Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции

Основные понятия термодинамики.

I. Энергия

Понятие энергии – энергия -это такая характеристика движения и взаимодействия тел, которая связана с их способностью совершать изменения в состоянии системы и внешней среды.

Видов энергии очень много – механическая, тепловая, электромагнитная, ядерная и т.д. Каждая из них может только видоизменяться, т.е. превращаться в другие виды энергии.

II.

Термодинамическая система – это ограниченная область пространства, занятая ее элементами. Элементы системы (подсистемы) считаются однородными. Граница системы может быть и физической (стенки сосуда) и мысленной. Все, что вне системы – окружающая среда

Термодинамические системы бывают трех видов:

· Изолированные(нет обмена ни веществом, ни энергией с окружающей средой). Пример – герметичный сосуд с газом с теплоизоляционной оболочкой, Вселенная в целом.

· Замкнутые(нет обмена веществом с окружающей средой). Пример – герметичный сосуд.

· Открытые(есть и энерго- и массообмен с окружающей средой). Пример – костер, человек.

III. Параметры термодинамической системы

Параметры состояния системы – это свойства, однозначно характеризующие однородные части системы. Параметры делятся на интенсивные и экстенсивные. Интенсивныепараметры не зависят от количества вещества в системе (давление,температура, напряженность электрического поля и др.), а экстенсивные – зависят (объем, масса, заряд и др.)

IV.Функци состояния термодинамической системы

Параметры состояния связаны друг с другом функциональными зависимостями. Те из функций, которые не зависят от истории системы, т.е. от того, как она попала в данное состояние, называются функциями состояния. Что мы знаем об энергии – в

изолированных системах она сохраняется во времени.

Термодина́мика— раздел физики, изучающий соотношения и превращения теплоты и других форм энергии. В отдельные дисциплины выделились химическая термодинамика, изучающая физико-химические превращения, связанные с выделением или поглощением тепла, а также теплотехника. Термодинамической системой называется совокупность материальных тел, взаимодействующих, как между собой, так и с окружающей средой. Все тела находящиеся за пределами границ рассматриваемой системы называются окружающей средой.

Состояния системы: равновесное(свойства постоянны,нет потоков веществ и энергии), термодинамически обратимое(равновесны все промежуточные стадии) , стандартное.

Интенсивные параметры(зависящие от кол-ва вещества в системе- масса объем энергия)

Экстенсивные параметры(не зависящие от кол-ва- температура давление плотность)

Внутренняя энергия-энергия системы, слагающаяся из энергии кинетического движения, составляющих ее частицы и энергии потенциальной при таком движении. Работа-упорядоченная форма передачи энергии, с изменением параметров состояния системы. Теплота- неупорядоченная форма передачи.

Типы систем:изолированная(не обменивается ни Е ни m), закрытая(обмнивается только Е пример ампула), открытая(обмен и тем и другим пример живая клетка)

Процессы:

· изотермические(Т постоянная)

· изобарные(Р постоянно)

· изохорные(v постоянно)

2. Первый закон термодинамики: превращение 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 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.
Поступление пищи обеспечивает энергию, которая используется для выполнения различных функций организма или сохраняется для последующего использования. Пищевые вещества окисляются вплоть до конечных продуктов, которые выделяются из организма. C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O Живые организмы находятся в постоянной и неразрывной связи с окружающей средой. Эта связь осуществляется в процессе обмена веществ. В биологических системах термодинамически невыгодные (эндергонические) реакции могут протекать лишь за счёт энергии экзергонических реакций. эндергоническая:(1) Глюкоза + Н₃РО₄ → Глюкозо-6-фосфат + Н₂О (ΔG = +13,8 кДж/моль).

3. Второе начало 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. Необратимые процессы могут протекать самопроизвольно только в одном направлении; таковы диффузия, теплопроводность, вязкое течение и другое. Процесс называют обратимым, если он допускает возвращение рассматриваемой системы из конечного состояния в исходное через ту же последовательность промежуточных состояний, что и в прямом процессе, но проходимую в обратном порядке. 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

Стандартная эн Гиббса ΔG = ΔH – T ΔS (G, кДж):

