Коллигативные свойства растворов электролитов.

ГОсударственный медицинский университет г.семей

ЛЕКЦИОННЫЙ КОМПЛЕКС:

Дисциплина «Химия»

Специальность «Общая медицина»

Лекция №1

1. Тема:Предмет и задачи курса. Термодинамика. Термохимия.

2. Цель: Сформировать понятия химической термодинамики и термохимии, ознакомить с методикой расчетов на основании закона Гесса.

3.Тезисы лекции:

План лекции

1. Введение.

2. Основные понятия термодинамики. Тепловые эффекты реакций.

3. Энтальпия. Стандартные энтальпии химических реакций.

4. Закон Гесса. Следствие из закона Гесса.

5. Второй закон термодинамики

6. Обратимые и необратимые термодинамические процессы

7. Энтропия и энергия Гиббса

Тезисы лекции

Введение.

Химия – одна из естественных наук, изучающих природу, материальный мир. Химия – наука об элементах; о составе, строении и свойствах их соединений; о законах превращения одних веществ в другие. В системе медицинского образования химия является одной из фундаментальных наук.

Основные понятия и законы термодинамики.

Термодинамика – это наука о взаимных превращениях различных видов энергии. Термодинамика устанавливает законы взаимосвязи между различными видами энергии, возможность, направление и пределы самопроизвольного течения различных процессов в данных условиях.

Объектом изучения термодинамики является термодинамическая система. Термодинамическая система – это отдельное тело, состоящее из большого числа частиц, или часть пространства физического мира, отделенная от внешней среды реальной или воображаемой границей. Термодинамические системы (Т.С.) по способности обмена с окружающей средой массой и энергией делятся на открытые,закрытые и изолированные. По агрегатному состоянию Т.С. делят на гомогенные и гетерогенные. Гомогенная часть гетерогенной системы называется фазой. Параметр– это физическая величина, характеризующая какое-либо основное свойство системы (давление, концентрация, объем, масса и др.) Состояние термодинамических систем описывают термодинамические параметры, в том числе теплота Q, работа W (А), внутренняя энергия U, энтальпия H и т.д.

Переход Т.С. из одного состояния в другое называют процессом. Все процессы, встречающиеся в природе делят на самопроизвольные (естественные) и несамопроизвольные. Обратимый термодинамический процесс - процесс, после окончания которого, система и взаимодействующие с ней системы (окружающая среда) возвращаются в начальное состояние. Необратимый термодинамический процесс - процесс, после которого система и взаимодействующие с ней системы (окружающая среда) не могут возвратиться в начальное состояние. Это неравновесный процесс.

Выражение Q = DU + А - Первое начало термодинамики: Теплота Q, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии DU и на совершение работы А (работа обозначается А или W):

Внутренняя энергия U – это весь запас энергии системы. Внутренняя энергия является функцией состояния и её изменение определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути, по которому протекает процесс: DU = U₂ – U₁, где DU – изменение внутренней энергии системы при переходе из начального состояния U₁ в конечное U₂.

Термохимия- раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций. Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, называют экзотермическими, в них энтальпия системы уменьшается (DН<0). Реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты – эндотермическими, в них энтальпия системы увеличивается (DН>0. Уравнения реакций, в которых указываются их тепловые эффекты и агрегатное состояние вещества, называются термохимическими уравнениями.

Энтальпией (теплотой) образования называется теплота, которая поглощается или выделяется при образовании 1 моль химического соединения из простых веществ при заданных условиях.

Энтальпией (теплотой) разложения называется теплота, которая поглощается или выделяется при разложении 1 моль химического соединения на простые вещества при заданных условиях. Согласно закону Лавуазье-Лапласа теплота (энтальпия) разложения сложного вещества равна теплоте (энтальпии) его образования из простых веществ, взятой с противоположным знаком: DН_обр. = -DН_разл.

Энтальпией (теплотой) сгорания называется теплота, которая выделяется при сгорании вещества количеством 1 моль при заданных условиях.

