|
Химия: наука о составе, строении, св-вах, превращениях в-в и явлениях, их сопровождающих. Все в природе представляем собой различные виды движущейся материи. Движение-форма существования материи. Превращение в-в и сопровождающие их явления-сущность химической формы движения молекул, которая определяется взаимодействием электронных оболочек. Отсюда тесная связь химии со многими естественными науками – геологией, биологией, физикой и др. На границе биологии, неорганической и биологической химии появилась новая наука – бионеорганическая химия, задачей которой является изучение химических процессов, протекающих в клетках живых организмов при участии соединений биогенных элементов. Велико значение химии в современной медицине. В организме реализуется около миллиона процессов, каждый из них представляет совокупность превращений. Разнообразные биологические функции живых организмов определяются теми или иными хим реакциями. Понимание хим процессов, лежащих в основе болезни помогают направленному поиску их лечения. Успехи современной медицины во многом обусловлены достижением химии. Большинство лекарств синтезировано химиками, они создают витамины, гормоны. Достижения химии используют и в хирургии: антимикробные, противоожоговые препараты, перевязочные средства, исскуственные органы. В клинической химии применяют качественный и количественный анализ для диагностики. Таким образом применение химии в медицине подчеркивает мысли М. В. Ломоносова, что медик без довольного познания химии совершенен быть не может!
Первый закон термодинамики: приращение внутренней Е сис-мы в некотором процессе = теплоте полученное сис-мой + работа, совершенная над системой. Е не создается и не уничтож. Возможны лишь ее переходы из одного вида в другой в строго эквивалентных кол-вах. Кол-во е в космосе=const Внутренняя Е: функция состояния, приращение которой= теплоте полученной сис-мой в изохорном процессе. Тепловой эффект: кол-во теплоты, выделяемой или поглощаемой реагирующей сис-мой. Тепловой эффект=изменению внутренней Е сис-мы при изохорном процессе и изменению энтальпии при изобарном. Энтальпия: функция состояния, приращение которой = теплоте, полученное сис-мой в изобарном процессе. Н=Е+рV
Кинетика: раздел физ химии, изучающий скорость и механизмы хим реакций. Реакция является гомогенной если реагируюшие в-ва находятся в одной фазе, если в разных фазах – гетерогенные. Скорость химической реакции зависит от природы веществ, от концентрации, температуры, от присутствия катализаторов и ингибиторов, для вещества в твердом состоянии – от поверхности реагирующих веществ. Скорость – это число актов химического взаимодействия в ед времени в еденице объема или площади, определяют как изменение концентрации одного из реагирующих веществ в ед времени. Закон действующих масс – скор хр прямо пропорциональна концентрации в степени стехиометрических коэффициентов. Численное значение К=скорости прямой р-ции если концентрация каждого из исходных в-в=1моль/л
Катализ-селективное изменение v реакции в-вом, которое участвует в реакции, но кол-во и состав которого не меняется к моменту образ. конечных продуктов. Кат-тор – в-во обладающее этими св-ми. Полож-й: скорость возрастает. Отриц-й: скорость уменьшается. Автокаталитич. р-ции: скорость меняется под действием продукта. Гомогенный: реагирующие в-ва и кат-р находятся в одной фазе. А+В=АВ кат-р взаимодействует с одним из в-в с образованием непрочного промежуточного в-ва АК кот реагирует с В и образует конечный продукт АВ А+К=АК+В=АВ+К Реакция проходит через промежуточные стадии с меньшим активационным барьером. Гетерогенный: в разных фазах. Все р-ции предст собой многостадийные процессы, в элемент. Стадиях кот принимает участие кат-р. Активность кат-ра зависит от хар-ра его поверхности. Имеет значение структура кристалической решетки и пористость, наличие трещин, выступов, пиков. Кат-р наносится на пов-сть инертного пористого материала. Нередко вводят промотор: в-во повышающее активность кат-ра. Большинство р-ций в организме человека протекают при участии биологических катализаторов – ферментов. Специфичность – способность изменять скорость р-ции одного типа и не влиять на на многие другие. Они проявляют активность в мягких условиях. В состав большинства ферментов входит ион металла, поэтому их называют металлоферментами. Водопероксид, образующийся в поцессе внутреннего дыхания клеток разлагается каталазой. При отсутствии фермента он окисляет биоорганические в-ва клетки и убивает ее. Для того чтобы клетка могла осуществлять все свойственные ей функции необходимо совместное действие нескольких тысяч ферментов.
