теория. Теория 1 кр. Билет 11. Титриметрический анализ
 Скачать 1.35 Mb.
|
|
Билет 1 1 .Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Этот метод называют объемным в связи с тем, что наиболее распространенным в практике способом количественных определений является точное измерение объема раствора известной концентрации, израсходованного на реакцию с определённым объемом анализируемого раствора. Точка эквивалентности - такая точка титрования, в котором количество прибавленного титранта эквивалентно количеству титруемого вещества. Момент, при котором заканчивают титрование, называют конечной точкой титрования. Ее мы определяем при помощи индикаторов, которые изменяют свою окраску - это и будет подтверждение точки эквивалентности. Способы фиксирования точки эквивалентности: • С помощью химических индикаторов (это вещества, позволяющие фиксировать точку эквивалентности) • С помощью физико-химических методов(используют для определения меньших концентраций определяемых компонентов в исследуемых объектах). В инструментальных или физико-химических методах анализа точку эквивалентности определяют по изменению показания прибора в ходе титрования. Изменение цвета индикатора происходит не абсолютно в точке эквивалентности, а раньше или позже, поэтому необходимо допускать индикаторную ошибку титрования, прекращая титрование раньше или позже требуемого момента. К индикаторным ошибкам относят такие, которые вызываются недотитрованием или перетитрованием исследуемого раствора. Типы индикаторных ошибок: а) водородная ошибка титрования б) гидроксильная ошибка титрования в) кислотная ошибка титрования г) щелочная ошибка титрования 2. Термодинамика – наука, изучающая энергетические превращения в системах. Предметом изучения химической термодинамики являются превращения различных видов энергии при протекании химических реакций, процессов растворения, испарения, кристаллизации, адсорбции. Химическая термодинамика применяет термодинамические методы для анализа химических и физико-химических явлений: химических реакций, фазовых переходов и процессов в растворах (растворение, испарение, кристаллизация и т. п.). Система – это тело или группа тел, отделённых от окр-ей среды воображаемой или реалъной границей раздела. Термодинамическая система – когда в системе возможен массо- и теплообмен между её составляющими частями. Гомогенная система – система, в которой отсутствует поверхностъ раздела между компонентами( воздух, истинный раствор). Гетерогенная система- система, в которой между компонентами имеется поверхностъ раздела( кровъ, молоко). Состояния термодинамической системы: 1) Равновесное – если все свойства её остаются постоянными в течение как угодно болъшего промежутка времени и в системе отсутствуют потоки вещества и энергии. 2) Стационарное - если свойства системы постоянны во времени, но имеются потоки вещества и энергии. 3) Переходное - если свойства системы изменяются во времени. Это переход системы из одного равновесного или стационарного состояния в другое равновесное или стационарное состояние. Экстенсивные параметры- параметры, зависящие от кол-ва вещества или массы(объем, энергия).Значения этих свойств невозможно применитъ к отделъной точке системы. Они равны сумме значений этих параметров для частей системы. Интенсивные параметры – параметры, характеризующие каждую точку системы. Они не зависят от кол-ва вещ-ва системы( температура, давление, конц-я и др.). 3. Автопротолиз – обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой Н2О+H2O = (Н3О+) + (ОН-) Кw(H2O) - константа автопротолиза воды. Константа автопротолиза воды зависит от температуры. Kw = [H+] · [OH-] = 10^-14 Водородный показатель, рН – количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму активной концентрации ионов водорода: рН = –lg(Н+) рН= 7, среда нейтральная рН <7, среда кислая рН>7, среда щелочная. Билет 2 1.физ-хим свва воды, обусл ее уник роль единственного биорастворителя. Вода хорошо растворяет ионы и многие полярные соединения. Диэлектрическая проницаемость воды обуславливает это свойство (ε= 78,5). Вследствие высокой полярности вода вызывает гидролиз веществ Так как вода составляет основную часть внутренней среды организма, то она обеспечивает процессы всасывания, передвижения питательных веществ и продуктов обмена в организме. У воды высокое поверхностное натяжение, низкая вязкость. Высокие температуры плавления и кипения и более высокая плотность в жидком состоянии чем в твердом. Молекула воды образуется из двух атомов водорода и атома кислорода. Угол между связями составляет 104,5 градусов. В результате асимметрии в распределении электронов вокруг атома кислорода центр отрицательного электрического заряда электронного облака не совпадает с центром положительного атома кислорода. Это приводит к появлению большого электрического дипольного момента молекулы воды, определяющего ее полярные свойства и хорошую растворимость полярных и низкую растворимость неполярных веществ в воде. 2.