Определение буферной емкости.

Приготовить один из оказанных в таблице 3 буферных растворов (ацетатного или фосфатного по указанию преподавателя).

К 10 мл приготовленной смеси добавить каплю выбранного индикатора и титровать 0,1N NaOH или 0,1N НС1 (в зависимости от рН среды) до изменения окраски индикатора. Записать результаты титрования:V_щел и V_кисл

В зависимости от соотношения компонентов буферной смеси рН аце­татных буферов меняется в основном от 3,7 до 5,6, фосфатных - от 5,9 до 7,8.

 

Таблица 3. Приготовление буферных растворов

№ проб	Ацетатный буфер	Фосфатный буфер
0,1 N СН3СООН мл	0,1 N СН3СООNa мл	0,2 N NaH2PO4 мл	0,2 N Na2HPO4 мл

К дисс.(СН₃СООН) = 1,75 _* 10^-5; К дисс.(Н₂РО₄)^- = 6,31_*10^-8

 

По известным формулам рассчитать значения буферных емкостей выбранной системы.

Сделать выводы о проделанной работе.

 

Задачи для самостоятельной работы

 

1. Рассчитать рН аммонийной буферной системы, в одном литре которой со­держится 0,1 моль NH₄OH и 0,2 моль NH₄C1 Кдисс nh₄oh = 1,77_*10^-5

2. Рассчитать рН гидрокарбонатной буферной системы, если в 1 л ее содержится 0,01 моль Н₂С0₃ и 0,2 моль NaHC0₃. Кдисс н₂со₃ = 4,45_*10^-7

3. Определить рН ацетатной буферной смеси, состоящей из 100 мл 0,1 N СНзСООН и 200 мл 0,2 N CH₃COONa; Кдисс сн₃соон = 1,7510^-5. Как изменится рН при добавлении к этой смеси 3 мл 0,2 Н NaOH?

4. Какой объем ацетата натрия необходимо добавить к 200 мл уксусной кислоты одинаковой нормальной концентрации, чтобы получить буфер­ную систему с рН = 5? Кдисс сн₃соон = 1,7510^-5

 

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

Занятие №8

ИТОГОВОЕ ЗАНЯТИЕ

«ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ И ПРОЦЕССОВ ФУНКЦИОНИРОВАНИЯ ЖИВЫХ СИСТЕМ: ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ, КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

МЕХАНИЗМ ДЕЙСТВИЯ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ»

Цель занятия:

Систематизировать и закрепить знания по свойствам растворов, спосо­бам расчета их концентраций и основным методам количественного анализа.

 

1. Свойства растворов неэлектролитов:

а) Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

б) Давление насыщенного пара. Закон Рауля.

в) Кипение и замерзание растворов. Следствие закона Рауля.

2. Изотонический коэффициент. Применимость законов Рауля и Вант-Гоффа к растворам электролитов.

3. Растворы слабых электролитов. Степень и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.

4. Растворы сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила раствора, расчет рН.

5. Расчет рН слабых кислот и оснований.

6. Протолитическая теория кислот и оснований.

7. Буферные системы, их классификация.

8. Расчет рН буферных систем. Уравнение Гендерсона-Хассельбаха.

9. Буферная емкость.

 

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

 

Занятие №9

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель занятия:

1. Изучить влияние условий протекания на скорость химических реакций.

2. Изучить влияние различных факторов на смещение химического равно­весия.

План занятия:

1. Разбор теоретического материала.

2. Решение задач.

3. Выполнение лабораторной работы: «Химическая кинетика. Химическое равновесие».

4. Отчет по выполненной работе.

Основные вопросы, разбираемые на занятии:

1. Понятие скорости химической реакции. Средняя и истинная скорость.

2. Простые и сложные реакции, их характеристики.

3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс.

4. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

5. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Ключевые вопросы темы

Химическая кинетика – это учение о скоростях химических реакций, факторах, их определяющих, а также о механизмах химических реакций.

Под скоростью реакций понимают изменение молярной концентрации любого из реаги­рующих веществ в единицу времени.

На практике измеряется средняя скорость химической реакции:

ΔС

υ _ср = ± ----------; моль/л_*с

Δt

где ΔС - изменение молярной концентрации какого-либо участника процесса,

Δt - соот­ветствующий этому изменению промежуток времени.

 

Скорость химической реакции зависит от:

1. Природы реагирующих веществ;

2. От условий протекания реакции:

а) концентраций веществ;

б) температуры;

в) наличия катализатора

 

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает основной закон химической кинетики - закон дейст­вующих масс:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реа­гирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

υ

Для синтеза ангидрида серной кислоты: 2SO₂ + O₂ = 2SO₃;

υ = k C SO₂ ²_* CО₂

υ - скорость прямой реакции, k - константа скорости реакции, которая зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентраций.

 

Константа скорости - это скорость реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л. Уравнение, связывающее скорость с концентрацией, называется кинетическим.

 

Различают химические реакции, идущие в одну стадию, называемые простыми, и реак­ции сложные - многостадийные.

 

Простые реакции характеризует молекулярность, а сложные реакции характеризует по­рядок реакции.

Молекулярность - это число молекул, одновременным взаимодействием которых осу­ществляется акт химического превращения. Бывают моно-, би- и тримолекулярные реак­ции.

 

Многостадийные, сложные реакции протекают в несколько последовательных или ­параллельных стадий, идущих с различными скоростями. На практике (экспериментально) измеряется скорость самой медленной - лимитирующей - стадии.

Порядок реакции - это сумма показателей степеней в экспериментально полученном кинетическом уравнении лимитирующей стадии.

Различают:

-сложные реакции 1го порядка - часто это реакции разложения

-сложные реакции 2го порядка

-сложные реакции нулевого порядка, в которых скорость не зависит от концентра­ций реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому: при увеличении температуры на 10 ⁰С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением:

υ_t2 = υ_t1* γ ^Δt/10

υ_t2 и υ_t1 - скорости при более высокой и более низкой температурах, соответственно.

γ – температурныйкоэффициент скорости, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при изменении температуры на 10 ^оС.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Обратимые реакции - это реакции, идущие одновременно в обоих направлениях. В них, образующиеся продукты реакции взаимодействуют друг с другом, превращаясь в исход­ные вещества. Например, синтез аммиака:

υ_пр

N₂ + 3 H₂ ↔ 2 NH₃ ; υ_пр= k_{пр *} C_{N2 *} C_H2³ _; υ_обр = k_{обр *} C_NH3²

υ_обр

 

То состояние системы, при котором скорость прямой реакции υ_пр равна скорости обратной υ_обр называется химическим равновесием, оно характеризуется К_равн.. Такое равновесие является динамическим, то есть подвижным. Пользуясь правилом Ле-Шателье, его можно сместить в сторону исходных веществ или в сторону продуктов реак­ции, но через некоторое время наступает состояние равновесия, соответствующее новым условиям.

Правило Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказано внешнее воздействие (изменили концентрации веществ, температуру или давление газов), то равновесие сместится в противоположном направле­нии к направлению произведенного воздействия.

 

Например, синтез аммиака - это эндотермический процесс, то есть процесс, идущий с поглощением тепла. Чтобы установившееся равновесие сместить в сторону продуктов ре­акции (NH₃) систему необходимо нагреть или увеличить концентрации исходных веществ или уменьшать концентрацию продуктов, убирая из системы получившийся амми­ак.

Эти принципы справедливы и для биологических систем.

Химическое равновесие характеризуется величиной константы равновесия (К_равн).

Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, например:

C_NH3²

^К_равн =

C_{N2 *} C_H2³

 

Задачи для самостоятельного решения:

1. Как изменится скорость прямой реакции: N₂ + ЗН₂ ↔ 2NН₃ , если при неизменной температуре повысить давление в системе 2 раза?

2. При некоторых условиях температуры и давления в сосуде емкостью

0,5 л находится 0,03 моля диоксида азота. Вычислить константу ско­рости прямой реакции, протекающей по уравнению 2N0₂ ↔N₂O₄, если скорость реакции при данных условиях 1,08 моль/л _*сек.

3. При повышении температуры на 10° скорость некоторой реакции увеличилась в 2 раза. Во сколько раз увеличится скорость этой же реакции при повышении температуры на 50° и на 100°?

4. Взаимодействие между оксидом углерода (II) и хлором идет по уравнению: СО + С1₂ →СОС1₂.

Концентрация оксида углерода 0,3 моль/л, а хлора 0,2 моль/л. Как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию хлора до 0,6 моль/л, а концентрацию оксида углерода до 1,2 моль/л?

5. При 150 °С некоторая реакция заканчивается за 16 минут. Принимая температурный коэффициент реакции равным 2, рассчитайте, через сколько минут закончилась бы эта же реакция при 200°С.

6. В какую сторону сместится равновесие системы: 2НВr ↔ Н₂ + Вr₂ при повышении температуры?

7. В какую сторону сместится равновесие системы N₂ + О₂↔2NO₂ при повышении давления.

8. Напишите выражение для константы равновесия следующей системы:

Fe₂O₃ + СО ↔ 2FeO + СO₂

9. Константа равновесия реакции 2N0₂ ↔ N₂0₄ при некоторой температуре равна 0,25. Вычислить равновесные концентрации компонентов системы, если первоначальная концентрация N0₂ ⁼ 9,2 г/л.

10. Вычислить равновесные концентрации водорода и йода, если известно, что их начальные концентрации составляли по 0,02 моль/л, а равновесная концентрация НI 0.03 моль/л. Вычислить константу равновесия системы

H₂ + I₂ ↔ 2HI.

11. При равновесии системы N₂ + ЗН₂ ↔2NH₃ концентрации участвующих в реакции веществ равны: [N₂] = 3 моль/л, [Н₂] = 9 моль/л, [NН₃] = 4 моль/л. Каковы были исходные концентрации водорода и азота?

12. При нагревании оксида азота (N0₂) в закрытом сосуде до некоторой тем­пературы, равновесие реакции 2N0₂↔2N0 + 0₂ установилось при сле­дующих концентрациях: [N0₂] = 0,6 моль/л, [0₂] = 0,12 моль/л, [N0] = 0,24 моль/л. Найдите константу равновесия для этой температуры и исходную концентрацию диоксида азота.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

5. Физическая и коллоидная химия: Курс лекций (Н.Н.Мушкамбаров), – 2-е изд., исправл. – М.: ГЭОТАР – МЕД, 2001. – 384 с.

Занятие № 10

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА