Методична  вказівка для студентів 1 курсу

(медичний факультет)

ЗАНЯТТЯ № _5_ (практичне – 6 год.)

Теми. 1. Теплові ефекти хімічних реакцій. Визначення теплот розчинення та реакцій нейтралізації.

              2. Електродні процеси. Визначення потенціалів редокс-систем.

              3. Визначення рН розчинів потенціометричним методом.

 

Мета. Вміти визначити теплоту розчинення безводної солі та теплоту реакції нейтралізації.

Професійна орієнтація студентів. Всім живим організмам для росту і функціонування необхідна енергія. Рослини і деякі бактерії використовують енергію сонця з допомогою реакцій фотосинтезу. Живі організми черпають цю енергію за рахунок окиснення харчових продуктів. Енергетичний баланс організму можна досліджувати методами прямої і непрямої калориметрії. Знання калорійності їжі необхідні при складанні повноцінних дієт, які рекомендують хворим з різними патологіями.

Методика виконання практичної роботи (9⁰⁰ -12⁰⁰).

І. Теплові ефекти хімічних реакцій. Визначення теплот розчинення та реакцій нейтралізації.

Робота 1. Визначення теплоти розчинення безводної солі.

Для виконання роботи використовують калориметр. У зважений калориметричну склянку помістити 25 мл дистильованої води (m_Н2О). Виміряти її початкову температуру (t_почт.) з точністю до 0,1 ^оС. Через маленьку лійку всипати наважку безводного сульфату міді СuSО₄. Перемішати розчин мішалкою і визначити максимальне значення температури (t_мах). Розрахувати Dt = t_мах.. – t_почт.  Знаючи загальну масу розчину (m_{розчину} = m_Н2О +m_солі), питому теплоємність розчину (4,184 Дж/г.град), теплоємність води (1 Дж/г.град), визначити кількість теплоти (Q), що виділилася при розчиненні безводного сульфату міді СuSО₄  в перерахунку на 1 моль безводної солі.

                  

Розрахувати за законом Гесса теоретичний тепловий ефект Q_т розчинення безводного сульфату міді і порівняти його з тепловим ефектом Q, знайденим дослідним шляхом.  Вирахувати абсолютну і відносну похибку досліду.

Врахувати, що при розчиненні безводної солі проходить її гідратація з виділенням теплоти: СuSО₄    + 5 Н₂О =  СuSО₄ ^. 5 Н₂О + 78,2 кДж,  ΔН = -78,2 кДж

Розчинення кристалогідрату супроводжується поглинанням тепла:

        СuSО₄  ^. 5 Н₂О + аq  =  СuSО₄(р) – 11,7 кДж

Тепловий ефект процесу розчинення Q_теор. дорівнює алгебраїчній сумі теплоти гідратації безводної солі і теплоти розчинення гідратованої солі.

 

Робота 2. Визначення теплоти реакції нейтралізації.

У зважений калориметричну склянку помістити 30 мл 1 М розчину NаОН і виміряти його температуру (t_л). В окрему склянку відміряти 30 мл 1 М розчину НС1 і виміряти температуру (t_к). Потім через лійку влити кислоту в калориметр. Виміряти найвищу температуру, яку покаже термометр після зливання розчинів. Визначення провести два рази.

            NаОН ^.   аq + НСl ^. аq =  NаС1(аq) +  Н₂О (р) + Q

   Результати досліду занести в таблицю по формі:

За результатами дослідів вирахувати теплоту нейтралізації, користуючись формулою:

        Q  = Dt С/ V М ;  де М – молярна концентрація розчину.

        Dt = t₂ – t₁ , С – теплоємність, С = С₁ m₁ + C₂ m₂

Питома теплоємність скла (С₁) дорівнює 0,753 Дж/г-град, розчину (С₂) – 4,184 Дж/г-град, густина розчину = 1 г/мл.

Порівняти одержану величину Q з теоретичним значенням теплоти нейтралізації: (Q_нейтр.  = 57,3 кДж/моль), знайти відносну похибку.

 Тема № 2. Електродні процеси. Визначення потенціалів редокс-систем.

РОБОТА 1.  Визначення редокс-потенціалів систем Fе³⁺/Fе²⁺.

В хімічну склянку ємністю 100 мл поміщають рівні об’єми (по 10 мл) розчинів солі Мора (0,1 моль/л) і залізо-амонійного галуну (0,001 моль/л). В одержаний розчин занурюють платиновий і хлорсрібний електроди. Хлорсрібний електрод порівняння має потенціал. що дорівнює 0,202 ±0,002 В (е2). Електрорушійну силу (Е) такого гальванічного елемента вимірюють потенціометром (будова і принцип роботи зазначені в інструкції).

Потенціал редокс-системи розраховують із рівняння електрорушійної сили даного гальванічного елемента:  

               Е = е₁-е₂

Е – е.р.с.

