Журнал для детей и учителей но 3 от 1 апреля 2013 года

Журнал для детей и учителей






Мир Химии










Выпуск № 3 ©

от 1 апреля 2013 года

г. Оренбург

Содержание:

1. Рубрика «Историческое развитие химии» стр. 3
2. Рубрика «Химия и медицина»стр. 13
3. Рубрика «Химия вокруг нас»..стр. 15
4. Рубрика «Химия – сестра логики»... стр. 18
5. Рубрика «Поэтическая страница».. стр.19
6. Страница отзывов и предложений. стр.20
7. В создании журнала принимали участие.. стр.22


















Рубрика: «Историческое развитие химии»
Химические реакции
Закон сохранения массы и энергии. Масса веществ, вступающих в реакцию равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
где Е – энергия; m – масса; с – скорость света в вакууме. Закон сохранения массы дает материальную основу для составления уравнений химических реакций и проведения расчетов по ним.
Закон постоянства состава. Состав соединений молекулярной структуры, т. е. состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.
Стехиометрия. Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами. Стехиометрические количества – количества веществ, которые соответствуют уравнению реакции или формуле. Стехиометрические расчеты– расчеты по химическим формулам или уравнениям, а также вывод формул веществ и уравнений реакций.
Химические превращения. Наличие химических формул для всех веществ позволяет изображать химические реакции посредством химических уравнений. Наиболее характерными признаками химической реакции являются следующие внешние изменения реакционной среды: 1) выделение газа; 2) образование осадка; 3) изменение окраски; 4) выделение или поглощение теплоты.
Тепловые эффекты химических реакций. Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей, поэтому она сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты, света, работы расширения образовавшихся газов.
По признаку выделения или поглощения теплоты реакции делятся на экзотермические и эндотермические.
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакций между определенными количествами реагентов, называют тепловым эффектом химической реакции и обычно обозначают символом Q.
Наряду с тепловым эффектом термохимические процессы очень часто характеризуют разностью энтальпий 
· H продуктов реакции и исходных веществ.
Энтальпия Н это определенное свойство вещества, оно является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании.
Процессы, протекающие при постоянном давлении, встречаются гораздо чаще, чем те, которые протекают при постоянном объеме, так как большинство из них проводится в открытых сосудах. Доказано, что в химических процессах, протекающих при постоянном давлении, выделившееся (или поглощенное) тепло есть мера уменьшения (или соответственно увеличения) энтальпии реакции 
· H.
При экзотермических реакциях, когда тепло выделяется, 
· Н отрицательно. При эндотермических реакциях (тепло поглощается) и 
· H положительно.
Термохимические уравнения. На первых этапах изучения химии вы часто пользовались равным по абсолютной величине и противоположным по знаку обозначением, например:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
где Q  количество выделенной теплоты. Если использовать энтальпию (характеристику энергосодержания системы), то это уравнение следует записать иначе:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ][ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
В справочных таблицах обычно приводят не значения величины Q, а значения величины 
· H, измеренные при определенных условиях (чаще всего при 298 К); их обозначают 
· H0.
Теплота образования химических соединений. Теплотой образования соединения называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля химического соединения из простых веществ при стандартных условиях (р = 105 Па, T = 298 К). Она измеряется в кДж/моль. Согласно этому определению, теплота образования простого вещества при стандартных условиях равна О.
Изменение энтальпии 
· Н зависит от давления и температуры. Поэтому для того, чтобы облегчить сравнение термохимических данных для различных реакций, были приняты определенные стандартные состояния (условия).
При написании термохимических уравнений твердое вещество, жидкость и газ обязательно обозначаются символами (тв), (ж) и (г) соответственно, поскольку изменение энтальпии зависит от агрегатного состояния реагирующих веществ и продуктов реакции. Стандартное состояние: для газа  состояние чистого газа при 105 Па; для жидкости  состояние чистой жидкости при 105 Па; для твердого вещества  наиболее устойчивое при давлении 105 Па кристаллическое состояние, например графит у углерода, ромбическая сера у серы и т. п. Стандартное состояние всегда относится к 298 К. Так, например, термохимическое уравнение образования воды из водорода и кислорода записывается следующим образом:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Значение 286 кДж является теплотой образования воды в стандартных условиях и означает, что при образовании 1 моля воды выделяется 286 кДж теплоты:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Отметим, что значение теплоты образования газообразной воды уже будет иным:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Закон Гесса и его следствия. Важнейшим законом, на котором основано большинство термохимических расчетов, является закон Гесса (его называют также законом суммы тепловых эффектов).
Тепловой эффект химической реакции зависит от состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от промежуточных стадий реакций.
Пример: Тепловой эффект реакции окисления углерода в оксид углерода (IV) не зависит от того, проводится ли это окисление непосредственно:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
или через промежуточную стадию образования оксида углерода (II):
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Из закона Гесса следует, что если известны общий тепловой эффект реакции и тепловой эффект одной из двух ее промежуточных стадий, то можно вычислить тепловой эффект (х) второй промежуточной стадии, т. е. если[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ][ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]то [ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Это положение очень важно, так как позволяет рассчитывать тепловые эффекты для реакций, не поддающихся непосредственному экспериментальному изучению.
