Министерство образования Республики Беларусь

Учебно-методическое объединение вузов Республики Беларусь

по естественнонаучному образованию

УТВЕРЖДАЮ

Первый заместитель Министра образования

Республики Беларусь

А. И. Жук

«» _ 2011 г.

Регистрационный № ТД-/тип.

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Типовая учебная программа для учреждений высшего образования по специальности:

1-31 01 02 Биохимия 1-31 01 03 Микробиология Начальник Управления высшего и

СОГЛАСОВАНО

среднего специального образования Председатель Министерства образования Респубучебно-методического объединения лики Беларусь вузов Республики Беларусь Ю. И. Миксюк по естественнонаучному «» 2011 г.

образованию А.Л. Толстик Проректор по учебной и воспитаг. тельной работе Государственного учреждения образования «Республиканский институт высшей школы»

В.И. Шупляк «» 2011 г.

Эксперт-нормоконтролер Н.П. Машерова «» 2011 г.

Минск

СОСТАВИТЕЛИ:

В.В.Паньков, заведующий кафедрой физической химии Белорусского государственного университета, доктор химических наук, профессор;

А.А.Савицкий, доцент кафедры физической химии Белорусского государственного университета, кандидат химических наук, доцент;

Л.М.Володкович, старший преподаватель кафедры физической химии Белорусского государственного университета.

РЕЦЕНЗЕНТЫ:

Кафедра химии учреждения образования «Белорусский государственный педагогический университет имени Максима Танка»;

Г.С.Петров, доцент кафедры физической и коллоидной Белорусского государственного технологического университета, кандидат химических наук, доцент.

РЕКОМЕНДОВАНА К УТВЕРЖДЕНИЮ В КАЧЕСТВЕ ТИПОВОЙ:

Кафедрой физической химии Белорусского государственного университета (протокол № 1 от 01.09.2011);

Научно-методическим советом Белорусского государственного университета (протокол №_ от _ 2011 г.);

Научно-методическим советом по химии Учебно-методического объединения вузов Республики Беларусь по естественнонаучному образованию (протокол №_ от _ 2011 г.);

Ответственный за редакцию: Л.М.Володкович Ответственный за выпуск: А.А.Савицкий

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Современная физическая химия представляет собой одну из фундаментальных дисциплин химического цикла и является теоретической основой современной химии. Изучение физической химии показывает, что универсальные физико-химические закономерности связывают воедино все области химии и естествознания независимо от объекта исследования и находят успешное применение для решения конкретных практических задач. Именно поэтому курс физической и коллоидной химии на биологических факультетах университетов является необходимой базой для успешного изучения как химических (аналитическая, органическая, неорганическая, коллоидная и биологическая химии), так и специальных дисциплин.

Основная задача курса – раскрыть физический смысл основных физических законов, научить студентов видеть области применения этих законов и четко понимать их принципиальные возможности при решении конкретных научных проблем.

Типовая программа составлена на основе требований образовательного стандарта в соответствии с современным методологическим и научным содержанием курса физической и коллоидной химии, с учетом опыта его преподавания в ведущих вузах ближнего и дальнего зарубежья.

Основными целями изучения курса физической и коллоидной химии являются:

1. Изучение основ химической термодинамики, термохимии, учений о химическом и фазовом равновесиях, скоростях и механизмах химических реакций, их взаимосвязи с электрическими явлениями, учений о дисперсно-коллоидных системах и поверхностных явлениях на границах раздела фаз;

2. Применение теоретических законов физической и коллоидной химии к решению различных теоретических и практических задач, проведение расчетов выхода продуктов химических реакций, использование различных диаграмм для предсказания свойств многокомпонентных материалов и коллоидных систем.

В результате изучения дисциплины обучаемый должен:

знать:

- основные понятия, законы и теории физической химии;

- основы химической кинетики и термодинамики;

- основы электрохимии;

- строение и свойства дисперсных систем и растворов;

- основные достижения в области химии и перспективы их использования в практике и решении различных проблем; в живой и неживой природе, медицине - применять изученные законы и понятия при характеристике составов, строения и свойств веществ, химических реакций, способов получения веществ и их практического использования;

- проводить численные расчеты при решении химических задач;

- устанавливать связь между строением и свойствами веществ;

- проводить химический эксперимент.

