Химическая термодинамика
1. Химическая термодинамика- изучает законы, которые управляют энергетическим эффектом химических и биохимических реакций (выделение или поглощение тепла, света, электричества, совершения работы). Изучает переход энергии из одной формы от одной части системы к др. Изучает возможность и направление протекания произвольных процессов.
2. Термодинамическая система- произвольно выбранная часть пространства, заполненная одним или совокупностью веществ, между которыми возникают тепло -и массообмен и отделен от окружающей среды реальной или воображаемой границей раздела.
Физические величины, которые характеризуют состояние системы, называется термодинамическими параметрами (V, m системы или компонента, C компонента , t, p).
Термодинамические функции состояния -энергетические характеристики, которые зависят от термодинамических параметров, характеризующих состояние системы, и не зависят от способа достижения данного состояния(внутренняя энергия, энтальпия, энтропия)
3. Системы:
изолированные(система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией) – абсолютно изолированных систем не существует, но к ним стремится термосы, калориметры, Вселенная.
закрытые(системы обмениваются с окружающей средой энергией, а веществом нет) – закрытая горячая колба.
открытые(системы обмен с окружающей средой и веществом и энергией) – открытая колба, живые организмы.
гомогенные(системы из компонентов в одном и том же агрегатном состоянии, не имеют поверхности раздела. Части такой системы не отличаются друг от друга по свойствам во всех точках(водные растворы кислот, щелочей, солей, плазма, вода в колбе).
гетерогенные(системы из нескольких компонентов в разном агрегатном состоянии и с границей раздела)(вода и толуол, кровь, молоко).
5. Фаза- физически гомогенная часть гетерогенной системы, характеризующаяся одинаковыми химическими свойствами, которую можно отделить механическим путем.
Гомогенные- однофазные(вода, спирт).
Гетерогенные- многофазные(графит, масло).
Например, молоко: (3 фазы):
водная, в которых растворены соли, белки, углеводы.
капельки жидких жиров(жировая фаза).
мельчайшие частицы твердых жиров.
6. Термодинамические параметры системы:
объем системы
масса системы
масса или концентрация компонентов
температура
давление
Функции состояния – энергетические характеристики, которые зависят от термодинамических параметров, характеризует состояние и не зависит от способа достижения данного состояния системы
внутренняя энергия системы
энтальпия
энтропия
7. Внутренняя энергия системы– энергия, которой обладают атомы и молекулы и освобождающаяся при химических или физических процессах
8.Виды обмена энергии системы с окружающей средой
1)работа – упорядоченная форма передачи энергии, сопровождающаяся переносом частиц вещества в определенном направлении.
2)теплообмен – неупорядоченная форма передачи энергии, происходит в результате хаотичного теплового движения мол-л, не сопровождается переносом вещества.
9.Работа – упорядоченная форма передачи энергии, сопровождающаяся переносом частиц вещества в определенном направлении А=р∆V
10. Экзотермические – химические реакции при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю систему выделяется теплота.
Эндотермические – реакции в результате которых энтальпия возрастает и система поглощает теплоту из вне.
Изохорные – изменение состояния системы происходит при постоянном объеме.
Изобарные – постоянное давление.
Изотермические – постоянная температура.
11. Первый закон термодинамики – разные формы энергии не исчезают и не возникают из ничего, а переходят друг в друга в строго эквивалентном соотношении.
Для изолированных систем общий запас внутренней энергии остается постоянным ∆Е=0
Для закрытой системы: энергия, полученная системой в форме теплоты, расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение работы Q=∆E+A
12. Термохимические уравнения – уравнения для которых указывается соответствующая этим реакциям энергия Гиббса
13. Энтальпия(Н) – функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе. Энергия, которой обладает система, находящаяся при постоянном давлении занимающая определенный объем.
14. Энтальпия образования- энтальпия реакции образования одного моль вещества, заданных исходных веществв.
Стандартная энтальпия для сложного вещества- изменение энтальпии системы, сопровождающееся образов 1 моль вещества из простых веществ при стандартных условиях
15. Закон Гесса- суммарный тепловой эффект реакции (дельта Н реакцции) не зависят от промежуточных состояний и путей перехода, а зависит от начального и конечного состояния системы.
Практическое значение закона состоит в том, что он позволят рассчитывать тепловые эффекты различных процессов.
16. Следствия из закона Гесса
1)тепловой эффект реакции = разности сумм продуктов теплообразования реакции и сумме продуктов теплообразования исходных веществ с учетом кол-ва молей в реакции.
∆Но298= ∑Но298 - ∑Но298
2)тепловой эффект реакции = разности суммы продуктов сгорания исходных веществ и суммы продуктов сгорания реакции с учетом кол-ва молей
∆Но298= ∑Но298 - ∑Но298
3)тепловой эффект образования вещества = тепловому эффекту разложения с обратным знаком.
∆Но298 = -∆Но298
4 )если протекают 2 реакции, приводящие из одних начальных состояний к разным конечным, то разница тепловых эффектов будет = тепловому эффекту перехода одного конечного состояния в др.
5)если протекают 2 реакции из разных начальных состояний приводящих к одинаковому конечному , то разница тепловых эффектов этих реакций будет = тепловому эффекту перехода одного начального состояния в др.
17. Белки и углеводы: 17кДж = 4 ккал
Жиры: 38кДж = 9ккал
18. Применение:
1) живой организм – открытая система
2) энергия не продуцируется организмом, а выделяется при окислении питательных веществ
3) энергия пищи накапливается в организме постепенно в виде макроэргических связей, а не в виде теплоты
4)по мере необходимости энергия макроэргических связей расходуется на совершение всех видов работ
Виды работ:
1) сокращение мышечных волокон
2) активный перенос веществ через клеточные мембраны
3) химические работы по синтезу органических соединений, входящих в состав тканей организма
19.Обратимый процесс (то есть равновесный) — термодинамический процесс, который может проходить как в прямом, так и в обратном направлении, проходя через одинаковые промежуточные состояния, причем система возвращается в исходное состояние без затрат энергии
Необратимым называется процесс, который нельзя провести в противоположном направлении через все те же самые промежуточные состояния, т.е невозможно после реакции получить исходные вещества в первоначальном состоянии без дополнительных затрат энергии
20. Энтропия– функция состояния системы, приращение которой = теплоте, подвод к системе в обрат изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру, при которой осуществляется этот процесс
∆S=Q/T Дж/моль*К
21. Энтропия – мера хаоса в системе
S=k*lnW
22. Изменение энтропии в состоянии равновесия = 0
Sг>Sж>Sаморф>Sкр
Энтропия более сложной молекулы > энтропии простой
Сумма энтропии мономеров > энтропии полимеров
23. В реакции процессов полимеризации энтропии уменьшается, в результате процессов дезагрегации происходит увеличение энтропии.
24. Изменение энтропии зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от путей перехода(дельта S=S2-S1).
25.Возможные формулировки 2 закона термодинамики
1) Любая изолированная система предоставленная самой себе изменяется в направлении состояния, обладающего максимальной вероятностью
2) Энтропия изолированной системы возрастает в необратимом процессе и остается неизменной в обратимом (она никогда не убывает)
3) Самопроизвольные процессы идут в направлении от менее вероятного к более вероятному состоянию системы
4) Теплота не может самопроизвольно передаваться от холодного тела к горячему
26. Энтропия является критерием осуществимости химической реакции в изолированной системе. Больше 0(необратимые реакции), равно 0(обратимые ,системы в равновесии), меньше 0(химические реакции невозможны).
27. Энергия Гиббса – критерий возможности протекания реакций в закрытых и открытых системах (изобарно-изотермический потенциал).
∆G=∆H-T∆S
В закрытых и открытых системах:
Если ∆G<0,то реакция протекает в прямом направлении(р-ция возможна)
Если ∆G=0,то система в равновесии.
Если ∆G>0,то реакция невозможна в прямом направлении.
28. Энергия Гиббса показывает, что осуществление химических реакций возможно только за счет 2-х факторов: (движущие силы процесса) ∆G=∆Н-Т∆S:
Энтальпийного и Энтропийного факторов.
Стремление системы к минимальному содержанию внутренней энергии(к снижению энтальпии) – энтальпийный фактор.
Стремление системы к увеличению энтропии – энтропийный фактор.
29. Энергия Гиббса химической реакции = разности сумм энергий Гиббса продуктов реакции и сумм энергий Гиббса исходных веществ.
∆Go298 реакции = ∑∆Go298 (образ продууктов) - ∑∆Gо298(образование исходных веществ при стандартных условиях)
30. Особенности термодинамики живых организмов
1) Организм обменивается с внешней средой как массой, так и энергией
2) Все системы живого организма гетерогенны и многофазны
3) Процессы в живых системах в конечном итоге необратимы
4) Живые системы находятся не в равновесном состоянии, а в стационарном
31. ∆S живого организма происходит:
1) в процессе усвоения пищи
2) в процессе выведения продуктов окисления
3) в процессе синтеза высокомолекулярных веществ
4) в период эмбриогенеза и старения, инфекций и злокачественных заболеваний
32. Экзэргонические – реакции при протекании кот происходит уменьшение энергии Гиббса системы и самой системой совершается работа
Эндэргонические – реакции в результате которых энергия Гиббса возрастает и над системой совершается работа
33. Обратимые химические реакции – реакции, протекающие одновременно в 2х противоположных направлениях (прямом и обратном)
Химическое равновесие – состояние химической системы, в которой обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой
34. Скорость прямой химической реакции во времени уменьшается, т.к уменьшается концентрация исходных веществ, а скорость обратной – увеличивается, т.к увеличивается концентрация полученных веществ
35. Обратимые реакции протекают практически до конца, если образуется газ, осадок, слабый электролит.
36. Константа химического равновесия – величина, определяющая соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия. Она не зависит от концентрации, но зависит от природы и температуры
37. ∆G=RTlnПс/Кс
С помощью уравнения изотермы можно рассчитать энергию Гиббса реакции при заданном значении Пс (стехиометрское соотношение концентр веществ), если известна константа равновесия реакции. И наоборот, если известна энергия Гиббса реакции при заданном Пс, т.е заданных концентрациях реагентов и продуктов можно рассчитать Кс – константа равновесия
38. Принцип Ле-Шателье
Если на систему, находящуюся в равновесии направить внешнее воздействие (температура, концентрация, давление), нарушить это равновесие, то в ней происходят изменения, уменьшающие это воздействие
Химическая кинетика
39. хим. кин-ка – это раздел физической химии, в котором изучается скорость химической р-ции и влияние наее различных факторов(конц-ии, t, P, Hh, катализаторов)
40. Гомогенные и гетерогенные хим. Реакции Р-ция является гомогенной, если реагирующие в-ва находятся в одной фазе, а если в разных фазах – гетерогенной Пр: Н2(г)+I2(г) =2НI(г) – гомогенная; Zn(т)+2HCl(р)=H2(г)+ZnCl2(р) – это гетерогенная
41.Средния скорость-это отношение уменьшения конц.исходного вещества или увел.конц. продукта к промежутку времени в течении которого идет данное изменение (скорость-велечина всегда положительная), а измен.конц. исхдных в-в может быть отриц, т.к. уменьшается.Истинная скорость-бесконечно малое измен. конц. в-в за бесконечно малый промежуток времени. V=± dC/dt
Мат.выраж. для гомогенной р-цииV= ∆C/∆t моль/ л*сек.
42. Изменение скорости необратимой реакции во времени
Скорость необратимой химической реакции – это изменение количества вещества какого-либо участника реакции в единицу времени в единице реакционного пространства.
Скорость обратимой химической реакции равна разности скоростей прямой и обратной реакций. После достижения равновесия она, очевидно, равна нулю.
43. Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называют гетерогенными. Гетерогенными сист. Явл. Смеси твердых в-в, газ+ТВ. В-в, жидкость +ТВ. В-в.Гетерогенные процессы широко распространены в природе и часто используются на практике. Примерами могут служить процессы растворения, кристаллизации, испарения, горение твердого топлива, окисления металлов, реакции, идущие на поверхности твердых катализаторов.
S(ТВ)+О2(Г)=SO2(Г) Особенности гетерогенных систем: Zn(тв)+ 2 HCl = ZnCl2 + H2
V= ± ∆C/(∆t*S)S- площадь поверхности взаимодействия. Ед. изм-я – моль/м^2*c
44.Факторы, влияющ.наск.хим.реакции Изменение концентрации реагентов, температуры, давления, величина энергии активации, площадь повер-тиреагир. в-в, катализатор
45.Закономерности протекающих реакций опр.по закону действующих масс. Скорость хим. реакций по закону пропорционально произведению конц.реагир.в-в, взятых в степени равной стехиометрическому коэффициенту
аА + вВ = сС+ dD
V(скорость) =k [H]*[B]
46.Константа скорости р-ции, её физ.смысл. От каких факторов зависит константа скорости р-ции?
Константа скорости (k) – коэффициент, не зависящий от концентрации реагирующих в-в. Она зависит от температуры, агрег. состояния, но не зависит от концентрации. Если [A]=[B]= 1 МОЛЬ/Л –>V=kN2+3H2 ->2NH3
47. Зависимость скорости гетерогенной химической реакции от поверхностной концентрации веществ в реакции определяется законом действующих масс. Так, реакция горения угля протекает тем быстрее, чем интенсивнее подается к углю кислород. В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости. Например, для гетерогенной реакции горения угляС(к) + О2(г)= СО2(г)кинетическое выражение уравнения скорости реакции по закону действующих масс запишется так k – константаскорости реакции;кон.-яО2–поверхностная концентрация кислорода, моль/м2 .
48.Р-ции простые и сложные, примеры.Понятие о лимитирующей стадии Р-цияназыв.простой, если продукт образуется в результате непосредственного взаимодействия молекул(частиц) реагентов (Пр: AgNO3(р)+NaCl(р)=AgCl(т)+NaNO3(р))
Р-цияназыв.сложной, если конечный продукт получается в результате осуществления 2х и более простых реакций(элементарных актов) с образованием промежуточных продуктов. Все биохимические реакции сложные(Пр:окисление глюкозы дикислородом в процессе клеточного дыхания)
Лимит.стадия – самая медленная стадия в сложном процессе, и скорость ее протекания определяет скорость всего процесса
49.Молекулярность реакции-это число молекул участвующих в элементарном акте хим.взаимодействия.Виды:1)мономолекулярная(I2=I+I),2)
димлекулярная(2HI=H2+I2),
3)тримолекулярная(2NO+1H2=N2O+H2O)
50.Понятие о порядке реакции. Приведите примеры, когда молекулярность и порядок реакции совпадают и когда не совпадают
Если реакция протекает последовательно через несколько гомогенных или гетерогенных элементарных стадий, то суммарная скорость всего процесса определяется самой медленной его частью, а молекулярность заменяется порядком реакции – формальным показателем при концентрации реагирующих веществ. Поэтому весь процесс в целом лучше характеризует порядок реакции.
51. При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.Для реакции aA + bB → mM + nN математическое выражение закона действующих масс имеет вид:v = k • CAa • CBb,где v - скорость реакции; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции (при CA = CB = 1 моль/л k численно равна v); CA и CB - концентрации реагентов A и B; a и b - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.Константа скорости химической реакции k определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры, от присутствия катализатора,
но не зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции.
Закон действующих масс справедлив только для наиболее простых по своему механизму взаимодействий, протекающих в газах или в разбавленных растворах.
52.Уравнение кинетики р-ции первого порядка, его физический смысл
dc/dt=-k1c или А->В V=[A]^1
имеется возможность прогнозировать протекание реакции во времени
53.Время полупревращения-это велечинаопр.промежутком времени ,в течении которого начальне количество реагентов или его начальная концентрация уменьшается в ходе реакции в 2 раза,т.е на половину. t1⁄2= ln2/kk- конст-та равновесия
Для II порядка k= 1/Tlnc_(0-C)/c_(0-C)
54. Объясните влияние температуры на скорость биологических процессов
При повышении или уменьшении температуры ск.хим.р-ций существенно изменяется. С точки зрения закона действующих масс это изменение скорости обусловлено температурной зависимостью константы скорости. В интервале 273-320 К температурная зав-ть имеет нормальный хар-р. С увеличением температуры скорость возрастает, с уменьшение – падает.