функц сост. Внутр энергия. Типы термодин сист. Типы термодинам процессов. Стандартное сост Функции состояния – это любые физические величины,значения которых однозначно определяют термодинамические свойства системы(давление, объем, температура, внутренняя энергия)Зависят только от т/д параметров. Внутренняя энергия – функция состояния, превращение которой равно теплоте, полученной системой в изохорном процессе. Типы термодинамических систем: 1) Изолированные- термодинамические системы, которые не обмениваются с окр.средой ни веществом(m), ни энергией (Е),то естъ Е=const, m= const. 2) Закрытые - термодинамические системы, которые обмениваются с окр.средой энергией,но не обмениваются веществом, то естъ Е≠сonst, m= const. 3) Открытые - термодинамические системы, которые обмениваются с окр.средой энергией(Е) и веществом(m), то естъ Е≠сonst, m≠ const. Типы термодинамических процессов: 1) Изотермические- процессы, протекающие при постоянной температуре (t=const). 2) Изобарные- процессы, протекающие при постоянном давлении(P=const). 3) Изохорные- процессы, протекающие при постоянном объеме( V=const). Изобарно-изотермические – процессы, протекающие при постоянном давлении и температуре. Для сравнения свойств термодинамических систем необходимо точно указать их состояние. С этой целью введено понятие — стандартное состояние, за которое для индивидуальной жидкости или твердого тела принимается такое термодинамически устойчивое состояние, в котором они существуют при давлении в 1 атм (101315 Па) и температуре 298,15 К 3. Ацидиметрия – метод кислотно-основного титрования, основным рабочим раствором в котором являются растворы сильных кислот, например HCl или H2SO4. В алкалиметрии наоборот - рабочий раствор щелочь (NaOH,KOH). Сильные кислоты и щелочи не являются первичными стандартами, их концентрацию определяют по тетраборату натрия, щавелевой или янтарной кислотам. Метод кислотно-основного титрования – метод титриметрического анализа, в основе которого лежит реакция нейтрализации. H3O+ + OH- = 2H2O При этом в момент эквивалентности реакция среды может быть нейтральной, кислой, щелочной в зависимости от природы реагирующих веществ. Например: Сильная кислота + сильное основание – среда нейтральная Слабая кислота + сильное основание. Образуется соль, подвергающаяся гидролизу в водном растворе по аниону. Реакция среды слабощелочная Слабое основание + сильная кислота. Образуется соль, подвергающаяся гидролизу в водном растворе по катиону. Реакция среды кислая. Билет 3 1. первое начало тд, энтальпия. Станд энтальпия обр сложн и прост вв. ст энт сгорания и растворения вв, энт нейтрализации Первое начало (закон) ТД: для изолированных систем: общий запас внутренней энергии остается постоянным, если отсутствует тепловой обмен с окр. средой. для закрытых систем: Если закрытой системе сообщена какая-то теплота (Q), то она расходуется на приращение внутренней энергии (ΔU) и на совершение системой работы (А) против внешних сил: Q= ΔU+A; если работа совершается над системой, то Q= ΔU-A. Данное уравнение представляет собой закон сохранения энергии. Энтальпия (∆H) – это термодинамическая функция, характеризующая энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях. Энтальпия – мера теплосодержания, поглощаемой в изобарном процессе. Q= -ΔH. Энтальпия образования соединения – это изменение энтальпии системы (∆H), сопровождающее образование 1 моля соединения из простых веществ. Энтальпия, определяемая в с.у. – стандартная. Стандартная энтальпия образования простого вещества равна 0. Энтальпия растворения – это изменение энтальпии (∆H), сопровождающее к растворению 1 моля вещества в таком объеме растворителя, когда его дальнейшее прибавление не вызывает выделения или поглощения тепла. Энтальпия сгорания – это изменение энтальпии (∆H), сопровождающее окисление кислородом 1 моля органического вещества. Стандартная энтальпия химической реакции (ΔНреакции) равна алгебраической сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом алгебраической суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. 2.граф отобр процесса титрования. Скачок титров. Точка эквив. Анализ кривой титрования Точка эквивалентности - такая точка титрования, в котором количество прибавленного титранта эквивалентно количеству титруемого вещества. Момент, при котором заканчивают титрование, называют конечной точкой титрования. Ее мы определяем при помощи индикаторов, которые изменяют свою окраску - это и будет подтверждение точки эквивалентности. 