Не все вопросы, перечисленные в программе, выносятся на лекцию.

Часть разделов описательного характера предлагается изучить самостоятельно по литературе, указанной в конце программы или на лабораторных занятиях. Контроль качества усвоения такого материала осуществляется в ходе сдачи теоретических коллоквиумов и лабораторного практикума.

Лабораторные занятия предусматривают освоение техники выполнения химического эксперимента, методов подготовки веществ, методики приготовления растворов, проведения исследовательского эксперимента и анализа его результатов, и должны быть обеспечены химической посудой, реактивами, общелабораторным и специальным оборудованием, средствами наглядности.

Для организации самостоятельной работы студентов по курсу следует использовать современные информационные технологии: разместить в сетевом доступе комплекс учебных и учебно-методических материалов (программа, методические указания к лабораторным занятиям, список рекомендуемой литературы и информационных ресурсов, задания в тестовой форме для самоконтроля и др.).

Эффективность самостоятельной работы студентов целесообразно проверять в ходе текущего и итогового контроля знаний в форме устного опроса, коллоквиумов, тестового компьютерного контроля по темам и разделам курса. Для общей оценки качества усвоения студентами учебного материала рекомендуется использование рейтинговой системы.

Программа курса рассчитана на 92 часа, из которых 62 часа отводится на аудиторные занятия (30 – лекционных, 28 – лабораторных, 4 – контрольные мероприятия).

ПРИМЕРНЫЙ ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН

лов и тем Наименование разделов и тем Всего Лекции Лабораторные занятия 1.1. Основные понятия, терминология и постулаты термодинамики. Первый закон 1.2. Второй закон термодинамики и его приложения. Фундаментальные уравнения 2.1. Основные понятия и постулаты химической кинетики. Кинетика химических реакций в статических условиях. 8 4 2.3. Кинетические особенности некоторых 3.1 Предмет и задачи электрохимии. Теория 3.2 Неравновесные явления в растворах 4.1. Общая характеристика и классификация 4.2. Поверхностные явления. Адсорбция на 4.4 Высокомолекулярные соединения и их 4.5 Коллоидно-химические основы охраны

ВВЕДЕНИЕ

Предмет, задачи и разделы физической и коллоидной химии.

Этапы развития физической химии как теоретической основы современной химии.

Коллоидная химия как наука о дисперсных системах и поверхностных явлениях.

1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

1.1.ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ, ТЕРМИНОЛОГИЯ И ПОСТУЛАТЫ

ТЕРМОДИНАМИКИ. ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ.

Предмет и методы исследования термодинамики. Термодинамический и статистический методы исследования. Термодинамическая система и окружающая среда. Типы термодинамических систем: изолированные, закрытые, адиабатически изолированные, замкнутые, открытые. Равновесное состояние системы, его описание.

Параметры состояния системы, их классификация. Параметры внешние и внутренние, интенсивные и экстенсивные. Независимые параметры и функции. Функции состояния и функции процесса. Термодинамические процессы: равновесные, неравновесные, обратимые, необратимые, циклические.

Характеристики равновесных и обратимых процессов.

Исходные постулаты термодинамики. Постулат о существовании температуры (нулевой закон термодинамики) Внутренняя энергия системы, теплота, работа, их определение, единицы измерения. Правила выбора знаков теплоты и работы.

Первый закон термодинамики, его формулировки. Аналитическое выражение первого закона термодинамики. Вечный двигатель первого рода. Работа расширения идеальных газов в различных обратимых процессах. Энтальпия. Теплоемкость, средняя и истинная теплоемкость, их связь. Соотношения между СР и СV.

