1 Процессы жизнедеят-ти обусловлены накоплением солн энергии в белках, жирах, углеводах с дальнейш их превращен-м в орг-ме с выделен-м энергии! Система

скачать 1

Процессы жизнедеят-ти обусловлены накоплением солн энергии в белках, жирах, углеводах с дальнейш их превращен-м в орг-ме с выделен-м энергии! Система-тело, совокуп-ть тел, мысленно или реално отделен-х от окр среды! Наиб общими хар-ками С явл масса вещ-ва в сис-ме (m) и внутр энергия (Е). Масса опред-ся совокупностью масс молекул из кот она сост-т, Внтр энергия-это сумма энергий теплового движ-я молекул и энергия взаимодействия м/у ними! По хар-ру обмена вещ-вом и энергией сис-мы быв-т: изолир сис-ма(нет обмена со средой ни вещ-вом, ни энергией:dm, dE=0), закр сис-ма(есть обмен энерг, но dm=0) и откр сис-ма(обмен и вещ-вом и энерг dm, dE не равн 0, напр клетка)! По агрегатн сост-ю вещ-ва сис-мы быв: гомоген- нет резк изменений при переходе от одних облястей к др, напр: плазма крови! Гетероген- сост из 2 или более гомоген частей, напр плазма с эритроцитами и лейкоцитами!

Термодин-ка-наука о взаимн превращ-ях различ видов энергии. Осн понятия:Система-тело, совокуп-ть тел, мысленно или реално отделен-х от окр среды!Быв-т изолир сис-ма(нет обмена со редой ни вещ-вом, ни энергией:dm, dE=0), закр сис-ма(есть обмен энерг, но dm=0) и откр сис-ма(обмен и вещ-вом и энерг dm, dE не равн 0), гомоген/ гетероген сис-мы(не имеют повер-ти раздела/сост из разн по св-вам частей, раздел поверх-ю )!Сост-е сис-мы-совокуп-ть всех св-в!Быв: равновесн сост-е(все св-ва постоянны, нет потока вещ-в и энерг), стационарн сос-е(св-ва постояны , но есть поток вещ-в и энерг), переходн св-ва(св-ва меняются)!Переход сис-мы из одного сос-я в др наз-ся Процессом!Быв-т ИЗОХОРН(V=const), ИЗОБАРН(P=const), ИЗОТЕРМИЧ(T=const),РАВНОВЕСН(без нарушения равновесного равновесия-оч медл)! Функции сос-я хар-ют сост-е, завис толко от термодинам параметров-это Внутр энерг(E,U),энтальпия(H), энтропия(S)!Внутр Э(E,U)- совокуп-ть всех видов энерг частиц(энергия Теплов движ-я молекул и энергия взаимодейст-я м/у ними); абсолютн значения невозм-о рассчитать, исполь=т её измен-е: dU=Uконеч-Uначал! Приращение ВНутр Э в некотором процессе= теплоте, получсис-мой +работа, совершен над сис-мой в этом процесс: dE=Q+W! Тепл(Q)- форма передачи энергии зсчет хаотич движ-я. Если идет поглащ-е Э-это эндотермич процесс(dQ>0), выделение тепла-экзотермич процесс( dQ<0)! Работа(W или A)- форма передачи Э в виде упорядоче-го направл-го движ-я часиц. dW>0, если сис-ма соверш-т работу, W<0, если над сис-мой соверш работу W=Wрасш+Wполезн!Теплота и работа не явл-ся функциями сост-я, они завис-т от пути процесса!

-основа для анализа энергетики разл сис-м!ПНТ-приращение внутр энергии сис-мы dEв нек процессе равно теплоте Q полученной системой, + работа W, совершенная над системой в этом процессе-dE=Q+W в биол сис-мах работа отдается, поэтому уравнение со знаком – Все измер-ся в джоулях!! Важн понятиями явл:СОСТОЯНИЕ СИСТЕМЫ-совокупность св-в системы с т зр термодин-ки!СС бывает 1) равновесным еслт все св-ва остаются постоян в теч любого долгого времени и нет потоков вещ-ва и энергии, 2) стационарнымесли св-ва постоянны, но имеются потоки вещ-ва и энергии! 3) переходным Если св-ва меняются со временем, !Состояния различ-ся с пом ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИХ ПЕРЕМЕН- величины, кот харак-ют состояние сис-мы в целом(это давление-р, темпер-Т, объем сис-мы V, масса хим вещ-в системы-mк и их концентрация-ck. С пом ПНТ можно узнать о процессах обмена вещ-в и энергии в орг-ме!следствием ПНТ явл в наст время закон Гесса , кот формул-ся : приращение Э при образовании заданных продуктов из данных реагентов при пост давлении не зависит от числа, вида реакций, в рез-те кот-ых образ-ся эти продкты!

Энтальпия –функция состояния, приращение кот-ой равно теплоте, полученной сис-ой в изобарном процессе - H=E+pV!ИЗОБАРНЫЙ ПРОЦЕСС- когда поддерж-ся постоян давление, равное внешнему! ИЗОХОРНЫЙ – изменения происх-ят при пост объеме! Хим реакции, при кот-х происх-т уменьш-е энтальпии сис-мы(dH<0) и во внеш среду выдел-ся теплота, наз-ся ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ! Реакции, при кот Э возрастает(dH>0) и сис-ма поглащает теплоту извне, наз-ся ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ!Энтальпия образования соединения А наз-ся изменение энтальпии системы dHa, сопровождающее образование 1 моль соединения А из простых вещ-в!Энтальпии образов-я кислорода, углер, водорда, и др элементар вещ-в, кот устойчивы при 298К и 101Па, принимаются равными 0-это условия стандартной Э! При расчетах примен-ся следствие закона Гесса: Э реакции=алгебр сумме Э-ий образования стехиометрического кол-ва проду-ов за вычетом алгебр суммы Э-ий образования стехиометр-го кол-ва реагентов!dHр-я=(ncdHc+nDdHd)-(nAdHa+nBdHb)Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исход вещ-в. - Э сгорания

4

Тепловой эффект процесса при р=const не завис от пути перехода и опред только начальным или конечным сост сист.Т.К.Qp=dH,Qv=dV,а dH и dU-функц сост-я.Теплота обр-я вещ-в А=изменение энтальпии сист (dH(0)fA)сопровож-ее обр-е 1 моля вещ-в из простых вещ-в.Энтальпии обр-я прост вещ-в при стандарт усл(298,101кПа)принимают=0.dp,du зав от кол-ввещ-в.1-е след тепл эффект реакции равен сумме теплот обр-я продуктов реакции и исх вещ-в:dH(0)ре-ции=сумма кон.мю(1)dH(0)f-сумма исх. Мю dH(0)f ПР:C6H12O6+6O26CO2+6H2O,dHреак=-2780кДж 2-е след:dH(0)реак=сумма исх. Мю dH(0)сгор-сумма кон.мю(1)dH(0)сгор

Второе начало термодинамики накладывает ограничения на эффективность преобразования энергии в работу и вводит критерии самопризвольного протекания процесса! Процесс наз-ся самопроизв-ым, если он осуществляется без воздействий извне, когда система предоставлена самой себе. В изолир системе самопроизвольно протекает процесс, кот идет с увеличением энтропии, в равновесии энтропия системы максимальна: dSизолир> или=0. Понятие Энтропии ввел нем физик Клаузис-Э –это функция состояния, приращение кот-ой, равно теплоте, подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе, деленной на абсолют температуру, при кот-ой осущ-ся процесс dS=Q:T! измер-ся в Дж/моль*К! Энтропия –мера хаотичности системы! Больцман расчитывает Энтр по числу возможных микросостяний S=klnw, где k-постоянная Больцмана=1, 38*10(-23), w-термодинамическая вероятность(число микросостояний системы) (w>1)! Обратимый процесс- если он может быть проведен в обратном направлении и при этом ни в системе, ни в окр среде не произойдет никаких изменений! В нем все промежуточные состояния равновесны.в необратимом процессе хоть одно из промежуточных состояний неравновесно!

В качестве критерия самопроизвольности процесса в откр и закр сист-х ввели нов функцию состояния-ЭНЕРГИЯ ГИББСА(амер физик, вывел и испол-л её в термодинам работах)! G=H-TS (H-энтальпия,S-энтропия), но т.к.H=E+pV, то G=E+pV-TS! Если процесс протекает обратимо при пост давлении p и температуре T(изобарно-изотермич процесс), то соответствующее приращение энергии Гибсса dG=dH-TdS!Т.о. самопроизвольно могут осущ-ся только те процессы, в рез-те кот-рых энергия Гиббса системы уменьшаетя(dG<0)!В состоянии равновесия энергии Г не сист-мы не мен-ся(g=const, dG=0)!термич реакции, при протекании кот-ых происх-ит уменьшение энергии Г(dG<0) и соверш-ся раьота наз-ся ЭКЗЕРГОНИЧЕСКИМИ(окисление глюкозы дикислородом- C6H12O6+6O2=6CO2+6H2O, dG=-2880 кДж/моль! Реакции в рез-те кот-ых энергия Г возрастает (dG>0) и над системой совершается работа. Наз-ся ЭНДЕРГОНИЧЕСКИМИ!

7

ХР-такое состояние системы, при кот-ом все её св-ва остаются неизменными во времени!свой-ва равновесия:1) неизменность при сохранении внеш условий(темпер, давл) 2) динамич хар-р(скорость прям реакции=скорости обрат реакции) 3) возм-ть подхода к равновесию с 2-х противополож сторон 4) G=минимально, H,S-экстремальны 5) подвижность равновесия при измен внеш условиях Ле Шателье: если в системе изме-ть к-л фактор, о равновесие сместиться так, чтоб уменьшить оказ-ое воздей-ие!закон действующих масс:aA+bBобр стр lL+mM! K=[L](l)*[M](m):[A](a)*[B](b)= const при T=const, т.е. для обратимой реакции при пост внешн условиях отношение произведений концентра-ий проду-ов к произведениям концентрац-й реагентов с учетом реагентов есть величина постоянная и наз-ся КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ(обратимыми же наз=ся реакции кот-ые могут самопроизв-о протекать и в прямом и в обратном направл-и!)Пр:дыхание Hb+O2обр(верх-в легкие,вниз-в тканях)HbO2,CO2+H2OобрH2CO3()капиляр-легкие)

8

.Хим равновесии-сост-е сис-мы при кот-ом все её св-ва остаю-ся неизмен во времени!Закон действ масс гласит: для обратим реак-и при пост внешн усл-ях(Т, Р_, в равновесии отношение произведений концентрац-й продук-ов к произв-ю конценрт-й реагентов с учетом стехиометрии есть величина постоя-ая: dG=dG0+RT ln*(ClLCmM:CaACbB)-При равновесии dG=0 получаем dG=-RTlnKc – это и есть урав-е ХИМ ИЗОТЕРМЫ!, Можно рассчитать Кс! Kc=exp(-dG:RT), R не завис от конц-ии!Зная Кс можно расчит-ть выход продук-ов реакции, опред-ть направлен процесса! Кс завис от Темпер: lnKt2:Kt1=-dH:R*(1/т2-1/т1)-УРАВН ИЗОБАРЫ Вант-Гоффа, где dH- тепл эффект реакции, R-газовая постоя-яСогласно принцпу ЛЕ-Шателье:если в равновесной системе изменить к-л фактор (Р,Т,С)то равновесие сместиться так.,чтобы уменьшить оказанное воздействие (С+СО<2CJ-172,5кДж)(2С+О2>2СО+221кДж)

9

Хим. Кинетика-учение о скор-ти хим реакции, её завис-ти от разно факторов! Поэтому глав задачей ХК явл-ся управл-е хим процессм! Осн понятия: Скорость хим реакции-число элементарн актов реакции, происх-их в един-цу времени в един-це объема(для гомоген реакц) или на един-це поверх-ти раздела фаз(для гетероген).: V=+-dC/dT(dC-измен-е конц вещ-ва), измер-ся в моль/л*с! Кинетич кривые:зависимотсь конценр от времени:с=f(T), экспериментально V опред-ся как тангенс угла наклона касат-ой к кинетич кривой в момент времени Т. Кинетич уравн-е хим реакции-математич завис-ть V от концентр реагентов, продуктов и др! Молекулярность-число молекул участв-щих в элементарн актехим взаимод-я, она быв-т =1,2,3!мономолукулярные реакции: Ca(HCO3)2CaCO3+H2O+CO2, бимолекулярн:H2+I22HI, тримолекуляр: 2NO+O22NO2! Для прост(элементарн) реакций молекуляр-ть = порядку реакции=стехиометрии! n=na+nb+….-порядок реакции (сумма показат-лей степеней, с кот-ми концентрации реагентов входят в кин уравн-е! (если будет время-Реакции нул порядка: n=0 V=к, напр.2NH3N2+3H2! Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр 2H2O2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl], напр CO+Cl2COCl2!

Хим. Кинетика-учение о скор-ти хим реакции, её завис-ти от разно факторов! Поэтому глав задачей ХК явл-ся управл-е хим процессм! Осн закон: скорость реакции в каждый момент времени прямопропорц произведен-ю концентраций реагентов, возведенных в некот степень!aA+bB+…продукты V=k[A](nA-это степень )*[B](nB), T,P, среда= const-это закон действ-их масс![А] и [В]-моляр концентр реагентов; к-константа, не завис от концентр, зависти от Т, природы реагентов, катализ-ра, раствр-ля, примесей! Скорость хим реакции-число элементарн актов реакции, происх-их в един-цу времени в един-це объема(для гомоген реакц) или на един-це поверх-ти раздела фаз(для гетероген).: V=+-dC/dT(dC-измен-е конц вещ-ва), измер-ся в моль/л*с!

n=na+nb+….-порядок реакции (сумма показат-лей степеней, с кот-ми концентрации реагентов входят в кин уравн-е! Реакции нул порядка: n=0 V=к, напр.2NH3N2+3H2! Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр 2H2O2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl], напр CO+Cl2COCl2!

11

Слож реакции сост из неск прост реакций, и в их кинетич уравн-е входит неск констант скоростей!1)Обратимые:A+Bобр стр C+D2)Паралел:A+B стрелки в 2 направл C и D+F, напр: Zn+HNO3 три стрелки NO2+.., N2+..NH4NO3+..3)Последоват:A+BCDF+K (над стрелками k1, k2, k3), напр гидролиз белков4)Сопряженные-реакции, кот протек-т при условии протек-я др реакции в этож время!:A+BC(самопроизвол); А+ДN(протек тольк в присутст вещ-ва В), А-вещ-во актор, В-индуктор, Д-акцептор!напр: глюкоза+фруктозасахароза+Н2О, глюк+АТФглюкозо-1-Ф+АДФ, глюкозо-1-Ф+фруксахаро+Ф/подвели черту:глюк+АТФ+фруктозасахаро+Ф(dG=-2ккал/моль)

5)Цепные рек-ии-реакции, пртек-ие с участием свобод радикалов(частицы с неспарен электрон), путем образов-я цепи, след-ей др за др реакции:

Зарождение: 2RH+O22R(с точк наверху)+H2O2! Продолжение:R(с точк)+O2RO2(О с точк), RO2(О с точк)+RHROOH+R(с точк)! обрыв цепей: R+R (оба с точк) RR , 2RO2(O с точк) ROOR+O2! Ингибиторы-вещ-ва, кот уничтож-ют радикалы(витамины Е,А). Лимитирующая стадия–самая короткая!

12

Скорость реак завис от темпер: 1) завис-ть прямопропорц (Вант-Гофф- при увелич темпер на 10с, скорость увел в 2-4 раза: гамма =( (Vт+10n)/ Vт)*(2…4) в степени n! 2) уравн Аррениуса V=А*е в степен –E/RT, А-предэкомпонетциальный множитель, Е-энергия активации=миним доп энергия сверх среднего её значения, необход для хим взаимодейс-я м\у молекулами!РИС

В фотохим реакц-х активация вещ-в происх-т в рез-те поглощ-я квантов света: 6CO+6H2O уфл C6H12O6+6O2! Квантов выход-фи=число прореагир частиц/ число поглащ квантов! Если фи больше 1, то реакц цепная, если меньше 1, то часть молеукл дезактивируется!

13

Катализом называют селективное изменение скорости хим реакции веществом , которое участвует в реакции, но кол-во и состав которого не меняется к моменту образования конечных продуктов. Есть 2 типа катализа: положительный(когда скорость возрастает), и отрицательный (когда скорость реакции уменьшается), но обычно термин катализ относиться к положит К.Все каталитические реакции подразделяются на гомогенные и гетерогенные. Если реагирующие вещ-ва и катализатор наход-ся в разнх фазах, катализ наз-ся ГЕТЕРОГЕННЫМ1 (пример: синтез аммиака из азота и водорода в присутствии метелического железа). Если реагир-ее вещ-во и катализатор нах-ся в одной фазе, катализ наз-ся ГОМОГЕННЫМ! (пример: разложение водородопероксида в присутствии солей Fe(II) в водных растворах.РЕАКЦИЯ:2H2O2-2H2O + O2над стрелочкой Fe2+ (1)

Каталитический распад происходит по следующему мех-му:

H2O2 + Fe(2+)Fe(3+) + HO(-) + HO(.) (2)

HO(.) + H2O2H2O2 + HO2(.) (3)

HO2(.)  H(+) + O2(.) (4)

<--

O2(.) + Fe (3+) o2 + Fe (2+) (5), где HO2(.)-пероксильный радикал, HO(.)-гидроксильны радикал, O2(.) – супер- оксид- ион радикал кислорода. Хотя ионы железа (катализатора) участвуют в рекции, в суммарное уравнение процесса они не входят, что означает, что кол-во и состав катализатора не меняется. КАТАЛИЗАТОРЫ- это вещ-ва участвующие в реакции, ускоряющие её, но к концу они остаются неизменными, они просто образуют промежуточное активное соединение с исход-ым вещ-вами, не смещая хим равновесие Если dG>0, то катализатор не может заставить реакцию идти. Существуют вещества, снижающие активность катализатора - этоКАТАЛИТИЧЕСКИЙ ЯД. Вещ-во, усиливающее активность К, наз-ся АКТИВАТОРОМ!

Все реакции каталитического разложения представляют собой сложные многостадийные процессы. Роль каталитических реакций велика при жизнедеятельности организмов; большинство реакций в организмах протекает при участии биологических катализаторов-ФЕРМЕНТАХ.. Характерной особенностью Ф явл. их специфичность: свойство изменять скорость реакции одного типа и не влиять на многие др реакции, протекающие в клетке! В состав большинства ферментов входит ион металла, поэтому эти биологические катализаторы наз-ся металлоферментами! Типичным ферментом явл-ся КАТАЛАЗА!

Особенностями ферментов явл: 1) высокая активность 2) высокая специфичность 3) тонкий механизм регулировки активности деят-ти ферменотов с пом ЭФФЕКТОРОВ (активаторы, ингибиторы) 4) высокая чувств-ть к внешним условиям!

