Дисклеймер!

которое является полным дифференциалом функции {\displaystyle H(S,P)} ^{[K 3]}. Она представляет собой термодинамический потенциал^[⇨] относительно естественных независимых переменных — энтропии, давления и, возможно, числа частиц^[⇨] и других переменных состояния ^[⇨].
Понятие энтальпии существенно дополняет математический аппарат термодинамики^[⇨] и гидродинамики^[⇨]. Важно, что в изобарном процессе при постоянном {\displaystyle P}  изменение энтальпии
{\displaystyle H_{2}-H_{1}=U_{2}-U_{1}+P\left(V_{2}-V_{1}\right)=Q,}
равное сумме изменения внутренней энергии {\displaystyle U_{2}-U_{1}}  и совершённой системой работы {\displaystyle P\left(V_{2}-V_{1}\right)} , в силу первого начала термодинамики равно количеству теплоты {\displaystyle Q} , сообщенной системе. Это свойство энтальпии позволяет использовать её для вычисления тепловыделения при различных изобарных процессах, например, химических^[⇨].
Отношение малого количества теплоты, {\displaystyle T\mathrm {d} S=\mathrm {d} H,}  переданного системе в изобарном процессе, к изменению температуры {\displaystyle \mathrm {d} T}  является теплоёмкостью при постоянном давлении^{[K 4][20]}:
{\displaystyle C_{P}\equiv T\left({\frac {\partial S}{\partial T}}\right)_{P}=\left({\frac {\partial H}{\partial T}}\right)_{P}.}
Это экспериментально измеримая величина, и из её измерений находят температурную зависимость энтальпии^[⇨].
Энтальпия — экстенсивная величина: для составной системы она равна сумме энтальпий её независимых частей. Как и внутренняя энергия, энтальпия определяется с точностью до произвольного постоянного слагаемого.
Условие самопроизвольного протекания процесса
Критерием самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе является ΔS>0, равновесия – ΔS=0. 2. Энтропия является функцией состояния и ее смысл расшифровывается в статистической термодинамики как мера беспорядка системы. Чем больше беспорядок, тем больше энтропия

28 Закон Гесса и его выводы

Ответ: Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:

• 
  Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
  

Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе (при p,T = const или V,T = const), всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы. Иными словами, закон Гесса есть утверждение о том, что тепловой эффект реакции (Q_p = ΔH_p,T или Q_V=ΔU_V,T) является функцией состояния. Тепловой эффект реакции (который определён только для изобарно-изотермического или для изохорно-изотермического процессов) нельзя путать с теплотой (Q), выделяемой или поглощаемой в ходе процесса или реакции. В общем случае теплота не является функцией состояния и не описывается законом Гесса.

На рисунке приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А₁, А₂… в продукты реакции В₁, В₂…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔH_i. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:
{\displaystyle \Delta H_{1}=\Delta H_{2}+\Delta H_{3}=\Delta H_{4}+\Delta H_{5}+\Delta H_{6}.}
Закон открыт русским химиком Г. И. Гессом в 1841 году; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.
Закон Гесса(вывод)
Q=/\U+A(расш)=/\U+p/\V
В случае изохорного процесса V=const
Qv=/\U+p(V2-V1)=/\U
В случае изобарного процесса p=const
Qp=(U2-U1)+p(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1)
Qp=/\H2-/\H1
+Тепловой эффект при p=const и v=const не зависит от пусти процесса.

29Второй закон термодинамики. Энтропия. Свободная энергия.

Второ́е нача́ло термодина́мики (второй закон термодинамики) устанавливает существование энтропии^[1] как функции состояния термодинамической системы и вводит понятие абсолютной термодинамической температуры^[2], то есть «второе начало представляет собой закон об энтропии»^[3] и её свойствах^[4]. В изолированной системе энтропия либо остаётся неизменной, либо возрастает (в неравновесных процессах^[3]), достигая максимума при установлении термодинамического равновесия (закон возрастания энтропии)^[5][6][2]. Встречающиеся в литературе различные формулировки второго начала термодинамики являются частными следствиями закона возрастания энтропии^[5][6].
Второе начало термодинамики позволяет построить рациональную температурную шкалу, не зависящую от произвола в выборе термометрического свойства термодинамического тела и устройства для измерения температуры (термометра)^[7].
Вместе первое и второе начала составляют основу феноменологической термодинамики, которую можно рассматривать как развитую систему следствий этих двух начал. При этом из всех допускаемых первым началом процессов в термодинамической системе (то есть процессов, не противоречащих закону сохранения энергии) второе начало позволяет выделить фактически возможные процессы, не противоречащие законам термодинамики^[7], установить направление протекания самопроизвольных процессов, найти предельное (наибольшее или наименьшее) значение энергии, которое может быть полезным образом использовано (получено или затрачено) в термодинамическом процессе с учётом ограничений, накладываемых законами термодинамики, а также сформулировать критерии равновесия в термодинамических системах^[5][6][2]. Энтропи́я (от др.-греч. ἐν «в» + τροπή «обращение; превращение») — широко используемый в естественных и точных науках термин (впервые введён в рамках термодинамики как функция состояния термодинамической системы), обозначающий меру необратимого рассеивания энергии или бесполезности энергии (потому что не всю энергию системы можно использовать для превращения в какую-нибудь полезную работу). Для понятия энтропии в данном разделе физики используют название термодинамическая энтропия; термодинамическая энтропия обычно применяется для описания равновесных (обратимых) процессов.
В статистической физике энтропия характеризует вероятность осуществления какого-либо макроскопического состояния. Кроме физики, термин широко употребляется в математике: теории информации и математической статистике. В этих областях знания энтропия определяется статистически и называется статистической или информационной энтропией. Данное определение энтропии известно также как энтропия Шеннона (в математике) и энтропия Больцмана—Гиббса (в физике).
Хотя понятия термодинамической и информационной энтропии вводятся в рамках различных формализмов, они имеют общий физический смысл — логарифм числа доступных микросостояний системы. Взаимосвязь этих понятий впервые установил Людвиг Больцман. В неравновесных (необратимых) процессах энтропия также служит мерой близости состояния системы к равновесному: чем больше энтропия, тем ближе система к равновесию (в состоянии термодинамического равновесия энтропия системы максимальна).
В широком смысле, в каком слово часто употребляется в быту, энтропия означает меру сложности, хаотичности или неопределённости системы: чем меньше элементы системы подчинены какому-либо порядку, тем выше энтропия.
Величина, противоположная энтропии, именуется негэнтропией или, реже, экстропией.
Термином «свободная энергия» обозначают один из четырех термодинамических потенциалов:

• 
  Свободная энергия Гельмгольца, {\displaystyle F=U-TS}  — в этом значении термин обычно употребляется в физике.
  
• 
  Свободная энергия Гиббса, {\displaystyle G=U+PV-TS}  — в этом значении термин обычно употребляется в химии и физической химии.
  
• 
  Свободная энергия — концепция поиска новых источников энергии. Под свободной энергией понимается энергия, не требующая последующих затрат на топливо или другие энергоносители. К таким источникам можно отнести ветрогенератор, солнечные батареи, гидроэлектростанции, и т. д.
  

30 Биогенные элементы. Их разнообразие. Распространение биогенных элементов в окружающей среде.

Ответ: БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ — вещества, необходимые для существования живых организмов кислород, углерод, водород, азот, фосфор, калий, кальций, магний, железо, натрий, сера, кремний, марганец, йод, мышьяк и др  Распространение элементов в земной коре и организмах. Биогенные элементы. Классификация элементов.

Часть земной оболочки, занятой растительными и животными организмами и переработанная ими и космическими излучениями и приспособленная к жизни, на­зывают биосферой (по Вернадскому).
Л. П. Виноградов считал, что концентрация элементов в живом веществе прямо пропорциональна его содержанию в среде обитания с учетом растворимости их соединений. По мнению А. П. Виноградова химический состав организма определяется составом окружающей среды. Биосфера содержит 100 млрд тонн живого вещества. Около 50% массы земной коры приходится на кислород, более 25% на кремний. Восемнадцать элементов (О, Si, Al, Fe, Ca. Na, К, Mg, H, Ti, С, Р, N, S, Cl, F, Мn, Ва) составляют 99,8% массы земной ко­ры. Живые организмы принимают активное участие в перераспределении химических элементов в земной коре. Минералы, природные химические вещества, образуются в био­сфере в различных количествах, благодаря деятельности живых веществ (образование железных руд, горных пород, в основе которых соединения кальция). Кроме этого, оказывают влияние техногенные загрязнения окружающей среды. Изменения, происходящие в верх­них слоях земной коры, влияют на химический состав живых организмов. В организме можно обнаружить почти все элементы, которые есть в земной коре и морской воде. Пути поступления элементов в организм разнообразны. Согласно биогеохимической теории Вернадского существует «биогенная миграция атомов» по цепочке воздух> почва®вода®пища®человек, в результате которой практически все элементы, окружающие человека во внешней среде, в большей или меньшей степени проникают внутрь организма.
Содержание некоторых элементов в организме по сравнению с окружающей средой повышенное – это называют биологическим концентрированием элемента. Например, углерода в земной коре 0,35%, а по содержанию в живых организмах занимает второе место (21%). Однако эта закономерность наблюдается не всегда. Так, кремния в земной коре 27,6%, а в живых организмах его мало, алюминия – 7,45%, а в живых организмах -1·10^-5%.
В составе живого вещества найдено более 70 элементов.
Элементы необходимые организму для построения и жизнедеятельности клеток и органов, называют биогенными элементами.
Для 30 элементов биогенность установлена. Существует несколько классификаций био­генных элементов:
А) По их функциональной роли:
1) органогены, в организме их 97,4% (С, Н, О, N, Р, S),
2) элементы электролитного фона (Na, К, Ca, Mg, Сl). Данные ионы металлов состав­ляют 99% общего содержания металлов в организме;
3) Микроэлементы – это биологически активные атомы центров ферментов, гормонов (переходные металлы).
Б) По концентрации элементов в организме биогенные элементы делят:
1) макро­элементы;
2) микроэлементы;
3) ультрамикроэлементы.
Биогенные элементы, содержание которых превышает 0,01% от массы тела, относят кмакроэлементам. К ним отнесены 12 элементов: органогены, ионы электролитного фона и железо. Они составляют 99,99% живого субстрата. Еще более поразительно, что 99% жи­вых тканей содержат только шесть элементов: С, Н, О, N, Р, Ca. Элементы К, Na, Mg, Fe, Сl, S относят к олигобиогенным элементам. Содержание их колеблется от 0,1 до 1%. Биогенные элементы, суммарное содержание которых составляет величину порядка 0,01%, относят к микроэлементам. Содержание каждого из них ? 0,001% (10^-3 – 10^-5%).Большинство микроэлементов содержится в основном в тканях печени. Это депо микроэлементов. Некоторые микроэлементы проявляют сродство к определенным тканям ( йод - к щитовидной железе, фтор - к эмали зубов, цинк - к поджелудочной железе, молибден - к почкам и т.д.). Элемен­ты, содержание которых меньше чем 10^-5%, относят культрамикроэлементам. Данные о количестве и биологической роли многих элементов невыяснены до конца. Некоторые из них постоянно содержатся в организме животных и человека: Ga, Ti, F, Al, As, Cr, Ni, Se, Ge, Sn и другие. Биологическая роль их мало выяснена. Их относят к условно биогенным элементам. Другие примесные элемен­ты (Те, Sc, In, W, Re и другие) обнаружены в организме человека и животных, и данные об их количестве и биологической роли не выяснены. Примесные элементы также делят на аккумулирующиеся (Hg, Pb, Cd) и не аккумулирующиеся (Al, Ag, Go, Ti, F). Известны крылатые слова, сказанные в 40-х годах немецкими учеными Вальтером и Идой Ноддак: «В каждом булыжнике на мостовой присутствуют все элементы периодической системы». Если согласиться, что в каждом булыжнике содержатся все элементы, то тем более это должно быть справедливо для живого организма.
+Все живые организмы имеют тесный контакт с окружающей средой. Жизнь требует по­стоянного обмена веществ в организме. Поступлению в организм химических элементов способствует питание и потребляемая вода. Организм состоит из воды на 60%, 34% при­ходится на органические вещества и 6% на неорганические. Основными компонентами органических веществ являются С, Н, О. В их состав входят также N, P, S. В составе неор­ганических веществ обязательно присутствуют 22 химических элемента (смотрите таблицу № 1). Например, если вес человека составляет 70 кг, то в нём содержится (в граммах): Са - 1700, К - 250, Na –70, Mg - 42, Fe - 5, Zn - 3. На долю металлов приходится 2,1 кг. Содержа­ние в организме элементов IIIA–VIA групп, ковалентносвязанных с органической ча­стью молекул, уменьшается с ростом заряда ядра атомов данной группы периодической системы Д. И. Менделеева. Например, w(О) > w(S) > w(Se) > w(Fe). Количество элементов, находящихся в организме в виде ионов (s-элементы IA, IIА групп, р-элементы VIIA груп­пы), с ростом заряда ядра атома в группе увеличивается до элемента с оптимальным ион­ным радиусом, а затем уменьшается. Например, во IIА группе при переходе от Be к Са со­держание в организме увеличивается, а затем от Ва к Ra снижается. Элементы, аналоги, имеющие близкое строение атомов, имеют много общего в биологическом действии. В соответствии с рекомендацией диетологической комиссии Национальной академии США ежедневное поступление химических элементов с пищей должно находиться на определенном уровне . Столько же химических элементов должно выводиться , поскольку их содержание в организме находится в относительном постоянстве.
31Эндемические и профессиональные заболевания. Роль биогенных элементов в охране окружающей среды.
Эндемическое заболевание — заболевание, характерное для определённой местности. Часто связано с резкой недостаточностью или избыточностью содержания какого-либо химического элемента в среде. Может развиваться у растений, животных и человека. Например, при недостаточности иода в пище возникает простой зоб (эндемический зоб) у животных и людей, при избыточности селена в почвах — появление ядовитой селеновой флоры ^{[источник не указан 835 дней]}и многие другие эндемии.
Кроме того, эндемическими могут быть инфекции, возбудители которых постоянно пребывают (персистируют) в определенной местности — например, энзоотия чумы среди грызунов в Казахстане, эндемия холеры в Индии или малярии в субтропической Африке. Эндемичным заболеваниям противопоставляются заносные инфекции.
Шведский нарколог Нильс Бейерут говорил об эндемиях применительно к распространению зависимости от отдельных веществ. Примерами подобных эндемий могут служить алкоголизм или зависимость от курения, поразившие значительную часть населения в отдельных странах или местностях

