- •1. Основные понятия химической термодинамики.
- •2. Первое начало термодинамики: формулировки, аналитическое выражение. Первое начало термодинамики в биологических системах.
- •3. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.
- •4. Закон Кирхгоффа.
- •5. Основные термодинамические процессы.
- •6. Калориметрические измерения.
- •7. Второе начало термодинамики: формулировки, математическое выражение. Второе начало термодинамики в живых организмах.
- •8. Энтропия, как функция состояния системы. Статистическая интерпретация энтропии.
- •9. Термодинамические потенциалы системы.
- •10. Тепловая теорема Нернста.
- •11. Абсолютная энтропия. Уравнение Больцмана.
- •12. Термодинамика растворов. Закон Рауля. Отклонения от закона Рауля.
- •13. Термодинамика растворов. Образование растворов, растворимость: газ/газ.
- •14. Термодинамика растворов. Образование растворов, растворимость: газ/жидкость.
- •15. Термодинамика растворов. Первый закон Коновалова, термодинамический вывод.
- •16. Термодинамика растворов. Второй закон Коновалова, термодинамический вывод.
- •17. Термодинамика растворов. Перегонка. Диаграмма перегонки жидкостей.
- •18. Термодинамика растворов. Криоскопическая и эбуллиоскопические постоянные.
- •19. Термодинамика растворов. Теория электролитической диссоциации.
- •20. Термодинамика растворов. Изотонический коэффициент.
- •21. Термодинамика растворов. Механизм разделения жидкостей методом перегонки.
- •22. Термодинамика растворов. Осмотическое давление разбавленных растворов.
- •23. Термодинамика растворов. Понятие активности растворенного вещества.
- •24. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
- •25. Химическое равновесие. Условия химического равновесия.
- •26. Химическое равновесие. Химический потенциал.
- •27. Химическое равновесие. Изотерма химической реакции.
- •28. Химическое равновесие. Влияние внешних условий на химическое равновесие: давление, концентрация, температура.
- •29. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды.
- •30. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния серы.
- •31. Фазовые равновесия. Уравнение Клаузиуса-Клайперона.
- •32. Буферные растворы. Механизм действия буферных растворов.
- •33. Буферные растворы. Буферная емкость.
- •34. Буферные растворы. Буферные системы организма.
- •35. Буферные растворы. Уравнение Гендерсона – Гассельбаха для определения рН и рОн протолитических буферных растворов.
- •36. Буферные растворы. Кислотно-основное равновесие. Основные причины и типы нарушений кислотно-основного равновесия организма и возможности коррекции.
- •37. Скорость химической реакции. Понятие о периоде полупревращения.
- •38. Скорость химической реакции. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •39. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение химической реакции.
- •40. Скорость химической реакции. Порядок реакции. Методы определения порядка реакции.
- •41. Скорость химической реакции. Влияние температуры на скорость реакции.
- •42. Каталитические процессы. Основные характеристики катализатора. Факторы, влияющие на снижение активности катализатора.
- •47. Каталитические процессы. Теория мультиплетов.
- •48. Электрохимия. Гальванический элемент. Эдс Гальванического элемента.
- •49. Электрохимия. Электродный потенциал. Уравнение Нернста.
- •50. Электрохимия. Проводники I и II рода.
- •51. Электрохимия. Электроды сравнения.
- •52. Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем.
- •53. Дисперсные системы. Суспензии.
- •54. Дисперсные системы. Эмульсии.
- •55. Дисперсные системы. Пены.
- •56. Дисперсные системы. Аэрозоли.
- •57. Дисперсные системы. Порошки.
- •58. Дисперсные системы. Диализация коллоидных растворов.
- •59. Дисперсные системы. Структурная единица лиофобных коллоидов.
- •60. Термодинамический анализ адсорбции. Теория мономолекулярной адсорбции Ленгмюра.
- •61. Термодинамический анализ адсорбции. Теория полимолекулярной адсорбции Поляни.
- •62. Термодинамический анализ адсорбции. Уравнение Фрейндлиха.
- •63. Термодинамический анализ адсорбции. Адсорбция из растворов электролитов.
- •64. Термодинамический анализ адсорбции. Ионная адсорбция. Факторы, влияющие на ионную адсорбцию.
- •65. Термодинамический анализ адсорбции. Изотерма адсорбции.
- •66. Термодинамика поверхностного слоя. Поверхностное натяжение.
- •67. Термодинамика поверхностного слоя. Изотермы поверхностного натяжения.
- •68. Термодинамика поверхностного слоя. Пав и пиав: строение молекул и их свойства.
- •69. Термодинамика поверхностного слоя. Изотерма адсорбции Гиббса. Правило Дюкло-Траубе.
- •70. Термодинамика поверхностного слоя. Методы определения поверхностного натяжения.
- •71. Термодинамика поверхностного слоя. Поверхностная энергия.
- •72. Процесс диспергирования. Самопроизвольное и несамопроизвольное диспергирование.
- •73. Адгезия и когезия.
- •74. Критерий Ребиндера – Щукина, границы его применения.
- •75. Пептизация, виды пептизации.
- •77. Влияние электролита на процесс мицелообразования.
- •78. Молекулярно-кинетические свойства коллоидных систем, их характеристика.
- •79. Броуновское движение. Факторы, влияющие на броуновское движение. Уравнение Эйнштейна – Смолуховского.
- •80. Диффузия. Уравнение Фика. Факторы, влияющие на диффузию.
- •81. Осмос. Определение величины осмотического давления.
- •82. Седиментация. Определение скорости седиментации.
- •83. Седиментационная и кинетическая устойчивость коллоидной системы.
