Методична вказівка для студентів

Стоматологічний факультет

 

ЗАНЯТТЯ № 4  (практичне – 6 год.)

 

ТЕМИ: 1. Елементи хімічної термодинаміки. Визначення теплоти розчинення та теплоти реакцій нейтралізації.

                2. Хімічна кінетика. Вивчення впливу різних факторів на перебіг хімічних реакцій

 

МЕТА:  визначити теплоту розчинення безводної солі та теплоту реакції нейтралізації. Дослідити вплив різних факторів на швидкість хімічної реакції.

 

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)

1. Тема № 1.  Елементи хімічної термодинаміки. Визначення теплоти 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

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. Визначити теплоту реакції нейтралізації.

У зважену калориметричну склянку помістити 30 мл 1 моль розчину NаОН і виміряти його температуру (t_k). В окрему склянку відміряти 30 мл 1 моль розчину НС1 і виміряти температуру (t_к). Потім через лійку влити розчин кислоти 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

Питому теплоємність скла (С₁) прийняти рівною 0,753 Дж/г-град, розчину (С₂) – 4,184 Дж/г-град, густину розчину = 1 г/мл.

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

Тема 2. Хімічна кінетика. Вивчення впливу різних факторів на перебіг хімічних реакцій

РОБОТА 3. Дослідити вплив концентрації  реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції.

Тіосульфат натрію (Nа₂S₂О₃) розкладається в розчині сірчаною кислотою за рівнянням реакції:

         Nа₂S₂О₃ + Н₂SО₄  =  Nа₂SО₄ + S + Н₂О + SО₂

Реакція протікає по стадіях:

        S₂О₃^2- + 2Н⁺  —-®   Н₂S₂О₃  (дуже швидко)

        Н₂S₂О₃ —®   Н₂SО₃ + S (повільно)

        Н₂SО₃ —®   Н₂О + SО₂  (швидко)

Швидкість сумарного процесу визначається другою (повільною) стадією.

В три пробірки налити розчин  Nа₂S₂О₃   з нормальністю 0,1 моль/л: в першу 1,0 мл, в другу – 2,5 мл, в третю – 5 мл. Взяти ще 3 пробірки і налити в них стільки ж за об’ємом і такої ж концентрації розчину Н₂SО₄.

Довести об’єми розчинів в цих 6-и пробірках дистильованою водою до 5 мл і перемішати. Попарно злити розчини, спостерігати помутніння. Відмітити час появи помутніння.

 

РОБОТА 4. Дослідити вплив температури на швидкість хімічної реакції.

У три пробірки налити по 5 мл розчину Na₂S₂O₃, у три інші пробірки налити по 5 мл розчину H₂SO₄ і розділити пробірки на три пари: по пробірці з розчином Na₂S₂O₃ і H₂SO₄ в кожній парі.

Виміряти температуру розчинів термометром. Злити разом розчини двох перших пробірок, перемішати і відмітити час від моменту змішування до початку помутніння розчину.

Дві інші пробірки помістити в хімічну склянку з водою і нагріти на 20° вище кімнатної. Термометр занурюють в склянку з водою і слідкують за температурою. Злити розчини з пробірок в одну, перемішати і відмітити час від моменту змішування до початку помутніння розчину.

Повторити дослід з двома останніми пробірками, нагрівши їх в тому ж стакані з водою до температури на 40°С вище кімнатної. Розрахувати умовну швидкість реакції за формулою:

Результати записати в таблицю:

 

 

Зробити висновок про залежність швидкості хімічної реакції від температури. Розрахувати температурний коефіцієнт швидкості для цієї реакції за формулою:

Чи справджується правило Вант-Гоффа для цього досліду?

 

РОБОТА 5. Дослідити вплив ступеня дисперсності реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції.

Дослід проводять на приладі, який складається із двох однакових пробірок, з’єднаних зігнутими трубками з   U  – подібними монометрами. В одну пробірку помістити 2-3 кусочки крейди (карбонату кальцію СаСО₃ ), а в другу таку ж вагову кількість порошку крейди. В дві пробірки одночасно влити по 25 мл розчину соляної кислоти з масовою часткою 0,1 (w= 0,1 або 10%), закрити пробірки корками, що сполучені з манометрами.  Спостерігаємо за швидкістю виділення вуглекислого газу за зміною рівня рідини в манометрі.

ПРОГРАМА САМОПІДГОТОВКИ СТУДЕНТІВ.

Тема № 1. Теплові ефекти хімічних реакцій. Визначення теплот розчинення та реакцій нейтралізації.

1.                Енергетика хімічних процесів. Теплові ефекти хімічних реакцій при  ізобарних і ізохорних процесах.

2.                Поняття про внутрішню енергію і ентальпію.

3.                Термохімічні рівняння з точки зору термодинаміки.

4.                Перший закон термодинаміки. Закон Гесса та наслідки з нього.

5.                Теплоти утворення, розчинення, згорання, нейтралізації, тощо.

6.                Другий закон термодинаміки. Ентропія. Енергія Гіббса.

7.                Критерії і напрямки самочинних процесів.

8.                Екзо- і ендотермічні процеси в організмі.

9.                Застосування енергетичних ефектів хімічних перетворень у медицині.

 

Тема № 2. Хімічна кінетика. Вивчення впливу різних факторів на перебіг хімічних реакцій

 

1.      Хімічна кінетика. Швидкість реакцій та методи їх визначення.

2.      Гомогенні та гетерогенні процеси. Вплив ступеня дисперсності реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції.

3.      Закон діючих мас для швидкості реакції. Константа швидкості, її фізичний зміст. Залежність константи швидкості від природи

реагуючих речовин.

4.      Вплив температури на швидкість хімічної реакції. Правило Вант-Гоффа. Рівняння Арреніуса.

5.      Вплив тиску та концентрації реагуючих речовин на швидкість хімічних перетворень

 

Семінарське обговорення теоретичних питань. (12³⁰-14⁰⁰).

 

ЗРАЗКИ ТЕСТОВИХ ЗАВДАНЬ ТА СИТУАЦІЙНИХ ЗАДАЧ.

Студент повинен знати

Закони термодинаміки

Закон Гесса і наслідки з нього

Впрлив різних факторів на швидкість хімічних реакцій

 

Студент повинен вміти

Розраховувати теплові ефекти хімічних реакцій за законом Гесса

 

 

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.                Медицинская химия: учебник / В. А. Калибабчук [и др.] ; ред. В. А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008. – 400 с.

5.                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.

6.                Миронович Л. М. Медична хімія : навч. посібник / Л. М. Миронович, О. О. Мардашко. – К. : Каравела, 2007. – 168 с.

7.                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.

8.                Галинська та ін.; Під ред. В.О. Калібабчук.- K.: інтермед, 2006 – 460 с

9.                 – Мороз А.С. Медична хімія : підручник /, Д.Д. Луцевич, Л.П. Яворська. – Вінниця : Нова книга .2000.- 776 с.

10.           Орлов В.Д., Липсон В.В., Иванов В.В. Медицинская химия Издательство: Фолио. 2005. – 461с.

11.           Граник В.Г.  Основы медицинской химии  Издательство: М.: Вузовская книга. –  2001. – 384 с.

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

 

B. Додаткові:

1.                Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. – К., 1986 – С. 112-131, 140-149, 186-189.

2.                Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. – М., 1976.– С. 101-131, 174-183.

3.                Козленко Ф.Н., Міскіджан С.П. Практикум з фізичної і колоїдної хімії. – К., 1986.

4.                Кантор Ч., Шиммел П. Биофизическая химия.– М.: Мир. –1984.

 

Методичну вказівку склали  доц. Василишин Н.А., доц. Бекус І.Р.

 

Обговорено і затверджено на засіданні кафедри

27 серпня 2013 р. протокол №_1