Процесс называется самопроизвольным, если он осу–ществляется без каких-либо воздействий, когда система предоставлена самой себе. Существуют процессы, при которых внутренняя энер–гия системы не меняется (ΔЕ = 0). К таким процессам относится, например, ионизация уксусной кислоты в воде. Целый ряд самопроизвольных процессов протекает с увеличением внутренней энергии (ΔЕ > 0). Сюда отно–сятся, в частности, типичные реакции образования био–неорганических соединений альбумина (белок плазмы крови) с ионами металлов, например Сu²⁺.Изменение внутренней энергии АЕ для закрытых сис–тем не может служить критерием самопроизвольного про–текания процессов. Изолированная сис-ма: не обменивается со средой ни в-вом, ни Е.Закрытая сис-ма: не обменивается в-вом, но может обмениваться Е.Энтальпийный и энтропийный факторы. Выражение для свободной энергии Гиббса можно написать и в другом виде: ΔG = ΔН – ТΔS.1) Пусть ΔН < 0 (экзотермический процесс), а ТΔS > 0.Тогда из формулы ΔG =ΔН – ТΔS видно, что ΔG < 0 и процесс протекает самопроизвольно.2). ΔН> 0 (эндотермический процесс), ТΔS < 0 и тогда ΔG > 0. В этом случае самопроизвольный процесс не протекает, но может протекать при затрате энергии из окружающей среды.3) ΔН = ТΔS и тогда ΔG = 0. Наступает термодинамическое равновесие в системе.4) ΔН < 0 и ТΔS < 0, ΔН > 0 и ТΔS > 0. В этом случае значение ΔG зависит от того, какая из величин больше: ΔН или ТΔS.Если ТΔS >> ΔН, то ΔG < 0; если ТΔS << ΔН, то ΔG < 0.

Кинетические уравнения:

· первого порядка, V=kc (k-константа скорости реакции)

· второго порядка, V=kc²

Порядок реакции- сумма показателей степеней концентраций реагирующих вещ-в. Период полупревращений- промежуток времени, в течении которого начальное кол-во реагента или его концентрация уменьшаются в 2 раза. T1/2=ln2/k

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции.

Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа ионизации слабого электролита. Закон разведения Оствальда. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Электролиты в организме, слюна как электролит.

Электролиты – это вещества с ионными или сильнополярными ковалентными связями в водных растворах, подвергающиеся электролитической диссоциации, в результат чего образуются катионы и анионы.

Сильные электролиты – вещества, способные диссоциировать нацело. К ним относится большинство солей, а так же некоторые вещества молекулярного строения (HCl).

Слабые электролиты диссоциируют в незначительно степени, и преобладающей формой их является молекулярная (H2S, органические кислоты).

Количественно способность молекулярного электролита к диссоциации определяется степенью ионизации(она зависит от концентрации электролита):

α= Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции - student2.ru ,

где Nобщ – общее число молекул в растворе; N иониз – число молекул, распавшихся на ионы.

Константа ионизации:

K_d= Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции - student2.ru ,

Где [A],[B] – распавшиеся ионы

[AB] – не распавшееся на ионы вещество.

Закон разбавления Оствальда:

K= α²c/1- α ,

Где α – степень ионизации

С – молярная концентрация

Ионная сила раствора:

I=0.5∑с_iz_i²,

Где с_i – молярная концентрация иона в растворе, моль/л

z_i – заряд иона.

Активность иона – это его эффективная концентрация.

Активность связана с молярной концентрацией следующим образом:

a=f*c,

где f – коэффициент активности

Электролиты в организме: Na и Cl участвуют в поддержании кислотно-щелочного баланса, осмотического равновесия в организме. Са играет большую роль в построении костной ткани и зубов, в регулировании кислотности крови и ее свертывании, в возбудимости мышечной и нервной ткани. К находится преимущественно в жидкостях тела и мягких тканях, где является необходимым элементом для поддержания осмотического давления, регуляции рН крови.Mg является кофактором многих ферментативных реакций, необходим на всех этапах синтеза белка. В живых организмах Fe является важным микроэлементом, катализирующим процессы обмена кислородом. Сo входит в состав витамина В₁₂, задействован при кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. Zn необходим для метаболизмавитамина E, участвует в синтезе разных анаболических гормонов в организме, включая инсулин, тестостерон и гормон роста. Mn оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз.

Слюна как электролит является сложной биохимической средой. Количество ионов Н+ и ОН" определяет рН слюны, который в норме равен 6,9. Величина водородного показателя изменяется в зависимости от характера патологического процесса в полости рта. Так. при инфекционных заболеваниях реакция слюны кислая. Из неорганических веществ в слюне содержатся анионы хлора, брома, иода, фтора. Анионы фосфатов, фтора способствуют увеличению электрохимических потенциалов, анион хлора - переносу ионных зарядов и является деполяризатором (фактор, ускоряющий анодные и катодные процессы). В слюне определяются микроэлементы: железо, медь, серебро, марганец, алюминий и др. - и макроэлементы: кальций, калий, натрий, магний, фосфор.

