Вопросы и ответы по устному модулю по химии. Задание 1 1 Периодический закон Д. И. Менделеева, его современная формулировка. 2 Структура периодический системы с точки зрения строения атома.

Название	Задание 1 1 Периодический закон Д. И. Менделеева, его современная формулировка. 2 Структура периодический системы с точки зрения строения атома.
Анкор	Вопросы и ответы по устному модулю по химии.docx
Дата	25.02.2017
Размер	138.97 Kb.
Формат файла
Имя файла	Вопросы и ответы по устному модулю по химии.docx
Тип	Закон #3118
страница	3 из 6

1 2 3 4 5 6

Диссоциация – растворение, распад.

Константа диссоциации – вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать обратимым образом на частицы.

Степень диссоциации – величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных системах.

Закон разбавления Освальда – соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводимости разбавленного раствора бинарного слабого эквивалента от концентрации раствора.

$\mathrm {k = \frac{c \lambda^2}{\lambda_\mathcal{1} (\lambda_\mathcal{1} - \lambda)}}$

Теории кислот и оснований (Аренниуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса)

Теория Аррениуса-Оствальда:

На основе представлений о степени и константе диссоциации было закреплено деление электролитов на сильные и слабые, введено понятие водородного показателя.

Применимость теории ограничивается водными растворами. Она не позволяет объяснить наличие основных свойств аммиака, фосфина и других соединений, не содержащих гидроксогрупп.

Теория Бренстеда-Лоури:

Согласно теории, кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы).

Теория Льюиса:

Кислота Льюиса – молекула или ион, имеющие вакантные электронные орбитали, вследствие чего они способны принимать электронные пары.

Основание Льюиса – молекула или ион, способные быть донором электронных пар.

Задание 10

Диссоциация воды, ионное произведение воды. рН растворов. Водно-электролитный баланс в организме человека. рН биологических жидкостей.

Диссоциация воды – разложение воды на составляющие химические элементы, иногда происходящая с созданием новых элементов, изначально в разлагаемом растворе не содержащихся, или содержащихся до начала разложения в меньшем количестве, чем после завершения процесса диссоциации.

Ионное произведение воды – произведение концентраций ионов водорода и ионов гидроксида в воде или в водных растворах.

РН растворов. Водородный показатель РН – мера активности ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму, активности водородных ионов, выражаемых в молях на один литр.

Водно-электролитный баланс в организме человека

Водно-солевой обмен – совокупность процессов поступления воды и солей (электролитов) в организм, их всасывания, распределения во внутренних средах и выделения.

Системы регуляции водно-солевого обмена обеспечивает поддержание общей концентрации электролитов и ионного состава внутриклеточной и внеклеточной жидкости на одном и том же уровне.

Содержание натрия в организме регулируется в основном почками под контролем ЦНС через специфические натриорецепторы реагирующие на изменение содержания натрия в жидкостях тела.

Общеизвестно, что организму человека, для оптимального здоровья, необходимо поддерживать щелочное состояние, желаемый уровень которого соответствует Ph, равному 7,4.

На шкале Рн цифра «7» соответствует нейтральной среде и обозначает оптимум. Таким образом, при Рн, равном 7,4, внутренняя среда клетки в своем естественном, слабо щелочном состоянии, которое лучше всего подходят ферментам, которые функционируют внутри клетки: при таком Рн они достигают максимальной эффективности.

Достаточный поток воды, проходящий через клетку, поддерживает ее в щелочном состоянии и обеспечивает ее здоровье.

Если показатель Рн воды понижен, то такая вода обладает высокой коррозионной активностью.

При Рн более 11, вода может нанести вред организму человека: вызвать раздражение слизистой оболочки глаз и кожи, такая вода имеет повышенную мылкость и характерный неприятный запах. Именно поэтому для питьевой и хозяйственна-бытовой воды оптимальным считается уровень Рн в диапазоне от 6 до 9.

Поскольку показатель кислотно-щелочного равновесия воды, оказывает прямое влияние качественной характеристике воды (привкус и внешний вид), а также на здоровье человека, то на всех стадиях водоочистки необходим строгий контроль Рн.

Задание 11

Буферные растворы, классификация буферных растворов. Механизм буферного действия. рН буферных растворов. Уравнение Хендериксона - Хоссельбаха для буферных растворов кислотного и основного типов.

Буферные растворы – растворы, способные оставлять неизменным значение Рн при добавлении небольшого количества сильных кислот или сильных оснований.