Растворением называется гомогенные системы, состоящие из растворителя и растворенного вещества и их продуктов взаимодействия. Давление практически не влияет на растворимость. Для тв+рас-ль можно придти к выводу: для эндотермического положения повыш t приводит к увелич растворимости, для экзотермического процесса-к уменьшению. Смешание 2 жидкостей: -неограниченная растворимость -ограниченная растворимость -почти полная нерастворимость Растворение газов в жигкостях почти всегда процесс экзотермический. Происходит значительное уменьшение V сис-мы. Если газ малорастворим и давление невелико, то растворимость газа пропорциональна его давлению. Закон Генри-Дальтона: растворимость каждого из компонентов газовой смеси при t=const пропорциональна парциальному p компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси и индивидуальности других компонентов. Закон Сеченова: растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается, происходит высаливание газов.
Биологическая роль растворимости в-в связана со способностью их проходить через биологические мембраны. Неэлектролиты транспортируются в соответствии с их растворимостью в липидах, электролиты-со степенью их диссоциации и растворимостью в липидах недиссоциированных молекул.
Диффузия: самопроизвольный процесс выравнивания концентрации в-ва в р-ре. Диффузия осуществляется через мембраны. Скорость диффузии пропорциональна площади поверхности через которую переносится в-во и градиенту скорости этого в-ва. При наличии мембран в р-рах наблюдают явление осмоса. Осмос: преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя через пелупроницаемую мембрану из растворителя в р-р или из р-ра с меньшей концентрацией в р-р с большей. Осмотическое давление: величина, измеряемая минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к р-ру, чтобы осмос прекратился. Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление р-ра равно тому давлению, которое производило бы растворенное в-во, осли бы оно при той же t находилось в газообразном состоянии и занимало V, равный V р-ра. Изотонический р-ры: имеющие одинаковое осмотическое давление. Если р-р А имеет большее осмотическое давление, чем р-р В, то А гипертоничен к В или В гипотоничен к А. Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки и межклеточные структуры. При помещении клеток в гипотонический р-р происходит набухание и разрыв оболочек – гемолиз. В гипертоническом р-ре наблюдается сморщивание – плазмолиз. Гемолиз является частным случаем цитолиза: разрушения клеток под влиянием различных причин.
Экспериментально доказано, что в р-рах сильных электролитов распад ионов=100%. Однако например KCL имеет изотонический коэффициент<2, а кажущуюся степень диссоциации<1. Это связано со значительным электростатическим взаимодействием ионов в концентрированных р-рах. Поэтому вместо концентрации используют понятие активность. с-концентрация электролита f-коэффициент активности: величина характеризующая отклонение св-в концентрированных р-ров сильных электролитов от св-в разбавленных р-ров электролитов. Если f=1 то движения ионов не стеснены действием электростатических сил и а=с f= ионная сила(I): качественная хар-ка межионных электростатических взаимодействий. I= Моляльная концентрация Заряд иона Для электролитов, состоящих из однозарядных ионов, значение ионной силы=общей концентрации раствора. Ионная сила плазмы крови человека близка к 0,15моль/кг
Вода ведет себя как амфолит
К диссоциации воды при 298К=1,8*10-16 моль/л. Концентрация воды=55,6моль/л. К(Н2О)=[Н+][ОН-]=10-14 При увеличении t К растет т. к. процесс эндотермический. Ионное произведение воды (К): В чистой воде или любом водном р-ре при t=const произведение концентрацией (активностей) водород- и гидроксид-ионов есть величина постоянная. В чистой воде при 298К а(Н+)=а(ОН-)=10-7моль/л это нейтральный р-р удобнее использовать водородный п-ль Водородный показатель: кислотность среды принято характеризовать десятичным логарифмом молярной концентрации ионов водорода, взятым с противоположным знаком. (рН) В нейтральной среде рН=рОН=7 Смещение рН крови в кислую область от нормы =7,4 называется ацидозом, в щелочную-алкалозом.
