Предмет и задачи химической науки

Предмет и задачи химической науки

Важнейшей частью современного естествознания является химия – наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях. Предмет химии - явления, происходящие на микроскопическом уровне с участием атомов, молекул, ионов и других микроскопических частиц.Объектом неорганической химии являются все химические элементы и их соединения, другие вещества на их основе. Органическая химия изучает свойства обширного класса соединений, образованных посредством хи­мических связей углерода с углеродом. Химия является общетеоретической дисциплиной. Она призвана дать студентам современное научное представление о веществе как одном из видов движущейся материи, о путях, механизмах и способах превращения одних веществ в другие. Знание основных химических за­конов, владение техникой химических расчетов, понимание возможностей, пре­доставляемых химией с помощью других специалистов, работающих в отдель­ных и узких ее областях, значительно ускоряют получение нужного результата в различных сферах инженерной и научной деятельности.

Значение химии для медиков

Все живое построено, в основном, из органических веществ, и обмен веществ, лежащий в основе жизненных процессов, представляет собой превращения главным образом органических соединений. Вот почему химия является фундаментом медицинского образования.Значение химии чрезвычайно велико. Оно обусловлено той исключительной ролью, какую играют в жизни человека органические вещества. Белки, углеводы и жиры, нуклеиновые кислоты, витамины и гормоны являются основой нормальной жизнедеятельности всех живых существ, без них невозможна была бы жизнь.

Конкурирующие равновесия разных типов

Параллельно с гетерогенными равновесиями в реальных системах

могут иметь место:

– равновесие с образованием комплексных соединений (связывание ионов металла малорастворимого сильного электролита в комплекс);

– кислотно-основное равновесие (связывание аниона малорастворимого сильного электролита в малодиссоциированную кислоту);

– окислительно-восстановительное равновесие (окисление или вос-).

1. Влияние равновесия с образованием комплексного соединения на гетерогенное равновесие.

Рассмотрим систему из двух разнотипныхравновесий: I. AgCl <=> Ag⁺+ Cl^-;К_S(AgCl) = 1,1×10–10

II. [Ag(NH3)2]+ <=> Ag+ + 2NH3

Кнест. [Ag(NH3)2]+ = 6,8× 10–8

Влияние кислотно-основного равновесия на гетерогенное равновесие.

Рассмотрим растворение осадка карбоната кальция с образованием

малодиссоциированной слабой угольной кислоты.

Влияние окислительно-восстановительного равновесия на ге-

Терогенное равновесие.

Растворение осадков может происходить в результате изменения

степени окисления какого-либо элемента, входящего в состав твердой фазы, т. е. при протекании окислительно-восстановительных процессов. Для

осадка со свойствами восстановителя надо подобрать довольно сильный

окислитель, а для осадка со свойствами окислителя — сильный восстановитель. Например, анион С2О₄^-2малорастворимого электролита оксалата

кальция СаС2О4 является восстановителем и для него лучшим окислите-лем являются перманганат-ионы МnО4–, добавляемые в гетерогенную систему I в виде раствора перманганата калия:

№7) Гетерогенные равновесия в жизнедеятельности организмов. Условия образования фосфатов кальция в слабощелочных растворах Гетерогенные равновесия в жизнедеятельности организмов

В организме человека образование костной ткани — это наиболее важный гетерогенный процесс с участием неорганических соединений. Основным минеральным компонентом костной ткани является гидроксид-фосфат кальция Ca5(PO4)3OH. Часть ионов Ca2+ замещена ионами Mg²⁺, а очень незначительная часть ионов OH^- замещена ионами фтора, которые

повышают прочность кости. Образование Ca5(PO4)3OH из слабощелочных растворов в опытах «in vitro» можно объяснить следующим образом. Известно, что при физиологическом значении рН крови (7,4) в системе сосуществуют ионы

HPO₄^2- и H₂PO₄^2-. Сопоставление значений констант растворимости

K⁰s (СаНPO4) =2,7*10^-7

и K⁰s Ca(Н2PO4)2= 1*10^-3, указывает на то, что в первую очередь в при-сутствии ионов Ca2+ образуется осадок CaHPO4: Ca2+ + 2− HPO4 ⇄ CaHPO4.

