-ся
ЭК
явлениями!Свва:1)ЭЛЕКТРОФОРЕЗ:движение
частиц
дисперс фазы в пост эл поле к противополож
электроду.2)ЭЛЕКТРООСМОСдвижение
частиц дисперсион среды в пост эл поле к
противополож электроду.По скорости этих
процессов опред-т заряд частиц. Потенциал
течения возникает при механ продавливании
жид-ти ч/з порист перегародку. Потенциал
седементации-при осаждении дисперсных
частиц!Причина этих явл-ий-наличие заряда у
коллоид частиц и их среды!
Б12
1.Растворы электролитов. Сильные и
слабые
электролиты.
Константа
диссоциации слабого электролита, закон
разведения Оствальда.
Электролиты, кот практически полностью
ионизируются наз-ся Сильными. Элект-ты, кот
не полностью иониз-ся-Слабыми! В рас-ре
слаб элект-тов сущ-ют неионизироанные
молекулы, поэтому ИЗОТОНИЧЕСКИЙ кофцент рас-ров слаб электр-ов не равн целому
числу! Для количеств хар-ки полноты
диссоциации есть понятие СТЕПЕНЬ
ДИССОЦИАЦИИ(ИОНИЗАЦИИ)-отношение
числа молекул, распавшихся на ионы, к
общему числу его молекул, введенных в раср!aи=Nи/Nр, где Nи –число молекул электрота, распавш-ся на ионы,Nр –число молекул,
введенных в рас-р! По Степени Д элетро-ты
дел-ся на СИЛЬН(аи>30%) и СЛАБ (аи<3%), в
промежутке-средние!
Константа
Д:чем
больше К дисс-ии-Кд, тем сильнее диссоц-ет
электролит! Кд зависит от 1) природы растволя, 2)электр-та, 3) темпер-ры..НЕ ЗАВИСИТ от
концентрации рас-ра!(формула получ-ся с
применен-м закона действующих масс)Кд=аи(2)*с(Х)/1-аи-это закон разведения
Оствальда:степень диссоциации слабого
Э-та возрастает с разбавлением расра.Сильн Э-ты не подчин-ся этому правилу,
для них Кд-не постоян величина, зависит от
конценр-ии рас-ра.
2.Молекулярно-кинетические
свойства
дисперсных
систем:
броуновское
движение,
диффузия,
осмотическое
давление, седиментационное равновесие.
Мол-кин св-вами наз-ся св-ва, обусловленные
хаотическим
тепловым
движе-ем
частиц.различия м/у м-к св-вами истин и
коллоид рас-ров носят только количеств харр!БРОУН ДВИЖ: хаотич Теплов движ-е частиц
дисперс фазы под действием ударов молеукл
дисперсион среды! Присуще для частиц >10(6)мМера Броун движ-я :среднее квадратичное
проекции смещения частицы- dX=квадр
корень из kбtT/3Пrn(с хвост), где k-константа
Больцмана, 1.38 Дж/К, t-время,с; T-темпео,К; rрадиус
частицы,м;
n
с
хвоствязкость,Н*с/м(2).-это уравн-е Эйнштейна!
Диффузия:-самопроизвол выравнивание
концентраций вещ-ва во всез точках
системы!
описывается
законом
Фика:скорость диффузии прямопропорц-а
площади поверх-ти, ч/з кот-ую проходит вещво, и градиенту его концентрации:dm/dt=Ds*dc/dx, где dm-масса вещ-ва, прошедш-го
за время dt(с) ч/з поверх-ть площадью s(см2),
D-коф
диффузии,м2\с;
dc/dx-градиент
концентр-ии, кг*м(-4). Коф Диф прямо
пропорц-ен абсол темпер и обратно пропорц
радиусу
частицы
и
вязкости
среды!Осм.Давлен: подчин-ся закону ВАНТГОФФА :Посм=kбcvT, где cv-частичн
концентр-я,м(3);
T-темпер,
К!или
Посм=3mдф*kбT/4ПVr(3)p, где r-ракдиус
частиц, p-плотность дисперсн фазы, V-объем
системы,
mдф-масса
дисперсн
фазы!Седиментац.Равновес:СЕДИМЕНТАЦ
ИЯ-оседание частиц дисперсн фазы под
действ-м сил разн природы(гравитац,
электрич)!Оседание происх-ит с пост
скоростью, когда сила тяж-ти =силе трен,
отсюда скорость оседания: u=(r(2)/n)*(p-po)g,
где r-радиус частицы, p-плотностб дисперс
фазы, po-плотность дисперсион среды, g –
ускорен силы тяж-ти!
Билет № 14
1.Зависимость скорости реакции от
температуры.
Уравнение
Аррениуса,
правило Вант-Гоффа
Скорость реак завис от темпер: 1) завис-ть
прямопропорц (Вант-Гофф- при увелич
темпер на 10с, скорость увел в 2-4 раза:
гамма =( (Vт+10n)/ Vт)*(2…4) в степени n! 2)
уравн Аррениуса V=А*е в степен –E/RT, Апредэкомпонетциальный
множитель,
Еэнергия активации=миним доп энергия сверх
среднего её значения, необход для хим
взаимодейс-я м\у молекулами!РИС
В фотохим реакц-х активация вещ-в происх-т
в
рез-те
поглощ-я
квантов
света:
6CO+6H2O уфл C6H12O6+6O2! Квантов
выход-фи=число прореагир частиц/ число
поглащ квантов! Если фи больше 1, то реакц
цепная, если меньше 1, то часть молеукл
дезактивируется!
стр 14
2.адсорбционные уравнения : Гиббса.
Ленгмюра,
Фрейндлиха
.Изотерма
адсорбции.
Адсорбция-самопроизв изменен-е кнценр-ии
растврен-го вещ-ва на границе раздела
фаз!измер-ся моль/см2,г/г,моль/м2Изотерма
Адсорб-и-зависимость Адсорб от равновесн
концентр-и растворе-го вещ-ва при пост
темпер!на границе жидкость-газ А вычисл-т с
пом УРАВНЕНИЯ ГИББС(выведено на осн 2го начала термод):Г=-(dсигма/dc)*(c/RT), где Гкол-во адсорб-го вещ-ва, моль/м2; c-моляр
конценр-я раств-го вещ-ва,моль/дм3; R-газ
постянная=8, 32 Дж/(моль*К); –(do/dc)поверхностная актив-ть!, т.е чоб найти А, надо
знать поверхност акти-ть при данной концентр
и темпер!:Большая конц-А предельного
значения, выше темпер-меньше А! Для
описания Изотерм исп-ют изотермы Ф и Л!Ф:
А=Кфс(n), Кф-константа, равная Адсор-и при
равновесн концентр-и, равной 1; n-константа,
опред-ая кривизну изотермыА(от 0,1 до 0, 6)применимо при средн знач-ях равновес
концентр-й, ля нахожден-я его приводят к
урав-ю
прямой:lgГ=
lgКф+
nlgс!Л:А=Абесконеч*(с/альфа+с),
где
Абескон-константа, равная предельн Адсорб
при
относително
больш
равновес
концентрациях,
альфаэто
константа=отношение
конст
скорости
десорбции конст скорости адсорбции, она
численно совпад с равновес конц-ей!