К методу нейтрализации относят все определения, в основе которых лежит реакция H3O+OH=2H2O Этим методом можно определить кислоты, основания и соли, подвергающиеся гидролизу. Рабочий раствор-кислота, если определяемое в-во имеет pH>7, и щелочь если pH<7. концентрацию рабочего р-ра устанавливают титрованием или по исходным в-вам. (кислота: бура, сода. основание: щавелевая к-та). Точность определений зависит от: измереня V р-ров реагирующих в-в. приготовления рабочего р-ра. определения конца титрования. Конец титрования определяется индикатором. Индикатор: слабое орг основание или к-та или амфолиты, имеющие различную окраску ионов и молекул. Изменение окраски каждого индикатора происходит в определенном интервале pH. Графическое изображение зависимости pH р-ра в процессе титрования от кол-ва прибавленной к-ты или щелочи называется кривой титрования. На ней наблюдается резкое изменение pH вблизи эквивалентной точки, называемое скачком титрования.чтобы индикатор правильно показал конец титрования, нужно чтобы pH интервала перехода окраски индикатора лежал в пределах pH скачка титрования. Нормальность: показывает кол-во грамм-эквивалентов растворенного в-ва в 1л р-ра.
Кол-во в-ва эквивалента, моль Объем раствора, л Молярная масса эквивалента Титр: кол-во граммов растворенного в-ва в 1мл р-ра.
Масса вещества Объем раствора
Эквивалент: реальная или условная частица в-ва, которая в данной обменной р-ции обменивает 1 однозарядный ион Н+ или в ок/вос р-ции переносит 1 е Фактор эквивалентности: число, обозначающе, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна 1 иону водорода в данной кислотно-основной р-ции или 1 е в данной ок/вос р-ции. 1.Определение свободной к-ты в желудочном соке
Согласно корпускулярной теории (Ньютон Лаплас, Планк) свет представляет собой поток световых частиц-корпускул. Волновая теория (Гюйгенс, Эйлер, Максвелл) сводит оптические явления к распространению световых волн. Де Бойль предположил, что двойственность присуща также электронам протонам нейтронам и .т д. Причем в их основе лежит принцип наименьшего действия-при движении избирать путь, хар-ся наименьш действием. mv=min Электрон ведет себя как частица и как волна. Электроны как микрообъекты обладают двойственной природой корпускулярно волновой. Определить траекторию движения электрона невозможно, и по этому принято оценивать положение электрона, относительно ядра с позиции вероятности. Центр атома – ядро. Шредингер создал формулы, по которым можно приблизительно рассчитать нахождение электрона возле ядра. Если в данной точке вероятность расчета больше 90 процентов, то мы принимаем во внимание, если меньше то не принимаем. Та область пространства, в которой вероятность пребывания электрона больше 90 – атомная орбиталь. Около атомной орбитали существуют угловая и граничная плоскость. Квантовый числа и их роль в атоме (4). N – определяет общее число любых узловых поверхностей. Определяет размер атома, запас энергии электрона в атоме. От 1 до бесконечности. L – побочное квантовое число (орбитальное) – определяет форму электронного облака, энергетический подуровень, число узловых поверхностей, проходящих через атомное ядро. От 0 до (N-1) L = 012345Spdfgh M - магнитное квантовое число – определяет положение электронного облака или орбитали в пространстве. От –L до +L. S – спиновой (веретено) Последовательность заполнения электронами атомными орбиталями.