Затем образующееся соединение претерпевает следующие изменения:

3CaHPO4 + 2OH^- + Ca2⁺ <=> Ca₄Н (PO4)3 + 2H₂O;

Са3(РО₂)₂*СаНРО₄;

Ca₄H(PO₄)₃ + 2OH^- + Ca2⁺<=> Ca5(PO4)3ОН + Н2О.

Растворимость в ряду CaHPO4 → Ca4H(PO4)3 → Ca5(PO4)3OH постоянно понижается, что и способствует образованию последнего соединения:

K⁰s Са3(РО4)2 = 2*10^-29

K⁰s Са5(РО4)3ОН = 1,6*10^-29

 

8). Сильные и слабые электролиты.

Электролитами называются соединения, которые существуют в растворе в виде ионов независимо от их прохождения или не прохождения через раствор электрического тока.

По способности образовывать ионы в растворе электролиты делятся на две группы: слабые и сильные.

К сильным электролитам относятся все соли, образованные сильным основанием или сильной кислотой, и большая часть солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Из наиболее важных кислот и оснований к сильным электролитам принадлежат H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HNO₃, NaOH, KOH, Ba(OH)_2. Многие сильные электролиты кристаллизируются в кристаллах с ионной решеткой.

К слабым электролитам относятся ковалентные соединения, подвергающиеся в воде частичной диссоциации. Это, прежде всего, слабые кислоты H₂S, HCN, H₂CO₃, H₂SO₃, HClO, H₃BO₃ и слабые основания, а также некоторые соли. К слабым электролитам принадлежит большинство органических кислот, фенолы, амины.

9). степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень и константу диссоциации.

Частичный или полный распад растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем называется электролитической диссоциацией. Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым.

Диссоциацию электролита Kt_nAn_m можно представить:

Kt_nAn_m nKt^m+ + mAn^n-

Так как слабые электролиты подчиняются закону действующих масс, это равновесие может количественно характеризоваться константой равновесия, называемой в данном случае константой диссоциации Кд.

Константа диссоциации для рассматриваемого электролита:

Кд = [Kt^m+]ⁿ[An^n-]^m

[Kt_nAn_m]

 

Где [Kt^m+] и[An^n-] – молярные равновесные концентрации ионов электролита;

[Kt_nAn_m]- молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита.

Полнота распада характеризуется степенью диссоциации.

Степенью диссоциации(α) называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы(n_i) к общему числу молекул растворенного вещества(Ni) в растворе

α= n_i/ Ni

степень диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры и степени его разбавления.

10). Сформулируйте закон разведения Оствальда.

Для растворов слабых электролитов Оствальд установил взаимосвязь между константой диссоциации Кд, степенью диссоциации α и молярной концентрацией растворов С.

При растворении слабого электролита в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации – ионами.

CH₃COOH CH₃COO^- +H⁺

Кд= [ CH₃COO^-] [H⁺]CaCa

[CH₃COOH] = C(1-α)

 

После преобразования получим уравнение, являющееся математическим выражением закона распределения Оствальда:

Кд= CaCa

(1-α)

 

Соответственно, закон Оствальда может быть сформулирован следующим образом: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Сильные электролиты не подчиняются этому закону.

11). Что называют ионной силой раствора? Закон Дебая-Хюккеля.

П. Дебай и Г. Хюккель предположили, что основной причиной резкого различия в поведении сильных и слабых электролитов является наличие в растворах сильных электролитов межионных взаимодействий. Ионы, находящиеся в растворе, хотя и отделены друг от друга молекулами растворителя, все же испытывают слабое притяжение.

Количественные расчеты характеристик растворов сильных электролитов осуществляются с введением величины, называемой активностью а.

Активность связана с истинной концентрацией растворенного вещества соотношением

a= f *C

где а- активность электролита; С – его концентрация; f- коэффициент активности.