55.Правило Вант – Гоффа. Повышение температуры ускоряет большинство химических реакций. Согласно эмпирическому правилу Вант-Гоффа при повышении температуры на 10 градусов скорость многих реакций увеличивается в 2 – 4 раза
v2/v1=γ(T2-T1)/10
56.Что называется температурным коэфф.скорости р-ции? Какие значения он может принимать?
Темпер.коэфф.ск.р-цииγ – коэфф., показывающий во сколько раз измен.ск.р-ции при изменении температ.на определенную величину(например дельтаТ)
Гамма=2/4?
57. Жизнь биологических объектов может существовать в пределах интервала температур от 173 до 373 К. для биологических процессов большое значение имеет не только известный уровень температуры, но и вполне определенный температурный интервал. Скорость химических процессов обычно увеличивается с ростом температуры, и это увеличение практически ничем не лимитируется, в то время как биологические процессы имеют температурные границы, за которыми наступает резкое уменьшение их скорости и даже полное прекращение - смерть. В известной степени тепло повышает жизнедеятельность и ускоряет жизненные процессы, благотворно влияя на рост и размножение организмов. Но если температура превысит определенный предел, эти процессы быстро подавляются. На биологической кривой можно установить три характерные точки: минимальная температура (около 273 К), оптимальная и максимальная. В интервале от минимума до максимума температур интенсивность биологического процесса растет, и здесь наблюдается подчинение правилу Вант-Гоффа. При дальнейшем повышении
58.Энергия активации, разность между значениями средней энергии частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе. Для различных химических реакций Э. а. изменяется в широких пределах — от нескольких до 10 дж./ моль. Для одной и той же химической реакции значение Э. а. зависит от вида функций распределения молекул по энергиям их поступательного движения и внутренним степеням свободы (электронным, колебательным, вращательным).
Чтобы произошла химическая реакция частицы реагентов должны столкнуться,но не всякое столкновение приводит к химической реакции,а только тех частиц,которые обладают энергией,достаточной для ее осуществления.Такие частицы называют активными.Неактивную частицу можно сделать активной,если сообщить ей необходимую дополнительную энергию,которая называется энергией активации. Один из способов активации молекул - повышение температуры: при этом число активных молекул возрастает в геометрической прогрессии,благодаря чему резко увеличивается скорость реакции. Скорость реакции непосредственно зависит от энергии активации.Если энергия активации мала,то реакция идет с большой скоростью(реакции между ионами идут практически мгновенно). Если энергия активации велика,то реакция
идет медленно.В этом случае для активизации применяют нагревание,облучение,катализаторы. Под действием катализаторов у частиц(молекул) реагентов ослабляются связи между атомами и они делаются более реакционно способными. В этом случае в присутствии катализатора требуется меньшая энергия активации и скорость реакции увеличивается.
Энергия активации – это минимальная энергия взаимодействующих частиц достаточ. для того, чтобы частицы вступили в хим. р-цию.. Она зависит от природы реагирующих в-в и пути протекания р-ции, но не зависит от t.
Источником энер-ии активации связана с конц.ур-я Аррениуса. k = A*e в степени- Еa/RT
59.энер-й профиль хим. р-ции
см.рис. который мы рисовали в классе.
60.Чем определяется величина энергии активации конкретной реакции? Влияние величины энергии активации на скорость р-ции
За величину энергии активации приближенно принимают превышение средней энергии активированного комплекса над средним уровнем энергии исходных веществ. Она зависит от природы реагирующих (исходных) веществ и характеризует изменение скорости реакции от температуры. Чем больше энергия активации,тем бы стрее увеличивается с ростом температуры скорость реакции.
61. уравнение Аррениуса устанавливает связь между энергией активации и скоростью протекания реакции:
где k — константа скорости реакции, R — универсальная газовая постоянная, T— температура в кельвинах,
e-основание ln.A- предэкспанцеальныйкоэфф-т, учитывающий частоту столкновения частиц
С повышением температуры растёт вероятность преодоления энергетического барьера
62.Экспериментальное определение Еа
А)Экспериментальное определение энергии активации химических реакций основано на измерении температурной зависимости х скорости. Затем из измерений скорости реакции при различных температурах рассчитывают значения константы скорости реакции при различных температурах и далее с помощью уравнения Аррениуса находят величину энергии активации
Б)Энергию активации можно найти по экспериментальным данным несколькими способами. Согласно одному из них, исследуют кинетику реакциипри нескольких температурах (о методах см. в ст. Скорость химической реакции) и строят график в координатах In k — 1/T; тангенс угла наклона прямой на этом графике, в соответствии с уравнением Аррениуса, равен Е. Для одностадийных обратимых реакций (см. Обратимые и необратимые реакции) энергию активации реакции в одном из направлений (прямом или обратном) можно вычислить, если известна энергия активации реакции в другом и температурная зависимость константы равновесия (из термодинамических данных). Для более точных расчетов следует учитывать зависимость энергии активации от температуры.
63. значение энергии активации для упорядоченного протекания химических процессов
64. Понятие об активированном (промежуточном) комплексе. Значение этого понятия для энергетическойхар-ки р-ции
На вершине активационоого барьера реагирующие частицы А и В образуют составную молекулу [A…B]≠, называемую активированным комплексом. Он существует весьма непродолжительное время порядка 10-12 – 10-13 и быстро распадается, образуя частицы продуктов [A…B]≠→С+D
Теория активированного комплекса позволяет связать кинетику химических реакций с термодинамическими характеристиками процесса активации (дельта Н и дельта S) и теоретически вывести закон действующих масс для скорости простых реакций
При участии катал-в уместно значение Ео, что увеличивает V р-ции и выход продуктов
65.При термических превращениях горючих ископаемых протекает ряд параллельных и последовательных реакций. Параллельными называют реакции, когда исходное вещество одновременно реагирует по двум или более направлениям. Так, например, термический крекинг н-бутана при пониженном давлении, при температуре 575оС протекает одновременно по трем параллельным реакциям: 1. Образование метана и пропилена; 2. Образование этана и этилена; 3. Образование бутилена и водорода.
Последовательной реакцией называется реакция, имеющая промежуточные стадии типа А → В → С. (перед получением конечного продукта проходят несколько стадий)Глубоко проведенный крекинг может рассматриваться как последовательная реакция, так как наряду с первичной реакцией, например газойль → бензин + газ будет протекать реакция: бензин → газ + продукты уплотнения. Характерной особенностью такой реакции является максимум на кривой – количество промежуточного продукта (в данном случае бензина) – время реакции.
Например: гидролиз сл. в-в
66.Понятие о сопряженных и цепных р-х. Примеры
Сопряженными называют такие 2 реакции, из которых одна вызывает протекание в системе другой реакции, не осуществимой в отсутствие первой, при этом обе р-ции имеют общий промежуточный продутк, который может быть либо кат-м или ингибиторм – это пример автокатализа.
Цепная реакция — реакция, в которой появление активной частицы вызывает большое число (цепь) последовательных превращений неактивных молекул или ядер.
67.Фотохимические реакции — хим.р-ции, которые инициируются воздействием ЭМ волн, в частности — светом. Пр: фотоос. в растениях, распад бромида серебра в светочувствительном слое фотопластинки, превращение молекул кислорода в озон в верхних слоях атмосферы
68. Катализ, катализатор, ингибитор, промоторы, каталитические яды
Ката́лиз— избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий. Ni, Au, AlCl3
Катализа́тор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции
Ингибитор— вещество, замедляющее или предотвращающее течение какой-либо химической реакции: коррозии металла, старения полимеров, окисления топлива и смазочных масел, пищевых жиров и др.
Промоторы, активаторы, вещества, добавление которых к катализатор увеличивает его активность, избирательность или устойчивость, напр- Сактив. FeCl3
Каталитические яды — вещества, вызывающие «отравление» катализатора, т. е. снижающие его каталитическую активность или полностью прекращающие каталитическое действие. Причина отравления заключается в адсорбции каталитического яда на поверхности катализатора. К числу наиболее распространенных каталитических ядов принадлежатН2О, СО, СО2, H2S, N, P, As, Sb и др. Кат.яды - это все соли ртути и кадмия
Например, гидрохинон — ингибитор окисления бензальдегида; соединения технеция — ингибитор коррозии сталей; дифенилкетон — ингибитор полимеризации стирола примеры ингибиторов
примеры катализаторов Реакции одного и того же типа могут протекать как с гомогенными, так и с гетерогенными катализаторами. Так, наряду с растворами кислот применяются имеющие кислотные свойства твёрдые Al2O3, TiO2, ThO2, алюмосиликаты, цеолиты. Гетерогенные катализаторы с основными свойствами: CaO, BaO, MgO
69. если реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах, катализ называется гетерогенным Пр: 3H2+N2=2NH3
Если реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, катализ называется гомогенным
Пр: 2H2O=2H2O+O2
70.Св-во катализат.не вызывать химич.р-цию, а только изменять скорость. В образов.р-циях ускоряют как прямую, так и обратную реакцию; не расходуются в ходе р-ции; подвержен каталитическим ядам, но способен к регенерации
71 АВТОКАТАЛИЗ — явление катализа химической реакции одним из ее продуктов. Например, проявление ускоряется металлическим серебром, которое образуется в результате того же проявления
Скорость автокаталитической реакции вначале возрастает вследствие увеличения количества продукта, являющегося катализатором, а затем падает в результате израсходования исходных веществ. Поэтому зависимость степени превращения a от времени t описывается S-образной кривой (см. рис.). Реакция начинается благодаря присутствию в начальный момент некоторого малого количества продукта (затравка) или другого катализатора, или, наконец, за счёт медленной некаталитической реакции, происходящей параллельно каталитической. Если начальная концентрация катализатора и скорость некаталитической реакции весьма малы, то в течение некоторого времени, называемого периодом индукции, реакция настолько медленна, что практически не обнаруживается, и лишь по истечении этого времени становится заметной.
При увелич-ии промежуточного продукта(автокатализа ), скорость р-цииувеличтвается.
72. чаще всего катализаторы увеличивают скорость реакций (полжительный катализ)
Существует несколько теорий, объясняющий механизм действия катализаторов, однако главной причиной повышения скорости является уменьшение энергии активации реакции в присутствии катализатор Уменьшение энергии активации обусловлено тем, что в присутствии катализатора реакция протекает в несколько стадий с образованием промежуточных продуктов, и эти стадии характеризуются малыми значениями энергии активации. Например, реакция SO2+O2=2SO3 характеризуется высокой энергией активации и поэтому протекает с очень малой скоростью. В присутствии оксида азота (2) реакция протекает в 2 стадии: 2NO+O2=2NO2; 2NO2+2SO2+2SO3+2NO.Обе эти стадии имеют невысокие энергии активации. Приведенные уравнения показывают, что катализатор принимает участие в образовании промежуточного продукта а затем снова выделяется в свободном виде
73. Сущность общего кислотно-основного катализа сводится к стабилизации переходного состояния реакции за счет более благоприятного распределения электронов между разрываемыми и образующимися связями.Адсорбция – накопление молекул на поверхности раздела фаз. Физическая адсорбция происходит под действием сил Ван-дер-Ваальса. Химическая адсорбция (хемосорбция) происходит вследствие образования химических связей между адсорбируемыми молекулами и поверхностью. Реагирующие молекулы сначала адсорбируются физически, затем вступают в химические реакции с активными центрами поверхности (хемосорбируются)
74.К-ты – молекулы,илиионы,способные отдавать протоны(доноры протонов).
Основания – молекулы или ионы,способные присоединять протоны(акцепторы протонов).
75.Класс-я к-т:
1.Нейтральные(молекулы,способные отдавать электроны – HCl,HNO3,CH3COOH,H2SO4,H3PO4)
2.Анионные(частица – донор протонов;остатки многоосновных кислот – HSO4-,H2PO4-,HS-).
3.Катионные(положительно заряженная частица;способна отдавать протоны;NH4+,H3O+).
76.Класс-я оснований:
1.Нейтральные(NH3,H2O,C2H5OH)
2.Анионные(Cl-,CH3COO-,OH-)
Cl-+H+=HCl
3.Катионные(катион гидрозина)
NH2-NH3++H+=NH3+-NH3+
77.К-та,отдавая протон,превращается вчастицу,стремящуюся ее принять,которая называется сопряженным основанием.
Совокупность к-ты и ее сопряженного основания называется сопряженной протолитической парой.
Основания,присоединяяпротон,превращается в частицу,стремящуюся отдать его.которые называются сопряженной к-той.
Совокупность основания и его соряженной к-ты называется сопряженной протолитической парой.
HCl + NH3=Cl-+NH4+
HCl – к-та
Cl- - сопряженное основание
NH3 – основание
NH4+ - сопряженная к-та.
78.Амфолиты – доноры и акцепторы протонов.Амфолит проявляет св-ва к-ты или осн-я,в зависимости от того,с какими в-вами он взаимодействует(H2O,HSO4-,H2PO4-,CH3COOH,H2SO4,H3PO4).
79.Многи электролиты,содержащие Н2,в одном растворителе диссоциируют как к-ты,в другом – как
осн-я.Например,СН3СООН в воде слабая к-та,а в HF – основание.
CH3COOH + H2O<->CH3COO-+H3O+
CH3COOH + HF<->CH3COOH2+ + F-
Исследование такого типа р-ций привело к созданию протолитической теории.
80.Растворитель влияет на проявление кислотных и основных св-в.При этом растворитель выполняет ф-цию основания или кислоты.
81.2Н2О <->Н3О+ + ОН-
Н2О<->Н++ОН-
В состоянии равновесия
КД(Н2О)=[H+]*[OH-]/[H2O]
[ ]=CМ=m(в-ва)/М(в-ва)*V(р-ра)=m(H2O)/M(Н2О)*V(р-ра) – молярная концентрация в момент равновесия.
KД(Н2О)=1,8*10-16
[ Н+]*[ОН-]=КД(Н2О)*[Н2О]
СМ(Н2О)=1000/18=55,56 моль/л.
[Н+][ОН-]=1,8*10-16*55,56=1*10-14
[Н+][ОН-] – ионное произведение Н2О – величина постоянная при постоянной температуре.
[Н+]*[ОН-]=10-14
Пусть [Н+]=10-7
[ОН-]=10-14/10-7= 10-7
82.Пусть рН=5.
рН=-lg[H+];[H+]=10-pH=10-5моль/л
K[H2O]=[H+]*[OH-]=10-14
[OH-]=10-14/10-5=10-9моль/л
83..Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм [Н+].
рН=-lg[H+]; pOH=-lg[OH-]
если [H+]=10-5,то pH=-lg10-5=5
[OH-]=10-9, pOH=-lg10-9=9
pH+pOH=14
рН – количественная мера активной реакции среды.
84.рН+рОН=14
85.Активная р-ция среды выражается [H+]/
Если [H+] > [OH-] и [H+] >10-7 – р-ция среды кислая.
[H+] < [OH-] и [H+] <10-7 - р-ция среды щелочная.
[H+] = [OH-] и [H+] =10-7 – р-ция среды нейтральная.
86. Пусть рН=5.
рН=-lg[H+];[H+]=10-pH=10-5моль/л
K[H2O]=[H+]*[OH-]=10-14
[OH-]=10-14/10-5=10-9моль/л
87.Сильная к-та:
pH=-lg[H+]=-lgC1/zк-ты
Сильное основание:
рОН=-lg[OH-], pOH=14-pH
88.Слабая к-та:
рН=1/2(рКк-ты)-lgC1/zк-ты, pK=-lgКд
Слабое основание:
pOH=1/2(pKосн-я)-(lgC1/zосн-я), рКосн-я=-lgКД
89.Активная кислотность – концентрация свободных ионов водорода в процессе диссоциации и зависит от степени диссоциации электролита
Потенциальная кислотность(резервная) – связаны ионы водорода(при увеличении температуры и давления повышается концентрация ионов водорода).