Поведение простых в-в и хим. соед-ний за висит от размеров их атомов и ионов. От размера атома или образ им иона в меньшей степени зависит легкость, с кот он в ок/вос реак-ях теряет или приобр е. а таакже кисл или осн хар-р гидроксидов, образ эл-том в той или иной степени окисл, тип хим связи и т. д. Атомный радиус – представляют собой половину межъядерного расстояния в молекулах. Размер атома или атомный радиус увеличивается в группах справа на лево, в периоде сверху вниз. Ионный радиус: Энергия ионизации (Е)-Е необх для отрыва е от атома (эв, КДж/моль) Потенциал ионизации (I)-разность потенциалов при кот достиг Е ионизации. Численно=Е ионизации. Е=еI Сколько е столько может быть П.И. ЕИ в гл подгр с увелич порядк номера уменьш, а в периодах увелич. Самый активн-Fr, слабый F. Общая тенденция в периодах наруш, что связано с особ строен некот эл-тов. Повыш знач наблюд либо у атомов с целиком заполн внешних эл подуровн, либо наполовину, таким образом что каждая орбиталь имеет один е (N,P) Сродство к эл-ну-Е кот выдел при присоед е к атому (эв) экзотермический процесс. Чем больше Ср к е – тем выше окисл способность атома. Хар-ка относ способн атома смещать к себе общую эл пару в системе называют Электроотрицательностью, кот рассм как полусумму Э И и Ср к е взятых с одним и тем же знаком. ЭО=(I+F)/2 удобнее исп относит ЭО (по Полингу). За единицу принято абсолют знач ЭО Лития, а ост вычисл (I+F)/(I+F)лития. Чем больше ЭО тем сильнее не Me св-ва атома.
|
Закон Гесса: теплота хим р-ции, протекающей при р или V=const определяется только природой исходных в-в и продуктов р-ции и не зависит от числа и последовательности промежуточных стадий при условии, что теплоты измерены при одинаковых t. 1)теплота образования в-ва=теплоте его разложения, взятой с обратным знаком. 2)энтальпия образования=разности сумм энтальпий образования продукта р-ции и исходных в-в 3)энтальпия сгорания=разности сумм энтальпий сгорания исходных в-в и продуктов р-ции. Термохимическое ур-е: ур-е в которомпомимо формул исходных в-в и продуктов р-ции указан отвечающие этой р-ции тепловой эффект. Энтальпия растворения: изменение энтальпии при растворении 1моль в-ва в столь большом V р-ля при котором дальнейшее при бавление последнего не вызывает дополнительных тепловых эффектов. Теплота нейтрализации: кол-во теплоты, которое выделится при нейтрализации эквивалента к-ты эквивалентом основания. Теплота фазовых переходов: кол-во теплоты, выделяющееся при переходе 1моль в-ва из одной фазы в другую.
Молекулярность-число молекул, одновременным взаимодействием которых осуществляется элементарный акт хим превращения. (только целые числа)
больше не бывает!!! Порядок реакции-число=сумме показат степеней концентраций реагирующих в-в в уравнении для скорости реакции Все реакции делятся на 2 группы: Простая реакция: продукт образуется в результате непосредственного взаимод молекул реагентов. Сложная: конечный продукт получается в результате осуществления 2 и > простых реакций. Все биохимические реакции-сложные. С увеличением t растет число столкновений молекул, что приводит к повышению скорости реакции Правило Вант-Гоффа: при повышении t на 10 скорость гомогенной реакции увеличивается в 2-4 раза. Однако не все столкновения приводят к образованию новой молекулы, необходимо обладать запасом Е-Е активации. Аррениус предложил ур-е связывающее конст скорости хим реакции с t
Образование новых химических связей происходит через активированный комплекс-промежуточная деформация электронных оболочек.
