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: 3 из 5

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 движен-я иона прии бесконеч разбавлении и напряж-ти 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 раст-ра-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 bi-моляльность иона, zi-заряд иона!Дебай-Хюккель: в разбавл раст-рах сильн электролитаов с одинак ионной солой кофиц-ты 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(Vp-p)!r=куб корень из 3w8Vp-p/ 4ПиpCv!Поглащ света коллоидами проис-т по закону БУГЕРА-ЛАМБЕРТА-БЕРА:D=ln(Io/Iпр)=оптич плотность.Электрокин св-ва(Рейс)!перемещение дисперс фазы или дисперс среды под действием внеш электр поля или разности потенциалов при перемещ-и дисперсной и диспесион срды др относ др наз-ся ЭК явлениями!Св-ва:1)ЭЛЕКТРОФОРЕЗ:движение частиц дисперс фазы в пост эл поле к противополож электроду.2)ЭЛЕКТРООСМОС- движение 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 кофц-ент 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 рас-р!aи=Nи/Nр, где Nи –число молекул электро-та, 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 раство-ля, 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 рас-ра.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 хар-р!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; r-радиус частицы,м; n с хвост-вязкость,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 вещ-во, 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 ВАНТ-ГОФФА :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:СЕДИМЕНТАЦИЯ-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, А-предэкомпонетциальный множитель, Е-энергия 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 2-го начала термод):Г=-(dсигма/dc)*(c/RT), где Г-кол-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, альфа- это 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+Bобр 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+BCDF+K (над стрелками k1, k2, k3), напр гидролиз белков4)Сопряженные-реакции, кот протек-т при условии протек-я др реакции в этож время!:A+BC(самопроизвол); А+ДN(протек тольк в присутст вещ-ва В), А-вещ-во актор, В-индуктор, Д-акцептор!напр: глюкоза+фруктозасахароза+Н2О, глюк+АТФглюкозо-1-Ф+АДФ, глюкозо-1-Ф+фруксахаро+Ф/подвели черту:глюк+АТФ+фруктозасахаро+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+O22R(с точк наверху)+H2O2! Продолжение:R(с точк)+O2RO2(О с точк), RO2(О с точк)+RHROOH+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 поверх-ю 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 алмаз-11400 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](nA-это 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 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!

n=na+nb+….-порядок реакции (сумма показат-лей степеней, с кот-ми концентрации реагентов входят в кин уравн-е! Реакции нул порядка: n=0 V=к, напр.2NH3N2+3H2! Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр 2H2O2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl], напр CO+Cl2COCl2!

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 самопроиз-ой 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 опред-ют рР!( по стандарт рас-рам с известн рН настраив-т прибор(рН-метр, ионометр), опред-т рН исследуемого рас-ра – с использ-м водородно-каломельн элем=та, хингидрон-хлорсеребр-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 един-цу 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)2CaCO3+H2O+CO2, бимолекулярн:H2+I22HI, тримолекуляр: 2NO+O22NO2! Для прост(элементарн) реакций молекуляр-ть = порядку реакции=стехиометрии! n=na+nb+….-порядок реакции (сумма показат-лей степеней, с кот-ми концентрации реагентов входят в кин уравн-е! (если будет время-Реакции нул порядка: n=0 V=к, напр.2NH3N2+3H2! Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр 2H2O2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl], напр CO+Cl2COCl2!

2.Водородный,каломельный,хлорсеребряный,хингидронный,ионоселективный электроды.Водородн Э- Э. в кот давлениегазообраз-го водорода поддержив-ся равным 101кПа, а актив-ть ионов Водор в рас-ра=1!(Pt)H2 | H(+), |-это граница раздела фаз!Н(+)+1еобр 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=фи0Hg2Cl2-RT:F*lg[Cl-]!Хлорсеребр: Ag, AgCl|KCl, фи=фи0 AgCl-RT:F*lg[Cl-]!Хингидр- соединение 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)!