Zanyatie_1
.doc
Министерство здравоохранения Республики Беларусь
Учреждение образования
«Гомельский государственный медицинский университет»
Кафедра общей и биоорганической химии
Обсуждено на заседании кафедры ___________________
Протокол №______________________________________
МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА
для проведения занятия со студентами I курса
лечебного факультета по общей химии
Тема № 1: Вводное занятие. Правила техники безопасности при работе в химической лаборатории. Понятие химического эквивалента. Способы выражения состава растворов
Время: 3 часа
1. УЧЕБНЫЕ И ВОСПИТАТЕЛЬНЫЕ ЦЕЛИ:
1) ознакомить с задачей практикума, его содержанием и организацией, с правилами работы в химической лаборатории и техникой безопасности;
2) сформировать навыки работы с мерной посудой;
3) обучить производить расчеты и готовить растворы заданной концентрации, исходя из индивидуальных веществ или более концентрированных растворов.
МОТИВАЦИЯ ДЛЯ УСВОЕНИЯ ТЕМЫ:
Понятие эквивалента имеет большое значение в химии. Оно является основой одного из законов химии – закона эквивалентов. Эквивалентами соединений пользуются для выражения концентрации растворов, применяемых в количественном анализе.
Врач широкого профиля должен обладать знаниями основ современной теории растворов, так как многие важные биохимические процессы в тканях живых организмов протекают в растворах, большинство лекарственных средств применяется в виде растворов. Кроме того, современная теория электролитов служит научной основой для изучения электролитного баланса человеческого организма и выяснения последствий его нарушения.
ТРЕБОВАНИЯ К ИСХОДНОМУ УРОВНЮ ЗНАНИЙ:
а) уметь составлять уравнения химических реакций;
б) иметь понятие о растворах и некоторых способах выражения состава растворов.
В результате проведения занятия студент должен:
1) знать:
-
содержание, организацию, цели и задачи практикума по общей химии;
-
правила работы в химической лаборатории и технику безопасности;
-
понятие о химическом эквиваленте, эквивалентной массе;
-
формулировку закона эквивалентов и его математическое выражение;
-
формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ;
-
понятие о растворах и способы выражения состава растворов:
а) массовая доля вещества;
б) молярная концентрация;
в) молярная концентрация эквивалента;
г) моляльная концентрация;
д) титр;
е) мольная доля.
2) уметь:
-
выполнять расчеты по уравнениям химических реакций на основе закона эквивалентов;
-
определять фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента;
-
производить расчеты по нахождению концентрации растворенного вещества в определенном объеме или массе раствора, или растворителя;
-
выполнять расчеты для приготовления растворов заданной концентрации.
2. СВЯЗЬ СО СМЕЖНЫМИ ДИСЦИПЛИНАМИ:
Полученные знания и умения по способам выражении состава растворов (процентная концентрация, молярность, нормальность, титр) потребуются для изучения мед. биологии, мед. Физики, фармакологии, биохимии, клинических дисциплин.
3. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ ПО ТЕМЕ ЗАНЯТИЯ:
3.1 Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Фактор эквивалентности.
3.2 Общее понятие о растворах.
3.3 Способы выражения состава растворов:
а) массовая доля вещества;
б) молярная концентрация;
в) молярная концентрация эквивалента;
г) моляльная концентрация;
д) титр;
е) мольная доля.
4. ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ ЗАНЯТИЯ
Лабораторная работа № 1
Приготовление растворов с заданной массовой долей из более
концентрированного раствора
Определить ареометром плотность исходного раствора кислоты. По таблице найти массовую долю вещества в исходном растворе. Рассчитать объем исходного раствора и воды, которые необходимы для приготовления раствора заданной концентрации. Отмерить мерным цилиндром необходимый объем воды и влить в колбу, стакан. Отмерить пипеткой рассчитанный объем исходного раствора кислоты и влить в колбу с водой, перемешать. Измерить ареометром плотность полученного раствора, найти по таблице массовую долю и сравнить с заданной. Определить точность выполнения опыта.
ФОРМА ОТЧЕТА:
-
Представить расчет объемов исходного раствора кислоты и воды, необходимые для приготовления раствора заданной концентрации.
-
Рассчитать абсолютную и относительную ошибки эксперимента по уравнениям:
Д = Хэкс. – Хист (1)
(2)
где Д – абсолютная ошибка
Д0 – относительная ошибка
Хэкс. и Хист. – соответственно, экспериментальное и истинное значение определяемой величины.
Полученные результаты представить в виде таблицы.
Таблица
Расчет ошибок определения
ρ табл. |
ρ эксп. |
Д |
Д0, % |
|
|
|
|
5. ХОД ЗАНЯТИЯ:
ЭКВИВАЛЕНТОМ называется некая реальная или условная частица, которая может присоединять или высвобождать один ион водорода в кислотно-основных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
Вещества взаимодействуют друг с другом и образуются в результате химических реакций в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Соответственно, массы (объемы) реагирующих веществ и продуктов их взаимодействия пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).
Для реакции А + В ↔ С + D:
ФАКТОР ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ fэкв.(Х) – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции. Это – величина безразмерная, которую рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов конкретной реакции.
Фактор эквивалентности часто обозначают отношением 1/Z, где Z – суммарный заряд обменивающихся в молекуле ионов для обменных реакций или число электронов, принятых или отданных молекулой (атомом) вещества – для окислительно-восстановительных реакций.
Z – всегда целое положительное число, а фактор эквивалентности – меньше или равен 1.