Энтальпией (теплотой) растворения называется теплота, которая поглощается или выделяется при полном растворении вещества количеством 1 моль в большом количестве растворителя (~250 моль) при заданных условиях.

Перечисленные выше параметры, измеренные при стандартных условиях, называются стандартными. При стандартных условиях DН обозначают символом DН⁰₂₉₈ или DН⁰.

Основным законом термохимии является закон Гесса (1840): Тепловой эффект химических реакций не зависит от пути протекания реакции, а зависит только от начального и конечного состояния системы. Другими словами, тепловой эффект химических реакций не зависит от того во сколько стадий протекает реакция, а зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов. Математическая запись закона Гесса:

DН = DН₁ + DН₂ + . . . +DН_n,

т.е. тепловой эффект реакции равен сумме тепловых эффектов (энтальпий) её отдельных стадий. Из закона Гесса следует, что энтальпия образования вещества не зависит от способов его получения.

В термохимических расчетах наиболее часто применяют первое следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (DН_Х.Р.) равен сумме теплот образования DН_обр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ, взятых с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:

DН_Х.Р. = SDН_обр. (продуктов) - SDН_обр. (исходн.)

Для определения теплового эффекта реакции при стандартных условиях энтальпии образования берутся при стандартных условиях (см. справочник):

DН⁰_Х.Р. = SDН⁰_обр. (продуктов) - SDН⁰_обр. (исходн.)

При термохимических расчетах энтальпии образования простых веществ (Н₂, О₂, Cl₂, N₂ и др.) принимаются равными нулю.

Мера неупорядоченности расположения частиц в системе является функцией состояния и называется энтропией и обозначается символом S. Энтропия характеризует тенденцию системы к беспорядку. Единица измерения энтропии Дж/(градּмоль), что можно обозначать Дж/(К·моль)

Энтропия увеличивается с повышением температуры и мера беспорядка Т.С. равна произведению Т·DS.

Математическое выражение DG=DН–Т·DS,выражающее связь между энтальпией (Н) и энтропией (S) системы, называют объединенным законом термодинамики.Величина G – энергия Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом.

Изменение энергии Гиббса DG определяет направление протекания химических процессов, т.е. устанавливает возможность или невозможность самопроизвольного протекания процесса в данных условиях. Изменение энергии Гиббса зависит от природы вещества, его количества и температуры.

Анализ величины DG реакции позволяет сделать следующие выводы:

1) если DG<0, процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т.е. в сторону уменьшения DG. Чем меньше DG, тем сильнее стремление к протеканию данного процесса и тем дальше система находится от состояния равновесия.

2) если DG=0, процесс (система) находится в состоянии термодинамического равновесия. При этом состоянии системы DН = Т·DS.

3) если DG>0, процесс самопроизвольно протекать в прямом направлении не может. Такая самопроизвольная реакция сопровождалась бы увеличением энергии Гиббса, что термодинамически невозможно.

4. Иллюстративный материал:презентация

5. Литература:

Основная литература:

1. Биоорганическая химия: учебник. Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И. 2014г.

1. Сейтембетов Т.С. Химия : учебник - Алматы : ТОО"ЭВЕРО", 2010. - 284 с
2. Болысбекова С. М. Химия биогенных элементов : учебное пособие - Семей, 2012. - 219 с. : ил
3. Веренцова Л.Г. Неорганическая ,физическая и коллоидная химия : учебное пособие - Алматы : Эверо, 2009. - 214 с. : ил.
4. Физическая и коллоидная химия /Под ред.А.П.Беляева.- М.: ГЭОТАР МЕДиа, 2008
5. Веренцева Л.Г. Неорганическая, физическая и коллоидная химия,(проверочные тесты) 2009

Дополнительная литература:

1. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М. 2003.

2. Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого. С-Пб.: Химиздат, 2001

3. Ершов Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М.: ВШ, 2003.

4. Асанбаева Р.Д., Илиясова М.И. Теоретические основы строения и реакционной способности биологически важных органических соединений. Алматы, 2003.