Общая кислотность – исходная концентрация или сумма распавшихся и нераспавшихся молекул.
А.К.(HCl)>A.K.(CH3COOH)
П.К.(HCl)<П.К.(CH3COOH)
O.K.(HCl)=O.K.(CH3COOH)
90.Одним из важнейших факторов общего гомеостаза живых организмов является поддержание кислотно-основного гомеостаза на определенном уровне.Это выражается в достаточно постоянных значениях рН биологических сред и в способности восстанавливать рН.
Желудочный сок – норма рН=0,9-1,1
Кровь – 7,35-7,45
Слюна – 6,35-6,85
Молоко – 6,6-69
Слезная жидкость – 7,3-7,5
Моча – 4,8-7,5.
91.Роль водородного показателя:
1.определяет активность ферментов
2.определяет действие клеточных мембран
3.определяет устойчивость коллоидных р-ров.
Определение рН необходимо для изучения функционального состояния организма,в лабораторной практике,втехнлогическихпроцессах,производствемедикаментов,пищевых продуктах.
92.Буферная система- это растворы, обладающие свойством достаточно стойкого сохранения постоянного значения рН, как при добавлении небольшого количества кислот и щелочей, так и при разбавлении.
Буферные р-ры имеют большое значение в поддержании кислотно-основного гомеостаза организма(значение рН биологических жидкостей ,тканей и органов).
93.1.Кислот.типа: образована слабой кислотой и сильным основанием - СН3СООН+СН3СООК -ацетатный
2.Основного типа: слабое основание и сильной кислотой NH4OH+NH4CH- аммиачный
3.Солевого типа: анионы кислой и средней соли К2НРО4+КН2РО4-фосфатный,и NaHCO3+Na2CO3 - карбонатный
4.Ионы и молекулы амфолитов–а/к,белки.
94.При добавлен кислоты рН системы практически не меняется, так как эквивалентное кол-во сильной кислоты заменяется на эквивалентное кол-во слаб кислоты:
CH3COONa+HCl - >CH3COOH+NaCl,
При добавлении щёлочи рН системы практически не меняется, так как щёлочь заменяется эквивалентным кол-вом соли CH3COOH+NaOH-CH3COONa+Н2О,
При разбавлении рН практически не меняется, так как при этом изменяется концентрация и кислоты и соли,а их соотношение остаётся постоянным,
При добавлении больших кол кислот и щелочей меняется соотношение кислота- соль и меняется рН.
95.рН= рКк-ты+lg(Cсоль/Cкты)
96-.рОН= рКосн-я+lg(Cсоли/Cосн-я)
рН зависит от:
1.природы слабого электролита(константы диссоциации слабй к-ты или осн-я)
2.соотншения концентраций взятых компонентов(наиболее эффективно буферные системы работает,когда концентрации компонентов равны).
97.Буферная ёмкость-способность буфеной системы противодействовать смещению рН. Буферная ёмкость-это количество молей эквивалентов сильной кислоты или основания,
которое необходимо добавить к 1 л буферной смеси чтобы изменить рН на единицу.
98.Вк-ты=(С1/z*V)/(дельта рН*V),
Восн-я=(С1/z*V)/(дельта рН*V)
99..От абсолютной концентрации компонентов буферной системы( чем больше концентрация компонентов, тем больше ёмкость)
От соотношения между этими концентрациями(наибольшей буферной емкостью обладают р-ры с соотношением Ск-ты/Сосн-я=1).
100.Рабочий участок буферной системы- интервал рН при котором сохраняются свойства буферной системы.
рН=рК+-1
101.Гидрокарбонатный -кислотного типа,
рН= рКа+lg(Cсоли/Cкислоты),
H2CO3+NaHCO3.
Аммиачный буфер- основного типа,
рОН= рКб+lg(Cсоли/Cоснов)
NH4OH + NH4Cl
102.Карбонатный-солевого типа,
Na2HCO3+NaHCO3
pH=pK(H2CO3)+lg(CNa2HCO3/CNaH2CO3)
Фосфатный-солевого типа
Na2НРО4+NaН2РО4.
pH=pK(H3PO4)+lg(CNa2HPO4/CNaH2PO4)
103. рН постоянно за счёт фосфатной, белковой и водородокарбонатной буф системы, от 6,8-7,8.
104.Буферные системы плазмы крови - гидрокарбонат=35%, белковая=7%, фосфатная=1%, всего =43%
105.Гемоглобин,оксигемоглобиновая =35%, гидрокарбонатная=18%, фосфатная=4%,всего= 57%
106.H2CO3 + NaHCO3
рН= рКа+lgCсоли/Cкислоты
необходимо учитывать ,что концентрация Н2СО3 определяется кол-вом растворенного СО2, которое завис от парциального давления и коэффициента его растворимости.
107-108.Гемоглобин и оксигемоглабин –слабые кислоты но окисляются сильнее.Механизм связан с дых системой. В венозной крови преобладает ННb.В лёгких к гемоглобину присоединяется кислород и он превращается в оксигемоглобин( более сильную кислоту),но изменения рН не происходит, так как в это время из крови в легкие выделяется СО2 и образуется Н2СО3. Артериальная кровь поступает в ткань, в них оксигемоглобин отдавая кислород превращается в ННb(более слабую кислоту), но рН не изменяется так как в это время в кровь поступает СО2 который растворяется в воде с образованием Н2СО3.
109.Фосфатный буфер- наибольшее значение имеет в тканях, моче, пищевых соках в крови в соотношении Na2HPO4/NaH2PO4=3,5.
110.Если а/к или белки находятся в изоэлектрическом состоянии, то их р-ры не являются буферами. Они начин проявлять буферные действия, когда к ним добавляют некоторое кол-во кислоты или щелочи. Белковая буф система представлена в организме в виде форм: белок- соль, белок-кислота, белок-основ. Буфер ёмкость по кислоте больше,чем по щелочи.
111.Изменение буферной ёмкости по щёлочи- алкалоз, Изменение буферной ёмкости по кислоте- ацидоз. Компенсированный алкалоз- нарушение равновесия при котором рН крови удерживается в пределах от 7,35-7,45 и отмечается лишь сдвиг физических регуляторных механизмов.
Некомпенсированный алкалоз- при этом рН превышает 7,45 что обычно связано с избытком щелочи и недостаточностью физио-химических и физиологических механизмов регуляции. Компенсационный ацидоз – рН в крови не опускается ниже границы физиологической нормы 7,35 при этом усиливается сердцебиение и повышается кровяное давление.
Некомпенсационный ацидоз-рН ниже физиологической нормы(7,24).При этом наблюдаются расстройство ЦНС,сердечно-сосудистой системы и желудочно-кишечного тракта.
112.Метаболический алкалоз- нарушение гомеостаза за счёт патологических изменений, связанных с нарушением обмена электролитов(гемолиз) – разрушение стенок эритроцитов и высвобождение гемоглобина в биологические жидкости. Респираторный алкалоз- нарушение за счёт избытка основания, в результате гипервентиляции легких, которая приводит к избыточному выведению СО2 из организма и нарушению парциального давления СО2 в крови.
Метаболический ацидоз – смещение гомеостаза в результате накопления кислых продуктов в тканях,недостаточного их связывания или разрушения.
Респираторный ацидоз- возникает при гиповентиляции лёгких или вдыхании воздуха с повышенной концентрацией СО2.
113.
114.Охарактерезуйте понятия:расстворы,компанентыраствор.Растворы-гомогенные системы в которых существует различные виды взаимодействий между частицыми растворенного в-ва и р-ля.в-васост.р-р наз-компанентами р-ра.
115.Охар.св-ва воды как р-ля.Вода-уникальный р-ль,она обладает диэлектрической проницаемостью-хорошо р-ют ионы и многие полярные соед.вследствии высокой полярности воды выз. Гидрозил в-в.высокое поверхностное натяжение,низкаявязкость,более высокая плотность в жидком,чем в тв.состоянии.