Термохимия. Теплота и тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса как следствие первого закона термодинамики. Формулировки закона Гесса и следствий из него. Стандартное состояние и стандартные условия, базисные температуры. Выбор стандартного состояния газов и конденсированных фаз. Стандартные теплоты (энтальпии) образования химических соединений. Базисная (стандартная) энтальпия образования элементов. Стандартные теплоты сгорания и их определение. Стандартные энтальпии химических реакций, их обозначения.

1.2. ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ И ЕГО ПРИЛОЖЕНИЯ.

ФУНДАМЕНТАЛЬНЫЕ УРАВНЕНИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ

Второй закон термодинамики. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы, их характеристика. Направление самопроизвольных процессов. Энтропия – мера необратимого рассеяния энергии. Формулировки второго закона термодинамики Клаузиуса, У.Томсона, У.Томсона – Оствальда.

Вечный двигатель второго рода. Формулировка второго закона в химической термодинамике. Обоснование существования энтропии как функции состояния системы. Статистический характер второго закона термодинамики, формула Больцмана. Математическая запись второго закона термодинамики для обратимых и необратимых процессов. Вычисление изменения энтропии в различных обратимых и необратимых процессах. Энтропия идеального газа.

Изменение энтропии при изобарно-изотермическом смешении идеальных газов, парадокс Гиббса. Третий закон термодинамики, постулат Планка. Абсолютные энтропии. Вычисление изменение энтропии в химических реакциях.

Фундаментальные уравнения термодинамики. Характеристические функции. Фундаментальное уравнение термодинамики (уравнение Гиббса) для простых и сложных систем. Функции состояния энтальпия (Н), энергия Гельмгольца (А), энергия Гиббса (G). Внутренняя энергия как термодинамический потенциал. Энтальпия простых и сложных систем. Энтальпии фазовых переходов. Энтальпия как характеристическая функция и термодинамический потенциал. Энергия Гельмгольца и направление самопроизвольного процесса. Связь энергии Гельмгольца с внутренней энергией, с другими термодинамическими функциями и максимальной работой. Энергия Гиббса.

Энергия Гиббса как термодинамический потенциал и характеристическая функция. Связь энергии Гиббса с максимальной полезной работой. Уравнение Гиббса – Гельмгольца и его роль в химии.

Условия равновесия в однокомпонентных гетерогенных системах. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона. Зависимость давления насыщенного пара вещества от температуры. Фазовые переходы I и II рода. Плавление, испарение, сублимация. Зависимость температуры плавления от давления.

1.3. ТЕРМОДИНАМИКА РАСТВОРОВ И ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМ

Фундаментальные уравнения термодинамики для открытых систем.

Внутренняя энергия и другие термодинамические потенциалы открытых систем. Химический потенциал, его определение через характеристические функции. Парциальные молярные величины. Соотношения между парциальными молярными и интегральными величинами. Химический потенциал компонента в смеси идеальных газов. Закон Дальтона для смеси идеальных газов. Функции смешения идеальных газов.

Растворы. Определение понятия “раствор”, их классификация. Термодинамические условия образования растворов. Закон Рауля, идеальные растворы и их определение. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри.

Общее давление насыщенного пара идеального раствора как функция состава раствора и состава насыщенного пара. Диаграммы равновесия жидкость – пар, правило рычага. Температура кипения идеальных растворов, физикохимические основы перегонки растворов. Неидеальные растворы, виды отклонения от закона Рауля. Законы Гиббса – Коновалова, азеотропные растворы. Растворимость в идеальных и предельно разбавленных растворах. Уравнение растворимости Шредера. Коллигативные свойства растворов. Криоскопия, криоскопическая константа растворителей, изотонический коэффициент Вант–Гоффа. Практическое использование криоскопии. Эбулиоскопия, повышение температуры кипения растворов нелетучих веществ. Осмотические явления и их роль в биологии. Уравнение Вант–Гоффа, область его применимости.

Гетерогенные фазовые равновесия. Условия равновесия в многокомпонентных гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса Диаграмма состояния воды. Двухкомпонентные системы и их анализ на основе правила фаз.