• 
  Профессиональное заболевание – это заболевание, которое вызвано названными в перечне профессиональных заболеваний факторами опасности трудовой среды или характером работы. Важным признаком профессионального заболевания является медленный и постепенно прогрессирующий процесс заболевания с хроническим протеканиемострые и хронические интоксикации,
  
• 
  заболевания, вызванные пром. аэрозолями,
  
• 
  заболевания вызванные физическими факторами,
  
• 
  заболевания, связанные с физическими перегрузками и перенапряжением,
  

Оснавная роль в подержании жизни организма
32Биогенные элементы. s-элементы. Качественные реакции ионов натрия и калия. Их значение в функционировании организма.
33Биогенные элементы. s-элементы. Качественные реакции ионов кальция и магния. Их значение в функционировании организма.
34Биогенные элементы. s-элементы. Качественные реакции ионов стронция и бария. Их значение в функционировании организма.
35Биогенные элементы. p-элементы. Качественные реакции ионов алюминия, свинца и олова . Их значение в функционировании организма. 
36Биогенные элементы. p-элементы. Качественные реакции анионов p-элементов. Важность фосфора, азота, углерода и кислорода в организме.
37Биогенные элементы. p-элементы. Качественные реакции анионов галогенов. Роль галогенов в функционировании организма.
38Биогенные элементы. d-элементы. Качественные реакции ионов серебра, меди и цинка. Их значение в деятельности организма и их роль в активности ферментов.
39Биогенные элементы. d-элементы. Качественные реакции ионов железа. Роль железа, кобальта и никеля в организме и роль ферментов.
ОТВЕТ НА 32 33 34 35 36 37 Такие s-элементы, как водород, натрий, калий, магний, кальций являются важнейшими биогенными макроэлементами. К s – элементам относятся элементы I и П групп, главных подгрупп ПСЭ, у которых электронами заполняется s – подуровень внешнего уровня (IА гр. – nS1 , IIА гр. – nS2 ). Характерные степени окисления в организме для элементов IА группы - +1, П А группы - +2. К группе IА ПСЭ относятся: водород, литий, натрий, рубидий, франций, стронций НЕ ДО КОНЦА К р-элементам относятся последние 6 элементов II–VI периодов (VII период не завершен). Электронная формула внешнего слоя этих элементов np¹–np⁶. Это элементы главных подгрупп III–VIII групп (кроме гелия, он s-элемент). Из них к макроэлементам относятся O, C, N, P, S, Cl, они же являются жизненно необходимыми биогенными элементами. Большинство р-элементов относятся к примесным микроэлементам. Из микроэлементов только йод (I) относится к числу незаменимых биогенных элементов. Фтор (F) также можно считать элементом, необходимым для нормального функционирования живых организмов. Некоторые исследователи относят и селен (Se) к жизненно необходимым элементам. Элементы d-семейства (d-элементы) – это элементы, у которых последний электрон заполняет d-орбиталь предвнешнего электронного слоя (2-го снаружи слоя). К ним относятся элементы, находящиеся в середине больших периодов (между s- и р-элементами). Их называют также переходными элементами. Так как d-орбиталей пять, и на каждой может быть по два электрона, то всего на d-подуровне может быть 10 электронов. Им соответствуют 10 d-элементов. Например, в IV периоде к d-элементам относятся элемента от Sc (№21) до Zn (№30) включительно. Качественные реакции неорганической химии. Всем химикам, как опытным, так и начинающим, хоть раз, но доводилось слышать этот термин. В химии качественные реакции очень важны, с ними тесно связан один из разделов химии — аналитическая химия. Итак, в этой статье я изложу качественные реакции, как школьного курса, так и немного «нестандартные». Ну что ж, начнем! Качественные реакции определяют катионы, анионы, порой и целые соединения. 1. Качественные реакции на катионы. 1.1.1 Качественные реакции на катионы щелочных металлов (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+). Катионы щелочных металлов возможно провести только с сухими солями, т.к. практически все соли щелочных металлов растворимы. Обнаружить их можно при внесении небольшого количества соли в пламя горелки. Тот или иной катион окрашивает пламя в соответствующий цвет: Li+ — темно-розовый. Na+ — желтый. K+ — фиолетовый. Rb+ — красный. Cs+ — голубой. Катионы так же можно обнаружить и с помощью химических реакций. При сливании раствора соли лития с фосфатами образуется нерастворимый в воде, но растворимый в конц. азотной кислоте, фосфат лития: 3Li+ + PO43- = П 3РО 4 Li3PO4 + 3HNO3 = 3LiN O 3 + H3PO4 Катион K+ можно вывести гидротартрат-анионом HC4H4O6- — анионом винной кислоты: K+ + H C4H4O6- = K H C4H4O6I Катионы K+ и Rb+ можно выявить добавлением к растворам их солей кремнефтористой кислоты H2[SiF6] или ее солей — гексафторсиликатов: 2Me+ + [SiF6]2- = M e2[SiF6]| (Me = K, Rb) Они же и Cs+ осаждаются из растворов при добавлении перхлорат-анионов: Me+ + ClO4- = MeClO4| (Me = K, Rb, Cs). 1.1.2 Качественные реакции на катионы щелочно-земельных металлов (Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+). Катионы щелочно-земельных металлов можно выявить двумя способами: в растворе и по окраске пламени. Кстати, к щелочно-земельным относятся кальций, стронций, барий и радий. Бериллий и магний нельзя отнести к этой группе, как это любят делать на просторах Интернета. Окраска пламени: Ca2+ — кирпично-красный. 2+ Sr — карминово-красный. Ba2+ — желтовато-зеленый. Ra2+ — темно-красный. Реакции в растворах. Катионы рассматриваемых металлов имеют общую особенность: их карбонаты и сульфаты нерастворимы. Катион Ca2+ предпочитают выявлять карбонат-анионом CO 32-: Ca2+ + CO32" = CaCO3| Который легко растворяется в азотной кислоте с выделением углекислого газа: 2H+ + CO32" = H2O + CO2T Катионы Ba2+, Sr2+ и Ra2+ предпочитают выявлять сульфат-анионом с образованием сульфатов, нерастворимых в кислотах: Sr2+ + SO42" = SrSO4| Ba2+ + SO42" = BaSO4| Ra2+ + SO42" = RaSO4| 1.1.3. Качественные реакции на катионы свинца (II) Pb2+, серебра (I) Ag+, ртути (I) Hg2+, ртути (II) Hg2+. Рассмотрим их на примере свинца и серебра. Эта группу катионов объединяет одна общая особенность: они образуют нерастворимые хлориды. Но катионы свинца и серебра можно выявить и другими галогенидами. Качественная реакция на катион свинца — образование хлорида свинца (осадок белого цвета), либо образование иодида свинца (осадок ярко желтого цвета): Pb2+ + 2Г = Pbb j Качественная реакция на катион серебра — образование белого творожистого осадка хлорида серебра, желтовато-белого осадка бромида серебра, образование желтого осадка иодида серебра: Ag+ + C l- = A g C lj Ag+ + Br- = A g B rj Ag+ + Г = A g Ij Как видно из выше изложенных реакций, галогениды серебра (кроме фторида) нерастворимы, а бромид и иодид даже имеют окраску. Но отличительная черта их не в этом. Данные соединения разлагаются под действием света на серебро и соответствующий галоген, что также помогает их идентифицировать. Поэтому часто емкости с этими солями испускают запахи. Также при добавлении к данным осадкам тиосульфата натрия происходит растворение: AgHal + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaHal, (Hal = Cl, Br, I). То же самое произойдет при добавлении жидкого аммиака или его конц. раствора. Растворяется только AgCl. A gB r и A g l в аммиаке практически нерастворимы: A gC l + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl Существует также еще одна качественная реакция на катион серебра — образование оксида серебра черного цвета при добавлении щелочи: 2Ag+ + 2OH" = Ag2O j + H2O Это связано с тем, что гидроксид серебра при нормальных условиях не существует и сразу же распадается на оксид и воду. 1.1.4. Качественная реакция на катионы алюминия Al3+, хрома (III) Cr3+, цинка Z n +, олова (II) Sn2+. Данные катионы объединены образованием нерастворимых оснований, легко переводимых в комплексные соединения. Групповой реагент — щелочь. A l3+ + 3OH- = Al(OH)3 j + 3O H = [Al(OH)6]3- Cr3+ + 3OH- = Cr(OH)3 j + 3OH" = [Cr(OH)6]3- Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2 j + 2OH- = [Zn(OH)4]2- Sn2+ + 2OH- = Sn(OH)2 j + 2OH" = [Sn(OH)4]2" Не стоит забывать, что основания катионов A l3+, Cr3+ и Sn2+ не переводятся в комплексное соединение гидратом аммиака. Этим пользуются, чтобы полностью осадить катионы. Zn2+ при добавлении конц. раствора аммиака сначала образует Zn(OH)2, а при избытке аммиак способствует растворению осадка: Zn(OH)2 + 4NH3 = [Zn(NH3)4](OH)2 Раствор, содержащий [Cr(OH)6]3-, при добавлении хлорной или бромной воды в щелочной среде становится желтым из-за образования хромат-аниона CrO42-: 2[Cr(OH)6]3- + 3Br2 + 4OH" = 2CrO42- + 6Br + 8H2O 1.1.5. Качественная реакция на катионы железа (II) и (III) Fe2+, Fe3+. Данные катионы также образуют нерастворимые основания. Иону Fe2+ отвечает гидроксид железа (II) Fe(OH)2 — осадок белого цвета. На воздухе сразу покрывается зеленым налетом, поэтому чистый Fe(OH)2 получают в атмосфере инертых газов либо азота N 2. Катиону Fe3+ отвечает метагидроксид железа (III) FeO(OH) бурого цвета. Примечание: соединения состава Fe(OH)3 неизвестно (не получено). Но все же большинство придерживаются записи Fe(OH)3. Качественная реакция на Fe2+: Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 j Fe(OH)2 будучи соединением двухвалентного железа на воздухе неустойчиво и постепенно переходит в гидроксид железа (III): 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 Качественная реакция на Fe3+: Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 j Еще одной качественной реакцией на Fe3+ является взаимодействие с роданид-анионом SCN", при этом образуется роданид железа (III) Fe(SCN)3, окрашивающий раствор в темно-красный цвет (эффект «крови»): Fe3+ + 3SCN" = Fe(SCN)3 Роданид железа (III) легко «разрушается» при добавлении фторидов щелочных металлов: 6NaF + Fe(SCN)3 = Na3[FeF6] + 3NaSCN Раствор становится бесцветным. Очень чувствительная реакция на Fe3+, помогает обнаружить даже очень незначительные следы данного катиона. 1.1.6. Качественная реакция на катион марганца (II) Mn2+. Данная реакция основана на жестком окислении марганца в кислой среде с изменением степени окисления с +2 до +7. При этом раствор окрашивается в темно-фиолетовый цвет из-за появления перманганат-аниона. Рассмотрим на примере нитрата марганца: 2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O 1.1.7. Качественная реакция на катионы меди (II) Cu2+, кобальта (II) Co2+ и никеля (II) Ni2+. Особенность этих катионов в образовании с молекулами аммиака комплексных солей — аммиакатов: Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ Аммиакаты окрашивают растворы в яркие цвета. К примеру, аммиакат меди окрашивает раствор в яркосиний цвет. 1.1.8. Качественные реакции на катион аммония NH4+. Взаимодействие солей аммония со щелочами при кипячении: NH4+ + OH" =t= NH3T + H2O При поднесении влажная лакмусовая бумажка окрасится в синий цвет. 3+ 1.1.9. Качественная реакция на катион церия (III) Ce . Взаимодействие солей церия (III) с щелочным раствором пероксида водорода: Ce3+ + 3OH- = Ce(OH)3j 2Ce(OH)3 + 3H2O2 = 2Ce(OH)3(OOH)j + 2H2O Пероксогидроксид церия (IV) имеет красно-бурый цвет. 1.2.1. Качественная реакция на катион висмута (III) Bi3+. Образование ярко-желтого раствора 3+ тетраиодовисмутата (III) калия K[BiI4] при действии на раствор, содержащий Bi , избытком KI: Bi(NO3)3 + 4K I = K[BiI4] + 3K N O 3 Связано это с тем, что сначала образуется нерастворимый BiI3, который затем связывается с помощью I- в комплекс. На этом я закончу описание выявления катионов. Теперь рассмотрим качественные реакции на некоторые анионы. 2. Качественные реакции на анионы. 2.1.1. Качественные реакции на сульфид-анион S2'. Из сульфидов растворимы сульфиды только щелочных металлов и аммония. Нерастворимые сульфиды имеют специфическую окраску, по которым можно определить тот или иной сульфид. Окраска: MnS — телесный (розовый). ZnS — белый. PbS — черный. A g2S — черный. CdS — лимонно-желтый. SnS — шоколадный. HgS (метакиноварь) — черный. HgS (киноварь) — красный. Sb2S3 — оранжевый. Bi2S3 — черный. Некоторые сульфиды при взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют токсичный газ сероводород H2S с неприятным запахом (тухлых яиц): Na2S + 2HBr = 2NaBr + H2ST S2- + 2H+ = H2S| А некоторые устойчивы к разбавленным растворам HCl, HBr, HI, H2SO4, HCOOH, CH3CO O H — к примеру CuS, Cu2S, A g2S, HgS, PbS, CdS, Sb2S3, SnS и некоторые другие. Но они переводятся в раствор конц. азотной кислотой при кипячении (Sb2S3 и HgS растворяются тяжелее всего, причем последний гораздо быстрее растворится в царской водке): CuS + 8HNO3 =t= CuSO4 + 8NO2t + 4H2O Также сульфид-анион можно выявить, приливая раствор сульфида к бромной воде: S2- + Br2 = S j + 2Br Образующаяся сера выпадает в осадок. 2.1.2. Качественная реакция на сульфат-анион SO42' . Сульфат-анион обычно осаждают катионом свинца, либо бария: Pb2+ + SO42' = PbSO4j Осадок сульфата свинца белого цвета. 2.1.3. Качественная реакция на силикат-анион SiO32-. Силикат-анион легко осаждается из раствора в виде стекловидной массы при добавлении сильных кислот: SiO32- + 2H+ = H2SiO3 j (SiO2 * nH2O) 2.1.4. Качественные реакции на хлорид-анион C l, бромид-анион B r, иодид-анион Г смотрите в пункте «качественные реакции на катион серебра Ag+«. 2­ 2.1.5. Качественная реакция на сульфит-анион SO3 - При добавлении к раствору сильных кислот образуется диоксид серы SO2 — газ с резким запахом (запах зажженной спички): SO32' + 2H+ = SO2T + H2O 2.1.6. Качественная реакция на карбонат-анион CO32-. При добавлении к раствору карбоната сильных кислот образуется углекислый газ CO2, гасящий горящую лучинку: CO32' + 2H+ = CO2T + H2O 2­ 2.1.7. Качественная реакция на тиосульфат-анион S2O3 - При добавлении раствора серной или соляной кислоты к раствору тиосульфата образуется диоксид серы SO2 и выпадает в осадок элементарная сера S: S2O32' + 2H+ = S j + SO2T + H2O 2.1.8. Качественная реакция на хромат-анион CrO42 . При добавлении к раствору хромата раствора солей бария выпадает желтый осадок хромата бария BaCrO4, разлагающегося в сильнокислой среде: Ba2+ + CrO42- = BaCrO4 j Растворы хроматов окрашены в желтый цвет. При подкислении раствора цвет изменится на оранжевый, 2- отвечающий дихромат-аниону Cr2O7 -: 2CrO42- + 2H+ = &2O72' + H2O Кроме того хроматы являются окислителями в щелочной и нейтральной средах (окислительные способности хуже, чем у дихроматов): S2 + CrO42- + H2O = S + Cr(OH)3 + OH2.1.9. Качественная реакция на дихромат-анион Cr2O72-. При добавлении к раствору дихромата раствора соли серебра образуется осадок оранжевого цвета A g 2Cr2O7: 2A g + Cr2O72 = A g2& 2O7 j Растворы дихроматов окрашены в оранжевый цвет. При подщелачивании раствора окраска изменяется на 2- желтую, отвечающую хромат-аниону CrO4 -: Cr2O72- + 2OH- = 2CrO42- + H2O Кроме того, дихроматы — сильные окислители в кислой среде. При внесении в подкисленный раствор дихромата какого-либо восстановителя окраска раствора изменится с оранжевого на зеленый, отвечающей катиону хрома (III) Сг3+ (в качестве восстановителя бромид-анион): 6Br + Cr2O72- + 14H+ = 3Br2 + 2Cr3+ + 7H2O Эффектная качественная реакция на шестивалентный хром — темно-синее окрашивание раствора при добавлении конц. перекиси водорода в эфире. Образуется пероксид хрома состава CrO 5. 2.2.0. Качественная реакция на перманганат-анион MnO4-. Перманганат-анион «выдает» темнофиолетовая окраска раствора. Кроме того, перманганаты — сильнейшие окислители, в кислой среде восстанавливаются до Mn2+ (фиолетовая окраска исчезает), в нейтральной — до Mn+4 (окраска исчезает, 2- выпадает бурый осадок диоксида марганца MnO2) и в щелочной — до MnO42- (окраска раствора изменяется на темно-зеленый): 5SO32- + 2MnO4- + 6H+ = 5SO42- + 2Mn2+ + 3H2O 3SO32- + 2M nO4- + H2O = 3SO42- + 2M nO2j + 2OHSO32- + 2M nO4- + 2OH- = SO42- + 2MnO42- + H2O 2.2.1. Качественная реакция на манганат-анион MnO42-. При подкислении раствора манганата темнозеленая окраска изменяется на темно-фиолетовую, отвечающую перманганат-аниону MnO4-: 3K 2MnO4^ .) + 4Н С1(разб.) = M nO2 j + 2KM nO4 + 4K C l + 2H2O 2.2.2. Качественная реакция на фосфат-анион PO43'. При добавлении к раствору фосфата раствора соли серебра выпадает желтоватый осадок фосфата серебра (I) Ag3PO4: 3Ag+ + PO43- = A g3PO4 j Аналогична реакция и к дигидрофосфат-аниону H2PO4-. 2.2.3. Качественная реакция на феррат-анион FeO42\ Осаждение из раствора феррата бария красного цвета (реакция проводится в среде щелочи): Ba2+ + FeO42- =OH = BaFeO4 j Ферраты — сильнейшие окислители (сильнее перманганатов). Устойчивы в щелочной среде, неустойчивы в кислой: 4FeO42- + 20H+ = 4Fe3+ + 3O2T + IOH2O 2.2.4. Качественная реакция на нитрат-анион NO3. Нитраты в растворе не проявляют окислительных способностей. Но при подкислении раствора способны окислить, к примеру, медь (раствор подкисляют обычно разб. H2SO4): 3Cu + 2N O3- + 8H+ = 3Cu2+ + 2N O | + 4H2O 2.2.5. Качественная реакция на гексацианноферрат (II) и (III) ионы [Fe(CN)6f~ и [Fe(CN)6]3-. При приливании растворов, содержащих Fe2+, образуется осадок темно-синего цвета (турнбулева синь, берлинская лазурь): K3[Fe(CN)6] + FeCl2 = KFe[Fe(CN)6] + 2K C1 (при этом осадок состоит из смеси KFe(II)[Fe(III)(CN)6], KFe(in)[Fe(II)(CN)6], Fe3[Fe(CN)6]2, Fe4[Fe(CN)6]3). 2.2.6. Качественная реакция на арсенат-анион AsO43'. Образование нерастворимого в воде арсената серебра (I) A g3AsO 4, имеющего цвет «кофе с молоком»: 3Ag+ + AsO43- = A g3AsO4 j Вот основные качественные реакции на анионы. Далее мы рассмотрим качественные реакции на простые и сложные вещества. 3. Качественные реакции на простые и сложные вещества. Некоторые простые и сложные вещества, как и ионы, обнаруживаются качественными реакциями. Ниже я опишу качественные реакции на некоторые вещества. 3.1.1. Качественная реакция на водород H 2. Лающий хлопок при поднесении горящей лучинки к источнику водорода. 3.1.2. Качественная реакция на азот N2. Тушение горящей лучинки в атмосфере азота. При пропускании в раствор Ca(OH)2 осадок не выпадает. 3.1.3. Качественная реакция на кислород O2. Яркое загорание тлеющей лучинки в атмосфере кислорода. 3.1.4. Качественная реакция на озон O3. Взаимодействие озона с раствором иодидов с выпадением кристаллического иода I2 в осадок: 2KI + O3 + H2O = 2KO H + I2 j + O2| В отличии от озона кислород в данную реакцию не вступает. Полагается 3.1.5. Качественная реакция на хлор Cl2. Хлор - газ желто-зеленого цвета с очень неприятным запахом.При взаимодействии недостатка хлора с растворами иодидов в осадок выпадает элементарный иод I2: 2KI + C l2 = 2K Cl + I2 j Избыток хлора приведет к окислению образовавшегося иода: I2 + 5C l2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl 3.1.6. Качественные реакции на аммиак NH3. Примечание: данные реакции не дают в школьном курсе. Однако, это самые надежные качественные реакции на аммиак. Почернение бумажки, смоченной в растворе соли ртути (I) Hg2+: Hg2Cl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl + Hg + NH4Cl Бумажка чернеет из-за выделения мелкодисперсной ртути. Взаимодействие аммиака с щелочным раствором тетраиодомеркурата (II) калия K 2[HgI4] (реактив Несслера): 2K 2[HgI4] + NH3 + 3KO H = [Hg2N]I • H2O j + 7KI + 2H2O Комплекс [Hg2N]I • H2O бурого цвета (цвет ржавчины) выпадает в осадок. Две последние реакции являются самыми надежными на аммиак. Реакция аммиака с хлороводородом («дым» без огня): NH3 + HCl = NH4Cl 3.1.7. Качественная реакция на фосген (хлорокись углерода, карбонил хлорид) COCl2. Испускание белого «дыма» от бумажки, смоченной в растворе аммиака: COCl2 + 4NH3 = (NH2)2CO + 2NH4Cl 3.1.8. Качественная реакция на угарный газ (моноксид углерода) CO. Помутнение раствора при пропускании угарного газа в раствор хлорида палладия (II): PdCl2 + CO + H2O = CO2T + 2HCl + P dj 3.1.9. Качественная реакция на углекислый газ (диоксид углерода) CO2. Тушение тлеющей лучинки в атмосфере углекислого газа. Пропускание углекислого газа в раствор гашеной извести Ca(OH)2: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 j + H2O Дальнейшее пропускание приведет к растворению осадка: CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2 3.2.1. Качественная реакция на оксид азота (II) NO. Оксид азота (II) очень чувствителен к кислороду воздуха, потому на воздухе буреет, окисляясь до оксида азота (IV) N O 2: 2NO + O2 = 2N O2 Роль железа, кобальта и никеля в организме и роль ферментов
Железо. По содержанию в организме человека железо относится к жизненно необходимым микроэлементам. Большая часть железа (”70%) сосредоточена в гемоглобине крови. Железо входит в состав ферментов, например, цитохромов, каталазы и др. В связанной форме железо находится в белках, которые выполняют роль переносчиков железа.
Комплексы железа:
а) Гемоглобин
Наиболее важным внутрикомплексным соединением железа является гемоглобин, который представляет собой белок, содержащий небелковую группу – гем. Гем – это бионеорганический комплекс железа (II) с органическим веществом – порфирином.
Физиологическая функция гемоглобина заключается в способности обратимо связывать кислород и переносить его от легких к тканям. Если гемоглобин условно обозначить HbFe²⁺, то реакцию обратимого присоединения кислорода можно выразить схемой:


^{дезоксигемоглобин оксигемоглобин}
Гемоглобин, присоединивший кислород, называется оксигемоглобином, а без кислорода – дезоксигемоглобином. Гемоглобин взаимодействует также с оксидом углерода(II) (угарным газом). При этом образуется макроциклический комплекс с железом – карбоксигемоглобин:

^{карбоксигемоглобин}
Константа устойчивости этого комплекса приблизительно в 200 раз больше, чем оксигемоглобина. Поэтому при вдыхании оксида углерода(II) большая часть гемоглобина переходит в карбоксигемоглобин, что нарушает перенос кислорода от легких к тканям и вызывает отравление организма. При значительном увеличении парциального давления кислорода равновесие реакции может сместиться в сторону разрушения [Hb ∙ Fe²⁺ ∙ CO] и частичного образования оксигемоглобина.
Серьезной причиной отравления оксидом углерода(II) является курение. Содержание карбоксигемоглобина в крови курильщика, выкуривающего пачку сигарет в день, составляет в среднем 4,7%, а у некурящих всего – 0,3-0,5%.
б) Миоглобин (Mb)
Комплексообразователем в миоглобине является ион Fe²⁺, который, предоставляя 6 свободных атомных орбиталей, образует 6 связей по донорно-акцепторному механизму. Из них 4 связи железо образует с порфириновым лигандом, пятая занята белком глобином, а шестая связь – молекулой воды, которая связана лабильно с комплексообразователем. Миоглобин связывает часть кислорода, поступающего в ткань, за счет замещения молекулы воды на молекулу кислорода, образуя оксигемоглобин [Mb ∙ Fe²⁺ ∙ O₂]:

Миоглобин достаточно прочно удерживает кислород. Это позволяет тка­ням запасать кислород для его использования только при острой кислородной недостаточности. в) Цитохромы – группа окислительно-восстановительных ферментов, представ­ляющих собой гемсодержащий комплекс с белком. Функция комплекса заключается в переносе электрона за счет обратимого изменения степени окисления комплексообразователя:

г) Каталазы и пероксидазы– группа железосодержащих ферментов, активные центры которых содержат Fe³⁺. Каталаза ускоряет разложение H₂O₂:

Пероксидаза ускоряет реакции окисления субстратов RH₂ пероксидом водорода:
RH₂ + H₂O₂  R∙ + 2H₂O
Таким образом, эти ферменты защищают клетку от Н₂О₂ - продукта свободного окисления.
д) Ферритин
В органах и тканях имеется депонированное (запасенное) железо, которое используется, если возникает дефицит железа. Депонируется оно с помощью белка – ферритина, который представляет собой биокластер с высокой молекулярной массой.
Кобальтотносится кжизненно необходимым (эссенциальным) элементам. В организме содержится 1,2 мг кобальта в основном в составе витамина В₁₂, центральным атомом которого является Со³⁺. Витамин В₁₂ необходим для нор­мального кроветворения и созревания эритроцитов, синтеза аминокис­лот, белков, РНК, ДНК.
Никель.В организме человека никель содержится в количестве 5-13,5 мг, около 49% микроэлемента в мышечной ткани, кроме того в лёгких, коже, печени. В организме человека он входит в состав ряда ферментов. Установлено, что никель пролонгирует действие инсулина, что увеличивает его гипогликемическую активность. Никель оказывает влияние на ферментативные процессы, окисление аскорбиновой кислоты, ускоряет процесс перехода сульфгидрильных групп в дисульфидные. Он угнетает действие адреналина и снижает артериальное давление.
40Укажите, какие факторы определяют количество микробиогенных элементов в организме человека.
ОТВЕТ: НЕ НАШЕЛ ОТВ

41. Газообразное состояние вещества. Свойства газов. Растворимость газов в воде.

Газообразное состояние вещества. Слово «газ» происходит от греческого «хаос», этот термин ввел в XVII веке нидерландский естествоиспытатель Ян Баптист Ван Гельмонт. Характерная особенность газового состояния заключается в том, что частицы газа не удерживаются вместе, а свободно движутся в объеме, значительно превышающем объем самих частиц. Силы межмолекулярного взаимодействия проявляются лишь тогда, когда молекулы подходят друг к другу на достаточно близкое расстояние. Слабое межмолекулярное взаимодействие определяет малую плотность газа и его основные характерные свойства – стремление к безграничному расширению и способность оказывать давление на стенки сосуда, препятствующее этому стремлению.
При малых давлениях и высокой температуре все типичные газы ведут себя приблизительно одинаково. Но уже при обычных температурах и давлениях проявляются индивидуальные свойства газов. Существенные различия, связанные с природой составляющих газ частиц, особенно сильно проявляются при больших давлениях и температурах, то есть при условиях, в которых газы практически не используются в технике.
Состояние газа полностью характеризуется его температурой, давлением, объемом, массой и молярной массой.
Законы, которые связывают эти параметры, для всех газов очень близки, а абсолютно точны для идеального газа, у которого между частицами полностью отсутствует взаимодействие, и частицы которого представляют собой материальные точки.
Свойства газов. Наиболее характерным свойством газов является их сжимаемость и способность расширяться. Газы не имеют собственной формы и расширяются до тех пор, пока не заполнят весь сосуд, принимая его форму. По той же причине газы не имеют собственного объема, объем газа определяется объемом сосуда, в котором он находится. Газ оказывает на стенки сосуда постоянное давление, одинаковое во всех направлениях. Характерным свойством газов является также то, что они способны смешиваться друг с другом в любых соотношениях.
Растворимость газов в воде. Газированная вода производится посредством растворением в воде CO2 под давлением 2 бара. Можно вычислить содержание CO2, оно составляет 0.879 ∗ 2 = 1.75 л CO2, растворенных в 1 л воды.
Как вы видите, некоторые газы растворяются в воде очень быстро и очень эффективно. Именно поэтому в качестве мер безопасности широко распространено использование водяных распылителей и “водяных завес”, например, для снижения угрозы здоровью при выбросах значительных объемов аммиака или HCl.
Помните, что растворимость зависит от температуры. Чем выше температура воды, тем меньше газа можно в ней растворить. По этой причине для растворения загрязняющих газов в воздухе их пропускают сквозь холодную воду, тогда как при нагревании происходит десорбция и высвобождение растворенных в воде газов (часто этому способствует падение давления).

42. Газовые законы. Парциальное давление газов. Болезнь Кессона.

Газовые законы химии
Изучение газов составляло предмет пневматологии и приве­ло в XVII и в начале XVIII в. к установлению ряда законов.
Закон Бойля-Мариотта отражает взаимосвязь между дав­лением р и объемом V определенного количества газа при по­стоянной температуре: при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа:
pV = const. (1.14)
Другими словами, при переходе газа из состояния с пара­метрами р1 и V1 в состояние с параметрами р2 и У2 (при Т, п = const) выполняется условие:
p1V1=p2V2. (1.15)
Этим соотношением пользуются при расчетах.
Закон Гей-Люссака связывает объем газа V с его температу­рой Т (при р = const): при постоянном давлении объем газа изме­няется прямо пропорционально абсолютной температуре:

Парциа́льное давление (лат. partialis «частичный» от pars «часть») — давление, которое имел бы газ, входящий в состав газовой смеси, если бы он один занимал объём, равный объёму смеси при той же температуре[1][2][3]. Общее давление газовой смеси является суммой парциальных давлений её компонентов.В химии парциальное давление газа в смеси газов определяется как указано выше. Парциальное давление газа, растворённого в жидкости, является парциальным давлением того газа, который образовался бы в фазе газообразования в состоянии равновесия с жидкостью при той же температуре. Парциальное давление газа измеряется как термодинамическая активность молекул газа. Газы всегда будут вытекать из области с высоким парциальным давлением в область с более низким давлением; и чем больше разница, тем быстрее будет поток. Газы растворяются, диффундируют и реагируют соответственно их парциальному давлению и не обязательно зависимы от концентрации в газовой смеси.
Кессонная болезнь - патологическое состояние, при котором в сосудах и тканях организма образуются пузырьки газа. Это происходит по причине быстрого снижения атмосферного давления. Иначе заболевание называют декомпрессионной болезнью (ДКБ). Название "кессонная" происходит от слова "кессон". Данное устройство было изобретено в XIX веке для проведения подводных работ. Конструкция представляла собой камеру, в которой человек спускался под воду. Сначала кессонную болезнь диагностировали у специалистов по подводным работам. Со временем ее распространение стало шире. Иногда такое состояние возникает у летчиков, которые при изменении высоты полета подвергаются воздействию перепадов атмосферного давления. Однако более всех этой болезни подвержены дайверы. Поклонники подводного плавания не всегда могут справиться с переходом от высокого давления к нормальному, поэтому у них и развивается "болезнь дайвера". По статистике, на 10 тысяч погружений регистрируют до 4 случаев кессонной болезни. Она может быть не только острой, но и хронической. Для профилактики заболевания следует использовать качественные дыхательные смеси при погружении, избегать резкого подъема из глубины на поверхность, соблюдать интервалы между погружениями или полетами, проходить профилактические осмотры, если человек занимается работами под водой.

43. Комплексные соединения. Теория координации Вернера.

Комплексными называются такие соединения, в узлах кристаллических решеток которых находятся комплексные ионы, устойчивые как в твердом состоянии, так и в растворах.
Ко́мплексные соедине́ния (лат. complexus — сочетание, обхват) или координацио́нные соедине́ния (лат. co — «вместе» и ordinatio — «упорядочение») — это соединения (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.
Комплексные соединения, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоцируют на комплексный малодиссоциирующий катион или анион. Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов).
Координационная теория Вернера
Теория координационных соединений, предложенная А. Вернером в 1893 году, до сих пор является основной теорией координационных соединений (для комплексов определенного вида). Рассмотрим ее основные положения.
1. Большинство элементов проявляет два типа валентности – главную и побочную.
2. Атом элемента стремится насытить не только главные, но и побочные валентности.
3. Побочные валентности атома строго фиксированы в пространстве и определяют геометрию комплекса и его различные свойства.
В современной химии синонимом главной валентности является степень окисления элемента (обозначим ее сплошной линией), а побочная валентность определяется как координационное число, то есть количество атомов непосредственно связанных с металлом при насыщении его побочной валентности (обозначим ее пунктирной линией).

44. Объясните строение сложных соединений.

Хими́ческое соедине́ние — сложное вещество, состоящее из химически связанных атомов двух или более элементов (гетероядерные молекулы). Некоторые простые вещества также могут рассматриваться как химические соединения, если их молекулы состоят из атомов, соединённых ковалентной связью (азот, кислород, иод, бром, хлор, фтор, предположительно астат)[2]. Инертные (благородные) газы и атомарный водород нельзя считать химическими соединениями.
Химические соединения получают в результате химических реакций. Сложные вещества могут разлагаться с образованием нескольких других веществ. Образование химических соединений сопровождается выделением (экзотермическая реакция) или поглощением (эндотермическая реакция) энергии. Физические и химические свойства химических соединений отличаются от свойств веществ, из которых они получены. Химические соединения разделяются на неорганические и органические. Известно более 100 тыс. неорганических и более 3 млн органических соединений. 
45. Опишите координационное число комплексообразователя, лиганда, центрального атома.

Комплексообразователь – центральный атом комплексной частицы.

Обычно комплексообразователь – атом элемента, образующего металл, но это может быть и атом кислорода, азота, серы, йода и других элементов, образующих неметаллы. Степень окисления комплексообразователя может быть положительной, отрицательной или равной нулю; при образовании комплексного соединения из более простых веществ она не меняется.

Лиганды – атомы или изолированные группы атомов, располагающиеся вокруг комплексообразователя.

Лигандами могут быть частицы, до образования комплексного соединения представлявшие собой молекулы (H2O, CO, NH3 и др.), анионы (OH , Cl , PO43 и др.), а также катион водорода. Различают унидентатные или монодентатные лиганды (связанные с центральным атомом через один из своих атомов, то есть, одной  -связью), бидентатные (связанные с центральным атомом через два своих атома, то есть, двумя  -связями), тридентатные и т. д.

Координационное число (КЧ) – число  -связей, образуемых центральным атомом с лигандами.

Если лиганды унидентатные, то координационное число равно числу таких лигандов.
КЧ зависит от электронного строения центрального атома, от его степени окисления, размеров центрального атома и лигандов, условий образования комплексного соединения, температуры и других факторов. КЧ может принимать значения от 2 до 12. Чаще всего оно равно шести, несколько реже – четырем.
46. Как определяется заряд сложного иона?
Вычтите количество электронов из числа протонов в атоме в качестве основного способа расчета заряда иона. Например, если атом натрия теряет один электрон, сработает 11 - 10 = 1. Ион натрия имеет заряд +1, обозначенный как Na+.
Рассмотрим количество электронов во внешней оболочке атома, известных как валентные электроны, чтобы определить, почему натрий отдает один электрон, образуя катион. Катионы - это электроны, отданные или добавленные для образования ионов или соединений.
Стабильные атомы должны иметь восемь валентных электронов. Когда атомы проходят химические реакции или образуют связи, они получают, теряют или делят электроны, чтобы поддерживать восемь валентных электронов. Натрий имеет два электрона на первом уровне и восемь электронов на втором, что оставляет один электрон во внешнем слое. Для натрия, чтобы иметь восемь валентных электронов, он теряет один в своем внешнем слое, поэтому второй слой, который имеет восемь электронов, становится внешним слоем, а атом является положительно заряженным ионом.
Следуйте общему правилу, что металлы теряют свои валентные электроны, образуя катионы, в то время как неметаллы обычно получают электроны, образуя анионы. Например, фосфор имеет пять валентных электронов. Он получает три электрона, чтобы получить восемь валентных электронов. Атомный номер фосфора составляет 15, поэтому он имеет 15 протонов, но добавление электронов дает ему 18 электронов. Ион фосфора имеет заряд -3, потому что 15 + (-18) = (-3).

47. Реакции образования комплексов. Равновесие в растворах сложных веществ.