Закон Дебая- Хюккеля: в разнообразных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэффициенты активности катионов и анионов одинаковой зарядности равны независимо от их химической природы.

Мерой электрического взаимодействия между всеми ионами в растворе является так называемая ионная сила, величина которой зависит от концентрации и зарядов всех ионов, присутствующих в растворе.

12). Роль электролитов в процессах жизнедеятельности.

Известно, что электролитный обмен тесно связан с водным, так как большинство минеральных соединений находится в организме в виде водных растворов, и перемещение воды в организме сопровождается перемещением электролитов и изменением их концентрации в той или иной части организма. С другой стороны, степень перемещения и направление движения воды зависят от концентрации электролитов. Кроме того, каждый ион обладает своей физиологической специфичностью. Нарушение баланса того или иного нона вызывает определенные нарушения в организме. В связи с этим присутствие определенного количества электролитов в пище необходимо для нормальной жизнедеятельности организма.

13). Процессы сольватации и гидратации. Сольволиз и гидролиз.

Причиной, вызывающей распад растворенного вещества на ионы, является интенсивное взаимодействие ионов с молекулами растворителя, т.е. сольватация ионов. Частный случай сольватации ионов есть гидратация, т.е. взаимодействие их с водой.

14). Гидролиз солей. Дайте определение гидролизу. Гидролиз с точки зрения протолитической теории.

Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

2. В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH =>Fe (OH) Cl + HCl
Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

раствор приобретает кислую реакцию

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH => KHSiO₃ + KОН
2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^- => НSiO₃^- + 2K⁺ + ОН^-

раствор приобретает щелочную реакцию

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃, Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Аl₂S₃ + 6HOH =>2Аl(ОН)₃ + 3Н₂S
2Al³⁺ + 3S^2- + 6H⁺ + 6OH^- =>2Аl(ОН)₃ + 6Н⁺ + S^2-
рН =7

Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато. Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl
Fe₂⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(OH)⁺ + 2Cl^- + H⁺

2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)₂ + HCl
Fe(OH)⁺ + Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(ОН)₂ + Н⁺ + Cl^-

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень Nа₂СО₃ + HOH =>NаНСО₃ + NаОН
СО₃^2- + 2Na⁺ + H⁺ + OH^- =>НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

2-ая ступень NаНСО₃ + Н₂О =>NаОН + Н₂СО₃
НСО₃^- + Na⁺ + H⁺ + OH^- =>Н₂СО₃ + ОН^- + Na⁺

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)₂, Fe(ОН)₂) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота (СН₃СООН, Н₂СО₃) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al₂S₃ + 6H₂O =>2Al(OH)₃ + 3H₂S

 

15. Какие типы солей подвергаются гидролизу? Типы гидролиза.

Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) слабым основание и сильной кислотой, б) сильным основанием и слабой кислотой. Это происходит от того, что в составе таких солей имеются ионы, которые могут связываться с ионами

или

(на которые незначительно диссоциирует вода). Например:

(кислая среда)

Соль образована сильной кислотой и слабым основанием.

Соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергается.

(щелочная среда)

Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, тогда гидролиз идет с образованием щелочной среды. 4) Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием подвергаются наиболее полному гидролизу. В этом случае реакция среды зависит от степени диссоциации продуктов гидролиза.

- ацетат аммония

Гидро́лиз (от греч. hydro — вода и lysis — разложение) — взаимодействие веществ с водой с образованием различных соединений (кислот, оснований и др.). Гидролизу подвергаются соединения различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.

Гидролиз солей
Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию молекул слабого электролита, называют гидролизом солей.
Различают несколько вариантов гидролиза солей:
1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания:
Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH
CO32- + H2O = HCO3- + OН-
(раствор имеет щелочную реакцию, реакция протекает обратимо)
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания:
СuСl2 + Н2О = CuOHCl + HCl
Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+
(раствор имеет кислую реакцию, реакция протекает обратимо)
3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OН) 3 + 3H2S
2Аl3+ + 3S2- + 6Н2О = 2Аl(OН) 3 + ЗН2S
(Гидролиз в этом случае протекает практически полностью, так как оба продукта гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка или газа).
Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

16.Роль гидролиза биоорганических соединений в процессах жизидеятельности?