Условия химического равновесия. Закон действия масс Термодинамическая константа равновесия, другие виды констант равновесия и связь между ними. Энергия Гиббса химической реакции (уравнение изотермы химической реакции Вант–Гоффа). Стандартная энергия Гиббса химической реакции и ее связь с термодинамической константой равновесия. Химические равновесия в гетерогенных системах и растворах. Особенности гетерогенных реакций с участием фаз постоянного состава. Принцип смещения равновесия ЛеШателье – Брауна, его термодинамическая трактовка. Зависимость констант равновесия от температуры. Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Влияние давление на химические равновесия.

Расчеты констант равновесия химических реакций с использованием таблиц стандартных значений термодинамических функций. Расчет выхода продуктов химических реакций различных типов.

Химические равновесия и тепловая теорема Нернста, следствия из нее.

Третий закон термодинамики. Химические равновесия в реальных системах.

Реальные газы. Фугитивность (летучесть).

2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

2.1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ПОСТУЛАТЫ ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ.

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ В СТАТИЧЕСКИХ УСЛОВИЯХ.

Предмет химической кинетики. Особенности кинетического подхода к описанию химических реакций. Промежуточные вещества и понятие элементарной стадии химической реакции. Простые и сложные химические реакции. Механизм химической реакции и несоответствие механизмов реакций стехиометрическим уравнениям.

Основные понятия химической кинетики. Скорость химической реакции, ее размерность. Истинная и средняя скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Экспериментальное определение скорости химической реакции. Кинетические кривые и кинетические уравнения. Порядок химической реакции. Общий и частный порядок. Реакции переменного порядка и изменение порядка в ходе реакции. Временной и концентрационный порядок реакции. Кинетическая классификация реакций по их порядку. Реакции псевдо n-го порядка. Молекулярность элементарной химической реакции.

Закон действия масс – основной постулат химической кинетики. Область применения закона действия масс. Составление кинетических уравнений для известного механизма реакции. Прямая и обратная задачи химической кинетики. Константа скорости химической реакции, ее физический смысл и размерность для реакций различных порядков. Основные принципы химической кинетики: принцип независимости химических реакций и область его применения, принцип лимитирующей стадии химического процесса, принцип детального равновесия.

Кинетические особенности протекания простых необратимых реакций – кинетические уравнения, константа скорости, зависимость концентрации участников реакции от времени, время полупревращения. Реакции нулевого порядка. Реакции первого порядка. Кинетические особенности реакций второго порядка при одинаковой и различной начальной концентрации участников реакции. Реакции третьего порядка.

Методы определения порядка реакции и константы скорости по экспериментальным данным. Понятие об интегральных и дифференциальных методах определения порядка реакции и константы скорости. Метод избытка (метод Оствальда). Метод равных концентраций. Метод подбора уравнений в графическом и аналитическом вариантах. Метод определения порядка реакции по времени полупревращения (метод Оствальда – Нойеса). Дифференциальный метод Вант–Гоффа и особенности его применения для определения временного и концентрационного порядков реакции.

Кинетические особенности протекания сложных необратимых реакций – кинетические уравнения, константа скорости, зависимость концентрации участников реакции от времени. Обратимые реакции. Параллельные реакции.

Последовательные реакции на примере двух необратимых реакций первого порядка – анализ кинетических кривых для промежуточного и конечного продуктов реакции. Кинетический анализ процессов, протекающих через образование промежуточных продуктов. Приближенные методы химической кинетики: метод стационарных концентраций Боденштейна и условия его применимости, квазиравновесное приближение.

Зависимость скорости реакции от температуры. Эмпирическое правило Вант–Гоффа и область его применимости. Уравнение Аррениуса и его термодинамический вывод. Понятие об энергии активации химической реакции. Истинная и кажущаяся энергия активации. Нахождение энергии активации химической реакции по экспериментальным данным. Эмпирические правила оценки энергии активации.

