Шпаргалка по дисциплине "Общая химия"

1 Коллигативные св-ва разбавленных растворов неэлектролитов.

Коллегативные свойства - это изменение т/д свойств относительно свойств р-ля.

Коллигативными наз-ся св-ва р-ров, зависящие от числа кинетических единиц системы(молекул, ионов): понижение упругости насыщенного пара растворителя над раствором, повышение тем-ры кипения, диффузия, осмос.

З-н Рауля:Давление пара р-ра, содержащего нелетучее растворённое в-во, прямо пропорционально молярной доле р-ля.

1) Относительное понижение давления насыщенного пара р-ля над раствором пропорционально мольной доле растворенного в-ва:  ∆Р\Р0=х(Х) или ∆Р=Р0х(Х), где ∆Р-понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором; Р0-давление насыщенного пара над растворителем; х(Х)-мольная доля растворенного в-ва Х. З-н Рауля можно использовать для идеальных растворов и очень разбавленных реальных р-ров.

2) Понижение тем-ры замерзания р-ра пропорционально моляльной концентрации растворенного в-ва и не зависит от его природы. ∆Tз=Kxb(X); ∆Tз=Tз.воды – Тз. р-ра, где Кх-криоскопическая константа р-ля; b(X)- моляльность р-ра

3) Повышение тем-ры кипения р-ра пропорционально моляльной концентрации растворенного в-ва и не зависит от его природы. ∆Tк=Кэb(X), где Кэ-эбулиоскопическая константа растворителя, b(X) – моляльность р-ра.

4) Осмотическое давление

 

2 Следствия из з-на Рауля:

1)температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. 

2)температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры  замерзания (кристаллизации) чистого  растворителя.

Повышение тем-ры кипения р-ра пропорционально моляльной концентрации растворенного в-ва и не зависит от его природы. ∆Tк=Кэb(X), где Кэ-эбулиоскопическая константа растворителя, b(X) – моляльность р-ра.

Понижение тем-ры замерзания р-ра пропорционально моляльной концентрации растворенного в-ва и не зависит от его природы. ∆Tз=Kxb(X); ∆Tз=Tз.воды – Тз. р-ра, где Кх-криоскопическая константа р-ля; b(X)- моляльность р-ра

 

3. Осмос – одностороннее проникновение молекул р-ля через полупроницаемую мембрану из р-ра с низкой конц в р-р с высокой конц (из р-ля в р-р). Полупроницаемая мембрана: животные и растительные мембраны, искусственные  пористые полимерные пленки из целлофана.

Осмотическое давление – избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается осмос.

Закономерности осм.давл: -при постоянной тем-ре осмотическое давление прямо пропорционально молярной концентрации растворенного в-ва ; -при постоянной молярной концентрации осмотическое давление прямо пропорционально абсолютной тем-ре.

З-н Вант-Гоффа: осмотическое давление р-ра равно давлению, которое имело бы растворенное в-во, если бы оно при данной тем-ре находилось в газообразном состоянии и занимало такой же объем, какой занимает р-р. =с(Х)RT, -осмотическое давление, с(Х)-молярная конц-я растворенного в-ва Х, R-универсальная газовая постоянная, Т-тем-ра.

Иная форм-ка: осмотическое давление разбавленных р-ров неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации и абсолютной тем-ре р-ра и не зависит от его природы.

Ур-е В-Г можно применять только для очень разбавленных растворов неэлектролитов.

 

4 Эл-тами называют в-ва, которые в растворенном состоянии проводят эл-кий ток.

Св-ва: осмотическое давление и температура кипения выше, а тем-ра замерзания ниже.

Коэф. i – показывает, во сколько раз истинная концентрация кинетически активных частиц и осмотическое давление, понижение тем-ры замерзания, понижение давления пара, повышение тем-ры кипения в р-ре эл-та больше, чем в эквимолярном р-ре неэл-та: i=cэл\снеэл = пэл\пнеэл=∆tз.эл\∆tз.неэл = ∆tк.эл\∆tк.неэл=∆Рэл\∆Рнеэл.

i=1+a(v-1) для электролитов

 

5. Изотонический р-р – р-ры с одинаковым значением осмотического давления.

Гипертонический р-р – р-ры с осмотическим давлением, более высоким, чем для стандартного раствора.

Гипотонический – растворы с меньшим осмотическим давлением.

Стандартное осм.давл. крови человека: 780 кПа

Электролитный гомеостаз: 1.4-1.6 норма. Это относительное динамическое постоянство внутренней среды и некоторых физиологических функций организма — кровообращения, обмена веществ, терморегуляции и др.

Осмолярность и осмоляльность представляют собой общую концентрацию растворенных частиц в 1 л раствора (осмолярность) или в 1 кг воды (осмоляльность). Осмоляльность крови в значительной степени зависит от концентрации ионов натрия и хлора. В норме осмоляльность сыворотки крови 275— 296 мосмоль/кг Н20. Осмолярность электролита зависит от его концентрации, коэффициента диссоциации и числа ионов, на которые он диссоциирует.