3. Закон Гесса и следствия из него. Применение первого начала термодинамики к биосистемам. Закон Гесса: изменение энтальпии хим.реакции, протекающей при постоянном объеме и давлении, определяется только природой и состоянием исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от числа и последовательности промежуточных стадий. Закон является следствием 1-го начала ТД (закона сохранения энергии). Следствия из закона Гесса: 1) Изменение энтальпии равно алгебраической сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов: ∆Н реакции = ∑n∆H обр.продуктов - ∑n∆H обр.исходных 2) Изменение энтальпии (тепловой эффект) равно алгебраической сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов: ∆Н реакции = ∑n∆H сгор.исходных - ∑n∆H сгор.продуктов 3) Изменение энтальпии прямой и обратной реакции равны между собой, но противоположны по знаку: ∆Н обратной = -∆Н прямой 4) Если в результате ряда последовательных реакций система приходит в первоначальное состояние, то суммарное изменение энтальпии равно нулю. 5) Энтальпия химической реакции равна ее тепловому эффекту, но с обратным знаком. Применение первого начала термодинамики к биосистемам: - вся энергия, потраченная организмом, преобразуется в теплоту. -если человек не выполняет внешнюю работу, то уровень высвобождения организмом энергии можно определить по величине общего количества теплоты, выделенной телом - для составления правильных рационов питания Билет 4 2. Второе начало термодинамики «Невозможен переход тепла от тела менее нагретого к телу, более нагретому» Принцип Бертло (1867г): «Самопроизвольно протекают те процессы, в результате которых выделяется энергия». Постулат Планка (третье начало термодинамики): энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю Обратимые реакции - реакции, протекающие при заданных условиях одновременно как в прямом, так и обратном направлении. Они приводят систему в состояние химического равновесия. Необратимые реакции – реакции, в которых можно пренебречь скоростью обратного процесса по сравнению со скоростью прямого процесса. Характерные признаки необратимости: образование осадка, газа или слабого электролита. Энтропия – функция состояния, приращение которой (ΔS) равно теплоте (Qmin), подведенной к системе в обратимом изотермической процессе, делимой на абсолютную температуру (T), при которой осуществляется процесс: ΔS = Qmin/T (Дж/К) 3. Растворимость газов в жидкостях, ее зависимость от различных факторов. Законы Генри и Дальтона Растворимость газа, выраженная в молях на 1000г растворителя, при постоянной температуре прямо пропорциональна его давлении. Над раствором (закон Генри) C=K*p Коэффициент K зависит от природы газа, растворителя и температуры. При повышении давления увеличивается растворимость газов. Если над раствором имеется смесь газов, то каждый из них растворяется соответственно его парциальному давлению. С повышением температуры растворимость газов уменьшается. Газы, молекулы которых полярны , лучше растворяются в полярных растворителях. Закон Генри: количество газы, растворенного при данной температуре в определенном объеме жидкости, при равновесии прямо пропорционально давлению газа. с(Х) = Kr (X)p(X). закон Дальтона: растворимость каждого из компонентов газовой смеси при постоянной температуре пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси и индивидуальности других компонентов с(Х) = Kr (X)pi билет 5 2.Энтропия – функция состояния, приращение которой (ΔS) равно теплоте (Qmin), подведенной к системе в обратимом изотермической процессе, делимой на абсолютную температуру (T), при которой осуществляется процесс: ΔS = Qmin/T (Дж/К) Постулат Планка (третье начало термодинамики): энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю Абсолютная энтропия (S) вещества или процесса — это изменение доступной энергии при теплопередаче при данной температуре (Дж/К) Энтропия реакции – равно алгебраической сумме энтропий образования стехиометрического количества продуктов, за вычетом алгебраической суммы энтропий образования стехиометрического количества реагентов. ∆S реакции = ∑n∆S обр.продуктов - ∑n∆S обр.исходных При постоянстве температуры и давления в системе самопроизвольно протекают только процессы, ведущие к уменьшению энергии Гиббса. В состоянии равновесия энергия Гиббса равна нулю. Самопроизвольное течение реакции может контролироваться как энтальпийным (∆H), так и энтропийным фактором (T∆S). ∆G<0 - реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении; ∆G>0 - в обратном направлении ∆G=0 - реакция находится в состоянии равновесия. Критериями направления самопроизвольного протекания необратимых процессов являются неравенства ΔG<0 (для закрытых систем), ΔS>0 (для изолированных систем). 