химия-экзамен. 1. растворимость газов. Закон Генри, Дальтона,Сеченова

• Название: 1. растворимость газов. Закон Генри, Дальтона,Сеченова
• Анкор: химия-экзамен.doc
• Дата: 27.05.2017
• Размер: 254.5 Kb.
• Имя файла: химия-экзамен.doc
• Тип: Закон; #8171
• страница: 2 из 5

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	П
Г	Г	-	И	В
Г	Ж	Г	П	П
Г	Т	Г	П	А
Ж	Г	Ж	А	К
Ж	Ж	Ж	Э	М
Ж	Т	Ж	К	З
Т	Г	Т	А	Д
Т	Ж	Т	С	С
Т	Т	Т	К	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+HNO3KNO3+H2O чуть ниже Н(+)+ОН(-)обр стрН2О 2) Н слабой кисл-ты сильн-ым основ-ем HCN+KOHобр стр KCN+H2O чуть нижеHCN+OH(-)обр стрCN(-)+H2O3) Н слабого основ-я силь-ой кислотой HCl+NH3*H2Oобр стрNH4Cl+H2O ниже H(+)+NH3*H2Oобр стрNH4(+)+H2O4)Н слабого основан-я слабой кисл-ой CH3COOH+NH3*H2Oобр стрCH3COONH4+H2O ниже CH3COOH+NH3*H2Oобр 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). Кислотно-основное 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)твердообр-е-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 сис-ма переменного состава из 2 или более компон-ов! Коллигативные св-во раств-ра-это св-во, зависящее от концентр-ии раствора и независ-ее от раствор-го вещ-ва. 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 смещен-ии 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 Е-постоянная эбулиоскоп. Раст-ля!Моляр массы раст вещ-ва при криоск-и: (К*Мвещ-ва)/(дельта Тзамерз*Мр-ля! При эбуллиоскопии: (Е*Мвещ-ва)/(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 условие-наличие 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 давл-е 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 разли-ют 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 диспергирование-для 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 задер-ся!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 раст-мо низкомол вещ-в!

Б7

1.Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования.Стандартная энтальпия сгорания.

ПНТ-основа для анализа энергетики разл сис-м!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 св-в 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 ПЕРЕМЕН- величины, кот харак-ют состояние сис-мы в целом(это давление-р, темпер-Т, объем сис-мы V, масса хим вещ-в системы-mк и их концентрация-ck. С пом ПНТ можно узнать о процессах обмена вещ-в и энергии в орг-ме!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 происх-ят 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 0-это 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!dHр-я=(ncdHc+nDdHd)-(nAdHa+nBdHb)Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исход вещ-в. - 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 их-АКЦЕПТОРОМ, 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+bBобр 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 направл-и!)Пр:дыхание Hb+O2обр(верх-в легкие,вниз-в тканях)HbO2,CO2+H2OобрH2CO3()капиляр-легкие)

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+NaOHобр стр NaCl+H2O 2) при равн концентр-иях электропровод-ть р-ра слаб кисл-ы меньше электропр-ти раствора её соли!CH3COOH+NaOHобр 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 кот-ой 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), w-термодинамическая 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!