Вначале реакции комплексообразования нашли свое применение в качественном анализе – образование или разрушение окрашенных комплексов позволяет обнаружить многие вещества, в частности, катионы переходных металлов. Позднее некоторые из этих реакций стали использовать и для количественного анализа:
-малорастворимые комплексные соединения могут быть осаждаемой и даже гравиметрической формой.
-реакции образования комплексных соединений – основа метода комплексометрии, широко распространенного в практике титриметрического анализа
- в фотометрическом анализе определяемые вещества переводят в поглощающие свет (окрашенные) комплексы, а уже затем измеряют аналитический сигнал
- аналогичные реакции позволяют проводить экстракционное разделение и концентрирование микропримесей.
-наконец, с помощью реакций комплексообразования можно целенаправленно регулировать кислотно-основные или окислительно-восстановительные свойства определяемых веществ. 
Строение и состав комплексных соединений впервые были объяснены А. Вернером на рубеже XIX и XX веков. Любой комплекс должен включать центральный атом, или ион (комплексообразователь) и лиганды (молекулы или анионы). Они связаны ковалентными связями. Получающуюся при таком взаимодействии устойчивую заряженную частицу можно рассматривать как внутреннюю сферу комплексного соединения, с которой слабо связаны ионы внешней сферы. Последние имеют заряд, противоположный заряду внутренней сферы, и удерживаются около нее ионными связями. Из раствора кристаллизуются именно такие – нейтральные – комплексные соединения. Примеры – К4[Fe(CN)6] или [Cu(NH3)4]Cl2.
Равновесия в растворах комплексных соединений
В растворах комплексных соединений существует система динамических равновесий, зависящая от характера растворенного вещества и природы растворителя.
Растворам комплексных соединений, относящихся к электролитам, свойственны динамические ионные равновесия, характерные для электролитов. Иначе говоря, комплексные соединения в растворах подвержены в значительной степени первичной электролитической диссоциации. Не изменяющиеся в концентрированном растворе комплексные соли при разбавлении ведут себя так же, как и простые соли, т. е. распадаются на ионы. Это подтверждается изменением электропроводности растворов комплексных соединений.
Например, в водном растворе  подвергается первичной электролитической диссоциации согласно следующему уравнению:

Для комплексных ионов характерно наличие в растворах  -ционных равновесий следующего типа:

и т. д.
В результате подобных сольватационных процессов, вызываемых обменными реакциями комплексных ионов с молекулами растворителя, возникают гидратированные ионы соответствующих элементов и в растворе появляются «вымытые» из комплекса ионы или молекулы.
В неводных растворителях роль молекул воды играют молекулы соответствующего растворителя.
Сольватационное равновесие комплекса вызывает в ряде случаев равновесие кислотно-основного типа. Например:

и т. д.
Подобно ступенчатой диссоциации электролитов, первые ступени сольватационного равновесия и отвечающего ему кислотно-основного равновесия более резко выражены чем последующие.

48. Оцените их устойчивость. Объясните на примерах константы нестабильности и устойчивости.

Усто́йчивость — способность системы сохранять текущее состояние при влиянии внешних воздействий. Если текущее состояние при этом не сохраняется, то такое состояние называется неустойчивым.

49. Внутренние комплексные соединения. Хелатотерапия. Комплексы. Их значение в изучении живых организмов.

Внутренняя сфера комплексного соединения – центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно комплексная частица.
Хелатная терапия - это тип медикаментозной терапии, наиболее часто используемый в народной медицине для лечения различных видов отравлений токсичными металлами или веществами. Практика началась во время Первой мировой войны, когда солдатам, подвергшимся воздействию соединений мышьяка, давали инъекции вещества, называемого димеркапролом. Это в основном неэффективное лечение связывало димеркапрол с частицами мышьяка в кровотоке, позволяя им выводиться из печени. Серьезные побочные эффекты димеркапрол часто присутствовали.

50.Теоретические основы комплексонометрии. Приведите примеры использования комплексонометрии в медицине. Как определяется жесткость воды?

Комплексонометрия (трилонометрия) — титриметрический метод, основанный на реакциях образования комплексных соединений ионов металлов с этилендиаминтетрауксусной кислотой и другими аминополикарбоновыми кислотами (комплексонами). Большинство ионов металлов взаимодействуют с комплексонами практически мгновенно с образованием растворимых в воде малодиссоциированных соединений постоянного состава. Метод позволяет определять практически все катионы и многие анионы. Комплексонометрия является составной частью комплексиметрии (хелатометрии).
Наиболее часто применяется динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты, также известная как комплексон III и трилон Б. Соль используется, поскольку она имеет лучшую растворимость в воде, чем сама кислота. Для краткости в формулах соответствующий анион записывают как Y4-, тогда комплексон III можно записать как Na2H2Y · 2 H2O[1].
Роль комплексных соединений в жизнедеятельности живых организмов огромна. Организм представляет систему, состоящую из множества комплексообразователей и лигандов, с определенным соотношением между ними. Нарушение баланса компонентов (металло-лигандного гомеостаза) приводит к развитию патологических состояний. Поэтому изучение процессов взаимодействия «металл–лиганд» является ключом к поиску новых лекарственных средств. В процессах обмена веществ фундаментальную роль играет биокатализ, в котором принимают участие металлоферменты, представляющие собой биокомплексы Fe, Co, Mn, Zn, Мо, Mg, Сu, Сr. Ферменты – уникальные катализаторы, обладающие непревзойденной эффективностью действия и высокой селективностью. Биокомплексы различаются по устойчивости. Одни из них настолько прочны, что постоянно находятся в организме и выполняют определенную функцию. Примерами таких соединений является хлорофилл, полифенилоксидаза, витамин В12, гемоглобин и некоторые металлоферменты (специфические ферменты). Роль металлов таких комплексов высокоспецифична: замена его даже на близкий по свойствам элемент приводит к значительной или полной утрате физиологической активности. Ферменты, синтезируемые на период выполнения определенной функции, в которой ион металла выполняет роль активатора и может быть заменен ионом другого металла без потери физиологической активности, относят к неспецифичным ферментам. В настоящее время известно и изучено около 700 различных ферментов, 25 % которых составляют металлоферменты.
Применение комплексных соединений в медицине и фармации связано также с их использованием в методах качественного и количественного анализа – в комплексонометрии. Широкое распространение получила комплексонометрия в медико-биологических исследованиях. Этот метод необходим для определения в живых организмах кальция, магния и многих микроэлементов. Комплексонометрия применяется в анализе лекарственного сырья, питьевых, минеральных и сточных вод. В биологии и медицине комплексоны используются не только в аналитических целях, но и в качестве стабилизаторов при хранении крови, так как комплексоны связывают ионы металлов, катализирующих реакции окисления. Комплексоны применяются также для выведения из организма ионов токсичных металлов (Рb2+, Cd2+ , Hg2+ и др.), радиоактивных изотопов и продуктов их распада.
Если нет возможности отправить образец воды на анализ, можно самостоятельно попытаться определить, жесткая ли вода поступает из водопроводного крана. Для этого подойдут следующие способы:
Обратить внимание на накипь в чайнике. Если после кипячения воды на стенках чайника образуется накипь, а со временем ее становится все больше, то это говорит о том, что количество солей кальция и магния явно превышено, следовательно, вода жесткая.
Провести такой опыт: на стекло нанести несколько капель дождевой, кипяченой и некипяченой водопроводной воды. Когда капли высохнут, можно сделать вывод о жесткости. Дождевая вода очень мягкая, так как практически не содержит соли кальция и магния. Осадок после испарения некипяченой воды даст представление об общей жесткости, а осадок, полученный после испарения кипяченой воды, позволит сделать вывод о временной жесткости. Если после испарения воды на стекле не остается никаких пятен, то вода чистая и ближе к мягкой.
Использовать для оценки уровня жесткости мыло. Известно, что в жесткой воде мыло плохо пенится. Если намыливать руки, смочив их в воде, не получается достичь пены, то вода очень жесткая. Если пена появляется легко, то вода считается не очень жесткой. Когда образовалась хорошая пена, но она не смывается водой, то считается, что вода мягкая. Для определения уровня жесткости при помощи мыла можно приобрести специальную тестовую воду, на упаковке которой будет указана степень жесткости. К примеру, можно купить мягкую и сильно жесткую воду, взяв для испытания еще и воду из-под крана. В эти жидкости надо будет поместить небольшое количество мыла и вспенить. Затем посмотреть на образовавшуюся пену и замерить ее высоту в сантиметрах. Например, высота пены в мягкой воде при жесткости 1 мг-экв/л составит 10см, в жесткой воде при жесткости 15 мг-экв/л – 1см, а в вашем образце – 5см, то жесткость после вычислений составит примерно 8 мг-экв/л. Но это лишь примерное вычисление, которое даст общее представление об уровне жесткости воды, которая течет из водопровода.
Провести еще один опыт с использованием мыла и теплой воды. Для него понадобится дистиллированная вода, хозяйственное мыло, весы, линейка, цилиндрический стакан, прозрачная литровая банка. Для выполнения опыта нужно отмерить 1г мыла и измельчить его, после чего сложить в стакан. Нагреть дистиллированную воду, но не кипятить, после чего ее нужно аккуратно перелить в стакан с мыльными стружками. Мыло будет растворяться. Затем в стакан требуется долить еще дистиллированной воды. Если используется мыло 60%, то доливать нужно до общей высоты жидкости в 6см, а если 72% – то до 7см. В каждом сантиметровом слое раствора получается количество мыла, которое достаточно для связывания в одном литре воды всех солей жесткости, если их концентрация составляет 1°dH (перевести градус в мг-экв/л можно по специальной таблице). После этих действий в банку нужно налить 0,5л воды из-под крана. Далее переливать раствор с мылом из стакана в банку, помешивая, пока в банке не станет видно белую пену. Ее появление укажет на то, что мыло связало соли кальция и магния. После этого нужно замерить высоту мыльного раствора, оставшегося в стакане, и вычесть из высоты, которая была исходной. Каждый сантиметр отправленного в банку раствора связал в 0,5л водопроводной воды соли жесткости, количество которых соответствует 2°dH. Если в банку было вылито 2см мыла, и в воде возникла пена, то жесткость обследуемой воды равна 4°dH. Приблизительно это составит 1,5 мг-экв/л.
Определять уровень жесткости воды по вкусовым свойствам. Присутствующие в воде соли жесткости меняют ее вкус. Мягкая и жесткая вода сильно отличаются на вкус. Поэтому можно всей семьей провести дома опыт, изучая вкусовые характеристики воды разной степени жесткости. Для этого нужно приобрести в магазине мягкую и жесткую воду. Затем налить для дегустации в стакан приобретенную воду и взятую из-под крана. Такой вариант поможет примерно определить, к какому именно варианту ближе домашняя вода – к жесткой или мягкой воде, которая была куплена в магазине.
Определить степень жесткости при помощи реагентов, приобрести которые можно в магазинах, предлагающих товары для аквариумов. В зависимости от производителя тесты при помощи реагентов несколько отличаются, но в общем надо действовать по одной схеме. Необходимо сначала налить в емкость воду в нужном количестве, добавить определенное количество раствора 1 и раствора 2, добавлять капли раствора 3 до тех пор, пока не изменится окраска с красноватого на фиолетовый. Далее потребуется подсчитать количество капель и по формуле узнать жесткость воды. В качестве реагентов могут выступать тест-полоски для определения жесткости. Чтобы узнать уровень жесткости надо нанести на бумагу реагент, который сменит воду при контакте с водой. Полоску нужно опустить в воду и следить за интенсивностью ее окрашивания, что будет связано с концентрацией веществ в жидкости. Такой способ имеет низкую точность, так как сложно интерпретировать результаты, определяя «на глаз» интенсивность окрашивания воды.
Зачастую для того, чтобы узнать уровень жесткости, применяется TDS-метр – прибор, измеряющий электропроводность воды. Но на данный показатель оказывает влияние не только наличие солей кальция и магния, но и другие параметры, что может вызвать некоторые затруднения в измерении уровня жесткости воды. Поэтому использовать этот прибор лучше профессионалам, которые смогут дать верный ответ относительно степени жесткости водопроводной воды в вашем доме.

51. Основы электрохимии. Электрохимические процессы. Электролиты. Теория электролитической диссоциации.

Электрохи́мия — раздел химической науки, в котором рассматриваются системы и межфазные границы при протекании через них электрического тока, исследуются процессы в проводниках, на электродах (из металлов или полупроводников, включая графит) и в ионных проводниках (электролитах). Электрохимия исследует процессы окисления и восстановления, протекающие на пространственно-разделённых электродах, перенос ионов и электронов. Прямой перенос заряда с молекулы на молекулу в электрохимии не рассматривается.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами. Электрохимические процессы делятся на две группы: 1) процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальванических элементах, в коррозионных процессах); 2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиз).
Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли, основания и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония). Электролиты — проводники второго рода, вещества, электропроводность которых обусловлена подвижностью положительно или отрицательно заряженных ионов.
Основные положения теории электролитической диссоциации
1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы).
2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нём.
3. Электролитическая диссоциация — процесс, обратимый для слабых электролитов. Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации слабых электролитов вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Пример:
HNO2⇄H++NO−2

52. Роль электролитов в организме человека.