Реакции гидролиза подвергаются самые различные вещества. Так в процессе пищеварения высокомолекулярные вещества (белки, жиры, полисахариды и др.) подвергаются ферментативному гидролизу с образованием низкомолекулярных соединений (соответственно, аминокислот, жирных кислот и глицерина, глюкозы и др.).
Без этого процесса не было бы возможным усвоение пищевых продуктов, так как высасываться в кишечнике способны только относительно небольшие молекулы. Так, например, усвоение полисахаридов и дисахаридов становится возможным лишь после полного их гидролиза ферментами до моносахаридов. Точно так же белки и липиды гидролизуются до веществ, которые лишь потом могут усваиваться. Рассмотрим основные реакции гидролиза, протекающие в организме.
Гидролиз белков. Белковые вещества составляют громадный класс органических, то есть углеродистых, а именно углеродисто азотистых соединений, неизбежно встречаемых в каждом организме. Роль белков в организме огромна. Без белков или их составных частей – аминокислот – не может быть обеспечено воспроизводство основных структурных элементов органов и тканей, а также образование ряда важнейших веществ, как, например, ферментов и гормонов. Белки пищи прежде, чем быть использованы для построения тканей тела, предварительно расщепляются. Организмом используется для питания не сам пищевой белок, а его структурные элементы – аминокислоты и, может быть, частично простейшие пептиды, из которых затем в клетках синтезируются специфические для данного вида организма белковые вещества.

Каждый вид организма, каждый орган и каждая ткань содержат свои характерные белки, и при усвоении чужеродных белков пищи организм прежде всего лишает их видовой специфичности. Перед тем, как быть усвоенными белки должны быть разложены на индифферентный материал. Разложение белковых веществ на более простые, лишенные видовой специфичности соединения, способные всасываться в кровь через стенки кишечника, осуществляется в пищеварительных органов человека и животных путем последовательного гидролиза под действием ряда ферментов.
В полости рта белки никаким изменениям не подвергаются, так как в состав слюны необходимые для этого протеолитические ферменты не входят. Переваривание белков начинается в желудке.
В желудочно-кишечном тракте пищевые белки распадаются на аминокислоты при участи пищеварительных протеолитических ферментов – пептидогидролаз. Эта группа ферментов различающихся по субстратной специфичности: каждый из этих ферментов предпочтительно (т.е. с наибольшей скоростью) гидролизует пептидные связи (рис.1), образованные определёнными аминокислотами. В результате совместного действия всех пищеварительных пептидогидролаз белки пищи полностью распадаются на аминокислоты. Таким путём организм получает мономеры для синтеза собственных белков.

17.Напишите уравнение гидролиза АТФ. Какова роль этого процесса в организме человека?

Главная роль АТФ в организме связана с обеспечением энергией многочисленных биохимических реакций. Являясь носителем двух высокоэнергетических связей, АТФ служит непосредственным источником энергии для множества энергозатратных биохимических и физиологических процессов. Всё это реакции синтеза сложных веществ в организме: осуществление активного переноса молекул через биологические мембраны, в том числе и для создания трансмембранного электрического потенциала; осуществления мышечного сокращения.

Помимо энергетической АТФ выполняет в организме ещё ряд других не менее важных функций:

Вместе с другими нуклеозидтрифосфатами АТФ является исходным продуктом при синтезе нуклеиновых кислот.

Кроме того, АТФ отводится важное место в регуляции множества биохимических процессов. Являясь аллостерическим эффектором ряда ферментов, АТФ, присоединяясь к их регуляторным центрам, усиливает или подавляет их активность.

АТФ является также непосредственным предшественником синтеза циклического аденозинмонофосфата — вторичного посредника передачи в клетку гормонального сигнала.

Также известна роль АТФ в качестве медиатора в синапсах и сигнального вещества в других межклеточных взаимодействиях (пуринергическая передача сигнала).