Комплексоны, их применение в медицине. Ионные равновесия в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости комплексного иона. Сложные органические лиганды. Представление о строении металлоферментов. Механизм токсического действия тяжёлых металлов на основе ЖМКО.

Комплексоны - аминополикарбоновые кислоты и их производные, применяемые в методе комплексонометрии, а также для умягчения воды и др. технических целей. В аналитической практике используют нитрилотриуксусную кислоту N (CH2COOH)3 — комплексон I и двунатриевую соль этой кислоты — комплексон III, или трилон Б.

Вещества, устраняющие последствия воздействия ядов на биологические структуры и инактивирующие яды, посредством химических реакций, называют антидотами.

(Na3 СаДТПА) – пентацини (NaCa2 ДТПФ) – тримефацин. Их применяют при острых и хронических отравлениях свинцом, радионуклидами, алюминием, цинком, церием и др, (Na2СаЭДТФ) фосфицин успешно используется для выведения из организма ртути, свинца, берилия, марганца, актиноидов и других металлов.

В водных растворах комплексных соединений устанавливается равновесие, которое характеризуется константой устойчивости (Куст.) или величиной, обратной ей, константой нестойкости (Кн). Пользуясь величиной соответствующей константы, необходимо уметь рассчитывать равновесные концентрации ионов в растворе комплексных соединений в присутствии избытка лиганда и без избытка лиганда.

константа равновесия - константа нестойкости комплексного иона [Ag(NH3)2]+ :

Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции - student2.ru

Наиболее устойчивые комплексные соединения имеют наименьшие константы нестойкости.

У сложных белков, кроме белковой цепи, имеется дополнительная небелковая группа. Она называется лиганд, то есть молекула, связанная с белком.

В роли лиганда могут выступать любые молекулы:

молекулы, выполняющие в белке структурную функцию – липиды, углеводы, нуклеиновые кислоты, минеральные элементы, какие-либо другие органические соединения: гем в гемоглобине, углеводы в гликопротеинах, ДНК и РНК в нуклеопротеинах, медь в церулоплазмине,

переносимые белками молекулы: железо в трансферрине, гемоглобин в гаптоглобине, гем в гемопексине,

субстраты для ферментов – любые молекулы и даже другие белки.

Металлоферменты — ферментоы, для функционирования которых необходимо присутствие катионов тех или иных металлов. В подобном ферменте могут присутствовать несколько различных ионов металла. Катион металла при этом обеспечивает правильную пространственную конфигурацию активного центра металлофермента.

Примерами металлоферментов являются карбоксипептидаза, карбоангидраза, или селен-зависимая монодейодиназа, конвертирующая тироксин в трийодтиронин

ЖМКО

Мягкие кислоты предпочтительней координируют мягкие основания, а жёсткие – жёсткие. Таким образом, ионы ртути, свинца, таллия (мягкие кислоты) имеют большее сродство к серосодержащим лигандам, а ионы магния, кальция (жёсткие) – к кислород- и азотсодержащим лигандам.

Понятие биогенности химических элементов. Биосфера, круговорот биогенных элементов. Классификация биогенных элементов по их функциональной роли: органогены, элементы электролитного фона, микроэлементы, ксенобиотики. Окружающая среда: химические аспекты экологии.

Элементы необходимые организму для построения и жизнедеятельности клеток и органов, называют биогенными элементами.

Часть земной оболочки, занятой растительными и животными организмами и переработанная ими и космическими излучениями и приспособленная к жизни, называют биосферой

Концентрация элементов в живом веществе прямо пропорциональна его содержанию в среде обитания с учетом растворимости их соединений. Химический состав организма определяется составом окружающей среды. Биосфера содержит 100 млрд тонн живого вещества. Около 50% массы земной коры приходится на кислород, более 25% на кремний. Восемнадцать элементов (О, Si, Al, Fe, Ca. Na, К, Mg, H, Ti, С, Р, N, S, Cl, F, Мn, Ва) составляют 99,8% массы земной коры. Живые организмы принимают активное участие в перераспределении химических элементов в земной коре. Минералы, природные химические вещества, образуются в биосфере в различных количествах, благодаря деятельности живых веществ (образование железных руд, горных пород, в основе которых соединения кальция). Кроме этого, оказывают влияние техногенные загрязнения окружающей среды. Изменения, происходящие в верхних слоях земной коры, влияют на химический состав живых организмов. В организме можно обнаружить почти все элементы, которые есть в земной коре и морской воде. Пути поступления элементов в организм разнообразны. Согласно биогеохимической теории Вернадского существует «биогенная миграция атомов» по цепочке воздух> почва®вода®пища®человек, в результате которой практически все элементы, окружающие человека во внешней среде, в большей или меньшей степени проникают внутрь организма.

