Физичка хемија учебно помагало PDF 2021

Универзитет Св. Кирил и Методиј во Скопје Фармацевтски факултет Учебно помагало за теоретската настава по Физичка хемија за фармацевти Наталија Наков Руменка Петко...

Универзитет Св. Кирил и Методиј во Скопје Фармацевтски факултет Учебно помагало за теоретската настава по Физичка хемија за фармацевти Наталија Наков Руменка Петковска Зоран Кавраковски Скопје, 2019 Издавач: Универзитет „Св. Кирил и Методијʺ - Фармацевтски факултет Скопје Ул. Мајка Тереза бр.47, 1000 Скопје www.ff.ukim.edu.mk Уредник на издавачката дејност на Фармацевтски факултет: Проф. д-р Зоран Стерјев, декан Уредник на публикацијата: Авторите Рецезенти: Проф. д-р Анета Димитровска, Фармацевтскиот Факултет, Скопје Проф. д-р Сузана Трајковиќ-Јолевска, Фармацевтскиот Факултет, Скопје Проф. д-р Кристина Младеновска, редовен професор на Фармацевтскиот Факултет, Скопје Техничка обработка: Авторите СОДРЖИНА ВОВЕД ВО ФИЗИЧКА ХЕМИЈА ЗА ФАРМАЦЕВТИ....................................................... 1 1.1 Термодинамски системи и состојби................................................................ 1 1.2 Состојби на системите................................................................................... 3 1.3 Функции и равенки на состојбите.................................................................. 4 1.4 Метрички системи......................................................................................... 5 СОСТОЈБИ НА МАТЕРИЈАТА................................................................................... 11 2.1 Интермолекулски интеракции.......................................................................12 2.1.1 Електростатски интеракции....................................................................12 2.1.2 Неврзувачки електростатски интеракции................................................13 2.2 Гасна состојба на материјата........................................................................17 2.2.1 Гасни закони..........................................................................................18 2.2.2 Кинетичка (молекуларна) теорија на гасна состојба...............................26 2.2.3 Идеални и реални гасови.......................................................................30 2.2.4 Критична температура...........................................................................35 2.3 Течна состојба на материјата.......................................................................38 2.3.1 Вискозност на течности..........................................................................41 2.3.2 Површински напон на течности..............................................................41 2.3.3 Напон на пареа на течности...................................................................44 2.4 Цврста состојба на материјата......................................................................47 2.4.1 Просторна кристална решетка................................................................48 2.4.2 Структура на кристали...........................................................................50 2.4.3 Типови на кристали................................................................................53 2.4.4 Полиморфизам.......................................................................................55 2.4.5 Аморфни супстанции..............................................................................57 2.5 Фазни дијаграми..........................................................................................59 2.5.1 Фазни транзиции цврста - течна состојба...............................................60 2.5.2 Фазни транзиции течна - гасна состојба.................................................60 2.5.3 Фазни транзиции цврста - гасна состојба................................................62 2.5.4 Gibbs-во правило на фази......................................................................65 ОСНОВИ НА ТЕРМОДИНАМИКА.............................................................................. 69 3.1 Нулти закон на термодинамика и температура.............................................76 3.2 Прв закон на термодинамиката....................................................................77 3.2.1 Идеален гас и првиот закон....................................................................79 3.2.2 Содржина на топлина (енталпија)..........................................................81 3.2.3 Топлински капацитет.............................................................................82 3.3 Втор закон на термодинамиката...................................................................84 3.3.1 Ентропија во термодинамиката...............................................................85 3.3.2 Промени на ентропија............................................................................89 3.3.3 Стандарни ентропии на супстанциите....................................................90 3.3.4 Кружни процеси.....................................................................................91 3.4 Трет закон на термодинамиката...................................................................93 3.5 Слободна енергија (Хелмхолцова и Гибсова слободна енергија)...................94 3.5.1 Гибсова енергија и хемиски промени......................................................96 3.5.2 Улогата на температурата......................................................................97 3.5.3 Работа и Gibbs-ова функција..................................................................99 3.5.4 Стандардна моларна Гибсова енергија................................................. 101 3.6 Хемиски потенцијал................................................................................... 106 ТЕРМОХЕМИЈА..................................................................................................... 113 4.1 Топлина на формирање (Стандардна енталпија на формирање,ΔHfө).......... 114 4.2 Топлина на согорување.............................................................................. 116  4.3 Енталпија на физичка промена.................................................................. 117 4.4 Хесов закон и термохемиски пресметки..................................................... 118 4.5 Калориметрија - мерење на промена на енталпија..................................... 119 4.6 Топлина на реакција од енергија на врски................................................. 124 4.7 Енталпија на решетки и Born-Haber-ов циклус........................................... 125 ХЕМИСКА КИНЕТИКА...........................................................................................127 5.1 Брзина на хемиска реакција....................................................................... 129 5.2 Молекуларност на хемиска реакција.......................................................... 131 5.3 Константа на брзина на реакција (k).......................................................... 