116.влияния на растворимость природы компонентов.не/ полярные р-ли.неполярные и малополярные р-ли хорошо р-тся в неполярных и малополярных р-лях,так же плохо р-тсяввысокополярных.в-ва с ионом типом связи и в-ва,состоящих из полярных молекул,лучше р-ются в полярных р-лях(вода,спир).высокая растворимость в-в довольно часто обусловлено обрз.межмолекулярных,водородных связей.
117. Процесс растворения каждого вещества в воде сопровождается или выделением, или поглощением тепла, вследствие чего получаемый раствор или нагревается, или охлаждается. Растворение газообразных веществ всегда сопровождается выделением тепла и нагреванием раствора. При растворении многих жидкостей в воде, например спирта и серной кислоты, тоже выделяется значительное количество тепла и раствор сильно нагревается.
При растворении твердых веществ в воде иногда выделяется, а иногда поглощается тепло. Так, при растворении едких щелочей (кристаллических) NaOH и KOH, безводного хлорида кальция CaCl 2 и многих других веществ наблюдается сильное нагревание раствора, а при растворении нитрата аммония NH 4 NO 3 и некоторых других веществ, наоборот, наблюдается сильное охлаждение раствора
118.термодинамика процесса р-ния.1юр-ние тв.в-в с выделением теплоты∆н<0,∆S>0.Растворение тв.в-в с поглощение темплоты ∆H>0,∆S>0.растворение жидких в-в ∆H<0,∆S>0
Растворение газов.∆H<0,∆s<0.
119влияние температуры.с увел температуры р-мостьбольшенстватв. В-в и жидкостей увел,тк для них растворимость эндотермический процесс,для газов с увел.температуры р-мостьумень,тк для них это экзотермический процесс ,однако р-ние благородных газов процесс эндотермический ,поэтому их р-ть с увел.t увеличивается .(?)
120.влияние различных факторв на р-ть газов в жидкостях.1)растворимость газов с увел.t понижается.2)повышение давления приводит к ↑р-моти газа.3)растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов ↓,происходит высаливание газов
121.законы Генри и Дальтона.Законгенри:кол-вогазов,растворенного при данной t в опрд. Объеме жидкости,при равновесии прямо пропорционально давлению газа C=Kг*ϸ(где с-констр.в насыщенном р-ре,Кг-потояная Генри,ϸ-давление газа над раствором) .Закон Дальтона:р-мость каждого из компанентов газовой смеси при T=const пропорциональна парционному давлению компанента под жидкостью и не зависит от общего давления смеси и природы др.компанентов(Pj=Pобщ.*N,гдеPj-порциональное давление одного из компанентов,Робщ-общ.давление газовой смеси,N-мольная доля)
122.закон Сеченова:растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается,происходитвыаливаниегазов.Ументшение растворимости газов в присутсвии электролит явл.гидратация(сольвация)ионов электролитов молекулами р-ля,в результате умень.число свободных молекул ра-ля и поэтому понижается р-ть газов.
123.кессоная болезнь.-болезнь водолазов(выведена на осонове закон Генри и Дальтона).при погружении водолаза на глубенуувел.внешнее давление воды и воздух попадает в кровь под давление,р-ть газов в крови увел.,при резком всплытии давление резко снижается р-ть газов резко понижается и часть газов выдел.из крови в виде пузырьков к-ые могут закупоривать капиляры,что может привести к смерти.
124.гипербарическая оксигенация-помещают больных в барокамеру с повышенном давлением кислорода в воздухе.при этом улечшается снабжение тканей кислородом.использ.для лечения газовой гонгрены.
125.идеалный р-р-это р-ры,в которых не происходит хим.взаимодействиемеждурастворенными в-вами и р-лем( ∆Н=0)
126.Диффузия-самопроизвольно протекающий процесс переноса в-ва из области большей концентрации в область меньшей конц. С переносом молекул в-ва происходит перенос молекул р-ля.диффузия происходит в результате теплового давления молекул.Движущей силой диффузии явл.увеличение энтропии.
127.Закон Фика-скорость д-зии в-ва пропорциональна площади поверхности через которое переносится в-во и градиенту конц.этого в-ва.
∆m=-DS*∆C/∆X*T,где ∆m-масса диффузного в-ва,S-площадь переноса,D-коэфицентдифузии, ∆C/∆X-градиент конц.,Т-время диффузии 128.коэфицент диффузии
D=RT/Na*1/6Пrὴ,где Т-температура,ὴ-вязкость серды,R-уневирасальная газовая постоянная,Na-число авогадро
129.Значения диффузии.В живых организмах диффузия часто идет через мембраны,за счет д-зииижет перенос кислорода и углекислого газа в процессе дыхания.за счет д-зии происходит перенос продуктов пещиварения к стенкам кишечника в кровь,а из крови в клетки.
130.Виды д-зии(активная,облегченная)1)пассивная д-зии-идет по градиенту конц.ей подвергаются низкомолекулярные в-ва в клеточной мембране(О2,СО2).2)облегченная-многие в-ва не могут проходить через мембрану,эти в-ва образуют соединения с белками мембраны,в результате чего они приобретают способность р-ться в мембране.3)активаня-перенос в-ва из области меньш.конц в область большей конц.,против градинетаконц,соправождающийэнергитической затратами.
131.Коллигатвные с-ва р-ров:-с-во р-ров которые не завистя от природы растворенного в-ва и р-ля ,характерезует взаимодействие между ними,зависит от количества компонентов в р-ле
1)осматическое давление 2)понижение давление пара над раствором 3)повышение t кип по сравнению с чистым р-ром 4)понижение tзам по сравнению с чистым р-ром
132.Насыщенный пар-если взять сосуд,налить в него воду и закрыть крышкой,то происходит испарение молекул жидкости,одновременно начинается конденсация молекул пара в ж-ть,черезпромежутов времени устан.динамическоеравновесие.Давление насыщенного пара р-ля над р-ромвсегда ниже чем над чистым р-ром.
133.Закон Рауля-отношение понижение давления насыщенного пара над р-ром прямопропорционально мольной доле р-ного не летучего неэлектролита
Р0-Р/P0=N,где Р0-давление пара над чистым р-ем,Р-давление пара над р-ром,N-мольная доля.
134.Объясните снижение давления насыщенного пара.Р-РЫ кипят,когда давление насыщенного пара над р-ром становится равным атмосферному давления,поскольку давление пара над р-ром всегда ниже,чем над чистым р-лем,то для того,чтобы давление паранад р-ром стало равным атмосферному давлению,его нужно сильно нагреть.
135.следствия из закона Рауля1.
tкипр-ров больше чем у чистого р-ля,повышениеtкип р-ров прямопропорциональномол.концонтрации р-ного в-ва ∆t=ἐ*Cm
136.Следствии из закона Рауля2.tз р-ов ниже,чем у чистого р-ля.
137.понижение tз р-ров прямопропорционально из мольн.конц ∆t=к*Сm
138.Физический смысл эбулиоскапичсекой и криоскопичскойконстант.Е-эбулиоскапическая постоянная-показ.во сколько раз происходит повыш.tкип р-ра,котор.наблюдалось бы при р-нии1 моль не электролита в 1 кгр-ля. М=Е*m*1000/∆tкип*mр-ля.
К-криоскопическая постоянная-она показ.во сколько раз происходит умен. Tз р-ра,котоор.набл.быпр р-нии 1 моль не электоролита в 1 кг р-ля.М=К*m*1000/∆tз*m(р-ля)
139.понятие об осмосе.Осмос-процесс одностороний,самопроизвольно протекающий д-зии молекул р-ля через полупроницаемую мембрану в р-р с большей конц. Из р-ра с мен.конц.Необходимые условия возникновения осмоса явл.наличие р-ля и р-ра или2х р-ров различной конц.,разделленойполупронецаемой мембранной.
140.полупронецаемые мембраны-мембраны почти не пронецаемые для р-ного в-ва и полностьпроницаемаяя для р-ля.Видымембран:биологические-живот.ирастен.,органические-целофан ,неорганические-глина.
