Контрольні питання.

1. Дайте визначення поняттю система, фаза, компонент, ізобарний процес, ізохорний процес, ентальпія, енергія Гіббса,тепловий ефект реакції.

2. Перший та другий закони термодинаміки.

3. Закон Гесса, наслідок із закону Гесса.

4. Обчислити теплоту розчинення хлориду натрію, якщо при розчиненні у воді 12,69 г хлориду натрію поглинається 1,07 кДж теплоти.

5. Розрахуйте теплоту утворення кристалогідрату Na₂SO₃*7H₂O, якщо теплоти розчинення Н (Na₂SO₃)= 11 кДж/моль, Н (Na₂SO₃*7H₂O)=47 кДж/моль.

6. Обчисліть Н для реакцій:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

4NH₃ + 3O₂ =2N₂ + 6H₂O

2СО + О₂ = 2СО₂

С +О₂ =СО₂

СО₂ + С = 2СО

3СаСО₃ + 2Н₃РО₄ = Са₃(РО₄)₂ + 3CO₂ + 3H₂O

7. Зробіть висновок про можливість самовільного протікання цих процесів на основі розрахунку G реакції.

Самостійна робота на занятті.

Виконати лабораторні роботи:

1. Визначення зміни температури при розчиненні і взаємодії між речовинами.

2. Розрахувати ентальпію і енергію Гіббса для досліджуваних процесів.

3. Оформити і захистити протокол.

Методика виконання роботи

Робота 1. Визначення ентальпії розчинення солі.

У зважений калориметр наливають 100 мл води і вимірюють температуру з точністю до 0,1 градуса. Розчиняють у цій воді 5 г. солі на протязі 3-х хв. і вимірюють температуру розчину. Використовуючи числові дані, які заносять в табл. 1, і значення молярних теплоємностей (С_р) речовин із “Довідника з хімії”, які приймали участь в теплообміні, визначають теплоту розчинення солі (Н) за формулою:

(1)

де С_рк, С_рв, С_рс – молярні теплоємності алюмінію з якого зроблений калориметр, води і дослідженої солі;

Т – зміна температури;

m_к, m_в, m_с – маси калориметра, води і досліджуваної солі;

М_к, М_в, М_с - молярні маси речовини з якої виготовлений калориметр, води і досліджуваної солі;

Н – зміна ентальпії при розчинені солі (теплота розчинення).

Табл. 1

mАІ	Ср (АІ)	mв	Ср(в)	mс	Ср(с)	tпоч.	tкін.	t	Н

Робота 2. Визначення ентальпії утворення кристалогідрату з безводної солі і води.

Процес утворення розчинів соди із безводної солі і кристалогідрату можна відобразити рівняннями:

A(к.) + aq = A(р.) Н₁

A*nH₂O(к.) + aq = A(р.) Н₂

Різниця цих рівнянь і дасть рівняння утворення кристалогідрату

A (к.) + nH₂O = A*nH₂O Н₃ =Н₁ - Н₂

Беруть наважки безводної солі і кристалогідрату (5-10) г. з точністю до 0,01 г. В калориметричну посудину наливають 150 мл дистильованої води і закріплюють в калориметричному стакані. Вимірюють початкову температуру. Потім в калориметричну посудину вносять наважку безводної солі, розчиняють її та фіксують зміну температури. За формулою (1) визначають Н₁

Аналогічно проводять визначення ентальпії розчинення кристалогідрату Н₂

В протоколі виконують відповідні розрахунки, використовуючи наведене в роботі рівняння і роблять відповідні висновки.

Робота 3. Розрахувати чи самовільний процес утворення кристалогідрату.

Необхідно розрахувати ізобарно-ізотермічний потенціал G для реакції утворення кристалогідрату A (к.) + nH₂O = A*nH₂O

G=H-TS

H розраховано в роботі 2. Розраховуєм за довідниковими даними ентропію реакції S_р.

S_р = S_A*nH2O – (S_A(к.) + n S_H2O )

Підставивши одержані дані в рівняння G=H-TS зробіть висновок про можливість самовільного утворення кристалогідрату при стандартних умовах.

Робота 4. Визначення ентальпії реакції взаємодії оксиду кальцію з ортофосфорною кислотою.

В калориметричну посудину заливають 50 мл 0,1 н розчину Н₃РО₄ і вимірюють температуру. Зважують на аналітичних вагах 0,5 г СаО і при перемішуванні вносять його в розчин ортофосфорної кислоти. Записують найвищу температуру, яку покаже термометр в результаті реакції.

Обчислення ентальпії реакції взаємодії проводять за формулою:

Заняття 15

Тема: Кінетика біохімічних реакцій.

Актуальність теми: Вивчення кінетики і механізму хімічних реакцій має велике теоретичне і практичне значення як для хімії, так і для медицини. Знання факторів, від яких залежить швидкість реакції дозволить регулювати процеси, які проходять в організмі, вивчати ефективність дії лікарських препаратів. Знання умов протікання реакцій дозволяє регулювати, створювати оптимальні умови протікання реакцій.

Навчальні цілі:

Знати: вплив основних факторів: концентрації, температури, тиску на швидкість та напрям протікання реакцій.

Вміти:. Визначати швидкість хімічної реакції, її залежність від концентрації і вплив каталізаторів.

Самостійна позааудиторна робота студентів.

1. Швидкість хімічних реакцій, її вираження.

2. Вплив природи реагуючих речовин, концентрації на швидкість реакції.

3. Закон діючих мас.Фізичний зміст константи хімічної рівноваги, її вираз.

4. Константа хімічної рівноваги, способи її вираження.

5. Порядок і молекулярність хімічних реакцій.

6. Енергія активації. Каталіз і каталізатори.

7. Залежність швидкості реакції від температури і тиску.

8. Ферментативні біохімічні процеси. Ферменти, як біологічні каталізатори.

9. Ланцюгові та фотохімічні, біохімічні реакції.

10. Прогнозування зміщення хімічної рівноваги на основі принципу Ле-Шательє-Брауна-Пригожина.