Шпаргалка по "Физике"

N – число молей растворителя; n–число молей нелетучего вещества.

Этот закон соблюдается только в идеальных растворах. Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области очень малых концентраций; при больших концентрациях наблюдаются отклонения от закона Рауля.

Второй закон Рауля(следствия) –

1)условием кристаллизации является равенство давления насыщенного пара растворителя над раствором давлению пара над твердым растворителем. Это будет достигаться только при более низких температурах, чем температура замерзания растворителя.

2) жидкость кипит при той температуре, при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если вещество нелетучее, то давление должно быть равным парциальному давлению растворителя.

18. Изотонический коэффициент  Вант-Гоффа –показывает степень отклонения измеренного осмотического давления растворов многих неорганических веществ от рассчитанного. Безразмерный параметр, показывает поведение вещества в растворе.

Неэлектролиты не диссоциируют, следовательно, каждая молекула в растворе образует только одну частицу(i=1)

Электролиты диссоциируют, распадаясь на ионы, значит, изотонический коэффициент бужет больше одного и равен количеству ионов.

19. Осмос - самопроизвольная  диффузия молекул растворителя  сквозь мембрну с избирательной проницаемостью. Не зависит от природы растворенного вещества, а только от числа частиц в растворе и от температуры.

Осмотическое давление - избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравниванию скоростей взаимного проникновения молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью.

Онкотическое давление – осмотическое давление, создаваемое за счет наличия белков в биожидкостях организма

Pосм. = cRT

  i — изотонический коэффициент раствора; C — молярная концентрация раствора, выраженная через комбинацию основных единиц СИ, то есть, в моль/м3, а не в привычных моль/л; R — универсальная газовая постоянная; T — термодинамическая температура раствора.

20. Кислоты Бренстеда – те молекулы, которые способны быть донорами протонов в данной реакции.

H3O+(кислота) =H+ + H2O(основание) (кислота = Н + сопряженное основание)

Сила кислоты определяется ее способностью отдавать протоны, т.е. сильная кислота – активный донор. Слабые кислоты становятся сопряженными основаниями

21. Амфолиты – молекулы или ионы, способные отдавать и принимать протон, а следовательно, вступать в реакции, характерные для кислот и оснований.

HCO3(кислота) = H + CO3(основание)

Также амфолитами являются соединения, молекулы которых содержат две различные кислотно-основные группы(альфа-аминокислоты).

22. Кислоты, основания и амфолиты – протолиты. Переход протона от кислоты к основанию – протолиз.

Основания – акцепторы протонов. Отличаются от кислот по составу на один протон.

Смысл теории в том, что кислота не выделяет протон самостоятельно, а участвует в его переносе.

Для удобства оценки характера водной среды используют водородный показатель pH. Это количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода. pH=-lg[H+] Иногда используют гидроксильный показатель pOH. В нейтральной среде водородный показатель =7, в кислой он меньше 7 а в щелочной – больше. Для определения кислотности среды используют индикаторный или ионометрический метод.

24. Водородный показатель  воды: [H+][OH-] = 1.0*10^-14(22 C) логарифмируя это выражение получаем lg[H+] + lg[OH-] = -14 или pH+pOH=14Это количественная характеристика кислотности среды, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации свободных ионов водорода.

25. Реакции нейтрализации:

1)между слабыми электролитами  NH3+CH3COOH=NH4+ +CH3COO-

2) слабыми и сильнымиNH3+H3O+(кислота) = NH4+ + H2O(основание)

3)сильнымиH3O(кислота)+OH=H2O+H2O

Реакции гидролиза:

B- + H2O=HB +OH-

Реакции ионизации:

CH3COOH + H2O(основание) ↔ H3O+(кислота) + CH3COO-

26. Большинство биожидкостей в организме способно поддерживать значение рН, так как они являются буферными растворами. Протолитичесий гомеостаз включает в себя не только физиологические механизмы, но и физмко-химическое буферное действие. Протолитическими буферными системами называются растворы, способные сохранять постоянное значение рН при добавлении или кислот, или щелочей. Компонентами буферного раствора являются донор протона и его акцептор(слабая кислота и слабое основание). Состав выражают формулами ее компонентов, указывая вначале акцептор, а затем донор протона.

Количественно буферный раствор характеризуется буферной емкостью – производной концентрации на среду dc/dX.

При разбавлении буферных растворов концентрация всех компонентов уменьшается. Но их отношение остается неизменным. Поэтому рН раствора согласно уравнению Гендерсона-Гассельбаха не меняется. Добавление небольших количеств сильной кислоты или щелочи в раствор моментально вызывает защитную реакцию по поддержанию кислотности среды. Защитные свойства будут сохраняться до тех пор, пока концентрации компонентов буферной системы будут выше концентрации добавляемых ионов.

27. Буферная система –  протолитическая равновесная система, способная сохранять практически постоянное значение рН при добавлении небольшого количества кислоты или основания.