 

6 Значение осмоса: Регуляция поступления воды в клетки и межклеточные структуры. Упругость клеток, обеспечивает эластичность тканей, сохраняет определенные формы органов. Нормальное течение физ-х и хим-х процессов: гидролиз, гидратация, ок-е.

Плазмолиз – сморщивание кл-к: потеря воды при помещении кл в гипертонический р-р.;

Цитолиз – разрушение кл-к.

Гемолиз – разрушение эритроцитов; 0.9% - изотонический р-р; 10%- гипертонический (резистенция кл)

 

7. Термодинамика – это  наука, изучающая превращения  различных  видов Е в хим.р-циях, в процессах растворения, испарения и кристаллизации, связанные с переходом Е в теплоту или работу.

Т\д система  - это любой реальный объект выделяемый из окр среды для изучения процессов обмена в-вом и Е между составляющими его частями, а также между ним и окружающей средой.

Классификация:

1)по хар-ру взаимодействия с окр средой:

отрытые (обмениваются с окр средой как в-вом, так и Е) - открытый сосуд с кипяченной водой;

закрытые (обм-ся только Е в форме теплоты или А) - газ в балоне; 

изолированные (не обмениваются с окр ср) – абсолют.изолир.сист в природе не сущ-ет.

2) По наличию поверхности  раздела внутри т/д сист:

гомогенные (пов-сть раздела отсутствует, в-ва в одной фазе, физ и хим св-ва одинаковы) - смесь газов, плазма крови;

гетерогенные (пов-сть раздела присутствует, фазы различны по своим св-вам, некоторые свойства измен-ся)  - кровь.

Т\д параметры – физ. Вел-ны однозначно определяющие состояние т/д сист

Классификация:

1) основной параметр (пар. котор можно измерить с пом соответствующих приборов: м, t, p, V, c); 2) функция состояния (внутр Е, энтальпия(Н), энтропия (S), энергия Гиббса(G))

Термодинамическое состояние –совокупность параметров, определяющие все физ и хим свойства системы.

Классификация:

Неравновесное - параметры меняются самопроизвольно, т.е. без внеш.воздействий (стакан с горячей водой);

Равновесное – параметры постоянны, без внешних воздействий Е системы минимальна;

Стационарное – параметры постоянны за счет внеш воздействия (все живые организмы). – постоянный обмен в-в и Е и взаимосвязь м/у ними.

Т\д процесс – это переход системы из одного состояния в др,, сопровождается изменением т/д процессов. (болезни)

Классификация:

1) по постоянству параметров:

а) изохорные(V-const)

б) изобрарные (р-const),

в) изотермические(t-const);

2)По знаку теплового  эффекта (экзо- Q>0, эндотермические Q<0);

3)По необходимости затраты Е:

а) самопроизвольные – не требует затраты извне (расширение газов),

б) не самопроизвольные – с затратой энергии (разделение смеси газов).

4) по характеру протекания (обратимые, необратимые).

Внутренняя Е.  U- это Е, зависящая от т\д состояния системы. Равна сумме всех видов Е системы за исключением кинетической и потенциальной Е.Зависит –от характера дв-я и взаимод-я частиц в системе. – от природы составляющих ее частиц, от массы, от внешних условий (V,p,t).

Энтальпия (Н) – это энергия, которой обладает система, которая находится под давлением. Связь энтальпии с внутренней Е: Н=U+A, т.к. А=p*V, то H=U+p*V, где А-работа, р-давление,  V-объем.

Стандартная энтальпия( Н0298)кДж\моль – это изменение энтальпии 1 моль в-ва в стандартных условиях (t=298К, р=101.325Па)

 

8. Первое начало  т\д.

Первый закон термодинамики – закон сохранения энергии для тепловых процессов – устанавливает связь между количеством теплоты Q, полученной системой, изменением ΔU ее внутренней энергии и работой А.       Q = ΔU + A

1) Вечный двигатель 1 рода  невозможен, т.е. невозвожно создать машину, которая бы производила бы работу без проведения Е извне, способного создать Е.

2)Кол-во теплоты полученной  т\д системой расходуется на ув-е ее внутренней Е и на работу совершения против действия внешних сил. Q = ΔU + A

Применение в биосистемах. Все виды работ в организме совершаются за счет эквивалентного кол-ва Е, выделяющегося при окислении пит. в-в. (организм не является источником новой энергии)

 

9. Второе начало т\д. Все реальные (самопроизвольно идущие) процессы необратимы - (старение). Все процессы протекают в живых организмах.  1) Томсон: Невозможно построить вечный двигатель второго рода, т.е. невозможно теплоту полностью превратить в работу.   2) Клаузиус: Невозможно осуществить переход тепла от более холодно тела к более горячему, не выполняя при этом работы.

Свободная энергия – эн., за счет которой может совершаться работа (F).

Связанная энергия – энергия, которая не переходит в полезную А, в процессе может выделяться только в виде теплоты. (Q)

U=F+Q

 

10. Энтропия [S=Дж\К] –мера связанной Е, т.е. кол-во связанной энергии приходится на 1 К. Энтропия характеризует молекулярный беспорядок и уменьшается с понижением температуры.

