Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Лабораторный практикум для студентов 1 курса медицинского института, обучающихся по специальности 060101 Лечебное дело
.pdf
T – температура, К.
P =
∙RT ; Р = См RT.
Из этого уравнения следует, что растворы различных веществ, имеющую одинаковую молярную концентрацию, производят при одной и той же
температуре одинаковое осмотическое давление. Такие растворы называются
изотоническими.
Осмос имеет большое значение в биологических системах. Он обусловливает поступление воды в клетки и межклеточные структуры. Осмотическое давление в клетках обусловливает их своеобразную упругость (тургор) и эластичность.
Кровь, лимфа, а также любые тканевые жидкости человека и животных
представляют собой водные растворы молекул и ионов многих веществ - органических и минеральных. Эти растворы обладают определенным осмотическим давлением. Например, осмотическое давление крови при 370С 740780 кПа. Такое же давление имеет 0,85% раствор хлорида натрия, который
является по отношению к крови изотоничным. Изотоническим по отношению к плазме крови является также 4,5 - 5,0% раствор глюкозы.
Если два раствора имеют различное осмотическое давление, то раствор
с большим осмотическим давлением является гипертоническим по отношению ко второму, а второй – гипотоническим по отношению к первому.
При помещении клеток в изотонический раствор, клетки сохраняют
свой размер и нормально функционируют.
При помещении клеток в гипотонический раствор вода из менее концентрированного внешнего раствора переходит внутрь клеток, что приводит
к их набуханию, а затем к разрыву оболочек и вытеканию клеточного содержимого. Такое разрушение клеток называется лизисом. В случае эритроцитов
этот процесс называют гемолизом. При внутривенном введении больному
гипотонического раствора происходит осмотический «шок» - разрушение
клеток вследствие эндосмоса.
При помещении клеток в гипертонический раствор, вода из клеток
уходит в более концентрированный раствор и наблюдается сморщивание
клеток (плазмолиз). При внутривенном введении больному гипертонического по отношению к плазме крови раствора происходит «осмотический кон-
фликт» - обезвоживание и сморщивание клеток вследствие экзосмоса.
Рассол и сироп являются гипертоническими растворами, используемыми при консервировании продуктов для плазмолиза микроорганизмов.
Биологические жидкости человека – кровь, лимфа, тканевые жидкости
– представляют собой водные растворы солей – хлоридов натрия, калия и
кальция, а также высокомолекулярных соединений – белков, полисахаридов,
21
нуклеиновых кислот и др. Их суммарным действием определяется осмотическое давление биологических жидкостей. Для учета осмотических свойств
сложных многокомпонентных систем, как плазма крови, было введено понятие осмомолярной (осмомолярность) или осмомоляльной (осмомоляльность)
концентраций. Разница между ними незначительна, вследствие относительной разбавленности биологических растворов.
Осмомолярность – количество всех активных частиц, содержащихся в 1 л раствора, независимо от их формы, размера и природы.
С
= iС(Х)
осм
Осмомолярность плазмы крови = 0,29 -0,31 осмоль/л.
В организме человека и высокоорганизованных животных имеет место
осмотический гомеостаз (наряду с другими физико-химическими показателями); даже при тяжелых патологиях колебания осмотического давления не
превышают нескольких десятков кПа.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ.
Лабораторная работа 1
Приготовление раствора хлорида натрия с заданной массовой до-
лей.
Цель работы: овладеть практическими навыками: расчета объема кон-
центрированного раствора для приготовления раствора с заданной концентрацией путем разбавления; работы с химической посудой, весами и растворами.
Порядок работы
1. Рассчитать объем насыщенного раствора NaCl, необходимый для
приготовления 100 мл раствора NaCl с заданной массовой долей. Для
расчета необходимо воспользоваться табличными данными (табл. 1) по
плотности приготовляемого раствора, а также данными по насыщенному
раствору NaCl при 20°С: ρ = 1.200 г/мл, КS = 36.0 г/100 г Н2О.
2. Рассчитанный объем насыщенного раствора с помощью бюретки
переносят в пустую, промытую дистиллированной водой мерную колбу
на 100 мл и затем разбавляют его до метки дистиллированной водой. Последние капли воды добавляют с особой осторожностью. Колбу закрывают пробкой, и раствор тщательно перемешивают.
3. Приготовленный, таким образом, раствор должен иметь рассчитан-
ную массовую долю, которую можно проверить по его плотности с п омощью ареометра. Для этого пустой цилиндр ополаскивают 3-5 мл приготовленного раствора, затем наливают в него достаточное (для свободного
перемещения ареометра) количество раствора, и опускают в раствор чистый
22
сухой ареометр.
ω NaCl.
%
ρ, г/мл
ω NaCl.
%
ρ, г/мл
ω NaCl.
%
ρ, г/мл
0,00
1,000
5,50
1,038
11,00
1,078
0,50
1,003
6,00
1,041
11,50
1,082
1,00
1,005
6,50
1,045
12,00
1,086
1,50
1,009
7,00
1,049
12,50
1,089
2,00
1,013
7,50
1,053
13,00
1,093
2,50
1,017
8,00
1,056
13,50
1,097
3,00
1,020
8,50
1,060
14,00
1,101
3,50
1,024
9,00
1,063
14,50
1,105
4,00
1,027
9,50
1,067
15,00
1,109
4,50
1,031
10,00
1,071
15,50
1,113
5,00
1,034
10,50
1,074
16,00
1,116
4. Рассчитайте молярную концентрацию, моляльность и титр NaCl
для приготовленного раствора
Таблица 1 – Плотность водных растворов NaCl при 200С
23
ЗАНЯТИЕ №3
ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ
Содержание темы
Термодинамические функции. Первый закон термодинамики. Закон
Гесса и следствия из него. Термохимические уравнения. Второй закон термодинамики. Критерии самопроизвольного протекания процесса. Биохимическое сопряжение.
Наиболее важные понятия: энергия, система: изолированная, закрытая, открытая. Состояние системы: равновесное, стационарное, переходное.
Параметры системы: интенсивные, экстенсивные. Внутренняя энергия системы. Функции состояния – внутренняя энергия (U), энтальпия(H), энтропия(S), свободная энергия Гиббса (G). Единицы измерения. Процессы: изотермические, изобарные, изохорные. Формы передачи энергии: работа, теплота. Формулировки 1-го з-на термодинамики для различных систем. Стандартная энтальпия образования и сгорания. Закон Гесса и следствия из него.
Формулировки второго закона ТД. Направление самопроизвольного протекания реакций. Критерии самопроизвольного протекания реакции. Эндэргонические и экзэргонические реакции. Принцип энергетического сопряжения.
Домашнее задание для подготовки к занятиям: ЕОХ, с. 10-32. ГЗХ,
с.66-74. Разобрать примеры ПЗХ, с.22-35.
Пример САРСа, выполняемого на занятии
1. Рассчитайте стандартную энтальпию сгорания ацетилена, исходя из
стандартных энтальпий образования реагирующих веществ.
(Ответ: -1300 кДж/моль)
2. Для реакции C6H12O
6(к)
+ 6 О
→ 6 СО
2(г}
+ 6 Н2О
2{г)
ΔН° =-2817кДж
(ж)
определите стандартную энтальпию образования глюкозы, используя стандартные энтальпии образования СО
и Н2О
2(г)
(ж)
.
(Ответ: -1260 кДж/моль)
3. Рассчитайте ΔS
о
реакций, используя данные термодинамической
298
таблицы:
а) СО
б) СО
+ 3 Н
(г)
+ Н2О
(г)
→ СН4
2(г)
→ СО
(ж)
+ Н2О
(г)
+ Н
2(г)
2(г)
(г),
(Ответ: а) -216.3 Дж/К, б) 76.6 Дж/К)
4. Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии сле-
дующих процессов:
а) 2 NH
б) СО(Г) + Н2О
3(г)
→ N
+ 3 Н
2(г)
→ СО
(Ж)
; в) СО
2(г)
+ Н
2(Г)
2(Г)
; г) СаО
5. Установить путем расчета ΔG0, протекание каких из нижеследующих
реакций возможно в стандартных условиях:
а) СО
+ Н2О
(г)
→ СО
<ж)
2(г)
+ Н
2(г)
24
2(К)
→ СО
(к)
;
2(г)
+ Н2О
→ Са(ОН)
(г)
2(к)
б) 4НС1
(г)
+ О
→ 2С1
2(г)
+ 2Н2О
2(г)
(ж)
Необходимые для расчета данные приведены в приложении (табл.1).
(Ответ: а) -20.4 кДж; б) -92.8 кДж)
6. Определите без расчета возможность самопроизвольного протекания
следующих реакций и при каких температурах (высоких, низких или любых):
а) 2 NO
6) N2O
+ О
(r)
→ 2NO
4(r)
→ 2 NO
2(г)
2(r)
2(r)
ΔН°< 0;
ΔН° >0.
8.Вычислите ΔG0 процесса:
АТФ + аланин + глицин → АДФ + фосфат + аланилглицин, если известно:
а) АТФ + Н2О → АДФ + фосфат ΔG0 = -30,5 кДж;
б) аланин + глицин → аланилглицин + Н2О ΔG0 = 17,2 кДж.
(Ответ:-13.3 кДж)
Краткая теоретическая часть
Знание законов химической термодинамики (ТД), их использование
при проведении термохимических расчетов дают возможность будущему
врачу получить представление об энергетическом балансе человеческого организма, установить специфические особенности преобразования химической энергии в другие виды энергии в процессах жизнедеятельности, оценить
калорийность потребляемой пищи, установить энергозатраты человека на
выполнение различных видов труда. Умение составить меню диетического и
лечебно-профилактического питания с использованием данных об энергетической ценности пищевых продуктов необходимо врачам-лечебникам, диетологам, гигиенистам для профилактики и лечения заболеваний, связанных с
нарушением обмена веществ.
Знание законов химической термодинамики особенно необходимо при
изучении энергетических превращений на молекулярном и клеточном уровнях.
Термодинамика – наука о законах, управляющих изменением энергии
системы, передачей энергии от одной системы к другой, а также взаимным
превращением различных видов энергии.
Система – это тело или группа тел, находящихся во взаимодействии,
реально или мысленно обособленных от окружающей среды. Системы бывают изолированные, открытые и закрытые.
Изолированные – отсутствует обмен энергией и веществом с
окружающей средой (в природе не существуют).
Закрытые – обмениваются с окружающей средой энергией, но не
обмениваются веществом. Например – теплообменники.
25
Открытые – обмениваются с окружающей средой и веществом,
и энергией. Пример – живой организм.
Если система однородна (однофазна), она называется гомогенной.
Примеры – воздух, вода. Систему, состоящую из отдельных частей (фаз), отличающихся по свойствам и имеющих поверхности раздела, называют гете-
рогенной. Примеры – цельная кровь, молоко.
Совокупность физических и химических величин, характеризующих
состояние системы называются параметрами системы. Они подразделяют-
ся на экстенсивные и интенсивные.
Экстенсивные – величина которых зависит от числа частиц в си-
стеме. Примеры: масса (m), объем (V), количество вещества (n), заряд и т.д.
Интенсивные – величина которых не зависит от числа частиц в
системе температура (Т), давление (Р), концентрация (С).
При взаимодействии систем значения экстенсивных параметров суммируются, а интенсивных – усредняются.
Функции состояния – экстенсивные величины, характеризующие состояние системы, которые нельзя непосредственно измерить экспериментально. Их значения зависят только от данного состояния системы и не зависят от того, каким путем это состояние достигнуто. К функциям состояния
относятся: внутренняя энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S), свободная
энергия Гиббса (G).
Различают три типа состояния системы:
- равновесное – состояние, при котором система, в результате протека-
ющих процессов, не претерпевает изменений;
- стационарное – также характеризуется постоянством параметров си-
стемы, но при этом происходит непрерывный обмен веществом и энергией с
окружающей средой;
- переходное или неравновесное состояние (параметры системы изме-
няются во времени, стремясь достигнуть равновесных значений).
Процесс – переход системы из одного состояния в другое, сопровождающийся необратимым или обратимым изменением хотя бы одного параметра, характеризующего данную систему. В зависимости от условий протекания выделяют следующие типы процессов:
Изотермический (процесс, происходящий при постоянной тем-
пературе, T= const);
Изобарный, или изобарический (процесс, происходящий при по-
стоянном давлении, р= const);
Изохорный, или изохорический (процесс, протекающий при неиз-
менном объеме системы,V=const).
26
Энергия – это количественная мера различных форм движения и взаимодействия всех видов материи. Энергия является неотъемлемым свойством
системы.
В зависимости от форм движения различают следующие виды энергии:
тепловая, электрическая, химическая, ядерная и т.д. ТД рассматривает процессы взаимного перехода тепловой энергии в другие виды (механическую,
химическую, электрическую и т.д.).
Важной термодинамической характеристикой является внутренняя
энергия системы. Внутренняя энергия (U) – это сумма всех видов энергии
(кинетической и потенциальной), которой обладают частицы системы (атомы, молекулы, электроны, ядра, ионы и т.д.).
Внутренняя энергия – функция состояния, абсолютное значение которой определить невозможно, так как любая термодинамическая система материальна, а материя - неисчерпаема. Экспериментально можно определить
только изменение внутренней энергии в процессе взаимодействия системы с
окружающей средой. Поскольку внутренняя энергия является функцией состояния, то величина AU зависит от начального и конечного состояния системы, но не зависит от способа или пути, которыми данная система приведена из начального в конечное состояние.
Обмен энергией между системой и окружающей средой может осуществляться в виде теплоты или работы.
Работа (А) – энергетическая мера направленных форм движения ча-
стиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. Работа А
считается положительной, если совершается системой против внешних сил
окружающей среды.
Теплота (Q) – энергетическая мера хаотических форм движения частиц
в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. В термодинамике
количество теплоты Q считается положительным, если теплота сообщается
системе из окружающей среды.
Работа А и теплота Q не являются функциями состояния, а являются
функциями процесса, их величина зависит от пути процесса, по которому система перешла из одного состояния в другое.
I закон термодинамики: Энергия не исчезает и не возникает из ниче-
го, а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных
количествах.
В зависимости от вида системы существуют различные формулировки
I закона ТД:
- В изолированной системе изменение внутренней энергии системы в
результате любых процессов всегда равно нулю (∆U=0);
27
- Подведенная к закрытой системе теплота расходуется на изменение
внутренней энергии системы и на совершение системой работы против
внешних сил окружающей среды (Q = ∆U + A).
Живые организмы функционируют в изобарно-изотермических условиях, для которых А = p∆V, тогда: Q = ∆U + p∆V; ∆U = U
кон
– U
; ∆V = V2 –
нач
V1; Q = (U2 – U1) + р(V2 – V1), Q = (U2 + pV2) – (U1 + pV1); U + pV = H, где H -
энтальпия, численно равна сумме внутренней энергии системы и произведения давления на объем системы. QP = Н2 – Н1= ∆Н
Энтальпия (Н) – термодинамическая функция, характеризующая энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях.
Химические реакции и физико-химические процессы могут протекать с
выделением или поглощением энергии. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при проведении химической реакции в изобарноизотермических условиях Qр равно изменению энтальпии системы и называется энтальпией реакции (∆Н
х.р.
).
Химические реакции и физико-химические процессы подразделяют на
экзотермические и эндотермические.
В результате экзотермического процесса энергия выделяется из системы в окружающую среду, ∆Н < 0. Для эндотермических процессов- ∆Н > 0.
Так как энтальпия системы является экстенсивным параметром и зависит от температуры, давления, то ∆Н в результате химической реакции или
физико-химического процесса определяют при стандартных условиях.
Стандартные условия (с.у.): количество вещества - 1 моль; давление
(Р) - 760 мм. рт. ст. или 101 325 Па; температура (Т) - 25оС или 298 К.
Термодинамические величины в с.у. обозначаются соответствующим
символом этой величины с верхним индексом ° и температурой 298, указанной справа внизу.
∆Н°
– стандартная энтальпия процесса или реакции (Дж/моль) -
298
энергетическая характеристика физико-химического процесса или химической реакции, проводимых при с.у.
Для оценки энергетического состояния веществ в термодинамике используются значения стандартных энтальпий образования этих веществ, обозначаемых ∆Н°
(вещество, агрегатное состояние), Дж/моль.
298
Стандартная энтальпия образования сложного вещества равна энтальпии реакции получения 1 моль этого вещества из простых веществ в их
наиболее термодинамически устойчивом агрегатном и аллотропном состо-
янии при с.у. Стандартная энтальпия образования простых веществ при с.у.
условно принимается равной нулю.
Например, для кислорода ∆Н°
графит) = 0, однако, для алмаза ∆Н°
298(О2
298
, газ) = 0, для графита ∆Н°
(С, алмаз) = 1,88 кДж/моль.
28
298
(С,
Стандартная энтальпия образования этанола равна стандартной энтальпии реакции:
2С (графит) + 3Н2(г) + 1/2О2(г) = С2Н5ОН(ж); ∆Н°
(С2Н5ОН, ж) = -
298
277,6 кДж/моль.
Значение стандартной энтальпии образования сложного вещества зависит от природы вещества и его агрегатного состояния. Числовые значения
стандартных энтальпий образования веществ являются справочными данными и для некоторых веществ приведены в табл. 1 (см. приложение).
Используя стандартные энтальпии образования веществ, участвующих
в химической реакции, можно, не прибегая к эксперименту, рассчитать энтальпию реакции на основе закона Г. И. Гесса (1840 г.): Значение теплового
эффекта реакции зависит только от начального и конечного состояния
данной системы и не зависит от пути реакции.
Например: С(тв) + О2(г)→ СО2(г); ∆H
С(тв) + 1/2О2(г) → СО(г);
СО(г) +1/2О2(г)→СО2(г);
СО
∆Н2
∆Н
1
3
∆H1 = ∆Н2 + ∆Н3
Закон Гесса широко используется для
расчета тепловых эффектов химических ре-
акций, которые экспериментально определить невозможно.
Из закона Гесса вытекают два следствия:
1-е следствие:
Энтальпия химической реакции при с.у. равна разности алгебраической
суммы энтальпий образования всех продуктов реакции и алгебраической
суммы энтальпий образования всех исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов:
где ni — стехиометрические коэффициенты химической реакции.
2-е следствие:
Стандартной энтальпией сгорания называют теплоту, выделяющуюся при сгорании 1 моль вещества в кислороде до высших оксидов при стандартных условиях.
Энтальпия реакции равна разности алгебраической суммы энтальпий
сгорания исходных веществ и суммы энтальпий сгорания продуктов реакции
с учетом их стехиометрических коэффициентов.
где ni, - стехиометрические коэффициенты химической реакции.
Наиболее распространенными реакциями, используемыми живым организмом для получения энергии, являются реакции окисления.
29
Энергия, выделяемая при полном окислении, т.е. сгорании питательных веществ, называется их калорийностью.
По закону Гесса, количество теплоты, которое выделяется при окислении питательных веществ, не зависит от того, как или где они окисляются,
при условии, что продукты реакции остаются неизменными. Многие питательные вещества (жиры, углеводы и т.д.) в живом организме и при полном
сгорании в калориметре окисляются до одних и тех же продуктов:
С → СО2, Н → Н2О. Содержание других элементов (N, S) в питательных веществах не превышает 1-2%, поэтому ими можно пренебречь.
Следовательно, для энергетической оценки большинства продуктов питания может служить энтальпия реакции их сгорания. Энергетическую характеристику продуктов питания принято выражать в калориях: 1 кал = 4,18 Дж.
Пища представляет собой смесь питательных веществ сложного состава, поэтому калорийность пищи указывается в расчете на 1 г, а не на моль. Калорийность основных продуктов питания представлена в таблице 3 (приложение).
Практическое значение при термохимических расчетах имеют также
следующие следствия: Тепловой эффект разложения какого-либо соединения
точно равен и противоположен по знаку тепловому эффекту его образова-
ния (закон Лавуазье-Лапласа).
∆H0обр ~ -∆H0разл.
В зависимости от типа химической реакции или физико-химического
процесса, кроме энтальпий образования и сгорания, различают: энтальпию
нейтрализации, энтальпию растворения, энтальпию гидратации, энтальпию
фазового перехода.
Энтальпия нейтрализации – количество теплоты, которое выделяется
при взаимодействии 1 моль эквивалентов сильной кислоты с 1 моль эквивалентов сильного основания.
Нейтрализация любой сильной кислоты любой щелочью в водном растворе описывается одним и тем же ионным уравнением:
Н+ + ОН- → Н2О;
∆H
0
нейтр-ции
=
- 55,8 кДж/моль
Энтальпия растворения — количество теплоты, которое выделяется
при растворении 1 моль вещества в значительном избытке растворителя
II закон термодинамики
II закон ТД определяет условия самопроизвольного протекания процессов. Установлено, что все самопроизвольные процессы реализуются под
влиянием двух основных факторов:
1) стремления системы к достижению минимума энергии;
2) стремления системы к увеличению ее энтропии, то есть возрастанию
беспорядка в ней.
30
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]