Обратимая р-ция: при данных условиях самопроизвольно протекающая как в прямом, так и в обратном направлении. Условия протекания до конца: - Труднорастворимый осадок - газ - малодиссоциирующее в-во (вода) - устойчивое комплексное соединение Химическое равновесие: динамическое состояние, при котором скорость прямой и обратной реакций равны. Константа равновесия: при постоянных внешних условиях в равновесии отношение произведение концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов с учетом стехиометрии есть величина постоянная, не зависящая от химического состава системы. Кс связана со стандартной Е Гиббса соотношением: Принцип Ле-Шателье: воздействие какого-либо фактора (t, c, p) на равновесную систему стимулирует смещение равновесия в таком направлении, которое способствует восстановлению первоначальных характеристик системы. Термодинамические условия равновесия: G2-G1=0 S2-S1=0
Вода /H H2O :O 104 градуса \H Вода –наиболее распр. Соед. на земле. Единственное хим.соединение, существ в виде жидкого, твердого и газа. Хим.свойства Выступает в роли кислоты окисляет металлы BaO + H2O Ba(OH)2 2K + H2O2K(OH) + H2 В роли осн-я P2O5 + 3H20 H3PO4 Гидролиз орг-соед. O O R-С// + H20 R-C// + R`-OH \O-R` \O-H Получение 2H2 + O2 2H2O Г
АТ-точки возгонки и конденсации ВТ-линия перехода из тв в жидкое сос-е (t плавления или замерзания) ТС-привая парообразования или конденсации паров в жид-ть Т-вариантная точка (тройная) Правило фаз: f=k-p+2 f-степень свободы k-компоненты смеси p-кол-во фаз ВТ 1-1+2=2 АТ,ВТ,СТ 1-2+2=1 Т 1-3+2=0 Вода – биорастворитель. Организм человека на 2/3 состоит из воды. Все физиологичские жидкости – либо истинные либо каллоидные растворы. Питьевая вода – раствор. Гидратация: растворение с образованием химических связей частиц растворенного в-ва и растворителя (т. е. воды) Обр-е гидратов CaCl2 + 6H2O CaCl2*6H20 Аквакомплексы: гидраты в котором лигандами служат только молекулы воды {Ca(H2O)6}2+ CL2- кристаллические в-ва включающие такого рода комплексы называют кристаллогидратами.
Электролитическая диссоциация: распад молекул электролитов на ионы в растворителях.
Т Аррениуса: К-та-электролит, диссоциирующий в р-рах с образованием катиона водорода Основание-с образованием ОН- Амфолит-с образованием Н+ и ОН- Соль-образуется катион Me или катион гидроксония и анион кислотного остатка. Протонная теория: К-та-молекула или ион которые способны отдавать протон. К-та донор протона. Основание-акцептор протона. Ограничений нет!!! При потере протона к-та переходит в сопряженное основание. При обмене протона всегда присутствует протолит – частица, участвующая в обмене протона. Теория Льюиса: К-та: в-во принимающая эл пары – акцептор е. Основание: в-во поставляющие е для образования химической связи – донор е. Теория ЖМКО: Жесткие к-ты и основания: частицы с малым диаметром, с большой электронной плотностью. Мягкие к-ты и основания: частицы с большим диаметром и малой плотностью заряда. Жесткие к-ты дают стойкие соединения преимущественно с жесткими основаниями, а мягкие с мягкими. Самый опасный яд – мягкий.
Буферные р-ры: растворы, рН которых сохраняется примерно постоянным при разбавлении и добавлении к-ты или основания. Сопряженные кислотно-основные пары В/ВН+ и А-/НА называют буферными системами. 1)слабая к-та и ее анион 2)слабое основание и его анион 3)анионы кислой и средней соли или двух кислых солей. 4)анионы и молекулы амфолитов. Механизм:
При добавлении сильной к-ты сопряженное основание CH3COO- связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную к-ту. Уменьшение концентрации анионов СН3СОО- точно уравновешивается повышением концентрации молекул СН3СООН. Происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой к-ты и ее соли. При добавлении щелочи протоны уксусной к-ты высвобождаются и нейтрализуют добавочные ионы ОН-.