Теория активных соударений. Основы молекулярно-кинетической теории газов. Бимолекулярные реакции в теории активных соударений. Скорость реакции и число активных соударений. Стерический фактор. Расчет константы скорости бимолекулярной химической реакции (формула Траутца – Льюиса). Достоинства и недостатки теории активные соударений.

Теория активированного комплекса. Основные положения теории. Активированный комплекс и его свойства. Понятие о статистическом методе расчета константы скорости бимолекулярной реакции. Особенности применение теории активированного комплекса для расчета константы скорости химической реакции и сопоставление ее результатов с результатами теории активных соударений. Термодинамический аспект теории активированного комплекса. Энтропия и энтальпия активации. Достоинства и недостатки теории активированного комплекса.

2.3. КИНЕТИЧЕСКИЕ ОСОБЕННОСТИ НЕКОТОРЫХ

ТИПОВ РЕАКЦИЙ

Кинетика цепных реакций. Цепные реакции, их открытие и особенности протекания. Элементарные процессы возникновения, продолжения, развития и обрыва цепи. Разветвленные и неразветвленные цепные реакции. Длина цепи. Особенности кинетики неразветвленных цепных реакций на примере реакции образования HCl. Особенности кинетики разветвленных цепных реакций на примере реакции окисления водорода.

Кинетика фотохимических реакций. Основные законы фотохимии: законы Гротгуса, Вант–Гоффа и Эйнштейна. Квантовый выход. Процессы, происходящие при поглощении света веществом. Кинетика фотохимических реакций. Фотосинтез.

Основы кинетики гетерогенных процессов. Скорость гетерогенной химической реакции. Роль диффузии и адсорбции при протекании гетерогенного процесса. Диффузионная и кинетическая области протекания гетерогенной реакции. Топохимические реакции.

Основные понятия и определения теории катализа. Каталитический процесс и особенности его протекания. Активаторы и ингибиторы. Основные механизмы катализа. Специфичность и селективность катализатора. Роль катализаторов в химии и биологии.

Гомогенные каталитические реакции. Механизм и энергетический профиль каталитической реакции. Скорость каталитической реакции. Автокатализ и скорость автокаталитической реакции. Кислотно-основной катализ.

Ферментативный катализ и причины высокой каталитической активности ферментов. Механизм реакций ферментативного катализа. Уравнение Михаэлиса – Ментен. Константа Михаэлиса. Методы определения кинетических параметров уравнения Михаэлиса – Ментен по экспериментальным данным.

Влияние температуры и рН среды на скорость ферментативной реакции. Ингибирование ферментативных реакций.

Гетерогенные каталитические реакции. Общие принципы гетерогенного катализа. Роль адсорбции в протекании гетерогенной каталитической реакции. Энергетический профиль гетерогенной каталитической реакции. Теория активных центров. Отравление катализатора. Мультиплетная теория Баландина. Принципы геометрического и энергетического соответствия. Теория активных ансамблей Кобозева. Электронная теория катализа Волькенштейна. Важнейшие классы промышленных катализаторов.

3.1. ПРЕДМЕТ И ЗАДАЧИ ЭЛЕКТРОХИМИИ.

ТЕОРИЯ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Предмет и основные разделы электрохимии. Химический и электрохимический способы осуществления окислительно-восстановительных реакций, их особенности. Законы Фарадея. Выход по току.

Развитие представлений о строении растворов электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Ионные равновесия в растворах электролитов: диссоциация сильных и слабых электролитов, гидролиз солей, буферные растворы. Достоинства и недостатки теории электролитической диссоциации Аррениуса.

Ион – дипольные взаимодействия в растворах электролитов. Механизм образования растворов. Энергия кристаллической решетки и энергия сольватации. Энтропия сольватации. Особенности гидратации протонов.

Ион – ионные взаимодействия в растворах электролитов. Термодинамика реальных растворов. Средняя ионная активность и средний ионный коэффициент активности, их связь с активностью и коэффициентом активности отдельных ионов. Основы теории Дебая – Гюккеля. Уравнения для расчета среднего ионного коэффициента активности в первом, втором и третьем приближении теории Дебая – Гюккеля. Применение результатов теории Дебая – Гюккеля к слабым электролитам. Ионная ассоциация и современные представления о растворах электролитов.