Если теплота образования какого-либо вещества из простых веществ не измерена экспериментально, то для расчета можно воспользоваться значениями 
· Н ряда других соединений; комбинируя эти значения, можно получить 
· Нобр искомого соединения.
Особенно удобно проводить такие расчеты, используя следствия, непосредственно вытекающие из закона Гесса:
Тепловой эффект химической реакции равен разности суммы теплообразования продуктов реакции и суммы теплообразования исходных веществ (суммирование проводится с учетом числа молей веществ, участвующих в реакции, т. е. стехиометрических коэффициентов в уравнении протекающей реакции):
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Здесь Qi, Qj  теплоты образования продуктов реакции и исходных веществ соответственно; ni, и nj  стехиометрические коэффициенты в правой и левой частях термохимического уравнения соответственно.
Аналогичным образом можно записать:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
где 
· н изменение энтальпии соответствующей реакции,
· Hi, 
· Hj энтальпии образования продуктов реакции и исходных веществ соответственно.
Химическая кинетика трактует качественные и количественные изменения в ходе химического процесса, происходящие во времени. Обычно эту общую задачу подразделяют на две более конкретные:
1) выявление механизма реакции  установление элементарных стадий процесса и последовательности их протекания (качественные изменения);
2) количественное описание химической реакции  установление строгих соотношений, которые могли бы удовлетворительно предсказывать изменения количеств исходных реагентов и продуктов по мере протекания реакции.
Как правило, химическая реакция протекает в несколько промежуточных стадий, которые, складываясь, дают суммарную реакцию.
Элементарная стадия реакции. Кинетическое уравнение химической реакции (с учетом механизма реакции) может быть получено только в результате экспериментального изучения реакции и не может быть выведено из стехиометрического уравнения суммарной реакции. При обсуждении механизмов реакций принято различать реакции по их молекулярности, т. е. по числу молекул, участвующих в каждом элементарном акте взаимодействия. По этому признаку различают реакции мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.
Мономолекулярными называются реакции, в которых элементарный акт представляет собой химическое превращение одной молекулы, которое в общем виде можно описать уравнением
А = В + С.
Бимолекулярные  это такие реакции, элементарный акт в которых осуществляется при столкновении двух молекул
А + В = С.
В тримолекулярных реакциях элементарный акт осуществляется при одновременном столкновении трех молекул
2А + В = С.
Столкновение более чем трех молекул одновременно практически невероятно, поэтому реакции большей молекулярности на практике не обнаружены.
Скорость химической реакции. Основным понятием в химической кинетике является, понятие о скорости реакции:
Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема.
Если при неизменных объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от с1 до с2 за промежуток времени от t1 до t2, то в соответствии с определением скорость реакции за данный промежуток времени равна:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Знак “-” в правой части уравнения появляется т. к. по мере протекания реакции (t2-t1 > 0) концентрация реагентов убывает, следовательно, c2-c1 < О, а так как скорость реакции всегда положительна, то перед дробью следует поставить знак “-”.
Обычно для реакций, протекающих в газах или растворах, концентрации реагентов выражают в моль/л, а скорость реакции в моль/(л
· с).
Скорость каждой химической реакции зависит как от природы реагирующих веществ, так и от условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из этих условий являются: концентрация, температура и присутствие катализатора. Природа реагирующих веществ оказывает решающее влияние на скорость химической реакции. Так, например, водород с фтором реагирует очень энергично уже при комнатной температуре, тогда как с бромом значительно медленнее даже при нагревании.
Зависимость скорости гомогенных реакций от концентрации (закон действующих масс). Влияние концентрации реагирующих веществ может быть объяснено из представлений, согласно которым химическое взаимодействие является результатом столкновения частиц. Увеличение числа частиц в заданном объеме приводит к более частым их столкновениям, т. е. к увеличению скорости реакции.
Количественно зависимость между скоростью реакции и молярными концентрациями реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики законом действующих масс.
Скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
Для мономолекулярной реакции скорость реакции 
· определяется концентрацией молекул вещества А:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
где k  коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости реакции; [А] молярная концентрация вещества А.
В случае бимолекулярной реакции, ее скорость определяется концентрацией молекул не только вещества А, но и вещества В:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
В случае тримолекулярной реакции, скорость реакции выражается уравнением:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
В общем случае, если в реакцию вступают одновременно т молекул вещества А и n молекул вещества В, т. е.
тА + пВ = С,
уравнение скорости реакции имеет вид:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Это уравнение есть математическое выражение закона действующих масс в общем виде.
Чтобы понять физический смысл константы скорости реакции, надо принять в написанных выше уравнениях, что [А] = 1 моль/л и [В] = 1 моль/л (либо приравнять единице их произведение), и тогда 
· = k. Отсюда ясно, что константа скорости k численно равна скорости реакции, когда концентрации реагирующих веществ (или их произведение в уравнениях скорости) равны единице.
Общее выражение для скорости химической реакции получено для данной, фиксированной температуры. В общем же случае, поскольку скорость реакции зависит от температуры, закон действующих масс записывается как
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
где 
· и k являются функциями температуры.
Гомогенные и гетерогенные реакции. Приведенная выше зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ справедлива для газов и реакций, протекающих в растворах. Она не распространяется на реакции с участием твердых веществ, так как в этих случаях взаимодействие молекул происходит не во всем объеме реагирующих веществ, а лишь на поверхности, от размера которой также зависит скорость реакции. Поэтому реакции в гетерогенных системах протекают значительно сложнее.
Гетерогенной называется система, состоящая из отдельных частиц, находящихся в различных агрегатных состояниях и разграниченных между собой определенными поверхностями раздела. Отдельные однородные части гетерогенной системы называются ее фазами.
Пример: при 0 °С лед, вода и находящийся над ними пар образуют гетерогенную систему из трех фаз: твердой льда, жидкой воды и газообразной водяного пара; кислота и реагирующие с нею кусочки металла образуют систему из трех фаз и т. д.
В гетерогенной системе реакция всегда происходит на поверхности раздела двух фаз, так как только здесь молекулы различных фаз могут сталкиваться между собой. Поэтому скорость гетерогенной реакции зависит не только от рассмотренных ранее факторов, но и от величины поверхности соприкосновения между реагирующими фазами. Всякое увеличение поверхности приводит и к увеличению скорости реакции. Например, растворение металлов в кислотах протекает намного быстрее, если брать металлы в виде порошков.
Константа скорости химической реакции, ее зависимость от температуры. Многочисленные опыты показывают, что при повышении температуры скорость большинства химических реакций существенно увеличивается, причем для реакций в гомогенных системах при нагревании на каждые десять градусов скорость реакции возрастает в 24 раза (правило Вант-Гоффа).
Это правило связано с понятием температурного коэффициента скорости реакции 
· и определяется соотношением
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
При температурах, не очень значительно изменяющихся, для многих реакций в соответствии с правилом
Вант-Гоффа 
· = 2 
· 4.
Значение температурного коэффициента 
· дает возможность рассчитать изменение скорости реакции при увеличении температуры на некоторое число градусов от Т1до Т2 по формуле
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Очевидно, что при повышении температуры в арифметической прогрессии скорость реакции возрастает в геометрической.
Энергия активации. С. Аррениус впервые показал, что влияние температуры сводится к увеличению числа активных молекул, т. е. таких молекул, которые в момент столкновения обладают энергией, не меньше определенной для данной реакции величины, называемой энергией активации химической реакции.
Энергия активации это некоторое избыточное количество энергии (по сравнению со средней), необходимое для вступления молекул в реакцию.
Согласно Аррениусу, константа скорости химической реакции зависит от температуры экспоненциально:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Здесь Е  энергия активации (Дж/моль), R  универсальная газовая постоянная, T температура в К,
А  константа.
Явление катализа. Одно из наиболее сильных средств воздействия на скорость химических реакций использование катализаторов.
Катализаторы. Катализатором называется вещество, изменяющее скорость химической реакции, но остающееся неизменным после того, как химическая реакция заканчивается.
Влияние катализаторов на скорость реакции называется катализом. Когда взаимодействующие вещества и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии, говорят о гомогенном катализе. При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в различных агрегатных состояниях: обычно катализатор в твердом, а реагирующие вещества в жидком или газообразном (пример: в случае окисления SO2 в SO3 в присутствии платины или оксида ванадия (V) происходит гетерогенный катализ).
О механизмах гомогенного и гетерогенного катализа. Механизм действия катализаторов может быть самым разнообразным и, как правило, очень сложным. Основной гипотезой, объясняющей влияние катализатора на скорость реакции, является предположение об образовании промежуточных продуктов при взаимодействии катализатора и реагирующего вещества. Если химическая реакция А + В = АВ без катализатора происходит медленно, а в присутствии катализатора К быстро, то его действие объясняется тем, что катализатор реагирует с одним из исходных веществ, образуя непрочное (как правило, очень реакционноспособное)промежуточное соединение АК (или ВК):
А (В) + К = АК (ВК).
Образовавшееся промежуточное соединение (например. АК) взаимодействует с другим исходным веществом В, образуя конечный продукт реакции АВ и выделяя катализатор К в первоначальном виде:
АК + В = АВ + К.
Приведенная простейшая схема катализа ясно показывает, почему каждая частица катализатора может принимать участие в реакции бесчисленное множество раз. (Правда, “бесчисленное” - только теоретически, потому что практически некоторые вещества, даже в очень малых количествах, могут резко снижать скорость каталитической реакции, уменьшая или полностью уничтожая активность катализатора. Такие вещества называют каталитическими ядами, а само явление снижения активности катализатора -отравлением.) Отсюда ясно, почему катализатор после окончания реакции остается количественно и химически неизменным.
Обратимые реакции. В химических реакциях исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции. Это происходит потому, что по мере накопления продуктов реакции могут создаваться условия для протекания обратимой реакции в противоположном направлении.
