Metod_Inorganic_chem_1_pharm_M-1_copy

медицині;

−вміти експериментально визначати деякі параметри лікарських речовин методом кріометрії.

4.3.Інструкції з виконання практичних завдань

4.3.1 Визначення молекулярної маси лікарської речовини (неелектроліту) кріометричним методом

Скласти кріоскоп. В посудину з термометром і мішалкою помістити 15-20 мл чистого розчинника і визначити його температуру замерзання. Вилити розчинник із посудини і заповнити її розчином, приготовленим із наважки лікарської речовини m(г) і розчинника L(г). Визначити температуру замерзання розчину t0, яку відмітити в момент випадання кристалів. Вирахувати пониження температури замерзання розчину t = t00 – t0. Обчислити молекулярну масу речовини за формулою:

M = Km1000 .

L t

Дізнатися у викладача дійсну молекулярну масу речовини і визначити відхилення результатів досліду.

4.3.2 Визначення ізотонічного коефіцієнта і ступеня дисоціації гіпертонічного розчину NaCl

Дослід проводиться аналогічно до описаного в завданні 1, тільки для дослідження взяти гіпертонічний розчин натрій хлориду. Вирахувати tекс і

tтеор..

tекс = t00 – t0;

tтеор = Km1000 .

LM

Знаючи, що α = i − 1 , де n – число частинок, на які розкладається

n − 1

електроліт, вирахувати і = tекс/ tтеор та підставити у формулу для обчислення α. Значення α можна також вирахувати за формулою:

4.3.3 Визначення ізотонічного коефіцієнта, ступеня йонізації та осмотичного тиску розчину електроліту

Одержати у викладача конкретне завдання (готовий розчин з відомою концентрацією електроліту, або вказівку, як його виготовити). Підготувати кріоскоп, виміряти температури замерзання розчинника та досліджуваного розчину (t) аналогічно до завдання 1. Обчислити експериментальну депресію температури замерзання: tекс

Вирахувати теоретичне значення депресії температури замерзання цього

41

розчину, користуючись формулою закону Рауля:

Dtтеор = KC = K × m ×1000 .

L × M

Знайти ізотонічний коефіцієнт і для цього розчину:

і = Dtекс/Dtтеор.

Обчислити ступінь йонізації («уявний» для сильного електроліту) a:

a = i -1 , n -1

де n – сумарне число йонів, які утворюються при йонізації.

Розрахувати осмотичну концентрацію досліджуваного розчину (Сосм), виходячи з формули:

Сосм = tексп.. ,

K

де К – кріоскопічна константа розчинника (1,86 К×кг/моль для води). Знайти осмотичний тиск p цього розчину (аналогічно до завдання 2):

p= іСRT = CосмRT

5.Підведення підсумків та зарахування роботи.

Заняття № 9

Тема: Основні поняття хімічної термодинаміки. Термохімія. Напрямленість хімічних процесів

1. Актуальність теми

Хімічна термодинаміка вивчає закономірності перетворення різних видів енергії при хімічних реакціях. Вона має велике теоретичне і практичне значення, тому що дозволяє заздалегідь передбачити ймовірність і напрямленість хімічних та біохімічних процесів. На законах класичної термодинаміки базується біоенергетика, яка описує закономірності перетворення енергії в живих системах.

2. Навчальні цілі

Шляхом розв’язування задач та виконання лабораторних дослідів навчитися вираховувати і експериментально визначати теплові ефекти хімічних процесів та вміти використовувати їх для оцінки стійкості хімічних сполук та ймовірності перебігу хімічних процесів.

42

3. Матеріали доаудиторної самостійної роботи

3.1. Засвоїти матеріал навчальної програми

Поглинання та виділення різних видів енергії при хімічних перетвореннях. Теплота і робота, як характеристики процесів.

Внутрішня енергія і ентальпія речовин. Перший закон термодинаміки. Стандартні умови і стандартні ентальпії утворення і згоряння речовин. Теплоти хімічних реакцій при сталій температурі і тиску. Термохімічні рівняння, їх особливості та обчислення на основі термохімічних рівнянь.

Закон Гесса. Розрахунки стандартних ентальпій хімічних реакцій і фізикохімічних перетворень (процесів розчинення речовини, гідратації, дисоціації кислот та основ) на основі закону Гесса.

Другий закон термодинаміки.

Поняття про ентропію як міру неупорядкованості системи (рівняння Больцмана).

Енергія Гіббса як критерій самочинного перебігу хімічних реакцій і характеристика термодинамічної стійкості хімічних сполук. Таблиці стандартних енергій Гіббса, їх використання для визначення напрямку перебігу процесу.

3.2. Література до теми

1.Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2.Практикум з загальної та неорганічної хімії / Є.Я.Левітін, Р.Г.Клюєва, А.М.Бризицька та ін. – Харків: Основа, 1998. – 119 с.

3.Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер,

В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.;– Ч.ІІ.–

4.Мороз А.С. і співавт. Основи хімічної термодинаміки та біоенергетики. Текст лекцій для студентів медичних факультетів. – Львів, 2000.

5.Ахметов Н.С. і спів. Лабораторные и практические занятия по неорганической химии. – М.: Высшая школа, 1979. – Р. ІІ. – Гл. 4.

6.Практические работы по физической химии // Под ред. Мищенко К.П., Изд. Химия, 1977. – Гл. ІІІ.

3.3. Матеріали для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання

1.Напишіть математичний вираз і формулювання першого закону термодинаміки. Чи можна застосувати цей закон до біологічних систем?

2.Що таке ентальпія, стандартна ентальпія, ентальпія утворення та ентальпія згоряння речовин?

3.Напишіть формулювання закону Гесса. Як проілюструвати його ентальпійною діаграмою?

4.Що характеризує теплота розчинення і теплота гідратації?

5.Як вимірюють теплові ефекти хімічних реакцій і процесів? Намалюйте

43

схему приладу, що використовують для цього.

6.Чим пояснити, що розчинення одних речовин супроводиться вбиранням, а інших – виділенням тепла?

7.Чому значення ентальпії нейтралізації сильних кислот сильною основою є постійним, а для слабких кислот дещо іншим?

8.Чому ентальпії розчинення безводної солі та її кристалогідрату є різними?

9.Дайте визначення основних понять термодинаміки: система, фаза, компонент, параметр, функція стану. Вкажіть різницю між ізольованими, відкритими і закритими системами.

10.Що характеризує внутрішня енергія системи? Чому дорівнює зміна внутрішньої енергії в ізохорних та ізобарних процесах?

11.Дайте визначення ентропії, вільної енергії Гіббса. Який фізичний зміст цих термодинамічних функцій?

12.Напишіть математичний вираз об’єднаного закону хімічної термодинаміки і вкажіть, що характеризує ентальпійний і ентропійний чинники.

13.Яку роль відіграє АТФ у процесах перетворення енергії і біосистемах? Напишіть термохімічне рівняння реакції гідролізу АТФ.

б) Задачі для самоконтролю

Алгоритми розв’язування типових задач

Задача 1. Обчислити тепловий ефект реакції утворення сечовини з амоніаку і діоксиду карбону за стандартних умов.

Розв’язування:

1. Запишемо рівняння реакції, вказавши агрегатні стани реагентів та продуктів реакції і значення відповідних стандартних ентальній утворення (з таблиць) під формулами сполук:

(кДж/моль)

2. Підставимо значення стандартних ентальпій утворення вихідних (вих.) речовин і продуктів (прод.) реакції у формулу для визначення теплового ефекту (ентальпії) реакції, враховуючи стехіометричні коефіцієнти:

DHp = ∑ DH0прод. – ∑ DH0вих.;

DHp = –333,0 – 285,8 – (2 ×(–46,2) – 393,5) = – 132,9 ( кДж)

3. Запишемо термохімічне рівняння:

2NH3 (г) + CO2 (г) ® (NH2)2CO (к) + H2O (г) ; DHp = –132,9 кДж.

Задача 2. Дієта, що використовується при цукровому діабеті обмежує вміст у їжі вуглеводів до 50 % при збереженні фізіологічної норми жирів та білків. Обчислити калорійність цієї дієти.

44

Розв’язування:

1. Знаючи добову потребу у вуглеводах, знаходимо масу вуглеводів, яку рекомендують при захворюванні:

m= 385×0,5 = 192,5 г.

2.Обчислюємо калорійність дієтичної норми, виходячи з добової потреби і теплот окиснення харчових продуктів в умовах фізіологічного середовища:

DH0згор = 192,5 × 19,8 + 100 × 37,8 + 16,8 × 80 = 8935,5 (кДж)

Відповідь: калорійність дієти становить 8935,5 кДж. Задача 3. Обчислити зміну ентропії в реакції

СО2 + 2Н2 « СН3ОН за стандартних умов.

Розв’язування:

1.Запишемо термохімічне рівняння даної реакції, вказавши агрегатні стани реагуючих речовин і стандартні ентропії (з таблиць) під формулами речовин.

DSр = 126,7 – (213,6 + 2 ×130,6) = –348,1 ( Дж/моль×К).

Відповідь: DS0p = 0,35 кДж/моль×К, DSр < 0 – реакція за стандартних умов неможлива.

Задача 4. Чи може за стандартних умов відбуватися реакція окиснення фтороводню?

Розв’язування:

1. Запишемо можливе термохімічне рівняння реакції, вказавши агрегатні стани реагуючих речовин:

2HF (г) + 1/2О2 (г) ® F2 (г) + H2O (p)

2.Вирахуємо зміну енергії Гіббса в реакції, використовуючи табличні значення стандартних ізобарно-ізотермічних потенціалів речовин:

DG0p = –228,6 – 2 ×(–272,8) = 317 ( кДж).

3.Отже: дана реакція за стандартних умов не може відбуватись, тому що

DGp0 > 0.

45

б) Задачі для самостійного розв’ язування

1.Вирахувати тепловий ефект реакції повного окиснення глюкози в організмі, використовуючи стандартні ентальпії утворення речовин.

Відповідь: Hp = –2802,8 кДж.

2.При згорянні фосфіну РН3 видіяється 2360,8 кДж теплоти. Обчислити ентальпію утворення фосфіну.

Відповідь: H0утв. = 5,4 кДж/моль

3.При нормальній дієті організм одержує за добу 10500 кДж енергії. Якщо дієту зменшити до 6000 кДж, то скільки днів необхідно її зберігати, щоб маса тіла зменшилась на 1 кг тільки за рахунок жирів.

Відповідь: 8,4 дні.

4.Скільки теплоти втрачає організм, якщо крізь шкіру виділиться 650 г води?

Відповідь: 1588 кДж.

5.Обчислити ентальпію гідратації сульфіту натрію, якщо ентальпії розчинення безводної солі та її кристалогідрату відповідно дорівнюють –

11,3 та 46,9 кДж/моль.

Відповідь: H0гідр. = –58,2 кДж/моль.

6.Обчислити зміну ентропії в реакціях:

а) 2NH3 (г) + H2SO4 (p) = (NH4)2SO4 (к);

б) С (гр) + СО2 (г) = 2СО (г).

Відповідь: а) –322,2 е.о.; б) 175,6 е.о.

7.Обчислити зміну енергії Гіббса і визначити чи можливі за стандартних умов наведені реакції:

а) SO2 (г) + 2H2S (г) = 3S (т) + 2H2O (p);

б) Cl2 (г) + 2H2O (г) = 4HCl (г) + O2 (г).

Відповідь: а) –16,8 кДж, реакція можлива; б) 76,4 кДж, реакція за стандартних умов неможлива.

8.Дано два можливих шляхи метаболізму глюкози:

а) С6Н12О6 (р) = 2С2Н5ОН (р) + 2СО2 (г); б) С6Н12О6 (р) + 6О2 (г) = 6СО2 (г) + 6Н2О (р).

Порівняйте G для цих реакцій за стандартних умов. Який процес є більш вірогідним?

Відповідь: а) G0 = –222,6 кДж; б) G0 = –2675,5 кДж. Вірогіднішою є реакція (б).