Уравнение Л описывает ход изотермы при
всех возм значениях равновес концентраций
растворен вещ-ва!При мал конц, ур-е:
А=(Абескон/алфа)*с! При больш конц, когда с>
или =алфа:А=Абескон!
Б15.
1Кинетическая классификация сложных
реакций.
Слож реакции сост из неск прост реакций, и в
их кинетич уравн-е входит неск констант
скоростей!1)Обратимые:A+Bобр
стр
C+D2)Паралел:A+B стрелки в 2 направл C и
D+F, напр: Zn+HNO3 три стрелки NO2+..,
N2+..NH4NO3+..3)Последоват:A+BCDF
+K (над стрелками k1, k2, k3), напр гидролиз
белков4)Сопряженные-реакции, кот протек-т
при условии протек-я др реакции в этож
время!:A+BC(самопроизвол);
А+ДN(протек тольк в присутст вещ-ва В), Авещ-во актор, В-индуктор, Д-акцептор!напр:
глюкоза+фруктозасахароза+Н2О,
глюк+АТФглюкозо-1-Ф+АДФ,
глюкозо-1Ф+фруксахаро+Ф/подвели
черту:глюк+АТФ+фруктозасахаро+Ф(dG=2ккал/моль)
5)Цепные рек-ии-реакции, пртек-ие с участием
свобод радикалов(частицы с неспарен
электрон), путем образов-я цепи, след-ей др
за др реакции:
Зарождение:
2RH+O22R(с
точк
наверху)+H2O2!
Продолжение:R(с
точк)+O2RO2(О с точк), RO2(О с
точк)+RHROOH+R(с точк)! обрыв цепей:
R+R (оба с точк) RR , 2RO2(O с точк)
ROOR+O2!
Ингибиторы-вещ-ва,
кот
уничтож-ют
радикалы(витамины
Е,А).
Лимитирующая стадия–самая короткая!
2.Поверхностные явления. Поверхностное
натяжение.
Поверхностная
энергия
Гиббса.Поверхн явл-я- процессы, происх-ие
на границе раздела фаз в межфазн поверхн
слое и возника-ие при взаимодействии
сопряжен фаз!Сист-мы с очень развит поверхю наз-ся жив организмы (напр, кожа-1,5м2,
скелет-2000км2..)
Уделная
поверхность:Sуд=S:V, S=S:m, где S-площ
поверх-ти, V-соответст ей объем, m-масса
дисперс фазы. G=Gv+Gs=kV+Sсигма(как о с
хвост верх прав), отсюда ПОВЕРХ ЭНЕРГИЯ
ГИББСА:
Gs=S*сигму!
Сигма-поверхн
натяжен-е. равное энерг Г 1м2 поверхности,
или работе по увелич-юповерх-ти на 1 м2.
Едн-ца
измерен-я
сигмы:ДЖ/м2
или
Р/м.Поверност
натяж
обусловлено
некомпенсир-ым полем межмалекул сил на
межфазн поверх-ти! Чем силн межмолек
взаимод-е, тем болтше сигма!(сигма алмаз11400 Дж/м2, Н2О-72). При Т стрелка вверх
сигма стрл-а вниз, при Рвверх сигма(ж-г)
вниз!Методы определ-я сигмы:1) метод счета
капель,2)м. наиб давлен в пузырьке возд-ха,
3) капилляр метод, 4) по растворимости, 5) по
темпер плавл-я!
Б16.1.Основной
закон
химической
кинетики. Реакции нулевого, первого и
второго порядков.Хим. Кинетика-учение о
скор-ти хим реакции, её завис-ти от разно
факторов! Поэтому глав задачей ХК явл-ся
управл-е хим процессм! Осн закон: скорость
реакции в каждый момент времени
прямопропорц произведен-ю концентраций
реагентов,
возведенных
в
некот
степень!aA+bB+…продукты V=k[A](nAэто степень )*[B](nB), T,P, среда= const-это
закон действ-их масс![А] и [В]-моляр
концентр реагентов; к-константа, не завис от
концентр, зависти от Т, природы реагентов,
катализ-ра, раствр-ля, примесей! Скорость
хим реакции-число элементарн актов
реакции, происх-их в един-цу времени в единце объема(для гомоген реакц) или на един-це
поверх-ти раздела фаз(для гетероген).: V=+dC/dT(dC-измен-е конц вещ-ва), измер-ся в
моль/л*с!
n=na+nb+….-порядок реакции (сумма показатлей степеней, с кот-ми концентрации
реагентов входят в кин уравн-е! Реакции нул
порядка: n=0 V=к, напр.2NH3N2+3H2!
Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр
2H2O2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl],
напр CO+Cl2COCl2!
2.Гальванические
элементы.
ЭДС.Потенциометрия.
Гальв элемент—устрой-во, в кот-ом энергия
химреакции непосредственно превращ-ся в
электроэнергию!
ЭДС-электродвижущая
сила(Е) максимальная разность потенциалов,
кот достиг-ся при обратимой реакции( в сост
равновес) гальванич элемента!Е=фи2-фи1!
Если Е >0, dG=-E; dG<0, то Галь элемент
соверш работу-это и есть условие самопроизой работы гальв элем-та! Окисл-вост реакция
протек-т самопроиз-о если фи окислителя >фи
восстан-ля! Элемент ЯКОБИ-ДАНИЭЛЯ: ()Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu(+), Zn(0)+Cu(2+)обр
стр Zn(2+)+Cu(0): анод Zn окисл-ся, катод Cu
восстан-ся! E= фи(+)-фи(-)=фи(0)Cu –
фи(0)Zn + RT:2F*ln ( [Cu(2+)] : [Zn(2+)]!
Концентрационные цепи сост из 2 одинак
электродов, помещен-х в рас-ры с разн
концентрац соли!E=RT:ZF*ln(C2:C1), C1<C2!
Потенциометрия-методы исслед-я, основан-е
на измерен-и ЭДС гальв элемента. Состящ-го
из индикаторного элект-на и электрода
сравнения!Этим методом чаще всего опредют рР!( по стандарт рас-рам с известн рН
настраив-т прибор(рН-метр, ионометр), опредт рН исследуемого рас-ра – с использ-м
водородно-каломельн элем=та, хингидронхлорсеребр-го, элемента из стеклян и
хлорсеребр электродов))
Б17.1.Предмет и основные понятия
химической кинетики. Скорость реакции,
молекулярность, порядок реакции.Хим.
Кинетика-учение о скор-ти хим реакции, её
завис-ти от разно факторов! Поэтому глав
задачей ХК явл-ся управл-е хим процессм!
Осн понятия: Скорость хим реакции-число
элементарн актов реакции, происх-их в единцу времени в един-це объема(для гомоген
реакц) или на един-це поверх-ти раздела
фаз(для гетероген).: V=+-dC/dT(dC-измен-е
конц вещ-ва), измер-ся в моль/л*с! Кинетич
кривые:зависимотсь
конценр
от
времени:с=f(T), экспериментально V опред-ся
как тангенс угла наклона касат-ой к кинетич
кривой в момент времени Т. Кинетич уравн-е
хим реакции-математич завис-ть V от
концентр реагентов, продуктов и др!