3.2. НЕРАВНОВЕСНЫЕ ЯВЛЕНИЯ В РАСТВОРАХ

ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Электропроводность растворов электролитов. Удельная, эквивалентная и молярная электропроводность растворов электролитов. Зависимость электропроводности сильных и слабых электролитов от концентрации и температуры. Физический смысл электрофоретического и релаксационного эффектов. Методы измерения электропроводности.

Подвижность ионов. Природа аномальной подвижности ионов водорода и гидроксила в водных растворах. Закон Кольрауша.

Применение метода измерения электропроводности для экспериментального определения предельной подвижности ионов, степени и константы диссоциации слабых электролитов, произведения растворимости труднорастворимых соединений. Понятие о числах переноса ионов и из зависимости от концентрации и температуры.

Представление о механизме проводимости неводных растворов, ионных расплавов и твердых электролитов.

Электрохимическое равновесие на границе раздела фаз. Природа скачка потенциала на границе раздела фаз. Электрохимический потенциал. Уравнение Нернста. Равновесие в электрохимической цепи. ЭДС равновесной электрохимической цепи, ее связь с изменением энергии Гиббса электрохимической реакции. Понятие электродного потенциала. Стандартный электродный потенциал. Международная конвенция об ЭДС и электродных потенциалах.

Классификация электродов. Электроды первого рода, обратимые по катиону и аниону, амальгамные электроды. Электроды второго рода, насыщенный каломельный электрод. Окислительно–восстановительные и газовые электроды. Стандартный водородный электрод и его применение для экспериментального измерения потенциалов отдельных электродов. Мембранные электроды. Стеклянный электрод.

Классификация электрохимических цепей. Физические, химические и концентрационные цепи. Простые и сложные цепи. Электрохимические цепи с переносом и без переноса. Элемент Вестона. Термодинамика гальванического элемента.

Практическое применение метода измерения ЭДС гальванических элементов для определения термодинамических характеристик потенциалобразующих реакций, рН, произведения растворимости труднорастворимых солей, средней ионной активности и среднего ионного коэффициента активности, констант равновесия ионных реакций.

4.1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА И КЛАССИФИКАЦИЯ

ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ

Коллоидное (дисперсное) состояние вещества, дисперсная фаза и дисперсионная среда. Количественная характеристика дисперсности. Классификация дисперсных систем по степени дисперсности и агрегатному состоянию фаз. Лиофобные и лиофильные дисперсные системы. Поверхностные явления и их классификация. Роль поверхностных явлений в процессах, протекающих в дисперсных системах. Природные дисперсные системы.

Общая классификация методов получения коллоидных систем.

4.2. ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ. АДСОРБЦИЯ НА ГРАНИЦЕ

РАЗДЕЛА ФАЗ

Адсорбция как самопроизвольный процесс концентрирования компонентов на границе раздела фаз. Физическая адсорбция и хемосорбция. Поверхностное натяжение. Поверхностноактивные и поверхностноинактивные вещества. Классификация поверхностноактивных веществ по их строению и механизму действия. Правило Дюкло Траубе. Уравнение Шишковского.

Количественная характеристика адсорбции, зависимость величины адсорбции от температуры и давления. Адсорбция электролитов на твердых поверхностях. Правило Пескова Фаянса. Адсорбция из газовой фазы и из растворов. Уравнение адсорбции Гиббса. Теория мономолекулярной адсорбции Ленгмюра. Уравнение адсорбции Ленгмюра. Полимолекулярная адсорбция.

Адгезия и когезия. Смачивание. Гидрофильные и гидрофобные поверхности. Практическое значение явлений капиллярности и смачивания.