1. Руководство к лабораторным занятиям по биоорганической химии под ред. Н.А. Тюкавкиной. М., Дрофа,2003.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. М.,2003.
3. Пономарев В.Д. Аналитическая химия ч.1,2 2003

6. Контрольные вопросы (обратная связь):

1. По изменению величины энергии Гиббса определить возможность протекания следующих химических реакций в прямом направлении:

1) СаСО₃ ® СаО + CO₂ , DG = +129 кДж

2) 8Al + 3Fe₃O₄ ® 9Fe + 4 Al₂O₃ , DG = - 3285 кДж

3) N₂O₄ ® 2NO₂, DG = 0,0 кДж

2. Не производя вычислений определить, как изменяется энтропия в следующих реакциях:
1) NH₄NO₃(к) ® N₂O(г) + 2H₂O(г)
2) Н₂(г) + О₂(г) ® 2Н₂О(г) ,
3) Н₂(г) + J₂(г) ® 2НJ(г) ,
4) СО(г) + Cl₂(г) ® COCl₂(г) ,
5) FeO(к) + H₂(г) ® Fe(к) + H₂O(ж).

Лекция №2

1. Тема:Растворы. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов.

2. Цель: Изучение коллигативных свойств растворов позволяет понять сущность осмотических процессов в организме.

3. Тезисы лекции:

3.1. План лекции.

1. Растворы. Значение растворов в жизнедеятельности организмов.

2. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов.

3. Осмос. Осмотическое и онкотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

4. Закон Рауля и его следствия (2-ой и 3-й законы Рауля)

5. Коллигативные свойства растворов электролитов.

6. Эбуллиоскопия, криоскопия, осмометрия и их медико-биологическое применение.

Тезисы лекции

Свойства разбавленных растворов неэлектролитов, независящие от природы растворенного вещества, а зависящие только от числа его частиц в растворе называются коллигативными. К ним относятся: осмос, понижение давления пара растворителя над раствором, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов относительно чистого растворителя.

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Явление осмоса связано со свойствами полупроницаемых перегородок (полупроницаемых мембран), получивших свое название за способность пропускать только мелкие молекулы растворителя в системах, где они разделяют раствор и растворитель или два раствора разной концентрации. Полупроницаемыми являются стенки клеток, кишечника, кровеносных и лимфатических сосудов, целлофан, пергамент, некоторые неорганические соединения и др. вещества, способные пропускать только мелкие молекулы растворителя. Односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией называетсяосмосом. Причиной осмоса является разность концентраций двух растворов по обе стороны полупронецаемой мембраны. Полупроницаемые мембраны – это полупроницаемые перегородки (стенки клеток, кишечника, сосудов, целлофан, пергамент и др.) способные пропускать только мелкие молекулы растворителя. Давление внутри сосуда, возникающее за счет осмоса, называется осмотическим давлением. Растворы, имеющие при одинаковой температуре одинаковое осмотическое давление, называются изотоническими. Осмос служит одним из механизмов транспортировки растворителя - воды в животных и растительных организмах.

Вант-Гофф вывел закон, согласно которому: осмотическое давление разбавленного раствора неэлектролита равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии при температуре раствора и занимая объем, предоставленный раствору. Математически этот закон выражается формулой:

p = СRTилиp = m/(MּV)ּRT

где p (или Р_осм) – осмотическое давление раствора неэлектролита,

С – молярная концентрация моль/л,

Т – абсолютная температура, К,

R – универсальная газовая постоянная,

m – масса растворенного вещества, г

M – молярная масса растворенного вещества, г/моль

V – объем раствора, л

если при расчетах берется R=8,31 Дж/(мольּК), то давление измеряется в паскалях (Па), если при расчетах берется R = 0,082 (лּатм)/(Кּмоль), то давление – в атмосферах (атм.)

Раствор изотонический плазме крови называют физиологическим раствором. Простейшим по составу физиологическим раствором является 0,85 – 0,9% раствор хлорида натрия.

Длительное время изолированные органы организма и отдельные клетки могут сохраняться в физиологическом растворе

Гипертонический раствор - раствор, имеющий более высокое осмотическое давление, чем стандартный раствор (10% NaCl и 0,9% NaCl).