е₁ – потенціал редокс систем

е₂ – потенціал електрода порівняння, е₂ = 0,202 ± 0,002 В.

Одержані результати порівнюють з теоретично розрахованим значенням потенціалу редокс-системи. Потенціал редокс системи розраховують за рівнянням Нернста напівелемента

    

       

РОБОТА 2. Визначення потенціалу редокс-системи МnО₄^–/Мn²⁺_.

У мірний стакан перенести 25 мл 0,1 моль/л розчину КМnО_4, підкисленого концентрованою сірчаною кислотою (рН=1) і 5 мл 0,01 моль/л розчину МnSО₄. У стакан поміщають платиновий і хлорсрібний електрод і вимірюють електрорушійну силу цього елемента потенціометром. Розраховують потенціал редокс-системи Рt/МnО_{4 ,}Мn²⁺. Одержані результати порівнюють з теоретично обрахованим значенням потенціалу цієї редокс системи.

е^оMnO₄^–/Mn²⁺=1,5 В

 Тема № 3. Визначення рН розчинів потенціометричним методом.

РОБОТА 3. Визначення рН розчинів і біологічних рідин.

      Принцип потенціометричного визначення рН розчинів грунтується на використанні гальванічного елементу, що складається з насиченого хлорсрібного електрода (порівняння) і склянного електрода (вимірювального), ЕРС якого залежить від активності іонів водню в розчині. Для вимірювання рН використовують такі розчини: кислий розчин, шлунковий сік, сечу, кишковий сік, лужний розчин. Вимірювання рН розчинів проводиться з допомогою рН-метра (будова і принцип роботи див. в інструкції до приладу), за одержаними значеннями рН розрахувати рОН. Потім за даними величинами рН розрахувати  [ОН-] , [ Н+] .

Приклад розрахунку:  рН = 5,46.    рН = – Ig Н₃О+,     Ig  [Н₃О+] = -5,46

 Ig  [Н₃О⁺ ] = -6 + 0,54;  -6 = Ig 10^-6,  а 0,54 є логарифмом числа 3,47. Значить,  [Н₃О^+] = 3,47.10^-6 моль/л.

 

Отримані результати занести в таблицю:

Досліджуваний розчин	рН	рОН	Реакція середовища	[Н3О+]	[ОН–]

 

Програма самопідготовки студентів

І. Теплові ефекти хімічних реакцій. Визначення теплот розчинення та реакцій нейтралізації.

1.      Основні поняття хімічної термодинаміки: термодинамічна система, параметри стану, термодинамічний процес ( ізобарний, ізохорний, ізотермічний).

2.      Внутрішня енергія і ентальпія. Перший закон термодинаміки.

3.      Термохімічні рівняння. Теплоти утворення, розчинення, згоряння, нейтралізації.

4.      Закон Гесса та наслідки з нього. Калориметрія.

5.      Другий закон термодинаміки. Ентропія.

6.      Термодинамічні потенціали: енергія Гіббса, енергія Гельмгольца. Критерії і напрямок самочинних процесів.

7.      Застосування основних положень термодинаміки до живих організмів. АТФ як джерело енергії для біохімічних перетворень. Екзо- і ендотермічні процеси в організмі.

І. Електродні процеси. Визначення потенціалів редокс-систем.

1.    Механізм виникнення електродного потенціалу. Рівняння Нернста.

2.    Рівняння півреакцій окисно-відновних процесів. Потенціали редокс-систем.

3.    Будова водневого електроду. Стандартні потенціали редокс-систем.

4.    Гальванічні елементи. Способи вимірювання електрорушійної сили гальванічного елемента.

5.    Принцип вимірювання електродних потенціалів і потенціалів редокс-систем на потенціометрі.

6.    Обрахунок значення електродних потенціалів та потенціалів редокс-систем.

ІІ. Визначення рН розчинів потенціометричним методом.

1.  Електроди першого і другого роду, водневий, хлорсрібний, скляний.

    Рівняння Нернста для даних півелементів.

2.  Принцип вимірювання рН з допомогою скляного електрода.

3. Зворотній перерахунок рН на   Н+  і  ОН-. Логарифми і  антилогарифми.

4.  Редокс-потенціали біологічних систем.

Семінарське обговорення теоретичних питань:

Зразки тестових завдання та ситуаційних задач.

І. Тестові завдання:

1.   Важливе значення в термодинамічних розрахунках надається обчисленню вільної енергії Гіббса DG. Довільне протікання процесу за ізобарно-ізотермічних умов можливе при: 

A.  DG@0.  В. DG=0   С. DG³0.  Д. DG<0.  Е.DG>0

2.   При складанні теплових балансів хімічних процесів у виробництві ліків часто неможливо експериментально визначити тепловий ефект процесу. В такому випадку для розрахунків  застосовують закон:

А.Нернста.  В. Фарадея.  С. Вант-Гоффа.   Д. Рауля.   Е.Гесса.

ІІ. Ситуаційних задач:

1.   В результаті протікання системи реакцій в циклі Кребса звільнюється 4 молекули водню. При цьому біологічному окисненні 56 % енергії виділяється у вигляді  тепла, решта – витрачається на утворення АТФ . Скільки при цьому утвориться молекул АТФ, якщо:

АДФ + Н₃РО_{4  =}  АТФ          DН = 41,8 кДж/моль

Н₂ (г) + 1/2 О₂(г) = Н₂О (р)   DН = -286,8 кДж/моль

2.   Яка середньодобова потреба студента в білках (г), якщо його енергетична добова потреба дорівнює 13800 кДж, потреба в жирах – 106 г у вуглеводах – 451 г. Теплота згоряння вуглеводів і білків дорівнює 17,2 кДж/г, а жирів 38,8 кДж/г. Скільки м’яса повинно бути в добовому раціоні, якщо 60 % білка повинно бути тваринного  походження, а в м’ясі його 13,5 %.

3.   При випаровуванні 1 моля води витрачається 40,7 кДж. Скільки теплоти буде витрачено за день при виділенні через шкіру 540 г води. Скільки грамів вуглеводів повинно окислитися для одержання цієї кількості тепла, якщо теплота згоряння вуглеводів складає 17,2  кДж/г?

Вихідний рівень знань та вмінь

Студент повинен знати:

1.   Основні закони термодинаміки.

2.   Теплові ефекти хімічних реакцій. Закон Гесса та наслідки з нього.

3.   Умови проходження самочинних процесів.

4.   Основний закон кінетики (закон діючих мас).

5.   Теорії дії каталізаторів (адсорбційну, проміжного комплексу)

 

Студент повинен вміти:

1.   Розраховувати теоретичне значення теплового ефекту хімічних реакцій.

2.   Визначати теплоту реакції нейтралізації, розчинення безводної солі.

3.   Вимірювати рН розчинів та біологічних рідин потенціометричним методом..

 

 Відповіді на тести і ситуаційні задачі:

І. Тестові завдання:

1.   D.

2.   E.

ІІ. Ситуаційних задач:

1.     12 молекул АТФ.

2.     Середньодобову потребу студентів в білках 112,2 г, в добовому раціоні студента необхідна 498,5 г м’яса.

3.     70,9 г вуглеводів.

 

Джерела інформації:

A. Основні:

1. Порецький А.В., Баннікова-Безродна О.В., Філіппова Л.В. Медична хімія: Підручник. — К.: ВСВ “Медицина”, 2012. — 384 с.

2. Музиченко В.П. Медична хімія Медицина (Київ). –  2010. –  496 с.
3. Миронович Л.М. Медична хімія: Навчальний посібник. – Київ: Каравела, 2008. – 159 с.
4. Калібабчук В.О.  Медична хімія: Підр.для вузів/В.О. Калібабчук, Л.І. Грищенко, В.І. Миронович Л.М., Мардашко О.О. Медична хімія: Навчальний посібник. – Київ: Каравела, 2007. – 168 с.
5. Миронович, Л. М. Медична хімія : навч. посібник / Л. М. Миронович, О. О. Мардашко. – К. : Каравела, 2007. – 168 с.

6.     Гомонай В.I., Голуб Н.П., Секереш К.Ю., Богоста А.С. Медична хімія (фізична, колоїдна та біонеорганична хімія). Посібник до лабораторного практикуму для студентів медичного факультету Ужгород. –  2007. –  131 с.

7. Галинська та ін.; Під ред. В.О. Калібабчук.— K.: інтермед, 2006 — 460 с

8. Мороз А.С. Медична хімія : підручник /, Д.Д. Луцевич, Л.П. Яворська. – Вінниця : Нова книга, 2006. – 776 с.

9. http://intranet.tdmu.edu.ua/data/kafedra/internal/pharma_2/classes_stud/медична хімія/медичний факультет/1 курс/українська/Термодинаміка.

B. Додаткові:

1.      Равич-Щербо М.И., Новиков В.В., Физическая и коллоидная химия.-  М., – 1976.- С.41-59.

2.      Мороз А. С., Ковальова А. Г. Фізична та колоїдна хімія. Л. «Світ», 1994.

            Правила роботи в хімічній лабораторії (інструкція).

3.      Садовничая Л.П. и др. Биофизическая химия.- К., – 1986.- С.41- 59.

 

Методичну вказівку склали:  д.б.н. Фальфушинська Г.І., доц. Василишин Н.А.

 

 

Обговорено і затверджено на засіданні кафедри

   червня 2013 р. протокол № _