Согласно протолитической теории кислоты и основания могут быть трех типов: нейтральные, анионные и катионные.Анионные основания и кислоты представляют собой отрицательно заряженные ионы, например: HSO4-, HPO42-, HS- (кислоты); OH-, Cl-, NO3- (основания).

В роли катионных оснований и кислот выступают положительно заряженные ионы, например: NH4+, H3O+ (кислоты); H2N-NH3+, H2N-(CH2)2-NH3+ (основания).

28.Гидрокарбонатная буферная  система является кислотной, т.е. содержит слабую кислоту(донор протона) и соль этой кислоты. рН кислотной буферной системы зависит от показателя концентраций акцептора и донора протона в растворе.

Ка = [HCO3-][H+]/[H2CO3]

[H+] = Ka[H2CO3]/[HCO3-]     pH = -lg[H+]       pKa = -lgKa1     -lg[H+] = -lgKa1-lg[H2CO3]/[HCO3-]

pH = pKa1+lg[HCO3-]/[H2CO3] (pH = pKa+lg cсопр.осн. /cсопр.к-та

рН зависит от соотношения концентраций компонентов, температуры, природы компонентов. Не зависит от разбавления.

29. Буферная емкость –  число моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которые нужно добавить к 1л раствора, чтобы изменить рН на единицу. Различают емкость по кислоте и по основанию.

Зависит от концентраций компонентов и их отношения. Чем выше концентрация, тем больше буферная емкость. Основная буферная емкость определяется концентрацией буферной кислоты(донор протона) и наоборот. Уменьшается при разбавлении.

Зона буферного действия – интервал значения рН, в пределах которых сохраняется буферное действие.

30. Гидрокарбонатная системаH2CO3 ↔ H+ + HCO3− - мощная и, пожалуй, самая управляемая система внеклеточной жидкости и крови. На долю бикарбонатного буфера приходится около 10% всей буферной емкости крови. Бикарбонатная система представляет собой сопряженную кислотно-основную пару, состоящую из молекулы угольной кислоты Н2СО3, выполняющую роль донора протона, и бикарбонат-иона НСО3–, выполняющего роль акцептора протона. При нормальном значении рН крови (7,4) концентрация ионов бикарбоната НСО3 в плазме крови превышает концентрацию СО2 примерно в 20 раз. Следовательно, эта система имеет буферную емкость по кислоте значительно большую, чем по основанию.Механизм действия данной системы заключается в том, что при выделении в кровь относительно больших количеств кислых продуктов водородные ионы Н+ взаимодействуют с ионами бикарбоната НСО3–, что приводит к образованию слабодиссоциирующей угольной кислоты Н2СО3. Последующее снижение концентрации Н2СО3 достигается в результате ускоренного выделения СО2 через легкие в результате их гипервентиляции. Если в крови увеличивается количество оснований, то они, взаимодействуя со слабой угольной кислотой, образуют ионы бикарбоната и воду. При этом не происходит сколько-нибудь заметных сдвигов в величине рН. Бикарбонатная буферная система функционирует как эффективный регулятор в области рН 7,4.

Фосфатная буферная система - представляет собой сопряженную кислотно-основную пару, состоящую из иона Н2РО4– (донор протонов) и иона НРО42– (акцептор протонов).Роль кислоты в этой системе выполняет однозамещенный фосфат NaH2PO4, а роль соли двузамещенный фосфат – Na2HPO4. Во внеклеточной жидкости, в том числе в крови, соотношение [НРО42–]: [Н2РО4–] составляет 4:1.В крови емкость фосфатной буферной системы невелика (составляет не более 1 % общей буферной емкости), в связи с низким содержанием фосфатов в крови. Фосфатный буфер выполняет значительную роль в поддержании физиологических значений рН во внутриклеточных жидкостях и моче. Буферное действие фосфатной системы основано на возможности связывания водородных ионов ионами НРО42– с образованием Н2РО4, а также ионов ОН– с ионами Н2РО4. Буферная пара (Н2РО4––НРО42–) способна оказывать влияние при изменениях рН в интервале от 6,1 до 7,7 и может обеспечивать определенную буферную емкость внутриклеточной жидкости.

Гемоглобиновая буферная система – самая мощная буферная система крови. Она в 9 раз мощнее бикарбонатного буфера; на ее долю приходится 75% от всей буферной емкости крови.Участие гемоглобина в регуляции рН крови связано с его ролью в транспорте кислорода и углекислого газа. Гемоглобиновая буферная система состоит из неионизированного гемоглобина ННb (слабая органическая кислота, донор протонов) и калиевой соли гемоглобина КНb (сопряженное основание, акцептор протонов).истема гемоглобина и система оксигемоглобина являются вза-имопревращающимися системами и существуют как единое целое. Буферные свойства гемоглобина прежде всего обусловлены возможностью взаимодействия кисло реагирующих соединений с калиевой солью гемоглобина с образованием эквивалентного количества соответствующей калийной соли кислоты и свободного гемоглобина:

КНb + Н2СO3—> КНСO3 + ННb.