Гипотонический раствор - раствор, имеющий более низкое осмотическое давление, чем стандартный раствор (0,2% NaCl и 0,9% NaCl).

При помещении клетки крови (эритроцита) в гипертонический раствор происходит экзоосмос и наблюдается сморщивание клетки - это явление называют плазмолизом.

При помещении клетки крови (эритроцита) в гипотонический раствор происходит эндоосмос, наблюдается растяжение, а затем разрыв оболочки клетки и образование раствора 'лаковой' крови. Это явление называют гемолизом.

Первый закон Рауля (закон Рауля): относительное понижение давления насыщенного пара раствора нелетучего вещества равно молярной доле растворенного вещества. Математическая запись первого закона Рауля:

где N – количество вещества растворителя, моль

n - количество растворенного вещества , моль.

Если количество растворенного вещества n очень мало, значением n в сумме (N+n) можно пренебречь, тогда уравнение примет вид:

Закон Рауля применяют для определения молярной М и относительной молекулярной Mr массы вещества.

Второй и третий законы Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора. (Эти законы часто рассматривают как следствия из первого закона Рауля)

Второй закон Рауля: величина повышения температуры кипения DТк разбавленного раствора неэлектролита прямо пропорциональна моляльной концентрации раствора:

DТк = Еּb(x),

где Е – эбулиоскопическая константа (эбулиометрическая постоянная), которая показывает на сколько градусов повышается температура кипения раствора, если в 1кг растворителя растворить 1 моль вещества.

Е(Н₂О) = 0,52⁰. Е(спирта) = 1,04⁰. Е(бензола) = 2,63⁰

Температура кипения водного раствора равна Тк_(р-ра) = 100⁰ + DТк.

Третий закон Рауля: депрессия (величина понижения температуры замерзания) раствора DТз неэлектролита прямо пропорциональна моляльной концентрации раствора:

DТз = Кּb(x),

где К – криоскопическая константа (криометрическая постоянная), которая показывает на сколько градусов понижается температура замерзания раствора, если в 1кг растворителя растворить 1 моль вещества.

К(Н₂О) = 1,86⁰. К(бензола) = 5,12⁰. К(камфоры) = 39,5⁰.

Температура замерзания водного раствора равна Тз_(р-ра) = 0⁰ - DТк.

Эбулиоскопическая и криоскопическая константы зависят от природы растворителя, но не зависят от природы растворенного вещества (неэлектролита).

Коллигативные свойства растворов электролитов.

Растворы электролитов дают повышенные значения величин, характеризующих коллигативные свойства. Для них применимы те же законы и формулы, что и для растворов неэлектролитов, но с учетом изотонического коэффициента. Диссоциация электролита приводит к тому, что общее число частиц растворенного вещества (молекул, ионов) в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Во сколько раз возросло число частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации показывает изотонический коэффициентi. Изотонический коэффициент связан со степенью электролитической диссоциации соотношением:

i =1-a(n-1),

где a - степень электролитической диссоциации (при расчетах ставится в долях от единицы)

n – число ионов, на которые распадается электролит при диссоциации.

Математическая запись формул для растворов электролитов:

Первый закон Рауля:

Второй закон Рауля: DТк = iּЕּb(x),

Третий закон Рауля: DТз = iּКּb(x),

Закон Вант-Гоффа (осмотическое давление): p = iСRT,

Из законов, описывающих коллигативные свойства растворов электролитов и неэлектролитов, видно, что изотонический коэффициент раствора можно определить как отношение:

4. Иллюстративный материал:презентация

5. Литература:

Основная литература:

1. Биоорганическая химия: учебник. Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И. 2014г.

2. Сейтембетов Т.С. Химия : учебник - Алматы : ТОО"ЭВЕРО", 2010. - 284 с

3. Болысбекова С. М. Химия биогенных элементов : учебное пособие - Семей, 2012. - 219 с. : ил

4. Веренцова Л.Г. Неорганическая ,физическая и коллоидная химия : учебное пособие - Алматы : Эверо, 2009. - 214 с. : ил.

5. Физическая и коллоидная химия /Под ред.А.П.Беляева.- М.: ГЭОТАР МЕДиа, 2008

6. Веренцева Л.Г. Неорганическая, физическая и коллоидная химия,(проверочные тесты) 2009

Дополнительная литература:

1. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М. 2003.

2. Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого. С-Пб.: Химиздат, 2001

3. Ершов Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М.: ВШ, 2003.

4. Асанбаева Р.Д., Илиясова М.И. Теоретические основы строения и реакционной способности биологически важных органических соединений. Алматы, 2003.

1. Руководство к лабораторным занятиям по биоорганической химии под ред. Н.А. Тюкавкиной. М., Дрофа,2003.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. М.,2003.
3. Пономарев В.Д. Аналитическая химия ч.1,2 2003

6. Контрольные вопросы (обратная связь):

1. У здорового человека температура замерзания плазмы крови = -0,5 С. Измеряя температуру замерзания плазмы крови больного, в реаниматологии оценивают возможность его отравления. С точки зрения законов Рауля, что при этом должно наблюдаться и почему?

2. Для обеззараживания медицинских инструментов можно использовать солевые растворы. Объясните механизм этого действия. Какой раствор более эффективен: хлорид натрия или хлорид кальция?

Лекция №3

1. Тема:Поверхностные явления, имеющие место в живом организме. Адсорбция.

2. Цель:Сформировать знания о физико-химии поверхностных явлений.

3. Тезисы лекции:

План лекции

1. Поверхностное натяжение.

2. Поверхностно-активные вещества. Изотерма поверхностного натяжения.

3. Поверхностно-неактивные вещества. Изотерма поверхностного натяжения.

4. Поверхностная активность. Правило Дюкло-Траубе.

5. Сорбция и ее виды.

6. Адсорбция. Адсорбция сильных электролитов

7. Хроматографический анализ

Тезисы лекции

Твердые тела и жидкости обладают поверхностями раздела с соседними фазами. Состояние молекул вещества в объеме фазы и в поверхностном слое не одинаково. Основное различие состоит в том, что поверхностный слой молекул твердого тела или жидкости обладает избытком энергии Гиббса в сравнении с молекулами объемной фазы. Наличие поверхностной энергии Гиббса обусловлено неполной компенсированностью межмолекулярных сил притяжения у молекул поверхностного слоя вследствие их слабого взаимодействия с граничащей фазой.­

Притяжением со стороны молекул воздуха можно пренебречь и считать, что сила притяжения поверхностных молекул жидкости равна внутреннему давлению данной жидкости. Под внутренним давлением жидкости понимают силу притяжения между молекулами жидкости в ее объеме. Величина внутреннего давления жидкостей достигает 10⁸ Па.

Силы притяжения, равные внутрен­нему давлению, втягивают молекулы жидкости с поверхности в глубь объема, уменьшая площадь поверхности до ми­нимума. Этим объясняется шарообразная форма мелких капель жидкости, находящихся в свободном состоянии в аэрозолях, туманах, эмуль­сиях.

Коэффициент поверхностного натяжения, или просто поверхност­ное натяжение σ, является важной характеристикой любой жидкости. Физический смысл поверхностного натяжения может иметь энерге­тическое и силовое выражения.

Согласно энергетическому выражению, поверхностное натяже­ние σ – это поверхностная энергия Гиббса единицы поверхности (т.е. удельная поверхностная энергия Гиббса). В этом случае σ равна работе, затраченной на образование единицы поверхности. Энергетической единицей σ является Дж/м² или Н/м.

Поверхностная энергия и поверхностное натяжение зависят от температуры, природы граничащих сред, природы и концентрации растворенных веществ.

Вещества, растворение которых вызывает повышение поверхностного натяжения называют поверхностно-инактивными веществами (ПИВ). Для ПИВ (dσ/dc)> 0. Вещества, при растворении которых понижается поверхностное натяжение на границе раздела фаз, называют поверхностно-активными веществами (ПАВ). Для них характерно отрицательное значение (dσ/dc)< 0.