Молекулярность-число молекул участв-щих в
элементарн актехим взаимод-я, она быв-т
=1,2,3!мономолукулярные
реакции:
Ca(HCO3)2CaCO3+H2O+CO2,
бимолекулярн:H2+I22HI,
тримолекуляр:
2NO+O22NO2! Для прост(элементарн)
реакций
молекуляр-ть
=
порядку
реакции=стехиометрии! n=na+nb+….-порядок
реакции (сумма показат-лей степеней, с котми концентрации реагентов входят в кин
уравн-е! (если будет время-Реакции нул
порядка: n=0 V=к, напр.2NH3N2+3H2!
Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр
2H2O2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl],
напр CO+Cl2COCl2!
2.Водородный,каломельный,хлорсеребрян
ый,хингидронный,ионоселективный
электроды.Водородн Э- Э. в кот
давлениегазообраз-го водорода поддержив-ся
равным 101кПа, а актив-ть ионов Водор в расра=1!(Pt)H2 | H(+), |-это граница раздела
фаз!Н(+)+1еобр
стр
0,5
Н2,
фи
Н2О=фи(0)Н2+RT:F*lna(H+):p(Ha), фи Н2=ОВ,
фи Н2=0,059*рН!Каломельный-использ-ся в
кач-ве электродов сравн-я при измер-ии рН(их
потенциалы
известны
и
постоянны):Hg|Hg2Cl2|KCl,
фи=фи0Hg2Cl2RT:F*lg[Cl-]!Хлорсеребр:
Ag,
AgCl|KCl,
фи=фи0
AgCl-RT:F*lg[Cl-]!Хингидрсоединение эквимолярн кол-в хинона и
гидрохинона, испол-ся в кач-ве индикаторного
для
опред-я
рН:C6H4O2*C6H4(OH)2,фихиногидрон=фи0хг
+0,0059/2*lg[x][H+]2:[гх]!Ионоселект:содержат
мембрану(полимерн, кристалич, стеклян),
чувств-ы к определ виду ионов;с пом них
определ-ь концентр-ии Na, R, Ca ..! ферментн
ионосел электр-ы испол-ся для опред-я
антибиот, гормон, глюк:RM1(M)+M2(p-p)обр
стр RM2(M)+M1(p-p)!
Б18.1.Уравнение изотермы и изобары
химической реакции. Прогнозирование
смещения химического равновесия.Хим
равновесии-сост-е сис-мы при кот-ом все её
св-ва остаю-ся неизмен во времени!Закон
действ масс гласит: для обратим реак-и при
пост внешн усл-ях(Т, Р_, в равновесии
отношение
произведений
концентрац-й
продук-ов к произв-ю конценрт-й реагентов с
учетом стехиометрии есть величина постояая: dG=dG0+RT ln*(ClLCmM:CaACbB)-При
равновесии dG=0 получаем dG=-RTlnKc – это
и есть урав-е ХИМ ИЗОТЕРМЫ!, Можно
рассчитать Кс! Kc=exp(-dG:RT), R не завис от
конц-ии!Зная Кс можно расчит-ть выход
продук-ов реакции, опред-ть направлен
процесса! Кс завис от Темпер: lnKt2:Kt1=dH:R*(1/т2-1/т1)-УРАВН ИЗОБАРЫ ВантГоффа, где dH- тепл эффект реакции, Rгазовая постоя-яСогласно принцпу ЛЕШателье:если в равновесной системе
изменить к-л фактор (Р,Т,С)то равновесие
сместиться так.,чтобы уменьшить оказанное
воздействие
(С+СО<2CJ172,5кДж)(2С+О2>2СО+221кДж)
2.Электродные
и
окислительновосстановительные
потенциалы.Уравнения
Нернста
и
Петерса.Когда метал погруж-ся в воду или
раст-р его соли, часть ионов метала переход в
рас-р(Ме2+). Мет-л заряж-ся отриц-но, возникт двойн электрич слой и скачок
потенциала(элект потенциал)-ФИ! Фи зависит
от1) св-в мет-ла 2) концентрации соли(с).
Метал может зарядиться положи-о, если идет
осаждение ионов(М+») на метал. Этот
процесс обратим…Электрич работа перевода
1-го моля из рас-ра на метл или обратно: A=dG=Z*F*фи, где
Z-заряд иона, F-число
Фарадея, фи-потенц электода. Используя
уравн-е изотермы -dG=-RTlnKc, получаем
фи=фи0+RT/ZF*ln[Me](z+)-уравн-е
НЕРНСТА!
Фи0-стандартн
потециал
электрода, кот возник на мет-ле, погружен в 1
моль/л рас-р своей слои и измер-ый
относительно нормал водород электрода! Pt,
H2|H(+)-это водород электр-д! фиH2|H(+)=OB
при
РН2=1атм,
фиH2|H(+)=RT:F*ln[H+]:PH2! Если фи0 метла>фи0 водород элект-да его счит положит-м,
если меньше-отрицат-м! если располагать
мет-лы по мере возраст их фи0, получ-ся ряд
напряж-ти мет-лов!Окисл-вост Э(Red-OX)инертн мет-л (Pt, Pd), опущ-ый в рас-р,
содерж-ий окисл(ОХ) и восстановл-ую (red)
форму вещ-ва! Протекает реакция:Ox+Z
eобр стр Red или Ox+Z e+mH(+)обр стр
Red!
УРАВН
ПЕТЕРСА:
фиRed/Ox=
фи0R/o+(RT/ZF)*ln([OX]/[Red])!фи0-стандарт
окис-воост потенц-л, когда концентр-ии всех
участв-х вещ-в =1моль/л!
Б19.1.Основные понятия термодинамики.
Внутренняя энергия. Работа и теплота.
Типы термодинамических систем и
процессов.