Белковая буферная система – NH2-Pt-COONa

В водных растворах: NH2-Pt-COOH<->NH3-CH2COO-

Бывают анионного и катионного типа. Анионный буфер работает при рН> pIбелка, а катионный при рН <pIбелка. В сравнении с другими буферными системами имеет меньшее значение для поддержания кислотно-основного равновесия. Белки́ плазмы крови благодаря наличию кислотно-основных групп в молекулах белков (белок—H+ — кислота, источник протонов и белок− — сопряжённое основание, акцептор протонов) образуют буферную систему, наиболее эффективную в диапазоне pH 7,2—7,4

Белковая буферная система — главный внутриклеточный буфер. Он составляет примерно три четверти буферной ёмкости внутриклеточной жидкости. Компонентами белкового буфера являются слабодиссоциирующий белок с кислыми свойствами (белок-СООН) и соли сильного основания (белок-COONa). При нарастании уровня кислот они взаимодействуют с солью белка с образованием нейтральной соли и слабой кислоты. При увеличении концентрации оснований реакция их происходит с белком с кислыми свойствами. В результате вместо сильного основания образуется слабоосновная соль.

31. (в 30 вопросе)

32. Ацидемия – отклонение рН крови от нормы(уменьшение рН).

Алкалиемия – (увеличение рН).

Буферные системы имеют большей емкостью по кислоте, так как в их составе преобладают буферные основания. Это отвечает особенностям метаболизма. Образуется больше кислотных продуктов, чем основных.

33. Алкалоз – увеличение кислотной буферной емкости физиологической системы по сравнению с нормой(рН крови становится выше, буферная емкость по кислоте выше, щелочной резерв повышается). Экзогенный алкалоз в основном возникает при поступлении в организм лекарств или других веществ, способствующих повышению рН(сода, ацетат калия). При компенсированном алкалозе кровь сохраняет рН в пределах нормы. Некоспенсированный алкалоз повышает кислотную буферную емкость и повышает рН крови до 7.9.

Метаболический алкалоз характеризуется удалением молекул кислот или буферных оснований. Причины: рвота, запор, длительный прием щелочной пищи или минеральной воды.

Респираторный алкалоз характеризуется гипервентиляцией легких, по сравнению со скоростью образования СО2. Причины: вдыхание разреженного воздуха, чрезмерное возбуждение дыхательного центра, тепловая одышка, лихорадочное состояние, истерия.

Ацидоз – уменьшение кислотной буферной емкости физиологической системы по сравнению с нормой. Экзогенный ацидоз возникает при употреблении пищи с повышенной кислотностью, а также лекарственных средств, трансформация которых способствует понижению рН среды. Некомпенсированный ацидоз характеризуется уменьшением рН крови до 6.8

Метаболический ацидоз при избытке нелетучей кислоты или при дефиците гидрокарбонат-ионов в межклеточной жидкости. Причины: нарушение кровообращения, кислородное голодание тканей, нарушение выделительной функции почек, диабет, понос.

Респираторный ацидоз характеризуется пониженной скоростью вентиляции легких. Причины: заболевания органов дыхания, гиповентиляция легких, угнетение дыхательного центра некторыми препаратами(барбитураты).

Лечение алкалоза – 5% раствор аскорбиновой кислоты, ацидоза – 4% NaHCO3, 11% лактата натрия, 3.66% трисамина.

34.Комплексные соединения  – устойчивый химические соединения сложного состава, в которых обязательно имеется хотя бы одна донорно-акцепторная связь. КС состоят из комплексообразователя и лигандов, образующих внутреннюю сферу, и внешнюю сферу, состоящую из ионов, компенсирующих заряд внутренней сферы.

Комплексообразователь – центральный атом или ион, являющийся акцептором электронных пар, предоставляя свободные орбитали(в основном d и f элементы). Число предоставляемых орбиталей – координационное число(равно удвоенному заряду иона комплексообразователя).

Лиганды – молекулы или ионы, которые являются донорами электронных пар и непосредственно связаны с центральным атомом. Существуют моно-, би- и полидентатные лиганды.

Внутренняя сфера есть совокупность центрального атома и лигандов. В ней содержится ковалентная связь, образованная по донорно-акцепторному механизму. Может быть положительно, отрицательно или нейтрально заряжена.

Внешняя сфера – положительно или отрицательно заряженные ионы, нейтрализующие заряд комплексного иона и связанные с ним ионной связью.

K3[Fe(CN)6]

35.Соединения р-элементов проявляют комплексообразующие свойства и выступают в комплексном соединении в качестве лигандов. Лигандами могут быть атомы и молекулы (белка, аминокислот, нуклеиновых кислот, углеводов).

В реакции комплексообразования лиганды являются основаниями Льюиса, а комплексообразователь – кислотой Льюиса.