1-го типа: рН=рКа+lg(Ссопряж основ/Ск-та) 2-го типа: рН= рКа+lg(Соснов/Ссоль)= =14-рКв-lg(Ссоль/Соснование) Буферная емкость: мера буферного действия, количественно характеризуящая способность буферной сис-мы протводействовать смещению активной р-ции среды. Максимальна если отношение компонентов=1. Буферные сис-мы крови: Карбонатная
Действует как эффективный физиологический буфер вблизи рН=7,4 Фосфатная
Способна сопротивляться изменению рН в интервале 6,2-8,2, обеспечивая значительную долю буферной емкость крови. В организме не только рН крови, но и во всех клетках, тканях и биологических жидкостях реакция среды поддерживается на постоянном, характерном только этому органу уровне. Это связано со способностью ферментативных сис-м, управляющих биохимическими процессами, проявлять max действие при определенных значениях рН.
Химическая связь возникает потому что при ее образовании система становится более устойчивой, а значит появляется возможность выделить избыточную энергию. В результате перекрывания орбиталей образуется область пространства, внутри которой вероятность пребывания электронов повышена, в эту область из взаимодействующих атомов смещается электронная плотность. Отрицательный заряд в этом месте растет, и к нему ядра притягиваются сильнее, система становится устойчивее (принцип минимума энергии). При образовании химической связи энергия выделяется. Метод валентных связей. Хс образуют два электрона с антипараллельными спинами и две орбитали. Ковалентность=числу не спаренных е на внешнем уровне в нормальном и возбужденном состоянии. Ковалентная связь тем прочнее, чем больше перекрываются облака связующих е. Связь располагается в том направлении, где достигается наибольшее перекрывание валентных орбиталей. Если электроны принадлежат разным атомам, механизм – обменный, одному – донорно – акцепторный. Общее число ковалентных связей – валентность.
|
Термодинамика-наука изучающая энергетику хим процессов: пойдет ли р-ция и в какую сторону. С ее развитием в 19-20 вв. стало возможно количественно рассчитывать превращение Е в биохимических р-циях. Термодинамическая сис-ма: любой объект природы, состоящий из достаточно большого числа молекул и отделенный от других объектов природы реальной или воображаемой граничной поверхностью. Объекты природы не входящие в сис-му называют средой. Изолированная сис-ма: не обменивается со средой ни в-вом, ни Е. Закрытая сис-ма: не обменивается в-вом, но может обмениваться Е. Открытая сис-ма: может обмениваться и в-вом и Е. Гомогенная сис-ма: отсутствуют резкие изменения физ и хим св-в при переходе от одних областей сис-мы к другим (плазма крови). Гетерогенная сис-ма: состоит из 2 и > гомогенных частей (кровь-плазма с клетками). Фаза: однородная по хим составу и физ св-вам часть термодинамической сис-мы, отделенная от других частей, имеющих иные св-ва.
Принцип Бертлоо-томпсона: самопроизвольно могут протекать только р-ции, сопровождающиеся выделением теплоты. 2 закон термодинамики: невозможен самопроизвольный переход от тела менее нагретого к более нагретому. Невозможно превратить теплоту в работу не приводя никакого другого действия, кроме охлаждения источника тепла. Вечный двигатель 2-го рда невозможен т. е. Такой двигатель, результатом которого было бы получение работы за счет тепла окружающей среды. Все самопроизвольные процессы в макроскопических сис-мах протекают в направлении от менее вероятного к более вероятному состоянию сис-мы. Энтропия: мера вероятности данного состояния в-ва или системы. Характеризует меру беспорядка в расположении и поведении частиц составляющих сис-му, а также меру стремления частиц занять как можно больший V. Чем больше беспорядка, тем выше энтропия. При достижении равновесия S изолированной сис-мы максимальна. Энергия Гиббса: часть внутренней Е сис-мы которая может быть использована для работы. В самопроизвольной реакции: G2-G1<0 S2-S1>0
Дисперсная сис-ма: состоит из дисперсной фазы – совокупности раздробленных частиц и непрерывной дисперсной среды, в которой во взвешенном состоянии находятся эти частицы.