Изотерма:S=; Изобара: ∆G=∆F+p∆V; Изохора: -∆F=T∆S-∆U

Стандартная энтропия (S0298=Дж\моль*К) – это абсолютное значение энтропии рассчитанное для стандартных условий.

Расчет хим р-ции: S0298(р)=S0298(обр.пр)-S0298(исх.в-в).

Свойства: 1)в замкнутых системах энтропия никогда не убывает .2)энтропия тела при абсолютном нуле равна нулю.3)энтропия веществ может быть только положительной величиной.

 

11. 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 ее энтропии. Общая движимая сила процесса протекает при р, Т- const.

Энергия Гиббса – изобарно-изотермический потенциал или свободная энергия при постоянном давлении. Энергия связана с энтальпией, энтропией и температурой соотношением: G=H-TS

Ур-е Гиббса, если реакция соверш-ся при постоянных давлении и температуре: ∆G=∆H-T∆S

При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен

В изобарных условиях часть совершаемой работы расходуется на изменение объема, т.е. поддержание давления: A’=Amax-p∆V ; Стандартный изобарный потенциал: ∆G0=-RT ln Kp

Экзергонический процесс - самопроизвольно  протекающий процесс, сопровождающийся уменьшением свободной энергии системы;

Эндергонический процесс – процесс, протекающий в системе только при поступлении свободной энергии  извне. 

 

12. Классификация химических реакций:

1) по признаку молекулярности (мономолекулярные, биомолекулярные, тримолекулярные);

2) по признаку порядка  реакции(1,2,3- порядка);

3) Сложные (параллельные, последовательные, сопряженные, обратимые, цепные).

Обратимые – т/д процессы, при которых возвращение системы в первоначальное состояние не требует затраты энергии извне и изменений в окр.среде: 3N2+H2à2NH3;   

Необратимая – т/д процессы. При которых возвращение системы в исходное состояние возможно только при затрате внешней энергии: NaHCO3+CH3COOHàCH3COONa+H2O+CO2

Гомогенная реакция: происходит в гомогенной системе и осуществляется во всем объеме этой системы. Протекает в пределах одной фазы. Гидролиз сложных эфиров 
Гетерогенная реакция: происходит между веществами, образующими гетерогенную систему. Она происходит только на поверхности раздела фаз этой системы: Fe+2HClàFeCl2+H2(Растворение металла в кислоте может происходить только на поверхности металла.)

Экзотермические: S+O2àSO2+Q;      

Эндотермические: CaCO3àCaO+CO2-Q

Простые: одностадийные реакции H2+I2=2HI;

Сложные: многостадийные реакции CH4+Cl2àсвет CH3Cl+HCl…

Последовательные - р-ции, протекающие через ряд последовательных стадий 1)С18H32O16(рафиноза)+ H2Oà C12H22O11(дисахарид)+C6H12O6;

2) C12H22O11+H2Oà C6H12O6+C6H12O6

Цепные: лежат в основе полимеризации, крекинга нефти и др.(образование активных промежуточных продуктов): Cl2+светà2Cl*; Cl*+H2àHCl+H*; H*+Cl2àHCl+Cl* и т.д.

Сопряженные: протекает по схеме: A+BàM; A+CàN, при этом реакция 1 может протекать самостоятельно, тогда как реакция 2 протекает при наличии реакции 1. ( биосинтез белков и нуклеиновых кислот в клетке, сопровождающий гидролизом пирофосфатной связи в АТФ)

 

13. ЗДМ: скорость хим реакции прямо пропорциональна произведению веществ в степенях равных их стехиометрических коэффициентов: aA+bB=fF+dD, (применяется только в гомогенных реакциях, простых)

Матем. Выражение ЗДМ: v=k*CaA*CbB

Константа скорости реакции – это скорость хим реакции при условии, что концентрации реагирующих в-в или их произведение =1. Вел-на константы зависит от природы в-в, темп-ры, катализаторов и не зависит от концентрации в-в.

 

14. Молекулярность – это число частиц одновременно вступающих в хим взаимодействие в элементарном акте данной р-ции, т.е. в простой р-ции или отдельной стадии сложной р-ции. Выделяют моно- , ди-  и тримолекулярные.

Порядок р-ции – это вел-на равная сумме показателей степеней концентраций в кинетическом ур-нии. 0,1,2 – порядки.

Р-ции 0-го порядка: сумма пок-лей степеней=0, v=k

Р-ции 1 порядка: v=k*CA: C12H22O11+H2OàC6H12O6+ C6H12O6;

Р-ции 2 порядка: v=k*CA*CB. Процесс агглютинации эритроцитов

 

15. Зав-ть скор-ти р-ции от t0. С повышением тем-ры скорость хим р-ции обычно ув-ся.

Правило Вант-Гоффа: При повышении тем-ры на 10°, скорость хим р-ции при постоянном давлении, увеличивается примерно в 2-4 раза.