Термодин-ка-наука о взаимн превращ-ях
различ видов энергии. Осн понятия:Систематело, совокуп-ть тел, мысленно или реално
отделен-х от окр среды!Быв-т изолир сисма(нет обмена со редой ни вещ-вом, ни
энергией:dm, dE=0), закр сис-ма(есть обмен
энерг, но dm=0) и откр сис-ма(обмен и вещвом и энерг dm, dE не равн 0), гомоген/
гетероген
сис-мы(не
имеют
повер-ти
раздела/сост из разн по св-вам частей, раздел
поверх-ю )!Сост-е сис-мы-совокуп-ть всех свв!Быв: равновесн сост-е(все св-ва постоянны,
нет потока вещ-в и энерг), стационарн сосе(св-ва постояны , но есть поток вещ-в и
энерг),
переходн
св-ва(св-ва
меняются)!Переход сис-мы из одного сос-я в
др
наз-ся
Процессом!Быв-т
ИЗОХОРН(V=const),
ИЗОБАРН(P=const),
ИЗОТЕРМИЧ(T=const),РАВНОВЕСН(без
нарушения равновесного равновесия-оч
медл)! Функции сос-я хар-ют сост-е, завис
толко от термодинам параметров-это Внутр
энерг(E,U),энтальпия(H), энтропия(S)!Внутр
Э(E,U)- совокуп-ть всех видов энерг
частиц(энергия Теплов движ-я молекул и
энергия взаимодейст-я м/у ними); абсолютн
значения невозм-о рассчитать, исполь=т её
измен-е: dU=Uконеч-Uначал! Приращение
ВНутр Э в некотором процессе= теплоте,
получсис-мой +работа, совершен над сис-мой
в этом процесс: dE=Q+W! Тепл(Q)- форма
передачи энергии зсчет хаотич движ-я. Если
идет
поглащ-е
Э-это
эндотермич
процесс(dQ>0), выделение тепла-экзотермич
процесс( dQ<0)! Работа(W или A)- форма
передачи Э в виде упорядоче-го направл-го
движ-я часиц. dW>0, если сис-ма соверш-т
работу, W<0, если над сис-мой соверш работу
W=Wрасш+Wполезн!Теплота и работа не
явл-ся функциями сост-я, они завис-т от пути
процесса!
2.Буфферная
системы
крови
:
гидрокарбонатная, фосфатная, белковая.
Сопряженные
кислотно-основные
пары
B/BH(+) и А(-)/НА наз-ют буферными!(здесь Воснован, ВН-сопряжен кислота, НА-кислота, асопряж основание)!Он игр важн роль в
поддерж-и кислотно-основн равновесия в оргме! Кислотно-осн равн-е в крови обеспеч-ся
гидрокарбон, фосфатн и белков буф сис-
ми!ГИДРОКАРБОН:сост из H2CO3 и сопряж
основ-я HCO3(-), причем угол кисл-та обр-ся
при взаимод-ии расвор-го в плазме СО2 с
водой: СО2(р)+ Н2О обр стр H2CO3! рН
этого рас-ра опред-ся урав-ем ГЕНДЕРСОНАГАССЕЛЬБАХА как отношение концентрац-й
Н2СО3 и соли NaHCO3: pH=pKal(H2CO3)+lg
c(NaHCO3)/c(H2CO3), в конечн счете выр-е
приним вид pH=6,36+lg c(NaHCO3)-lg p(CO2),
где 6, 36-отриц логарифм константы диссоции угол кислты, р(СО2)- парциал давлен СО2
в альвеолах легких!Избыток СО2 в крови
привод к АЦИДОЗУ, когда рН<7,4!Эта буф
сис-ма действует как эффект физиол буфер
около рН 7, 4!Буф емкость по кислоте Вк=40
ммоль/л плазмы крови, по щелочи Вщ=1-2
ммоль/л плазмы крови!Фосфат буф сисма:сост из слаб кисл Н2РО4(-) и сопряж
основ-я НРО4(2-), в основе её действ-я
кислотно-осн
равновес:
Н2РО4(-)обр
стрН(+)+НРО4(2-)! Она может сопртивл-ся
измен-ю рН от 6,2 до 8,2!Из ур-я
ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА
получ:
рН=7,4=6,86+lgc(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-)), где
6,86=рКа(Н2РО4(-), отсюда lgc(HPO4(2-))/с
(Н2РО4(-))=7,4-6,86=0,54 и c(HPO4(2-))/с
(Н2РО4(-))=3,5!Эта сис-ма имеет более выс
емкость по кисл, чем по щел(Вк=1-2ммоль/л,
Вщ=0,5ммоль/л! Фосф буф сис-ма-менне
мощная по сравн с гидрокарб! Белковая:из
белка-основания и белка- соли R-CH:COO(-)
иNH2(белок-осн) +H(+)обр стр R-CH:COO(-)
и N(+)H3(белок-соль)(в средах близким к
нейтр белок основ-е преоблад)!Осн часть
белков плазмы крови сос-т АЛЬБУМИНЫ и
ГЛОБУЛИНЫ, изоэлектр токи этих белков
рылежат в слабокисл среде(рН=4,4-6,3),
поэтлму при рН 7,4 белки нах-ся в формах
белок-осн, белок-соль! Их буф емкость завис
от концентр белков, их вторич и третич струкры и числа протон-акцепорн групп. Буф
емкость
по
кисл
выше:
для
альбуминов=10ммоль/л,
для
глобулин=3ммоль/л!
Буф
емкость
св
аминокислот плазмы мала и по кисл и по
щелочи, т.к. аминокисл имеют рКа далекие от
рКа=7(кроме гистидина, рКа=6).
Б20.1.Взаимосвязь между процессами
обмена вещества и энергии в организме.
Процессы
жизнедеят-ти
обусловлены
накоплением солн энергии в белках, жирах,
углеводах с дальнейш их превращен-м в оргме с выделен-м энергии! Система-тело,
совокуп-ть тел, мысленно или реално
отделен-х от окр среды! Наиб общими харками С явл масса вещ-ва в сис-ме (m) и внутр
энергия (Е). Масса опред-ся совокупностью
масс молекул из кот она сост-т, Внтр энергияэто сумма энергий теплового движ-я молекул
и энергия взаимодействия м/у ними! По хар-ру
обмена вещ-вом и энергией сис-мы быв-т:
изолир сис-ма(нет обмена со средой ни вещвом, ни энергией:dm, dE=0), закр сис-ма(есть
обмен энерг, но dm=0) и откр сис-ма(обмен и
вещ-вом и энерг dm, dE не равн 0, напр
клетка)! По агрегатн сост-ю вещ-ва сис-мы
быв: гомоген- нет резк изменений при
переходе от одних облястей к др, напр:
плазма крови! Гетероген- сост из 2 или более
гомоген частей, напр плазма с эритроцитами и
лейкоцитами!
2.Кислотно-основные буферные растворы.
Классификация. Механизм буферного
действия, количественные характеристики
буферных систем.
Буф рас-ры-это рас-ры рН кот-х сохран-ся
пост при разбавлении, добавл-и кислот и
оснований! Быв:1) сост из слаб кисл и её
соли(ацетатн буф сис СН3СОО(-)/СН3СООН в
рас-ре СН3СООNa и СН3СООН (рН=3,8..5,8);
2) слаб основ-е и его катион В/ВН(+),напр:
аммиачн буф сис-ма NH3/NH4(+) в рас-ре NH3
и NH4Cl (рН=8,2..10,2); 3) анионы кисл и средн
соли и 2 кисл солей,напр: фосфатн буф сисма HPO4(2-)/H2PO4(-) в рас-ре Na2HPO4 и
NaH2PO4 (рН=6,2-8,2)-здесь анион Н2РО4 явл
слаб кисл-ой! 4) ионы и молекулы амфолитовк ним относ-т аминокисл и белк буф сисмы.если сумарн заряд аминокисл и белков =0,
то рас-ры этих соед-ий не буферные!Если
добав кисл или щелочи, то переходят в форму
белок-кисл или белок-основ-е!При этом 2
формы белка:а) слаб белок-кисл+соль этой
кислR-CH вCOO(-)нNH3 +H(+)(основание
А)обрR-CH вCOOH нNH3(сопряж к-та НА) б)
слаб белок-осн +соль этого основ-яR-CH
вCOO(-) нNH3(-) + OH(-)(к-та ВН+)обрR-CH
в СOO(-) нNH2 + H2O(сопряж осн) Rмакромолек остаток белкаТ.е. этот тип буф
сис-м может относ-ся к 1 и 2-ому типу! Мех-м:
СН3СООН обр стр СН3СОО(-)+Н(+),
СН3СООNaСР3СОО(-)+Na(+), СН3СОО()+Н(+)обр стр СН3СООН, СН3СООН+ОН()обр стр СН3СОО(-)+Н2О-в основе лежит
кисл –осн равновесие! Колич хар-ки:Буф
емкость(В)-кол-во
кисл
или
щелочи,
добавление кот-го к 1 л буф рас-а изменит рН
на единицу!Изме-ся моль/л! Харак-т спос-ть
буф рас-ра противодейс-ть смещен реакции
среды при добавл кисл и щел!Она опред-ся
так: В по кисл= n(1:zHA)/|pH-pH0|V(бр)=с(1:
zHA)* V(НА)/ |pH-pH0|V(бр)! В по щел= с(1: zВ
)* V(В)/ |pH-pH0|V(бр), где V(НА),(В)- объем
добавл кисл или щелочи(соответ-но), с(1: zВ)
и с(1: zHA)-моляр концентр эквивалента кисл
и щелочи, V(бр)-объем буф рас-ра, рН0, рНзнач-е рН буф рас-ра до и после добавки щел
или кисл, |pH-pH0-разность рН по модулю!
Буф емкость завис от: 1) кол-ва компонов(больше-выше ), 2) от рН буфера(наиб
способ-ть противост измен-ю рН, при рн=4,76!
Буф емкость макси в зоне буф действия. Зона
буф действия рН=рК-+1! 3) и от соотнош-я
компон-ов( макс при 1:1)
Б21.1.Кислотно-основные
буферные
растворы.
Классификация.
Механизм
буферного действия, количественные
характеристики буферных систем.
Буф рас-ры-это рас-ры рН кот-х сохран-ся
пост при разбавлении, добавл-и кислот и
оснований! Быв:1) сост из слаб кисл и её
соли(ацетатн буф сис СН3СОО(-)/СН3СООН в
рас-ре СН3СООNa и СН3СООН (рН=3,8..5,8);
2) слаб основ-е и его катион В/ВН(+),напр:
аммиачн буф сис-ма NH3/NH4(+) в рас-ре NH3
и NH4Cl (рН=8,2..10,2); 3) анионы кисл и средн
соли и 2 кисл солей,напр: фосфатн буф сисма HPO4(2-)/H2PO4(-) в рас-ре Na2HPO4 и
NaH2PO4 (рН=6,2-8,2)-здесь анион Н2РО4 явл
слаб кисл-ой! 4) ионы и молекулы амфолитовк ним относ-т аминокисл и белк буф сисмы.если сумарн заряд аминокисл и белков =0,
то рас-ры этих соед-ий не буферные!Если
добав кисл или щелочи, то переходят в форму
белок-кисл или белок-основ-е!При этом 2
формы белка:а) слаб белок-кисл+соль этой
кисл, R-CH вCOO(-)нNH3 +H(+)(основание
А)обрR-CH вCOOH б) слаб белок-осн +соль
этого основ-я R-CH вCOO(-) нNH3(-) + OH(-)(кта ВН+)обрR-CH в СOO(-) нNH2 +
H2O(сопряж осн) R-макромолек остаток
белка! Т.е. этот тип буф сис-м может относ-ся
к 1 и 2-ому типу! Мех-м: СН3СООН обр стр
СН3СОО(-)+Н(+),
СН3СООNaСР3СОО()+Na(+), СН3СОО(-)+Н(+)обр стр СН3СООН,
СН3СООН+ОН(-)обр стр СН3СОО(-)+Н2О-в
основе лежит кисл –осн равновесие! Колич
хар-ки:Буф емкость(В)-кол-во кисл или
щелочи, добавление кот-го к 1 л буф рас-а
изменит рН на единицу!Измме-ся моль/л!
Харак-т спос-ть буф рас-ра противодейс-ть
смещен реакции среды при добавл кисл и
щел!Она опред-ся так: В по кисл=
n(1:zHA)/|pH-pH0|V(бр)=с(1: zHA)* V(НА)/ |pHpH0|V(бр)! В по щел= с(1: zВ )* V(В)/ |pHpH0|V(бр), где V(НА),(В)- объем добавл кисл
или щелочи(соответ-но), с(1: zВ) и с(1: zHA)моляр концентр эквивалента кисл и щелочи,
V(бр)-объем буф рас-ра, рН0, рН-знач-е рН
буф рас-ра до и после добавки щел или кисл,
|pH-pH0-разность рН по модулю! Буф емкость
завис от: 1) кол-ва компон-ов(больше-выше ),
2) от рН буфера(наиб способ-ть противост
измен-ю рН, при рн=4,76! Буф емкость макси в
зоне буф действия. Зона буф действия рН=рК+1! 3) и от соотнош-я компон-ов( макс при 1:1)
2.Застудневые растворы ВМС. Свойства
студней
:синерезис,
тиксотропия,
колебательные
реакции.ВМСвысокомолекул сое-я, макромалекулы, содерж
более тыс атомов! Гель (студень)-коллоидн
сис-мы, кот потер текучесть в рез-те возникн-я
в них внутр структур(тесто, мармелад, глины).
Процесс
образов-я-застудневание,
гелеобразов-е, зависит от прир ВМС и темпер!
СВ-ВА:Синерезис-постеп сжатие полимер
сетки и выделен жид фазы,сопровожд
уплотнен пространств-й структ-й сетки и
уменьш объма студня. Тиксотропиявосстановл-е струк-ры студня во времени
после её мех разруш-я! Колеб реакции- харся колебаниями концентраций реагентов или
промежут соединений
и скоростей
преващения! Они –основа образов-я камней в
орг-ме , генерации биоритмов!Коацервацияобраз-ие нов жидк фазы, обагащ-ой
полимером в виде капель или отдельн слоя,
она вызыв измен темпер или состава рас-ра!
Происх-ит и-за взаимн расств-ти компон-ов
рас-ра!
Б22.1.Реакции гидролиза солей. Роль
гидролиза в процессах жизнедеятельности.