Фактор эквивалентности одного и того же вещества может иметь разные значения в разных реакциях. Рассмотрим это на примере:
а) Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl fэкв. (Na2CO3) = 1
б) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑ fэкв. (Na2CO3) = 1/2
в) 5Na2SO3 + 2KМnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4
MnO4‾ + 8H+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O fэкв. (KМnO4) = 1/5
г) 3Na2SO3 + 2KМnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
MnO4‾ + 2H2O + 3ē → MnO2 + 4OH‾ fэкв. (KМnO4) = 1/3
д) Na2SO3 + 2KМnO4 + 2KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O
MnO4‾ + ē → MnO42‾ fэкв. (KМnO4) = 1
На основе закона эквивалентов можно вывести следующие формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ:
М – молярная масса соединений.
Мэ – молярная масса эквивалента
СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ
Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными величинами – долями или процентами, либо величинами размерными – концентрациями.
В титриметрическом анализе для выражения состава раствора используют молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, титр.
МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ равна количеству вещества (в молях), содержащегося в одном литре раствора. Она обозначается С(Х), иногда СМ и рассчитывается как отношение количества растворенного вещества Х к объему V раствора в литрах:
где m (Х) – масса растворенного вещества, г
М(Х) – молярная масса, г/моль
V – объем раствора, л.
Если объем V раствора измеряют в миллилитрах, то формула для расчета молярной концентрации имеет вид:
МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ ЭКВИВАЛЕНТА (или нормальность) равна количеству вещества эквивалента (в молях), содержащегося в одном литре раствора. Она обозначается С(fэкв.(Х)), иногда Сн рассчитывается как отношение количества эквивалента растворенного вещества Х к объему раствора в литрах:
или, выразив в знаменателе молярную массу эквивалента через молярную массу вещества и фактор эквивалентности его в реакции по уравнению, получим:
В титриметрическом анализе широко используется разновидность массовой концентрации – титр.
ТИТР равен массе вещества (в граммах), содержащейся в 1 мл раствора. Титр обозначается Т(Х) и рассчитывается, как отношение массы вещества Х к объему V его раствора в миллилитрах:
откуда m(Х) = Т(Х) V или m(Х) = 1000·Т(Х)∙V, где V – объем, л.
Можно установить связь между молярной концентрацией и титром:
В тех случаях, когда речь идет об отношении массы (или объема, или количества вещества) компонента к, соответственно, массе (или объему, или количеству вещества) всей системы, термин "концентрация" не употребляют, а говорят о "доле" – массовой, объемной или молярной. И выражают эту долю либо дробью, либо в процентах, принимая систему за 1 или за 100%.
Для обозначения доли компонента приняты следующие греческие буквы: массовая доля – ω (омега), объемная доля – φ (фи), молярная доля – χ (хи).
где m (Х) и m – массы компонента и всей системы
V(Х) и V – объемы компонента и всей системы
ν(Х) и Σ ν – количества вещества компонента и всей системы.
МОЛЯЛЬНОСТЬ РАСТВОРА – равна количеству вещества (в молях) растворенного в 1 кг растворителя. Она обозначается:
где m(Y) – масса растворителя, кг.
6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:
1) Общие понятия о растворах.
2) Способы выражения состава растворов:
а) массовая доля вещества;
б) молярная концентрация;
в) молярная концентрация эквивалента;
г) моляльная концентрация;
д) титр;
е) мольная доля
3) Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Фактор эквивалентности.
Расчетные задачи:
1. В оксиде металла ω(О) = 28,57%. В его же соединении со фтором ω (F) = 48,72%. Определите эквивалентную массу фтора.
Ответ: 19 г/моль
2. Какой объем соляной кислоты с массовой долей HCl 38% (ρ = 1,19 г/мл) нужно взять для приготовления 1 л 2 н раствора? Определить титр раствора.
Ответ: 161,5 мл;
7,3·10‾2 г/мл
3. Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 30% (ρ = 1219 кг/м3) можно приготовить из 12 кг раствора серной кислоты с массовой долей H2SO4 60% (2 способа решения)?
Ответ: 19,7 л
4. Водный раствор содержит 577 г H2SO4 в 1 л. Плотность раствора 1335 кг/м3. Вычислите массовую долю (%)H2SO4 в растворе, а так же молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, моляльность и молярные доли H2SO4 и H2O.
Ответ: 43,22%, 11,76 моль/л;
5,88 моль/л; 7,57 моль/кг;
0,123; 0,877
5. Вычислите молярную массу эквивалента двухосновной кислоты, в 12,5 н. растворе которой массовая доля этой кислоты 37%, а ρ = 1664 кг/м3. Какая это кислота? Чему равны молярная концентрация, моляльность и титр раствора этой кислоты?
Ответ: 49,2 г/моль; 6,25 моль/л;
5,94 моль/кг; 0,6156 г/мл
7. ЛИТЕРАТУРА
ОСНОВНАЯ:
1. Конспект лекций.
2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – с.42-49.
3. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ: Учеб. пособие /Е.В. Барковский, С.В. Ткачев, Г.Э. Атрахимович и др.; Под общ. ред. Е.В. Барковского – Мн.: Выш. шк., 1997. – с.85-93.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:
1. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов/Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова и В.А. Попкова. – М.: Высш. шк., 1993. – с. 5-17.
2. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия: Учебное пособие для вузов. – СПб: Химия, 1994. – с. 129-131.
Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В., Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А.
03.09.2010