18.Как выражается константа гидролиза для различных случаев гидролиза? Что называется константой гидролиза? От чего зависит константа гидролиза соли?

Константа гидролиза есть константа равновесия процесса гидролиза

Если представить уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н2О «HА + МОН, где МА - соль;

НА - кислота;

МОН - основание,

то константа равновесия этой реакции будет следующая:

. (5.14)

Концентрация воды в разбавленном растворе и константа равновесия этого процесса — величины постоянные. Произведение двух постоянных величин будет также величиной постоянной: К[Н2О]=Кг - это и будет константа гидролиза. Константа гидролиза для данной реакции равна:

(5.15)

Физический смысл константы гидролиза заключается в том, что она характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше Кг,, тем в большей степени протекает гидролиз.

Кг зависит от природы соли и температуры.

Рассмотрим случаи зависимости Кг от природы соли.

1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием:

(5.16)

Уравнение (5.16) показывает, что константа гидролиза Кг тем больше, чем меньше Кдис(кислоты)), т. е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой.

В этом случае К, зависит от степени диссоциации основания:

(5.17)

Чем слабее основание, тем в большей степени подвергается гидролизу образованная им соль.

3. Случай, когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой.

Для таких солей Кг будет зависеть как от Кдис(кислоты), так и от Кдис(основания).

. (5.18)

Из выражения (5.18) видно, что чем слабее основание и кислота, тем в большей степени протекает гидролиз соли.

Константа гидролиза связана со степенью гидролиза следующей зависимостью:

. (5.19, а)

Откуда

(5.19,б)

где h - степень гидролиза;

с - концентрация раствора соли, моль/дм3.

Если соль образована двухосновной кислотой, т. е. гидролиз двухступенчатый, то тогда константы гидролиза соответственно будут равны:

; (5.20)

где КдисII(кислоты) и КдисI(кислоты) – константы диссоциации кислоты по II и I ступеням.

Зная степень гидролиза и концентрацию раствора соли, можно определить рН раствора:

. (5.21)

Используя выражения (5.12) и (5.21), получаем:

pH = -lg(h× c).

19.Как определяется степень гидролиза, факторы влияющие на степень гидролиза.

 

Степень гидролиза. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза:

(5.13)

где h - степень гидролиза;

п - количество прогидролизованных частиц;

N - общее число молекул вещества.

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации соли, константы гидролиза.

 

20. Что называют растворами? Значение растворов в жизнедеятельности организмов?

Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. «Гомогенный» — значит, каждый из компонентов распределен в массе другого в виде своих частиц, то есть атомов, молекул или ионов

Обычно под растворами понимают гомогенные системы, растворитель может быть жидким (водный раствор), твёрдым (твёрдый раствор), газообразным. Однако нередко допускается и гетерогенность

 

Ненасыщенный раствор — раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить ещё некоторое его количество.

Насыщенный раствор — раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесномсостоянии с веществом в растворе.

Такой раствор как вода играет чрезвычайно важную роль в жизни человека, животного и растительного мира, и природы в целом. Дееспособность всех живых клеток связана с присутствием воды. Рассматривая значение воды для человека, мы находим, что его организм – это совокупность водных растворов, коллоидов, суспензий и других сложных по составу водных систем.

Вода доставляет в клетки организма питательные вещества (витамины, минеральные соли) и уносит отходы жизнедеятельности (шлаки). Кроме того, вода участвует в процессе терморегуляции (потоотделение) и в процессе дыхания (человек может дышать абсолютно сухим воздухом, но не долго) Для нормальной работы всех систем человеку необходимо как минимум 1,5 литра воды в день

21.Классификация растворов: растворы электролитов, неэлектролитов, растворы амфолитов, растворы полиэлетролитов.

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов).

Растворы веществ с молярной массой меньше 5000 г/моль называются растворами низкомолекулярных со–единений (НМС), а растворы веществ с молярной мас–сой больше 5000 г/моль – растворами высокомолеку–лярных соединений (ВМС).

По наличию или отсутствию электролитической дис–социации растворы НМС подразделяют на два клас–са – растворы электролитов и неэлектролитов.

Растворы электролитов – растворы диссоции–рующих на ионы солей, кислот, оснований, амфо-литов. Например, растворы KNО₃, HCl, КОН, Аl(ОН)₃, глицина.

Электрическая проводимость растворов электро–литов выше, чем растворителя.

Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины. Электриче–ская проводимость растворов неэлектролитов мало отличается от растворителя.

Растворы НМС (электролитов и неэлектролитов) на–зываются истинными в отличие от коллоидных раство–ров. Истинные растворы характеризуются гомоген–ностью состава и отсутствием поверхности раздела между растворенным веществом и растворителем. Раз–мер растворенных частиц (ионов и молекул) меньше 10^-9м.

Большинство ВМС – полимеры, молекулы которых (макромолекулы) состоят из большого числа повто–ряющихся группировок или мономерных звеньев, со–единенных между собой химическими связями. Раство–ры ВМС называются растворами полиэлектролитов.

К полиэлектролитам относятся поликислоты (гепа–рин, полиадениловая кислота, полиаспарагиновая кис–лота и др.), полиоснования (полилизин), полиамфоли-ты (белки, нуклеиновые кислоты).

Уравнение Фрейндлиха.

Г. Фрейндлих показал, что при постоянной температуре число молей адсорбированного газа или растворенного вещества, приходящееся на единицу массы адсорбента (т.н. удельная адсорбция x/m), пропорционально равновесному давлению (для газа) или равновесной концентрации (для веществ, адсорбируемых из раствора) адсорбента, возведенным в некоторую степень, которая всегда меньше единицы:

(а)

(б)

Рис. 4.7 Изотерма адсорбции Фрейндлиха в обычных (а) и логарифмических (б)
координатах

73. Правило Шилова.

По эмпирическому правилу Шилова, чем лучше вещество растворяется в данном растворителе, тем хуже оно из этого растворителя адсорбируется. В более общем виде эту закономерность можно сформулировать: полярные адсорбенты лучше адсорбируют полярные адсорбтивы из неполярных растворителей, а неполярные адсорбенты –неполярные адсорбтивы из полярных растворителей.

74. Что изучает коллоидная химия? Дать понятие о дисперсной системе, степени дисперсности? КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ, область химии, изучающая дисперсные системы и поверхностные явления, возникающие на границе раздела фаз.
Объектами исследований в коллоидной химии. являются разнообразные дисперсные системы тонкие пленки, нити, аэрозоли (дымы, туманы, смог, облака), а также порошки; пены и газовые эмульсии; эмульсии и латексы суспензии, взвеси и пасты; золи и гели; системы с твердой дисперсионной средой (металлы и сплавы, горные породы, газовые и жидкостные включения в твердых телах).

Диспе́рсная систе́ма — это образования из двух или большего числа фаз (тел), которые практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. Первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда). Если фаз несколько, их можно отделить друг от друга физическим способом (центрифугировать, сепарировать и т. д.).

Обычно дисперсные системы — это коллоидные растворы, золи. К дисперсным системам относят также случай твёрдой дисперсной среды, в которой находится дисперсная фаза. Степень раздробленности, или дисперстности, частиц ДФ в значительной мере определяет свойства дисперстных систем. Количественно дисперсность характеризуеться линейными размерами частиц ДФ: чем меньше размеры частиц, тем больше дисперсность и наоборот.

Классификация ВМС

Способы получения вмс

При получении высокомолекулярных соединений необходимо осуществить соединение друг с другом большого числа элементарных звеньев в макромолекулы. Для этого используются реакции двух типов:
1) реакции поликонденсации, в которых множество молекул низкомолекулярных веществ конденсируется друг с другом с выделением в качестве побочного продукта какого-либо вещества с малым молекулярным весом, чаще всего воды, реже спирта, НС и т. д. В этой реакции может участвовать одно, два или более веществ. Если же участвует лишь одно вещество, то оно должно содержать в молекуле не менее двух функциональных групп, способных участвовать в конденсации. При поликонденсации могут быть получены полимеры с линейной, сетчатой или трехмерной структурой. Примеры подобных реакций будут рассмотрены ниже.
2) Чаще применяются реакции полимеризации, в которых молекулы вещества (мономера) соединяются друг с другом и образуют макромолекулы полимера 2, звенья которого не отличаются по составу от мономера:мономер полимер