141.закон Вант-Гоффа.Осматическое давление-величина,измер.минимальное гидростатическое давление,которое надо приложить к р-ру чтобы осмос прекратился.Закон Вант-Гоффа-осматическое давление разбаленных р-ров неэлетроитовпрамопропорциональномолярн.конц.растворенного в-ва,уневерсальной газовой постоянной и обсалютной t
Посм=См*Т*R,где Т-обсалютнаятемпература,R-уневирсальнаягазовояпостоянная.См-молярная концентрация.
142.Понятие об осмомолярности и осмомоляльности. Осмомоляльность-кол-во всех осмотическиактивных частиц ,находящ.в 1 кг р-ля.Осмомолярность-кол-во всех осматическиактивных частиц в 1 л р-ра
143.Понятие об изотонических р-рах.Осматическое давление человека.Физиологический р-р. Р-ры имеющие одинаковое осматическоедавление,наз.Изотонические,а р-рыизотоничные плазме крови-физиологические р-ры(0,9%NaCl)Посм крови=7,8-8,1атм.
144.Гипотонические р-ры-если осмотическое давлениер-раниже,чем у стандарта(кровь).Если осм.давлениер-равыше,чем у стандарта-гипертонические р-ры.Гипертонические р-рыNaCl применяют в мед.в марлевых повязках на гнойные раны(из ткани жидкость выходит в сторону повязки и происходит очищение раны)
145.Бологическая роль тургора.Плазмолис.Лизис.Тургор-состояние напряжение клеточной мембраны за счет остм.давления,развиваемого со стороны цитоплазмы.Плазмолиз-при помещение клеток в гипертонический р-р вода из клеток выходит в более конц.р-р и наболюдается сморщивание клетов.Лизис-при помещение клетки в гипотонический р-р вода из мене конц.р-ра переходит внутрь клетки,наблюдаетсянабухание,разрывобоочки.
146.физико-химические основы действия солевых слабительных-В результате гипертонических р-ровэтих солей в просвете кишечника устремляется большое ко-во воды через слизестую оболочку.
147.онкотическое давление-часть осматического давления крови создаваимая в ней белками=о,о4 атм
Белки в отличии от низкомолекулрных соед.не могут свободно переходить через стенки сосудов их конц выше в плазме крови,чем в тканевой жидкости.В связи с этим созд.условия для проникновения жидкостей из ткани в кровь,принарешении белкового обмена,сниж.конц.белков в плазме и вода из крови переходит в ткань возникают онкотические отеки
148.Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:
1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,
2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.
3) осмотическое давление.
Указанные свойства справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов. Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i). Это поправочный коэффициент, который учитывает увеличение числа частиц в растворе электролита из-за диссоциации на ионы.Значение изотонического коэффициента Вант-Гоффа рассчитывают как частное от деления экспериментальных и теоретических значений осмотического давления, изменения температур кипения и замерзания растворов и понижения давления растворителя над раствором:
166. Понятие о кислотно-основных индикаторах. Примеры. Индикаторы- сложные вещества, которые в химическом плане представляют собой слабые кислоты или основания и обладают способностью изменять свою окраску в зависимости от рН.
Примеры: Метилоранж, фенолфталеин.
167. Механизм изменения окраски индикаторов (метилового красного) НInd(красный)=Н+ + Ind-(желтый, органический анион)Диссоциация обратима. В кислой среде по принципу ЛеШателье равновесие реакции смещается в сторону молекулярной формы (влево), раствор приобретает красную окраску. В щелочной среде: равновесие смещается вправо, в сторону полной формы за счет связываения Н+ и ОН-. Раствор приобретает желтую окраску
168. Одноцветные и двухцветные индикаторы. Примеры.
Одноцветные индикаторы-(пример:фенолфталеин) и, у которых окрашены только молекулярная и ионная форма
Двухцветные индикаторы(пример: метилоранж, лакмус)- индикаторы, у которых молекулярная форма окрашена в один цвет, а ионная в другой.
169. Точка перехода окраски индикатора. Интервал (зона) перехода окраски индикатора. Примеры.
Значения рН, при котором количество не диссоциирующих молекул и ионов равны, называется точкой перехода индикатора рН=рК Зона перехода окраски индикаторы - область значений рН, в которой происходит различное глазом изменение цвета индикатора.рН=рК+-1.
Чем уже эта зона, тем чувствительнее индикатор.пример: метилоранж точка перехода индикатора при рН=3,33, а область перехода 3,1-4,4 и фенол фталеин: рК= 9,1, область перехода 8-10
170. Универсальные индикаторы, их использование.У.и.-смеси различных индикаторов с разными, но примыкающими друг к другу или перекрывающимися зоной перехода окраски. Использование: определение рН от 1 до 12, однако точность 0,5-1 единиц.
171.Сущность и цель титрометрического анализа. Титрование.
Сущность: Основан на проведении химической реакции, в которой взаимодействует вещество с точной известной концентрацией и вещество с определяемой концетрацией
Цель: определить численные показатели реакции (масса, концентрация, количество вещества)
Титрование- это постепенное добавление титранта ( с известной концетрацией) к аналитическому веществу
172.На каком законе основаны расчеты в титрометрическоманализе?Все расчеты проводятся с применением закона эквивалентности: масса реагирующих веществ пропорциональна эквивалентным массам. C1/z(x)*V(x)=C1/z(T)
173. Классификация методов титриметрического анализа.
-физические
-физико-химические
-химические
174. какая посуда используется в титриметрическом анализе для приблизительного отмеривания объёмов растворов?
Химические стаканы, мерные колбы. Какая посуда используется в титриметрическом анализе для точного отмеривания объёмов растворов? Бюретки, градуированные пипетки, мерные цилиндры.
175. Титрованные растворы. Растворы каких веществ можно приготовить по точно взятой навеске? Примеры.. Назовите общие свойства таких веществ. Как рассчитать титр растворов?
Титрованные растворы готовятся в соответствии с исходными веществами, готовятся с точной концентрацией (берутся в чистом виде с известным составом и навеска рассчитывается точно по формуле).Истинные вещества должны быть устойчивы при хранении в сухом виде, растворы, не должны разлагаться под действием температуры и света, должны хорошо растворяться в воде, хорошо реагировать с анализируемым веществом для них определяется титр приготовленный ( Тприготовленный= m (навески)/ V(колбы) для анализирующего вещества определяется титр установленный
Тустановленный= (С1/z*M1/z)/1000. Приготовление р-ра из веществ несоответствующих истинным:
1) рассчитывается навеска
2) проводится взвешивание
3) готовят в любой мерной посуде( иногда на водопроводной воде)
176.Стандартизация титранта в объёмном анализе. По какой формуле устанавливаеттся титр? T=m(в-ва)/V(р-ра) (объем, пошедший на титрование, либо объем, в котором растворенно в-во
177. Понятие о кривых титрования. Скачок титрования.
Кривые титрования выражают зависимость изменения рН раствора от объёма добавленного титранта. Скачок титрования- прямолинейный участок на кривой титрования (Середина скачка титрования- это точка эквивалентности). Скачок титрования зависит от силы кислоты, чем слабее кислота, тем уже скачок титрования.
178.Метод нейтрализации. Титранты и определяемые вещества в методе.Метод нейтрализации основан на взаимодействии кислоты и основания, в результате которой определяется концентрация кислоты или основания. Если определяется концетрация основания, то метод называется ацидиметрия(установочные вещества: сода и бура, титранты: сильные кислоты),
а если кислот- алкалиметрия( установочные вещества: щавелевая кислота; титранты: сильные щелочи)
179. Применение метода нейтрализации в медико-биологических исследований.
Определение кислотности желудочного сока, определение частоты воды, опр-е кислотности пищевых продутов,
опр-е содержания кислоты или аммиака в моче
180. Ацидиметрия. Титранты, установочные в-ва, опр. в-ва в методе.
Если определяется концентрация основания, то метод называется ацидиметрия(установочные вещества: сода и бура, титранты: сильные кислоты)
181.Алкалиметрия. Титранты, установочные вещества, определяемые в-ва в методе.