В качестве буферных смесей могут быть использованы системы:

слабая кислота и её соль с сильным основанием, например, ацетатный буфер СН₃СООН + CH₃COONa $\mathsf{ch_3cooh \rightleftarrows ch_3coo^- + h^+}$
слабое основание и его соль с сильной кислотой, например, аммиачный буфер NH₄OH + NH₄Cl $\mathsf{nh_4oh \rightleftarrows nh_4^+ + oh^-}$
кислая соль и средняя соль слабой кислоты с сильным основанием, например, карбонатный буфер Na₂CO₃ + NaHCO₃ $\mathsf{hco_3^- \rightarrow co_3^{2-} + h^+}$

Буферная система представляет собой смесь слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием (например, уксусной кислоты СН₃СООН и ацетата натрия CH₃COONa), или смесь слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой (например, смесь гидроокиси аммония NH₄OH и хлористого аммония NH₄Cl). Величина рН буферного раствора зависит от величины константы диссоциации слабой кислоты или слабого основания и от соотношения концентраций компонентов, образующих буферную систему.
Буферные системы играют большую роль в сохранении постоянства рН в жидкостях и тканях организма.

Из уравнения Гендерсона-Гассельбахаследует ряд важных выводов:

рн буферных растворов зависит от отрицательности десятичного логарифма константы диссоциации слабой кислоты pKa или основания pKв и от отношения концентраций кислотно-основной пары, но практически не зависит от разбавления раствора.
Значения pKa любой кислоты и рКв любого основания можно вычислить по измеренному рН раствора, если известны молярные концентрации компонентов.
Уравнение Гендерсона-Гассельбаха позволяет рассчитать рН буферного раствора, если известны значения рКа (рКв) и молярные концентрации компонентов.
Уравнение можно использовать для определения отношения компонентов буфера, чтобы приготовить раствор с заданным значением рН.

СпособностьбуферныхрастворовсохранятьрНограничена. Прибавлять кислоту и щелочь, существенно не меняярН буферного раствора, можнолишь в небольшихколичествах.

Задание 12

Буферная емкость. Буферные системы в организме человека, их роль в поддержании гомеостаза рН. Буферные системы крови.

Буферная емкость – количество молей эквивалента сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к одному литру буферного раствора, чтобы изменить значение его Рн на единицу. Измеряется количеством моль эквивалента кислоты или основания, добавление которого к 1л буферного раствора рН на единицу.

Буферная емкость является количественной мерой буферного действия раствора. Буферный раствор имеет максимальную буферную емкость при pH = pK кислоты или основания, образующей смесь при соотношении ее компонентов, равном единице. Чем выше исходная концентрация буферной смеси, тем выше ее буферная емкость. Буферная емкость зависит от состава буферного раствора, концентрации и соотношения компонентов.

Нужно уметь правильно выбрать буферную систему. Выбор определяется необходимым интервалом pH. Зона буферного действия определяется силовым показателем кислоты (основания) ±1 ед.

При выборе буферной смеси необходимо учитывать химическую природу ее компонентов, так как вещества раствора, к которым добавляется буферная система, могут образовывать нерастворимые соединения, взаимодействовать с компонентами буферной системы.

Буферные растворы имеют большое значение для протекания реакций в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН (химический гомеостаз) поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор, формиатный буферный раствор и др.).

Буферная система представляет собой смесь слабой кислоты и ее соли, образованной сильным основанием (например, уксусной кислоты СН₃СООН и ацетата натрия CH₃COONa), или смесь слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой (например, смесь гидроокиси аммония NH₄OH и хлористого аммония NH₄Cl). Величина рН буферного раствора зависит от величины константы диссоциации слабой кислоты или слабого основания и от соотношения концентраций компонентов, образующих буферную систему.
Буферные системы играют большую роль в сохранении постоянства рН в жидкостях и тканях организма.

Кровь содержит 4 основные буферные системы.

1. Гидрокарбонатная. На ее долю приходится 50% емкости. Она работает главным образом в плазме и играет центральную роль в транспорте СО₂.

2. Белковая. На ее долю приходится 7% емкости.

3. Гемоглобиновая, на нее приходится 35% емкости. Она представлена гемоглобином и оксигемоглобином.

4. Гидрофосфатная буферная система - 5% емкости. Гидрокарбонатная и гемоглобиновая буферные системы выполняют центральную и чрезвычайно важную роль в транспорте СО₂ и установлении pH. В плазме крови pH 7,4. СО₂ - продукт клеточного метаболизма, выделяющийся в кровь. Диффундирует через мембрану в эритроциты, где реагирует с водой с образованием Н₂СО₃. Соотношение устанавливается равным 7, и pH будет 7,25.

