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: 4 из 5

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 постоя-ая: 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 Вант-Гоффа, где dH- тепл эффект реакции, R-газовая постоя-яСогласно принцпу ЛЕ-Шателье:если в равновесной системе изменить к-л фактор (Р,Т,С)то равновесие сместиться так.,чтобы уменьшить оказанное воздействие (С+СО<2CJ-172,5кДж)(2С+О2>2СО+221кДж)

2.Электродные и окислительно-восстановительные 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, возник-т 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 мет-ла>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 eобр 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:Система-тело, совокуп-ть тел, мысленно или реално отделен-х от окр среды!Быв-т изолир сис-ма(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 вещ-вом 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 св-в!Быв: равновесн сост-е(все св-ва постоянны, нет потока вещ-в и энерг), стационарн сос-е(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 В-основан, ВН-сопряжен кислота, НА-кислота, а-сопряж основание)!Он игр важн роль в поддерж-и кислотно-основн равновесия в орг-ме! 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 ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА 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 диссоц-ии 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 сис-ма: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).
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 орг-ме с выделен-м энергии! Система-тело, совокуп-ть тел, мысленно или реално отделен-х от окр среды! Наиб общими хар-ками 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 энергия-это 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 вещ-вом, 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 сис-ма 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 амфолитов-к ним относ-т аминокисл и белк буф сис-мы.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) R-макромолек остаток белкаТ.е. этот тип буф сис-м может относ-ся к 1 и 2-ому типу! Мех-м: СН3СООН обр стр СН3СОО(-)+Н(+), СН3СООNaСР3СОО(-)+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, 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)
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 сис-ма 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 амфолитов-к ним относ-т аминокисл и белк буф сис-мы.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(-)(к-та 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(+), СН3СООNaСР3СОО(-)+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)/ |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, 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.ВМС- высокомолекул 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. Тиксотропия-восстановл-е струк-ры студня во времени после её мех разруш-я! Колеб реакции- хар-ся колебаниями концентраций реагентов или промежут соединений и скоростей преващения! Они –основа образов-я камней в орг-ме , генерации биоритмов!Коацервация- образ-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(+)+HOHобр стр NH3+H3O(+)+(pH<7) 2) соли из сильн осн и слаб кисл: CH3COOH+HOHобр стр CH3COOH+NaOH или CH3COO(-)+HOHобр 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-кол-во гидролизир соли, n0-общее кол-во растворен соли! Степень Г завис от прир соли. Её концентрац и темпер! РОЛЬ:главн-это 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-R2R1-OH+R2-OH, R1, R2-фрагмент бииорганич молек)!Энергия для жизнедеят-ти- вследствии гиролиза АТФ(АДЕНОЗИНТРиФОСФАТ-бинеорган соед-е, источник для мног биол проц-ов-биосинтез белка, сокращ мыщц)!АТФ(4-)+Н2Ообр 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 р-ров ВМс:Высаливание-выделение ВМС из р-ров при введении ионов,неэлектролитов. Р-рЖелатина+этанолвысаливание.Коацервация-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 В-основан, ВН-сопряжен кислота, НА-кислота, а-сопряж основание)!Он игр важн роль в поддерж-и кислотно-основн равновесия в орг-ме! 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 ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА 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 диссоц-ии 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 сис-ма: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).