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



страница1/3
Дата01.08.2016
Размер0.64 Mb.
  1   2   3
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!



2

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!



3

-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



5

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!



6

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!



10

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!)



Каталог: BOH


Поделитесь с Вашими друзьями:
  1   2   3


База данных защищена авторским правом ©uverenniy.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница