Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности.

Влияние кислотно-основного равновесия на гетерогенное равновесие.

Рассмотрим растворение осадка карбоната кальция с образованием малодиссоциированной слабой угольной кислоты. Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru

Влияние окислительно-восстановительного равновесия на ге-

Терогенное равновесие.

Растворение осадков может происходить в результате изменения

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

осадка со свойствами восстановителя надо подобрать довольно сильный

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

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

Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru

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

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

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

HPO42- и H2PO42- . Сопоставление значений констант растворимости

K0s (СаНPO4) =2,7*10-7

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

Затем образующееся соединение претерпевает следующие изменения:

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

Са3(РО2)2*СаНРО4;

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

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

K0s Са3(РО4)2 = 2*10-29

K0s Са5(РО4)3ОН = 1,6*10-29

Сильные и слабые электролиты.

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

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

К сильным электролитам относятся все соли, образованные сильным основанием или сильной кислотой, и большая часть солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Из наиболее важных кислот и оснований к сильным электролитам принадлежат H2SO4, HCl, HBr, HI, HNO3, NaOH, KOH, Ba(OH)2. Многие сильные электролиты кристаллизируются в кристаллах с ионной решеткой.

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

Диффузия в растворах. Закон Фика. Уравнение Эйнштейна-Смолуховского

В растворах частицы растворителя и растворенного вещества равномерно распределяются по всему объему системы вследствие своего беспорядочного теплового движения. Этот процесс называется диффузией и протекает самопроизвольно при растворении вещества или при смешивании растворов различных концентраций.

Как правило, диффузия растворенного вещества преимущественно совершается из области большей концентрации его частиц в область меньшей концентрации, т.е., число частиц растворенного вещества, проходящих в единицу времени в сторону меньшей концентрации, больше, чем их проходит в обратном направлении. Процесс диффузии заканчивается выравниванием концентрации растворенного вещества по всему объему раствора.

Скорость диффузии (n / t) измеряется количеством вещества, перенесенного за единицу времени, через площадь поперечного сечения раствора. Ее можно рассчитать с помощью закона Фика:

Скорость диффузии вещества пропорциональна площади поверхности, через которую переносится вещество, и градиенту концентрации этого вещества

∆n⁄∆t=-DS*∆c⁄∆x

Где ∆n⁄∆tскорость диффузии, моль/с; S- площадь поверхности, м²; D- коэффицент пропорциональности, м²/с, называемый коэффицентом диффузии в-ва.

А.Эйнштейн и независимо от него М.Смолуховский вывели следующее уравнение для коэффицента диффузии:

D= RT/NA * 1/6πŋr,

Где R- универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль*К); T- абсолютная температура,К; NA – постоянная Авогадро, равная 6,02*1023 1/моль; r- радиус диффундирующих частиц,м; D- коэффицент диффузии, м2/с; ŋ- вязкость среды, Н*с/м2.

Из уравнений следует,что скорость диффузии возрастает при повышении температуры и градиента концентрации и уменьшается при увеличении вязкости растворителя и размера диффундирующих частиц. С увеличение молярной массы, а, следовательно, и размеров молекул, уменьшается коэффицент диффузии и,следовательно, её скорость.

Закон действия масс?

Закон действия масс можно сформулировать так: скорость взаимодействия двух химических реагентов прямо пропорциональна их концентрациям в реакционной системе, а достижимое состояние химического равновесия зависит от скоростей прямой и обратной реакций (см. Обратимые реакции). Значит, в простом процессе A + B = C + D прямая реакция, согласно этому закону, будет идти со скоростью v1 = K1 • [A] • [B], а обратная — со скоростью v2 = K2 • [C] • [D]. Равновесие в системе установится тогда, когда v1 = v2, и величину константы равновесия.

Уравнение Фрейндлиха.

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

Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru

Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru

Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru (а) Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru (б)

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

Правило Шилова .

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

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

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

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

Расход энергии

Работа на дому- 300 кал/ч

Настольный теннис- 250 кал/ч

Ходьба - 350-450 кал/ч

Плавание- 580-750 кал/ч

Бег- 740-920 кал/ч

100) Перечислите параметры стандартного состояния системы.

Для газовой фазы — это состояние химически чистого вещества в газовой фазе под стандартным давлением 100 кПа (до 1982 года — 1 стандартная атмосфера, 101 325 Па, 760 мм ртутного столба), подразумевая наличие свойств идеального газа.
Для беспримесной фазы, смеси или растворителя в жидком или твёрдом агрегатном состоянии — это состояние химически чистого вещества в жидкой или твёрдой фазе под стандартным давлением.
Для раствора — это состояние растворённого вещества со стандартной моляльностью 1 моль/кг, под стандартным давлением или стандартной концентрации, исходя из условий, что раствор неограниченно разбавлен.
Для химически чистого вещества — это вещество в чётко определённом агрегатном состоянии под чётко определённым, но произвольным, стандартным давлением.

Второй закон термодинамики.

Второй закон термодинамики устанавливает критерии самопроизвольного протекания процессов и равновесного состояния термодинамических систем. Согласно второму закон термодинамики критериями самопроизвольности процессов и равновесного состояния термодинамических систем является изменение энтропии. Формулировка закона : Любой самопроизвольный процесс в изолированной системе приводит к возрастанию энтропии этой системы (dS>0).Самопроизвольный процесс приводит систему к состоянию равновесия, при котором энтропия достигает своего максимального значения (dS=0). Другими словами, энтропия изолированной системы не может убывать.

Третий закон термодинамики

Формулировка: При температуре абсолютного нуля (T = 0K) все идеальные кристаллические вещества имеют одинаковую энтропию, равную нулю. Третий закон термодинамики находится в согласии с формулой Больцмана (S = k·lnW), так как для идеального кристалла при абсолютном нуле W = 1, следовательно S= k·lnW= k·ln1 = 0; S = 0. Третий закон термодинамики используется для вычисления абсолютных энтропий веществ при любой температуре T.

Статистическая энтропия.

В 1877 году Людвиг Больцман установил связь энтропии с вероятностью данного состояния. Позднее эту связь представил в виде формулы Макс Планк:

Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru

где константа Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru 1,38·10−23 Дж/К названаПланком постоянной Больцмана, а Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru —статистический вес состояния, является числом возможных микросостояний (способов), с помощью которых можно составить данное макроскопическое состояние. Этот постулат, названный Альбертом Эйнштейном принципом Больцмана, положил начало статистической механике, которая описывает термодинамические системы, используя статистическое поведение составляющих их компонентов. Принцип Больцмана связывает микроскопические свойства системы ( Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru ) с одним из её термодинамических свойств ( Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru ).

Стандартная энтропия.Энтропия вещества в нормальных условиях (при температуре 25°С (298,15 К) и давлению 101 325 Па). Имеются таблицы стандартной энтропии разных веществ.Значениями энтропии веществ пользуются для установления изменения энтропии системы в результате соответствующих процессов (по закону Гесса).

103. Свободная энергия Гиббса(изобарно-изотермический потенциал). Энтальпийный и энтропийный факторы. Экзо- и эдноэрганические процессыв организме

Свободная энергия Гиббса (или простоэнергия Гиббса, или потенциал Гиббса, илитермодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности. - student2.ru , гдеU-внутр энергия, V- объемP-давление, S- энтропия

Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.)

Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)

Роль Н2О и растворов в жизнедеятельности.

Раствором называют находящуюся в состоянии равновесия гомогенную систему переменного состава из двух или более веществ. В-ва,составляющие раствор,называют компонентами условии,что учавствующие в них в-ва находяься в растворенном состоянии. Для медиков наибольший интерес представляют жидкие растворы,к которым относятся плазма крови,моча,лимфа и др. биологический жидкости,представляющие собой очень сложные смеси белков,липидов,углеводов,солей,растворенных в воде. Все биохимические реакции в живых организмах протекают в растворах.Водаучаствует в процессах ассимиляции и диссимиляции, в процессах резорбции и диффузии, сорбции и десорбции, регулирует характер осмотических отношений в тканях, в клетках. Вода регулирует кислотно-щелочное равновесие, поддерживает рН. Буферные системы активны только в тех условиях, где есть вода.

№4)Типы химических реакций

Химическая реакция-превращение одногго из нескольеих исходных веществ (реагентов) в отличающиеся по составу или свойствам химические вещества(продукты рекции). Млжнл выделить реакции основных 4-х типов: р-ии соединения,разложения,замещения,обмена. Р-ии обмена -химические р-ии, в которых из двух или более простых веществ обращуется одно сложное вещество ( С + О2=СО2).Р-ии разложения -р-ии,в которых из одного сложного вещества по элементному составу вещества образуется два или нескольких простых веществ.( 2Ag2O= 4Ag+O2). Р-ии замещения-р-ии,в которых атомы или группы атомов одного из исходных веществ замещают атомы или группы атомов в другом исходном вещетствею ( CuSO4+ Fe= FeSO4+ Cu). Р-ии обмена -р-ии,в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями( Ba(OH)2 +H2SO4 = BaSO4 +4H2O)

Также реакции делятся на : 1) Экзотермические -р-ии,в результате которых происходит выделение теплоты( СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г) + Q ). 2) Эндотермические р-ии -р-ии,в результате которых происходит поглощение теплоты ( CaCO3(кр) = CaO(кр) + CO2(г) – 179кДж ) .

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)– химические реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2(проставить степени окисления!)

Кислотно-основные реакции –химические реакции, сопровождающиеся передачей протона.

№5)Какое равновесие является гетерогенным?

Термодинамическую систему, свойства которой от точки к точке изменяются скачкообразно, называют гетерогенной. Такая система состоит из из нескольких фаз. Фаза-часть системы,отделенная от других ее частей поверхностью раздела,при переходе через которую свойства изменяются скачкомю Каждая фаза характеризуется массой, геометрическими размерами, и, главное, наличием границы раздела, отделяющей ее от других фаз. Гетерогенными системами являются, например, жидкость-пар, твердый осадок-насыщенный раствор, твердое тело-газ. Равновесия, которые устанавливаются на границе раздела фаз, называют гетерогенными равновесиями. Важную роль в организме играют гетерогенные равновесия между ионами Са2+, РО43-, ОН- и костной тканью, основу которой составляет гидроксиапатит Са10(РО4)6(ОН)2. Для нормального функционирования организма вреден как недостаток кальция, так и его избыток.Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества,вступающего в реакцию или образующегося при реакции за еденицу времени на еденицу площади поверхности фазы. Vгетерог.=ᐃn\Sᐃt ; где Vгетероген.-скорость реакции в геторогенной системе; n-число молей какого либо из получающихся при р-ии веществ; t-время ; S-площадб поверхности раздела фазы,на которой протекает реакция.

№6) Конкурирующие гетерогенные равновесия разных типов(образование комплексных соединений ,малодисоциированной кислоты,окисление или восстановление одного из ионов малорастворимого соединения)

Конкурирующие равновесия разных типовПараллельно с гетерогенными равновесиями в реальных системах

могут иметь место:

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

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

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

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

Рассмотрим систему из двух разнотипных равновесий: I.AgCl <=> Ag++ Cl-S(AgCl) = 1,1×10–10

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

Кнест. [Ag(NH3)2]+ = 6,8× 10–8

Наши рекомендации