132 5.3.1 Реакции од нулти ред.......................................................................... 132 5.3.2 Реакции од прв ред............................................................................. 133 5.3.3 Реакции од втор ред............................................................................ 135 5.3.4 Реакции од трет ред............................................................................ 136 5.3.5 Реакции од преудо ред........................................................................ 137 5.4 Определување на ред на хемиска реакција................................................ 138 5.5 Комплексни реакции.................................................................................. 140 5.6 Фактори кои влијаат на брзината на реакцијата........................................ 143 5.7 Проценка на рок на употреба на лек.......................................................... 151 5.8 Катализа................................................................................................... 152 РАСТВОРИ НА НЕЕЛЕКТРОЛИТИ..........................................................................161 6.1 Идеални раствори и Раулов закон.............................................................. 165 6.2 Вистински (реални) раствори..................................................................... 167 6.3 Дестилација на бинарни раствори............................................................. 169 6.3.1 Азеотропна смеса................................................................................ 172 6.4 Хенриев закон........................................................................................... 174 6.5 Колигативни својства на неелектролити.................................................... 175 6.5.1 Намалување на напон на пареа........................................................... 176 6.5.2 Покачување на температура на вриење............................................... 180 6.5.3 Намалување на температура на мрзнење............................................ 184 6.5.4 Осмотски притисок.............................................................................. 187 6.6 Колигативни својства на електролити........................................................ 197 КОЛОИДНО ДИСПЕРЗНИ СИСТЕМИ......................................................................199 7.1 Видови на колоидни системи..................................................................... 201 7.1.1 Лиофилни колоиди.............................................................................. 201 7.1.2 Лиофобни колоиди.............................................................................. 201 7.1.3 Асоцијативни колоиди......................................................................... 203 7.2 Оптички својства на колоиди..................................................................... 206 7.2.1 Фарадеј-Тиндалов ефект..................................................................... 206 7.2.2 Расејување на светлината................................................................... 207 7.3 Кинетички својства на колоиди.................................................................. 210 7.3.1 Брауново движење.............................................................................. 210 7.3.2 Дифузија............................................................................................. 211 7.3.3 Осмотски притисок.............................................................................. 212 7.3.4 Седиментација..................................................................................... 213 7.3.5 Вискозност.......................................................................................... 214 7.4 Електрични својства на колоиди................................................................ 216 7.4.1 Електрична двојна обвивка.................................................................. 218 7.4.2 Електрокинетички феномени............................................................... 219 7.5 Стабилност на колоидни системи............................................................... 221 7.6 Техники на сепарација.............................................................................. 226 7.7 Солубилизација......................................................................................... 228 7.8 Примена на колоидно дисперзните системи во фармацијата...................... 230  7.9 Примена на колоидните дисперзии во секојдневниот живот....................... 233 РЕОЛОГИЈА......................................................................................................... 237 8.1 Њутнови системи, Њутнов закон за вискозност.......................................... 238 8.2 Фактори што влијаат на вискозноста.......................................................... 240 8.3 Не-Њутнови системи.................................................................................. 241 8.4 Тиксотропија.............................................................................................. 245 8.4.1 Фактори што влијаат на тиксотропните својства на системот................ 247 8.4.2 Примена на тиксотропија во фармацевтски формулации...................... 248 8.5 Определување на реолошките карактеристики........................................... 249 8.6 Реологија на биолошките системи (Биореологија)...................................... 253 8.7 Значење на реологијата од фармацевтски аспект....................................... 255 ДИФУЗИЈА........................................................................................................... 259 9.1 Термодинамика на процесот на дифузија................................................... 260 9.2 Фиков закон за дифузија............................................................................ 261 9.2.1 Прв Фиков закон за дифузија............................................................... 261 9.2.2 Втор Фиков закон за дифузија.............................................................. 262 9.2.3 Интерпретирање на Фиковиот закон за дифузија................................. 263 9.2.4 Постојана (стабилна) состојба и синк-услови........................................ 263 9.3 Пермеабилност (пропустливост)................................................................. 264 9.4 Апарати за определување на дифузија на лекови....................................... 265 9.5 Примена на дифузија во биолошки системи................................................ 266 9.6 Транспорт на супстанции низ клеточна мембрана....................................... 272 9.6.1 Пасивен транспорт............................................................................... 273 9.6.2 Активен транспорт............................................................................... 275 9.6.3 Транспорт по пат на цитоза.................................................................. 278 ДИСОЛУЦИЈА...................................................................................................... 281 10.1 Основни концепти на процесот на ослободување на активната супстанција од дозираната форма....................................................................................... 281 10.2 Модели на дисолуција.............................................................................. 