14

Многие хим процессы протекают только если участвующие в них вещ-ва нах-ся в растворенном состоянии!Раствор-это равновесная гомогенная, многокомпонен система! Учение о растворах важно для медиков :1) т.к. важнейшие биолог жидкости-кровь, лимфа, слюна и т.п. явл-ся растворами солей, белков, угле-в, липидов в воде.2) Биохимич реакции в организ-х протекают в растворах 3) усвоение пищи происх-ит с переходом пит вещ-в в растворенное сост-ие 4) биожидкости транспортируют пит вещ-ва(жиры, аминокислоты), лекарственные препараты к органам и тканям, а также выводят метаболиты(мочевину, угл газ).В жидких средах организма поддерж-ся постоянство кислотности, концентрации солей и орган вещ-в-таое постоянс-во наз-ся КОНЦЕНТРАЦИОННЫМ ГЕМЕОСТАЗОМ!ВОДА:сам распростр раств-тель, хорошо раств-ет ионные и мн полярные соед-я. (это связ-но с её выс диэлектрической прониц-тью(75, 8). Выс полярности вода вызывает Гидролиз вещ-в!Т.к. вода оставл-т основн. Часть внутр среды организма, она обеспечивает процессы всасывания, передвижения пит вещ-в!Вода-конечный продукт биол окисления вещ-в, в частности глюкозы, и образоание воды сопровожд-ся выделением большого кол-ва энергии!важны след свой-ва воды:низ вязкость, выс темпер плавления и кипения, более плотность в жидк чем в тверд состоянии, выс поверхностное натяжение.Термодинамика:. По 2-му началу Термо-ки, при p, T=const вещ-ва могут растворяться саморпоизвольно, если в резул-те этого процесса энергия Гиббса системы уменьш-ся, т.е.dG=(dH-TdS)<0!dH- ЭНТАЛЬПИЙНЫЙ ФАКТОР, TdS- ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР растворения! При раствор-ии жидк и тверд вещ-в энтпропия системы возрастает, т.к вещ-ва переходят в менее упорядочен состояние(особенно это заметно при повыш темпер). При раствор-и газов Энтропия уменьшается!В процессе образова-я раствора Энтальпия может и увел и умен. Надо рассмат-ть как сумму всех процессов, сопровожд-их процесс растворения(в соотв с законом Гесса), т.е dН раств можно представить как разность энергии Екр на разрушение крист решеткирастворяемого вещ-ва и энергии Есол, выделщ-ей при сольватации частиц растворен-го вещ-ва молекулами растворителя!dНраств=dНкр-dНсол, где Нраств-изменение энтальпии при раствор-ии!При растворен газов dHкр=0, т.к не надо тратить энергию на разр-е крист рещетки!(dHраств<0)При раств-ии тверд и жидк вещ-в с молек крист структурой dHcол> dHкр, т.е. dH раств<0. При раств-ии вещ-в с ионной решеткой dHраств меньше 0).

Способ-ть раство-ся определ-ся характ-ом сил взаимодей-я м\у молекулами компонетов раст-ра Х1 и Х2. Известно что наиб раствори-ть достиг-ся когда эти силы имеют подобный хар-р!(неполяр хорошо раствор в неполяр)Ратвои-ть колеблется в шир пределх!Выс раствори-ть вещ-в часто связана с образован-м межмолек(водородных) свзей!(напр выс взаимораств-ть спирта и воды). Растворимость-это способ-ть вещ-ва растаоряться, численно равна концетрации его нсыщ раствора! Зависит от растворителя, раств. Вещ-ва, даления от газ, примеси, температуры! Подобное растворяется в подобном!

15

Растворение газа в жидкости почти всегда сопровож-ся выдел-м теплоты, поэтому растворим-сть газа с повыш-м темепер-ры понижается. Однако иногда растворе- газа сопровож-ся поглощением теплоты(например, растворение благород. газов в орган. растворах); в этом случае повышение температуры увеличивает растворимость газа.

Газ в жидкости не растворяется беспредельно. При растворении происходит уменьшение обьема системы, поэтому повышение давления должно приводить к увеличению растворимости газа. Если газ малорастворим и давление мало, то раствор-сть газа пропорциональна его давлению. Эта зависимость выражена в законе Генри :кол-во газа, растворенного при данной температуре в определенном объеме жидкости, при равновесии прямо пропорционально давлению газа.с(Х)=Кг(Х)р(Х) , где с(Х)-концентрация газа в насыщ. растворе,моль/л, p(Х)-давление газа Х над раствором, ПА, Кг(Х)- постоянная Генри для газа Х, моль*л в минус первой*па в минус первой. Константа генри зависти от природы газа, растворителя и температуры.

Закон Генри является частным случаем общего закона Дальтона (если речь идет о растворении смеси газов, то растворимость подчиняется этому закону) : растворимость каждого компонента газовой смеси при постоянной темпер-ре пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью и не зависти от общего давления смеси и индивидуальности других компонентов. Под парциальным давлением понимается доля давления компонента от общего давления газовой смеси, рассчитывается по формуле рi = pобщx(Xi), где pi- парциальное давление компонента Xi, робщ- общее давление газовой смеси, х(Хi)-молярная доля i-го компонента.

Закон Сеченова : растворимость газоа в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газа! Одной из причин уменьшения растворимости газа в присутствии электролита явл. гидратация ионов электролитов молекулами растворителя, в результе умень-тся число свобод молекул расторителя, т.е. его растворяющая способность. Формула:с(Х)+Со(Х)е в степени –КсСэ, где С(Х)-растворимость газа Х в чистом растворителе, Сэ-концентрация электролита, Кс-константа Сеченова, кот зависти от природы газа, электорлита и температуры.Законы Г, Д, С имеют большое практическое значение в химии, медицине., т.к используются при лечении ряда заболеваний, при кот накапливаются микробы в омертвевших тканях (напр, газовая гангрена).

16

Раствор-это равновесная гомогенная сис-ма переменного состава из 2 или более компон-ов! Коллигативные св-во раств-ра-это св-во, зависящее от концентр-ии раствора и независ-ее от раствор-го вещ-ва. При внесении некот-го вещ-ва в расторитель, меняются термодин св-ва и растворяемого и растворителя!Для св-в растворителя использ-ют понятеи ИДЕАЛЬНОГО РАСТВОРА!-раствор, образование кот-го не сопровожд-ся хим взаимодействием, измен-м объема , и тепл эффектом(приращение объема при смещен-ии dV=0, приращение энтальпии при смещении dHсмеш=0). Гл особен-ть идеал раст-ра-энергия взаимод-я м/у частицами растворит-ля, между части-ми растворенного вещ-ва и част-ми растворителя и раствореннго одинаковы!Поэтому изменение концентрации любого компонента приводит к пропорц-му изменению его ПАРЦИАЛЬНОГО ДАВЛЕНИЯ!Закон Рауля! Давление пара над раствором прямо пропорционально молярной доле растворителя!р=р(0)-х1, где р-давление, р(0)-давление пара над чист растворителем, х1-моляр доля растворителя! Или относительное понижение давления насыщ-го пара над раствором равно молярной доле растворенного вещ-ва!(р(0)-р)/р(0)=х2, х1+х2=1!(насыщ пар- это пар наход-ся в равновесии с жидкостью)Св-ва: КРИОСКОПИЯ-понижение темпер-ры кристаллизации раст-ра по сравнению с чист растворит-лем прямо пропорционально молярности раст-ра dTкрист=K0Cт, где К-пост раств-ля, Ст - моляльное кол-во, Ст=кол-во вещ-ва /массу раств-ля в кг! ЭБУЛИСКОПИЯ –повышения темпер-ры кипения р-ра по сравн с чист раствор-лем, прямо пропорц-о моляльности р-ра dТкип=Е*Ст, где Е-постоянная эбулиоскоп. Раст-ля!Моляр массы раст вещ-ва при криоск-и: (К*Мвещ-ва)/(дельта Тзамерз*Мр-ля! При эбуллиоскопии: (Е*Мвещ-ва)/(дельта Ткип*Мраст-ля!)

Осмос-односторон движение молекул раств-ля ч/з полупрониц-ую мембрану из раств-ля в раствор или из рас-ра с меньш концент-ей в рас-р с большей конц-й! Этот процесс самопоизвольный, необх условие-наличие рас-ля и раст-ра или 2 растворов с разл конц-ей!. Осм давление-мин давл-е, кот надо приложить к рас-ру, чтоб прекратился осмос-ЗАКОН ВАНН-ГОФФА.П=Росм=СмRT, R=8, 31(газовая пост-ая), T-t в кельвинах, См=кол-во вещ-ва /объем р-ра в литрах. Раст-ры с одинак осм давлен-м наз-ся ГУБТОНИЧЕСКИМИ!ГИПЕРТОНИЧЕСКИЙ-р-р с больш.осм давлением из 2-х р-ров(10% натрий хлор), ГИПОТОНИЧЕСКИЙ-с меньш осм давлением(0, 1%). Измеряют ОСМ давление с пом осмометров.Кол-во осмотически актив частиц выраж-ся ч/з ОСМОМОЛЯЛЬНОСТЬ! Осмос важен в хим и биол системах т.к. благодаря О регулируется поступление воды в клетки, обеспеч-ся эластич-ть тканей и форма органов!осм давл-е разн биол жидк-ей неодинаково:кровь-780 кПА=7, 7 атм, слюны-1-4 атм!Лизис-разруш-е клеток в ГИПОТАНИЧ р-ре (клетки лопаются), Гемолиз-разруш-е эритр-ов там же, ПЛАЗМОЛИЗ-смощивание, высуш-е клеток в гиперт.р-ре!

Электролиты, кот практически полностью ионизируются наз-ся Сильными. Элект-ты, кот не полностью иониз-ся-Слабыми! В рас-ре слаб элект-тов сущ-ют неионизироанные молекулы, поэтому ИЗОТОНИЧЕСКИЙ кофц-ент рас-ров слаб электр-ов не равн целому числу! Для количеств хар-ки полноты диссоциации есть понятие СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ(ИОНИЗАЦИИ)-отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул, введенных в рас-р!aи=Nи/Nр, где Nи –число молекул электро-та, распавш-ся на ионы,Nр –число молекул, введенных в рас-р! По Степени Д элетро-ты дел-ся на СИЛЬН(аи>30%) и СЛАБ (аи<3%), в промежутке-средние! Константа Д:чем больше К дисс-ии-Кд, тем сильнее диссоц-ет электролит! Кд зависит от 1) природы раство-ля, 2)электр-та, 3) темпер-ры..НЕ ЗАВИСИТ от концентрации рас-ра!(формула получ-ся с применен-м закона действующих масс)-Кд=аи(2)*с(Х)/1-аи-это закон разведения Оствальда:степень диссоциации слабого Э-та возрастает с разбавлением рас-ра.Сильн Э-ты не подчин-ся этому правилу, для них Кд-не постоян величина, зависит от конценр-ии рас-ра.

I-ионная сила раст-ра-колич хар-ка межионных взаимод-ий, величина, измеряемая полусуммой произведений концентраций всех ионов в раств-ре на квадрат их заряда!:I=0,5*сумма*bi*zi(2), где bi-моляльность иона, zi-заряд иона!Дебай-Хюккель: в разбавл раст-рах сильн электролитаов с одинак ионной солой кофиц-ты актив-ти ктионов и анионов одинак зарядности равны независимо от их хим природы!. Кажущая степень диссоциац-и а<1 Активность(а)-эффективная концентрация, в соотв с кот-ой вещ-во участвует в процессах, а=f*c или гамма*с, где гамма или f-кофффиц актив-ти!Коф актив-ти не зависти от хим природы иона.Коэф акт выражает отклонение р-ра с конц С(Х от поведения р-ра при бесконечном разведении).эксперимент значения КА можно опр криометрич,осмометрич,электрохимич методами!ИОННЫЙ ГОМЕОСТАЗ=постоян-во концентрации ионов в тканях.

Реак-и Осажд и Раств- это обмен реакц-и протек-ие в рас-ре электролитов! Реак Осажд-идут с выпадением осадка, напр: BaCl2(p)+Na2SO4(p)BaSO4(т)+2NaCl(p), dG=-60 кДж/моль(равновес смещено вправо и реак-я идет до конца)- исполз в количеств анализе фарм препаратов! Реак-и, сопров-иеся растворен-м осадка наз-ся реак Раствор-я!, напр: Mg(OH)2(т)+2HNO3(p)Mg(NO3)2(p)+2H2O(ж), dG=-96 кДж/моль! Конст Растворим-ти определ-ся стехиометрич произвед-ем концентраций ионов: Кпр=[Kt(m+)](n)*[An(n-)](m)!она харак-т раствор-ть электрол-ов при пост темпер и отсутств постор вещ-в! На основе Кпр можно прогнозир-ть образов и растворен осадков: 1) электролит выпад в осад-к, когда стехиометр произвед-е его ионов в рас-ре больше константы растворим-ти: c(Kt(m+) в степен n*c(Аn(n-) в степен m > Kпр(KtnAnm). 2) осадок электрол-та раствор-ся, когда стехиометр произв-е концентрац ионов в рас-ре стало меньше константы раствор-ти: c(Kt(m+) в степен n*c(Аn(n-) в степен m < Kпр(KtnAnm). Изоморфизм- способ-ть сходных вещ-в образовывать смешан кристаллы(ТВ рас-ры). Открыт ФЕРСМАНОМ, закон: атомы могут замещать др др-га в кристаллах, если они имеют одинак радиус или тип кристалл решетки!

20

1) Согласно Теории АРРЕНИУСА: Кислота-это электорлит, диссоциирующ в рас-ре с образован-м водород-ионов Н(+); Основание- электорлит, диссоциирующ в рас-ре с образован-м гидроксид-ионов ОН(-); Амфолит- электорлит, диссоциирующ в рас-ре с образован-м водород-ионов Н(+) и гидроксид-ионов ОН(-) (к ним относят аминокисл,белки, нуклеин кислоты, гидроксиды Zn, Al). Свой-ва кислот обусловоены наличием в их рас-рах воород ионов, а св-ва оснований-из-за гидроксид ионов. Но такой подход правилен только для водных рас-ров! 2) ПРОТОННАЯ ТЕОРИЯ(БРЕНСТЕД И ЛОУРИ), согласно ей, Кисл –всяк вещ-во, молекул частицы кот-го (в том числе ионы), способны отдавать протон(быть донором протонов); Основ-всяк вещ-во, молекул частицы кот-го ( в том числе и ионы) могут присоед-ть протоны, т.е быть их акцептором! Такие определен-я включают в число не только молекулы, но и ионы! Тогда кисл-ты и основ-я дел-ся на 3 типа: а) нейтральн: кисл- H2SO4 обр стр H(+)+HSO4(-); осн- NH3+H(+)обр стр NH4(+), б) катионные(положит ионы), напр: кисл- NH4(+) обр стр NH3+H(+), осн- H2N-NH3(+) в) анионные (отриц ионы), напр: кисл- HSO4(-)обр стр H(+)+SO4(2-); осн- CH3COO(-)+H(+)обр стр CH3COOH! Эта теория не пимменима к вещ-вам с функцией кислоты,но не содержащие Н, напр галогенид аллюм! Поэтому лучше 3) ЭЛЕКТРОН ТЕОРИЯ ЛЬЮИСА: Кисл- акцептор электронов (галогениды аллюм, бора), Основ- донор электронов (галогенид-ионы, аммиак)! Он рассматривает разн хим процессы как однотипн: реакц нейтрализ в водн рас-рах, взаимодествие аминов с галагенидом бора, комплексообразование! Все эти теории дополняют др др!

21

Согласно теории Бренстеда процесс Д воды протекает по уравнению H2O+ H2O(обр стрл) H3O(+) +OH(-); dH(0)==56, 5 кДж/моль!т.е одна молекула воды отдает, а др присоединяет протон, происходит автоионизация воды. Константа воды при 298К равна 1, 8*10(-16) моль\литр.(Кд(Н2О)= а(Н+)*а(ОН-)/а(Н2О)=1, 8*10(-16) моль \литр!), где а(Н+), а(ОН-), а(Н2О)-активности ионов и воды.Вода слабый амфотерный электрлит,степень Д воды мала, поэтому активности водород- и гидроксид-ионов в чистой воде почти равна их концентрациям. Константа диссоциации воды К(Н2О) наз-ся ионным произведением или константой автоионизации воды. В чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре произведение концентраций (активностей) водород- и гидроксид ионов есть величина постоянная, называется ионным произведением воды! Ионное произведение позволяет вычислить концентрацию гидроксид- ионов , если известна концентрация ионов водорода и наоборот., т.к. они взаимозависимы.Константа зависти от Темпер: при повышении темперутуры константа увеличивается, т.к. процесс Д воды –эндотермический!(напр, при темп 310 К константа =3,13*10(-14), а при т 373=5, 9 8*10 (-13). В водных растворах разных веществ константа имеет тоже значение, что и для чистой воды.В водных растворах различают 3 вида сред: нейтр, щелоч и кислую. Для харак-ки сред растворовиспользуют концентрации водород-ионов, но более удобно использовать так наз водородный показатель рН –называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:рН=-lg[H+]! В нейтр. Среде Н(+)= 10(-7) моль\литр рН=7, 0; в кислой> 10(-7) моль\литр, рН<7, 0; в щелочной,<-10(-7) моль\литр, рН>7,0. Таким образом чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора, чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора!Сущ-ет разл методы измерения рН, напр., с пом индикаторов (лакмус, фенолфталеин и метилоранж) вещ-ва кот, обратимо изменяют свой цвет в зависимости от рН раствора. *Одно из свойств живых организмов- постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов!причем рН различных жидкостей изменяется в завис-ти от их местонах-я! Так, рН крови-7, 4, рН жел сока~ 1! Смещение рН крови в кислую область наз-ся АЦИДОЗОМ, а в щелочную-АЛКАЛОЗОМ!!

22

РН-обменные реакции взаимодей-я кислот и оснований, в рез-те кот-ых образу-ся соль и вода! Различн типы нейтрал-ии: 1) Н сильного основания силь-ой кислотой:KOH+HNO3KNO3+H2O чуть ниже Н(+)+ОН(-)обр стрН2О 2) Н слабой кисл-ты сильн-ым основ-ем HCN+KOHобр стр KCN+H2O чуть нижеHCN+OH(-)обр стрCN(-)+H2O 3) Н слабого основ-я силь-ой кислотой HCl+NH3*H2Oобр стрNH4Cl+H2O ниже H(+)+NH3*H2Oобр стрNH4(+)+H2O 4)Н слабого основан-я слабой кисл-ой CH3COOH+NH3*H2Oобр стрCH3COONH4+H2O ниже CH3COOH+NH3*H2Oобр стрCH3CO(-)+NH4(+)+H2O!

Метод нейтраз-ии исполь-ся в клин лаборатор-х для определен-я кислотности желуд сока, буферной ёмкости плазмы крови. В фармации примен-ся для количеств анализа неорганич кислот( солян, серн, Борн) и орган(уксус, винной, лимон). Кислотно-основное титрование применяют в биофармацефт исслед-ях для определения рКа кислот и рКб оснований, входящ-х в белки, т.к. по значению этих величин можно прогноз-ть способ-ть лек-в проходить ч\з биол мембраны!. Кислотно-основное титрование применяют для определения рКа аминокислот и рКа диссоциирующих групп, входящ-х в белки, Этим методом можно опред-ть число КАРТОКСИЛЬНЫХи др групп. Титрование аминокислот и белков дает возм-ть определить их изоэлектрич точки!

23

Г-реакция разложения вещ-ва водой! Гидр солей-взаимод-е соли с водой с образов-ем слаб электролита; при гидрол-е протон Н(+) переходит от молек воды к иону или наоборот!Есть 4 варианта Г по типу соли 1)соль, образ-ая сильн кислот и слаб основ: NH4Cl+HOH обр стр NH3*H2O+HCl или NH4(+)+HOHобр стр NH3+H3O(+)+(pH<7) 2) соли из сильн осн и слаб кисл: CH3COOH+HOHобр стр CH3COOH+NaOH или CH3COO(-)+HOHобр стр CH3COOH+OH(-) (pH>7). 3)соль из слаб кисл и слаб основ-я: NH4CN+HOH обр стр NH3*H2O+HCN, NH4(+)+CN(-)+HOH обр стр NH3*H2O+HCN (рН>7). 4)соли из сил кис и сил основ: некот(NaCl, KNO3) не подверг-ся Гидрол-у и рН этих рас-ров =7!Мех-м Г заключ-ся в поляризац взаимод-ии ионов соли с гидратн оболочкой и чем силн это взаим-е, тем интенс Гидрол-з! Количест-но Г хар-ся СТЕПЕНЬЮ Г(альфа г) и КОНТАНТОЙ Г(Кг). Степень Г измер-ся отношением кол-ва гидролизированного вещ-ва к общему кол-ву растворен вещ-ва!альфа г=nг/n0, где nг-кол-во гидролизир соли, n0-общее кол-во растворен соли! Степень Г завис от прир соли. Её концентрац и темпер! РОЛЬ:главн-это ФЕРМЕНТАТИВНЫЙ г-з, когда жиры, белки, Углев-ырасщепл-ся на мелкие фрагменты, без этого не было б усвоения пищи.(общ ур-е гидролиза:R1-O-R2R1-OH+R2-OH, R1, R2-фрагмент бииорганич молек)!Энергия для жизнедеят-ти- вследствии гиролиза АТФ(АДЕНОЗИНТРиФОСФАТ-бинеорган соед-е, источник для мног биол проц-ов-биосинтез белка, сокращ мыщц)!АТФ(4-)+Н2Ообр стр АДФ(3-)+НРО4(2-)+Н(+), АДФ(3-)-анион аденозиндифосфата! Реакция сопров-ся убыванием энерг Гиббса! Гидр идет до образов-я АМФ и аденозина! Т.е. АТФ-промеж продукт, перенос-ий энерг, реакции сопровожд-ие выдел и потреб энергии!

24

Буф рас-ры-это рас-ры рН кот-х сохран-ся пост при разбавлении, добавл-и кислот и оснований! Быв:1) сост из слаб кисл и её соли(ацетатн буф сис СН3СОО(-)/СН3СООН в рас-ре СН3СООNa и СН3СООН (рН=3,8..5,8); 2) слаб основ-е и его катион В/ВН(+),напр: аммиачн буф сис-ма NH3/NH4(+) в рас-ре NH3 и NH4Cl (рН=8,2..10,2); 3) анионы кисл и средн соли и 2 кисл солей,напр: фосфатн буф сис-ма HPO4(2-)/H2PO4(-) в рас-ре Na2HPO4 и NaH2PO4 (рН=6,2-8,2)-здесь анион Н2РО4 явл слаб кисл-ой! 4) ионы и молекулы амфолитов-к ним относ-т аминокисл и белк буф сис-мы.если сумарн заряд аминокисл и белков =0, то рас-ры этих соед-ий не буферные!Если добав кисл или щелочи, то переходят в форму белок-кисл или белок-основ-е!При этом 2 формы белка:а) слаб белок-кисл+соль этой кислR-CH вCOO(-)нNH3 +H(+)(основание А)обрR-CH вCOOH нNH3(сопряж к-та НА) б) слаб белок-осн +соль этого основ-яR-CH вCOO(-) нNH3(-) + OH(-)(к-та ВН+)обрR-CH в СOO(-) нNH2 + H2O(сопряж осн) R-макромолек остаток белкаТ.е. этот тип буф сис-м может относ-ся к 1 и 2-ому типу! Мех-м: СН3СООН обр стр СН3СОО(-)+Н(+), СН3СООNaСР3СОО(-)+Na(+), СН3СОО(-)+Н(+)обр стр СН3СООН, СН3СООН+ОН(-)обр стр СН3СОО(-)+Н2О-в основе лежит кисл –осн равновесие! Колич хар-ки:Буф емкость(В)-кол-во кисл или щелочи, добавление кот-го к 1 л буф рас-а изменит рН на единицу!Изме-ся моль/л! Харак-т спос-ть буф рас-ра противодейс-ть смещен реакции среды при добавл кисл и щел!Она опред-ся так: В по кисл= n(1:zHA)/|pH-pH0|V(бр)=с(1: zHA)* V(НА)/ |pH-pH0|V(бр)! В по щел= с(1: zВ )* V(В)/ |pH-pH0|V(бр), где V(НА),(В)- объем добавл кисл или щелочи(соответ-но), с(1: zВ) и с(1: zHA)-моляр концентр эквивалента кисл и щелочи, V(бр)-объем буф рас-ра, рН0, рН-знач-е рН буф рас-ра до и после добавки щел или кисл, |pH-pH0-разность рН по модулю! Буф емкость завис от: 1) кол-ва компон-ов(больше-выше ), 2) от рН буфера(наиб способ-ть противост измен-ю рН, при рн=4,76! Буф емкость макси в зоне буф действия. Зона буф действия рН=рК-+1! 3) и от соотнош-я компон-ов( макс при 1:1)

Сопряженные кислотно-основные пары B/BH(+) и А(-)/НА наз-ют буферными!(здесь В-основан, ВН-сопряжен кислота, НА-кислота, а-сопряж основание)!Он игр важн роль в поддерж-и кислотно-основн равновесия в орг-ме! Кислотно-осн равн-е в крови обеспеч-ся гидрокарбон, фосфатн и белков буф сис-ми!ГИДРОКАРБОН:сост из H2CO3 и сопряж основ-я HCO3(-), причем угол кисл-та обр-ся при взаимод-ии расвор-го в плазме СО2 с водой: СО2(р)+ Н2О обр стр H2CO3! рН этого рас-ра опред-ся урав-ем ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА как отношение концентрац-й Н2СО3 и соли NaHCO3: pH=pKal(H2CO3)+lg c(NaHCO3)/c(H2CO3), в конечн счете выр-е приним вид pH=6,36+lg c(NaHCO3)-lg p(CO2), где 6, 36-отриц логарифм константы диссоц-ии угол кислты, р(СО2)- парциал давлен СО2 в альвеолах легких!Избыток СО2 в крови привод к АЦИДОЗУ, когда рН<7,4!Эта буф сис-ма действует как эффект физиол буфер около рН 7, 4!Буф емкость по кислоте Вк=40 ммоль/л плазмы крови, по щелочи Вщ=1-2 ммоль/л плазмы крови!Фосфат буф сис-ма:сост из слаб кисл Н2РО4(-) и сопряж основ-я НРО4(2-), в основе её действ-я кислотно-осн равновес: Н2РО4(-)обр стрН(+)+НРО4(2-)! Она может сопртивл-ся измен-ю рН от 6,2 до 8,2!Из ур-я ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА получ: рН=7,4=6,86+lgc(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-)), где 6,86=рКа(Н2РО4(-), отсюда lgc(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-))=7,4-6,86=0,54 и c(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-))=3,5!Эта сис-ма имеет более выс емкость по кисл, чем по щел(Вк=1-2ммоль/л, Вщ=0,5ммоль/л! Фосф буф сис-ма-менне мощная по сравн с гидрокарб! Белковая:из белка-основания и белка- соли R-CH:COO(-) иNH2(белок-осн) +H(+)обр стр R-CH:COO(-) и N(+)H3(белок-соль)(в средах близким к нейтр белок основ-е преоблад)!Осн часть белков плазмы крови сос-т АЛЬБУМИНЫ и ГЛОБУЛИНЫ, изоэлектр токи этих белков рылежат в слабокисл среде(рН=4,4-6,3), поэтлму при рН 7,4 белки нах-ся в формах белок-осн, белок-соль! Их буф емкость завис от концентр белков, их вторич и третич струк-ры и числа протон-акцепорн групп. Буф емкость по кисл выше: для альбуминов=10ммоль/л, для глобулин=3ммоль/л! Буф емкость св аминокислот плазмы мала и по кисл и по щелочи, т.к. аминокисл имеют рКа далекие от рКа=7(кроме гистидина, рКа=6).

26

Комп. Соед. — частицы, кот. образуются в результате присоединения к данному иону, др. ионов- лиганд.

Лиганды – атомы, располагающиеся вокруг комплексообразователя. Лигандами могут быть в виде молекул (H₂O, CO, NH₃ и др.), анионы (OH⁻, Cl⁻, PO₄³⁻ H⁺.и др.).

Внутренняя сфера комплексного соединения – центральный атом со связанными с ним лигандами.

Внешняя сфера комплексного соединения – остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями.

Координационное число – число - связей, образуемых центральным атомом с лигандами.

Классификация

По заряду комплекса

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H₂O, NH₃ и др.). Пр: [(Zn(NH₃)₄)]Cl₂ — хлорид тетраамминцинка(II), [Co(NH₃)₆]Cl₃ — хлорид гексоамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы: когда комплексообразователь -атом с положительной степенью окисления, а лиганд- анион. Li[AlH₄] — тетрагидридоалюминат(III) лития
3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а так же положительного иона. Пр: [Ni(CO)₄] — тетракарбонилникель ,[Pt(NH₃)₂Cl₂] — дихлородиамминплатина(II)

По числу мест занимаемых лигандами в координационной сфере

1) Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н₂О, NH₃, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN⁻, F⁻, Cl⁻, OH⁻,

2) Бидентатные лиганды. H₂N — CH₂ — COO⁻, ⁻O — CO — CO — O⁻, СО₃²⁻, SO₄²⁻.

3) Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своем составе несколько групп −С≡N или −COOH.

По природе лиганда

1) Аммиакаты —: [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Co(NH₃)₆]Cl₃, [Pt(NH₃)₆]Cl₄

2) Аквакомплексы — [Co(H₂O)₆]Cl₂, [Al(H₂O)₆]Cl₃

3) Карбонилы — [Fe(CO)₅], [Ni(CO)₄].

4) Ацидокомплексы — кислотные остатки. K₂[PtCl₄], H₂[CoCl₄], H₂[SiF₆].

5) Гидроксокомплексы — Na₂[Zn(OH)₄], Na₂[Sn(OH)₆]

27

УСТ.КОП.При раств К внеш сфера нацело диссоциир-т как сильный электролит.К2[HgJ4]2K(+)+[HgJ4](2-).Внутр.сфера-слаб электролит,диссоциир обратимо и ступенчато.Кажд ступени дисс-ции соот-т конст-та неуст-ти Кнi .Общ конст неуст-ти= Кн=Кн.i*Kн.ii*….или для [MLn]обрM+nL, Kн=[M][L](n)\[MLn].Конст уст=Куст=1\Кн.Чем больше Куст ,тем прочнее комплекс,тем меньше в р-ре конц-ция [M] и [L].Токсичность:обусловлена протеканием в орг-зме реакции:МбL+МтобрМб+МтL,где Мб-биогенн мет ферментов(Fe,Zn,Co,Cu),Мт-тяж мет(Pb,Hg,Cd,Cr,Ni)если уст-ть МтL больше,чем МбL то происх-т накаплив-е Мт и токсикоз.Комплексоны примен-т в лечебной практике ,т.к. они обр-т более прочные комплексы с ионами Hg(2+),Cd(2+) чем комплексы с белками Hg(2+)+Ca(2+)Na2(тетацин)*ЭДТАCa(2+)+Hg(2+)*ЭДТА(уст-в,малотокс,вывод ч\з почки)+2Na(+)Комплексометрия(хелатом)-это опр-е конц-ции ионов металлов с помощью комплексонов.Наиболее известен комплексон III(трилон Б)-двунатривая соль этилендиаминтетрауксусной к-ты(ЭДТА)В.NaOOCCH2-- н.HOOCCH2-- N-CH2-CH2-N--вCH2COONa --нCH2COOH 2Na(+)+H2J(-2).К. исп-т для опр-я Ca(2+),Mg,Sr,Zn,Pb(2+).при опр-ии жесткости воды индикатор-эриохром черный Т,кот обр-т с Са Mg тоже комплексы,но менее прочные,чем трилон Б в аммиачном буфере:МInd(-) красный+H2J(2-)+NH3обрMJ(2-)+HInd(2-)голубой+ NH4(+)

В виде комплексных соединений в орган-ме сущ-ют микроэлементы. МФ-представляют собой биокластеры, полости которых образуют центры ферментов. В полости нах-ся метал, кот взаимодействует с донорными атомами связывающих групп-ОН, SH, H2N, СОО….)Сам известн МФ: КАРБОАНГИДРАЗА, КСАНТИНОКСИАЗА, ЦИТОХРОМЫ! В завистимости от биол функции, биокомплексы делят на: транспортные, аккумуляторы, биокатализары, активаторы инертных процессов!трансп биокомплексы доставляют кислород и биометаллы(координирующим металлом явл никель, цинк, железо и др)!Роль аккумуляторов выпол-ют миоглобин и ферритин! Катализатор:напр усиливает действие гормонов(металл-MnII)! Биокомплексы важны для норм деят-ти организма!

29

Величина, характер-щая способность проводить Эл ток, наз-ся электропроводностью! Раствор электролитов –проводники 2-го рода, обладают ионной Эл проводимостью(L=I:E, сила тока/ЭДС! Удельн Э-(овальный икс)-электропроводность столба раствора длинной 1м и площадью сечения 1м2. Единица измерения Ом(-1)*м(-1). Молярная Э – (лямбда) электропрово-ть объёма раствора, содержащего 1 моль вещ-ва, заключенного м/у электродами, стоящими др от др на растоя-ии 1 м!лямбда=удел элктропр-ть /(1000*С), Ом(-1)*М(2)*моль(-1), где С-молярн концентрация. УЭ и МЭ зависят от концентрации электролита. У сильн и слабых электролитов с ростом разбавления, моляр электропровод-ть стремиться к максим значению, кот наз-ся Предельной электропро-тью(лямбда со знакм бесконечности внизу)! Закон Кольрауша:Предельная молярная электропр-ть раствора электрол-та равна сумме молярных подвижностей анионов лямбда – и катионов лямбда +, входящих в состав этого электролита!лямбда бескон=лямбда плюс +лямбда минус, лямбда+-=F*U+-, где u+- это скорость движен-я иона прии бесконеч разбавлении и напряж-ти Эл поля 1В/м-это наз-ся Эл подвижностью!Моляр подвиж-ти даны в таблицах). УЭ и МЭ увеличива-ся на 2% с увелич-ем темп на 1градус!Влияет напряжение >10(-4) В*см(-1).

31

Поверхностная энергия Гиббса.Поверхн явл-я- процессы, происх-ие на границе раздела фаз в межфазн поверхн слое и возника-ие при взаимодействии сопряжен фаз!Сист-мы с очень развит поверх-ю наз-ся жив организмы (напр, кожа-1,5м2, скелет-2000км2..) Уделная поверхность:Sуд=S:V, S=S:m, где S-площ поверх-ти, V-соответст ей объем, m-масса дисперс фазы. G=Gv+Gs=kV+Sсигма(как о с хвост верх прав), отсюда ПОВЕРХ ЭНЕРГИЯ ГИББСА: Gs=S*сигму! Сигма-поверхн натяжен-е. равное энерг Г 1м2 поверхности, или работе по увелич-юповерх-ти на 1 м2. Едн-ца измерен-я сигмы:ДЖ/м2 или Р/м.Поверност натяж обусловлено некомпенсир-ым полем межмалекул сил на межфазн поверх-ти! Чем силн межмолек взаимод-е, тем болтше сигма!(сигма алмаз-11400 Дж/м2, Н2О-72). При Т стрелка вверх сигма стрл-а вниз, при Рвверх сигма(ж-г) вниз!Методы определ-я сигмы:1) метод счета капель,2)м. наиб давлен в пузырьке возд-ха, 3) капилляр метод, 4) по растворимости, 5) по темпер плавл-я!

Когда метал погруж-ся в воду или раст-р его соли, часть ионов метала переход в рас-р(Ме2+). Мет-л заряж-ся отриц-но, возник-т двойн электрич слой и скачок потенциала(элект потенциал)-ФИ! Фи зависит от1) св-в мет-ла 2) концентрации соли(с). Метал может зарядиться положи-о, если идет осаждение ионов(М+») на метал. Этот процесс обратим…Электрич работа перевода 1-го моля из рас-ра на метл или обратно: A=-dG=Z*F*фи, где Z-заряд иона, F-число Фарадея, фи-потенц электода. Используя уравн-е изотермы -dG=-RTlnKc, получаем фи=фи0+RT/ZF*ln[Me](z+)-уравн-е НЕРНСТА! Фи0-стандартн потециал электрода, кот возник на мет-ле, погружен в 1 моль/л рас-р своей слои и измер-ый относительно нормал водород электрода! Pt, H2|H(+)-это водород электр-д! фиH2|H(+)=OB при РН2=1атм, фиH2|H(+)=RT:F*ln[H+]:PH2! Если фи0 мет-ла>фи0 водород элект-да его счит положит-м, если меньше-отрицат-м! если располагать мет-лы по мере возраст их фи0, получ-ся ряд напряж-ти мет-лов!Окисл-вост Э(Red-OX)-инертн мет-л (Pt, Pd), опущ-ый в рас-р, содерж-ий окисл(ОХ) и восстановл-ую (red) форму вещ-ва! Протекает реакция:Ox+Z eобр стр Red или Ox+Z e+mH(+)обр стр Red! УРАВН ПЕТЕРСА: фиRed/Ox= фи0R/o+(RT/ZF)*ln([OX]/[Red])!фи0-стандарт окис-воост потенц-л, когда концентр-ии всех участв-х вещ-в =1моль/л!

32

Адсорбция-самопроизв изменен-е кнценр-ии растврен-го вещ-ва на границе раздела фаз!измер-ся моль/см2,г/г,моль/м2Изотерма Адсорб-и-зависимость Адсорб от равновесн концентр-и растворе-го вещ-ва при пост темпер!на границе жидкость-газ А вычисл-т с пом УРАВНЕНИЯ ГИББС(выведено на осн 2-го начала термод):Г=-(dсигма/dc)*(c/RT), где Г-кол-во адсорб-го вещ-ва, моль/м2; c-моляр конценр-я раств-го вещ-ва,моль/дм3; R-газ постянная=8, 32 Дж/(моль*К); –(do/dc)-поверхностная актив-ть!, т.е чоб найти А, надо знать поверхност акти-ть при данной концентр и темпер!:Большая конц-А предельного значения, выше темпер-меньше А! Для описания Изотерм исп-ют изотермы Ф и Л!Ф: А=Кфс(n), Кф-константа, равная Адсор-и при равновесн концентр-и, равной 1; n-константа, опред-ая кривизну изотермыА(от 0,1 до 0, 6)-применимо при средн знач-ях равновес концентр-й, ля нахожден-я его приводят к урав-ю прямой:lgГ= lgКф+ nlgс!Л:А=Абесконеч*(с/альфа+с), где Абескон-константа, равная предельн Адсорб при относително больш равновес концентрациях, альфа- это константа=отношение конст скорости десорбции конст скорости адсорбции, она численно совпад с равновес конц-ей! Уравнение Л описывает ход изотермы при всех возм значениях равновес концентраций растворен вещ-ва!При мал конц, ур-е: А=(Абескон/алфа)*с! При больш конц, когда с> или =алфа:А=Абескон!

33

Адсорбция(Г) – самопроизв изменение концентрации раствор-ого вещ-ва на границе раздела фаз, измеряется в моль/см(2) или моль\м(2). В рас-рах сильн электролитов растворенное вещ-во нах в полностью ионизированном состоянии, поэтому их А имеет ряд особенностей!основными факторами, влияющими на специфичность А сильных электролитов явл. знак заряда поверхности адсорбента, величина и знак заряда иона, его радиус и степень сольватации! На положительно заряж поверхности адсорбента адсорбируются АНИОНЫ, на отрицательно заряженных – КАТИОНЫ!

Адсорбционная способность ионов возрастает с увеличением их заряда. Кроме того, адсорбционная способность больше у тех ионов, радиус которых в сольватированном состоянии меньше. С соответствии с этим правилом, ионы по их адсорбционной способности располагаются в опред последовательности, кот наз-ся ЛИОТРОПНЫЕ РЯДЫ!Cs(+)>Rb(+)>NH4(+)>K(+)>Na(+)>LI(+) (уменьшение адсорбции, уменьшение радиуса иона, пм) NO3(-)>I(-)>Br(-)>CL(-)>F(-)-(257, 216, 195, 181, 136)

Есть 3 вида адсорбции: эквивалентная, избирательная и обменная! ЭА встречается редко, характеризуется тем, что катионы и анионы адсорбируются на поверхности адсорбента в эквивалентных кол-вах. ИА -подчиняется правилу амер. физико-химика К.Фаянса:на поверхности адсорбента преимущественно адсорбируются те ионы, кот. могут достраивать кристалическую решетку этого адсорбента!пример-зарядка поверхности кристалического осадка серебра иодида. Ионнообменная А –процесс,в котором адсорбент и раствор обмениваются одноименно заряженными ионами в эквивалентных кол-вах. Например: RM1+M2(+)(еще обратная стрелка) RM2+M1(+), где RM1-адсорбенты, содержащие катион M1и способные к обмену с катионом М2 в растворе.получили название ионитов-твердые природные или синт вещ-ва, практически нерастворимые в воде!ИОННЫЙ ОБМЕН-процесс обратимый, что дает возможность регенирировать иониты(промыв кислотой и щелочью).

Х.А – между адсорбантом и адсорбентом протекает реакция, образ. хим связи и образ новое соединение. Хемосорбция необратима, а физич. обратима. Теплота хим адсорбции >> физч ад.Е активации физич адсор =0. С повышением температуры физич адсор уменьшается, а хим-увеличивается!Хромотография - динамич метод анализа, основан на многократно повторяющ-ся прцесах сорбции и десорбции! Выделяют 2 фазы: неподвижная-адсорбент, подвижная – которая фильтруется ч\з неподвижную фазу вместе с разделяемыми вещ-вами! Её используют в анализе крови на алког, и наркотики!

34

Дисперсной наз сиситему, состоящ-ю из дисперсной фазы-совокупности раздробленных частиц и непрерывной дисперсионой среды, в кот-ой эти частицы нах-ся во взвешенном состоянии. Количественно системы характ-ют: 1) наимен размер(а,r-сферич и кубич тела, нить капилляра), 2) дисперсность Д=1/а=1/r, 3) удельная поверхность-S=Sудел1\V1.Для хар-ки раздроблен-ти дисперсн фазы Думанский ввел понятие степень дисперсности сигма=1:d или d(-1) для несферических частиц, где д-средни диаметр!

ДС различ-т по 1) степени диспер-ти а) коллоидные-кровь, слюна(а=10(-9)-10(-7)м или высоко диспес-ые, б) истинный раствор, а<10(-9)м, в) грубодисперсные(аэрозоль, пена)-а>10(-7)м до 10(-3)м 2)по агрегатному состоянию фаз

Ф

с

О

н

П

Г

Г

-

И

В

Г

Ж

Г

П

П

Г

Т

Г

П

А

Ж

Г

Ж

А

К

Ж

Ж

Ж

Э

М

Ж

Т

Ж

К

З

Т

Г

Т

А

Д

Т

Ж

Т

С

С

Т

Т

Т

К

м

Методы получ-я ДС 1) диспергирование(измельчение крупн до мек частиц с пом ультразвука, электролитов)!2)Конденсация-атомы и молеклы объедин-ся в агрегаты, 2 типа:а) хим(хим реакция с образовам малораств-ых вещ-в),б) физич(напр, электролиз)!

35

Коллоидные частицы представляют собой образования со сложной структурой – мицеллы. М состоит из электорнейтрального агрегата и ионогенной части. Масса М сосредоточена в агрегате, кот состоит из множества атомов и молекул. Агрегат может иметь как аморфное так и кристалл-ое строение. Ионогенная часть М делиться на адсорбционный и диффузные слои. В рез-те избирательной адсорбции ионов или ионизации поверхностных молукул, агрегат приобретает заряд. Ионы, определяющие заряд агрегата, наз-ся потенциалопределяющими, и агрегат с этими потенциалопределяющими ионами образуют ядро! С заряженной поверхностью ядра связано некоторое кол-во ионов противоположного знака – противоионы. Потенциалопределяющие ионы и противоионы образуют адсорбционный слой. А агрегат с адсорбциооным слоем называют гранулой. Заряд гранулы равен сумме зарядов противо- и потенциалопределяющих ионов. Напр: золь AgCl, стабилизатор AgNO3: {m AgCl*nAg(+)*(n-x)NO3(-)}x(+)*xNO3(-) частица +,золь AgCl,стабилиз NaCl(избыток){mAgCl*nCl(n-x)Na(+)}(x+)*xNO3(-)слюна- кол. сист. сост. из мицелл фосфата кальция {mCa(PO4)(2)*nHPO4(2-)*(n-x)Ca(2+)}xCa(2+)Конц. Фосфата в слюне в 2 раза выше.,чем концентр кальция

36

Дисперсной наз сис-му, состоящ-ую из дисперсной фазы-совокупности раздроб частиц и непрерывной дисперсионной среды, к кот эти частицы нах-ся во взвешен сост-нии! Для полученя ДС надо:1) достичь коллоидной степени Дис-ти, 2) подобрать дисперсионную среду, в кот вещ-во дисперсной фазы не растворимо 3) подобрать стабилизатор, кот дает устойчивость сис-ме (в кач-ве стабил-ра испол-ся белки, полисахариды и т.п.)Образовывать кол рас-ры в воде могут металлы, кислота, соли…

По способу достижения колоид степени разли-ют методы:ДИСПЕРГАЦИОННЫЕ(путем дробления более круп частиц) и КОНДЕНСАЦИОННЫЕ(путем объедин-я атомов, молекул, ионов)Диспер методы:а) механ дробление-с пом шар-х и коллоидн мельниц в присутствии жидк дисперсии-ой среды и стабилиз-ра б)измельчение ультразвуком в) электрич диспергирование-для получения золей метал-ов г)химич дисперг-ние –химич воздействие на осадок.Конденсационные мет-ы:а) физич конденсация-метод замены растворителя, б)хим К- испл-ся люб реакции, в рез-те кот образ-ся труднораств соед-я.(напр, гидролиз FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(т)+3HCl, окисление 2H2S(p)+O2=2S(т)+2H2O, обмен agNO3+Kl=Agl(т)+KNO3, …)Методы очистки:диализ, электродиализ, фильтрация, ультрафил-ция. ДИАЛИЗ-удаление с пом мембран низкомолекул соед-нийиз коллоид раств-ов и ВМС, т.к. мембраны пропуск малые частицы и задерж коллоид час-цы. ЭЛЕКТРОДИАЛИЗ-исп-ют для увелич-я скорости диализа низкомолекух электролитов (в диализаторе пост электр поле). ФИЛЬТРАЦИЯ-исп-ся для очистки от примесей (кол частицы проходят ч/з поры обычн фильтров, а более круп частицы задер-ся!УЛЬТРАФ-Я- продавливание разделяемой смеси ч/з фильтрыс порами, кот пропуск-т только молекулы низкомолек вещ-в!Есть КОМПЕНСАЦИОННЫЙ ДИАЛИЗ-примен-т когда надо освободить р-р лищь от части низкомолек примесей!раст-ль заменяют раст-мо низкомол вещ-в!

Мол-кин св-вами наз-ся св-ва, обусловленные хаотическим тепловым движе-ем частиц.различия м/у м-к св-вами истин и коллоид рас-ров носят только количеств хар-р!БРОУН ДВИЖ: хаотич Теплов движ-е частиц дисперс фазы под действием ударов молеукл дисперсион среды! Присуще для частиц >10(-6)мМера Броун движ-я :среднее квадратичное проекции смещения частицы- dX=квадр корень из kбtT/3Пrn(с хвост), где k-константа Больцмана, 1.38 Дж/К, t-время,с; T-темпео,К; r-радиус частицы,м; n с хвост-вязкость,Н*с/м(2).-это уравн-е Эйнштейна! Диффузия:-самопроизвол выравнивание концентраций вещ-ва во всез точках системы! описывается законом Фика:скорость диффузии прямопропорц-а площади поверх-ти, ч/з кот-ую проходит вещ-во, и градиенту его концентрации:dm/dt=-Ds*dc/dx, где dm-масса вещ-ва, прошедш-го за время dt(с) ч/з поверх-ть площадью s(см2), D-коф диффузии,м2\с; dc/dx-градиент концентр-ии, кг*м(-4). Коф Диф прямо пропорц-ен абсол темпер и обратно пропорц радиусу частицы и вязкости среды!Осм.Давлен: подчин-ся закону ВАНТ-ГОФФА :Посм=kбcvT, где cv-частичн концентр-я,м(3); T-темпер, К!или Посм=3mдф*kбT/4ПVr(3)p, где r-ракдиус частиц, p-плотность дисперсн фазы, V-объем системы, mдф-масса дисперсн фазы!Седиментац.Равновес:СЕДИМЕНТАЦИЯ-оседание частиц дисперсн фазы под действ-м сил разн природы(гравитац, электрич)!Оседание происх-ит с пост скоростью, когда сила тяж-ти =силе трен, отсюда скорость оседания: u=(r(2)/n)*(p-po)g, где r-радиус частицы, p-плотностб дисперс фазы, po-плотность дисперсион среды, g –ускорен силы тяж-ти!

Диспер сис-мы-гетероген системы с больш поверх-тью раздела фаз. Состоят из дисперс среды(растворитеь) и дисперс фазы(раздробл вещ-во)! Оптич св-ва меня-ся в завист-ти от соотнош-я м/у диаметром 2r частиц дисперс фазы и длинной волны лямбда. Если 2r значит-но >лямбды, то происх-т отражение, преломление и поглащ-е света(поэтому грубодисперс сис-мы мутные)!Если 2r-~лямбде падающего света, то дифракцион-е рассеяние света, когда кажд частица –источник вторич-го света. Наблюдают ОПАЛЕСЦЕНЦИЮ-различие окраски коллоидов в проходящем и рассеянном свете. Интенс-ть светорассеяния (Рэлей):I=Io*k*p*(cv*r(6):лямбду в 4степени), где I, Io-интен-ть рассеян и пад света, Вт/м(2), k-константа Релея,м(3), cv-частич концентрация золя(м-3), лямбда-длина волны пад света(м), r-радиус частицы(м)! УЛЬТРАМИКРОСКОПИЯ-определ-ние размера коллоид частиц по числу светящ-ся частиц (N) в наблюд-мом объеме рас-ра(Vp-p)!r=куб корень из 3w8Vp-p/ 4ПиpCv!Поглащ света коллоидами проис-т по закону БУГЕРА-ЛАМБЕРТА-БЕРА:D=ln(Io/Iпр)=оптич плотность.Электрокин св-ва(Рейс)!перемещение дисперс фазы или дисперс среды под действием внеш электр поля или разности потенциалов при перемещ-и дисперсной и диспесион срды др относ др наз-ся ЭК явлениями!Св-ва:1)ЭЛЕКТРОФОРЕЗ:движение частиц дисперс фазы в пост эл поле к противополож электроду.2)ЭЛЕКТРООСМОС- движение частиц дисперсион среды в пост эл поле к противополож электроду.По скорости этих процессов опред-т заряд частиц. Потенциал течения возникает при механ продавливании жид-ти ч/з порист перегародку. Потенциал седементации-при осаждении дисперсных частиц!Причина этих явл-ий-наличие заряда у коллоид частиц и их среды!