91Чем объясняется влияние электролитов на величину набухания в лияние электролитов также хорошо изучено для белков

и целлюлозы. На процесс набухания оказывают влияние

главным образом анионы, причем влияние последних

своеобразно. Одни из них усиливают набухание, другие

ослабляют. Это дало возможность все анионы расположить

в закономерный ряд, получивший название лиотропного ряда

набухания илиряда Гофмейстера  (по имени ученого, впервые

открывшего это явление в 1891 г.)

Различают неограниченное и  ограниченное набухание.

Неограниченное набухание — это набухание, которое в конечном

итоге заканчивается растворением полимера. В качестве примера

неограниченного набухания можно назвать растворение белка в

воде иликаучука  в бензине.

Благодаря наличию у белков ионогенных групп на набухание

также оказывают влияние нейтральные соли . До известной

степени влияние это зависит и от pH раствора.

Влияние pH среды изучалось для белков и целлюлозы.

Оказалось, что минимум набухания наблюдается в

  изоэлектрической точке (для желатины при pH = 4,7).

Объясняется это тем, что в изоэлектрической точке заряд макромолекул

белков минимален, а также минимальна и степень гидратации белковых ионов

. Влияние электролитов изучалось для белков и целлюлозы. В результате было

установлено, что на набухание в большей степени оказывают влияние анионы,

чем катионы электролитов. Одни анионы усиливают, другие ослабляют набухание

веществ. В кислой средевсе анионы уменьшают набухание. Влияние концентрации

Н+ и солей на набухание практически используется в процессе дубления кожи,

,при варке целлюлозы, в производстве дубильных веществ  из древесной коры

В растворах высокомолекулярных соединений обнаруживается аномальная вязкость. Она очень высока, непропорционально увеличивается с возрастанием концентрации ВМС в растворе и уменьшается с увеличением давления на протекающую жидкость. Причины аномалии вязкости заключаются в наличии структурной вязкости у подобных систем.

Уравнение Г. Штаудингера

η уд = КМс

Химическая термодинамика - один из разделов физической химии. Физическая химия - наука, которая изучает химические явления на основе физических принципов и законов (физика химических явлений). Она является теоретической основой всей химической науки и технологии химических производств, различных технологических процессов, которые применяются в нехимических отраслях промышленности.

Закон Гесса:тепловой эффект реакции, состоящей из нескольких промежуточных стадий,не зависит от этих промежуточных стадий или их последовательности, а полностью определяется начальным и конечным состояниями системы.

Из закона Гесса вытекают очевидные следствия, имеющие практическое значение:

1. Тепловой эффект образования соединения из исходных веществ не зависит от способа, которым это соединение получено.

2. Тепловой эффект разложения какого-либо химического соединения до определённых продуктов равен и противоположен по знаку тепловому эффекту образования этого соединения из тех же продуктов.

Разность между тепловыми эффектами превращения двух различных систем в одинаковые продукты реакции равна тепловому эффекту перехода одной системы в другую. Или наоборот: разность тепловых эффектов превращения двух одинаковых химических систем в различные продукты реакции равна тепловому эффекту перехода одних продуктов реакции в другие.

Стандартной тепловой (энтальпией) сгорания называют тепловой эффект реакции сгорания 1 моля вещества до простейших окислов в атмосфере кислорода при стандартных условиях (давлении 1.013 * 10(-5) Па, все участники реакции в устойчивых фазовых состояниях) Стандартные теплоты сгорания простейших окислов в устойчивых агрегатных состояниях принятых за нуль.

Стандартные теплоты сгорания обозначают ΔH c, 298.

Расход энергии

Работа на дому- 300 кал/ч

Настольный теннис- 250 кал/ч

Ходьба - 350-450 кал/ч

Плавание