284 10.2.1 Нојез-Витни (Noyes-Whitney) модел на дисолуција базиран на дифузија.................................................................................................................... 284 10.2.2 Хиксон - Кровелов (Hixson-Crowell) закон за кубен корен.................... 285 10.3 Фактори што влијаат на брзината на дисолуција...................................... 287 10.4 Тест за дисолуција.................................................................................. 289 КОРИСТЕНА ЛИТЕРАТУРА.................................................................................... 291 Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти ВОВЕД ВО ФИЗИЧКА ХЕМИЈА ЗА ФАРМАЦЕВТИ Фармацијата е применета наука која ги вклучува принципите и методите кои се одбрани од други научни дисциплини. Физичка хемија за фармацевти ја опфаќа физичката фармација. Овој назив се однесува и е близок со делот од фармацијата која ги проучува теоретските и квантитативните принципи од различни научни области кои се применуваат во фармацијата. Физичката хемија им овозможува на фармацевтите да се стекнат со теоретски знаења неопходни во решавањето на практични фармацевтски проблеми од различни области, како што се инструментални методи и техники, фармацевтска хемија, фармацевтска технологија, индустриска фармација, биофармација, фармакологија, аналитичка токсикологија, биохемија и др. Во минатото, развојот на фармацевтските дозирани форми исклучиво бил дел од фармацевтската технологија. Денес, дизајнирањето на нови дозирани форми не е можно без притоа да се проучат физичко-хемиските карактеристики на активната супстанција. Проучувањето на својствата на цврстата агрегарна состојба обезбедува важни информации за подготовка на формулацијата, сè со цел да се обезбеди потребната биорасположливост на активната супстанција. Изучувањето на физичката хемија кај фармацевтите овозможува студентите по фармација да се здобијат со знаења за различните физичко-хемиски процеси со цел: - полесно да ги проучат и разберат физичките и хемиските својства на активните супстанции; - да ги предвидат растворливоста, стабилноста, компатибилноста и биолошкото делување на активните супстанции; - развој на нови лекови и нови фармацевтски дозирани форми, со цел подобрување (олеснување) на различните начини на апликација. 1.1 Термодинамски системи и состојби При спроведување на експериментални студии и интерпретација на резултати, фокусот е ставен само на еден дел од природата. Во термодинамиката, точно определен дел од природата се вика физичко-хемиски систем, или накусо систем. Системот од преостанатиот дел на природата е одделен со граници или ѕидови, кои можат да бидат вистински или само замислени, но треба да се знае што е и каде завршува разгледуваниот систем. Преостанатиот дел од природата, особено оној што има влијание врз својствата на системот се вика околина на системот. Системот е одделен од околината со ѕидови (граници). Во термодинамиката, системите се клацифицираат согласно нивната способност да разменуваат енергија и/ или материја со нивната околина (слика 1.1): - Отворени системи - овозможуваат размена и на енергија и на супстанции со околината; - Затворени системи - овозможуваат размена на енергија, но не и на супстанции со околината; - Изолирани системи - ѕидовите на системот не дозволуваат размена ниту на супстанции, ниту на енергија со околината. - 1 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти маса маса маса топлина топлина топлина Отворен систем Затворен систем Изолиран систем Слика 1.1 Термодинамски системи Енергијата може да се разменува во вид на топлина или во вид на работа. Ѕидовите што овозможуваат пренесување на топлина преку границите на системот се викаат дијатермички ѕидови, а оние што не дозволуваат пренесување на топлина (односно служат како термички изолатори) се викаат адијабатски. Ако во границите на системот постојат делови со различни својства, системот се вика хетероген (под дел или подсистем се подразбираат делови за кои имаат смисла поимите: притисок, волумен, температура или слично, но не и делови со молекуларни димензии). Деловите во рамките на еден систем се раздвоени со гранични површини, што го прави системот хетероген. На граничните површини, својствата (или дел од нив) брзо, моментално се изменуваат. Систем во кој својствата се еднакви (не постојат гранични површини) или истите континуирано се изменуваат, се вика хомоген систем. Произлегува дека хетерогениот систем е составен од хомогени подсистеми што се викаат фази (од грчки - појавување). Во систем од мраз и вода, мразот е една фаза, без оглед дали тој е компактен или раздробен. Во систем од масло (една фаза) и вода, не е значајно дали маслото плива на површината или е во вид на емулзија. Притоа треба да се имаат во предвид следното: - Гасовите секогаш образуваат само една фаза; - Течностите можат да образуваат хомогени и хетерогени системи; - Тврдите тела, ако од другите тела се разликуваат по хемиска или кристална структура, образуваат секое за себе одделна фаза. Поимот термодинамичка состојба ги означува условите во кој мерливите својства имаат дефинирана вредност. Експериментално е докажано дека состојбата на системот, може да биде целосно дефинирана со наведување на четири термодинамички променливи: состав, температура, притисок и волумен. Ако системот е хомоген и се состои од една супстанција, доволни се само три променливи величини (варијабли) за да се дефинира системот. Познато е дека ако трите променливи величини (температурата, притисок и волумен) се зависни; и ако се познати две од променливите, тогаш третата е константна. Оттука термодинамичката состојба на чист хомоген систем целосно е дефинирана со наведување на било кои две од три познати променливи величини: притисок (P), волумен (V) и температура (Т). Квантитативната равенка што ја покажува зависноста меѓу Р, V и Т за даден систем, се нарекува равенка на состојба на системот. Општо земено, равенката на состојбата на системот се утврдува експериментално. - 2 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти Пример: 1 g вода во состојба 1 може да се дефинира под следните услови: притисок од 1 atm и температура од 40о C; додека во состојба 2 може да се дефинира под други услови - притисок од 5 atm и температура од 150o C. Фактот што состојбата на системот може да биде целосно дефинирана со наведување на две или три променливи, го поедноставува опишувањето на физичко- хемиските системи, бидејќи ова значи дека сите други макроскопски физички својства (густина, вискозитет, компресибилност итн.) се константни. Иако не се познати вредностите на макроскопски физичките својства, познато е дека тие зависат само од термодинамичките променливи и затоа сами по себе не се независни. Оттука може да се каже дека термодинамиката ги проучува промените на енергијата на системот кога тој преминува од една во друга состојба. 1.2 Состојби на системите Состојбата на системот е определена со големините притисок, температура, маса, волумен и други слични својства. Две состојби ќе бидат еднакви ако се еднакви вредностите на сите својства. Доколку состојбите се разликуваат само и по едно од својствата, тоа значи дека овие состојби се различни. Две состојби ќе бидат меѓусебно блиски ако разликите во својствата се мали, а бескрајно блиски ако тие разлики се бескрајно мали. Својствата со кои се определува состојбата на системот се викаат параметри или функции на состојбата. Треба да се има во предвид дека не сите физички мерливи величини се функции на состојбата на системот и дека има и такви величини чии вредности ќе зависат од тоа на кој начин ќе помине системот од една состојба во друга (преминот од една состојба во друга се вика процес), односно нивните вредности зависат од тоа кој е патот на процесот. Ако P и V се независно променливи величини, тогаш температурата е функција од притисокот и волуменот, односно 𝑇 = 𝜑 (𝑃, 𝑉). Следствено: 𝑉 = 𝜑 (𝑇, 𝑃) 𝑃 = 𝜑 (𝑇, 𝑉) Овие равенки се нарекуваат равенки на состојбата на системот. Многу често макроскопските системи се испитуваат со мерење на некои својства чија големина ја определува состојбата на системот. Својствата на системот можат да се поделат на интензивни и екстензивни: 1. Интензивни својства: притисок, (P), температура, (Т), густина (), концентрација (c), површински напон (ς). Интензивните својства (фактори на интензитет) немаат адитивен карактер и не зависат од големината на системот. Ако системот го разделиме на два дела, својствата нема да станат двојно помали по вредност. На пример: во рамнотежа, температурата на секој дел од системот е еднаква на температурата на целиот систем. 2. Екстензивни својства: маса (m), волумен (V), должина (l), количество супстанца (n), топлински капацитет (C) и многу други. Екстензивните својства (фактори на капацитет) имаат адитивен карактер, т.е. тие (во еден систем) се збир на соодветни својства на потсистемите од сложениот систем. Со делење на системот, половинките се во секој поглед еднакви меѓу себе, но само двапати помали (пр.: волумен, маса, количества и др.). - 3 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти Хомогени системи се оние системи кај кои интензивните својства во целиот систем имаат еднакви вредности или својствата се изменуваат континуирано. Хетерогените системи се оние системи кај кои постојат гранични површини што ги разделуваат областите со различни физички својства. Според бројот на фазите системите можат да бидат еднофазни (хомогени) и повеќефазни (двофазни, трофазни итн). Системите, врз основа на бројноста на компонентите (најмалиот број на независни составни делови) што е потребен за определување на составот на системот во целост и во секој негов дел, можат да се делат на: еднокомпонентни, двокомпонентни, трикомпонентни и повеќекомпонентни системи. Процесот на премин на супстанцијата (супстанциите) од една фаза во друга се нарекува фазна промена, а термодинамичките рамнотежи кои постојат во хетерогените системи се викаат фазни рамнотежи. Една од општите законитости која ги карактеризира рамнотежите во хетерогените системи е правилото на фазите што го извел американскиот научник Гибс во 1875 год., познато како Гибсово правило. Рамнотежа За да можат својствата со својата големина да ја опишуваат состојбата на системот, логично е тие при определена состојба да имаат определена вредност која не се менува се додека не се измени состојбата на системот. Систем чии што својства не покажуваат тенденција да се изменуваат во текот на времето велиме дека се во рамнотежа. Ова не секогаш е сосема точно бидејќи некогаш системот може да биде закочен. Заради тоа е подобро состојбата карактеризирана со непроменливост на состојбата да се означува како стационарна. За да се утврди дали се работи за стационарна (рамнотежна) состојба, потребно е системот да се изведе од таа состојба и тоа во различни насоки. Ако по престанокот на надворешното дејство, системот се врати во својата поранешна состојба односно првобитните својства, произлегува дека системот бил во рамнотежа (треба да се води сметка надворешното дејство да не биде толку силно за да го преведе системот во друга состојба). 1.3 Функции и равенки на состојбите За да може една состојба да се опише со задавање на големини на состојбата, таа мора да биде рамнотежна па кога во иднина ќе се зборува за состојба, ќе се мисли, ако не е поинаку нагласено, на рамнотежна состојба. Потребно е измерените својства да ја опишуваат состојбата онаква каква што е во дадениот момент, без оглед на претходната историја на системот, т.е. без оглед на начинот на кој системот дошол во дадената состојба. Тоа значи дека ако од некоја почетна состојба (Ѕ1 или Ѕр) окарактеризирана со вредностите Р1, Т1, поминеме во некоја друга конечна состојба (Ѕ2, или Ѕк) на сличен начин дефинирана, а потоа на друг начин, ги измениме големините на параметрите на состојбата, така да тие ги добијат првобитните вредности (Ѕ1  Ѕ2) потоа (Ѕ2  Ѕ1), промените на големините се исти но со спротивен знак, без оглед на начинот на менувањето на својствата. Притоа потребно е да биде задоволен соодносот (М2 - М1) = - (М1 - М2) или како што обично се пишува 1 - М2 = - 2 - М1 - 4 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти Ознаките од типот 1  2 најчесто се изоставуваат, а знакот  се употребува секогаш со значењето што го има погоре. Имено, тој означува конечно голема разлика меѓу големините на едно својство во конечната и во почетната состојба, т.е. М = Мк - Мр. Бескрајно малите разлики ќе ги означувамње со dМ. Преминувањето од една состојба во друга, односно изменувањето на вредноста на својствата на системот се вика процес. Процесот што води до првобитната состојба преку низа меѓусостојби е кружен процес или циклус. 1.4 Метрички системи Мерењето на големините на својствата претставува споредување на мереното својство со големината на својство што се зема за споредување. Споредувањето на големините Х и Х0 (Х0 е големина земена за споредување) доведува до односот А = Х/Х0. Големината Х0 се вика единица, А бројна вредност за својството Х. Така резултатот е производ на бројната вредност и единицата, Х = АХ0 Метрички системи Идејата за прифаќање на научен стандард како основа на метрологијата постои уште од времето на ренесансата. Во седумнаесеттиот век францускиот астроном Jean Picard предложил како единица мерка да се користи должината на нишало (на нивото на морето, на географска ширина од 45°) што отчукува еднаш во секунда. Во 1790 година Француското Национално Собрание назначило комисија која имала за цел да предложи нов систем на мерки што ќе се темели на некоја земна мерка. Денес, во употреба е Интернационалниот систем на единици и мерки (или скратено SI од францускиот назив Système International d’unités). SI системот е воспоставен во 1960 година на Генералната конференција на единици и мерки. Интернационалниот систем на единици е модерна форма на метричкиот систем, прифатен ширум светот во науката и трговијата. Својствата на материјата се изразува преку три фундаментални димензии: должина, маса и време. Секое од овие својства е дефинирана со единици и референтен стандард. Во метричкиот cgs систем, единиците се центиметар, грам и секунда. Во меѓународниот (SI) систем единиците се метар, килограм, секунда. Една секунда се дефинирана како фрекфенција на транзиција на атомот на Цезиум-133 помеѓу две нивоа на основната состојба и изнесува 9 192 631 770 Hz (s–1). Согласно оваа дефиниција, една секунда е еднаквна на траењето на 9 192 631 770 периоди на зрачење што соодветствува на транзицијата помеѓу две нивоа на основната состојба на 133Cs атомот. Единица за должина во SI системот е метар (m). Во минатото метарот се дефинирал преку брановата должина во вакуум при премин меѓу две енергетски нивои на атом на криптон-86. Денес 1m се дефинира преку брзината на светлината во вакуум која изнесува 299 792 458 ms–1, при што секундата се дефинира преку фреквенцијата на атомот на цезиум. Согласно оваа дефиниција, еден метар е должина на пат што го поминува светлината во вакуум за време од 1/299792458 секунди. Единица за маса е килограм (kg). Порано маса од еден килограм се дефинирала како маса на прачка (блок) изработена од платина и иридиум што се наоѓа во Интернационалното биро за тежини и мерки во Франција. Денес килограмот се дефинира преку вредноста на Планковата константа (h) која што изнесува 6,62607015 x 10–34 J s (kg m2 s–1), при што метарот и секундата се дефинирани преку брзината на светлина и фреквенцијата на цезиум. Единица мерка за маса во cgs системот е грам (g). - 5 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти Меѓународниот систем (SI) се базира на седум основни физички величини и соодветни единици што им припаѓаат (табела 1.1). Сите други величини и единици во овој систем се изведуваат од основните. Табела 1.1 Основни SI физички величини и соодветни единици Основни SI единици Основни физички величини Име Ознака должина метар m маса килограм kg време секунда s јачина на електрична струја ампер A термодинамичка температура келвин K количество супстанција мол mol јачина на светлина кандела cd Во голем број на експериментални процеси се користат многу мали вредности на маса, должина, волумен, време итн. За да се избегне користењето на броеви што содржат многу нули или децимални места, Националниот Институт за Стандарди и Технологија (National Institute of Standards and Technologies, NIST) ја препозна потребата од применаta на множители и субмножители, односно примената на SI префикси (табела 1.2). Табела 1.2 SI множители и субмножители субмножител префикс симбол множител префикс симбол 10–1 deci d 10 deka da 10–2 centi c 102 hecto h 10 –3 milli m 103 kilo K 10–6 micro μ 106 mega M 10–9 nano n 109 giga G 10–12 pico p 1012 tera T 10–15 femto f 1015 peta P 10–18 atto a 1018 exa E Во фармацевтската практика, покрај основните единици мерки за маса и должина, почесто се користат помали единици мерки (табела 1.3 и табела 1.4). На пример, во спектроскопските методи за определување на содржината на активните супстанции, брановата должина на ултравиолетовата/видливата светлина се изразува во nm, додека во инфрацрвената спектроскопија во cm-1 или μm-1. Табела 1.3 Метрички единици за маса 1 микрограм (μg) = 0.000001 g 1 милиграм (mg) = 0.001 g 1 центиграм (cg) = 0.01 g 1 дециграм (dg) = 0.1 g 1 грам (g) = 1g 1 декаграм (dag) = 10 g 1 хектограм (hg) = 100 g 1 килограм (kg) = 1000 g - 6 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти Табела 1.4 Метрички единици за должина 1 нанометар (nm) = 0.000000001 m (0.001 μm: 10–9 m: 10 °A) 1 микрометар (μm) = 0.000001 m (0.001 mm: 10–6 m: 10 000 °A) 1 милиметар (mm) = 0.001 m 1 центиметар (cm) = 0.01 m 1 дециметар (dm) = 0.1 m 1 метар (m) = 1m 1 декаметар (dam) = 10 m 1 хектомилиметар (hm) = 100 m 1 километар (km) = 1000 m Волуменот е изведена величина од должината (изразена во метри), а референтен стандард за волумен е m3. Во cgs системот, единица за должина е cm, односно за волумен cm3. Волуменот порано се дефинирал како литар (L) што претставува волумен што го зафаќа еден килограм вода при притисок од 1 атмосфера и температура од +4оC, и е еквивалентна на 1000 cm3. Меѓутоа испитувањата покажуваат дека 1 L = 1000.027 cm3 (како резултат на растворениот кислород во водата). Во фармацевтската практика за изразување на волумен на раствор што се користи во хроматографските определувања се користат единици помали од литарот (пр. μL). Во табела 1.5 прикажани се метричките единици за волумен. Табела 1.5 Метрички единици за волумен 1 микролитар (μL) = 0.000001 L 1 милилитар (mL) = 0.001 L 1 центилитар (cL) = 0.01 L 1 децилитар (dL) = 0.1 L 1 литар (L) = 1L 1 декалитар (daL) = 10 L 1 хектолитар (hL) = 100 L 1 килолитар (KL) = 1000 L Густина и специфична тежина се термини што често се користат за интерконверзија на масата и волуменот. Густина се дефинира како маса на единица волумен на точно определена температура и притисок и во cgs системот се изразува како g/cm. Во SI системот, густината се изразува како kg/m3. Специфичната тежина е бездимензионален број; може да се конвертира во густина со примена на соодветни формули. Се дефинира како однос на густината на одредена супстанција и густината на водата на иста температура, ако поинаку не е специфицирано. Посоодветен збор за специфичната тежина е релативна густина. Во пракса специфичната тежина се дефинира и како однос помеѓу маса на супстанција и маса на ист волумен на вода на температура од +4оC или на друга температура (пр. 20о/25оC). Специфичната тежина се одредува со примена на различни типови на пикнометар и со примена на Мор-Вестфалова вага, хидрометри и слично. - 7 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти Силата е пропорционална со масата (кога забрзувањето е константно) и на забрзувањето кога масата е константна. Во SI системот единица за сила е њутн N = kg m s-2. F = kmа каде што к е константа на пропорционалност. Притисок e сила на единица површина и може да биде изразена во атмосфери (atm), сантиметри живин столб (cmHg) или во милиметри живин столб (mmHg). Во SI системот единица за притисок е Nm-2 и се означува како паскал (Pa). Притисокот во флуидите е мерка за енергијата на единица волумен (енергетска густина). 𝐹 𝐹𝑑 𝑊 енергија 𝑃= = = = 𝐴 𝐴𝑑 𝑉 волумен Работа и енергија Работата се дефинира како состојба на телото што му дава капацитет за да врши одредена работа (не постои адекватна дефиниција). Енергијата може да биде кинетичка или потенцијална. Во SI системот единица за енергија / работа е џул (Ј) што е еквивалентно на њутн метар (Nm). Температура Температурата се изразува во единици познати како степени Целзиусови или Келвини на апсолутната температурна скала. Термодинамичката температура, изразена во келвини, се дефинира преку вредноста на Boltzmann-овата константа која изнесува 1,380649 x 10–23 JК–1 (kgm2s–2K–1), при што килограмот, метарот и секундата се дефинирани преку h, c и Cs. Од оваа дефиниција произлегува дека 1К е еднаков на промената на термодинамичката температура што настанува како резултат на промената на топлинската енергија за 1,380649 x 10–23 J. Растојанието помеѓу мрзнењето и вриење на чистата вода на притисок од 1 atm е поделено на 100 степени. 0оC одговара на 273,15 K на Келвин-овата апсолутна скала. Множини Множината има специфично значење и е поодредена од обичниот израз количина. Во хемијата се сретнуваме со енормно голем број атоми. Бројот на атоми во 1 g материја е во ред на величина од 1022 до 1023, што е повеќе од бројот на видливите ѕвезди во Универзумот. Искажувањето на оваа величина вообичаено во хемијата е количина на супстанца n, а се прикажува во единица наречена мол. Формална дефиниција за мол е количина супстанција (атоми, молекули, јони или други видови), како атомите во точно 12 g 12С, експериментално е најдено, 6,02 x 1023. Затоа, ако примерокот содржи N определен вид, тогаш содржината на супстанцата е n=N/NА, каде NА е Авогадрова константа, 6,02 x 1023 mol-1. Исто така, ако количината на супстанца n е (на пример 2.0 mol О2) тогаш бројот на елементарни честички е nNА, во наведениот пример, 2 x 1024 О2 молекули. - 8 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти Концентрација и моларитет Концентрација (множинска концентрација) е множина поделена со волумен. Ако множината се изрази со молови, а волуменот на растворот во дециметри кубни (1L=1dm3), концентрацијата е mol/dm3. Концентрацијата порано се нарекуваше моларитет, но сега се смета дека тоа е непогоден израз; исказот 2М раствор уште понекогаш може да се најде, но современото искажување би било раствор со концентрација 2.0 mol/dm3. Моларитет е множина на растворена супстанција поделена со волуменот на растворот и се изразува во mol/dm3. Молалитет е множина на растворена супстанца поделена со масата на растворувачот. Обично се изразува како mol/kg, што значи молови растворена супстанција во килограм растворувач. Често пати, потребна е процена на количината на материја присутна во раствор. Во однос на моларната концентрација на растворената супстанција, се наведува присутната количина на растворена супстанција поделена со волуменот на растворот. Моларната концентрација обично се искажува во молови на литар (mol/L или mol/dm3). Едномоларен раствор се изготвува со растворање 1 mol супстанција во доволно растворувач за да се подготви 1 L раствор, кој се вика едномоларен раствор и се бележи како 1M, што не е по SI единиците. Се пишува 1М NaCl (aq). Молалитетот се претставува како количина супстанција поделена со масата на растворувачот (изразена во килограм), употребена за приготвување на растворот. Треба да се нагласи дека моларната концентрација на растворената супстанција се менува со промена на температура (бидејќи волуменот на растворот се менува), додека молалитетот не е зависен од температура. Моларни големини Моларна маса (М) е маса поделена со множина. Обично се изразува како g/mol. Ако масата на некој примерок е m, множината на присутната супстанција е n = m/M. Воопшто моларна величина (на пример, ентропија) е таа големина поделена со множина. Затоа ако примерокот содржи единки на множина n, а ентропијата е Ѕ, тогаш моларната ентропија е Sm = S/n. Во текстот се сретнува моларна ентропија, ентропија, Гибсон-ова функција и моларен топлински капацитет. Макроскопските системи се испитуваат со мерење на некои својства, најчесто такви чија големина ја определува состојбата на системот. Како што е претходно наведено, во хемијата разликуваме интензивни и екстензивни однесувања. Примери на екстензивно однесување се маса, волумен, должина, количество супстанција, топлински капацитет и др. Екстензивните својства имаат адитивен карактер т.е. тие во системот се збир на соодветни својства на подсистеми, од сложени системи. Интензивните својства, како притисок, температура, густина, концентрација, површински напон, не зависат од големината на системот и ако го разделиме на два дела, својствата нема да станат двојно помали. Моларното својство, како маса по мол определена супстанција (во праксата екстензивното однесување на Х примерок поделен со количина супстанција во примерокот, Mr=M/n) е исто така интензивно својство бидејќи својството и количината се пропорционални на големината на примерокот, така што односот е независен од степенот. Со еден исклучок моларната количина се обележува со m. Еден пример е моларниот волумен Vm, волумен по единица количина супстанција (волумен по мол). - 9 - Поглавје 1 Вовед во физичка хемија за фармацевти Исклучок во обележувањето е моларната маса М, маса на примерок поделена со количината супстанција. Ако примерокот е составен од атоми, тогаш моларната маса е по мол атоми; ако е составена од молекули масата е по мол молекули. Ако примерокот е јонски (како NaCl) тогаш моларната маса е по мол формулска единица. Името „атомска тежина“ и „моларна тежина” сè уште се употребуваат, но овде наместо „тежина“ ќе се употребува терминот маса. Хемиски равенки Стрелката „“ се употребува за обележување на определена насока на реакцијата; двојни стрелки „“ се употребуваат за обележување на рамнотежа. Супстанциите на левата страна на равенката се викаат реактанти, а на десната страна се нарекуваат продукти, иако во рамнотежна состојба тие поими го губат значењето. Обично се искажуваат како фази на реактанти и продукти, како на пример во реакцијата: 2H2(g)+2О2(g)  2H2О(aq). Толкувањето на реакциите е следното: две молекули на водород гас реагираат со еден молекул кислород гас и создаваат две молекули течна вода. Елементарен услов е равенката да биде во рамнотежа, што значи дека бројот на атоми на секој елемент мора да биде еднаков на двете страни на равенката. Кога се вклучени наелектризирани единки (единки со полнеж), вкупниот полнеж исто така мора да биде еднаков на двете страни на равенката. - 10 - Поглавје 2 Состојби на материјата СОСТОЈБИ НА МАТЕРИЈАТА Во секојдневниот живот се стретнуваме со три состојби на материјата: цврста, течна и гасна состојба. На пример водата, во зависност од температурата, на услови на нормален атмосферски притисок (1,013 bar) може да биде во облик на мраз, течност или во облик на водена пара. На температура од 0°С мразот се топи, односно настанува фазна транзиција од цврста во течна состојба. На температура од 100°С водата врие, при што настанува фазна транзиција од течна во гасна состојба. Со намалување на температурата под 100°С, настанува кондензација (транзиција од гас во течност); со дополнително намалување на температурата под 0°С, настанува транзиција од течност во цврста состојба. Физичката состојба на материјата се дефинира преку нејзините физички својства. За супстанции што имаат исти физички својства можеме да кажеме дека се наоѓаат во иста состојба. Без разлика на агрегатната состојба (гас, течност или цврста состојба), помеѓу молекулите мора да постојат одредени меѓумолекулски (интермолекулски) сили. Меѓумолекулските сили се слаби привлечни сили кои се одговорни за зачувувањето на молекулите заедно во цврста или течна состојба (со зголемување на молекулската маса, привлечните сили се зголемуваа). Генерално, интермолекулските сили се послаби во однос на интрамолекулските сили. Познавањето на овие сили (привлечни и одбивни) е мошне важно за да се разберат: - својствата на гасовите, течностите и цврстата материја; - феномените како што се флокулација во суспензиите, стабилноста на емулзии, компактност на прашокот во капсулите, компресија на гранулите за формирање на таблети и сл. Кај цврстата агрегатна состојба, молекулите се поврзани со силни меѓумолекулски сили кои што овозможуваат молекулите само да вибрираат, но не и да ја менуваат својата позиција. Овие интермолекулски интеракции ги одредуваат својствата на цврстата состојба: одредена маса на цврстата супстанција на дадена температура и притисок, дефиниран волумен и форма. Течната агрегатна состојба, на дадена температура и притисок, има дефиниран волумен, но ја завзема формата на садот во кој се наоѓа. Тоа се должи на интермолекулските интеракции, кои се послаби во однос на интеракциите кај цврстите тела. Во овој случај кинетичката енергија е доволно голема за да овозможи движење на молекулите по пат на дифузија или конвекција. Тоа е причината што течностите имаат помала густина во однос на цврстите супстанции. Меѓумолекулските интеракции кај реалните гасови се многу слаби, а кога станува збор за идеален гас истите можат да се занемарат. Тоа доведува гасовите да немаат дефиниран волумен и форма и да имаат најмала густина. - 11 - Поглавје 2 Состојби на материјата 2.1 Интермолекулски интеракции Интермолекуларните сили се сили што делуваат на молекуларно ниво помеѓу честичките и истите можат да бидат привлечни (атрактивни) и одбивни (репулзивни) сили. Атрактивните сили што се доволно силни да поврзат два или повеќе атоми во молекула ги нарекуваме врзувачки интеракции. Привлечната сила што делува меѓу две двоатомски молекули (слика 2.1) кои што меѓусебно доаѓаат во тесен контакт, но истата не е доволно силна за да ги поврзе во нова молекуларна единица се нарекува неврзувачка интеракција. Доколку не би постоеле неврзувачките интеракции, сите материи би биле во гасна фаза, односно не би имало кондензирани фази. Неврзувачка интеракција Слика 2.1 Неврзувачка интеракција Привлечните интермолекулски сили што се јавуваат помеѓу поларните молекули се од типот на: јон-дипол, дипол-дипол, дипол-индуциран дипол интеракции, како и водородна врска. Кај неполарните молекули се јавуваат дисперзни (Лондонови) сили. Течностите и цврстите супстанции составени од овие видови ќе се одржуваат заедно со комбинација од дипол-дипол, дипол-индуциран дипол интеракција и како резултат на дисперзивните сили. Сите овие слаби привлечни интермолекулски сили со заедничко име се нарекуваат van der Waals-ови привлечни сили во чест на холандскиот научник Johannes van der Waals (1837-1923). Van der Waals со помош на овие интеракции ја објаснил разликата помеѓу реалните и идеалните гасови. Треба да се нагласи дека привлечните сили што се јавуваат помеѓу јон и дипол се познати како јон-дипол интеракции и истите не спаѓаат во групата на van der Waals-ови привлечни сили. Репулзивните (одбивни сили) доаѓаат до израз на мали растојанија кога атомите се доближуваат блиску едни до други. Репулзивните сили спречуваат два атоми да завземат еден ист простор. 2.1.1 Електростатски интеракции Електростатските (колумбови) привлечни сили се јавуваат помеѓу спротивно наелектризираните честички и се вклучени во формирањето на хемиската врска меѓу честичките со спротивен полнеж (јон-јон интеракции). Колумбовите сили се најсилни од сите интермолекулски сили, па енергијата потребна за раскинување на врската меѓу NaCl е поголема од енергијата потребна за раскинување на ковалентната врска меѓу H2 (слика 2.2). Согласно Колумбовиот закон, силата меѓу две честички со спротивен полнеж е пропорционална со електростатскиот полнеж што го поседуваат честичките, а обратно пропорционална од квадратот на растојанието помеѓу нив. - 12 - Поглавје 2 Состојби на материјата Слика 2.2 Енергија на колумбови сили 2.1.2 Неврзувачки електростатски интеракции Дипол и диполни моменти Согласно Колумбовиот закон, електростатската сила помеѓу јон и честичка што нема полнеж треба да изнесува нула. Но, иако честичката нема полнеж, можно е електронскиот облак на валентните електрони да биде несиментрично распределен во просторот, што доведува до појава на диполен момент. Постојат два вида на диполни моменти:  Перманентни диполни моменти - се јавуваат при формирање на врска меѓу елементи со различна електронегативност. Многу молекули, иако се електронеутрални, имаат атоми со различна електронегативност што доведува до нерамномерна дистрибуција на негативниот полнеж. Овие молекули поседуваат перманентен диполен момент и се нарекуваат поларни молекули.  Индуцирани диполни моменти - се јавуваат кога надворешно електрично поле ќе го наруши електронскиот облак на неутрална молекула. Кај молекули што се електронеутрални и не поседуваат перманентен диполен момент, под дејство на надворешно електрично поле се јавува индуциран (привремен) диполен момент. Имено, електричното поле на јонот што се наоѓа во близина на молекулот доведува центрите на позитивен и негативен полнеж да се поместат во спротивни насоки. Тенденцијата на електронскиот облак на атомот да се згуснува на една страна во однос на атомското јадро се нарекува поларизабилност. Јон-дипол интеракции Диполот што се наоѓа во близина на позитивен или негативен јон се насочува кон јонот со парцијален полнеж што е спротивен на полнежот на јонот. Јон-дипол интеракциите се значајни интрамолекулски сили што се јавуваат во растворите на електролитите. На пример, водата е поларна молекула, па во раствор со NaCl, Na+ јоните ќе бидат опкружени со молекули на вода ориентирани со кислородот кон кислородот, додека пак Cl– јоните ќе бидат опкружени со молекули на вода ориентирани со водородот према хлоридните јони (слика 2.3). Како резултат на јон- дипол интеракциите, се јавува хидратација на јоните во раствор. Јачината на јон- дипол интеракциите зависи од големината на диполниот момент и од густината на електронскиот облак на јонот. - 13 - Поглавје 2 Состојби на материјата Слика 2.3 Јон-дипол интеракции Дипол-дипол интеракции Дипол-дипол интеракциите се јавуваат меѓу молекули со перманентен дипол (поларни молекули формирани со поларна ковалентна врска) (слика 2.4). Овие интеракции можат да бидат привлечни и одбивни. Привлечните дипол-дипол интеракции се јавуваат помеѓу различните полови на две соседни молекули, додека пак одбивните интеракции се јавуваат меѓу идентични полови на две соседни молекули. Дипол-дипол привлечните интеракции се послаби во споредба со јон- дипол интеракциите. Јачината на овие привлечни сили опаѓа со зголемување на растојанието меѓу молекулите. Енергијата на дипол-дипол интеракциите е пропорционална на 1/r3, каде што r е растојание меѓу две поларни честички. Кај поларни молекули што ротираат, енергијата е пропорционална на 1/r6. Поголема густина на а) електронски облак б) Слика 2.4 а) Дистрибуција на електронски облак кај HCl (поларна молекула), б) дипол-дипол интеракции меѓу две молекули на HCl Водородна врска Дипол-дипол интеракциите се особено силни доколку се работи за молекул во кој атомот на водород е поврзан за силно електронегативен елемент (O, N или F). Овој тип на поврзување се нарекува водородна врска и претставува посебен тип на дипол-дипол интеракција. Водородното поврзување настанува со привлекување на електронскиот пар на електронегативниот атом од молекулата и водородот од друга молекула (слика 2.5). Енергијата на водородната врска е голема и се движи од 10 до 100 KJmol-1. Јачината на водородната врска зависи од колумбовите интеракции помеѓу слободниот електронски пар на електронегативниот атом на молекулот и водородниот атом на другиот молекул. Водата, како резултат на постоењето на водородни врски има: висока температура на вриење, висока температура на топење, низок напон (притисок) на пареи, висок површински напон, високи термални својства и при замрзнување нејзиниот волумен се зголемува. - 14 - Поглавје 2 Состојби на материјата Слика 2.5 Водородна врска Јон-индуциран дипол интеракции Јон-индуциран дипол интеракции се јавуваат кога јоните (најчесто катјоните) што се наоѓаат блиску до поларните молекули доведуваат до нарушување на електронскиот облак кај поларните молекули, односно доведуваат до формирање на индуциран дипол (слика 2.6). Слика 2.6 Јон-индуциран дипол интеракции Дипол-индуциран дипол интеракции Дипол-индуциран дипол интеракции се слаби привлечни сили што се јавуваат помеѓу перманентен дипол и молекула што нема перманентен дипол. Перманентен дипол на поларната молекула доведува до формирање на индуциран дипол кај неполарната молекула, со што се јавуваат слаби привлечни сили меѓу овие честички (слика 2.7). Енергијата на интеракцијата е пропорционална на 1/r6, каде што r е растојание меѓу две молекули. Индуцираниот диполен момент зависи од диполниот момент на перманентниот дипол и од поларизабилноста на неутралната молекула. Јачината на овие привлечни интеракции е поголема кај молекули што имаат голема поларизабилност. Перманентен дипол Неполарна молекула Индуциран дипол кај Перманентен дипол неполарна молекула Слика 2.7 Дипол-индуциран дипол интеракција помеѓу перманентен дипол и индуциран дипол - 15 - Поглавје 2 Состојби на материјата Дисперзиони или Лондонови сили Благородните гасови (пр. Nе2, He2), како и неполарните молекули (пр. јаглерод тетрахлорид, бензен) можат да се јават во течна состојба, што укажува на постоењето на слаби електростатски сили што не потекнуваат од перманентните диполни моменти на честичките. Постоењето на овие сили за прв пат ги објаснил германскиот научник Fritz London во 1930 година и оттука привлечната сила што се јавува меѓу два привремени диполи се нарекува Лондонова сила. Друго име за овој тип на интеракции е дисперзиони сили. Причина за појава на овие сили е што електронскиот облак, односно негативниот полнеж на атомот, не е симетрично распореден во секое време околу центарот на атомот. Оттука велиме дека атомите имаат слаб диполен момент што континуирано се јавува на една и се губи во друга насока (слика 2.8). Иако овие флуктуации се краткотрајни, можат да доведат до индуцирање на нови диполни моменти кај соседните атоми или молекули и појава на слаби приблечни сили. Лондоновите дисперзиони сили се сили на привлекување меѓу моментален и индуциран дипол. Овие сили се јавуваат меѓу сите видови на молекули, поларни и неполарни. Дисперзионите сили се најслаби во однос на останатите интермолекулски сили, но се постојано присутни. Лондоновите сили се секогаш привлечни и енергијата е обратнопропоционална од 6-тиот степен на растојанието меѓу честичките (1/r6, каде што r е растојание меѓу две честички). Овие сили доаѓаат до израз на мали раствојанија (~500 pm). Интензитетот на дисперзионите сили зависи од поларизабилноста на молекулите, нивниот облик и од молеклуската маса. Имено, кај издолжени молекули (пример n-пентан) интензитетот на дисперзиони сили е поголем во однос на пократки, топчести молекули (пример неопентан). Молекулите со поголема молекулска маса имаат поголема густина на електронскиот облак, што резултира со полесна поларизација. Тоа доведува интензитетот на дисперзионите сили да биде поголем. Лондоновите сили имаат адитивен карактер, па ако две издолжени молекули се најдат една до друга, дисперзионите сили што делуваат меѓу нив ќе бидат поголеми. Овој ефект допринесува за постоењето на силни привлечни сили помеѓу големите полимерни молекули. Атом А Атом Б Симетрична дистрибуција на електронски облак Атом А со моментален Атом Б со индуциран дипол со поголема дипол електронска густина од десната страна Атом А со моментален Атом Б со индуциран дипол со поголема дипол електронска густина од левата страна Слика 2.8 Дисперзиони (Лондонови) сили помеѓу атоми - 16 - Поглавје 2 Состојби на материјата 2.2 Гасна состојба на материјата Француските научници Џозеф Геј-Лисак и Жан-Бабтист Биот го направиле историскиот чекор и во 1804 година од височина од 6,4km го проучувале составот на атмосферата. Откритието на Геј-Лисак што се однесува на ширењето на гасовите при загревање, довело да се исмисли балонот на топол воздух (слика 2.9). Слика 2.9 Францускиот научници Џозеф Геј-Лисак и Жан-Бабтист Биот Проучувањето на гасовите овозможило да се разбере однесувањето на материјата на наједноставен начин од причина што честичките на гасовите делуваат независно едни од други, без притоа да има интеракции помеѓу нив. Проучувањето на гасовите претставува појдовна точка за понатамошното проучување на сложените кондензирани фази (течна и цврста). Што е карактеристично за гасовите? - Гасот нема дефиниран волумен; гасот го исполнува волуменот на садот во кој се наоѓа. Спротивно од ова однесување, течноста секогаш има дефинирана гранична површина кога нејзиниот волумен е помал од волуменот на садот во кој се наоѓа. Друга карактерисктика на гасовите е што во споредба со течностите и цврстите супстанции, имаат мала густина. Најзначајна карактериска на гасовите е што температурата и притисокот имаат исто влијание врз сите гасови, односно со промена на температурата и притисокот настанува или експанзија или контракција на гасот. Ова однесување е различно од однесувањето на течностите и цврстите супстанции каде што својствата на секоја супстанција треба да се определат поединечно. Молекулите на гасот се наоѓаат во постојано движење, често судирајќи се меѓусебе и со внатрешните ѕидови на садот во кој што се наоѓаат (слика 2.10). При овие судири, тие веднаш се одбиваат без притоа да настане губиток на кинетичка енергија, но притоа гасот делува на ѕидовите на садот со одредена сила. Оваа сила, поделена со вкупната површина на која што делува гасот, го претставува притисокот на гасот. Притисокот на гасот се забележува преку мерење на притисокот што мора да се примени од надвор со цел да се спречи експанзија или контракција на гасот. Молекули на гас Сад исполнет со гас Слика 2.10 Гас во затворен сад - 17 - Поглавје 2 Состојби на материјата Да замислиме гас затворен во цилиндар со подвижен клип (слика 2.11). Со цел гасот да се задржи во цилиндарот, потребно е на подвижниот клип да се примени одредена сила што одговара на силата што ја врши гасот на дното од клипот и се стреми да го истисне. Единица за притисок во SI системот е паскал (Pa), што претставува сила од 1N што делува на површина од 1m2 (1 Nm–2 = 1 kg m–1 s–2.) Во хемиските процеси, притисокот често се изразува во единици атмосфери или тори, каде што притисок од 1 atm соодветствува на 101325 Pa, односно 760 torr. Постари единици за притисок mmHg и се приближно исти со тори, додека пак во метеорологијата притисокот се изразува во бари (bar). Волумен на гас претставува простор во кој молекулите на гасот слободно се движат. Доколку имаме смеса од гасови, како што е на пример воздухот, тогаш различни гасови ќе коегзистираат во ист волумен. Важно е да се има во предвид дека волуменот на гасот зависи од температурата и од притисокот. Тегот под дејство на