4. Матеріал для аудиторної роботи Зміст і методика проведення заняття

4.1. Перелік практичних завдань, які необхідно виконати на практичному занятті:

− розгляд найважливіших теоретичних питань теми;

46

-розв’язування задач на складання термохімічних рівнянь і розрахунки за допомогою термохімічних рівнянь;

-виконання лабораторної роботи на тему: «Експериментальне визначення теплових ефектів хімічних реакцій і процесів».

4.2.Інструкції до виконання практичних завдань

Визначення теплових ефектів хімічних реакцій проводять за допомогою калориметричної установки, яка складається з двох ізольованих посудин, чутливого термометра, мішалки та лійки.

4.2.1. Визначення ентальпії нейтралізації сильної основи сильною кислотою

Зважити на технічних терезах калориметричну посудину (внутрішню), влити у неї 150 см3 1 М розчину КОН, виміряти температуру розчину з точністю до 0,1 оС. Відміряти мірним циліндром 150 см3 1 М розчину НСl або НNОЗ. Розчин кислоти влити у колориметричну посудину, перемішати і виміряти максимальну температуру. Обчислити кількість теплоти, яка виділилась при реакції за формулою:

DQ = (mp × Cр + mc × Cc) × Dt

де mp і mc – маса розчину і калориметричної посудини, Ср – питома теплоємність розчину 4,18 Дж/(г × град), Сс – питома теплоємність скла 4,18 Дж/(г × град). Густину розчинів кислоти і лугу знайти в таблиці. За теплотою реакції визначити ентальпію нейтралізації кислоти в розрахунку на 1 моль Гідроген-іонів:

DHнейтр= – DQ M (Дж)

m

де М – молярна маса кислоти; m – маса 100 % кислоти у грамах. Порівняти експериментальне і теоретичне значення ентальпії нейтралізації, враховуючи що DHтеор= –57,2 кДж. Визначити відносну похибку досліду (у %).

4.2.2. Визначення ентальпії нейтралізації слабкої основи слабкою кислотою.

Провести дослід, який описаний вище, використовуючи замість КОН – 1

М розчин NH4ОН, а замість НСl – 1 М СН3СООН. Розрахувати DНтеор за ентальпіями утворення речовин і визначити відносну похибку. Порівняйте

результати з результатами попереднього досліду і дайте теоретичне пояснення.

4.2.3. Визначення ентальпії розчинення і гідратації купрум сульфату

Дослід проводять у калориметрі. У попередньо зважену калориметричну посудину наливають 300 см3 дистильованої води і вимірюють її температуру з точністю до 0,1 оС. Зважують приблизно 8 г безводного (попередньо прожареного) купрум сульфату з точністю до 0,01 г. Швидко всипають сіль у калориметричну посудину, перемішують розчин мішалкою і відмічають найвищу температуру розчину. Розрахувати кількість теплоти DQ, яка виділилася в процесі розчинення за формулою:

DQ = (mp × CP + mc × Cc) × Dt

де mp і mc – маса розчину і калориметричної посудини, Ср – питома

47

теплоємність розчину 4,18 Дж/г × град. густина розчину дорівнює 1,02 г/см3. Розрахувати молярну ентальпію розчинення СuSO4 за формулою:

DH = – DQ M , m

де М – молярна маса CuSO4 (160 г/моль), m – маса речовини в грамах. Аналогічно проводять дослід і розрахунки для кристалогідрату сульфату

купруму CuSO4·5H2O, використовуючи наважку мідного купоросу масою біля 10 г. За знайденими ентальпій розчинення CuSO4 – DН1 і його кристалогідрату – DН2, вирахувати теплоту гідратації солі на основі закону Гесса.

За одержаними експериментальними даними і теоретичним значенням

5. Підведення підсумків і зарахування теми.

Заняття № 10

Тема: Хімічна кінетика і каталіз. Вивчення залежності швидкості хімічних реакцій від різних чинників

1. Актуальність теми

Знання законів хімічної кінетики має велике теоретичне і практичне значення, тому що кінетичні методи є основними при вивченні різноманітних процесів у хімії біології та медицині. Від швидкості перебігу реакцій, що лежить в основі технологічних процесів, залежить їхня продуктивність, тобто кількісний вихід продукту.

Вчення про швидкість реакцій є базою для вивчення біологічних процесів, фармакокінетики ліків, клінічної діагностики, а дослідження ферментних реакцій важливе для розуміння процесів обміну речовин й енергії в живому організмі.

2. Навчальні цілі

-знати основні поняття, закони і математичні рівняння з хімічної кінетики;

-знати основні чинники, які впливають на швидкість реакцій і вміти передбачити їх вплив;

-знати сучасні теорії кінетики, каталізу, ферментного каталізу та механізми деяких реакцій;

- вміти пояснити особливості застосування понять і законів хімічної кінетики до складних реакцій та деяких біохімічних процесів.

48

3. Матеріал для доаудиторної самостійної роботи

3.1. Опрацювати матеріал навчальної програми

Середня та миттєва швидкість реакції. Поняття про механізм реакцій. Прості та складні реакції. Чинники, що впливають на швидкість хімічних реакцій у гомогенних та гетерогенних системах. Закон дії мас. Константа швидкості хімічної реакції, її фізичний зміст. Порядок та молекулярність реакції. Рівняння константи швидкості реакції першого порядку.

Залежність швидкості реакції від температури (рівняння Арреніуса та правило Вант-Гоффа). Енергія активації. Залежність енергії активації від механізму перебігу реакції. Теорії активних зіткнень молекул та перехідного стану. Каталіз. Енергія активації каталітичних реакцій та механізм дії каталізаторів. Поняття про ферментний каталіз у біологічних системах.

3.2. Література

1.Левітін Є.Я., Бризицька А.М., Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2003. – 464 с.

2.Практикум з загальної та неорганічної хімії / Є.Я.Левітін, Р.Г.Клюєва, А.М.Бризицька та ін. – Харків: Основа, 1998. – 119 с.

3.Загальна та неорганічна хімія: У 2-х ч./О.М.Степаненко, Л.Г.Рейтер,

В.М.Ледовских, С.В.Іванов. – К.: Пед. Преса, 2002.– Ч. І.– 520 с.;– Ч.ІІ.–

4.Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. – Львів: Світ, 1994. – Розд. 4.

5.Луцевич Д.Д. Хімічна кінетика, каталіз, ферментні реакції. Текст лекцій для студентів медичного факультету. – Львів, 2000. – 45 с.

6.Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Перун, 1998. – розд.6.

7.В.Уильямс, Х.Уильямс. Физическая химия для биологов. – М.: Мир, 1976.

– Разд. 6.

3.3. Матеріал для самоконтролю

а) Дати письмові відповіді на контрольні запитання

1.Що таке швидкість хімічної реакції, від яких чинників вона залежить і в яких одиницях її виражають?

2.Яка форма запису рівнянь швидкості? Написати кінетичні рівняння для реакції: а) розкладання нітроген (V) оксиду; б) окиснення нітроген (II) оксиду; в) взаємодії заліза з хлором.

3.Навести приклади реакцій нульового, першого і другого порядку, вказати їх молекулярність.

4.Що таке температурний коефіцієнт швидкості реакції і яке його значення для хімічних та біохімічних реакцій?

5.Що таке енергія активації, проміжний стан або стан активованого комплексу? Як змінюється енергія активації у процесі перебігу екзо- і ендотермічних процесів?

6.Які реакції називають послідовними, спряженими, ланцюговими і які з них відбуваються в організмі?

49

7.Які речовини називають каталізаторами, інгібіторами, промоторами? Наведіть приклади.

8.Що таке період піврозпаду речовин і як його визначити?

9.Яким методом визначають термін придатності лікарських препаратів і в чому суть цього методу?

10.Що таке ферменти і металоферменти? Який механізм їх дії? Наведіть конкретні приклади.

11.Як впливає концентрація субстрату і ферменту та температура на швидкість ферментних реакцій?

12.Що таке ферментні препарати? Навести приклади їх застосування у медицині.

б) Задачі для самоконтролю

Алгоритми розв’язування типових задач:

Задача 1. За однакових концентрацій вихідних речовин А і В реакція другого порядку А + В = 2С відбулась на 20% за 500 с. Визначити проміжок часу, за який прореагує 60% вихідних речовин.

Алгоритм розв’язування