Основания также связываются буферным раствором крови и выделяются с мочой, главным образом в виде одно- и двузамещенных фосфатов.

В клиниках всегда определяют резервную щелочность крови.

Задание 13

Основные понятия термодинамики: термодинамическая система, термодинамические параметры, функции состояния. Классификация термодинамических систем. Понятие о внутренней энергии и энтальгии. Первый закон термодинамики. Классификация термодинамических процессов.

Термодинамика – наука, изучающая все виды энергии и процессы их взаимных превращений. Объект изучения – термодинамическая система.

Термодинамическая система – тело или группа тел, выбранных для изучения термодинамическими методами. Все тела, не входящие в термодинамическую систему, называют окружающей средой.

Поверхность раздела – реальная или воображаемая поверхность, отделяющая систему от окружающей среды.

Термодинамическими величинами называют физические величины, используемые для описания состояний и процессов в термодинамических системах. Термодинамика рассматривает эти величины как некоторые макроскопические параметры, присущие системе или процессу в системе, но не связывает их со свойствами системы на микроскопическом уровне рассмотрения.

Фу́нкциясостоя́ния — функция, определяющая состояние системы:

Термодинамическая функция состояния.
Волновая функция в квантовой механике.

Классификация термодинамических систем:

По числу фаз (гомогенные (1 фаза): H₂O; гетерогенные (несколько фаз): все живые организмы).
По возможности обмена с окружающей средой теплом и энергией (открытые (обмен массой и энергией): все живые организмы; закрытые (обмен энергией): запаянная ампула; изолированные (-): термос, сосуд Дюара.

Классификация ТД процессов: изотермический (температура – константа), изобарный (давление), изохорный (объем).

Внутренняя энергия – энергия системы, представляющая собой сумму всех энергий внутри и межмолекулярных взаимодействий. Она не включает кинетическую и потенциальную энергии.

Энтальпи́я — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

Первое начало термодинамики — один из трёх основных законов термодинамики, представляет собой закон сохранения энергии для термодинамических систем.

Формулировка. Энергия не исчезает, а может быть преобразована из одной формы – другой.

$\delta u = q - a + \mu\delta n + a\'$ .

Основной работой, совершенной системой – работа расширения (работа против внешнего мира).

Задание 14

Тепловые эффекты химических реакций. Первый закон Гесса и следствия из него. Термодинамические расчеты для энергетической характеристики биохимических процессов и оценки калорийности продуктов питания.

Термохимия изучает тепло ТД реакции.

СТО – теплота образования одного моля вещества в стандартных условиях из простых веществ.

СТЗ – теплота сгорания одного моль вещества при стандартных условиях, ведущих к образованию высших оксидов.

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов. Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q_v(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q_p( изобарный процесс).В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Различают такие типы тепловых эффектов:

- Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

- Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

- Стандартная энтальпия сгорания

- Стандартная энтальпия растворения

- Стандартная энтальпия нейтрализации

Закон Гесса – основной закон термохимии, который формируется следующим образом. Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания. Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий. Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.

Принципиально термодинамический расчет химических реакций можно проводить двумя путями. Конкретные термодинамические расчеты химических реакций требуют, естественно, знания в явном виде соответствующих термодинамических функций. Для большинства индивидуальных веществ термодинамические функции имеются в виде таблиц. Здесь не будут поясняться методы, используемые для их определения. Ограничимся поэтому только некоторыми общими замечаниями.

Изучение изменений внутренней энергии при химических превращениях имеет большое значение для развития теоретических основ химии, так как является одним из основных путей для изучения энергии отдельных химических связей в молекуле и количественного познания прочности этих связей и реакционной способности молекул. Кроме того, изменения внутренней энергии при реакции являются необходимыми исходными величинами для термодинамических расчетов химических реакций, имеющих большое значение для химических исследований и в химико-технологической практике.

Задание 15

Второй закон термодинамики. Понятие энтропии. Энтропия как мера неупорядоченности вселенной. Термодинамические потенциалы. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца. Критерии направленности процессов.

Второе начало термодинамики — физический принцип, накладывающий ограничение на направление процессов, которые могут происходить в термодинамических системах.

Второе начало термодинамики запрещает так называемые вечные двигатели второго рода, показывая, что коэффициент полезного действия не может равняться единице, поскольку для кругового процесса температура холодильника не может равняться абсолютному нулю (невозможно построить замкнутый цикл, проходящий через точку с нулевой температурой). Второе начало термодинамики является постулатом, не доказываемым в рамках классической термодинамики. Оно было создано на основе обобщения опытных фактов и получило многочисленные экспериментальные подтверждения.

1 2 3 4 5 6