3. влияние электролитов на рримость газов. Закон сеченова Закон Сеченова: Растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается, происходит высаливание газов. Сеченов установил что присутствие электролитов понижает растворимость газов ln(C0/C) = kc*Cэл Билет 6 1, Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Этот метод называют объемным в связи с тем, что наиболее распространенным в практике способом количественных определений является точное измерение объема раствора известной концентрации, израсходованного на реакцию с определённым объемом анализируемого раствора. 2. Энергия Гиббса - это величина, изменение которой в ходе химической реакции равно изменению внутренней энергии системы. Стандартная энергия Гиббса образования (ΔG°) – изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моль вещества, находящегося в стандартном состоянии. Стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю. Стандартная энергия Гиббса биологического окисления (ΔG°) – изменение энергии Гиббса при реакции биологического окисления 1 моль вещества, находящегося в стандартном состоянии. Стандартная энергия Гиббса реакции (ΔG°) – изменение энергии Гиббса при пробеге реакции на 1 моль, т.е. разность энергий Гиббса образования продуктов и исходных веществ. Термодинамическая и кинетическая константы равновесия связаны между собой уравнением: ∆G0 = -RTlnKравн 3. Коллигативными (общими) называют свойства растворов, зависящие от концентрации растворенных частиц, но не от их природы. К коллигативным свойствам относят осмотическое давление растворов, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем. По свойствам растворы отличаются от чистых растворителей, например, давление пара растворителя над раствором ниже, чем над чистым растворителем. Это понижение прямо пропорционально мольной доле растворенного нелетучего неэлектролита (закон Рауля): p = p0 · χр-ль, Температура замерзания растворов ниже, а температура их кипения (если растворенное вещество нелетуче) выше, чем у чистых растворителей. Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов неэлектролитов прямо пропорциональны их моляльной концентрации. Значение Сm показывает, сколько моль растворенного вещества приходится на 1 кг растворителя. Определение величины, на которую повышается температура кипения растворов, называется эбулиометрией. Определение величины понижения температуры замерзания, то есть разности между температурами замерзания чистого растворителя и раствора, называется криометрией. ∆t кип= Кэ* Сm ∆t зам= Ккр *Cm Значение криоскопической и эбулиоскопической констант зависят только от природы растворителя: для воды Ккр=1,86 и Кэ, =0,52. Билет 7 1. Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Этот метод называют объемным в связи с тем, что наиболее распространенным в практике способом количественных определений является точное измерение объема раствора известной концентрации, израсходованного на реакцию с определённым объемом анализируемого раствора. Обратное титрование заключается в добавлении к анализирующему веществу точно известного титранта- V(1) с последующим определением его остатка, не вступившего в реакцию, с помощью второго титранта - V(2). Расчет проводят по формуле: C_((x))=(C_э (1)*V(1)-C_э (2)*V(2))/(V(x)) 2, Открытые системы – системы, способные обмениваться веществом и энергией с другими системами и средой. Пример: живые организмы. Термодинамически открытая система характеризуется постоянным протеканием химических реакций. Изменение энтропии определяется как сумма энтропии, производимой внутри системы ΔiS, и энтропии, поступающей извне или выделяющейся во внешнюю среду ΔeS. ΔS = ΔiS + ΔeS Принцип Онзагера и Пригожина: В стационарном состоянии производство энтропии внутри термодинамической системы при неизменных внешних параметрах является минимальным и постоянным. Если система не находится в стационарном состоянии, оно будет изменяться, пока скорость производства энтропии не станет минимальной. ΔiS/Δt > 0 → min ● Экзергонические реакции - химические реакции, протекающие без притока энергии извне. При их протекании происходит уменьшение энергии Гиббса (ΔG<0), совершается работа. ПРИМЕРЫ: процессы катаболизма — гликолиз, липолиз, протеолиз, окисление жирных кислот. ● Эндергонические реакции - реакции, для протекания которых необходим приток энергии извне. При их протекании энергия Гиббса возрастает (ΔG>0), совершается работа. ПРИМЕРЫ: анаболические процессы – биосинтез белка, глюконеогенез, синтез жирных кислот, синтез АТФ. Сопряженные реакции – реакции, в которых протекание одной реакции обусловлено протеканием другой, невозможной в отсутствии первой. 