39

К- это потеря коллоид сис-мами агрегативной устойчивости! Она вызывается мех воздейс-м, измен темпер-ры, добавл электрол-ов, диализом и т.п.) Процесс К дел-ся на 2 стадии: СКРЫТАЯ-стадия, при кот-ой не наблюд-ся внешн изменения золя! О ней сдят по измен-ю осм давления, скорость диффузии, интенсив-ть Броун движ-я…ЯВНАЯ К- такой прцесс, кот можно увидеть невооруж взглядом; о ней судят по измен-ю цвета, выпад-ю осадка и т.п. Процесс К нач-ся при достиж-и опред концентрации электр-ов! Миним конц электролитов, при кот-ой нач-ся К, наз-ся ПОРОГОМ К! Сп=Соэ*Vэ/(Vэ +Vзоля), где Соэ –исход моляр конц электролита, Vэ-его объем! Величина обратная ПК –сп, наз-ся КОАГУЛИРУЮЩЕЙ СПОСОБНОСТЬЮ! Vkc=1/cп! К подчин-ся правилу ШУЛЬЦЕ-ГАРДИ: коагулирующая способ-ть электролита возраст с увеличением заряда коагулир-го иона, а коагулирующим действием обладает ион, заряженный противоположно грануле! Сейчас есть отклонения от правила Ш-Г: на порог К влияет не только заряд; еще радиус коагулирующ иона и природа иона!Коллоид рас-ры+электролиты с многозарядн ионами=ЧЕРЕДОВАНИЕ ЗОН КОАГУЛЯЦИИ(сначала явная коагул, потом частицы осадка опять переход в золь).(При этом наблюд различ закономер-ти: вычитание, сумирование и усиление коагул действия) ПРИВЫКАНИЕ-повыш устойчивость золя к коагулир действию электрол-а при уменьшении скорости его поступления. Взаим К- образование осадка при смешивании 2 коллоид рас-ров с разноименн заряж частицами. К. в этом случае происх-ит если сумарн заряд частиц одного золя нейтрализ-т ссумарн заряд другого!

Коллоид ПАВ(полуколлоиды)-вещ-ва, кот в завис-ти от концентрац образ-т истин рас-ры, коллоидн рас-ры или гели! Они содержат 10-22 атома углерода в гидрофобн части (----0) и сильно полярн группу( СООН, NH2)

Критич Конц мицелообразв-я: концентрац ПАВ при кот-ой нач-т происх образов-е мицелл. При ККМ все св-ва рас-ров изменяются скачкообразно. Значение ККМ завис от природы коллоидн ПАВ, темпер и примесей посторон вещ-ей!Напр: ниже темпер-ниже ККМ! Важн св-во коллоидн ПАВ- СОЛЮБИЛИЗАЦИЯ- самопроизв переход нераствор или малораствор низкомолек соединений в водн фазу в присутств коллоидн рас-ров! растворение неполярн вещ-в в рас-рах ПАВ с концентрац >ККМ, это явл-ся основанием их использ-я в кач-ве моющ средв-в, пенообразователей! Липосомы: сферич мицеллы, кот образ-ся в сис-ме вода-фосфолипиды при встряхив-и! Это модель биолог мембран, они исполь-ся для достваки лекарств к органам или внутрь клеток+ можно изучать приницаемость мембран и влияние на неё разл факторов!

41

ВМС-вещ-ва, молекулы кот состоят из очень большого числа (>10(3)) химически связанных атомов. Повтряющаяся структурная единица ВМС-мономерное звено, кот повторяется n –раз.ВМС могут нах-ся в крист,аморфн.,жидк виде. Есть 2 класса ВМС по типу мономерных звеньев: полимеры(получаются по реакции полимеризации; пример:полиэтилен, каучук) и прочие ВМС(получаются по реакции поликонденсации; пример: белки, полиамиды, полисахариды. Растворы ВМС быв по структуре: линейные(желатин,каучук(,разветвл(крахмал),лестничные(целлюлоза),сетчатые(трехмерные полимеры)Свой-ва полимеров имен-ся при добаве низкомолек соединений;1) Пластификация- повышение пластичности П при небольшом кол-ве НМС.!R=k*корень из M 2)Набухание-процес проникновения растворителя в полимерное вещество,сопровождаемый увеличением объема и массы образца. (молекулы НМС обладают большей подвижностю и при набухании проник внутрь, раздвигая цепи, увеличивая объем) Количественно Н измер-ся степенью набухания &м=м-м0:м0 или &v=V-Vo:Vo,где м0-нач масса,V-объем набух образца. При Н изменяются ЭНТАЛЬПИЯ(незначительно) и ЭНТРОПИЯ(dGнабух.=dG1,2=dG2,3) dG набухания отрицательна(dG2,3=-TdS2,3<0) и в соответствии со 2-ым началом термодин-ки набух-е ВМС-самопроизвольный процесс! Степ.Н. зависит от а)жесткости полимер.цепей,у жестких полимеров с больш числом попереч связей м/у цепями степ.Н. невелика; б)от его природы и природы растворителя( П набухает лучше в растворителе, молекул взаимодействия кот-го с макромалекулами велики; в) присутствия электролитов, рН среды, температуры!3)Вязкость(внутренне трение)-мера сопротивления среды движению. Её характеризует кофф-ом вязкости-n. Ели обозначить Коф вяз-ти растворителя ч\з n0, а коф вяз-ти раствора ВМС ч\з nр-р, то их отношение nр-р/n0 будет равно отношению времен t\t0 истечения через капилляр и называться 1)относительной вязкостью.2) удельная nуд.=n-n0/n0=nотн-1 и 3)приведенная В(n пр=n уд\с-где с-концентр ВМС в растворе! 4)Характеристическая В nпр=[n]+bc связана с молярной массой П формулой Ш-[n]=KM(&), где К-коф пропорциональности. Опред-ся экспериментом, &-показатель степени, кот измен-ся в пределах 1\2<&<1(меньше-равно, больше равно).Из формулы следует, что вязкое течение П-ов связано с конформацией молекулярных цепей и их жесткостью!

Осмотическое давление теоретически определ-ся уравнением Вант-Гоффа(п=cRT, где с-концетр. раствора).Галлер предложил п=(RT:M)c+ бета*с(2), где с-концетрац раствора, М-молярная масса, бета-коф, учитывающий гибкость и форму макромалекулы в растворе. Увеличение подвижных единиц в растворе учитывается дополнит-ым слагаемым бета *с(2). При небльш концентрациях значение этого слагаемого невелико и урав-е Геллера переходит в Ур ванта-Гоффа!Осмотический метод наиб чувствителен при определении моляр массыПолимеров! Онкотическое давление-част осмотич давления крови, создаваемое белками.

42

Р-ры ВМС более устойчивы к коагуляции по действием электролитов,чем гидрофобные золи,поэтому они адсорбирсяв р-ре на коллоидных частицах ,образ защитные пленки и защитну от коагуляции-коллоидная защита.Защитное действие р-ров ВМС зависит от природы ВМС и от природы золя.Количеств.мерой ВМС явл.1)золотое число=масса ВМС в млгр,достаточное чтоб воспрепятствовать перемене красного цв. В фиолет у 10 мл гидрозоля золота от коагулир действия 1 мл р-ра NaCl с конц 100г\л 2)Рубиновое число-масса ВМС в мг,защищ 10 мл р-ра красителя Конго красного с С=0,1 г\лот коагуляции под действием 1 мл 10% Nacl 3)Железное число-масса ВМС ,достаточная для защиты 10 мл золя Fe(OH)3 от коагуляции 1 мл 0,025 М р-раNaSO4Нарушение уст-ти р-ров ВМс:Высаливание-выделение ВМС из р-ров при введении ионов,неэлектролитов. Р-рЖелатина+этанолвысаливание.Коацервация-образование новой фазы,обогащенной полимером в виде капель или отдельного слоя,она вызывается изменением температуры или состава р-ра и обусловлена понижением взаимной растворимости компонентов р-ра.Исп-ся при микрокапсулировании лекарств

43

ВМС- высокомолекул сое-я, макромалекулы, содерж более тыс атомов! Гель (студень)-коллоидн сис-мы, кот потер текучесть в рез-те возникн-я в них внутр структур(тесто, мармелад, глины). Процесс образов-я-застудневание, гелеобразов-е, зависит от прир ВМС и темпер! СВ-ВА:Синерезис-постеп сжатие полимер сетки и выделен жид фазы,сопровожд уплотнен пространств-й структ-й сетки и уменьш объма студня. Тиксотропия-восстановл-е струк-ры студня во времени после её мех разруш-я! Колеб реакции- хар-ся колебаниями концентраций реагентов или промежут соединений и скоростей преващения! Они –основа образов-я камней в орг-ме , генерации биоритмов!Коацервация- образ-ие нов жидк фазы, обагащ-ой полимером в виде капель или отдельн слоя, она вызыв измен темпер или состава рас-ра! Происх-ит и-за взаимн расств-ти компон-ов рас-ра!
скачать