Способность вещества понижать поверхностное натяжение данной границы раздела фаз называют поверхностной активностью.

К ПАВ относят органические соединения с несимметричным строением, состоящие из полярных и непо­лярных групп. Полярными свойствами обладают такие атомные груп­пировки, как —СООН, —ОН, — NН₂, —NO₂, —СНО, -SO₂OH и др. Все эти группы способны к гидратации и являются гидрофильными. Неполярная часть молекул ПАВ представляет собой гидрофобную углеводородную цепь или радикал. Молекулы, в которых имеются гидрофильная и гидрофобная группировки, называют дифильными.

Молекулы ПАВ самопроизвольно образуют ориентированный монослой на поверхности раздела уменьшая энергию Гиббса системы. Полярные группы («головы») молекул располагаются в водной (полярной) фазе, а гидрофобные радикалы («хвосты») вытесняются из водной среды и переходят в менее полярную фазу, например в воздух. Ориентацию дифильных молекул ПАВ в поверхностном слое растворителя называют «частоколом Ленгмюра».

Правило Траубе-Дюкло: Удлинение цепи углеводородного радикала в гомологическом ряду жирных кислот, аминов, спиртов и других веществ на группу СН₂ (гомологическая разность) увеличивает их адсорбционную способность в поверхностном слое в 3,2 раза. Это правило применимо только для разбавленных растворов.

Математическая зависимость между поверхностным натяжением, концентрацией вещества и избытком его в поверхностном слое установлена Гиббсом (уравнение изотермы Гиббса) и выражается формулой:

или

Где: Г- величина адсорбции (избыток вещества в поверхностном слое), моль/см

С- концентрация вещества, моль/л

R-универсальная газовая постоянная

Т- абсолютная температура, К

Δσ/ΔС - поверхностная активность вещества, равная отношению изменения поверхностного натяжения жидкости к соответствующему изменению концентрации вещества, определяют графически по изотермам Гиббса.

Процессы поглощения газов или растворенных веществ твердыми материалами или жидкостями могут протекать по разным механизмам и носят общее название - сорбция.

Вещества-поглотители называют сорбентами, поглощаемые газы или растворенные вещества - сорбатами или сорбтивами.

Важнейшей характеристикой сорбционного процесса является графическая зависимость количества сорбированного вещества m, А или Г от равновесной концентрации или давления при Т = const, называемая изотермой сорбции.

Различают следующие сорбционные процессы: абсорб­ция, адсорбция, хемосорбция.

Абсорбциейназывают поглощение газа или пара всем объемом твердого вещества или жидкости. Распространение молекул газа в твердой или жидкой фазе происходит главным образом путем диффузии.

Адсорбциейназывают самопроизвольное концентрирование на твердой или жидкой поверхности раздела фаз вещества с меньшим поверхностным натяжением. Адсорбция является поверхностным процессом, который заключается во взаимодействии молекул или ионов адсорбата (газа или растворенного вещества) с поверхностью адсорбента за счет сил Ван-дер-Ваальса, водородных связей, электростати­ческих сил.Сорбция, при которой происходит химическое взаимодействие (химическая реакция) между адсорбентом и адсорбтивом называется хемосорбцией. Хемосорбция специфична: она зависит от природы адсорбента, и от природы адсорбата. С повышением температуры хемосорбция возрастает. Хемосорбция часто необратима и приводит к образованию прочных поверхностных соединений между адсорбен­том и адсорбатом.

Твердые адсорбенты – это природные искусственные материалы с большой наружной или внутренней поверхностью, на которой происходит адсорбция из граничащих с ней газов или растворов.

При адсорбции могут обра­зовываться адсорбционные слои толщиной в одну молекулу (моно­молекулярная адсорбция) или в несколько молекул (полимолеку­лярная адсорбция). Количество вещества, адсорбированного единицей массы адсор­бента, называют абсолютной адсорбцией и обозначают А. Избыток количества вещества в поверхностном слое на единице площади адсор­бента, называют гиббсовской (удельной) адсорбцией и обозначают Г(моль/м², кг/м² и др.) Для ПАВ принимают А≈ Г.

Для количественного расчета величины адсорбции применяют уравнение изотермы Ленгмюра, которое выведено исходя из предположений: 1) поверхностный слой является молекулярным, 2) отсутствует химическое взаимодействие между адсорбентом и адсорбтивом.

Уравнение изотермы Ленгмюра:

где, Г- удельная адсорбция, моль/см²,

С - концентрация вещества, моль/л,

К - константа адсорбционного равновесия,

Г_макс (Г_пр или Г_∞) - предельная адсорбция на единице поверхности, моль/см²

При малых концентрация адсорбтива можно пренебречь в знаменателе его концентрацией С, тогда уравнение примет вид:

Г=Г_максּС/К

т.е. количество адсорбированного прямо пропорционально его концентрации.

При больших концентрациях адсорбтива пренебрегают значением константы адсорбционного равновесия К, тогда уравнение изотермы:

Г=Г_макс

т.е. больших концентрациях вещества адсорбция стремится к постоянной величине Г_макс, вся поверхность занята молекулами адсорбтива и дальнейшее увеличение концентрации не влияет на адсорбцию.

Экспериментально величину адсорбции А находят, определив концентрацию рас­твора до и после адсорбции:

А = Г =

где С₀ - начальная концентрация раствора, моль/л;

С_равн - равно­весная концентрация раствора, моль/л;

V- объем раствора, л;

m - масса адсорбента, кг;

х - количество адсорбированного веще­ства, моль.

Хроматография – это физико-химический метод разделения веществ, основанный на распределении компонентов между двумя фазами – подвижной и неподвижной.Неподвижной (стационарной) фазой обычно служит твердое вещество (сорбент) или пленка жидкости, нанесенная на твердое вещество. Подвижная фаза представляет собой жидкость или газ, протекающий через неподвижную фазу.

Неподвижную фазу обычно помещают в стеклянную или металлическую трубку, называемую колонкой. Компоненты анализируемой смеси вместе с подвижной фазой передвигаются вдоль неподвижной фазы. В зависимости от силы взаимодействия с поверхностью адсорбента одни компоненты остаются в верхнем слое сорбента, другие (с меньшей степенью адсорбционного взаимодействия) – оказываются в нижней части колонки, некоторые покидают колонку вместе с подвижной фазой. Таким образом компоненты разделяются.

Наибольшее распространение получили адсорбционная, ионообменная, осадочная, распределительная хроматография. Хроматографический метод разделения и анализа широко используется в научных исследованиях по химии, биологии, медицине, в нефтехимической и химической промышленности.

Адсорбционная хроматогра­фия основана на избирательной адсорбции отдельных компонентов смеси твердым порошкообразным адсорбентом.

Ионообменная хроматография основана на обратимом обмене содержащихся в исследуемом растворе ионов на подвижные ионы, входящие в состав адсорбент. Адсорбенты, способные к обмену своих ионов на ионы растворенных веществ, называются ионитами или ионообменниками. Они подразделяются на катиониты, обменивающие свои подвижные ионы на катионы растворенных веществ, и аниониты, обменива­ющиеся с раствором анионами.

Осадочная хроматография основана на реакциях взаимодействия хроматографируемых веществ с осадителем, входящим в состав ионита, или же с осадителем, смешанным с «носителем». Paзделение ионов основано на принципе последовательного (фракционного) осаждения труднорастворимых соединений.

Распределительная хроматография основана на использовании процессов распределения веществ между двумя не смешивающимися друг с другом растворителями.

Бумажная хроматография - один из способов распределительной хроматографии, в котором в качестве носителя неподвижной фазы используется хроматографическая бумага.

Тонкослойная хроматография (ХТС). Разделение ве­ществ этим методом производится на стеклянных плас­тинках, покрытых тонким слоем твердых носителей (оксид алюминия, силикагель и др.).

4. Иллюстративный материал:презентация

5. Литература:

Основная:

Основная литература:

1. Биоорганическая химия: учебник. Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И. 2014г.

2. Сейтембетов Т.С. Химия : учебник - Алматы : ТОО"ЭВЕРО", 2010. - 284 с

3. Болысбекова С. М. Химия биогенных элементов : учебное пособие - Семей, 2012. - 219 с. : ил

4. Веренцова Л.Г. Неорганическая ,физическая и коллоидная химия : учебное пособие - Алматы : Эверо, 2009. - 214 с. : ил.

5. Физическая и коллоидная химия /Под ред.А.П.Беляева.- М.: ГЭОТАР МЕДиа, 2008

6. Веренцева Л.Г. Неорганическая, физическая и коллоидная химия,(проверочные тесты) 2009

Дополнительная литература:

1. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М. 2003.

2. Слесарев В.И. Химия. Основы химии живого. С-Пб.: Химиздат, 2001

3. Ершов Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М.: ВШ, 2003.

4. Асанбаева Р.Д., Илиясова М.И. Теоретические основы строения и реакционной способности биологически важных органических соединений. Алматы, 2003.

1. Руководство к лабораторным занятиям по биоорганической химии под ред. Н.А. Тюкавкиной. М., Дрофа,2003.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. М.,2003.
3. Пономарев В.Д. Аналитическая химия ч.1,2 2003

6. Контрольные вопросы (обратная связь):

• Расположите в порядке увеличения адсорбционной способности на алюмогеле ионы: Cu2+, Na+, Fe3+, Li+

Лекция №4

1. Тема: Карбоновые кислоты.

2. Цель: Рассмотреть классификацию карбоновых кислот, на основе электронного строения карбоксильной группы объяснить химические свойства карбоновых кислот и их функциональных производных. Изучение темы способствует, формирует знание закономерностей в химическом поведении карбонильных соединений их функциональных производных, являющихся участниками ряда биохимических процессов.

Тезисы лекции

План лекции

1.Карбоновые кислоты, классификация

2. Электронное строение карбоксильной группы.

3. Химические свойства карбоновых кислот: S_N и S_E реакции

4. Реакции нуклеофильного замещения.

5. Реакции ацилирования, биологическая роль.

Тезисы лекции

Карбоновые кислоты. Карбоновыми кислотами называются органические соединения, в молекулах которых содержится функциональная карбонильная группа –СООН. Карбоновые кислоты классифицируют по количеству карбоксильных групп на

1. Одноосновные или монокарбоновые кислоты, содержащую одну карбоксильную группу:

НСООН – муравьиная кислота (метановая);

СН₃СООН – уксусная кислота (этановая);

СН₃СН₂СООН – пропионовая кислота (пропановая);

СН₃(СН₂)₂СООН – масляная кислота (бутановая);

СН₃(СН₂)₃СООН – валериановая (пентановая);

СН₃(СН₂)₄СООН - капроновая (гексановая);

2. Поликарбоновые кислоты, содержащие 2 или более карбоксильные группы:

Предельные дикарбоновые кислоты:

НООС-СООН - щавелевая (этандиовая) кислота; соли – оксалаты;

НООС-СН₂-СООН - малоновая (пропандиовая) кислота;

НООС-(СН₂)₂-СООН – янтарная (бутандиовая) кислота;

НООС-(СН₂)₃-СООН - глутаровая (пентандиовая) кислота;

Особо выделяют группу высших жирных карбоновых кислот (ВЖК), входящих в состав липидов.

1. Предельные высшие жирные кислоты:

С₁₇Н₃₅СООН стеариновая кислота и С₁₅Н₃₁СООН пальмитиновая кислота;

2. Непредельные высшие жирные кислоты:

С₁₇Н₃₃СООН олеиновая кислота,

С₁₇Н₃₁СООН линолевая кислота,

С₁₇Н₂₉СООН линоленовая кислота,

С₁₉Н₃₁СООН – арахидоновая кислота

3. По строению углеродного скелетаразличают алифатические, алициклические, ароматические и гетероциклические карбоновые кислоты.