Для 30 элементов биогенность установлена.

Классификация биогенных элементов по их функциональной роли:

1) органогены, в организме их 97,4% (С, Н, О, N, Р, S),

2) элементы электролитного фона (Na, К, Ca, Mg, Сl). Данные ионы металлов составляют 99% общего содержания металлов в организме;

3) Микроэлементы – это биологически активные атомы центров ферментов, гормонов (переходные металлы).

Дисперсные системы - гетерогенные системы из двух или большего числа фаз с сильно развитой поверхностью раздела между ними. Обычно одна из фаз образует непрерывную дисперсионную среду, в объеме которой распределена дисперсная фаза (или несколько дисперсных фаз) в виде мелких кристаллов, твердых аморфных частиц, капель или пузырьков.

Электрокинетический потенциал и его зависимость от различных факторов. Устойчивость дисперсных систем. Устойчивость коллоидных систем. Коагуляция. Порог коагуляции и его определение. Коллоидная защита и пептизация. Коагуляция в биологических системах.

Скачок потенциалов на поверхности скольжения называется дзета-потенциалом, или электрокинетическим потенциалом. Его значение определяется толщиной диффузного слоя и числом противоионов в диффузном слое(чем меньше толщина слоя, тем меньше потенциал).

Его рассчитывают по уравнению:

ξ = ƞ*h*L/ Ɛ*Ɛ₀*U*Ʈ

где ƞ – вязкость дисперсионной среды

h – смещение границ, м

L – расстояния между концами агаровых сифонов, м

Ɛ – диэлектрическая проницаемость воды (80)

Ɛ₀ – электрическая постоянная, равная 8,85*10^-12 Ф/м

U – разность потенциалов на электродах, В

Ʈ – время, с.

Устойчивость любой дисперсной системы определяется способностью дисперсной фазы сохранять исходную степень диссоциации и равномерное распределение в дисперсионной среде.

Различают кинетическую и агрегативную устойчивость.

Кинетическая устойчивость обусловлена диффузией и броуновским движением коллоидных частиц, которые препятствуют оседанию частиц под действием силы тяжести.

Агрегативная устойчивость – способность системы к сохранению степени дисперсности. Причиной агрегативной устойчивости является наличие у коллоидных частиц электрического заряда, который препятствует слипанию частиц, а также способствует образованию развитых сольватных защитных слоев.

Потеря агрегативной устойчивости происходит путем коагуляции – укрупнения коллоидных частиц. Она может быть вызвана: действием тепла, излучений, электролитов или другого коллоидного раствора с частицами противоположного заряда. Различают скрытую и явную коагуляцию.

При скрытой коагуляции происходит некоторое уменьшение общего числа коллоидных частиц, но осадок не выпадает, видимых изменений нет. В результате скрытой коагуляции происходит изменение вязкости золя, степени дисперсности.

При явной коагуляции каждое соударение частиц приводит к слипанию, образуется осадок. Наименьшая концентрация электролита, которая может вызвать явную коагуляцию золя, называется пороговой и характеризует порог коагуляции (от 10^-5 до 0,1 моль в литре золя).

Определение порогов коагуляции визуальным методом:

Берут растворы NaCl, BaCI_2.Методом двойных разбавлений готовят по 5 растворов каждого электролита ( в пробирку отбирают 1 мл раствора электролита и 1 мл дистиллированной воды, затем из образующегося раствора отбирают 1 мл и смешивают в другой пробирке с 1 мл дистиллированной воды и т.д.) В пробирку отбирают 1 мл латекса и 1 мл раствора электролита, встряхивают и через 5-10 мин отмечают эффект коагуляции. Сравнив найденные значения порогов коагуляции электролитов, определяют знак иона-коагулятора и, соответственно, знак заряда коллоидных частиц исследуемого золя. Более точно определение порогов коагуляции можно осуществить с помощью фотоэлектроколориметра. В этом случае изменение дисперсности в результате коагуляции обнаруживают по изменению оптических свойств системы, в частности по изменению интенсивности светорассеивания.