3, Осмос и осмотическое давление. Осмос- переход растворителя через полупроницаемую мембрану из менее концентрированного раствора в более концентрированный. Осмотическое давление-давление, которое необходимо приложить к раствору для предотвращения проникновения в него растворителя. Осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, численно равный объему раствора. (Закон Вант-Гоффа). Росм= CмRT уравнение Вант-Гоффа Чтобы рассчитать осмотическое давление электролитов Вант-Гофф ввел і – изотонический коэффициент Для электролитов і > 1, неэлектролитов і = 1. Для растворов электролитов: Росм= iCmRT Билет 8 1, Эквивалент - реальная или условная частица, которая способна принять, отдать или как-то иначе соответствовать одному иону водорода в обменных реакциях и одному электрону в окислительно- восстановительных реакциях Фактор эквивалентности (f) – число, показывающее, какую долю от реальной частицы составляет эквивалент. Не может быть больше единицы. Массы реагирующих между собой веществ, а также массы продуктов реакции пропорциональны молярным массам химических эквивалентов этих веществ. m(A) / m(B) = Mэкв(А)/ Mэкв(В) Если одно из веществ является газообразным, то: m(A)/V(B) = Mэкв(А)/ Vэкв(B) 2, Обратимые реакции - реакции, протекающие при заданных условиях одновременно как в прямом, так и обратном направлении. Они приводят систему в состояние химического равновесия. Необратимые реакции – реакции, в которых можно пренебречь скоростью обратного процесса по сравнению со скоростью прямого процесса. Характерные признаки необратимости: образование осадка, газа или слабого электролита. Типы термодинамических систем: 1) Изолированные- термодинамические системы, которые не обмениваются с окр.средой ни веществом(m), ни энергией (Е),то естъ Е=const, m= const. 2) Закрытые - термодинамические системы, которые обмениваются с окр.средой энергией,но не обмениваются веществом, то естъ Е≠сonst, m= const. 3) Открытые - термодинамические системы, которые обмениваются с окр.средой энергией(Е) и веществом(m), то естъ Е≠сonst, m≠ const. 3, Электролиты-вещества, проводящие электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии. Являются проводниками второго рода. Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией или ионизацией. Теория электролитической диссоциации(Аррениус) 1) Электролиты при растворении в воде распадаются на ионы 2) Ионы находятся в постоянном хаотическом движении, что и обуславливает тепловое движение. 3) Под действием постоянного электрического тока ионы приобретают направленное движение. Положительные ионы к катоду, отрицательные к аноду. 4) Диссоциация является обратимым процессом Сильные электролиты – в растворе вещество полностью или почти полностью диссоциирует на ионы. Слабые электролиты – в растворе вещество диссоциирует частично, некоторая его часть находится в виде молекул. Диссоциация обратимый процесс, помимо степени диссоциации характеризуется константой ионизации. Она зависит от природы вещества и растворителя, и температуры, но не зависит от концентрации. Константа ионизации при постоянной температуре остается неизменной при различных концентрациях и является постоянным(табличным значением) Ки=[A-]*[B+]/[AB] Закон разбавления Оствальда Если а→0, то Ки=Са2 а=√Ки/С, где С-концентрация слабого электролита, а-степень ионизации Билет 9 1, Эквивалент - реальная или условная частица, которая способна принять, отдать или как-то иначе соответствовать одному иону водорода в обменных реакциях и одному электрону в окислительно- восстановительных реакциях Фактор эквивалентности (f) – число, показывающее, какую долю от реальной частицы составляет эквивалент. Не может быть больше единицы. Массы реагирующих между собой веществ, а также массы продуктов реакции пропорциональны молярным массам химических эквивалентов этих веществ. m(A) / m(B) = Mэкв(А)/ Mэкв(В) Если одно из веществ является газообразным, то: m(A)/V(B) = Mэкв(А)/ Vэкв(B) 2, Степень ионизации - отношение молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу растворенных молекул. Для слабых электролитов а<3%(слабые кислоты, большинство органических кислот, основания, за Диссоциация обратимый процесс, помимо степени диссоциации характеризуется константой ионизации. Она зависит от природы вещества и растворителя, и температуры, но не зависит от концентрации. Константа ионизации при постоянной температуре остается неизменной при различных концентрациях и является постоянным(табличным значением) Ки=[A-]*[B+]/[AB] Закон разбавления Оствальда Если а→0, то Ки=Са2 а=√Ки/С, где С-концентрация слабого электролита, а-степень ионизации Билет 10 2, З акон Гесса и его следствия применяют в научной диетологии. С его помощью оценивают калорийность пищевых продуктов. Коэффициентом калорийности называется тепловой эффект реакции сгорания одного грамма вещества, взятый с противоположным знаком. К= - ΔН 0 сгор(Х) Применение первого начала термодинамики к биосистемам(открытым термодин сист): - вся энергия, потраченная организмом, преобразуется в теплоту. -если человек не выполняет внешнюю работу, то уровень высвобождения организмом энергии можно определить по величине общего количества теплоты, выделенной телом - для составления правильных рационов питания 3, Теория растворов сильных электролитов Дебая-Хюккеля В растворах электролитов межионные взаимодействия зависят от общей концентрации всех ионов. Ионная сила-полусумма произведения концентрации каждого иона на квадрат его заряда. I=1/2(C1Z12+C2Z22+……+CnZn2) Исходя из ионной силы по уравнению Дебая-Хюккеля определяется коэффициент активности каждого из ионов. lgf=-0,5*Z2*√I ионная сила биологических сред =0,15 В растворах сильных электролитов вместо рассчитанной концентрации ионов лучше использовать так называемую активную концентрацию ионов или активность (а) а=f*Cм Билет 11 1, Автопротолиз – обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой Н2О+H2O = (Н3О+) + (ОН-) Кw(H2O) - константа автопротолиза воды. Константа автопротолиза воды зависит от температуры. Kw = [H+] · [OH-] = 10^-14 Водородный показатель, рН – количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму активной концентрации ионов водорода: рН = –lg(Н+) рН= 7, среда нейтральная рН <7, среда кислая рН>7, среда щелочная. рОН – количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму активной концентрации ионов ОН: рОН = – lg[OH–] 2, Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций взаимодействующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10*C скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза коэффициент Вант-Гоффа, температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз увеличится скорость реакции с повышением температуры на 10*C. Катализ - явление изменения скорости химической реакции под воздействием катализаторов. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называют каталитическими. Если от добавления катализатора к реагирующей смеси скорость реакции увеличивается, катализ называют положительным, если же реакция замедляется, то катализ называют отрицательными, а катализатор ингибитором. Гомогенный – реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему- газовую или жидкую Например 2NO + O2 = 2NO2 NO2 + SO2 = SO3 + NO Гетерогенный катализ происходит в том случае, когда реагирующие вещества и катализатор образуют различные фазы химической системы. Реакция протекает на поверхности раздела, поэтому активность твердого катализатора зависит от свойств его поверхности. В живых организмах роль катализаторов биохимических реакций выполняют ферменты, они характеризуются свойствами, которые отличают их от катализаторов: высокая специфичность, избирательность, эффективность и чувствительность. Катализаторы уменьшают энергию активации. 3. Осмос- переход растворителя через полупроницаемую мембрану из менее концентрированного раствора в более концентрированный. Осмотическое давление-давление, которое необходимо приложить к раствору для предотвращения проникновения в него растворителя. Осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, численно равный объему раствора. (Закон Вант-Гоффа). Росм= CмRT уравнение Вант-Гоффа Чтобы рассчитать осмотическое давление электролитов Вант-Гофф ввел і – изотонический коэффициент Для электролитов і > 1, неэлектролитов і = 1. Для растворов электролитов: Росм= iCmRT Растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление, называются изотоническими. Если два раствора имеют различное осмотическое давление, то раствор с большим давлением- гипертонический, а с меньшим-гипотонический. Билет 12 1, Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Этот метод называют объемным в связи с тем, что наиболее распространенным в практике способом количественных определений является точное измерение объема раствора известной концентрации, израсходованного на реакцию с определённым объемом анализируемого раствора. Титрованные растворы принято подразделять на первичные и вторичные стандарты. К первичным относятся растворы, приготовленные из определённой массы (навески) вещества. Требования для первичного стандарта: - имеет хорошо известный состав, точно отвечающий химической формуле - устойчиво при хранении - легко растворяется в воде - обладает большой молярной массой Вторичные стандарты – вещества, не отвечающие указанным требованиям. 2, Стационарное состояние для живого организма характеризуется постоянством его термодинамических величин и неизменностью во времени скоростей поступления и удаления веществ и энергии. Биологическое развитие организма возможно только в системе, находящейся в стационарном состоянии. ● Изолированные системы стремятся к состоянию внутреннего равновесия, и, при учёте того, что ΔU=0, ΔV=0 , условием их равновесия будет, на основании первого и второго начал термодинамики, ΔS ≥ 0, где знак неравенства соответствует процессу выравнивания энтропии, а равенства – равновесному состоянию системы. ● Для равновесия в закрытых системах с постоянным химическим составом необходимо соблюдение трёх условий: 1) Суммарная энергия Гиббса минимальна; 2) Для каждого вещества системы количество молей остаётся постоянным: 3) Суммарный заряд системы равен нулю 3, Изоосмия (электролитный гомеостаз) – постоянство осмотического давления. Осмолярность – суммарное молярное количество всех кинетически активных, т.е. способных к самостоятельному движению, частиц, содержащихся в 1 литре раствора, независимо от их формы, размера и природы. Осмоляльность-это количество молей вещества, растворенного в 1 кг растворителя. Онкотическое давление – часть осмотического давления, создаваемое белками (в основном, альбуминами), удерживает жидкость в сосудистом русле Онкотическое давление крови равно 0,03–0,04 атмосфер, сыворотки крови 25–30 мм рт. ст. Билет 13 1, Мольная доля-отношение количества растворенного вещества к суммарному количеству веществ, содержащихся в растворе. Массовая доля-отношение массы вещества к общей массе раствора. Объемная доля-отношение объема растворенного вещества к объему раствора. Молярная концентрация (C M )-отношение количества растворенного вещества к объему раствора. Показывает количество растворенного вещества в молях, содержащееся в 1 литре раствора. Размерность моль/л. Моляльная концентрация (С м )-отношение количества растворенного вещества к массе растворителя в килограммах. Показывает сколько моль растворенного вещества содержится в одном килограмме растворителя. Размерность моль/кг. ; ; Титр-отношение массы растворенного вещества (m) к объему раствора в см 3 . Показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 1 см 3 раствора. Размерность г/ см 3 2, характеристика основных термодинамические функции Внутренняя энергия – функция состояния, превращение которой равно теплоте, полученной системой в изохорном процессе. Энтальпия (∆H) – это термодинамическая функция, характеризующая энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях. Энтальпия – мера теплосодержания, поглощаемой в изобарном процессе. Q= -ΔH. Энтропия – функция состояния, приращение которой (ΔS) равно теплоте (Qmin), подведенной к системе в обратимом изотермической процессе, делимой на абсолютную температуру (T), при которой осуществляется процесс: ΔS = Qmin/T (Дж/К) Энергия Гиббса - это величина, изменение которой в ходе химической реакции равно изменению внутренней энергии системы. 3, В медицинской практике часто используют гипертонические повязки, которые вводят в гнойные раны, чтобы она очистилась от гноя, микроорганизмов и продуктов распада. Билет 14 1, Молярная масса эквивалента – это, масса одного моль эквивалента вещества, выраженная в граммах. Mэ = Мf (f – фактор эквивалентности) Mэ кислоты = Mкислоты / реальная основность кислоты Mэ основания = Mоснования / реальная кислотность основания Осмолярность – суммарное молярное количество всех кинетически активных, т.е. способных к самостоятельному движению, частиц, содержащихся в 1 литре раствора, независимо от их формы, размера и природы. Осмоляльность-это количество молей вещества, растворенного в 1 кг растворителя. 2, Изолированные- термодинамические системы, которые не обмениваются с окр.средой ни веществом(m), ни энергией (Е),то естъ Е=const, m= const. Закрытые - термодинамические системы, которые обмениваются с окр.средой энергией,но не обмениваются веществом, то естъ Е≠сonst, m= const. Открытые - термодинамические системы, которые обмениваются с окр.средой энергией(Е) и веществом(m), то естъ Е≠сonst, m≠ const. 3, Изоосмия (электролитный гомеостаз) – постоянство осмотического давления. Плазмолиз(распад), отделение протопласта от клеточной стенки в гипертоническом растворе Цитолиз— процесс разрушения клеток эукариот, выражающийся в виде их полного или частичного растворения под действием лизосомальных ферментов. |