Например, если смешать пары иода с водородом при температуре 200 °С, то произойдет реакция:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Однако известно, что йодистый водород уже при нагревании до 180 °С начинает разлагаться на иод и водород:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Понятно, что в этих условиях не произойдет ни полного разложения НI, так как продукты реакции способны вновь реагировать между собой, ни полного образования йодистого водорода. Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми.
При написании уравнений обратимых реакций вместо знака равенства ставят две противоположно направленные стрелки. Уравнение рассмотренной выше обратимой реакции запишется следующим образом:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ][ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Реакцию, протекающую слева направо называют прямой (константа скорости прямой реакции k1), справа налево  обратной (константа скорости обратной реакцииk2).
Химическое равновесие. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходуемых на образование продуктов реакции. И наоборот, обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции. Следовательно, скорость прямой реакции уменьшается, а обратной увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными.
Состояние, в котором скорость обратной реакции становится равной скорости прямой реакции, называется химическим равновесием.
Константа равновесия, степень превращения. Состояние химического равновесия обратимых процессов количественно характеризуется константой равновесия. Так, для обратимой реакции, которую в общем виде можно записать как
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
согласно закону действующих масс, скорости прямой реакции 
· 1 и обратной 
· 2 соответственно запишутся следующим образом:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
В момент достижения состояния химического равновесия скорости прямой и обратной реакций равны:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
где К константа равновесия, представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной
реакций.
В правой части первого уравнения стоят те концентрации взаимодействующих веществ, которые устанавливаются при равновесии,  равновесные концентрации.
Второе уравнение представляет собой математическое выражение закона действующих масс при химическом равновесии.
Этот закон является одним из наиболее важных в химии. Исходя из кинетического уравнения любой химической реакции, можно сразу же записать отношение, связывающее равновесные концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции. Если определить константу К экспериментально, измеряя равновесные концентрации всех веществ при данной температуре, то полученное значение можно использовать в расчетах для других случаев равновесия при той же температуре.
Численное значение константы равновесия характеризует тенденцию к осуществлению реакции или, другими словами, характеризует выход данной реакции. Так, при К >> 1 выход реакции велик, так как при этом
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Понятно, что при К << 1 выход реакции мал.
Принцип Ле Шателье. Состояние химического равновесия при неизменных внешних условиях может сохраняться сколь угодно долго. В действительности же реальные системы обычно испытывают различные воздействия (изменение температуры, давления или концентрации реагентов), выводящие систему из состояния равновесия. Как только в системе нарушается равновесие, скорости прямой и обратной становятся неодинаковыми и в системе преимущественно протекает процесс, который приводит ее к состоянию равновесия, но уже отвечающему новым условиям. Изменения, происходящие в системе в результате внешних воздействий, определяются принципом подвижного равновесия  принципом Ле Шателье.
Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.
Внешнее воздействие на систему изменяет соотношение между скоростями прямого и обратного процесса, благоприятствуя тому из них, который противодействует внешнему влиянию.
Принцип Ле Шателье универсален, так как применим не только к чисто химическим процессам, но и к физико-химическим явлениям, таким, как кристаллизация, растворение, кипение, фазовые превращения в твердых телах.
Смещение химического равновесия под действием температуры и давления (концентрации). Концентрация. Увеличение концентрации одного из реагирующих веществ сначала приводит к увеличению числа молекул этого вещества. Поскольку число столкновений с участием этих молекул увеличивается, реакция, для которой они являются реагентами, ускоряется. Это приводит к увеличению концентраций реагентов у противоположной реакции и т. д. В результате изменяется концентрация всех веществ, участвующих в химической реакции.
Можно сделать вывод, что при увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентрации равновесие смещается в сторону образования этого вещества.
Давление. Влияние давления очень напоминает эффект изменения концентраций реагирующих веществ, но сказывается оно практически только на газовых системах. При повышении давления увеличивается число молекул в единице объема газовой системы. Прямая или обратная реакция, в которой участвует большее количество газообразных веществ, протекает при этом с большей скоростью. В результате этой реакции образуется больше молекул тех веществ, которые участвуют в обратной реакции. Произойдет изменение скорости обратной реакции, и в конце концов будет достигнуто новое состояние равновесия.
При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газообразных веществ, т. е. в сторону понижения давления: при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молекул газообразных веществ, т. е. в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.
Температура. Повышение температуры увеличивает кинетическую энергию всех молекул, участвующих в реакции. Но молекулы, вступающие в реакцию, при которой происходит поглощение энергии (эндотермическая реакция), начинают взаимодействовать между собой быстрее. Это увеличивает концентрацию молекул, участвующих в обратной реакции, и ускоряет ее. В результате достигается новое состояние равновесия с повышенным содержанием продуктов реакции, протекающей с поглощением энергии.
При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры в сторону экзотермической реакции.

Рубрика: «Химия и медицина»


Анальгезирующие, жаропонижающие и противовоспалительные средства

Крупная группа лекарственных препаратов – производные салициловой кислоты (орто-гидроксибензойной). Ее можно рассматривать как бензойную кислоту, содержащую в орто-положении гидроксил, либо как фенол, содержащий в орто-положении карбоксильную группу.
Салициловая кислота – сильное дезинфицирующее средство. Ее натриевая соль применяется как болеутоляющее, противовоспалительное, жаропонижающее средство и при лечении ревматизма.
Из производных салициловой кислоты наиболее известен ее сложный эфир-ацетилсалициловая кислота, или аспирин. Аспирин – молекула, созданная искусственно, в природе он не встречается.
При введении в организм ацетилсалициловая кислота в желудке не изменяется, а в кишечнике под влиянием щелочной среды распадается, образуя анионы двух кислот – салициловой и уксусной. Анионы попадают в кровь и переносятся ею в различные ткани. Активным началом, обусловливающим физиологическое действие аспирина, является салицилат-ион.
Ацетилсалициловая кислота обладает противоревматическим,
противовоспалительным, жаропонижающим и болеутоляющим действием. Она также выводит из организма мочевую кислоту, а отложение ее солей в тканях (подагра) вызывает сильные боли. При приеме аспирина могут возникнуть желудочно-кишечные кровотечения, а иногда – аллергия.
Лекарственные вещества были получены за счет взаимодействия карбоксильной группы салициловой кислоты с различными реагентами. Например, при действии аммиака на метиловый эфир салициловой кислоты остаток метилового спирта заменяется аминогруппой и образуется амид салициловой кислоты – салициламид. Он используется как противоревматическое, противовоспалительное, жаропонижающее средство. В отличие от ацетилсалициловой кислоты салициламид в организме с большим трудом подвергается гидролизу.
Салол – сложный эфир салициловой кислоты с фенолом (фенилсалицилат) обладает дезинфицирующими, антисептическими свойствами и употребляется при заболеваниях кишечника.
Замена в бензельном кольце салициловой кислоты одного из водородных атомов на аминогруппу приводит к парааминосалициловой кислоте (ПАСК), которая используется как противотуберкулезный препарат. Распространенными жаропонижающими и болеутоляющими средствами являются производные фенилметилпиразолона – амидопирин и анальгин. Анальгин обладает небольшой токсичностью и хорошими терапевтическими свойствами.

Противомикробные средства
В 30-х годах 20 века широко распространились сульфаниламидные препараты(название произошло от амида сульфаниловой кислоты). В первую очередь это пара-аминобензолсульфамид, или просто сульфаниламид (белый стрептоцид). Это довольно простое соединение – производное бензола с двумя заместителями – сульфамидной группой и аминогруппой. Он обладает высокой противомикробной активностью. Было синтезировано около 10000 различных его структурных модификаций, но лишь около 30 его производных нашли практическое применение в медицине. Существенный недостаток белого стрептоцида – малая растворимость в воде. Но была получена его натриевая соль – стрептоцид, растворимый в воде и применяющийся для инъекций. Сульгин – это сульфаниламид, у которого один атом водорода сульфамидной группы замещен на остаток гуанидина. Он применяется для лечения кишечных инфекционных заболеваний (дизентерии). С появлением антибиотиков бурное развитие химии сульфаниламидов спало, но полностью вытеснить сульфаниламиды антибиотикам не удалось. Механизм действия сульфаниламидов известен. Для жизнедеятельности многих микроорганизмов необходима пара-аминобензойная кислота. Она входит в состав витамина – фолиевой кислоты, которая для бактерий является фактором роста. Без фолиевой кислоты бактерии не могут размножаться. По своей структуре и размерам сульфаниламид близок к пара- аминобензойной кислоте, что позволяет его молекуле занять место последней в фолиевой кислоте. Когда мы вводим в организм, зараженный бактериями, сульфаниламид, бактерии, “не разобравшись”, начинают синтезировать фолиевую кислоту, используя вместо аминобензойной кислоты стрептоцид. В результате синтезируется “ложная” фолиевая кислота, которая не может работать как фактор роста и развитие бактерий приостанавливается. Так сульфаниламиды “обманывают” микробов.



Рубрика: «Химия вокруг нас»
Пища с точки зрения химика
Минеральные вещества
Минеральные вещества не обладают энергетической ценностью, как белки, жиры и углеводы. Однако без них жизнь человека невозможна. Особенно важна их роль в построении костной ткани. Минеральные вещества участвуют в важнейших обменных процессах организма: водно-солевом и кислотно-щелочном. Многие ферментативные процессы в организме невозможны без участия тех или иных минеральных веществ.
Вы когда-нибудь наблюдали, как малыш увлеченно грызет кусок мела или известняка? Что это означает? Всего лишь то, что ребенок самостоятельно, доступными ему средствами, стремится пополнить в организме недостаток кальция. Обычно минеральные вещества делят на две группы. Первая – состоит из макроэлементов, содержащихся в пище в больших количествах. К ним относят кальций, фосфор, магний, натрий, калий, хлор, серу. Вторая – состоит из микроэлементов, концентрация которых в организме невелика. В эту группу входят железо, цинк, йод, фтор, медь, марганец, кобальт, никель.
Макроэлементы
Кальций непосредственно участвует в самых сложных процессах, например таких, как свертывание крови, поддержание необходимого равновесия между возбуждением и торможением коры головного мозга, расщепление резервного полисахарида – гликогена, поддержание должного кислотно-щелочного равновесия внутри организма и нормальной проницаемости стенок кровеносных сосудов. Кроме того, длительный недостаток кальция в пище нежелательно сказывается на возбудимости сердечной мышцы и ритме сокращений сердца. Рацион взрослого человека должен содержать от 0,8 до 1 г кальция. Больше всего кальция (120 %) содержится в молоке и молочных продуктах, например в сыре около 1000 % (% – это миллиграмм вещества на 100 г продукта, условно принимаемого за 100%). Почти 80% всей потребности в кальции удовлетворяется молочными продуктами. Однако в некоторых растительных продуктах содержатся вещества, уменьшающие всасывание кальция. К их числу относятся фитиновые кислоты в злаковых и щавелевая кислота в щавеле и шпинате. В результате взаимодействия этих кислот с кальцием образуются нерастворимые фитаты и оксалаты кальция (соли фитиновой и щавелевой кислот соответственно), которые затрудняют всасывание и усвоение этого элемента. Пища, богатая жирами, также замедляет усвоение кальция. Среди овощей и фруктов высоким содержанием кальция отличаются фасоль, хрен, зелень петрушки, репчатый лук, урюк и курага, яблоки, сушеные персики, груши, сладкий миндаль. При склонности организма к повышенной свертываемости крови и образованию тромбов в кровеносных сосудах количество продуктов, богатых кальцием, в рационе должно быть снижено.
Фосфор входит в состав фосфопротеидов, фосфолипидов, нуклеиновых кислот. Соединения фосфора принимают участие в важнейших процессах обмена энергии. Аденозинтрифосфорная кислота (АТФ) и креатинфосфат являются аккумуляторами энергии, с их превращениями связаны мышление и умственная деятельность, жизнеобеспеченность организма. Потребность в фосфоре для взрослых составляет 1200 мг в день. Относительно много фосфора содержат, %: рыба – 250, хлеб – 200, мясо – 180, еще больше фасоль – 540, горох – 330, овсяная, перловая и гречневая крупы – 320–350, сыр – 500–600. Основное количество фосфора человек потребляет с молоком и хлебом. Обычно усваивается 50–90% фосфора. Если человек употребляет растительные продукты, то в этом случае фосфора поглощается меньше, поскольку он в значительной части находится там в виде трудно усваиваемой фитиновой кислоты. Для правильного питания важно не только абсолютное содержание фосфора, но и соотношение его с кальцием, которое считается оптимальным для взрослого человека – 1:1,5. При избытке фосфора может происходить выведение кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.
Магний участвует в формировании костей, регуляции работы нервной ткани, обмене углеводов и энергетическом обмене. По данным Института питания РАМН, потребность в магнии для взрослых – 400 мг в день. Почти половина этой нормы удовлетворяется хлебом и крупяными изделиями. В хлебе содержится 85 % магния, овсяной крупе – 116, ячневой – 96, фасоли – 103 %. Из других источников питания следует отметить орехи – 170–230 % и большинство овощей – 10–40 % магния. В молоке и твороге содержится относительно мало магния – 14 и 23 % соответственно. Однако в отличие от растительных продуктов магний находится в них в легко усвояемой форме – в виде цитрата магния (магниевой соли лимонной кислоты). В связи с этим молочные продукты, потребляемые в значительных количествах, являются существенным источником магния для организма человека. При нормальном питании организм, как правило, полностью обеспечивается магнием. Однако следует помнить, что избыток магния снижает усвояемость кальция. Оптимальное соотношение кальция и магния 1:0,5, что обеспечивается обычным подбором пищевых продуктов. При этом следует учитывать, что больше всего магния содержат продукты растительного происхождения, особенно пшеничные отруби, соевая мука, сладкий миндаль, горох, пшеница, абрикосы, белокочанная капуста.
Натрий участвует в образовании желудочного сока, регулирует выделение почками многих продуктов обмена веществ, активирует ряд ферментов слюнных желез и поджелудочной железы, а также более чем на 30% обеспечивает щелочные резервы плазмы крови. Кроме того, ионы натрия способствуют набуханию коллоидов тканей, это задерживает воду в организме. Содержание природного натрия в пищевых продуктах относительно невелико – 15–80 %; его потребляют не более 0,8 г в день. Но обычно взрослый человек «съедает» натрия больше –  4–6 г в день, в том числе около 2,4 г натрия с хлебом и 1–3 г при подсаливании пищи. Основное количество натрия – около 80% – организм получает при поглощении продуктов с добавлением поваренной соли. В древности человек не добавлял соль в пищу. Поваренную соль в питании начали использовать примерно в последние две тысячи лет, сначала как вкусовую приправу, а затем и как консервирующее средство. Однако до сих пор многие народности Африки, Азии и Севера прекрасно обходятся без пищевой соли. Потребность в натрии существует, но она невелика – около 1 г в день и в основном удовлетворяется обычной диетой без добавления пищевой соли (0,8 г в день). Однако потребность в этом макроэлементе существенно возрастает при сильном потоотделении в жарком климате или при больших физических нагрузках. Вместе с тем установлена прямая зависимость между избыточным потреблением натрия и гипертонией. С наличием натрия в организме связывают также способность тканей удерживать воду. В связи с этим избыточное потребление поваренной соли перегружает почки; при этом страдает и сердце. Вот почему при заболеваниях почек и сердца рекомендуется резко ограничить потребление соли. Для большинства людей совершенно безвредно 4 г натрия в день. Другими словами, помимо 0,8 г естественного натрия можно потреблять еще 3,2 г натрия, т. е. 8 г поваренной соли.
Калий – внутриклеточный элемент, регулирующий кислотно-щелочное равновесие крови; участвует в передаче нервных импульсов и активирует работу ряда ферментов. Считается, что калий обладает защитным действием против нежелательного действия избытка натрия и нормализует давление крови. По этой причине в некоторых странах предложено выпускать поваренную соль с добавлением хлорида калия. В большинстве продуктов содержание калия колеблется в пределах 150–170 %. Заметно больше его лишь в бобовых, например в горохе – 870, фасоли – 1100 %. Много калия содержится в картофеле – 570, яблоках и винограде – около 250 %. Ежедневная потребность взрослого человека в калии составляет 2500–5000 мг и удовлетворяется обычным рационом за счет картофеля, которого в нашей стране потребляется относительно много.
Хлор участвует в образовании желудочного сока, формировании плазмы; активирует ряд ферментов. Естественное содержание хлора в пищевых продуктах колеблется в пределах 2–160 %. Рацион без добавления поваренной соли содержал бы около 1,6 г хлора. Основное его количество (до 90%) взрослые получают с поваренной солью. Потребность в хлоре (около 2 г в день) с избытком удовлетворяется обычным рационом, содержащим 7–10 г хлора; из них около 4 г мы получаем с хлебом и 1,5–4,6 г при подсаливании пищи поваренной солью. Малосоленая пища рекомендуется при ревматизме, гнойных процессах в легких, ожирении, сахарном диабете, аллергических состояниях, переломах костей и, как уже отмечалось, заболеваниях сердечно-сосудистой системы и почек. Кроме того, малосоленая пища полезна при заболеваниях поджелудочной железы, печени и желчевыводящих путей, некоторых болезнях желудка, а также в тех случаях, когда в лечебно-профилактических целях назначаются гормональные препараты.
Сера в организме человека – непременная составная часть клеток, ферментов, гормонов, в частности инсулина, вырабатываемого поджелудочной железой, и серосодержащих аминокислот. Довольно много ее в нервной, соединительной и костной тканях. Считается, что суточный пищевой рацион взрослого здорового человека должен содержать 4–5 г серы. Такое ее количество обычно обеспечивает правильно организованное питание, которое включает мясо, куриное яйцо, овсяную и гречневую крупы, хлебобулочные изделия, молоко, сыры, бобовые и капусту.
Примечание. Продолжение статьи читайте в следующем номере Журнала.

Рубрика: «Химия – сестра логики»
Кроссворд «Теория электролитической диссоциации»
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
1. Вещества, которые в расплаве или в водном растворе не распадаются на ионы и не проводят электрический ток. К неэлектролитам относится большинство органических соединений, вещества, в молекулах которых имеются ковалентные неполярные связи.
2. Вещества, которые в водном растворе лишь частично диссоциируют на ионы. В растворах слабых электролитов непрерывно протекают процессы распада молекул на ионы и объединение ионов в молекулы.
3. Отрицательно заряженные ионы.
4. Полный или частичный распад молекул растворённого вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем. Обусловливает ионную проводимость растворов электролитов. Диссоциация является обратимым процессом.
5. Отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу растворённых молекул.
6. Положительно заряженные ионы.
7. Жидкие твёрдые вещества, в которых в сколько-нибудь заметных концентрациях присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.
8. Электрически заряженные частицы, образующиеся из атомов (молекулы) в результате потери или присоединения одного или нескольких электронов. Соли, молекулы кислот и оснований в водном растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы – ионы.
9. Вещества, которые при растворении в воде полностью или почти полностью диссоциируют на ионы. В растворах сильных электролитов преобладает процесс распада веществ на ионы. К сильным электролитам относятся соли, многие минеральные кислоты, основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Рубрика «Поэтическая страница»
Электролитическая диссоциация 
Истина всегда проста:  Щелочь, соль и кислота  Пропускают ток всегда,  Если их раствор – вода.  Почему же кислород,  Спирт, глюкоза и азот,  Растворенные в воде,  Не пропустят ток нигде?  Потому что вещества –  Неживые существа,  И зависят свойства их,  Сложных и совсем простых,  От строения частиц,  Микромира без границ.  А раствор, где ток бурлит,  Назван был электролит.
* * *
Связь химическую тут  В честь ионов назовут,  Как положено, ионной.  Ток не любит жизни сонной.  Любит он, хитрец коварный,  Где силен союз полярный.  Например, хлор–водород.  Связь полярна, ковалентна,  Но приходит свой черед  Для удачного момента,  И разрушена вся связь.  Это водные ионы,  Презирая все законы,  Как бы в шутку и резвясь,  Разорвали все на части,  И пошел, пошел распад  На ионы разной масти,  Разных знаков, говорят.
* * * Ни к чему овации  Для диссоциации.  Так процесс был назван тот,  Где распад произойдет.

Посвящается Д. И. Менделееву  Всему присущ порядок и закон,
Какой бы не пришлось касаться темы.  Коснемся химии, и тут уж не резон не знать периодической системы.  Как просто все! Казалось бы во сне открытья совершать, куда уж проще!  И символы откуда-то извне на белого листа ложатся площадь.  Всем кажется, что все само собой.  И все молчат, а жизнь взирает немо,  Как двадцать лет повязан был судьбой ум человека и его проблема!  Как фонари, пронзающие тьму, слова и мысли долго пламенели.  И тайной, неизвестной никому, проникся в озаренье Менделеев!!! 


Рубрика: «Страница отзывов и предложений»

Уважаемые читатели этого Журнала, на этой странице Вы можете оставлять свои отзывы и предложения
1.


2.


3.


4.


5.


6.


7.


8.


9.


10.







В создании Журнала принимали участие

Директор Журнала: Рогожина Надежда Александровна – учитель химии

Редактор Журнала: Довнар Алексей


Вниманию читателей!!!

1.Уважаемые читатели этого Журнала, огромная просьба при пользовании журналом обращаться с ним бережно. Помните, что помимо Вас будут пользоваться и другие читатели данным Журналом.
2. При заполнении страницы отзывы и предложения, просьба, указывать свои имя и фамилию, если эту страницу заполняет взрослый человек, то имя, отчество и фамилию. В последующих номерах нашего Журнала мы будем публиковать ваши отзывы и предложения.
3. Создатели Журнала просят прощения у читателей за то, что не были выпущены все номера Журнала по техническим причинам редакции.

С уважением, Создатели Журнала









13PAGE 15


13PAGE 142215




Заголовок 1 Заголовок 315

Приложенные файлы


Добавить комментарий