Если определяется концентрация кислоты, то метод называется алкалиметрия. ( установочные вещества: щавелевая кислота; титранты: сильные щелочи)
182. Правило выбора индикатора в методе нейтрализации.
Для того, чтобы наиболее точно зафиксировать точку эквивалентности данного титрования, необходимо выбрать такой индикатор, который резко меняет
свою окраску при значении рН максимально близком к эквивалентной точке. Для каждого данного титрования можно применять
только те индикатора, показатели титрования(рТ) которых лежат в пределах скачка рН на кривой титрования.
183. Какой индикатор и почему необходимо взять при титровании слабого основания сильной кислотой?В случает титрования слабого основания сильной кислотой,
применять метил оранжевый и метил красный, т.к. скачок титрования лежит в пределах рН от 4 до 6,24
184. Какой индикатор и почему необходимо взять при титровании слабой кислоты сильным основанием?
При титровании слабой кислоты сильным основанием,применимфелолфталеин, т.к. точка перехода в-в от 7,73 до 10
185. Какой индикатор и почему необходимо взять при стандартизации раствора соляной кислоты по раствору карбоната натрия? Напишите уравнение реакции.
186. Метод стандартизации рабочего раствора соляной кислоты по раствору карбоната натрия. Как рассчитать молярную концентрацию эквивалента и титр раствора соляной кислоты? Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2
Cm=(C1/2(Na2CO3)*V(Na2CO3))/V(HCl)
T(HCl)=(Cm(HCl)*M(HCl))/1000
187.Методика определения массы тетрабората натрия (буры) в растворе методом ацидиметрии. Напишите уравнение реакции и
обоснуйте выбор индикатора. Формула для расчета.Na2B4O7*10H2O+2HCl=2NaCl+4H3BO3+5H2O
Т.к. Na2B4O7*10H2O явл. слабым основание, HCl сильной кислотой, то применяется метил оранжевый и метил красный
Физическая химия поверхностных явлений…
401. Поверхностный слой, возникающий на границе различных фаз, представляет собой промежуточную фазу толщиной в несколько молекулярных диаметров. Вся поверхность в зависимости от агрегатного состояния граничных фаз делят на два класса:
1)подвижные поверхности раздела между жидкостью и газом и двумя несмешивающимися жидкостями;
2)неподвижные поверхности раздела между твердым телом и газом, твердым телом и жидкостью, твердым телом и твердым телом;
Площадь поверхности раздела при данной массе возрастает с уменьшением размеров частей, на которые разделается система.
402. Энергия Гиббса в расчете на единицу объема системы линейно возрастает с увеличением удельной поверхности системы.
403.
404. Поверхностное натяжение на границе жидкость-газ возрастает с увеличением взаимодействия между молекулами жидкости. Поверхностное натяжение жидкостей уменьшается с ростом температуры и вблизи критической температуры становится равным нулю. С увеличением давления поверхностное натяжение на границе жидкость-газ уменьшается, так как возрастает концентрация молекул в газовой фазе и сила уменьшается.
405.
406.
407.
408. страница 431.
409.
410.
411. С ростом концентрации ПАВ поверхностная активность понижается. Поверхностная активность зависит от природы поверхностно-активного вещества. Правило Дюкло-Траубе: поверхностная активность вещества одного и того же гомологического ряда возрастает приблизительно в 3 раза при увеличении углеводородной цепи на одну метиленовую группу.
412.
413.
414.
415. Катионные и анионные ПАВ применяют в хирургии в качестве антисептиков. Антимикробное действие ПАВ связывают с их влиянием на проницаемость клеточных мембран, а также ингибирующим действием на ферментативные системы микроорганизмов. Неиногенные ПАВ практически не обладают противомикробным действием.
416. Самопроизвольное изменение концентрации растворенного вещества на границе раздела фаз называется адсорбцией. Сорбция представляет собой сложный физико-химический процесс, который можно рассматривать как сумму более простых процессов – адсорбции, абсорбции и капиллярной конденсации. Поглотитель принято называть сорбентом, а поглощаемое вещество – сорбтивом или сорбатом. Поглощение вещества всей массой адсорбента называется абсорбцией.
417.
421. страница 432
422. страница 439
425. Правило: на полярных адсорбентах лучше адсорбируются полярные адсорбаты из малополярных растворителей, на неполярных адсорбентах – неполярные адсорбаты из полярных растворителей. Или чем лучше в данном растворителе растворяется данный адсорбат, тем он хуже адсорбируется, чем хуже растворяется – тем лучше из него адсорбируется.
426. При адсорбции ПАВ наблюдается различная ориентация молекул адсорбата. В системе полярный адсорбент – неполярный растворитель молекулы адсорбата обращены полярной частью к поверхности адсорбента, а неполярная их часть погружена в растворитель. В случае полярный адсорбент – полярный растворитель, наоборот, неполярная часть молекулы обращена к поверхности адсорбента, а полярная часть погружена в растворитель.
427. Правило: с ростом длины углеводородного радикала адсорбция уменьшается.
428. Ионы адсорбируются лишь на полярных и практически не адсорбируются на неполярных адсорбентах. Основными факторами, обуславливающими специфичность адсорбции сильных электролитов, являются знак заряда поверхности адсорбента, величина и знак заряда иона, его радиус и степень сольватации.
429. Адсорбционная способность ионов на данной поверхности возрастает с увеличением их заряда. Экспериментально также установлено правило, что при одинаковых зарядах адсорбционная способность больше у тех ионов, радиус которых в сольватированном состоянии меньше.
430. страница 442
431. Правило: на поверхности данного адсорбента преимущественно адсорбируются те ионы, которые могут достраивать кристаллическую решетку этого адсорбента. Иллюстрацией правила Фаянса может служить зарядка поверхности кристаллического осадка серебра иодида.
432. Ионообменная адсорбция – это процесс, в котором адсорбент и раствор обмениваются между собой в эквивалентных количествах одноименно заряженными ионами. Иониты широко применяется для обессоливания воды, используют как катализаторы реакций этерификации, гидратации и дегидратации, для очистки сточных вод, в ионообменной хроматографии, для выделения и очистки аминокислот, для консервирования крови. Аниониты применяют в качестве антацидных средств, а катиониты – для предупреждения и лечения отеков, связанных с декомпенсацией сердечной деятельности.
433. Иониты – это твердые природные или синтетические вещества, практически нерастворимые в воде и органических растворителях. Катионита – кислотные иониты, обменивающие катион. Аниониты – основные иониты, обменивающие анион. Для характеристики ионитов важно знать поглощающую способность ионита, которую характеризуют обменной емкостью: обменная емкость измеряется количеством ионов, поглощенных 1 г сухого ионита из раствора в равновесных условиях. Регенерацию катионов производят обычно промыванием раствором какой либо кислоты, анионита – раствором щелочи.
434. Хроматография представляет собой динамический метод анализа, основанный на многократно повторяющихся процессах сорбции и десорбции. Хроматография – один из многих методов, сочетающий в себе и разделение, и количественное определение веществ, входящих в состав многокомпонентных проб.
435. По доминирующему механизму различают адсорбционную (основана на различии адсорбционных свойствах разделяемых веществ), распределительную (основана на различиях в коэффициентах распределений), ионообменную (разделение вещества связано с различием термодинамических констант ионного обмена определяемых ионов), хемосорбционную (включает в себя несколько вариантов хроматографических процессов, общим для них является различие в термодинамических константах, констант растворимости и т.д.) и молекулярно-ситовую хроматографию (позволяет анализировать смеси, содержащие вещества со значительно различающимися размеров молекул).
436. Делят на колоночную, бумажную и тонкослойную хроматографию.
437.
438
439. Позволяет анализировать смеси, содержащие вещества со значительно различающимися размером молекул. В качестве стационарной фазы используют пористые тела – молекулярные сита, которые являются проницаемыми для молекул только определенного размера. Крупные молекулы перемещаются вдоль стационарной фазы быстрее, чем мелкие. Широко применяется в биохимии для разделения смесей биополимеров на фракции.
440.
|
Скачать 84.48 Kb.