химия-экзамен. 1. растворимость газов. Закон Генри, Дальтона,Сеченова
 Скачать 254.5 Kb.
|
|
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, 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!Смачив: взаимод-е жидкости с твер или др жид телом при дноврем контакте 3х несемшивающихся фаз, одна из кот-воздух(газ):О(-)<90-хорош смачив-е, >90плох смачив-е! При равновес-и сигма тв-г=сигма тв-г+сигма ж-г*соsО(-)-закон ЮНГА! Плохо смоч поверх-ть-гидрофобная, хор смоч-гидрофил пов-ть! Адгезия: прилипание-межфзн 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=сигма1-3+сигма1-2-сигиа2-3-ур-е Дюпре! Если 2=жидкость, то ур-е Юнга-Дюпре: сигма1-2(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, сопров-иеся растворен-м осадка наз-ся реак Раствор-я!, 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 раствор-ся, 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). Изоморфизм- способ-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, интенсив-ть 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 ШУЛЬЦЕ-ГАРДИ: 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: Кислота-это электорлит, диссоциирующ в рас-ре с образован-м водород-ионов Н(+); Основание- электорлит, диссоциирующ в рас-ре с образован-м гидроксид-ионов ОН(-); Амфолит- электорлит, диссоциирующ в рас-ре 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- H2N-NH3(+) в) анионные (отриц ионы), напр: кисл- HSO4(-)обр стр H(+)+SO4(2-); осн- CH3COO(-)+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: Кисл- акцептор электронов (галогениды аллюм, бора), Основ- донор 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 10-22 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 ПАВ- СОЛЮБИЛИЗАЦИЯ- самопроизв переход нераствор или малораствор низкомолек соединений в водн фазу в присутств коллоидн рас-ров! растворение неполярн вещ-в в рас-рах 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 вода-фосфолипиды 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 сост-я.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 кол-ввещ-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)f-сумма 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 неуст-ти= 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),Мт-тяж 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+)+Hg(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 к-ты(ЭДТА)В.NaOOCCH2-- н.HOOCCH2-- N-CH2-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(+) |