Г-реакция разложения вещ-ва водой! Гидр
солей-взаимод-е соли с водой с образов-ем
слаб электролита; при гидрол-е протон Н(+)
переходит от молек воды к иону или
наоборот!Есть 4 варианта Г по типу соли
1)соль, образ-ая сильн кислот и слаб
основ: NH4Cl+HOH обр стр NH3*H2O+HCl
или
NH4(+)+HOHобр
стр
NH3+H3O(+)+(pH<7) 2) соли из сильн осн и
слаб кисл: CH3COOH+HOHобр стр
CH3COOH+NaOH или CH3COO(-)+HOHобр
стр CH3COOH+OH(-) (pH>7). 3)соль из слаб
кисл и слаб основ-я: NH4CN+HOH обр стр
NH3*H2O+HCN, NH4(+)+CN(-)+HOH обр стр
NH3*H2O+HCN (рН>7). 4)соли из сил кис и
сил основ: некот(NaCl, KNO3) не подверг-ся
Гидрол-у и рН этих рас-ров =7!Мех-м Г
заключ-ся в поляризац взаимод-ии ионов соли
с гидратн оболочкой и чем силн это взаим-е,
тем интенс Гидрол-з! Количест-но Г хар-ся
СТЕПЕНЬЮ Г(альфа г) и КОНТАНТОЙ Г(Кг).
Степень Г измер-ся отношением кол-ва
гидролизированного вещ-ва к общему кол-ву
растворен вещ-ва!альфа г=nг/n0, где nг-колво гидролизир соли, n0-общее кол-во
растворен соли! Степень Г завис от прир
соли. Её концентрац и темпер! РОЛЬ:главнэто ФЕРМЕНТАТИВНЫЙ г-з, когда жиры,
белки, Углев-ырасщепл-ся на мелкие
фрагменты, без этого не было б усвоения
пищи.(общ ур-е гидролиза:R1-O-R2R1OH+R2-OH, R1, R2-фрагмент бииорганич
молек)!Энергия для жизнедеят-ти- вследствии
гиролиза
АТФ(АДЕНОЗИНТРиФОСФАТбинеорган соед-е, источник для мног биол
проц-ов-биосинтез
белка,
сокращ
мыщц)!АТФ(4-)+Н2Ообр
стр
АДФ(3)+НРО4(2-)+Н(+),
АДФ(3-)-анион
аденозиндифосфата! Реакция сопров-ся
убыванием энерг Гиббса! Гидр идет до
образов-я АМФ и аденозина! Т.е. АТФ-промеж
продукт,
перенос-ий
энерг,
реакции
сопровожд-ие выдел и потреб энергии!
2.Устойчивость
растворов
ВМС.
Высаливание биополимеров из растворов.
Коацервация.Р-ры ВМС более устойчивы к
коагуляции по действием электролитов,чем
гидрофобные золи,поэтому они адсорбирсяв
р-ре на коллоидных частицах ,образ защитные
пленки и защитну от коагуляции-коллоидная
защита.Защитное действие р-ров ВМС
зависит от природы ВМС и от природы
золя.Количеств.мерой ВМС явл.1)золотое
число=масса ВМС в млгр,достаточное чтоб
воспрепятствовать перемене красного цв. В
фиолет у 10 мл гидрозоля золота от коагулир
действия 1 мл р-ра NaCl с конц 100г\л
2)Рубиновое число-масса ВМС в мг,защищ
10 мл р-ра красителя Конго красного с С=0,1
г\лот коагуляции под действием 1 мл 10% Nacl
3)Железное число-масса ВМС ,достаточная
для защиты 10 мл золя Fe(OH)3 от коагуляции
1 мл 0,025 М р-раNaSO4Нарушение уст-ти рров ВМс:Высаливание-выделение ВМС из рров при введении ионов,неэлектролитов. РрЖелатина+этанолвысаливание.Коацерва
ция-образование новой фазы,обогащенной
полимером в виде капель или отдельного
слоя,она
вызывается
изменением
температуры или состава р-ра и обусловлена
понижением
взаимной
растворимости
компонентов
р-ра.Исп-ся
при
микрокапсулировании лекарств
Б23.1.Буфферная
системы
крови
:гидрокарбонатная, фосфатная ,белковая
Сопряженные
кислотно-основные
пары
B/BH(+) и А(-)/НА наз-ют буферными!(здесь Воснован, ВН-сопряжен кислота, НА-кислота, асопряж основание)!Он игр важн роль в
поддерж-и кислотно-основн равновесия в оргме! Кислотно-осн равн-е в крови обеспеч-ся
гидрокарбон, фосфатн и белков буф сисми!ГИДРОКАРБОН:сост из H2CO3 и сопряж
основ-я HCO3(-), причем угол кисл-та обр-ся
при взаимод-ии расвор-го в плазме СО2 с
водой: СО2(р)+ Н2О обр стр H2CO3! рН
этого рас-ра опред-ся урав-ем ГЕНДЕРСОНАГАССЕЛЬБАХА как отношение концентрац-й
Н2СО3 и соли NaHCO3: pH=pKal(H2CO3)+lg
c(NaHCO3)/c(H2CO3), в конечн счете выр-е
приним вид pH=6,36+lg c(NaHCO3)-lg p(CO2),
где 6, 36-отриц логарифм константы диссоции угол кислты, р(СО2)- парциал давлен СО2
в альвеолах легких!Избыток СО2 в крови
привод к АЦИДОЗУ, когда рН<7,4!Эта буф
сис-ма действует как эффект физиол буфер
около рН 7, 4!Буф емкость по кислоте Вк=40
ммоль/л плазмы крови, по щелочи Вщ=1-2
ммоль/л плазмы крови!Фосфат буф сисма:сост из слаб кисл Н2РО4(-) и сопряж
основ-я НРО4(2-), в основе её действ-я
кислотно-осн
равновес:
Н2РО4(-)обр
стрН(+)+НРО4(2-)! Она может сопртивл-ся
измен-ю рН от 6,2 до 8,2!Из ур-я
ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА
получ:
рН=7,4=6,86+lgc(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-)), где
6,86=рКа(Н2РО4(-), отсюда lgc(HPO4(2-))/с
(Н2РО4(-))=7,4-6,86=0,54 и c(HPO4(2-))/с
(Н2РО4(-))=3,5!Эта сис-ма имеет более выс
емкость по кисл, чем по щел(Вк=1-2ммоль/л,
Вщ=0,5ммоль/л! Фосф буф сис-ма-менне
мощная по сравн с гидрокарб! Белковая:из
белка-основания и белка- соли R-CH:COO(-)
иNH2(белок-осн) +H(+)обр стр R-CH:COO(-)
и N(+)H3(белок-соль)(в средах близким к
нейтр белок основ-е преоблад)!Осн часть
белков плазмы крови сос-т АЛЬБУМИНЫ и
ГЛОБУЛИНЫ, изоэлектр токи этих белков
рылежат в слабокисл среде(рН=4,4-6,3),
поэтлму при рН 7,4 белки нах-ся в формах
белок-осн, белок-соль! Их буф емкость завис
от концентр белков, их вторич и третич струк-
ры и числа протон-акцепорн групп. Буф
емкость
по
кисл
выше:
для
альбуминов=10ммоль/л,
для
глобулин=3ммоль/л!
Буф
емкость
св
аминокислот плазмы мала и по кисл и по
щелочи, т.к. аминокисл имеют рКа далекие от
рКа=7(кроме гистидина, рКа=6).
2.Поверхностные явления. Поверхностное
натяжение. Поверхностная энергия Гиббса.