Разбавленные растворы неэлектролитов имеют ряд св-в зависящих только от молярной концентрации – коллигативные св-ва. Это осмотическое давление, понижение давления насыщенного пара, повышение t кипения и понижение t замерзания. Идеальный: р-р, образование которого не сопровождается химическим взаимодействием, изменением объема и тепловым эффектом (дельта V,H=0) Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называется насыщенным. Давление такого пара называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя. При данной t эта величина=const, и является термодинамической характеристикой растворителя. Закон Рауля: давление пара р-ра содержащего нелетучее растворенное в-во прямо пропорционально молярной доле растворителя.
Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего электролита равно молярной доле растворенного в-ва. Этот закон точно соблюдается только для идеальных р-ров и приближенно для разбавленных реальных р-ров. Прямыми следствиями понижения давления пара над раствором являются изменение t замерзания и t кипения. Изучая замерзание и кипение р-ров Рауль остановил: повышение t кипения и понижение t замерзания разбавленных р-ров неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.
Моляльная концентрация Эбулиометрическая и криометрическая константа соответственно. Константы зависят только от природы растворителя и не зависят от природы растворенного в-ва. Измерение t кипения и замерзания р-ров лежит в основе эбулиометрического и криометрического методов определения молярных масс в-в. Формулы:
Изменение коллигативных св-в растворов электролитов превышает значения, рассчитываемые по закону Рауля-Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов той же концентрации. Чтобы использовать законы идеальных р-ров для колличественного описания коллигативных св-в электролитов Вант-Гофф ввел изотонический коэффициент, который для каждого р-ра определяется эксперементально. Изотонический коэффициент равен
Где Эксперементально определенные данные, а Теоретически рассчитанные. Для р-ров электролитов формулы, выведенные для неэлектролитов имеют вид:
Для р-ров электролитов значения изотонического коэф-та i>1, для неэлектролитов i=1.
Р-ция нейтрализации: обменная р-ция взаимодействия к-т и оснований, в результате которой образуется соль и вода. Нейтрализация сильного основания сильной к-той идет практически до конца. В остальных случаях р-ция обратима, равновесие смещено вправо, т. к. вода более слабый электролит. Р-ция нейтрализации лежит в основе метода нейтрализации. Гидролиз: р-ция разложения водой. Эндотермический процесс. Гидролиз соли: взаимодействие ее с молекулами воды, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений. 1)сильная к-та и слабое основание.
2)сильное основание и слабая к-та.
Р-ция среды определяется тем продуктом, который является более сильным электролитом 3)слабое основание и к-та
сравнение констант диссоциации позволит сделать вывод о реакции среды. 4)сильное основание и к-та гидролиз не пойдет т. к. не образуется малодиссоциированных соединений. Степень гидролиза: отношение кол-ва гидролизированного в-ва к общему кол-ву растворенного в-ва. Гидролиз усиливается с повышением t и разбавлением р-ра. При обратитом гидролизе процесс должен подавляться при подкислении (сильная к-та/слабое основание) и подщелачивании (сильное основание/ слабая к-та). При образовании малорастворимых или газообразных продуктов гидролиз необратим. Роль гидролиза: гидролиз пищевых компонентов
гидролиз АТФ
Периодический закон: св-ва простых в-в, а также формы и св-ва соединений элементов находятся в периодической зависимости от атомных масс элементов. ПС состоит из 7 периодов (3малых 2-8-9 и 4 больших 18-18-32-21). Каждый начинается типичным Me и завершается инертным газом, которому предшествует типичный неMe.
Отдельные групы элементов по сходству наиболее общих признаков объединяют в семейства: s-блок: 2 группы: 1А-щелочные,2А-щелочноземельные. Валентные е s-орбиталей. d-блок: 8 групп: 3Б-8Б, 1Б, 2Б комплексообразующих переходных элементов. Валентные s,d-орбитали. p-блок: 6 групп: 3А-8А неMe, амфотерные и благородные элементы. Валентные p-орбитали. Наличие вставных декад переходных элементов, а также вставок из 14 элементов в 2 последних периодах приводит к формированию 3 видов подгрупп:
|
лавное
св-во воды: фазовая диаграмма состояния
воды: лед, жидкость, пар