Тема 1. Способы выражения концентрации растворов

Виды учебной деятельности на занятии

1. Решение ситуационных задач (примеры приведены ниже):

1.1. В медицине применяют 10% раствор хлорида кальция. Возможно ли использование 0,2 н раствора хлористого кальция (ρ = 1,0316 г/мл) для внутривенного введения?

1.2. Бензофурокаин представляет собой местный анестетик с компонентом центрального анальгезирующее действия. Максимальная суточная доза составляет 1 г препарата. Для обезболивания назначено капельно по 30 мл 1%-ного раствора 3 раза в сутки. Не превышена ли в назначении максимальная суточная доза?

1.3. В 280 г воды растворили 40 г глюкозы. Найти массовую долю и молярную концентрацию полученного раствора (ρ=1400 кг/м³).

2. Выполнение лабораторной работы

Лабораторная работа № 1. Приготовление раствора заданной концентрации

Цель работы: научиться готовить растворы заданной концентрации.

Вопросы для подготовки по теме (ответы пишутся до лабораторной работы):

1. Какой объем воды необходим для приготовления 20 г 5 % раствора гидроксида натрия?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2. Рассчитайте молярную (С_м) и нормальную (С_н) концентрацию раствора фосфорной кислоты с массовой долей 14,6 % (плотность раствора (ρ) равна 1,08г/мл).

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3. Значение титриметрического анализа в медико-биологических исследованиях?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

4. Напишите названия способов выражения концентрации растворов.

________________________________________________________________________________

Реактивы и оборудование: 1 М раствор СН₃СООН; 0,1 М раствор NaOH; дистиллированная вода; раствор фенолфталеина; бюретка; воронка; пипетка на 5 мл; пипетка на 10 мл; груша; мерная колба на 50 мл; 2 стакана; 3 колбы для титрования; цилиндр.

Отчет о работе

Тема 2. Основные закономерности протекания химических реакций

(термодинамика, кинетика)

После изучения темы студент должен

– знать: основные понятия термодинамики; основные законы термодинамики; применение первого начала термодинамики к биосистемам; химическую кинетику как основу для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов; скорость реакции, средняя скорость реакции в интервале, истинная скорость; кинетические уравнения; порядок реакции; период полупревращения; гомогенный и гетерогенный катализ; особенности каталитической активности ферментов;

– уметь: рассчитывать энтальпию, энтропию и энергию Гиббса образования и сгорания реакции согласно следствиям закона Гесса; определять тип химической реакции по значению энтальпии реакции; определять самопроизвольность протекания химического процесса; рассчитывать скорость протекания реакции; рассчитывать период полупревращения вещества; определять вид катализа (гомогенный, гетерогенный);

– владеть: навыками самостоятельной работы с литературой по химии.

Наука, изучающая общие законы взаимного превращения одной формы энергии в другую называется термодинамикой.

Состояние любой термодинамической системы характеризуется термодинамическими параметрами (давление, температура, общая энергия, энтропия, внутренняя энергия).

Изменение параметров термодинамической системы называется термодинамическим процессом.

Согласно первому началу термодинамики, термодинамическая система (например, пар в тепловой машине) может совершать работу только за счёт своей внутренней энергии или каких-либо внешних источников энергии.

Энергия расширенной системы, или внутреннее теплосодержание системы называется энтальпией (Н).

Для экзотермических реакций Q > 0, ΔH < 0

Для эндотермических реакций Q < 0, ΔH > 0.

При исследовании тепловых эффектов разных реакций выведен ряд закономерностей: тепло, выделяющееся при образовании сложного вещества из простых, равно теплу, поглощаемому при разложении такого же его количества на составные части.

Закон Гесса: тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объёме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.

В термодинамике принята следующая запись термохимических уравнений:

С_(тв) + О_2(g) = СО_2(g); ∆Н_Р = - 405,8 кДж

Изменение энтальпии в ходе химической реакции (тепловой эффект химической реакции) равно алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов:

DН°_р-ции = Sn_i × Н°_{f прод. р-ции} – Sn_i × Н°_{f исх. в-в}

где n_i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.

Если известны не энтальпии образования, а энтальпии сгорания (только для органических веществ), то изменение энтальпии в ходе химической реакции (тепловой эффект химической реакции) равно алгебраической сумме энтальпий сгорания стехиометрического количества реагентов за вычетом алгебраической суммы энтальпий сгорания стехиометрического количества продуктов.

DН°_р-ции = Sn_i × Н°_{сг исх. в-в} – Sn_i × Н°_{сг прод. р-ции}

где n_i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции

В целях сопоставления и использования для расчетов по закону Гесса, теплоты химических соединений рассчитаны для стандартных условий: Р = 1 атм (101300 Па); Т = 298 К (25 °С) и сведены в таблицы стандартных величин (ΔН°_сгор или ΔН°_обр) (стандартные теплоты).

Все процессы, протекающие в природе, самопроизвольно, то есть без затраты работы извне, имеют определенное направление. II закон термодинамики позволяет предсказать направление протекания процесса.

Возможность самопроизвольного протекания процесса характеризуется энтропией (S).

Энтропия – функция состояния термодинамической системы.

Наиболее вероятным состоянием, достижимым для системы, является такое, в котором события, происходящие в системе одновременно, статистически взаимно компенсируются.

В связи с этим, введена ещё одна функция (ΔG) – изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) или свободная энергия Гиббса:

ΔG = ΔH – T× ΔS

где ΔH– изменение энтальпии, кДж/моль

ΔS – изменение энтропии, Дж/(моль×К)

Т – абсолютная температура, К

Т = t + 273, где t – температура в °С.

Если ΔG < 0, процесс протекает самопроизвольно, если ΔG > 0, то процесс невозможен.

Реакция протекает самопроизвольно (ΔG < 0), если энтальпийный фактор ΔH < 0, т.е. реакция экзотермическая, или ΔН > 0, но по абсолютной величине меньше произведения T·ΔS (энтропийного фактора). Значение T·ΔS резко возрастает при высокой температуре и определяет направленность процесса. Этим объясняется изменение направленности некоторых реакций с повышением температуры.

Энтропия и энергия Гиббса реакции рассчитываются аналогично энтропии образования:

DS°_р-ции = Sn_i × S° _{прод. р-ции} – Sn_i × S °_{исх. в-в}

где n_i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.

DG°_р-ции = Sn_i × G° _{прод. р-ции} – Sn_i × G° _{исх. в-в}

где n_i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.

Энергия Гиббса и энтальпия простых веществ, при стандартных условиях, равна 0.

Тема 1. Способы выражения концентрации растворов

После изучения темы студент должен

– знать: способы выражения концентрации веществ в растворах, способы приготовления растворов заданной концентрации;

– уметь: пользоваться физическим и химическим оборудованием; определять концентрации растворов по экспериментальным данным, находить концентрации растворов теоретически (решение задач);

– владеть: навыками самостоятельной работы с учебной, научной и справочной литературой по химии; вести поиск и делать обобщающие выводы;навыками безопасной работы в химической лаборатории с реактивами, посудой, аппаратурой; навыком проведения наблюдений за протеканием химических реакций и представления данных экспериментальных исследований в виде законченного протокола исследований.

Важнейшей характеристикой раствора является его состав. Количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя, называется концентрацией.

Рассмотрим некоторые способы выражения концентрации растворов.

Массовая доля или процентная концентрация компонента (w)–отношение массы растворенного вещества к массе раствора, выраженное в долях или процентах:

где m_в – масса растворенного вещества, г; m_р-р – масса раствора, г.

Молярная концентрацияилимолярность (С_М) равна числу моль растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Молярная концентрациявыражается в моль/л. Например, раствор, содержащий в 1 л 1 моль растворенного вещества, называется одномолярным и обозначается 1 М; а раствор, содержащий в 1 л 0,1 моль растворенного вещества, называется децимолярным и обозначается 0,1 М. Молярную концентрацию можно рассчитать по формуле:

где n_в – количество растворенного вещества, моль;

V_р-p – объем раствора, л;

m_в – масса растворенного вещества, г;

М_в – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Эквивалентная концентрацияилинормальность (С_н) равна числу моль-эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора и выражается в моль-экв/л. Раствор называется однонормальным, если в 1 л его содержится 1 моль-экв растворенного вещества (1н раствор); а если в 1 л раствора содержится 0,1 моль-экв растворенного вещества, он называется децинормальным (0,1н раствор). Нормальную концентрацию можно рассчитать по формуле:

где n_в – количество растворенного вещества, моль;

V_р-р – объем раствора, л;

m_в – масса растворенного вещества, г;

М_в – молярная масса растворенного вещества, г/моль;

f – фактор эквивалентности.

Фактор эквивалентности f– число, показывающее, какая доля реальной или условной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода или одному электрону в данной реакции, т.е. доля, которую составляет эквивалент от молекулы, иона, атома или формульной единицы вещества.

Фактор эквивалентности можно рассчитать по следующим формулам:

f(оксида) = 1/(n_Эв_Э)

где n_Э – число атомов элемента, образовавшего 1 молекулу оксида,

в_Э – валентность элемента.

Например, f(Cr₂O₃) = 1/(2×3) = 1/6

f(кислоты) = 1/n(Н⁺)

где n(Н⁺) – число ионов водорода, входящих в состав одной молекулы кислоты.

Например, f(H₂SO₄) = 1/2

f(основания) = 1/n(ОН^–)

n(ОН^-) – число гидрокси-групп, входящих в состав 1 молекулы основания.

Например, f(Fe(OH)₃) = 1/3

f(соли) = 1/(n_Ме × в_Ме)

n_Ме – число молекул металла, входящих в состав 1 молекулы соли

в_Ме – валентность металла

Например,f(Fe₂(SO₄)₃) = 1/(2×3) = 1/6

Моляльная концентрацияилимоляльность (С_m) равна числу моль растворенного вещества в 1 кг растворителя. Ее можно рассчитать по формуле:

n_в – количество растворенного вещества, моль;

m_в – масса растворенного вещества, г;

M_в – молярная масса растворенного вещества, г/моль;

m_р-ль – масса растворителя, кг.

Часто для реакций, протекающих в растворах, используют закон эквивалентов, согласно которому количества реагирующих веществ равны:

n₁= n₂⇒ С₁V₁= C₂V₂