Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Определение буферной емкости.Содержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
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:Vщел и Vкисл 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
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: υt2 = υt1* γ Δt/10 υt2 и υt1 - 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: υпр N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 ; υпр= kпр * CN2 * CH23 ; υобр = kобр * CNH32 υобр
То состояние системы, при котором скорость прямой реакции υпр равна скорости обратной υобр называется химическим равновесием, оно характеризуется Кравн.. 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 (Кравн). Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, например: CNH32 Кравн = CN2 * CH23
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
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-06; просмотров: 698; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 52.15.92.58 (0.008 с.) |