Тема. Химическое равновесие. Кинетика.

1. Актуальность: знание законов химического равновесия и кинетики необходимо для дальнейшего изучения равновесных процессов метаболизма, буферных систем, дыхания, механизма действия лекарственных и токсических веществ и т.д., позволит оценить специфические особенности биокатализа.

2. Учебные цели: научиться рассчитывать константу равновесия, равновесные концентрации, предсказывать направление смещения равновесия при конкретном изменении условий; решать кинетические задачи, экспериментально измерять скорость химических реакций, определять ее зависимость от концентраций реагентов, температуры, катализатора; пользоваться справочной литературой.

3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.

Вопросы для самоподготовки.

1. Какие процессы называются обратимыми? Равновесные и стационарные

состояния.

2. Свойства равновесий. Принцип Ле-Шателье, смещение равновесий при

изменении температуры, концентраций, давления.

3. Основные понятия химической кинетики: скорость реакции, константа

скорости, элементарная, сложная реакции, кинетическое уравнение

реакции, кинетическая кривая, молекулярность, порядок реакции.

4. Основной закон химической кинетики.

5. Классификация сложных реакций.

6. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа,

Уравнение Аррениуса.

7. Катализ. Катализаторы, свойства, механизм действия. Особенности

ферментов как биокатализаторов.

4. Вид занятия: лабораторное занятие.

5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.

Оснащение рабочего места.

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,

6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

пробирки, мерные пробирки, секундомер, термометр, штатив для пробирок, водяная баня	на группу
6.4. Объекты исследования:
растворы0,02М FeCl3 и KCNS; 0,1M Na2S2O3, 1M H2SO4	на группу
6.5. Реактивы:
сухой KCl,растворынасыщенные FeCl3 и KCNS, вода дистиллированная	на группу

7. Содержание занятия.

Типовой тест входного контроля.

1. Термодинамические условия равновесия:

1) ∆G^о › 0 2) ∆Н^о =0 3) ∆S = 0 4) ∆G^о = 0

2. При увеличении температуры равновесие в реакции Hb+O₂ ↔ HbO₂+Q

сместится 1) влево 2) вправо 3) не сместится 4) не известно

3. В условиях равновесия скорости прямой (υ₁) и обратной реакций (υ₂)

1) υ₁› υ₂ 2) υ₁ ‹ υ₂ 3) υ₁= υ₂ 4) любое соотношение

4. Сумма показателей степеней концентраций реагентов в кинетическом

уравнении реакции называется

1) молекулярность 2) порядок реакции 3) энергия активации 4)скорость

5. k = A∙ e ^–E/(RT) – это уравнение

1)Вант-Гоффа 2) Аррениуса 3) Больцмана 4) изотермы

 

7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.

1. Какие процессы называются обратимыми? Равновесные и стационарные

состояния.

2. Свойства равновесий. Принцип Ле-Шателье, смещение равновесий при

изменении температуры, концентраций, давления.

3. Основные понятия химической кинетики: скорость реакции, константа

скорости, элементарная, сложная реакции, кинетическое уравнение

реакции, кинетическая кривая, молекулярность, порядок реакции.

4. Основной закон химической кинетики.

5. Классификация сложных реакций.

6. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа,

Уравнение Аррениуса.

7. Катализ. Катализаторы, свойства, механизм действия. Особенности

ферментов как биокатализаторов.

 

7.3. Самостоятельная работа студентов.

Лабораторная работа.

Опыт 1. Влияние концентраций на смещение химического равновесия.

FeCl₃ + 3 KCNS ↔ Fe(CNS)₃ + 3 KCl.

Раствор роданида железа (III) окрашен в кроваво-красный цвет, интенсивность окраски зависит от концентрации Fe(CNS)₃.

Смешайте в пробирке разбавленные растворы хлорида железа и роданида калия. Если раствор очень темный,разбавьте дистиллированной водой. Разлейте полученный раствор красного цвета в 4 пробирки. Прилейте в первую пробирку немного насыщенного раствора FeCl₃, во вторую – немного насыщенного раствора KCNS, в третью всыпьте щепотку KCl. Перемешайте содержимое пробирок, сравните их окраску с четвертой пробиркой. Объясните наблюдения. Выполнился принцип Ле-Шателье? Результаты опыта запишите в таблицу:

 

 

№	Увеличили концентрацию	наблюдения	Направление смещения равновесия
	FeCl3
	KCNS
	KCl
	-

Вывод:

 

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагента.

Реакция: Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S↓ сложная, имеет первый порядок по тиосульфату натрия и нулевой порядок по серной кислоте, т.е. кинетическое уравнение реакции имеет вид: υ = k ∙ [Na₂S₂O₃].

В пробирку налейте последовательно 0,1М Na₂S₂O₃ и воду в количествах, указанных в таблице, затем 5 мл H₂SO₄ (как можно быстро). Засеките время с момента приливания кислоты до начала появления мути серы. Так определите время 5 раз, изменяя концентрацию тиосульфата согласно таблице. Результаты запишите в таблицу:

Объем, мл	С(Na2S2O3)= =0,1а/(а+б+в), моль/л	t,cек	Условная скорость, υ=100/t
V(Na2S2O3) = а	V(H2O) =б	V(H2SO4) =в

 

Постройте график υ = f (C), откладывая по оси абсцисс концентрацию тиосульфата в растворе, а на оси ординат – условную скорость реакции. Напишите кинетическое уравнение для данной реакции в выводе.

 

7.4. Контроль усвоения темы занятия.

Типовой тест выходного контроля

1. Константа равновесия зависит от….

1. катализатора 2. концентраций 3.температуры 4.природы реагентов

2.Вычислите константу равновесия для реакции в стандартных условиях

Лактоза + вода = Глюкоза + Галактоза, ∆G^о = -3,8 ккал/моль.

1. 0,0016 2. 16 3. 160 4. 1600

3. Скорость реакции зависит от

1. природы реагентов 2. температуры 3. катализатора 4. продуктов

4. При увеличении концентрации кислорода в 5 раз скорость реакции

2С + О₂=2СО

1. увеличится в 5 раз 2. уменьшится в 10 раз 3.не изменится

4. увеличится в 25 раз

 

Типовые задачи.

8. В печени протекает ферментативный обратимый процесс:

Глюкозо-1-фосфат ↔ глюкозо-6-фосфат.

При 37^оС равновесные концентрации [ Г-1-ф ]= 0,001 моль/л,а

[ Г-6-ф ]= 0,019 моль/л. Рассчитайте константу равновесия К_с.

(Ответ: 19).

9. В системе 2NO + O₂ ↔ 2NO₂ равновесные концентрации веществ:

[NO] =0,2, [O₂] =0,3, [NO₂] =0,4 моль/л. Рассчитайте К равновесия и

оцените положение равновесия. (Ответ: 13,3, смещено вправо).

10. Для реакции: Н₃РО₄ + аденозин ↔ АМФ + Н₂О ∆G^о = 14 кДж/моль.

В каком направлении реакция идет самопроизвольно при стандартных

условиях? Каково значение константы равновесия?

(Ответ: в обратном, 3,5∙10^-3).

11. Рассчитайте константу равновесия реакции гидролиза глицилглицина при

310 К, если ∆G^о = - 15,08 кДж/моль. Обратима ли практически эта

реакция? (Ответ: 355,равновесие заметно смещено вправо).

12. Рассчитайте начальную скорость реакции первого порядка гидролиза

сахарозы при 25 ^оС. Концентрация сахарозы 3% (0,088 моль/л), константа

скорости k = 0,77 c^-1. (Ответ: 0,068 моль/(л∙с)).

13. Найдите начальную скорость реакции Н₂О₂ +2НI = I₂+ 2Н₂О, если

смешали равные объемы 0,02 моль/л раствора Н₂О₂ и 0,05 моль/л

раствора НI. Константа скорости 0,05 л/(моль∙с), реакция имеет первый

порядок по обоим реагентам. (Ответ: 1,25∙10^-5 моль/(л∙с)).

14. Во сколько раз уменьшается скорость окисления глюкозы при

гипотермии, если температура тела падает с 36,6 до 27 ^оС, температурный

коэффициент данной реакции равен 1,3? (Ответ: в 12,4 раз)

15. Константа скорости распада пенициллина при 36^оС равна 6 ∙10^-6 с^-1, а при

41 ^оС 1,2 ∙10^-5 с^-1.Вычислите температурный коэффициент реакции.

(Ответ: 4)

16. Реакция заканчивается за 16 мин. при 10^оС,температурный коэффициент

γ =2.За какое время реакция закончится при 50^оС? (Ответ: 1мин.).

17. Во сколько раз возрастет скорость реакции разложения угольной кислоты

при 310 К в присутствии фермента? Без катализатора Е_а =86 кДж/моль, в

присутствии карбоангидразы Е_а= 49 кДж/моль. (Ответ: 1,73 10⁶ раз).

 

УИРС

1. Уксусная кислота диссоциирует в водном растворе по уравнению

СН₃СООН + Н₂О ↔ СН₃СОО^- + Н₃О⁺.

Рассчитайте константу равновесия этой реакции, если исходная

концентрация уксусной кислоты равна 0,4 моль/л, равновесная

концентрация ацетат-ионов равна 2,6∙10^-3 моль/л.

2. Вычислите энергию Гиббса (∆G^о ) реакции АТФ + Н₂О ↔ АДФ + Ф

В условиях, характерных для мышечной клетки, находящейся в состоянии

покоя: С(АТФ)=0,005моль/л; С(АДФ)=0,0005моль/л; С(Ф)=0,005 моль/л;

рН=6; t =25^оС. Константа равновесия гидролиза при этой температуре

К=8,92∙10⁴.

3. При лечении онкологических заболеваний в опухоль вводят препарат,

содержащий радиоактивный иридий-192. Рассчитайте, какая часть

введенного радионуклида останется в опухоли через 10 суток. Период

полураспада его равен 74,08 суток. Реакция первого порядка.

4. Вычислите энергию активации реакции спиртового брожения глюкозы в

растворе в интервале 30-70^оС при γ =2.

5. При хранении таблеток анальгина установлено, что константа скорости

разложения при 20^оС равна 1,5 ∙ 10^-9 с^-1. Определите срок хранения

таблеток (время разложения 10% вещества) при 20 ^оС.

Подведение итогов занятия.

Задание на дом. Реакции комплексообразования.

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

 

 

Занятие № 8.

Тема. Реакции комплексообразования.

1. Актуальность. Комплексными соединениями являются многие биокатализаторы - ферменты: биокомплексы железа, кобальта, магния, меди, цинка; порфиновые комплексы входят в состав активных центров гемоглобина, каталазы, цитохромов, витамина В₁₂, хлорофилла, гемоцинина и др. Первостепенную роль в жизнедеятельности растений и животных играют бионеорганические соединения с макроциклическими лигандами. В медицинской практике широко используют комплексоны, тетацин, унитол для лечения при отравлениях в качестве антидотов. Комплексные соединения платины оказывают лечебное действие при раковых заболеваниях.

2. Учебные цели: научиться называть, писать формулы комплексов и реакции с их участием,прогнозировать свойства бионеорганических комплексных соединений на основе закона действующих масс, пользоваться справочной литературой.

3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы:

Вопросы для самоподготовки.

1. Строение комплексных соединений: комплексообразователь и его степень

окисления, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя

сфера, заряд комплексного иона.

2. Классификация комплексов по природе лигандов.

3. Номенклатура комплексов. Изомерия.

4. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы

устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.

4. Вид занятия: лабораторное занятие.

5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.

6. Оснащение рабочего места:

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,

6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

пробирки, штатив для пробирок	на группу
6.4. Объекты исследования:
растворы CuSO4, AgNO3, FeCl3, K4[Fe(CN)6], K3[Fe(CN)6]	на группу
6.5. Реактивы:
растворы NH3, HNO3, KCNS, K4[Fe(CN)6], H2SO4, KMnO4, NaOH, H2C2O4, cухой FeSO4,Zn	На группу

Содержание занятия.