4.3.ПОЛУЧЕНИЕ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ И ИХ СВОЙСТВА

Электрические свойства дисперсных систем. Причины образования двойного электрического слоя (ДЭС) на границе раздела фаз. Модели строения ДЭС – теории Гельмгольца, Гуи Чепмена и Штерна. Электрокинетический потенциал. Влияние индифферентных и неиндифферентных электролитов на величину электрокинетического потенциала. Электрокинетические явления. Экспериментальное определение величины электрокинетического потенциала. Уравнение Гельмгольца Смолуховского. Электрофорез и электроосмос в биологии и медицине.

Строение мицеллы гидрофобного золя. Влияние концентрации и природы электролита на величину и знак заряда коллоидной частицы. Изоэлектрическое состояние коллоидной частицы.

Методы получения дисперсных систем и их устойчивость. Основные условия получения дисперсных систем. Понятие о стабилизаторе. Диспергационные методы получения дисперсных систем. Пептизация. Самопроизвольное диспергирование. Конденсационные способы получения дисперсных систем. Методы очистки коллоидных систем – диализ, электродиализ и ультрафильтрация. Агрегативная и кинетическая (седиментационная) устойчивость коллоидных систем. Коагуляция и седиментация. Коагуляция гидрофобных золей электролитами. Порог коагуляции. Правило Шульце Гарди.

Лиотропные ряды. Зоны устойчивости при перезарядке коллоидных частиц.

Коагуляция смесью электролитов. Взаимная коагуляция золей.

Молекулярнокинетические и оптические свойства дисперсных систем.

Броуновское движение и его тепловая природа. Уравнение Эйнштейна Смолуховского. Диффузия в коллоидных системах. Осмотические явления в дисперсных системах и их значение в биологии. Седиментационное равновесие, уравнение Лапласа Перрена. Представление о дисперсионном анализе.

Рассеяние света в коллоидных системах. Уравнение Релея и его анализ. Опалесценция. Нефелометрия. Ультрамикроскопия.

4.4. ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ И ИХ РАСТВОРЫ

Строение и свойства высокомолекулярных соединений (ВМС). Природные и синтетические ВМС. Белки и их строение. Изоэлектрическое состояние белковой молекулы. Денатурация белков. Взаимодействие ВМС с растворителем. Набухание полимеров. Студни и их свойства. Синерезис. Самопроизвольное образование растворов ВМС, их свойства и устойчивость. Высаливание и коацервация. Вязкость и осмотическое давление растворов полимеров. Определение молекулярной массы полимеров.

Применение ВМС для защиты золей от коагуляции и для флокуляции.

4.5. КОЛЛОИДНО-ХИМИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ОХРАНЫ ПРИРОДНОЙ

Методы очистки природных и сточных вод, основанные на изменении устойчивости дисперсных систем. Использование методов коагуляции, флокуляции, фильтрации. Методы разрушения аэрозолей.

ЛИТЕРАТУРА

Основная:

1. Тиноко И., Зауэр К., Вэнг Дж., Паглиси Дж. Физическая химия (Принципы и применения в биологических науках). – М.: Техносфера, 2005.

2. Мушкамбаров Н.Н. Физическая и коллоидная химия. – М.: ГЭОТАР– 3. Мушкамбаров Н.Н. Элементы математики и физической химии для биологов. – М.: ГЭОТАР–МЕД, 2001.

4. Уильямс В., Уильямс Х. Физическая химия для биологов. – М.; Мир, 5. Балезин С.А., Ерофеев Б.В., Подобаев Н.И. Основы физической и коллоидной химии. – М.: Просвещение, 1975.

6. Горшков В.И., Кузнецов И.А. Физическая химия. – М.: МГУ, 1986.

Дополнительная:

1. Киреев В.А. Краткий курс физической химии. – М.: Химия_, 1978.

2. Болдырев А.И. Физическая и коллоидная химия. – М.: Высшая школа, 1974.

3. Шершавина А.А. Физическая и коллоидная химия. – М.: Новое знание, 4. Зимин А.Д. Коллоидная химия. – М.: Агар, 2003.

5. Гельфман М., Ковалевич О., Юстратов В. Коллоидная химия. – СПб. – М.– Краснодар: Лань, 2005.