Основные причины коагуляции под действием электролитов вызваны уменьшение дзета-потенциала вследствие:

1) сжатия диффузного слоя2) адсорбции на коллоидной частице ионов добавленного электролита, имеющих заряд, противоположный заряду гранул.

Пептизацией называют процесс перехода свежеполученного при коагуляции осадка в золь под действием пептизаторов. Пептизация – процесс, обратный коагуляции. Пептизаторами могут быть электролиты и неэлектролиты. Различают адсорбционную и химическую пептизацию.

Примером адсорбционной пептизации может служить переход в золь свежеполученного и промытого водой осадка гидроксида железа(3) при добавлении к нему небольших количеств раствора хлорида железа(3).

Пример химической пептизации: пептизация осадка гидроксида железа (3) соляной кислотой. Происходит химическая реакция соляной кислоты с частью осадка, ионы пептизаторы адсорбируются на частицах осадка.

Процессы коагуляции имеют большое значение в жизнедеятельности организма. Для сохранения постоянства физико-химических условий в организме необходимо соблюдать постоянство не только концентрации электролитов, но и их качественного состава. Например, изотонический раствор MgSO₄ будет обладать более сильным коагулирующим действием, чем раствор NaCl.

Часто необходимо стабилизировать коллоидный раствор. Такой способностью обладают некоторые ПАВ, например, желатин и другие белки, полисахариды, пектиновые вещества, обладающие так называемым защитным действием. Коллоидная защита играет важную роль в ряде физиологических процессов. Белки крови являются защитой для жира, холестерина. В крове и моче содержатся в коллоидном состоянии труднорастворимые фосфат, карбонат, оксалат кальция, стабилизированные защитными веществами белкового характера. При некоторых заболеваниях содержание защитных веществ уменьшается, что приводит к выпадению указанных солей в осадок (образование камней в почках, печени, отложение солей в суставах и др.)

Измерением защитного числа («золотого числа») спинномозговой жидкости пользуются для диагностики некоторых заболеваний, например, менингита. Лекарственные препараты бактерицидного действия – протаргол и колларгол – являются золями металлического серебра, защищенными белками.

31. Коллоидные ПАВ. Биологически важные коллоидные ПАВ (мыла, детергенты, желчные кислоты). Мицеллообразование в растворах ПАВ. Липосомы.

Пове́рхностно-акти́вные вещества́ (ПАВ) — химические соединения, которые, концентрируясь на поверхности раздела фаз, вызывают снижение поверхностного натяжения.

Основной количественной характеристикой ПАВ является поверхностная активность — способность вещества снижать поверхностное натяжение на границе раздела фаз — это производная поверхностного натяжения по концентрации ПАВ при стремлении С к нулю.

Как правило, ПАВ — органические соединения, имеющие амфифильное строение, то есть их молекулы имеют в своём составе полярную часть, гидрофильный компонент(функциональные группы -ОН, -СООН, -SOOOH, -O- и т. п., или, чаще, их соли -ОNa, -СООNa, -SOOONa и т. п.) и неполярную (углеводородную) часть, гидрофобныйкомпонент. Примером ПАВ могут служить обычное мыло (смесь натриевых солей жирных карбоновых кислот — олеата, стеарата натрия и т. п.) и СМС (синтетические моющие средства), а также спирты, карбоновые кислоты, амины и т. п.

Титриметрический анализ. Химический эквивалент вещества. Молярная концентрация эквивалента вещества. Закон эквивалентов. Точка эквивалентности и способы её фиксирования. Ацидиметрия и алкалиметрия: титранты и индикаторы.

Титриметрический анализ (титрование) — методы количественного анализа в аналитической и фармацевтической химии, основанные на измерении объема раствора реактива известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом. Титриметрический — от слова титр.

Титриметрический анализ использует различные типы химических реакций:

Молярная концентрация с – отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к объему раствора. Единицы измерения - моль/м3, (моль /л). Раствор, имеющий концентрацию 1 моль/л, обозначают 1 М; 0,5 моль/л, обозначают 0,5 М.