Электролиты в организме человека
Под электролитами понимают вещества, которые осуществляют передачу электрических импульсов, а также выполняют различные функции в организме человека. В том случае если определенных электролитов в организме человека становится меньше, то со здоровьем у человека начинаются проблемы. Недостаток жидкости в организме приводит к потере полезных солей. Именно поэтому нужно поддерживать в норме их количество, а для этого необходимо правильное питание и, если нужно, то и наличие медикаментов.
Что представляют собой электролиты
Электролитами являются соли (хлор, магний, натрий, калий и кальций), которые проводят электрические импульсы. Они отвечают за важные функции в организме:
поддерживают водно-солевой баланс;
помогают важным системам организма.

У каждого из электролитов своя функция. В чем состоит их важность?

Магний оказывает воздействие на мозг и сердечную мышцу.
Хлор помогает правильно работать пищеварительной системе.
Натрий оказывает воздействие на мышечные волокна, позволяя им реагировать на нервные импульсы.
Кальций делает зубы и кости человека прочнее.
Исходя из этого, можно понять, что электролиты оказывают положительное влияние на организм человека, помогают ему правильно работать.
Переизбыток или же нехватка того или иного вида электролита в организме может привести к серьезным заболеваниям. Именно поэтому очень важно сохранять их в организме в нужном количестве.
Вместе с жидкостью электролиты быстро теряются. Люди, тесно связанные со спортом, знают, что во время тренировок не только теряется вода из организма, но и соли. Для спортсменов созданы специальные напитки, которые помогают восстановить водно-солевой баланс в организме.
Каждый день человек теряет определенное количество электролитов, которые выходят совместно с потом. Это считается нормальным. Но когда человек ведет активный образ жизни, занимаясь спортом, он теряет намного больше полезных веществ. Небольшое количество калия и магния позволит обеспечить организм нужным количеством электролитов и предотвратить обезвоживание.
Как восполнить недостаток электролитов?
Самым идеальным и безопасным методом восстановления электролитов в организме является сбалансированный рацион питания. Желательно употреблять те продукты, которые содержат Ca, K, Ph и Mg, но не рекомендуется сильно пересаливать еду, поскольку большое количество соли также негативно скажется на работоспособности организма в целом. Во всем должна быть норма.
Продукты, которые позволят создать оптимальный баланс электролитов в человеческом организме:
картошка и морковка;
всевозможные цитрусовые и груши с яблоками;
овсяные хлопья и отруби, цельнозерновой хлеб;
брокколи, свекла и капуста;
шоколад горький;
бананы и бобовые;
различные листовые овощи с зеленью;
морепродукты и рыба;
семечки, орехи.
Что касается спортивных напитков-изотоников, то они включают в себя глюкозу и 4-6% электролитов, что позволяет восполнить потерю энергии после интенсивных тренировок. К примеру, после тренировки рекомендуется выпить апельсиновый сок с маленькой щепоткой соли. Достаточно будет 200 мл. хорошим вариантом будет и вода с укропом, яблочно-морковный смузи, которые можно приготовить самостоятельно.
Электролитами являются заряженные минеральные вещества, оказывающие положительное воздействие на организм человека. Самым идеальным способом поддерживать водно-электролитный баланс является здоровое питание. Если следить за пищей, которую употребляет человек, то и организм будет работать полноценно.
53.Проводники и их виды. Электропроводность растворов электролитов.
Проводни́к — вещество, среда, материал, хорошо проводящие электрический ток.
В проводнике имеется большое число свободных носителей заряда, то есть заряженных частиц, которые могут свободно перемещаться внутри объёма проводника и под действием приложенного к проводнику электрического напряжения создают ток проводимости. Благодаря большому числу свободных носителей заряда и их высокой подвижности значение удельной электропроводности проводников велико.
С точки зрения электродинамики проводник — среда с большим на рассматриваемой частоте значением тангенса угла диэлектрических потерь (tgδ >> 1), в такой среде сила тока проводимости много больше силы тока смещения. При этом под идеальным проводником (сверхпроводником) понимают среду с бесконечно большим значением tgδ, прочие проводники называют реальными или проводниками с потерями.
Проводниками называют также части электрических цепей — соединительные провода, металлические шины и др.
Среди наиболее распространённых твёрдых проводников известны металлы, полуметаллы, углерод (в виде угля и графита). Пример проводящих жидкостей при нормальных условиях — ртуть, электролиты, при высоких температурах — расплавы металлов. Пример проводящих газов — ионизированный газ (плазма). Некоторые вещества, при нормальных условиях являющиеся изоляторами, при внешних воздействиях могут переходить в проводящее состояние, а именно проводимость полупроводников может сильно варьироваться при изменении температуры, освещённости, легировании и т. п.
Микроскопическое описание проводников связано с электронной теорией металлов. Наиболее простая модель описания проводимости известна с начала прошлого века и была развита Друде.
Проводники делятся на:
проводники первого рода — проводники с электронной проводимостью.
проводники второго рода — проводники с ионной проводимостью (электролиты).
Электрический ток есть упорядоченное перемещение заряженных частиц. Растворы электролитов обладают ионной проводимостью (являются т.н. проводниками второго рода), т.е. электропроводность растворов электролитов обусловлена перемещением ионов в электрическом поле (в отличие от электронной проводимости проводников первого рода).
Величина преимущественного передвижения иона в направлении одного из электродов при прохождении тока через раствор отнесённая к градиенту потенциала 1 В/см, есть абсолютная скорость движения иона. Абсолютные скорости движения ионов имеют величины порядка 0,0005 – 0,003 см2/(В·с). Абсолютные скорости движения катионов U+ и анионов U– различаются; это приводит к тому, что ионы разных знаков переносят разные количества электричества.
Всякий проводник, по которому течет ток, представляет для него определенное сопротивление R, которое, согласно закону Ома, прямо пропорционально длине проводника l и обратно пропорционально площади сечения S; коэффициентом пропорциональности является удельное сопротивление материала ρ – сопротивление проводника, имеющего длину 1 см и сечение 1 см2:
, Ом
В качестве количественной меры способности раствора электролита проводить электрический ток используют обычно удельную электропроводность κ (каппа) – величину, обратную удельному сопротивлению (т.е. величину, обратную сопротивлению столба раствора между электродами площадью 1 см2, находящимися на расстоянии 1 см):
, Ом-1см-1

54.Сопротивление проводника и электропроводность. Удельная электропроводность электролитов.

Свойство проводника препятствовать прохождению через него электрического тока называется электрическим сопротивлением, или сопротивлением..
Сопротивление обозначается латинскими буквами R или r.
За единицу сопротивления принят ом (сокращенно обозначается Ом или Ω).
Сопротивление проводника равно одному ому, если при напряжении на его концах в один вольт в нем устанавливается ток в один ампер.
В практике сопротивления часто измеряются в килоомах (сокращенно обозначается кОм или кΩ) и мегомах (сокращенно— МОм или МΩ).
1 кОм = 1000 Ом;
1 МОм = 1000 кОм = 1 000 000 Ом.
Для характеристики электрических свойств проводников часто используется величина, обратная сопротивлению, называемая проводимостью.
Электрической проводимостью (или проводимостью) называется способность вещества пропускать через себя электрический ток.

Чем больше сопротивление проводника, тем меньше его проводимость, и наоборот. Проводимость обозначается латинской буквой G. За единицу проводимости принята проводимость проводника с сопротивлением в 1 ом. Эта единица называется сименс (сим).
Понятия сопротивления и проводимости имеют очень большое значение в электротехнике. Если вещество обладает небольшим сопротивлением (большой проводимостью), то оно называется проводником электрического тока, или проводником. К проводникам относятся большинство металлов (серебро, медь, алюминий, железо, никель, свинец, ртуть), а также сплавы металлов, морская вода, растворы солей и кислот и т. д. Особенно хорошо проводят электрический ток серебро и медь (обладают наилучшей проводимостью). Проводники используются для соединения отдельных элементов электрических схем.
Уде́льная проводи́мость (уде́льная электропрово́дность) — мера способности вещества проводить электрический ток. (Точнее следует говорить об электропроводности среды, т.к. не имеется в виду обязательно химически чистое вещество; эта величина различна для разных веществ или смесей, сплавов и т.п.). В линейном изотропном веществе плотность возникающего тока прямо пропорциональна электрическому полю (см. Закон Ома) Удельной проводимостью называют величину, обратную удельному сопротивлению.

где
σ — удельная проводимость,
— вектор плотности тока,
— вектор напряжённости электрического поля.
В неоднородной среде σ может зависеть (и в общем случае зависит) от координат, т.е. не совпадает в различных точках проводника.
В анизотропных средах формула остаётся той же, но σ является тензором 2 ранга, и векторы плотности тока и напряжённости поля, вообще говоря, не коллинеарны.
Величина, обратная удельной проводимости, называется удельным сопротивлением.
Вообще говоря, линейное соотношение, написанное выше, верно в лучшем случае приближённо, причём приближение это хорошо только для сравнительно малых значений E. Впрочем, и при тех значениях E, когда отклонения от линейности есть, но не слишком велики, удельная электропроводность может сохранять свою роль в качестве коэффициента при линейном члене разложения.

55. Молярная электропроводность электролитов. Что называется разбавлением раствора?

Молярная электрическая проводимость  - это электрическая проводимость объема раствора электролита, содержащего 1 моль эквивалентов растворенного вещества и находящегося между двумя плоскими параллельными электродами на расстоянии 1 м друг от друга.
 = æ Vэк = æ/Сэк,
где Vэк – объем раствора, содержащий 1 моль эквивалентов электролита, м 3 / моль;
Сэк – молярная концентрация эквивалентов электролита, моль/м3 .
Единица измерения  в СИ – См ∙ м2 /моль или Ом-1 ∙ м 2 ∙ моль-1 . На практике концентрацию раствора электролита выражают в моль/л, тогда в уравнение вводится пересчетный множитель.  = æ / 1000 ∙ Сэк. Зависимости удельной и молярной электрических проводимостей разбавленных растворов от температуры в виде эмпирических уравнений приводятся в справочной литературе [ ]. Молярная электрическая проводимость раствора электролита зависит от скорости движения ионов  = αF (U+ + U-)
где α – степень диссоциации электролита; F – постоянная Фарадея, равная 96500 Кл/моль; U+, U- - абсолютные скорости движения катиона и аниона, В ∙ м2 ∙ с-1 . Абсолютной скоростью движения иона называется его скорость при единичном градиенте потенциала в 1В ∙ м-1 . Произведения  + = FU+ и - = FU- называются ионными электрическими проводимостями (подвижностями) катиона и аниона. Для слабых электролитов  = α (  + +  -). Для сильных электролитов  =  + +  - . Молярная электрическая проводимость как для сильных, так и для слабых электролитов возрастает с уменьшением концентрации и при достаточно большом разбавлении достигает некоторого предельного значения (рис. 1). Разбавление, при котором достигается максимальное значение молярной электрической проводимости, условно называется предельным (бесконечным), а соответствующая ему электрическая проводимость – предельной молярной электрической проводимостью и обозначается  ∞ или  0. В условиях предельного разбавления электролитов ионы уже не взаимодействуют друг с другом и выполняется закон Кольрауша (закон независимого движения ионов):
 ∞ =    +    ,
где    ,    − предельные электрические проводимости (подвижности) катиона и аниона.
Что называется разбавлением раствора?
Разбавле́ние — уменьшение концентрации химического вещества в растворе добавлением растворителя или смешиванием с менее концентрированным раствором. При разбавлении сохраняется количество растворенного вещества.
Разбавленный раствор — раствор с низким содержанием растворённого вещества. Отметим, что не всегда разбавленный раствор является ненасыщенным — например, насыщенный 0,0000134М раствор практически нерастворимого хлорида серебра является очень разбавленным. Граница между разбавленным и концентрированным растворами весьма условна.
В физической химии важную роль играет понятие предельно разбавленного раствора, то есть раствора, в котором молекулы растворенного вещества не взаимодействуют, а после добавления бесконечно малого количества растворённого вещества возникает взаимодействие. В таком растворе растворитель подчиняется законам поведения идеальных растворов, а растворенное вещество — не подчиняется. В частности, к растворенному веществу в предельно разбавленном растворе не применим закон Рауля, а давление его пара над раствором может быть описано законом Генри:
{\displaystyle p_{2}=K_{2}x_{2}}
где {\displaystyle p_{2}} — давление пара растворенного вещества, {\displaystyle x_{2}} — мольная доля его, {\displaystyle K_{2}} — постоянная Генри.

56/Молярная электропроводность как сильных так и слабых электролитов увеличивается с уменьшением концентрации, достигая некоторого предельного значения, называемого молярной электропроводностью при бесконечном разведении λ₀ . Для слабого электролита такая зависимость молярной электропроводности от концентрации обусловлена в основном увеличением степени диссоциации α с разбавлением раствора. Откуда следует, что

α = λ_С/ λ
57/Закон Кольрауша (или закон аддитивности электропроводности при бесконечном разбавлении электролитов) гласит, что в бесконечно разбавленном растворе перенос электричества осуществляется всеми ионами независимо друг от друга; при этом общая молярная электропроводность раствора равна сумме молярных электропроводностей отдельных ионов. Закон был экспериментально установлен в 1879 году Ф. Кольраушем, позже получил объяснение исходя из теории электролитической диссоциации.
Абсолютная скорость движения иона –– это расстояние в метрах, которое проходит ион за 1 с при градиенте потенциала 1В/м. Численные значения абсолютных скоростей движения ионов в данном растворителе зависят только от их природы и температуры.ории электролитической диссоциации.
58/ Подвижностей катиона и аниона равна молярной. электрической проводимости при бесконечном разведении. Часто подвижность катиона UK обозначают λ0К и. называют предельной проводимостью катиона,
Растворы электролитов обладают ионной проводимостью (являются т.н. проводниками второго рода), т.е. электропроводность растворов электролитов обусловлена перемещением ионов в электрическом поле (в отличие от электронной проводимости проводников первого рода). Величина преимущественного передвижения иона в направлении одного из электродов при прохождении тока через раствор отнесённая к градиенту потенциала 1 В/см, есть.
59/ Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли, основания и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония). Электролиты — проводники второго рода, вещества, электропроводность которых обусловлена подвижностью положительно или отрицательно заряженных ионов. Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации при постоянной концентрации и температуре. К сильным электролитам относятся относятся вещества степень диссоциации которых близка к 1. К ним относятся хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты
Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается K_d и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.
Скорость диссоциации в химии, биохимии и фармакологии - это скорость или скорость, с которой лиганд диссоциирует от белка, например, рецептора. Это важный фактор в аффинности связывания и внутренней активности (эффективности) лиганда на рецепторе
60/ Кондуктометри́я — совокупность электрохимических методов анализа, основанных на измерении электропроводности растворов. Кондуктометрия применяется для определения концентрации растворов солей, кислот, оснований, для контроля состава некоторых промышленных растворов. Кондуктометрический анализ основан на изменении концентрации вещества или химического состава среды в межэлектродном пространстве; он не связан с потенциалом электрода, который обычно близок к равновесному значению.
Кондуктометрическое титрование – метод анализа, основанный на определении эквивалентного объема титранта путем последовательно-го измерения электрической проводимости анализируемого раствора после добавления очередной порции взаимодействующего с ним титранта.
Кривые кондуктометрического титрования отражают изменение удельной электропроводности раствора при добавлениях титранта.
Для построения кондуктометрической кривой используют значения удельной электропроводности раствора, получаемые измерениями после добавления каждой порции титранта. Кондуктометрические определения возможны только при условии, что в конечной точке титрования кривые титрования имеют четкий излом.

61. Электрохимический потенциал — физическая величина, связывающая химический потенциал (μ) и электрический потенциал (φ) некоторой электрохимической системы соотношением:
A = μ + e·φ
где А — работа, нарушающая электрохимическое равновесие системы; e — элементарный заряд частицы.
Для растворенного вещества:
μ = μ₀ + R*T*lnC + z*F*φ
где
μ₀ - Стандартный химический потенциал, зависящий от природы растворителя.
С - концентрация вещества
R - газовая постоянная
T - температура
z - валентность иона
F - число Фарадея
φ - электрический потенциал
Гальванический элемент Даниэля — Якоби (рис. 9.2) состоит из медного и цинкового электродов, погруженных соответственно в растворы CuS0₄ и ZnS0₄
При работе гальванического элемента у цинкового электрода происходит увеличение концентрации Zn²⁺, а у медного — уменьшение Си²⁺. Соотношение катион-анион в растворах нарушается. Растворы CuS0₄ и ZnSO_/4 соединены между собой солевым мостиком — стеклянной трубкой с насыщенным раствором КС1. Так как раствор должен оставаться электронейтральным, то через солевой мостик происходит переход анионов из раствора, где их больше, в раствор, где их меньше.
Вследствие химических процессов в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи и ионов внутри гальванического элемента, т.е. электрический ток, поэтому суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, называется образующей ток.
62. Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар
Нернст изучал поведение электролитов при пропускании электрического тока и открыл закон, устанавливающий зависимость между электродвижущей силой (разностью потенциалов) и ионной концентрацией. Уравнение Нернста позволяет предсказать максимальный рабочий потенциал, который может быть получен в результате электрохимического взаимодействия, когда известны давление и температура. Таким образом, этот закон связывает термодинамику с электрохимической теорией в области решения проблем, касающихся сильно разбавленных растворов.
63. В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E o, E 0, или E θ, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей)
64. Ряд стандартных электродных потенциалов - ряд металлов, расположенных в порядке возрастания значения их стандартных потенциалов. Стандартные условия - температура 25оС, концентрация солей 1моль/л, давление 0,1МПа. Стандартный водородный электрод - электрод, использующийся в качестве электрода сравнения при различных электрохимических измерения.
Потенциал водородного электрода определяется не только активностью ионов Н+, но и парциальным давлением газообразного водорода, следовательно, водородный электрод (как и все газовые электроды) более сложен, чем электроды первого и второго рода, потенциалы которых зависят непосредственно от активности частиц одного сорта
65. Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox)
Окисли́тельно-восстанови́тельный элеме́нт — это гальванический элемент, состоящий из двух инертных (обычно платиновых) электродов, опущенных в растворы солей с определенным окислительно-восстановительным потенциалом
66. Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат окислительно-восстановительные потенциалы. Рассмотрим механизм возникновения потенциала. При погружении химически активного металла (Zn, Al) в раствор его соли, например Zn в раствор ZnSO₄, происходят дополнительное растворение металла в результате процесса окисления, образование пары, двойного электрического слоя на поверхности металла и возникновение потенциала пары Zn²⁺/Zn^°.
Металл, погруженный в раствор своей соли, например цинк в растворе сульфата цинка, называют электродом первого рода. Это двухфазный электрод, который заряжается отрицательно. Потенциал образуется в результате реакции окисления
Окислительно-восстановительные потенциалы пары зависят от природы участников электродного процесса и соотношения равновесных концентраций окисленной и восстановленной форм участников электродного процесса в растворе, температуры раствора и описываются уравнением Нернста.
Количественной характеристикой окислительно-восстановительной системы является редокс-потенциал, возникающий на границе раздела фаз платина - водный раствор. Величина потенциала в единицах СИ измеряется в вольтах (В) и рассчитывается по уравнению Нернста-Петерса:


где а(Oх) и a(Red) - активность окисленной и восстановленной форм соответственно; R - универсальная газовая постоянная; Т - термодинамическая температура, К; F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль); n - число электронов, принимающих участие в элементарном редокс-процессе; а - активность ионов гидроксония; m - стехиометрический коэффициент перед ионом водорода в полуреакции. Величина φ° - стандартный редокс-потенциал, т.е. потенциал, измеренный при условиях а(Oх) = a(Red) = a(H⁺) = 1 и данной температуре.
67. Окислительно-восстановительные потенциалы измеряют платиновым или платинированным электродом в свежесобранных образцах почв или непосредственно в поле. Предпочтительнее проводить непосредственные полевые измерения, поскольку даже в свежесобранных образцах нарушается сложившееся окислительно-восстановительное состояние
Электро́д — электрический проводник, имеющий электронную проводимость (проводник 1-го рода) и находящийся в контакте с ионным проводником — электролитом (ионной жидкостью, ионизированным газом, твёрдым электролитом).
Электроды для электрохимических измерений существуют нескольких типов: стеклянные, хингидронные, сурьмяные, каломельные, хлорсеребряные и др.
68. Потенциометрический анализ - метод определения концентрации ионов, основанный на измерении электрохимического потенциала индикаторного электрода, погруженного в исследуемый раствор. Впервые Нернст вывел уравнение, связывающее электродный потенциал с активностью (концентрацией) компонентов обратимой окислительно-восстановительной системы. Определения pH растворов основан на свойстве кислотно-основных индикаторов изменять свою окраску в зависимости от активности ионов водорода в определенном интервале pH. Колориметрическое определение pH производят путем сравнения окраски испытуемого раствора и ряда буферных растворов (растворов со строго определенной величиной pH) при одном и том же содержании индикатора. Но вначале определяют приближенную величину pH испытуемого раствора с помощью индикаторных бумажек, или последовательного ряда индивидуальных или универсальных индикаторов.
Стеклянный электрод представляет собой тип ион-селективного электрода, изготовленный из стекла мембраны легированной, который чувствителен к определенному иону. Чаще всего ионоселективные стеклянные электроды используются для измерения pH. PH-электрод - это пример стеклянного электрода, чувствительного к ионам водорода
69. Сложные окислительно-восстановительные электроды. Отличительной особенностью этих электродов является то, что в реакции окисления или восстановления принимают участие другие ионы и молекулы
Приведем в качестве примера сложного редокс-электрода кислотный перманганатный электрод:
MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O,
MnO₄^-, Mn²⁺, H⁺÷ Pt,

Еще одним примером сложного редокс-электрода может служить гипойодиттно-йодидный электрод:
Существуют разнообразные варианты сложных редокс-электродов, которые невозможно выразить единой формой записи. Характерно, что электродный потенциал сложных окислительно-восстановительных электродов зависит от водородного показателя среды. Эта особенность использована для измерения рН в специальном электроде - хингидронном электроде.
Хингидронный электрод представляет собой платиновую проволоку, погружаемую в исследуемую среду, в которую добавлено небольшое количество кристаллов хингидрона- эквимолекулярной смеси хинона С₆Н₄О₂ и гидрохинона С₆Н₄(ОН)₂.Хингидрон трудно растворяется в воде. Поэтому активность кристаллов хингидрона можно считать равной 1.
{\displaystyle E=E^{\circ }+{\frac {RT}{nF}}\ln \prod a_{i}^{\nu _{i}}}
71. Основы потенциометрического титрования. Кривые потенциометрического титрования.
Ответ:
Потенциометрический метод титрования основан на измерении потенциала электрода, погруженного в раствор. Величина потенциала зависит от концентрации соответствующих ионов в растворе. Например, величина потенциала серебряного электрода, погруженного в раствор соли серебра, изменяется с изменением концентрации в растворе.

72. Поверхностные явления. Поверхностно-активные и поверхностно-неактивные вещества. Значение в медицине.

Ответ:
Пове́рхностные явле́ния — совокупность явлений, обусловленных особыми свойствами тонких слоёв вещества на границе соприкосновения фаз. К поверхностным явлениям относятся процессы, происходящие на границе раздела фаз, в межфазном поверхностном слое и возникающие в результате взаимодействия сопряжённых фаз.
Пове́рхностно-акти́вные вещества́ (ПАВ) — химические соединения, которые, концентрируясь на поверхности раздела термодинамических фаз, вызывают снижение поверхностного натяжения.
Основной количественной характеристикой ПАВ является поверхностная активность — способность вещества снижать поверхностное натяжение на границе раздела фаз — это производная поверхностного натяжения по концентрации ПАВ при стремлении С к нулю. Однако, ПАВ имеет предел растворимости (так называемую критическую концентрацию мицеллообразования или ККМ), с достижением которого при добавлении ПАВ в раствор концентрация на границе раздела фаз остается постоянной, но в то же время происходит самоорганизация молекул ПАВ в объёмном растворе (мицеллообразование или агрегация). В результате такой агрегации образуются так называемые мицеллы. Отличительным признаком мицеллообразования служит помутнение раствора ПАВ. Водные растворы ПАВ, при мицеллообразовании также приобретают голубоватый оттенок (студенистый оттенок) за счёт преломления света мицеллами.
+Поверхностно-неактивные вещества стремятся уйти с поверхности в объем жидкости. Это явление называется отрицательной адсорбцией. Они обладают хорошей растворимостью в воде и более высоким поверхностным натяжением. К поверхностно-инактивным веществам относятся все неорганические электролиты – кислоты, щелочи, соли. Вещества, поверхностное натяжение которых равно поверхностному натяжению растворителя, равномерно распределяются между поверхностным слоем и объемом раствора. К таким веществам относится сахар. Поверхностная активность вещества зависит от только от его природы, но и от природы растворителя. Вода обладает большим поверхностным натяжением, и поэтому по отношению к ней многие вещества проявляют поверхностную активность. Спирт обладает значительно меньшим поверхностным натяжением, чем вода. Поэтому некоторые вещества, поверхностно-активные в отношении воды, являются инактивными в отношении спирта. Многие ПАВ, обладающие дифильностью, могут образовывать как истинные, так и коллоидные растворы. Для таких систем существует обратимый переход и соответствующее термодинамическое равновесие.
ХИМИЯ ПОВЕРХНОСТНЫХ ЯВЛЕНИЙ изучает химические силы, действующие на поверхности. В общем случае химия поверхности рассматривает свойства трех состояний вещества – твердого (Т), жидкого (Ж) и газообразного (Г) и дает описание вещества как фазовой системы. Однако если два различных состояния (две фазы) мгновенно смешать, получается система, для описания которой требуется знание не только характеристик массы или объема составляющих фаз, но и свойств пограничной области между ними, т.е. границы раздела фаз, а этот вопрос является предметом изучения науки о поверхностных явлениях, которая включает в себя физику и химию поверхности. Так как граница раздела играет определяющую роль в коллоидных системах, химия поверхностных явлений для этих систем имеет важнейшее значение, но особенно она важна и более широко распространена в биологии, ведь живая клетка, например, содержит не только внешнюю мембранную систему, но и много других границ раздела между ее компонентами.