Смачивание,
адгезия,
адсорбция.
Поверхностно-активные вещества.
Поверхн явл-я- процессы, происх-ие на
границе раздела фаз в межфазн поверхн слое
и возника-ие при взаимодействии сопряжен
фаз!Сист-мы с очень развит поверх-ю наз-ся
жив организмы (напр, кожа-1,5м2, скелет2000км2..) Уделная поверхность:Sуд=S:V,
S=S:m, где S-площ поверх-ти, V-соответст ей
объем,
m-масса
дисперс
фазы.
G=Gv+Gs=kV+Sсигма(как о с хвост верх прав),
отсюда ПОВЕРХ ЭНЕРГИЯ ГИББСА:
Gs=S*сигму! Сигма-поверхн натяжен-е.
равное энерг Г 1м2 поверхности, или работе
по увелич-юповерх-ти на 1 м2. Едн-ца
измерен-я сигмы:ДЖ/м2 или Р/м.Поверност
натяж обусловлено некомпенсир-ым полем
межмалекул сил на межфазн поверх-ти! Чем
силн межмолек взаимод-е, тем болтше
сигма!(сигма алмаз-11400 Дж/м2, Н2О-72).
При Т стрелка вверх, сигма -стрл-а вниз, при
Рвверх сигма(ж-г) вниз!Смачив: взаимод-е
жидкости с твер или др жид телом при
дноврем контакте 3х несемшивающихся фаз,
одна из кот-воздух(газ):О(-)<90-хорош смачиве, >90плох смачив-е! При равновес-и сигма твг=сигма тв-г+сигма ж-г*соsО(-)-закон ЮНГА!
Плохо смоч поверх-ть-гидрофобная, хор смочгидрофил пов-ть! Адгезия: прилипаниемежфзн взаимод-е м/у контакт поверх-ми разн
твер и жидк тел. Работа А(Wa)- работа
разрыва адгезион связи, приходящ-ся на
единицу поверх-ти! Чем больше Wa, тем
лучше для пломбир мат-ла! Wa=сигма13+сигма1-2-сигиа2-3-ур-е
Дюпре!
Если
2=жидкость, то ур-е Юнга-Дюпре: сигма12(1+cos О(-)! Адсорбция:самопроизв увелич-е
концентр-и растворен вещ-ва на границе
раздела фаз по сравн с объемн концентра-и!
АДСОРБАТ-вещ-во
кот
адсорбир-ся,
АДСОРБЕНТ-вещ-во на поверх-ти кот-го
происх-т Адсорбция! А-процесс обратим. А на
твер вещ-х: =( С до адсор-С после
адсорб)*Vадсорбата/m адсорб! ПАВ- вещ-ва
уменш-ие поверх напряж-е, это спирты, кисл,
их соли! Сигма рас-ра<сигма воды!
g=dсигма/dC<0, Г=-g*(C/RT)>0! Их молекулы
имеют дефильное строение! При увелич-и
углеводород радикала в гамологич ряду ПАВ
на 1 CH-группу поверхн актив-ть увелич-ся в 3
раза-правило ТРАУБЕ-ДЮКЛО!
Б24.1.Реакция осаждения и растворения.
Произведение (константа растворимости).
Изоморфизм.Реак-и Осажд и Раств- это
обмен реакц-и протек-ие
в рас-ре
электролитов! Реак Осажд-идут с выпадением
осадка,
напр:
BaCl2(p)+Na2SO4(p)BaSO4(т)+2NaCl(p),
dG=-60 кДж/моль(равновес смещено вправо и
реак-я идет до конца)- исполз в количеств
анализе фарм препаратов! Реак-и, сопровиеся растворен-м осадка наз-ся реак Растворя!,
напр:
Mg(OH)2(т)+2HNO3(p)Mg(NO3)2(p)+2H2O(ж)
, dG=-96 кДж/моль! Конст Растворим-ти
определ-ся
стехиометрич
произвед-ем
концентраций ионов: Кпр=[Kt(m+)](n)*[An(n)](m)!она харак-т раствор-ть электрол-ов при
пост темпер и отсутств постор вещ-в! На
основе Кпр можно прогнозир-ть образов и
растворен осадков: 1) электролит выпад в
осад-к, когда стехиометр произвед-е его ионов
в рас-ре больше константы растворим-ти:
c(Kt(m+) в степен n*c(Аn(n-) в степен m >
Kпр(KtnAnm). 2) осадок электрол-та растворся, когда стехиометр произв-е концентрац
ионов в рас-ре стало меньше константы
раствор-ти: c(Kt(m+) в степен n*c(Аn(n-) в
степен m < Kпр(KtnAnm). Изоморфизмспособ-ть сходных вещ-в образовывать
смешан кристаллы(ТВ рас-ры). Открыт
ФЕРСМАНОМ, закон: атомы могут замещать
др др-га в кристаллах, если они имеют одинак
радиус или тип кристалл решетки!
2.Коагуляция.Порог
коагуляции.Правило
Шульце-Гарди.взаимная коагуляция.
К- это потеря коллоид сис-мами агрегативной
устойчивости! Она вызывается мех воздейс-м,
измен темпер-ры, добавл электрол-ов,
диализом и т.п.) Процесс К дел-ся на 2 стадии:
СКРЫТАЯ-стадия, при кот-ой не наблюд-ся
внешн изменения золя! О ней сдят по измен-ю
осм давления, скорость диффузии, интенсивть Броун движ-я…ЯВНАЯ К- такой прцесс, кот
можно увидеть невооруж взглядом; о ней
судят по измен-ю цвета, выпад-ю осадка и т.п.
Процесс К нач-ся при достиж-и опред
концентрации электр-ов! Миним конц
электролитов, при кот-ой нач-ся К, наз-ся
ПОРОГОМ К! Сп=Соэ*Vэ/(Vэ +Vзоля), где
Соэ –исход моляр конц электролита, Vэ-его
объем! Величина обратная ПК –сп, наз-ся
КОАГУЛИРУЮЩЕЙ
СПОСОБНОСТЬЮ!
Vkc=1/cп! К подчин-ся правилу ШУЛЬЦЕГАРДИ: коагулирующая способ-ть электролита
возраст с увеличением заряда коагулир-го
иона, а коагулирующим действием обладает
ион, заряженный противоположно грануле!
Сейчас есть отклонения от правила Ш-Г: на
порог К влияет не только заряд; еще радиус
коагулирующ иона и природа иона!Коллоид
рас-ры+электролиты
с
многозарядн
ионами=ЧЕРЕДОВАНИЕ
ЗОН
КОАГУЛЯЦИИ(сначала явная коагул, потом
частицы осадка опять переход в золь).(При
этом наблюд различ закономер-ти: вычитание,
сумирование и усиление коагул действия)
ПРИВЫКАНИЕ-повыш устойчивость золя к
коагулир
действию
электрол-а
при
уменьшении скорости его поступления. Взаим
К- образование осадка при смешивании 2
коллоид рас-ров с разноименн заряж
частицами. К. в этом случае происх-ит если
сумарн заряд частиц одного золя нейтрализ-т
ссумарн заряд другого!
Б25.1Теории кислот и оснований.
1) Согласно Теории АРРЕНИУСА: Кислотаэто электорлит, диссоциирующ в рас-ре с
образован-м водород-ионов Н(+); Основаниеэлекторлит, диссоциирующ в рас-ре с
образован-м
гидроксид-ионов
ОН(-);
Амфолит- электорлит, диссоциирующ в расре с образован-м водород-ионов Н(+) и
гидроксид-ионов ОН(-) (к ним относят
аминокисл,белки,
нуклеин
кислоты,
гидроксиды Zn, Al). Свой-ва кислот
обусловоены наличием в их рас-рах воород
ионов, а св-ва оснований-из-за гидроксид
ионов. Но такой подход правилен только для
водных
рас-ров!
2)
ПРОТОННАЯ
ТЕОРИЯ(БРЕНСТЕД И ЛОУРИ), согласно ей,
Кисл –всяк вещ-во, молекул частицы кот-го (в
том числе ионы), способны отдавать
протон(быть донором протонов); Основ-всяк
вещ-во, молекул частицы кот-го ( в том числе
и ионы) могут присоед-ть протоны, т.е быть их
акцептором! Такие определен-я включают в
число не только молекулы, но и ионы! Тогда
кисл-ты и основ-я дел-ся на 3 типа: а)
нейтральн: кисл- H2SO4 обр стр
H(+)+HSO4(-); осн- NH3+H(+)обр стр
NH4(+), б) катионные(положит ионы), напр:
кисл- NH4(+) обр стр NH3+H(+), осн- H2NNH3(+) в) анионные (отриц ионы), напр: кислHSO4(-)обр
стр
H(+)+SO4(2-);
оснCH3COO(-)+H(+)обр стр CH3COOH! Эта
теория не пимменима к вещ-вам с функцией
кислоты,но не содержащие Н, напр галогенид
аллюм! Поэтому лучше 3) ЭЛЕКТРОН
ТЕОРИЯ
ЛЬЮИСА:
Кислакцептор
электронов (галогениды аллюм, бора), Основдонор электронов (галогенид-ионы, аммиак)!
Он рассматривает разн хим процессы как
однотипн: реакц нейтрализ в водн рас-рах,
взаимодествие аминов с галагенидом бора,
комплексообразование! Все эти теории
дополняют др др!
2.Коллоидные ПАВ (мыла, желчные
кислоты).Критическая
концентрация
мицеллообразования. Липосомы.
Коллоид ПАВ(полуколлоиды)-вещ-ва, кот в
завис-ти от концентрац образ-т истин рас-ры,
коллоидн рас-ры или гели! Они содержат 1022 атома углерода в гидрофобн части (----0) и
сильно полярн группу( СООН, NH2)
Критич Конц мицелообразв-я: концентрац
ПАВ при кот-ой нач-т происх образов-е
мицелл. При ККМ все св-ва рас-ров
изменяются скачкообразно. Значение ККМ
завис от природы коллоидн ПАВ, темпер и
примесей посторон вещ-ей!Напр: ниже
темпер-ниже ККМ! Важн св-во коллоидн ПАВСОЛЮБИЛИЗАЦИЯ- самопроизв переход
нераствор или малораствор низкомолек
соединений в водн фазу в присутств коллоидн
рас-ров! растворение неполярн вещ-в в расрах ПАВ с концентрац >ККМ, это явл-ся
основанием их использ-я в кач-ве моющ
средв-в, пенообразователей! Липосомы:
сферич мицеллы, кот образ-ся в сис-ме водафосфолипиды при встряхив-и! Это модель
биолог мембран, они исполь-ся для достваки
лекарств к органам или внутрь клеток+ можно
изучать приницаемость мембран и влияние на
неё разл факторов!
Б26.1.Закон Гесса ,следствие из него.
Тепловой эффект процесса при р=const не
завис от пути перехода и опред только
начальным
или
конечным
сост
сист.Т.К.Qp=dH,Qv=dV,а dH и dU-функц состя.Теплота
обр-я
вещ-в
А=изменение
энтальпии сист (dH(0)fA)сопровож-ее обр-е 1
моля вещ-в из простых вещ-в.Энтальпии обр-я
прост
вещ-в
при
стандарт
усл(298,101кПа)принимают=0.dp,du зав от колввещ-в.1-е след тепл эффект реакции равен
сумме теплот обр-я продуктов реакции и исх
вещ-в:dH(0)ре-ции=сумма
кон.мю(1)dH(0)fсумма
исх.
Мю
dH(0)f
ПР:C6H12O6+6O26CO2+6H2O,dHреак=2780кДж 2-е след:dH(0)реак=сумма исх. Мю
dH(0)сгор-сумма кон.мю(1)dH(0)сгор
2.Устойчивость
комплексов.Механизм
токсичного
действия
тяжелых
металлов.Комплексонометрия
УСТ.КОП.При раств К внеш сфера нацело
диссоциир-т
как
сильный
электролит.К2[HgJ4]2K(+)+[HgJ4](2).Внутр.сфера-слаб
электролит,диссоциир
обратимо и ступенчато.Кажд ступени дисс-ции
соот-т конст-та неуст-ти Кнi .Общ конст неустти= Кн=Кн.i*Kн.ii*….или для [MLn]обрM+nL,
Kн=[M][L](n)\[MLn].Конст
уст=Куст=1\Кн.Чем
больше Куст ,тем прочнее комплекс,тем
меньше
в
р-ре
конц-ция
[M]
и
[L].Токсичность:обусловлена протеканием в
орг-зме
реакции:МбL+МтобрМб+МтL,где
Мб-биогенн мет ферментов(Fe,Zn,Co,Cu),Мттяж мет(Pb,Hg,Cd,Cr,Ni)если уст-ть МтL
больше,чем МбL то происх-т накаплив-е Мт и
токсикоз.Комплексоны примен-т в лечебной
практике ,т.к. они обр-т более прочные
комплексы с ионами Hg(2+),Cd(2+) чем
комплексы
с
белками
Hg(2+)+Ca(2+)Na2(тетацин)*ЭДТАCa(2+)+H
g(2+)*ЭДТА(уст-в,малотокс,вывод
ч\з
почки)+2Na(+)Комплексометрия(хелатом)-это
опр-е конц-ции ионов металлов с помощью
комплексонов.Наиболее известен комплексон
III(трилон
Б)-двунатривая
соль
этилендиаминтетрауксусной
кты(ЭДТА)В.NaOOCCH2-- н.HOOCCH2-- NCH2-CH2-N--вCH2COONa
--нCH2COOH
2Na(+)+H2J(-2).К.
исп-т
для
опр-я
Ca(2+),Mg,Sr,Zn,Pb(2+).при опр-ии жесткости
воды индикатор-эриохром черный Т,кот обр-т
с Са Mg тоже комплексы,но менее
прочные,чем трилон Б в аммиачном
буфере:МInd(-)
красный+H2J(2)+NH3обрMJ(2-)+HInd(2-)голубой+ NH4(+)