Молярная концентрация эквивалентов сэк (нормальная концентрация) – это отношение количества вещества эквивалентов (моль) к объему раствора (л). Единица измерения нормальной концентрации моль/л. Например, сэк(KOH) = 1 моль/л, сэк(1/2H2SO4) = 1 моль/л, сэк(1/3 AlCl3) = 1 моль/л. Раствор в 1 л которого содержится 1 моль вещества эквивалентов, называют нормальным и обозначают 1 н.

Закон эквивалентов:

все вещества реагируют в эквивалентных отношениях.

формула, выражающая Закон эквивалентов: m1Э2=m2Э1

Точка эквивалентности (в титриметрическом анализе) — теоретическая точка, соответствующая 100%-ному оттитровыванию определяемого компонента. В некоторых случаях наблюдают несколько точек эквивалентности, следующих одна за другой, например, при титровании многоосновных кислот или же при титровании раствора, в котором присутствует несколько определяемых ионов.

На графике кривой титрования присутствует одна или несколько точек перегиба, соответствующих точкам эквивалентности.

Точкой окончания титрования (подобна точке эквивалентности, но не то же самое) считают момент, при котором индикатор изменяет свой цвет при колориметрическом титровании.

Дляфиксирования окончания титрования используют визуальные (титрование с индикатором, специфическое изменение окраски р-ра) и инструментальные методы (потенциометрические).

Индикаторы представляют собой слабые органические кислоты и основания, у которых протонированная и непротонированная формы имеют различные структуры и окраску

Алкалиметрия и ацидиметрия — важнейшие титриметрические методы определения кислот или же оснований, основанные на реакции нейтрализации:

Н+ + ОН− = Н2О

Титрование раствором щелочи называется алкалиметрией, а титрование раствором кислоты — ацидиметрией.

Окислительно-восстановительный потенциал. Основными процессами, обеспечивающими жизнедеятельность любого организма, являются окислительно-восстановительные реакции, т.е. реакции, связанные с передачей или присоединением электронов. Энергия, выделяемая в ходе этих реакций, расходуется на поддержание гомеостаза

(жизнедеятельности организма) и регенерацию клеток организма, т.е. на обеспечение процессов жизнедеятельности организма соответственно в настоящем и будущем.

36. Ткани организма человека относятся к проводникам второго рода, поэтому прохождение через них электрического тока связано с перемещением положительно заряженных частиц (катионов) к отрицательному полюсу - катоду, а отрицательно заряженных частиц (анионов) - к положительному полюсу - аноду. В биологических тканях возникает ток проводимости. Подойдя к тому или иному полюсу, ионы восстанавливают свою наружную электронную оболочку и превращаются в атомы, обладающие высокой химической активностью. Этот процесс носит название терапевтического электролиза. Электропроводность растворов электролитов обусловлена перемещением ионов в электрическом поле (в отличие от электронной проводимости проводников первого рода). Электропроводность - математическая оценка способности раствора проводить электрический ток, зависит в основном от степени минерализации исследуемого раствора и его температуры. В качестве количественной меры способности раствора электролита проводить электрический ток используют обычно удельную электропроводность κ (каппа) - величину, обратную удельному сопротивлению (т.е. величину, обратную сопротивлению столба раствора между электродами площадью 1 см2, находящимися на расстоянии 1 см): χ=1/ρ, Ом-1см-1 Удельная электропроводимость- численно равна проводимости вещ-ва заключенного в объеме между двумя электродами, стоящими друг от друга на расстоянии l=1, и с S=1 м² χ=1/R*l/S Зависит от концентрации вещ-ва в растворе. Закон Кольрауша (или закон аддитивности электропроводности при бесконечном разбавлении электролитов) гласит, что в бесконечно разбавленном растворе перенос электричества осуществляется всеми ионами независимо друг от друга; при этом общая молярная электропроводность раствора равна сумме молярных электропроводностей отдельных ионов. Гидратация (от греч. hydro — вода) — присоединение молекул воды к молекулам или ионам. Гидратация является частным случаем сольватации — присоединения к молекулам или ионам веществ молекул органического растворителя. В отличие от гидролиза гидратация не сопровождается образованием водородных или гидроксильных ионов. Гидратация в водных растворах приводит к образованию стойких и нестойких соединений воды с растворенным веществом (гидратов); в органических растворителях образуются аналогичные гидратам сольваты. Гидратация обусловливает устойчивость ионов в растворах и затрудняет их ассоциацию. Гидратация является движущей силой электролитической диссоциации — источником энергии, необходимой для разделения противоположно заряженных ионов.