Beautiful Mind

Доказано е, че с помоща на мнемотехниката( специални техники за запаметяване) могат да се постигнат значителни резултати в повишаването продуктивността на паметта.Необходимо е да се напомни и за научните методи за повишаване скоростта на четене.Проведените изследвания с повече от 2000 лица показа ,че с помоща на подобни методи скоростта на четене може да се повиши средно с 300% a , използвайки мнемотехниката повишавате възможността си да запаметявате със 100%.Ако ние се намираме на предела на нашите духовни сили,то работата съвсем не е в това,че сме стигнали границата на своите възможности-просто тези възможности не са реализирани напълно.В научната организация на нашата умствена и особено творческа дейност,ние днес едва започваме да се доближаваме. Който се интересува за методите за развитието на паметта и иска да научи или помогне в превеждането на нови статии , за развитието на паметта може да ми пише на naka_mavrodiev@abv.bg И за да не си мислите , че пиша глупости , мога да се похваля с резултатите си : мога да запомня в правилна последователност 30 цифри и 20 напълно нелогично свързани думи ( а реално ученическите нормативи са далеч по-големи)!!!

Браво Ванка .Реалистично си изложил идеите си, информацията,която предоставяш е много полезна .Чакаме следващия ти труд. Твой приятел и колега : А.М.

За еволюционната измама http://www.evolutsionataizmama.com/

Руска енциклопедия предоставяща много лубопитна информация за тази област от човешкия живот http://www.sexrecord.ru/folder.php?id=2

Всичко за ЯПОНИЯ http://www.japantoday.ru/ (Ру)

http://www.helpos.com/archive/browse_geogr.html

или това http://www.libsu.uni-sofia.bg/e-texts.html

Моя е от филма с Ръсел Кроу "Красив Ум".Използвам ника не защото се запалих много по филма, а защото съм почитател на идеите от Ренесана -" Здрав дух в здраво тяло".Опитвам се да поддържам физическо и интелектуално равноевсие, защото не съм привържаник на тезата ,че умните,можещите.продуктивните, интелигентни хора , са с големи глави, диоптри и с тяло на шахматист..

http://www.englishforeveryone.hit.bg/ Интернет уроци по Английски език

Ти лично с какви проблеми се зблъскваш ,относно лечението на болестта. Колко пъти ходиш за да ти филтрират кръвта?Плащаш ли нещо за лечението.

ДА ! ХЕМОФИЯЛИЯТА е генвтично заболяване което се предава ,чрез X-хромозомата от майката на нейните синове. Само тези от тях които унаследяват рецесивния алел на гена отговарящ за заболяването хемофилия заболяват от него. Разказвай!

Работата на социалния работник при лице с алалия трябва да се провежда над всички нейни страни: 1.Корекционната работа трябва да започне възможно най-рано. Работа с детето е нужно да се започне при поява на първи признаци на изоставане в неговото речево развитие 2. Създаване на благоприятни за развитието на речта на детето условия . Преди всичко е необходимо да се премахнат възможните травмиращи въздействия на околната среда . Основно правило в подхода към детето , със сериозни нарушения на речта , се състои в следното : към него е нужно да се отнася като към здраво , за нищо да не се отделя от средата с другите деца . В никакъв случай не трябва да се допускат в негово присъствие разговори за речевото нарушение , което има . Главно , за да се чувства детето спокойно и да бъде най-вече в добро настроение , да не капризничи , да не упорства , трябва в началото у него да не се формират негативни форми на поведение , които по-късно да са трудни за преодоляване 3. Проверка на основните закономерности в развитието на речта в хода на нормалната онтогенеза . Нужно е старателно да се породят у безречевото дете най-напред тези речеви реакции , които се появяват най-рано от всичко у нормално развиващите се деца . И в хода на всяка по-нататъшна работа е важно строго да се следва следният принцип - отначало да се възпитава това , което е характерно за най-ранния стадий от речевото развитие на детето . Така стъпка по стъпка , макар и в съкратен вид, следва да се мине пътя за изграждане на речта на нейните най-ранни етапи . 4. Едновременна работа над речта с предметно-практическа и игрова дейност на детето. Трябва в присъствието на детето социалният работник да разговаря с играчките , с домашни животни. Съвсем в началото това ще бъдат почти нечленоразделни звуци – тук главното е, че в неговото разбиране това е разговор, речево общуване. По – нататък тези елементи на речта постепенно ще се уточняват, усложняват и усъвършенстват на основата на подражание и постепенно включване на специални упражнения. играта предизвиква у детето най – много силни потребности от общуване, така както входа на играта често е необходимо да се попита за нещо, да се каже нещо. Освен това, играта, като правило, създава у детето положително емоционален фон, което е особено важно при работата над речта. 5. Използване в работата над речта на възможно повече анализатора: двигателен, слухов, зрителен, осезателен. На колкото по-голям брой органи е възбудена чувствителността, толкова по-леко ще бъде на неговорящите деца да овладеят думи – понятия. 6. Строго индивидуален подход към всяко дете. . В процеса на общуване с детето се проверява нивото на неговото речево развитие, състоянието на емоционално – волевата сфера, характеровите особености, условията на живот в семейството, отношението на родителите към детето и към неговото речево нарушение, а също и отношението на самото дете към своя речеви недостатък и т.н. Непосредственото съдържание на работата над речта при моторна алалия се определят най-напред не от възрастта на детето, а от нивото на неговото речево развитие. На първото ниво на недоразвитие на речта, характеризиращо се с нейното пълно отсъствие, една от първите задачи се явява преодоляване на речевия негативизъм (отрицателно отношение на детето към самия процес на общуване чрез реч) и развитие на речева активност По-късно преминава към заучаване на кратки и достъпни за произношение названия на предмети и действия с постепенно въвеждане на тези названия в активния речник на детето.По-малко в неговата реч започват да се появяват и самостоятелно усвоени думи. Детето трябва да се хвали и поощрява. Особено внимание се отделя на заучаването на кратки фрази,необходими за всекидневното речево общуване. Предприемане и първи опити да се използва формата на реч-отговаряне на въпроси.Тук е важно преди всичко да се научи детето да се вслушва във въпроса и да разбере,че на всеки въпрос е длъжен да дава отговор.Отначало това може да бъде отговор във форма на жест или кимване на глава,след това отговор с една дума и накрая пълен отговор на въпроса. Отчитайки крайната бедност на речниковия запас на детето,занятията е необходимо да се построят така че да не страда от отсъствието на нужните думи. На второто ниво на речево недоразвитие,когато детето владее вече някакъв запас от изражения по своя структура на думите,но аграматична реч,задачите съществено се променят и свеждат до следното: 1.Продължаване вече на започнатата работа по обогатяване и уточняване на речника,по усъвършенстване на звуко-сричковата структура на думите. 2.Работа по формиране на граматически системи,направле-ния за преодоляване на аграматизма. 3.Корекция на звукопроизношението. 4.Работа над развитие на свързана реч. При работа над обогатяване речниковия запас на детето, е важно да се въведе в неговия активен речник всички части на речта, но основно внимание трябва да бъде отделено на глаголите. За тази категория деца е характерна голяма бедност на глаголния речник,с което до голяма степен се обяснява и трудността при овладяване на фразова реч. При запознаване на детето с нови думи, отначало се иска от него да покаже съответстващия предмет или действие, което позволява да се убедим в разбирането на техните значения.После му предлагаме да повтори названието на предмета (действие,признак) и накрая да го назове самостоятелно. Работата над граматическият строеж на речта,на която при второто ниво на речево недоразвитие се отделя особено голямо внимание,провежда се паралелно с обогатяване на речника и овладяване от детето на фразова реч.На него,естествено,не му се дават никакви сведения по граматика-той чисто практически се запознава с най-често срещаните способи за словообразуване и изменение и се старае да научи да ги използва в собствената реч.Отначало е необходимо да се добие разбиране от детето на граматическите форми и свързване между думите в изречения.Може да се започне с разграничение на единствено и множествено число на съществителни имена и глаголи. След усвояване на някои граматически форми на ниво на отделните думи и словосъчетания,необходимо е по-късно да се помогне на детето да осъзнае смисловото свързване между думите в изречение-само след това то ще може да построява изречения самостоятелно,опирайки се на вече усвоени образци. Работата над преодоляване на аграматизма в речта на детето с алалия обикновено продължава няколко години и са необходими системност,настойчивост и търпение. Работата над свързаната реч е нужно да започне с подбуждане на детето към такава реч,с формиране у него на вътрешни мотиви за изказване,желание да разкаже нещо на възрастния. На третото ниво на недоразвитие на речта се доработва само това, което е останало недостатъчно усвоено. Деца със сравнително леко изразено недоразвитие на речта могат да се обучават в общообразователно училище при условие паралелно да посещават занятията при училищния логопед и системна помощ от страна на родителите.Такава всекидневна помощ от страна на родителите е необходима и във всички други случаи,независимо от това,в какъв тип специално учреждение се провежда логопедическата работа.

Кво става Живко....?

СНДРОМ НА ПАТАУ 1. Определение. Децата с този синдром вместо 2 имат 3 хромозоми 13 . 2. Честота. Честотата на това генетично заболяване се движи м/у 1:5000 и 1:10000 новородени. В 75% от случаите става въпрос за неразделяне на 13 хромозоми по време на мейозата - образуването на яйцеклетката и сперматозоидите. 3. Клиника. За синдрома на Патау е характерно наличието на заешка уста и вълча паст, сплескан нос, лошо моделирани и ниско разположени уши, язви и некрози по кожата на главата, полидактилия (повече от 5 пръста), крипторхизъм - липса на тестиси в тестикуларната торбичка, вродени криви крачета, четирипръстна бразда на ръката - маймунска бразда. В 90% от случаите са налице тежки органни аномалии: Аномали на централна нервна система Сърдечни аномалии Аномалии на пикочо - половата система Тежко изоставане в психомоторното развитие 4. Лечение и прогноза. Прогнозата е лоша - 90% от децата умират до 1 год., а 100% до 3 год. 5. Генетичен риск. Свободната ненаследствена форма зависи от възраста на майката. Наследствената транслокационна форма има следния генетичен риск: при транслокация 13 върху 13 е 100%, а при транслокация на 13 хромозома върху всяка друга е 33%. СИНДРОМ НА ЕДУАРД 1. Определение. Децата с този синдром вместо 2 имат 3 хромозоми 18. 2. Честота и етиология. Честотата на този синдром е м/у 1:8000 и 1: 10000 новородени, като в почти 100% от случаите се касае за свобдна тризомия, т.е. ненаследствената форма. Причината е неразделяне на 18 хромозоми по време на мейозата. Съотношението момичета: момчета е 5:1. 3. Клиника. Децата с този синдром имат характерен лицев дисморфизъм: триъгълно лице, малка долна челюст, голямо чело, малък нос, лошо моделирани и ниско разположени уши. Налице е често полидактилия и аномалии на вътрешните органи: сърце, бъбреци, централна нервна система (агенезия на корпус калозум). Има също така и тежко изоставане в психомоторното равитие. 4. Лечение и прогноза. Прогнозата на този синдром е лоша - 90% от децата умират до 1 год., а 100% до 3 год. 5. Генетичен риск. Тъй като ненаследствените форми са почти 100%, то риска за второ дете в сем. със синдром на Едуард е равен на популациония - 1:10000 новородени или 0,0001%. СИНДРОМ НА ТЪРНЪР 1. Определение. Заболелите от този синдром са само момичета. При тях вместо 2 Х хромозоми има само 1. В 75% от случаите става въпрос за загуба на бащината У хромозома по време на мейозата. 2. Честота. Заболяването се среща с честота 1:2000 новородени. 3. Форми. Ако загубата стане по време на мейозата се получава пълна форма на синдрома, а ако е по време на митозата - непълна форма. 4. Клиника. Болните момичета имат 2 водещи симптома: първична аменорея или липса на мензес и стерилитет, налице са също така недоразвити вторична полови белези, изостават във физическото си развитие - нисък ръст и костната възраст не отговаря на календарната. Умственото развитие е нормално. Има лицев дисморфизъм - къса шия с кожна гънка на врта - заради това тези деца ги наричат малки сфинксчета, хипертелоризъм - голямо междуочно разстояние. Ранна проява на заболяването още в периода на новороденото е лимфедема - оток на гърба на стъпалата. 5. Лечение. Ниският ръст се лекува със системно приложение на растежен хормон, а за развитието на вторични полови белези се използват полови хормони. 6. Генетичен риск. Тъй като в над 80% от случаите става въпрос за ненаследствена форма то рискът е равен на популациония 1:2000, т.е. 0.0005% новородени момичета. СИНДРОМ НА ДАУН 1. Определение. Децата с този синдром вместо 2 имат 3 хромозоми 21. 2. Честота. Средната честота на този синдром е 1:700, но с напредване на възраста на майката се увеличава и честотата. При майки на 35 години тя е1:100, а след 45 години е 1 : 50, след 50 год. Е 1 : 15 новродени. 3. Етиология. В 95% от случаите се касае за неразделяне на 21 хромозоми по време на мейозата. В 80% от случаите се касае за предшественици на яйцеклетката. 4. Форми. Има 2 форми на заболяването свободна и транслокационна. Послледната е наследствена. 5. Клиника. Синдрома на Даун има характерен външен вид : малка обиколка на главата, косо разположени очни цепки - монгололоиден тип, малък нос и малки уши, отворена уста с изплезен език, къса шия, голям и отпуснат корем - жабешки корем, четирипръстна бразда на ръката - маймунска бразда. Тези деца са с тежко умствено изоставане IQ 50%. В 50% от случаите има вроден сърдечен порок. 6. Лечение. Трябва да се използват специални възпитателни програми, за да могат децата с този синдром да се адаптират в обществото и семеиството. 7. Прогноза и генетичен риск. 25% от децата умират до 1 год., 50% до 5 год., като само 10% достигат до 40 год. Генетичния риск при свободната форма зависи от възраста на майката. При наследствената или транслокационна форма, зависи от вида на транслокациата: при транслокация 21 върху 21 рискът за следващата бременност е 100%, а при транслокаци 21 върху всяка друга хромозома е 33%. ФЕНИЛКЕТОНУРИЯ 1. Определение. Това заболяване се унаследява автозомно-рецесивно, т. е. При двама здрави хетерозиготни родители рискът е 25% за всяка бременност. Фенилкетонурията е вродено заболяване на обмяната на веществата. 2. Етиология и патогенеза. При това заболяване е налице синтез на дефектен ензим или липса на фенилаланинхидроксилаза, ензим превръщаш фенилаланина в тирозин. В резултат на ниското ниво на тирозина и натрупването на фенилпирогроздена, фенилоцетна, фенилмлечна киселина се развива клиничната картина. Честотата на заболяването е 1:10000. 3. Клиника. При това вродено заболяване има светъл период от 1 до няколко месеца, при които става натрупване на токсичните метаболити увреждащи мозъка. Началото е нехарактерно - започва към 2 месец с гърчова симптоматика, странна миризма на новороденото, кожни промени, тежко психомоторно изоставане. 4. Лечение. Използва се диетолечението с невероятен положителен ефект. То е напълно успешно ако се започне веднага след раждането. От храната се отстраняват всички богати на белтъци храни. За хранене се използват изкуственеи храни бедни на фенилаланин. Диетата продължава до 14 год. , но е задължителна и при бременност. 5. Прогноза. При диетично лечение прогнозата е ДОБРА, а при липса на такова е ЛОША. 6. Профилактика. Използва се теста на Гътри за масов скрининг, които се прилага на 3-5 ден от периода на новороденото. 7. Генетичен риск. Ако и двамата родители са хетерозиготи то риска е 25% за всяка следваща бременност. ПОЛИГЕННИ БОЛЕСТИ 1. Определение. Група наследствени заболявания, за предаването на които са отговорни не един, а няколко гена. От полигенни заболявания боледуват 25% от хората. Най- широко разпространени полигенни болести са заболяванията на сърдечно - съдовата система: хипертония, ИБС, вродени сърдечни малформации. Към тази група спадат също диабетът и шизофренията. Полигенните болести се наричат още фамилни, т.к. се срещат много по-често в определени фамилии отколкото в популацията. 2. Етиология и патогенеза. За унаследяването им е необходимо определено количество - брой гени от групата гени отговорни за дадената болест, т.нар. \"праг\". Тъй като броят унаследени гени е различен то и клиниката на заболяването е различно изразена. 3. Генетичен риск. Рискът се установява емпирично, намалява при намаляване степента на родство и обратното, той нараства при вече родено болно дете в семейството. Синдром на Марфан Синдромът за първи път е описан от френския педиатър Марфан. Представлява наследствено обусловена непълноценност на съединителната тъкан. Проявява се с поражения на опорно-двигателната система; очите; сърдечно-съдовата система. Заболяването се предава по автозомно-доминантен път. Двата пола се засягат еднакво често. Основното поражение е на съставката колаген на съединителната тъкан. Децата много приличат на птица: птиче лице; деформация на ушните миди; високо небце. Понякога може да има вълча паст. Гръдният кош е с клиновидна форма. Често се наблюдава изкривяване на гръбначния стълб и плоскостъпие. Очните поражения са късогледство и далекогледство. Може да има вродена катаракта или така наречената луксация на лещата. Често се среща повишена потливост; мрамориран кожен рисунък; посиняване на пръстите на ръцете. Най-сериозното усложнение на синдрома е аортната аневризма. Именно това е и най-честата причина за смърт при тези пациенти. Интелектът при синдрома на Марфан е запазен. Лечението е симптоматично ВРОДЕН АЛКОХОЛЕН СИНДРОМ 1. Определение. Става въпрос за деца на майки алкохолички. Честотата на синдрома е 50% при бременни консумирали алкохол по време на бременността. Популационната честота е различна за различните страни: в Южна Америка и Русия е най - висока, а за Европа е 1: 500 до 1:1000 за отделните страни. 2. Етиология. Алкохолът преминава безпрепятствено плацентарната и кръвно-мозъчната бариера и оказва директно токсично действие върху мозъка и черния дроб на плода. Черният дроб на плода е незрял и функционира непълноценно, ето защо алкохолът е 10 пъти по-токсичен за плода отколкото за майката, т.е. съвсем простичко казано, ако майката изпие 1 чаша вино, то плода е поел 10. 3. Клиника. Тези деца изостават в развитието си още интраутробно. Раждат се с ниско тегло и нисък ръст, микроцефалия, изоставане в психомоторното развитие. Черният дроб има фиброзни изменения, наблюдава се лицев дисморфизъм. 4. Лечение и профилактика. Лечение няма. Необходимо е пълно въздържание от алкохол по време на бременността. ГЕНЕТИЧНИ БОЛЕСТИ ПРИ ДЕЦАТА 1. Определение. От това заболяване боледуват само момчета. В техният кариотип вместо 1 Х хромозома има 2. Причината е най-често неразделяне на Х хромозомите по време на мейозата. 2. Честота. 1:1000 новородени момчета. 3. Форми. Има две форми на заболяването: пълна и мозаечна т.е. неразделянето на Х хромозомите е станало по време съответно на мейозата или митозата. 4. Клиника. Основен симптом е мъжкият стерилитет - резултат на аспермия. При нормални външни полови органи има много тежки морфологични изменения в тестисите. Тези пациенти са с висок ръст, евнухоидни пропорции, тесни рамене с широк таз, дълги ръце, гинекомастия, слабо окосмяване. Пациентите са с нормално психическо развитие. 5. Лечение. Провежда се с тестостерон за развитие на вторични полови белези. 6. Генетичен риск. В 75% от случаите става въпрос за ненаследствени форми и рискът е равен на популационния 1: 1000 новородени момчета или 0.001%.

Христо Стоичков е български футболист и треньор, един от най-известните българи по света. Роден е на 8 февруари 1966 г. в Пловдив. На Световното първенство през 1994 г. в САЩ печели голмайсторския приз, вкарвайки шест гола. През същата година печели престижната футболна награда Златна топка. В националния отбор на България има 83 мача и 37 гола. Състезателна кариера Кариерата на Христо Стоичков като футболист: Хеброс (Харманли) 1982-1984; 32 мача, 14 гола ЦСКА (София) 1985–1990, 1998; 168 мача 104 гола Барселона (Испания) 1990–1995, 1996-1998; 252 мача 117 гола Парма (Италия) 1995-1996; 30 мача 7 гола Ал Насър (Саудитска Арабия) 1998; 2 мача 1 гол Кашива Рейсол (Япония) 1998-1999; 28 мача 13 гола Чикаго Файър (САЩ) 2000, 2001; 51 мача 17 гола Ди Си Юнайтед (САЩ) 2002-2003; 21 мача 5 гола Успехи С ЦСКА Титла на България — 3 Купа на България — 4 Суперкупа на България — 1 Голмайстор на България 1989 г. — 23 гола 1990 г. — 38 гола КНК 1989 г. — Полуфинал 1989 г. — Голмайстор със 7 гола 1990 г. — „Златна обувка“ на „Франс футбол“ — 38 гола С ФК Барселона Титла на Испания — 4 КЕШ — 1 Суперкупа на Европа — 1 Суперкупа на Испания — 4 С Парма 1995 — Купа на Италия С Ал Насър КНК на Азия С Чикаго Файър Купа на САЩ — 1 Индивидуални награди 1989 г. — Футболист номер 1 на България 1990 г. — „Златна обувка“ (Голмайстор на Европа) 1990 г. — Футболист номер 1 на България 1991 г. — Футболист номер 1 на България 1992 г. — „Сребърна топка“ на Франс футбол 1992 г. — „Златен онз“ на „Онз Мондиал“ 1992 г. — Футболист номер 1 на България 1994 г. — „Златна топка“ на Франс футбол 1994 г. — Голмайстор на СП САЩ'94 с шест гола 1994 г. — „Сребърен онз“ на Онз Мондиал 1994 г. — „Бронзова топка“ за играч от СП САЩ'94 1994 г. — Спортист номер 1 на Балканите 1994 г. — Спортист номер 1 на България 1994 г. — Футболист номер 1 на България Треньорска кариера На 15 юли 2004 г. Христо Стоичков е назначен за национален селекционер на България. На 17 ноември 2004 г. България завърши 0:0 с Азербайджан в контрола, играна в Баку. На 29 ноември 2004 г. България завърши 1:1 с Египет в контрола, играна в Кайро. На 28 декември 2004 г. България победи с 2:1 сборен отбор на испанската област Валенсиана в контрола, играна на стадион "Местая". На 9 Февруари 2005 г. националите завършиха 0:0 със Сърбия и Черна гора в контрола, играна в София. На 27 март 2005 г. България загуби с 0:3 от Швеция в София, а на 1 април завърши 1:1 с Унгария в Будапеща, като Петер Райш изравни в 90-ата минута.

Към тема 11 ТЕРМОХИМИЯ Протичането на всяка химична реакция е свързано, от една страна с превръщане на веществата и, от друга страна - с поглъщане или освобождаване на енергия (под форма на топлина или светлина, електрична, звукова енергия и др.). Превръщането на веществата се извършва в съответствие със закона за запазване масата на веществата. Познаването на топлинните ефекти на химичните процеси е извънредно важно, тъй като от тях зависят условията за реализиране на процесите, конструиране на реакционната апаратура, разходът на енергия и пр. Част от химичните процеси се провеждат , за да се използва енергията , която се отделя при тяхното протичане. Разделът от химията, който изучава топлинните ефекти на химичните процеси се нарича термохимия. I. ТОПЛИННИ ЕФЕКТИ НА ХИМИЧНИТЕ РЕАКЦИИ Eнергетичните промени при химичните процеси могат да се изразят с топлинния ефект на химичната реакция. Количеството топлина, което се отделя или поглъща при протичането на една химична реакция се нарича топлинен ефект на реакцията. Топлинният ефект се бележи с Q и се измерва в килоджаули (kJ). В термохимията химичните процеси се описват с термохимични уравнения. За разлика от обикновените химични уравнения, те включват и топлината на процесите: С(тв) + О2(г) = СО2(г) + Q N2(г) + О2(г) = 2NO(г)  Q Тъй като топлинният ефект на реакцията зависи от агрегатното състояние и от вида на алотропната форма на веществата, в термохимичните уравнения, след формулите на веществата, като индекс се отбелязва: (г) - газ; (т) - течност; (тв) - твърдо вещество; (аq) - воден разтвор и т.н. Химични реакции, които се извършват с отделяне на топлина се наричат екзотермични. Те имат положителен топлинен ефект ( +Q). Например образуването на СО2 от въглерод и кислород е екзотермичен процес, защото се извършва с отделяне на топлина в околната среда. Друг пример за екзотермичен процес е образуването на водород и кислирод: Н2(г) + ½ О2(г)  Н2О(г) + 242.5 kJ Химичните реакции, които се извършват с поглъщане на топлина се наричат ендотермични. Те имат отрицателен топлинен ефект ( Q). Пример за ендотермична реакция е образуването на азотен оксид от азот и кислород: 1/2N2(г) + ½ О2(г)  NO(г) - 90.4 kJ Промяната на енергията на системата (съвкупност от тела, които си взаимодействат и образуват едно цяло) при протичането на екзотермична и на ендотермична реакция в общ вид са изразени на следващите фигури: продукти E изходни отделя се Е на вещества топлина реакцията (+Q) поглъща се топлина продукти изходни (-Q) на вещества реакцията реакционен път реакционен път Когато топлинният ефект на реакцията е положителен (т.е. при екзотермични реакции), общата енергия на системата намалява. Продуктите на екзотермичните реакции са по-бедни на енергия от изходните вещества и следователно - по-стабилни. В зависимост от вида на химичната реакция (химичен синтез, горене, неутрализация) се говори за топлина на образуване, топлина на изгаряне, топлина на неутрализация и т.н. Топлина на образуване е количеството топлина, която съпътства образуването на 1 mol химично съединение от съответните стабилни прости вещества при определени условия: to = 25 oC, p = 1.105 Pa . Изразява се в kJ/mol . Това трябва да се има предвид при писане на термохимичните уравнения. Например: 1/2 N2(г) + ½ О2(г) = NO(г)  90.4 kJ N2(г) + О2(г) = 2NO(г)  180.8 kJ Топлините на образуване на простите вещества се приемат за нула. Когато химичният елемент съществува в няколко алотропни форми, нулева стойност на топлина на образуване има само стабилната му при обикновени условия форма. Топлина на изгаряне е количеството топлина, което се отделя или поглъща при изгарянето на 1mol вещество в кислородна среда, при което се получават висшите оксиди на съставящите го елементи. За практиката е важно да се познават топлините на изгаряне на основните за човека енергийни източници - храни и горива (дървесина, въглища, бензин, хляб, мляко, яйца и пр.). По стойността на топлините на изгаряне се съди за калоричността на храните и горивата. При това за горивата топлината на изгаряне се измерва спрямо 1 kg (g) твърдо (или течно) гориво или 1m3 газообразно гориво, а за храните - спрямо 1 g. ЗАКОНИ В ТЕРМОХИМИЯТА Основен закон в термохимията е законът на руския химик Хес. Той гласи: Топлинният ефект на една химична реакция при дадени условия зависи само от началното и от крайното състояние, но не и от междинните етапи на реакцията. Например: получаването на СО2 може да се извърши по два пътя:  чрез пряко изгаряне на С до СО2 в кислородна среда (1)  като се премине през СО (2) (1) C + O2 = CO2 + Q3 CO ( 2) C + 1/2O2 = CO + Q1 Q1 Q2 CO + 1/2O2 = CO2 + Q2 C CO2 Q3 Според закона на Хес топлинният ефект на директното получаване на СО2 ще бъде равен на сумата от топлинните ефекти на двата междинни етапа, т.е. Q3 = Q1 + Q2 Този закон позволява да се намери топлинния ефект на коя и да е междинна реакция, ако са познати топлинните ефекти на другите междинни реакции и на сумарната реакция. В посочения пример може непосредствено да се измери топлинния ефект (топлината) на образуването на СО2 (Q3) и на окислението на СО до СО2 (Q2). Следователно топлината на образуването на СО (Q1) , която не се определя експериментално, може да се изчисли съгласно закона на Хес по уравнението: Q1 = Q3 - Q2 От закона на Хес може да се изведе важно следствие, което разкрива връзката между топлинния ефект на една реакция и топлината на образуване на изходните вещества и на продуктите на реакцията. То гласи: Топлинният ефект на една химична реакция е равен на сумата от топлините на образуване на продуктите на реакцията минус сумата от топлините на образуване на изходните вещества, като се има предвид броя на моловете с които те участват. Например: нека да се намери топлинният ефект на реакцията: NH3(г) + HCl(г)  NH4Cl(тв) + Q ако се знае, че топлината на образуване на HCl е q1 , на амоняка - q2 , а на амониевия хлорид NH4Cl - q3. Топлините на образуване обикновено се записват под формулите на съединенията в термохимичните равенства: NH3(г) + HCl(г)  NH4Cl(тв) + Q q2 q1 q3 Съгласно следствието от закона на Хес : Q = q3  (q2 + q1). По-сложен пример: нека се намери топлинния ефект на реакцията на пържене на пирита до серен диоксид при производството на сярна киселина: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 + Q q1 q2 q3 Съгласно следствието от закона на Хес : Q = 2.q2 + 8.q3  4.q1 . Топлината на образуване на простото вещество кислород О2 е нула и не участва в пресмятането на топлинния ефект. По своята същност законът на Хес е следствие от закона за запазване на енергията, приложен към химичните реакции. Ако енергията, която се отделя при протичането на една и съща реакция по различни пътища е различен, би било възможно чрез провеждане на процеса по единия реакционен път и връщането му по другия да се печели енергия, т.е. би се печелило енергия от нищо, което е невъзможно. Следователно енергетичните промени при химичните реакции протичат в съответствие със закона за запазване на енергията. III. ПОСОКА НА ХИМИЧНИТЕ ПРОЦЕСИ Законът за запазване на енергията дава възможност за съставяне на енергетичните баланси на химичните процеси, но не дава данни за посоката , в която те могат да протичат. От най-общи съображения, най-устойчиви са тези съединения, които се получават в резултат на реакция с най-висок топлинен ефект.Следователно може да се очаква химичните реакции да се извършват само в тази посока, при която се отделя топлина. Или: по-вероятна е екзотермичната реакция, водеща до реакционни продукти с по-ниска енергия, в сравнение с енергията на изходните вещества. Тези съображения са залегнали в принципа на френския химик Бертло, който заедно с англичанина Томсън през 1867 г. формулира като критерий за протичане на даден процес топлината на реакцията : “Химичната реакция протича в посока, при която се отделя топлина”. Действително голяма част от процесите, които се наблюдават и протичат в природата са екзотермични - горенето , гниенето и пр. Съвсем скоро след утвърждаването на този критерий се оказало, че и голям брой ендотермични реакции също могат да протичат спонтанно. Напр. процесът на разлагане на варовика е ендотермичен: to > 900oC СаСО3(тв)  СаО(тв) + СО2(г)  Q Следователно енергетичният критерий не е в състояние винаги да послужи за точно предсказване на посоката, в която протичат химичните процеси. Към края на 19 век учените достигат до извода, че в една система протичат такива процеси, при които от едно по-малко вероятно се преминава към едно по-вероятно състояние. В общия случай преценката за по-вероятното от две състояния е трудна, тъй като трябва да се отчитат много фактори. За илюстрация ще се даде следния прост пример: Нека да се представи схематично автомобилна писта, върху която се движат състезателни автомобили. Във взаимното разположение между отделните автомобили има различни възможности: състояние (1), при което автомобилите са на равно разстояние един от друг, т.е. те са подредени , или състояния (2) , (3) и т.н., при които разстоянията между автомобилите са различни. Естествено че състояние (1), което е едно единствено е много малко вероятно в сравнение с останалите състояния на неподреденост, които са безброй много. по-вероятно 1 2 3 по-малко вероятно В такъв случай критерият за определяне посоката на процесите може да се каже така: В една система протичат такива процеси, при които от едно по-подредено състояние се преминава към едно по-неподредено състояние. Например ако смесим два газа (аргон и хелий), които се намират в два отделни съда свързани с кран, процесът ще продължи докато газовете се разпределят в целия обем определен от двата съда. Този процес протича самоволно (спонтанно), докато обратният - връщането на газовете в изходните съдове не може да се осъществи от само себе си - спонтанно. Както енергетичният, така и този критерий не е абсолютен. Съществуват процеси на самоволно преминаване от по-безпорядъчно към по-подредено състояние - например процеса на кристализация, на втечняване и др. Тези процеси обаче са екзотермични. При едновременното действие на двата фактора съществуват следните възможни варианти: 1. Процесът е екзотермичен и системата преминава към по-неподредено състояние. Такъв процес протича самоволно, тъй като и двата фактора действат в благоприятна посока. 2. Процесът е ендотермичен и води до преминаване в по-подредено състояние. Такъв процес не може да протече спонтанно, тъй като и двата фактора действат неблагоприятно. 3. Процесът е ендотермичен и е свързан с нарастване на безпорядъка или екзотермичен, но протичащ с увеличаване на порядъка. В тези случаи двата фактора действат в различни посоки. Такива процеси могат да протекат самоволно само при подходящ подбор на условията, които осигуряват превес на фактора, който благоприятства желаната реакция. Такъв е случаят с всички равновесни процеси, в които равновесието се направлява с помощта на външни фактори. Например при разлагане на СаСО3 : СаСО3 СаО + СО2 - Q изтеглянето му в дясно е свързано с нарастване на безпорядъка, което е характерно за високотемпературната област, където енергията на движение на молекулите се увеличава и тяхното взаимодействие намалява. Ето защо процесът протича надясно само при високи температури. При ниски температури безпорядъкът намалява и доминира енергетичният фактор. Следователно равновесието се измества наляво - по посока на екзотермичната реакция. Отчитането на факторите, които влияят върху посоката на химичните процеси, показва, че: Спонтанно протичат процеси, свързани с отделяне на енергия и с преход от по-подредено към по-безпорядъчно разпределение на частичките. Процесите, свързани само с отделяне на топлина или само с преход към по-безпорядъчно разпределение на частичките, протичат до установяване на химично равновесие, което се направлява в зависимост от условията.

Към тема 19 РАЗТВОРИ НА ЕЛЕКТРОЛИТИ,ТЕОРИЯ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ,ЕЛЕКТРОЛИТИ И НЕЕЛЕКТРОЛИТИ В началото на миналия век Майкъл Фарадей е установил, че водните разтвори на киселини, основи и соли имат свойството да провеждат електрическия ток, докато много други вещества - например някои органични съединения като захар, спирт, глицерин и др. - не го провеждат. Освен това при провеждането на постоянен (прав) електрически ток електролитите (според Фарадей) се разлагат, като съставните им части се привличат от електродите и там се отделят било в първоначалното си състояние, било като вторични продукти. Тези съставни части на електролита, които се движат към електродите, Фарадей нарича йони и то привличащите се от катода - катиони, а тези от анода - аниони. Според Фарадей йоните не съществуват в разтвора, а се получават под разложителното действие на електрическия ток. Самото явление той нарича електролиза и установява законите, по които се извършват електролизните процеси. От съвременно гледище електролитите са вещества, които спонтанно се разпадат на йони в разтвор или стопилка. Те имат йонно-кристална решетка или силно полярни молекули. Такива вещества са киселините, основите и солите. Противно на електролитите, неелектролитите са вещества, чиито водни разтвори или стопилки не съдържат йони. Най-често неелектролитите са вещества с ковалентна връзка, които имат слабо полярни или неполярни молекули. В техните водни разтвори се съдържат само хидратирани молекули. Неелектролити са захарта, алкохолът, нишестето, кислородът и др. ОТКЛОНЕНИЕ В СВОЙСТВАТА НА РАЗТВОРИ НА ЕЛЕКТРОЛИТИ ОТ СВОЙСТВАТА НА РАЗТВОРИ НА НЕЕЛЕКТРОЛИТИ Една от най-важните предпоставки за теорията на електролитната дисоциация (ТЕД) представляват изследванията на Вант Хоф върху осмотичните свойства на разтвори на електролити и неелектролити. Той установява, че окритият от него закон за осмотичното налягане  = C.R.T не се спазва при разтвори на електролити, като опитно измеренето налягане е по-голямо от теоретично изчисленото по горното уравнение. За да избегне това несъответствие Вант Хоф въвежда един поправъчен коефициент i   = i.C.R.T , който се нарича изотоничен коефициент или коефициент на Вант Хоф и се определя експериментално. Така например в разтвор на оцетна киселина, която частично се дисоциира на йони: изотоничният коефициент е по-голям от единица, но значително по-малък от 2, тъй като само една малка част от молекулите СН3СООН при дисоциацията си дават две частици - два йона. В разтворите на разтворимите соли или силните киселини и основи (т.нар. силни електролити), опитно измереното осмотично налягане може да бъде 2 , 3 и дори 4 пъти по-голямо от теоретично изчисленото. Следователно в тези случаи стойностите на изотоничния коефициент i могат да бъдат 2 , 3, 4 - например: NaCl  Na+ + Cl ; HCl  Н+ + Cl ; NaOH  Na+ + OH ; i = 2 ; H2SO4  2H+ + SO42 ; CaCl2  Ca2+ + 2Cl ; Ba(OH)2  Ba2+ + 2OH ; i = 3 ; AlCl3  Al3+ + 3Cl ; i = 4 ; Това противоречие между теоретичните и експерименталните резултати Арениус обяснява, като пръв изказва идеята, че в разтворите на електролити се съдържат свободни йони, а не както твъди Фарадей, че йоните се получават под разложителното действие на електрическия ток. Въз основа на свои експериментални данни по проводимостта на разтвори на електролити, Арениус идва до извода, че в техните водни разтвори се съдържат активни (дисоциирани) частици и неактивни (недисоциирани) частици. Активните частици на разтвора провеждат електрическия ток, а неактивните - не го провеждат. Спонтанното разпадане на електролитите на разноименно заредени йони в разтвори или стопилки, Арениус нарича електролитна дисоциация. Идеята за наличие на готови йони в разтворите на електролити логично обяснява по-високите стойности на осмотичното налягане в техните разтвори. Наличният брой на частичките е причина за по-високите стойности на осмотичното налягане, защото концентрацията в закона на Вант Хоф се оказва концентрация на частичките (“частичкова концентрация”). От друга страна зарядът на йоните е причина за електропроводимостта на разтворите и стопилките на електролитите. През 1887 г. Арениус съпоставя данните за изотоничния коефициент, изчислен от него и получен експериментално и показва, че в повечето случаи данните съвпадат. Този момент се счита за доказателство и рождена дата на съвременната теория за електролитната дисоциация. МЕХАНИЗЪМ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ Разтварянето на твърдите веществата във вода се дължи преди всичко на строежа на водните молекули. Те са силно полярни и затова между частиците на веществото (молекули или йони) и водните молекули възникват сили на привличане. В резултат на това частиците се откъсват от кристала и преминават в разтвора. Силите на привличане между водните молекули и разтворените частици продължават да действат и в разтвора. В резултат на това всяка разтворена частица се оказва обградена от полярните молекули на водата. Образуват се сложни групировки, наречени хидрати. Процесът, при който полярните водни молекули обграждат частиците на разтвореното вещество и образуват с тях сложни групировки - хидрати, се нарича хидратация. Хидратацията е частен случай на процес с по-общо означение солватация - характерен за всички разтворители с полярни молекули. Респективно по-общото означение на групировките между молекулите на разтворителя и частиците на разтвореното вещество е солвати. Солватите (в частност хидратите) нямат точно определен състав, т.е. нямат характер на химични съединения. Една разтворена частица може да бъде хидратирана с различен брой водни молекули. Поради това хидратацията не се изразява посредством химични уравнения. Електролитите в най-общия случай са вещества с йонна или полярна ковалентна връзка, поради което електролитната дисоциация протича спонтанно в среда на полярни разтворители, какъвто разтворител е водата. При това дисоциацията е толкова по-голяма, колкото по-голяма е полярността на молекулите на разтворителя, тъй като тази полярност засилва солватиращото (в частност при водата хидратиращото) и дисоцииращо им действие. От схемата се вижда, че при веществата с йонна кристална структура електролитната дисоциация се свежда до разграждане на кристалната решетка под действието на полярните молекули на разтворителя. Дисоциацията на съединенията с полярна връзка протича по-сложно и преминава през няколко етапа - солватация (хидратация), йонизация и дисоциация: хидратация йонизация дисоциация Според състава си йоните, които се образуват при електролитната дисоциация биват: прости - H+ , Na+ , Ca2+ , Al3+ , Cl , S2 и др. , или сложни - OH , NH4+ , SO42 , NO3 , PO43 и др. Свойствата на йоните са коренно различни в сравнение със свойствата на съответните атоми. Така например хлорът Cl2 е жълто зелен газ, с остра неприятна миризма, силно отровен - едно от първите бойни отровни вещества. Хлоридните йони Cl са без цвят, не са отровни и както е известно човек приема ежедневно хлоридни йони чрез храната (например чрез готварската сол ). Подобни примери могат да се дадат за всички йони. В разтвор или в стопилка йоните се движат хаотично и са равномерно разпределени в целия обем. Под действието на постоянен електричен ток, йоните придобиват насочено движение към съответните електроди с противоположен заряд. Ако в молекулата на даден електролит има различни по степен на полярност връзки, електролитната дисоциация засяга първо най-полярната връзка: орто-хидрокси бензоена киселина ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ КАТО ОБРАТИМ ПРОЦЕС Едновременно с разпадането на електролита до йони - процес на дисоциация, протича и асоциацията на йоните в цели молекули - процес на моларзация. Например: или за общия случай: Както при всеки обратим процес, така и при електролитната дисоциация се установява равновесие между двата противоположни процеса. Това равновесие е динамично, което ще рече че ако може да се бележи по някакъв начин една частица (напр. Н+), то в даден момент тя ще е под формата на йон, а в друг момент като недисоцирана молекула, при което съставът на йоните и целите молекули ще остава постоянен. Изравняването на скоростите на двата противоположни процеса дава основание да се въведе равновесна константа, наричана в случая константа на дисоциация, която е количествена характеристика на процеса на електролитна дисоциация. Така например за обратимата реакция на дисоциация на оцетната киселина: СН3СООН СН3СОО + Н+ дисоциационната константа се дава с израза: Концентрациите, които участват в израза за константата представляват т.нар. равновесни концентрации, т.е. концентрации на съответните частици след установяване на равновесния процес. Особено важно е да се подчертае, че равновесната концентрация на недисоцираните молекули е винаги по-малка от концентрацията на разтворените молекули от електролита. Константата на дисоциация е постоянна величина за дадена температура и е индивидуална характеристика на електролита. Тя зависи преди всичко от природата на електролита и разтворителя, но не зависи от концентрацията. По принцип при повишаване на температурата Кд расте, т.е. повишаването на температурата благоприятства дисоциацията. Така например константа на дисоциация на оцетната киселина във вода за 25оС е приблизително Кд = 1.105 mol/l . Това число би могло да се тълкува по следния начин: или на 10+5 (100000) молекули оцетна киселина СН3СООН , само една е дисоцирана на йони. Това означава, че електролитът е слаб и равновесният процес е изтеглен значително наляво - към целите молекули. Същите разсъждения за мравчената киселина НСООН показват: НСООН НСОО + Н+ че тази киселина е също слаб електролит, но значително по-силен (около 100 пъти или два порядъка) в сравнение с оцетната киселина. Електролитната дисоциация се характеризира и с още една количествена величина - т.нар. степен на електролитна дисоциация , която се бележи с гръцката буква  . Степента на електролитната дисоциация  зависи от природата на електролита и разтворителя, от концентрацията му и от температурата. От начина по който се дефинира  е очевидно, че тя е число, което има две гранични стойности:  = 0 когато няма дисоциация и  = 1 когато има пълна дисоциация. Следователно 0    1 . Прието е също така  да се изразява и в проценти и тогава 0%    100% В зависимост от  електролитите се делят на: силни -  > 30% (например: NaCl , HCl , NaOH и др.); средни - 3% <  < 30% (например H3PO4 , HF) и слаби  < 3% (например СН3СООН , H2S и др.) , като естествено тези гранични стойности са условни и не представляват точна разделителна граница. Съществува проста връзка между двете количествени характеристики на процеса на електролитна дисоциация  и Кд , която е известна като закон за разреждането. Нека за илюстрация се разгледа дисоциацията на слабия електролит оцетна киселина, за която по-горе е дадено уравнението на равновесния процес и израза за равновесната константа. Ако с Стот се означи изходната (тоталната) концентрация на разтворената оцетна киселина, то концентрацията на дисоцираните молекули ще бъде: Сдис = .Стот , при което Сдис = ССН3СОО = СН+ = .Стот , тъй като от една молекула оцетна киселина се получава по един ацетатен и един водороден йон. Следователно за равновесната концентрация на недисоцираните (целите) молекули оцетна киселина се получава: ССН3СООН = Стот  Стот.  = Стот.(1 ) Ако получените изрази за всички равновесни концентрации, изразени чрез  се заместят в израза за равновесната константа, то се получава: Като се има предвид връзката Стот = n/V , където n е броят на моловете, а V е обемът на разтвора, то за константа се получава: За слабите електролити, когато  < 3% (или  < 0.03) , членът (1 - )  1 и тогава: следователно: Следователно  расте с увеличаване на обема на разтвора V т.е.  расте с разреждането (закон за разреждането). СИЛНИ И СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИ А. СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИ Слабите електролити са такива електролити, които се дисоцират частично и във водния им разтвор има наличие както на йони, така и на цели молекули. Слаби елктролити са повечето органични киселини, както и някои неорганични киселини като H2CO3 , H2SO3 , H2S , HCN , H2O2 . Слаб електролит е и водата Н2О . Към слабите електролити принципно може да се отнесат H3РO4 и HF . Както бе показано по-горе, във воден разтвор на един слаб електролит при дадена температура се установява динамично равновесие между процеса на дисоциация и процеса на моларизация. Съгласно закона за разреждането, при разреждане на разтвор от слаб електролит  расте, тъй като се намалява концентрацията на йоните и от там вероятността за среща и взаимодействие между тях (процеса моларизация). В резултат на това, динамичното равновесие се изтегля в полза на процеса на дисоциация. Трябва обаче да се подчертае, че при дадена температура тези промени в равновесните концентрации на йоните и недисоцираните молекули на слабия електролит не променят стойността на дисоциационната константа Кд , чиято стойност зависи единствено от външния фактор температура. Б. СИЛНИ ЕЛЕКТРОЛИТИ Силните електролити са такива вещества, които във водни разтвори напълно са дисоцирани на йони. Следователно в такива разтвори равновесието между процесите на дисоциация и моларизация е изтеглено по посоката на пълна дисоциация, която представлява практически необратим процес и няма наличие на цели молекули от електролита: HCl  H+ + Cl Силни електролити са: 1. Всички разтворими във вода соли - вж. Таблицата за разтворимост. 2. Всички киселини, които се наричат “силни киселини”. Това са на първо място H2SO4 , HCl , HNO3 както и някои киселини на халогенните елементи HClO4 , HBr , HI . 3. Силни електролити са хидроксидите на алкалните елементи - на първо място NaOH и KOH както и хидроксидите на алкалоземните елементи - най-вече Са(ОН)2 и Ва(ОН)2 . Важно: В разтворите на силните електролити има само йони и няма цели молекули, което трябва да се има предвид при записването на химичните уравнения на възможните реакции в техните водни разтвори. Забележка: Разглеждането на HClO4 като най-силната киселина изобщо, а на HI като по-силна от HBr, а тя от своя страна като по-силна от HCl , засяга строежа на молекулата и полярността на връзката между водородния атом и останалата част от молекулата. Във водни разтвори обаче тези киселини , както и силните основи, са в еднаква степен - напълно дисоцирани. Това се дължи на влиянието на диполните молекули на водата, които изравняват (или както се казва “нивелират”) по сила силните киселини и основи. Така че HClO4 не е “по-дисоцирана” от сярната или солната киселина, а всички те са еднакво, напълно дисоцирани, защото в разтворите им има само йони и няма цели молекули. При разглеждането на разтворите на силните електролити трябва да се отчита фактът, че при еднакви концентрации на разтворените електролити, концентрацията на йоните е значително по-голяма в сравнение с разтворите на слабите електролити. Във връзка с тази значителна концентрация на йони, разтворите на силните електролити показват някои аномални свойства, които на пръв поглед заблуждават относно наличие на прилика със свойствата на слабите електролити. Така например електропроводимостта на тези разтвори е по-малка от очакваната (изчислената) за пълна дисоциация и формално отговаря на наличие на степен на електролитна дисоциация, която в случая се нарича привидна. Освен това тази привидна степен на електролитна дисоциация расте с разреждането, което е характерно за разтворите на слабите електролити. Тези аномални свойства могат да бъдат обяснени с голямото електростатично взаимодействие , което съществува между йоните в техните разтвори благодарение на значителна им концентрация. В резултат на това взаимодействие всеки йон се оказва обграден от противоположни по заряд йони, които образуват т.нар. йонна атмосфера или йонен облак. Схематично йонният облак може да бъде представен по следния начин: + Противойоните които се намират около централния йон, образуват дифузионен слой - плътността на йонната атмосфера около централния йон е най-голяма, като постепенно намалява с увеличаване на разстоянието. Разбира се в един реален разтвор картината е много по-сложна, тъй като такива йонни облаци или йонни атмосфери се образуват около всички йони - както положителни, така и отрицателни. Освен това такава една картина на йонен облак не е статична, а е динамична, поради непрекъснатото хаотично движение на йоните. Когато в такъв разтвор се поставят електроди и се включи прав ток, то йоните се отправят към съответните полюси, но йонната атмосфера оказва пречещо дейстие при това придвижване. Освен това ако даден йон се “отскубне” от една йонна атмосфера, той веднага попада под пречещото действие на друга йонна атмосфера и т.н. В резултат йоните пристигат с известно закъснение до електродите, с което се обяснява по-ниската електропроводимост на тези разтвори. Във връзка с този факт е очевидно, че при разреждане разтвора се намалява концентрацията на йоните, което води до намаляване плътността на йонната атмосфера и нейното пречещо действие при насоченото движение на йоните към полюсите на електродите. В крайна сметка това води до повишаване на електропроводимостта на разтвора. Високата йонна концентрация в разтворите на силните електролити, която е причина за междуйонните взаимодействия в разтвора, неминуемо дава отражение върху химичната активност на разтворите на силните електролити. Оказва се, че при такива взаимодействие тези разтвори се отнасят така, като че ли тяхната концентрация е по-малка. Прието е тази привидна концентрация да се нарича активност и да се бележи с малка буква а . Формално активността може да се нарече “поправена концентрация”, като поправката се осъществява посредством т.нар. коефициент на активност f : a = f.C , 0  f  1 Колкото един разтвор е по-разреден, толкова взаимодействието между йоните е по-слабо и активността се приближава до истинската концентрация f  1 . По-точно казано при безкрайно разреждане f  1 и респективно а  С . През 1923 г. Дебай и Хюкел правят изчисления върху електростатичния модел на йонната атмосфера и извеждат уравнение за активитетния коефициент f , с което поставят основите на теорията на силните електролити. В по-ново време е показано, че поведението на електролитите в разтвори много зависи от вида на разтворителя. Така например силните във вода елктролити (NaCl , HCl и др.) се оказват слаби в някои неводни разтворители (C2H5OH , CH3OH и др.) и към техните разтвори може да се приложи ЗДМ. Ето защо правилният възглед за разтворите на електролитите е: Няма рязка граница между силни и слаби електролити. Деленето е условно и не се явява класификация на електролитите, а само класификация на тяхното поведение в даден разтворител. Например: NaCl не е силен електролит изобщо. Тази сол има поведение на силен електролит във водни разтвори и поведение на слаб електролит в спиртни разтвори. КИСЕЛИНИ , ОСНОВИ И СОЛИ ОТ ГЛЕДИЩЕ НА ТЕД Въз основа на ТЕД Арениус изгражда стройна теория за киселините, основите и солите във водни разтвори. Киселините са електролити, които във воден разтвор се дисоциират само на един вид катиони - водородни йони Н+ и киселинни аниони: Освен това водните разтвори на киселините променят синия лакмус в червен. В зависимост от броя на водородните йони, които се отделят при дисоциацията на една молекула киселина или могат да се заместят (или неутрализират) при химична реакция, киселините биват: едноосновни - HCl , HNO3 , HCN , CH3COOH , HCOOH и др. двуосновни - H2SO4 , H2SO3 , H2CO3 , H2S и др. триосновни - H3PO4 , H3AsO4 (арсенена) и др. четириосновни - етилендиаминтетраоцетната киселина (ЕДТА): Многоосновните киселини във вода по принцип не са силни електролити (единствено изключение е сярната киселина H2SO4). При тях електролитната дисоциация протича на степени. За всяка степен се установява равновесие, което се характеризира количествено с отделна дисоциационна константа, наречена степенна дисоциационна константа. Така например дисоциацията на въглеродната киселина H2CO3 протича на две степени и съответно има две степенни дисоциационни константи: При триосоновните киселини - напр. H3PO4 дисоциацията протича на три степени и съответно има три степенни дисоциационни константи К1 , К2 , К3 , при четириосновните - на четири и т.н. Очевидно е, че стойностите на степените дисоциационни константи намаляват в реда К1 > К2 > К3 > … Кn . Oсновите според ТЕД са електролити, които във воден разтвор се дисоцират на метални катиони и един вид аниони - хидроксидни аниони ОН . Освен това водните разтвори на основите променят червения лакмус в син. В зависимост от броя на хидроксилните (хидроксидните) йони, които се отделят при дисоциациата или които могат да бъдат заместени (неутрализирани) при химични взаимодействия, основите биват: едновалентни - NaOH , KOH и др. двувалентни - Ca(OH)2 , Ba(OH)2 и др. тривалентни - Al(OH)3 , Fe(OH)3 и т.н. Многовалентните основи също се дисоцират на степени. Следователно според Арениус Н+ е носител на киселите свойства, а ОН е носител на основните свойства. Забележка: Съществува известна разлика между понятията хидроксид и основа, която се свързва с количеството на хидроксидните йони ОН , които молекулите на един хидроксид дават при своята дисоциация. Като основи обикновено се означават силните хидроксиди, чиито водни разтвори имат значителна концентрация на ОН . Въз основа на това може да се каже, че всички основи са хидроксиди, но не всички хидроксиди са основи, т.е. водните им разтвори не винаги проявяват типичните основни свойства. Солите са химични съединения, които могат да се разглеждат като получени при взаимодействието на киселини с основи - т. нар. неутрализация. Дисоциацията на солите във водни разтвори зависи от техния състав и на тази основа те се разделят главно на три групи: Нормални соли - при своята дисоциация те дават само един вид катиони (метални катиони, различни от Н+) и един вид аниони (киселинни аниони, различни от ОН). Нормалните соли са силни електролити - дисоциацията им протича на една степен и е необратим процес - в разтвора няма цели молекули на солта. Кисели соли или хидрогенсоли - при тяхната дисоциация освен металните йони, които са в количество равно на концентрациата на солта, се получават и малки количества водородни йони. Незначителната концентрация на последните се дължи на степенната дисоциация на хидрогенни йони на многоосновни киселини. Следователно хидрогенсолите могат да се разглеждат като получени при непълна (частична) неутрализация на многоосновни киселини. Дисоциацията на хидрогенсолите протича в няколко степени, от които първата е на силен електролит, а останалите като слаб елктролит. Броят на останалите степени, при които дисоциацията протича като слаб електролит зависи от броя на способните за дисоциация водородни йони в хидрогенаниона: Основни соли - при дисоциацията си във воден разтвор освен метални катиони и киселинни аниони, те дават и незначителна концентрация от хидроксилни аниони. Следователно основните соли могат да се разглеждат като получени при непълна (частична) неутрализация на многовалентни основи: Аналогично на хидрогенсолите, основните соли също се дисоциират на степени: Освен трите основни вида соли, познати са още комплексни и двойни соли. Комплексните соли при дисоциацията си дават комплексни йони, които имат сложен състав: Комплексните йони търпят по-нататъшна дисоциация, която протича в различна степен. Колкото по-малка е степента на дисоциация, толкова по-стабилен е комплексният йон. Така например показаният в горното уравнение комплексен йон е многа стабилен. Неговата по-нататъшна дисоциация по уравнението: е незначителна, равновесието практически е напълно изтеглено по посока на комплексния йон и в разтвора концентрацията на йоните на двувалентното желязо и на цианидния йон са нищожни (разтворът не е отровен!) и трудно могат да бъдат доказани. Ако комплексният йон е нестабилен и търпи значителна дисоциация, то такива съединения не се наричат комплексни, а двойни соли. Типичен представител на двойните соли е алуминиевата стипца - KAl(SO4)2.12H2O . При дисоциацията на тази сол не се получават комплексни йони, а два вида катиони, различни от Н+ и киселинни аниони: ВОДАТА КАТО СЛАБ ЕЛЕКТРОЛИТ. ВОДОРОДЕН ЕКСПОНЕНТ - рН Познати са слаби електролити, които макар и в незначителна степен се дисоциират и дават йони характерни както за киселини, така и за основи. Такива електролити се наричат амфолити. Типичен амфолит е водата. Чистата вода, макар и в незначителна степен се дисоцира по уравнението: Като всеки равновесен процес дисоциацията на водата се характеризира количествено с равновесна константа, чиято стойност е постоянна за дадена температура: Стойността на тази константа е много малка, което показва че броят на дисоциираните молекули е незначителен. Следователно концентрацията на недисоцираните молекули може да се приеме за постоянна величина и да се включи в стойността на равновесната константа. При това положение тази равновесна константа се бележи с индекс Кw (w от първата буква на английската дума water = вода) и се нарича йонно произведение на водата: Очевидно е че в чистата вода двете равновесни концентрации - на водородните и на хидроксидните йони са равни, тъй като те се получават при дисоциацията на една молекула вода: Всеки воден разтвор, за който е изпълнено горното равенство се нарича неутрален. Ако се наруши равновесието при дисоциацията на водата, това води до промяна на съотношението между концентрациите на водородните и хидроксидните йони. В такъв случай водният разтвор не е неутрален или както се казва променя се неговата киселинност. обратно: В химическата практика е прието киселинността на средата да се характеризира само с концентрацията на водородните йони, като очевидно тази концентрация варира в твърде широки граници. Например: в едномоларен разтвор на солна киселина СН+ = 1 mol/l , а при разтвор на натриева основа със същата концентрация - СН+ = 1014 mol/l (СОН = 1 mol/l ). Очевидно е, че при характеристката на целия обхват на киселинността на водните разтвори трябва да се използват малки числа, което е твърде неудобно: За да се избегне това неудобство е въведена величината рН или т. нар. водороден показател или водороден експонент. Тази величина се дефинира по следния начин: рН =  lg CH+ Следователно в неутрални разтвори рН = 7 , в кисели - рН < 7 , а в алкални - рН > 7 . По съвсем аналогичен начин може да се въведе и величината рОН : рОН =  lg CОН При това положение ако израза за йонното произведение на водата се логаритмува и след това умножи по (-1): то се получава: окончателно: Използването на водородния показател представлява очевидно удобство, което може да се домонстрира със следната схема: ПРОТОННА ТЕОРИЯ ЗА КИСЕЛИНИТЕ И ОСНОВИТЕ Теорията на Арениус за киселините и основите, или т.нар. класическа теория, задоволително обяснява всички факти за водни разтвори на киселини и основи. В други - неводни разтвори се наблюдават явления, които противоречат на тази теория. Едно правилно тълкуване на киселинно-основните равновесия както във водни, така и в неводни разтворители е дадено от Брьонстед и независимо от него от Лаури (1923 г.). Счита се, че по-голямата заслуга за развитието на тази теория принадлежи на Брьонстед и затова тя се свързва главно с неговото име. Според Брьонстед във всяко киселинно-основно равновесие централна роля играе протонът (водородният йон Н+) и затова теорията се нарича “протонна” . В литературата се среща и названието “протолитична”, но напоследък повече се възприема краткото и ясно название “протонна”, което освен това подчертава още повече ролята на протона. Според протонната теория киселината (означава се с а от думата acid = киселина) е съединение, което отдава протон и се превръща в основа, а основата (означава се с b от думата base = основа) е съединение, което приема протон и се превръща в киселина: Киселината и основата се намират във взаимно зависимо равновесие и образуват т.нар. спрегната система (спрегната чрез протон). Следователно основната разлика между теорията на Арениус и Брьонстед е, че хиодроксидните йони въобще не се третират или както се казва йонът ОН е “детрониран”. Една киселина и нейната спрегната основа образуват киселинно-основна двойка, като всеки от участниците се нарича протолит, а киселинно-основната двойка - протолитна система: При последните два примера НСО3 играе роля както на киселина, така и на основа. Такива протолити, които могат да отдават и да приемат протон се наричат амфолити. Равновесните процеси показани по-горе, не могат да съществуват сомостоятелно, изолирано, защото протонът Н+ е много реактивоспособна частица, поради малкия си радиус и относително големия положителен заряд (+1) - аналогично на електрона, но зарядът е противоположен. Ето защо показаните равновесия между киселините и спрегнатите им основи се наричат киселинно-основни полуреакции. Следователно едно реално киселинно-основно взаимодействие може да се извърши само при едновременно присъствие на две системи , на две киселинно-основни двойки: Или: Киселинно-основното взаимодействие представлява процес на преразпределение на протони между две протолитни ситеми (киселинно-основни двойки), при което свободен протон в системата не може да остане Реалният киселинно-основен процес се нарича протолиза или протолизно равновесие. Въз основа на протонната теория, киселинно-основните равновесия по Арениус претърпяват известно различие при тяхното записване: 1. На първо място трябва да се има предвид, че във водна среда протонът реално съществува като хидратиран протон или т.нар. “хидроксониев йон” (или по-точно “хидрониев йон”). Н+ + Н2О Н3О+ От тук и величината рН се дефинира като отрицателен десетичен логаритъм от концентрацията на хидроксониевите йони: pH = lg CH3O+ 2. Дисоциацията на водата се записва като процес на обмяна на протон между две водни молекули. Благодарение на свойствата си на амфолит, едната водна молекула играе роля на киселина, а другата - на основа: Следователно хидроксониевият йон Н3О+ е спрегната киселина, а хидроксидният йон ОН е спрегната основа на амфолита вода. Поради това този равновесен процес се нарича процес на автопротолиза, а неговата равновесна константа Кw (йонното произведение на водата) се нарича константа на автопротолиза. 3. Дисоциацията на киселините във вода по Брьонстед се изразява като се имат предвид свойствата на водата като амфолит, при което водната молекула играе роля на основа, приема протона на киселината и се превръща в спрегнатата си киселина Н3О+ . а) дисоциацията на силните киселини представлява необратим процес, като силните киселини напълно протонират водата. Например: Поради необратимостта на процеса СН3О+ е равна на концентрацията на силната киселина: СHCl = СН3О+ и от тук: pH = lg CH3O+ = lg CHCl б) дисоциациата на слабите киселини представлява обратим процес на протониране на част от водните молекули: СН3СООН + Н2О СН3СОО + Н3О+ Поради незначителната дисоциация СН2О е постоянна и тя се включва в стойността на Кд . Както се вижда , основното различие при записа на киселинно-основните равновесия по Арениус и по Брьонстед за водни разтвори се явява при записването на водородните йони : Н+ по Арениус и Н3О+ по Брьонстед. Поради тази причина и за простота киселинно-основните равновесия най-често се записват по Арениус, като трябва да се има предвид, че по-коректният запис на водородните йони във воден разтвор трябва да бъде по Брьонстед. РЕАКЦИИ МЕЖДУ РАЗТВОРИ НА ЕЛЕКТРОЛИТИ - ЙОНООБМЕННИ РЕАКЦИИ Между водни разтвори на електролити протичат йонообменни реакции, при които се установява химично равновесие. При тези реакции не се променя степента на окисление на елементите, тъй като няма преход на електрони. Йонообменните реакции практически протичат само в три случая: 1. Когато един от продуктите на реакцията е малко разтворимо съединение (утайка); 2. Когато един от продуктите на реакцията е слаб електролит; 3. Когато един от продуктите на реакцията е газ. В тези случаи равновесието е изтеглено изцяло към посочените продукти и йонообменната реакция практически протича “до край”. Например: Йонообменните реакции се записват освен с молекулни и с пълни и съкратени йонни уравнения: Ако нито едно от трите условия не е изпълнено, реакция не протича. Например: Смесването на двата разтвора води до получаване на смес от четири йона, между които не протича взаимодействие. Ако едно от трите условия е изпълнено, но освен това едно от изходните вещества е слаб електролит или малко разтворимо съединение, то йонообменна реакция протича, но не до край. Степента на протичане на взаимодействието зависи от относителната сила на слабите електролити или от относителната разтворимост на малко разтворимите съединения. Например: Степента на протичане на неутрализационния процес зависи способността на получената сол да хидролизира и да дава обратно оцетна киселина. По-точно това зависи от относителната сила на двата слаби електролита - водата и оцетната киселина. В конкретния случай водата е значително по-слаб електролит (вж. по-горе стойностите на двете константи), поради което нетрализационният процес протича в значително по-голяма степен отколкото хидролизата на солта. При тази реакция бялата утайка от сребърен хлорид се разтваря и се образува черна утайка от сребърен сулфид, тъй като сулфидът е значително по-малко разтворим от хлорида. Забележка: Последните два случая са пример на по-сложни йонообменни реакции. Възможността за тяхното протичане може да бъде преценена само ако се разполага с числени стойности за съответните равновесни константи. ВАЖНО: При йонообменните реакции слабите електролити, утайките и отделящите се газове не се пишат йонно, а само като цели молекули. ХИДРОЛИЗНИ ПРОЦЕСИ Хидролизата е обратимо взаимодействие на йоните на разтворимите соли с йоните на водата, което води до изменение на съотношението между водородните(хидроксониевите) и хидроксидните йони в разтвора, т.е. до промяна на неговата киселинност (рН). В зависимост от генеричния си произход солите се разделят на 4 вида и респективно има 4 случая на хидролиза на соли: I случай. Соли които се разглеждат като получени при неутрализация на силна киселина със силна основа. Това са соли, чиито метални катиони са на елементи от I А група (алкалната група) и на алкалоземните елементи - Ca , Sr , Ba , а анионите са на силните киселини. Например: NaCl , K2SO4 , Ca(NO3)2 и др. В разтворите на такива соли хидролиза не протича. Поради това автопротолизното равновесие на водата не се нарушава и разтворите остават неутрални: СН3О+  СОН и рН  7 . II случай. Соли които се разглеждат като получени при неутрализация на силна киселина със слаба основа. Например: NH4Cl , CuSO4 , Zn(NO3)2 и др. Разтворите на такива соли хидролизират и имат кисела реакция (определя се от силната киселина). Обратимият хидролизен процес се записва по следния начин: В резултат на хидролизния процес равновесието на водата се нарушава, тъй като ОН се изтеглят в слабия електролит. Това води до промяна на съотношението на концентрациите: СН3О+ > СОН и разтворът е кисел , т.е. рН < 7 . Такива разтвори променят цвета на лакмуса в червен. Забележка: Когато солите съдържат катиони като например Cu2+ , Fe2+(3+), Al3+ и др., образуващи малко разтворими хидроксиди, трябва да се има предвид че при хидролизния процес тези хидроксиди рядко падат под формата на утайки. Причината за това е, че хидролизата е равновесен процес и протича в незначителна степен. Следователно разтворите остават бистри, но тяхната рН-стойност е по-малка от 7 - те са кисели. III случай. Соли които се разглеждат като получени при неутралзация на слаба киселина със силна основа. Например: NaCN , CH3COONa , Na2CO3 и др. Тези соли хидролизират и разтворите им имат алкална реакция (определя се от силната основа). Обратимият хидролизен процес се записва по следния начин: По Арениус По Брьонстед В резултат на хидролизния процес равновесието на водата се наручава, тъй като Н+ (Н3О+) се изтеглят в слабия електролит. Това води до промяна на съотношението на концентрациите: СН3О+ < СОН и разтворът е алкален , т.е. рН > 7 . Такива разтвори променят цвета на лакмуса в син. IV случай. Соли които се разглеждат като получени при неутрализация на слаба основа със слаба киселина. Например: CH3COONH4 , (NH4)2CO3 и др. Тези соли хидролизират в най-голяма степен, като реакцията на разтворите им е или неутрална, или слабо кисела, или слабо алкална, в зависимост от относителната сила на двата слаби протолита. Обратимият хидролизен процес се записва по следния начин: По Арениус По Брьонстед Специално в този случай дисоциацинните константи на двата слаби протолита оцетна киселина и амоняк са равни и разтворът е приблизително неутрален - рН  7 . Това обаче е частен случай. В общия случай принципният отговор е даден по-горе и киселинноста се определя от по-силния от двата слаби протолита. ХИДРОЛИЗАТА КАТО РАВНОВЕСЕН ПРОЦЕС Всички хидролизни процеси на разтворимите соли са равновесни и се характеризират количествено чрез равновесна константа, наречена хидролизна константа - Кh . Нека за илюстрация се разгледа хидролизата на NaCN , като за простота хидролизният процес ще се записва по Арениус: Горният израз се получава като се има предвид, че СН2О = const и се включва в стойноста на Кh , а освен това NaOH и NaCN са силни електролити, така че СNaOH = СОH и СNaCN = СCN . Ако се умножи числителят и знаменателя на израза за хидролизната константа с СH+ , то се получава: Следователно хидролизата е толкова по-голяма, колкото по-слаб е слабият протолит, от който е получена солта ( Кh е обратно пропорционална на Кд ). Като всеки равновесен процес хидролизата зависи от външни фактори: На първо място това е температурата, която е благоприятен фактор, тъй като хидролизата (обратно на неутрализацията) е ендотермичен процес. На второ място влияние оказва разреждането на разтвора, което също е благоприятен фактор. На трето място върху хидролизата оказва влияние прибавянето на киселина или основа в разтвора. В този случай трябва да се има предвид продукта на хидролизата и от там да се прави преценка за посоката на изместване на хидролизното равновесие. Трябва да се подчертае, че обратимите хидролизни процеси са характерни само за солите. Съществуват и практически необратими хидролизни процеси, обикновено с участието на органични вещества (въглехидрати, белтъци и др.). Те протичат бавно и често се катализират от киселини, основи или ензими (хидролази).

Теми по Биология и Химия за кандидат- студенти по медицина !

"Метроном" и "Super Reader" , ще ви помогнат да увеличите скоростта с която четете до 3 пъти.Достатъчно е да отделяте по 10 мин. в продължение на два месеца. http://www.brains.hit.bg/programs.htm

Имам предложение. Можеш ли да попиташ админите на колибка ,дали имат някое филмче за паметта ,съзнанието или нещо свързано с темата . Ако имат дали е възможно да се качат при програмите и да се гледат?

Аз досега сърфирах и открих няколко интересни за мене страници на английски. Можеш да ги прегледаш в подписа ми .... 1. Страницата на Световния Мемориад -има качено видео 2.Тони Бъзан е основоположника на този Мемориад -съчо има качено видео .Там той разказва за своите идеи.Чел съм една негова книга ( от куб.ру).Там той пише за СЕМ 3 - метод при които ти позволява да увеличаваш количеството на изучаваната информация.За нас студентите това е доста полезно. Пише за цифрено буквения код и тн...., как да запомним 100 несмислово свързани думи..... 3.Доминик О'Браян е пет кратен шампион на паметта. Чел съм една негова книга (отново от Куб .ру.) 4. Намерих и още два интересни сайта за мнемотехниката ,а даже в английската Уикипедиа има цал заздел виж. Mnemonic

Ами Зигмунд Фройд. Той е развил до край своя потенциал.Бил е всичко ,което можеш да желаеш. Човек с медицинско образование,създал творчество , изследването на което е недостатъчен цял живот,създател на множество признати и работещи теории.Написал е много книги и статии. Цял живот е бил с една жена и е оставил от нея поколение от (ако не се лъжа) 7-8 деца.Дори една от дъщерите му Ана ,тръгва по пътя му. Бил е богат и известен. Завършва земния си живот достойно,взима решението да бъде умъртвен със три дози морфин на 82 години.

Не всичко започна от Ева , ако не беше тя да излъже клетия Адам....

Днес Свердлов ми писа ,че сайта му не бил спрян ,а хакнат!Какво стана с програмоте.?

Готово но сложи и ТАБЛИЦИТЕ!!!!