Гальванические элементы. ЭДС.Потенциометрия.

Гальв элемент —устрой-во, в кот-ом энергия химреакции непосредственно превращ-ся в электроэнергию! ЭДС -электродвижущая сила(Е) максимальная разность потенциалов, кот достиг-ся при обратимой реакции(в сост равновес) гальванич элемента! Е=фи2-фи1! Если Е > 0, dG=-E; dG< 0, то Галь элемент соверш работу-это и есть условие самопроиз-ой работы гальв элем-та! Окисл-вост реакция протек-т самопроиз-о если фи окислителя > фи восстан-ля! Элемент ЯКОБИ-ДАНИЭЛЯ: (-)Zn|ZnSO4||CuSO4|Cu(+), Zn(0)+Cu(2+)à обр стр Zn(2+)+Cu(0): анод Zn окисл-ся, катод Cu восстан-ся! E= фи(+)-фи(-)=фи(0)Cu – фи(0)Zn + RT: 2F*ln ([Cu(2+)]: [Zn(2+)]! Концентрационные цепи сост из 2 одинак электродов, помещен-х в рас-ры с разн концентрац соли! E=RT: ZF*ln(C2: C1), C1< C2! Потенциометрия- методы исслед-я, основан-е на измерен-и ЭДС гальв элемента. Состящ-го из индикаторного элект-на и электрода сравнения! Этим методом чаще всего опред-ют рР! (по стандарт рас-рам с известн рН настраив-т прибор(рН-метр, ионометр), опред-т рН исследуемого рас-ра – с использ-м водородно-каломельн элем=та, хингидрон-хлорсеребр-го, элемента из стеклян и хлорсеребр электродов))

Б17.1.Предмет и основные понятия химической кинетики. Скорость реакции, молекулярность, порядок реакции. Хим. Кинетика-учение о скор-ти хим реакции, её завис-ти от разно факторов! Поэтому глав задачей ХК явл-ся управл-е хим процессм! Осн понятия: Скорость хим реакции -число элементарн актов реакции, происх-их в един-цу времени в един-це объема(для гомоген реакц) или на един-це поверх-ти раздела фаз(для гетероген).: V=+-dC/dT (dC-измен-е конц вещ-ва), измер-ся в моль/л*с! Кинетич кривые: зависимотсь конценр от времени: с=f(T), экспериментально V опред-ся как тангенс угла наклона касат-ой к кинетич кривой в момент времени Т. Кинетич уравн-е хим реакции -математич завис-ть V от концентр реагентов, продуктов и др! Молекулярность -число молекул участв-щих в элементарн актехим взаимод-я, она быв-т =1, 2, 3! мономолукулярные реакции: Ca(HCO3)2à CaCO3+H2O+CO2, бимолекулярн: H2+I2à 2HI, тримолекуляр: 2NO+O2à 2NO2! Для прост(элементарн) реакций молекуляр-ть = порядку реакции=стехиометрии! n=na+nb+….- порядок реакции (сумма показат-лей степеней, с кот-ми концентрации реагентов входят в кин уравн-е! (если будет время-Реакции нул порядка: n=0 V=к, напр.2NH3à N2+3H2! Первого прядка: n=1, V=к, [Н2О2], напр 2H2Oà 2H2O+O2, второго: n=2, V=к [CO]*[Cl], напр CO+Cl2à COCl2!

2.Водородный, каломельный, хлорсеребряный, хингидронный, ионоселективный электроды.Водородн Э- Э. в кот давлениегазообраз-го водорода поддержив-ся равным 101кПа, а актив-ть ионов Водор в рас-ра=1! (Pt)H2 | H(+), |-это граница раздела фаз! Н(+)+1еà обр стр 0, 5 Н2, фи Н2О=фи(0)Н2+RT: F*lna(H+): p(Ha), фи Н2=ОВ, фи Н2=0, 059*рН! Каломельный- использ-ся в кач-ве электродов сравн-я при измер-ии рН(их потенциалы известны и постоянны): Hg|Hg2Cl2|KCl, фи=фи0Hg2Cl2-RT: F*lg[Cl-]! Хлорсеребр: Ag, AgCl|KCl, фи=фи0 AgCl-RT: F*lg[Cl-]! Хингидр- соединение эквимолярн кол-в хинона и гидрохинона, испол-ся в кач-ве индикаторного для опред-я рН: C6H4O2*C6H4(OH)2, фихиногидрон=фи0хг+0, 0059/2*lg[x][H+]2: [гх]! Ионоселект: содержат мембрану(полимерн, кристалич, стеклян), чувств-ы к определ виду ионов; с пом них определ-ь концентр-ии Na, R, Ca..! ферментн ионосел электр-ы испол-ся для опред-я антибиот, гормон, глюк: RM1(M)+M2(p-p)à обр стр RM2(M)+M1(p-p)!

Б18.1.Уравнение изотермы и изобары химической реакции. Прогнозирование смещения химического равновесия. Хим равновесии-сост-е сис-мы при кот-ом все её св-ва остаю-ся неизмен во времени! Закон действ масс гласит: для обратим реак-и при пост внешн усл-ях(Т, Р_, в равновесии отношение произведений концентрац-й продук-ов к произв-ю конценрт-й реагентов с учетом стехиометрии есть величина постоя-ая: dG=dG0+RT ln*(ClLCmM: CaACbB)-При равновесии dG=0 получаем dG=-RTlnKc – это и есть урав-е ХИМ ИЗОТЕРМЫ!, Можно рассчитать Кс! Kc=exp(-dG: RT), R не завис от конц-ии! Зная Кс можно расчит-ть выход продук-ов реакции, опред-ть направлен процесса! Кс завис от Темпер: lnKt2: Kt1=-dH: R*(1/т2-1/т1)-УРАВН ИЗОБАРЫ Вант-Гоффа, где dH- тепл эффект реакции, R-газовая постоя-яСогласно принцпу ЛЕ-Шателье: если в равновесной системе изменить к-л фактор (Р, Т, С)то равновесие сместиться так., чтобы уменьшить оказанное воздействие (С+СО< à 2CJ-172, 5кДж)(2С+О2ß > 2СО+221кДж)

2.Электродные и окислительно-восстановительные потенциалы.Уравнения Нернста и Петерса. Когда метал погруж-ся в воду или раст-р его соли, часть ионов метала переход в рас-р(Ме2+). Мет-л заряж-ся отриц-но, возник-т двойн электрич слой и скачок потенциала(элект потенциал) -ФИ! Фи зависит от1) св-в мет-ла 2) концентрации соли(с). Метал может зарядиться положи-о, если идет осаждение ионов(М+») на метал. Этот процесс обратим…Электрич работа перевода 1-го моля из рас-ра на метл или обратно: A=-dG=Z*F*фи, где Z-заряд иона, F-число Фарадея, фи-потенц электода. Используя уравн-е изотермы -dG=-RTlnKc, получаем фи=фи0+RT/ZF*ln[Me](z+)-уравн-е НЕРНСТА! Фи0-стандартн потециал электрода, кот возник на мет-ле, погружен в 1 моль/л рас-р своей слои и измер-ый относительно нормал водород электрода! Pt, H2|H(+)-это водород электр-д! фиH2|H(+)=OB при РН2=1атм, à фиH2|H(+)=RT: F*ln[H+]: PH2! Если фи0 мет-ла> фи0 водород элект-да его счит положит-м, если меньше-отрицат-м! если располагать мет-лы по мере возраст их фи0, получ-ся ряд напряж-ти мет-лов! Окисл-вост Э(Red-OX)- инертн мет-л (Pt, Pd), опущ-ый в рас-р, содерж-ий окисл(ОХ) и восстановл-ую (red) форму вещ-ва! Протекает реакция: Ox+Z eà обр стр Red или Ox+Z e+mH(+)à обр стр Red! УРАВН ПЕТЕРСА: фиRed/Ox= фи0R/o+(RT/ZF)*ln([OX]/[Red])! фи0-стандарт окис-воост потенц-л, когда концентр-ии всех участв-х вещ-в =1моль/л!

Б19.1.Основные понятия термодинамики. Внутренняя энергия. Работа и теплота. Типы термодинамических систем и процессов.

Термодин-ка-наука о взаимн превращ-ях различ видов энергии. Осн понятия: Система- тело, совокуп-ть тел, мысленно или реално отделен-х от окр среды! Быв-т изолир сис-ма (нет обмена со редой ни вещ-вом, ни энергией: dm, dE=0), закр сис-ма (есть обмен энерг, но dm=0) и откр сис-ма (обмен и вещ-вом и энерг dm, dE не равн 0), гомоген/ гетероген сис-мы(не имеют повер-ти раздела/сост из разн по св-вам частей, раздел поверх-ю)! Сост-е сис-мы- совокуп-ть всех св-в! Быв: равновесн сост-е(все св-ва постоянны, нет потока вещ-в и энерг), стационарн сос-е(св-ва постояны, но есть поток вещ-в и энерг), переходн св-ва (св-ва меняются)! Переход сис-мы из одного сос-я в др наз-ся Процессом! Быв-т ИЗОХОРН(V=const), ИЗОБАРН(P=const), ИЗОТЕРМИЧ(T=const), РАВНОВЕСН(без нарушения равновесного равновесия-оч медл)! Функции сос-я хар-ют сост-е, завис толко от термодинам параметров-это Внутр энерг(E, U), энтальпия(H), энтропия(S)! Внутр Э (E, U)- совокуп-ть всех видов энерг частиц(энергия Теплов движ-я молекул и энергия взаимодейст-я м/у ними); абсолютн значения невозм-о рассчитать, исполь=т её измен-е: dU=Uконеч-Uначал! Приращение ВНутр Э в некотором процессе= теплоте, получсис-мой +работа, совершен над сис-мой в этом процесс: dE=Q+W! Тепл(Q)- форма передачи энергии зсчет хаотич движ-я. Если идет поглащ-е Э-это эндотермич процесс(dQ> 0), выделение тепла-экзотермич процесс(dQ< 0)! Работа(W или A)- форма передачи Э в виде упорядоче-го направл-го движ-я часиц. dW> 0, если сис-ма соверш-т работу, W< 0, если над сис-мой соверш работу W=Wрасш+Wполезн! Теплота и работа не явл-ся функциями сост-я, они завис-т от пути процесса!

2.Буфферная системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, белковая.

Сопряженные кислотно-основные пары B/BH(+) и А(-)/НА наз-ют буферными! (здесь В-основан, ВН-сопряжен кислота, НА-кислота, а-сопряж основание)! Он игр важн роль в поддерж-и кислотно-основн равновесия в орг-ме! Кислотно-осн равн-е в крови обеспеч-ся гидрокарбон, фосфатн и белков буф сис-ми! ГИДРОКАРБОН: сост из H2CO3 и сопряж основ-я HCO3(-), причем угол кисл-та обр-ся при взаимод-ии расвор-го в плазме СО2 с водой: СО2(р)+ Н2Оà обр стр H2CO3! рН этого рас-ра опред-ся урав-ем ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА как отношение концентрац-й Н2СО3 и соли NaHCO3: pH=pKal(H2CO3)+lg c(NaHCO3)/c(H2CO3), в конечн счете выр-е приним вид pH=6, 36+lg c(NaHCO3)-lg p(CO2), где 6, 36-отриц логарифм константы диссоц-ии угол кислты, р(СО2)- парциал давлен СО2 в альвеолах легких! Избыток СО2 в крови привод к АЦИДОЗУ, когда рН< 7, 4! Эта буф сис-ма действует как эффект физиол буфер около рН 7, 4! Буф емкость по кислоте Вк=40 ммоль/л плазмы крови, по щелочи Вщ=1-2 ммоль/л плазмы крови! Фосфат буф сис-ма: сост из слаб кисл Н2РО4(-) и сопряж основ-я НРО4(2-), в основе её действ-я кислотно-осн равновес: Н2РО4(-)à обр стрН(+)+НРО4(2-)! Она может сопртивл-ся измен-ю рН от 6, 2 до 8, 2! Из ур-я ГЕНДЕРСОНА-ГАССЕЛЬБАХА получ: рН=7, 4=6, 86+lgc(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-)), где 6, 86=рКа(Н2РО4(-), отсюда lgc(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-))=7, 4-6, 86=0, 54 и c(HPO4(2-))/с (Н2РО4(-))=3, 5! Эта сис-ма имеет более выс емкость по кисл, чем по щел(Вк=1-2ммоль/л, Вщ=0, 5ммоль/л! Фосф буф сис-ма-менне мощная по сравн с гидрокарб! Белковая: из белка-основания и белка- соли R-CH: COO(-) иNH2(белок-осн) +H(+)à обр стр R-CH: COO(-) и N(+)H3(белок-соль)(в средах близким к нейтр белок основ-е преоблад)! Осн часть белков плазмы крови сос-т АЛЬБУМИНЫ и ГЛОБУЛИНЫ, изоэлектр токи этих белков рылежат в слабокисл среде(рН=4, 4-6, 3), поэтлму при рН 7, 4 белки нах-ся в формах белок-осн, белок-соль! Их буф емкость завис от концентр белков, их вторич и третич струк-ры и числа протон-акцепорн групп. Буф емкость по кисл выше: для альбуминов=10ммоль/л, для глобулин=3ммоль/л! Буф емкость св аминокислот плазмы мала и по кисл и по щелочи, т.к. аминокисл имеют рКа далекие от рКа=7(кроме гистидина, рКа=6).

Б20 .1.Взаимосвязь между процессами обмена вещества и энергии в организме.

Процессы жизнедеят-ти обусловлены накоплением солн энергии в белках, жирах, углеводах с дальнейш их превращен-м в орг-ме с выделен-м энергии! Система- тело, совокуп-ть тел, мысленно или реално отделен-х от окр среды! Наиб общими хар-ками С явл масса вещ-ва в сис-ме (m) и внутр энергия (Е). Масса опред-ся совокупностью масс молекул из кот она сост-т, Внтр энергия-это сумма энергий теплового движ-я молекул и энергия взаимодействия м/у ними! По хар-ру обмена вещ-вом и энергией сис-мы быв-т: изолир сис-ма (нет обмена со средой ни вещ-вом, ни энергией: dm, dE=0), закр сис-ма (есть обмен энерг, но dm=0) и откр сис-ма (обмен и вещ-вом и энерг dm, dE не равн 0, напр клетка)! По агрегатн сост-ю вещ-ва сис-мы быв: гомоген- нет резк изменений при переходе от одних облястей к др, напр: плазма крови! Гетероген- сост из 2 или более гомоген частей, напр плазма с эритроцитами и лейкоцитами!