- •84. Оптические свойства коллоидных систем. Эффект Тиндаля. Уравнение Рэлея.
- •85. Оптические свойства коллоидных систем. Нефелометрия и турбидиметрия.
- •86. Электро-кинетические явления в коллоидных системах, их характеристика.
- •87. Электрофорез. Количественные характеристики.
- •88. Электроосмос. Факторы, влияющие на электроосмос.
- •89. Эффект седиментации. Потенциал седиментации.
- •90. Потенциал протекания и потенциал течения: сходство и различие.
- •91. Двойной электрический слой. Основные теории образования дэс.
- •92. Устойчивость коллоидных систем. Виды устойчивости.
- •93. Коагуляция, основные стадии. Порог коагуляции.
- •94. Коагуляция под действием электролита. Правило Шульце-Гарди.
- •95. Методы очистки коллоидных систем.
- •96. Высокомолекулярные соединения. Понятие о растворах вмс. Классификация вмс.
- •97. Высокомолекулярные соединения. Свойства растворов вмс.
- •98. Вязкость, основные характеристики. Факторы, влияющие на вязкость. Уравнение Эйнштейна.
- •99. Вязкость крови.
- •100. Набухание. Механизм процесса. Факторы, влияющие на процесс.
- •101. Студни и гели, основные характеристики.
- •102. Застудневание, механизм процесса.
- •103. Тиксотропия, основные характеристики.
- •104. Механизм образования заряда на вмс.
- •105. Устойчивость растворов вмс. Высаливание и коацервация.
92. Устойчивость коллоидных систем. Виды устойчивости.
Коллоидные системы термодинамически неустойчивы, т.к. имеют избыточный запас поверхностной энергии Гиббса. Однако при определенных условиях коллоидные системы обладают устойчивостью, т.е. могут сохраняться неизменными размеры и концентрация коллоидных частиц. Различают два вида устойчивости коллоидных систем: седиментационная и агрегативная.
Седиментационная устойчивость (кинетическая) - устойчивость коллоидных частиц к оседанию. Эта устойчивость зависит от размера частиц и вязкости среды.
Агрегативная устойчивость - способность частиц дисперсной фазы противодействовать коагуляции (слипания в более крупные агрегаты). Уменьшение агрегативной устойчивости означает уменьшение седиментационной устойчивости.
93. Коагуляция, основные стадии. Порог коагуляции.
Лиофобные коллоиды являются термодинамически неустойчивыми системами, существующими благодаря стабилизации за счет возникновения защитных ионных или молекулярных слоев. Следовательно, изменение состояния этих слоев может привести к потере устойчивости и затем к выделению дисперсной фазы.
Коагуляция - процесс слипания (слияния) коллоидных частиц с образованием более крупных агрегатов с последующей потерей кинетической устойчивости.
В общем смысле под коагуляцией понимают потерю агрегативной устойчивости дисперсной системы.
Скрытая стадия коагуляции – очень быстрая – размер частиц увеличивается, но осадок не выпадает – изменение окраски, помутнение.
Явная стадия – выпадение осадка, выделение двух фаз в растворе. Осадок называется коагулят.
Конечным итогом коагуляции могут быть два результата: разделение фаз и образование объемной структуры, в которой равномерно распределена дисперсионная среда (концентрирование системы). В соответствии с двумя разными результатами коагуляции различают и методы их исследования (для первого результата – оптические, например, для второго – реологические).
Понятие коагуляция включает в себя несколько процессов (флокуляция, коалесценция, агрегация, структурообразование), идущих с уменьшением удельной поверхности системы.
Коагуляция может быть вызвана разными факторами:
- введением электролитов;
- нагреванием или замораживанием дисперсной системы;
- механическим воздействием;
- высокочастотными колебаниями;
- ультрацентрифугированием и др. факторами.
Наиболее важным и изученным является действие электролитов.
94. Коагуляция под действием электролита. Правило Шульце-Гарди.
Установлен ряд эмпирических закономерностей воздействия электролитов, которые известны под названием правил коагуляции:
1. Любые электролиты могут вызвать коагуляцию, однако заметное воздействие они оказывают при достижении определенной концентрации.
Порог коагуляции – минимальная концентрация электролита, вызывающая коагуляцию (g, моль/л; иногда Ск ).
Порог коагуляции определяют по помутнению, изменению окраски или по началу выделения дисперсной фазы в осадок.
2. Правило Шульце-Гарди (правило значности, эмпирическое):
Коагулирующим действием обладает тот ион электролита, который имеет заряд, противоположный заряду потенциалопределяющих ионов мицеллы (гранулы), причем, коагулирующее действие тем сильнее, чем выше заряд.
где К – коагулирующая способность (примем ее за единицу).
По правилу Шульца – Гарди значение порогов коагуляции для противоионов с зарядами 1, 2 и 3 соотносятся как 1:1/20:1/500, т.е. чем выше заряд, тем меньше требуется электролита, чтобы вызвать коагуляцию.
Правило Шульце – Гарди имеет приближенный характер и описывает действие ионов лишь неорганических соединений.
3. В ряду органических ионов коагулирующее действие возрастает с повышением адсорбционной способности.
4. В ряду неорганических ионов одинаковой зарядности их коагулирующая активность возрастает с уменьшением гидратации.
Лиотропные ряды или ряды Гофмейстера – это порядок расположения ионов по их способности гидратироваться (связывать воду).
Слово ''лиотропный'' значит ''стремящийся к жидкости'' (более подходящий термин для случая водных сред – гидротропный).
5. Очень часто началу коагуляции соответствует снижение дзета-потенциала до критического значения (около 0,03 В).
6. В осадках, получаемых при коагуляции электролитами, всегда присутствуют ионы, вызывающие ее.