73. Поверхностное натяжение и изотермы адсорбции.

Ответ:
Пове́рхностное натяже́ние — термодинамическая характеристика поверхности раздела двух находящихся в равновесии фаз, определяемая работой обратимого изотермокинетического образования единицы площади этой поверхности раздела при условии, что температура, объём системы и химические потенциалы всех компонентов в обеих фазах остаются постоянными.
Изоте́рма адсо́рбции, изоте́рма со́рбции — зависимость количества адсорбированного вещества (величины адсорбции) от парциального давления этого вещества в газовой фазе (или концентрации раствора) при постоянной температуре.
Экспериментальные изотермы адсорбции являются наиболее распространенным способом описания адсорбционных явлений. Методы получения адсорбционных данных для построения изотерм адсорбции основаны на измерении количества газа (жидкости), удаленного из газовой (жидкой) фазы при адсорбции, а также на различных способах определения количества адсорбата (адсорбированное вещество) на поверхности адсорбента (адсорбирующее вещество), например, волюметрический метод, гравиметрический метод и др.
Различают шесть основных типов изотерм адсорбции (см. рисунок). Тип I характерен для микропористых твёрдых тел с относительно малой долей внешней поверхности. Тип II указывает на полимолекулярную адсорбцию на непористых или макропористых адсорбентах. Тип III характерен для непористых сорбентов с малой энергией взаимодействия адсорбент-адсорбат. Типы IV и V аналогичны типам II и III, но для пористых адсорбентов. Изотермы типа VI характерны для непористых адсорбентов с однородной поверхностью.

74. Положительная и отрицательная адсорбция.
Ответ:
Положительная адсорбция имеет место для веществ, понижающих поверхностное натяжение. [1]
Положительная адсорбция имеет место для веществ, понижающих поверхностное натяжение. Эти обстоятельства связаны с тенденцией раствора понизить свою поверхностную свободную энергию. [2]
Положительная адсорбция на границе раздела фаз жидкость - жидкость или твердое вещество - жидкость ведет к уменьшению межфазного натяжения.


Отрицательная адсорбция - довольно неопределенное выражение, относящееся к такому явлению, когда в суспензии, образуемой частицами адсорбента в растворе, один из компонентов раствора оказывается сконцентрированным в большей степени, а второй компонент, наоборот, в меньшей степени вблизи поверхности адсорбента на расстоянии одного-двух молекулярных диаметров по сравнению с концентрациями компонентов в объеме жидкости. [1]
Отрицательная адсорбция может быть вызвана или втягиванием сильно сольватированных частиц с поверхности в объем раствора, или отталкиванием ионов от одноименно заряженной поверхности электрода. Первый эффект приводит к заметной отрицательной адсорбции только в концентрированных растворах ( 1 моль / л), в то время как отталкивание ионов от одноименно заряженной поверхности электрода вызывает существенную отрицательную адсорбцию и в разбавленных растворах. [2]
Отрицательная адсорбция встречается редко. Отрицательная адсорбция имеет место в том случае, когда растворитель ( для подвергающегося адсорбции вещества) сам адсорбируется в значительной мере. После того как закончен процесс отрицательной адсорбции, концентрация раствора, из которого происходит адсорбция, повышается вследствие того, что происходит адсорбция растворителя. Типичные примеры отрицательной адсорбции встречаются в гелях или вообще в сольватированных коллоидах, для которых адсорбция растворителя играет важную роль.

75. Поверхностная активность. Уравнение Гиббса.

Ответ:
Поверхностная активность, способность вещества при адсорбции на границе раздела фаз понижать поверхностное натяжение (межфазное натяжение). Адсорбция Г в-ва и вызванное ею понижение поверхностного натяжения s связаны с концентрацией с в-ва в фазе, из которой вещество адсорбируется на межфазную поверхность, уравнением Гиббса (1876):

где R-газовая постоянная, Т-абс. температура (см. Адсорбция). Производная  служит мерой способности вещества понижать поверхностное натяжение на данной межфазной границе и также наз. поверхностной активностью. Обозначается G (в честь Дж. Гиббса), измеряется в Дж•м/моль (гиббсах).

76. Сравнительная адсорбции. Правило Фаянса — Панета 

Ответ:
Сравнительная характеристика физической адсорбции и хемосорбции.
В зависимости от природы адсорбционных сил различают физическую адсорбцию и химическую адсорбцию, или хемосорбцию. Физическая адсорбция обусловлена действием физических, т. е. вандерваальсовых сил межмолекулярного взаимодействия. Хемосорбция обусловлена образованием химических связей между адсорбентом и адсорбатом.

• 
  Между физической адсорбцией и хемосорбцией имеется ряд существенных различий. Первое различие состоит в том, что теплоты физической адсорбции и хемосорбции сильно отличаются. Теплота физической адсорбции газов обычно равна теплоте их конденсации, а теплота хемосорбции много больше.
  
• 
  Вследствие высокого значения теплоты хемосорбции процесс хемосорбции трудно обратим. Физическая же адсорбция легко обратима, процесс идет без энергии активации и равновесие устанавливается быстро. Необратимость хемосорбции связана также с ослаблением приповерхностных связей атомов адсорбента, вследствие чего при десорбции выделяется не адсорбат, а другое соединение. Вследствие взаимодействия поверхностных атомов углерода с кислородом резко уменьшается прочность их связи с другими атомами углерода. Поэтому при десорбции отрывается оксид углерода, а не кислород.
  
• 
  Второе различие между физической адсорбцией и хемосорбцией состоит в том, что физическая адсорбция может быть как монослойной, так и многослойной. Многослойная физическая адсорбция протекает при давлении насыщенного пара и переходит в конденсацию. В отличие от этого, хемосорбция всегда монослойна, при хемосорбции образуются мономолекулярные слои. В отличие обычной химической реакции, протекающей на поверхности, когда возможны диффузия реагента вглубь объемной фазы, хемосорбция является процессом образования двумерного химического соединения, т. к. хемосорбционный слой препятствует диффузии реагента.
  
• 
  Третье различие между физической адсорбцией и хемосорбцией состоит в различии кривых потенциальной энергии, вытекающем из разной природы связей, образующихся между адсорбентом и адсорбатом.
  

Правило Фаянса — Панета — правило, эмпирически установленное К.Фаянсом и Ф.Панетом (1913), согласно которому радиоактивный изотоп, присутствующий в растворе в микроконцентрациях в форме катиона, тем сильнее сорбируется выпадающим или заранее полученным осадком, чем меньше растворимость соединения, которое образует этот катион с анионом осадка. Правило Фаянса — Панета применимо при соосаждении в радиохимии.

Иная формулировка этого правила (также называемая правилом Фаянса — Пескова — Панета) гласит о том, что на поверхности твёрдого вещества преимущественно адсорбируются ионы, которые могут достраивать кристаллическую решётку, то есть входят в её состав, изоморфны или образуют труднорастворимое соединение с ионами, составляющими кристаллическую решётку. Эта формулировка применяется для определении знака заряда поверхности при образовании ДЭС в коллоидной химии.

77. Правило Дюкло-Траубе 

Ответ:
Правило Дюкло-Траубе — зависимость, связывающая поверхностную активность водного раствора органического вещества с длиной углеводородного радикала в составе его молекулы. Согласно этому правилу, при увеличении длины углеводородного радикала на одну группу СΗ₂ поверхностная активность вещества увеличивается в среднем в 3,2 раза^[1].
Поверхностная активность зависит от строения молекул ПАВ; последние обычно состоят из полярной части (группы, обладающие большим дипольным моментом) и неполярной части (алифатические или ароматические радикалы). В границах гомологического ряда органических веществ, концентрация, необходимая для понижения поверхностного натяжения водного раствора до определённого уровня, снижается в 3-3,5 раза при увеличении углеродного радикала на одну -СΗ₂-группу.
Правило было сформулировано И. Траубе (нем.)рус. в 1891 году^[2] в результате его опытов, проведённых на растворах множества веществ (карбоновые кислоты, эфиры, спирты, кетоны) в воде. Предшествующие исследования Э. Дюкло^[3] хотя и были близки по духу к работам Траубе, но не предлагали никакой ясной зависимости концентрации, поэтому в зарубежной литературе правило носит лишь имя Траубе.^[4]. Термодинамическую интерпретацию правила Траубе дал в 1917 году И. Ленгмюр.

78. Хроматография. Значение в медицине.

Ответ:
Хроматогра́фия (от др.-греч. χρῶμα — «цвет») — метод разделения и анализа смесей веществ, а также изучения физико-химических свойств веществ. Основан на распределении веществ между двумя фазами — неподвижной (твёрдая фаза или жидкость, связанная на инертном носителе) и подвижной (газовая или жидкая фаза, элюент). Название метода связано с первыми экспериментами по хроматографии, в ходе которых разработчик метода Михаил Цвет разделял ярко окрашенные растительные пигменты.

Тонкослойная хроматография — один из наиболее простых и эффективных экспресс-ме­тодов разделения и анализа веществ в биосредах, пищевых продуктах и других сложных системах и биоматериалах, не требующий сложного оборудования и доступный для поста­новки в любых условиях. В то же время этот метод обладает высокой избирательностью и чувствительностью.

Газо-жидкостная хроматография — универсальный метод разделения смесей разнообраз­ных веществ, испаряющихся без разложения. Следовательно, ее возможности ограничены применимостью к анализу сравнительно низкомолекулярных веществ (с молекулярной мас­сой не более нескольких тысяч).

79. Физико-химия дисперсных систем. Виды дисперсных систем. Коллоидные растворы.

Ответ:
Системы, в которых одно вещество, находящееся в диспергированном (измельченном или раздробленном) состоянии, равномерно распределяется в объеме второго вещества, называются дисперсными.(Понятие «дисперсный» происходит от латинскогоdispersus– рассыпанный, рассеянный).
Дисперсные системы, как правило, являются гетерогенными и состоят из двух и более фаз. Сплошную непрерывную фазу в них называют иначе дисперсионной средой, а находящиеся в этой среде дискретные или прерывные частички другого вещества –дисперсной фазой.
Мерой раздробленности дисперсных систем служит либо поперечный размер частиц дисперсной фазы а, либо обратная ему величина –степень дисперсностиD, имеющая размерность 1/м или м^–1:
.
+Степень дисперсности есть величина, показывающая, какое число частиц можно вплотную уложить на отрезке длиной в 1 м.

Виды дисперсной системы	Дисперсная фаза	Название и пример
газ в жидкости	газообразная	газовые эмульсии, пены
жидкость в жидкости	жидкая	эмульсии: нефть, молоко
твердое тело в жидкости	твердая	суспензии, золи: ил, взвесь
газ в твердом веществе	газообразная	пористые тела: пемза

Коллоидные системы, коллоиды (др.-греч. κόλλα — клей + εἶδος — вид; «клеевидные») — дисперсные системы, промежуточные между истинными растворами и грубодисперсными системами — взвесями, в которых дискретные частицы, капли или пузырьки дисперсной фазы, имеющие размер хотя бы в одном из измерений от 1 до 1000 нм, распределены в дисперсионной среде, обычно непрерывной, отличающейся от первой по составу или агрегатному состоянию. При этом масштабы менее 100 нм рассматриваются как особый подкласс, называемый «квантоворазмерными» коллоидными системами^[1]. В свободнодисперсных коллоидных системах (дымы, золи) частицы не выпадают в осадок.

80. Лиофильные и лиофобные коллоидные системы.
Ответ:
Лиофильные и лиофобные коллоиды, коллоидные системы, различающиеся по интенсивности молекулярного взаимодействия веществ дисперсной фазы и жидкой дисперсионной среды. В лиофильных коллоидах частицы дисперсной фазы интенсивно взаимодействуют с молекулами окружающей их жидкости. Поверхность частиц сильно сольватирована (см. Сольватация) и удельная свободная поверхностная энергия (поверхностное натяжение) на границе раздела фаз чрезвычайно мала. При комнатной температуре условие возникновения лиофильных коллоидов реализуется, если межфазное (поверхностное) натяжение не превосходит нескольких сотых долей мн·м^-1 (дин·см^-1). Лиофильные коллоиды образуются в результате самопроизвольного диспергирования крупных кусков твёрдого тела или капель жидкости на мельчайшие коллоидные частицы, или мицеллы. Лиофильные коллоиды термодинамически устойчивы и поэтому не разрушаются во времени при сохранении условий их возникновения. К лиофильным коллоидам относятся т. н. критические эмульсии, т. е. эмульсии, возникающие вблизи критической температуры смешения двух жидкостей; коллоидные дисперсии мицеллообразующих поверхностно-активных веществ (мыл, некоторых органических пигментов и красителей), водные дисперсии бентонитовых глин.

81. Получение и очистка коллоидных растворов. Способы диспертизации: механическая, химическая, используя ультра звуки, используя электрический ток.

Ответ: