Индивидуальные очистные сооружения: К классу индивидуальных очистных сооружений относят сооружения, пропускная способность которых...
История создания датчика движения: Первый прибор для обнаружения движения был изобретен немецким физиком Генрихом Герцем...
Топ:
Организация стока поверхностных вод: Наибольшее количество влаги на земном шаре испаряется с поверхности морей и океанов...
Характеристика АТП и сварочно-жестяницкого участка: Транспорт в настоящее время является одной из важнейших отраслей народного хозяйства...
Устройство и оснащение процедурного кабинета: Решающая роль в обеспечении правильного лечения пациентов отводится процедурной медсестре...
Интересное:
Подходы к решению темы фильма: Существует три основных типа исторического фильма, имеющих между собой много общего...
Как мы говорим и как мы слушаем: общение можно сравнить с огромным зонтиком, под которым скрыто все...
Аура как энергетическое поле: многослойную ауру человека можно представить себе подобным...
Дисциплины:
2017-09-28 | 526 |
5.00
из
|
Заказать работу |
|
|
Виды учебной деятельности на занятии
1. Решение ситуационных задач (примеры приведены ниже):
1.1. В медицине применяют 10% раствор хлорида кальция. Возможно ли использование 0,2 н раствора хлористого кальция (ρ = 1,0316 г/мл) для внутривенного введения?
1.2. Бензофурокаин представляет собой местный анестетик с компонентом центрального анальгезирующее действия. Максимальная суточная доза составляет 1 г препарата. Для обезболивания назначено капельно по 30 мл 1%-ного раствора 3 раза в сутки. Не превышена ли в назначении максимальная суточная доза?
1.3. В 280 г воды растворили 40 г глюкозы. Найти массовую долю и молярную концентрацию полученного раствора (ρ=1400 кг/м3).
2. Выполнение лабораторной работы
Лабораторная работа № 1. Приготовление раствора заданной концентрации
Цель работы: научиться готовить растворы заданной концентрации.
Вопросы для подготовки по теме (ответы пишутся до лабораторной работы):
1. Какой объем воды необходим для приготовления 20 г 5 % раствора гидроксида натрия?
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
2. Рассчитайте молярную (См) и нормальную (Сн) концентрацию раствора фосфорной кислоты с массовой долей 14,6 % (плотность раствора (ρ) равна 1,08г/мл).
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
|
3. Значение титриметрического анализа в медико-биологических исследованиях?
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
4. Напишите названия способов выражения концентрации растворов.
________________________________________________________________________________
Реактивы и оборудование: 1 М раствор СН3СООН; 0,1 М раствор NaOH; дистиллированная вода; раствор фенолфталеина; бюретка; воронка; пипетка на 5 мл; пипетка на 10 мл; груша; мерная колба на 50 мл; 2 стакана; 3 колбы для титрования; цилиндр.
Отчет о работе
Тема 2. Основные закономерности протекания химических реакций
(термодинамика, кинетика)
После изучения темы студент должен
– знать: основные понятия термодинамики; основные законы термодинамики; применение первого начала термодинамики к биосистемам; химическую кинетику как основу для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов; скорость реакции, средняя скорость реакции в интервале, истинная скорость; кинетические уравнения; порядок реакции; период полупревращения; гомогенный и гетерогенный катализ; особенности каталитической активности ферментов;
– уметь: рассчитывать энтальпию, энтропию и энергию Гиббса образования и сгорания реакции согласно следствиям закона Гесса; определять тип химической реакции по значению энтальпии реакции; определять самопроизвольность протекания химического процесса; рассчитывать скорость протекания реакции; рассчитывать период полупревращения вещества; определять вид катализа (гомогенный, гетерогенный);
– владеть: навыками самостоятельной работы с литературой по химии.
Наука, изучающая общие законы взаимного превращения одной формы энергии в другую называется термодинамикой.
Состояние любой термодинамической системы характеризуется термодинамическими параметрами (давление, температура, общая энергия, энтропия, внутренняя энергия).
|
Изменение параметров термодинамической системы называется термодинамическим процессом.
Согласно первому началу термодинамики, термодинамическая система (например, пар в тепловой машине) может совершать работу только за счёт своей внутренней энергии или каких-либо внешних источников энергии.
Энергия расширенной системы, или внутреннее теплосодержание системы называется энтальпией (Н).
Для экзотермических реакций Q > 0, Δ H < 0
Для эндотермических реакций Q < 0, Δ H > 0.
При исследовании тепловых эффектов разных реакций выведен ряд закономерностей: тепло, выделяющееся при образовании сложного вещества из простых, равно теплу, поглощаемому при разложении такого же его количества на составные части.
Закон Гесса: тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или при постоянном объёме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.
В термодинамике принята следующая запись термохимических уравнений:
С(тв) + О2(g) = СО2(g); ∆ Н Р = - 405,8 кДж
Изменение энтальпии в ходе химической реакции (тепловой эффект химической реакции) равно алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов:
D Н °р-ции = Sn i × Н ° f прод. р-ции – Sn i × Н ° f исх. в-в
где n i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.
Если известны не энтальпии образования, а энтальпии сгорания (только для органических веществ), то изменение энтальпии в ходе химической реакции (тепловой эффект химической реакции) равно алгебраической сумме энтальпий сгорания стехиометрического количества реагентов за вычетом алгебраической суммы энтальпий сгорания стехиометрического количества продуктов.
D Н °р-ции = Sn i × Н °сг исх. в-в – Sn i × Н °сг прод. р-ции
где n i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции
В целях сопоставления и использования для расчетов по закону Гесса, теплоты химических соединений рассчитаны для стандартных условий: Р = 1 атм (101300 Па); Т = 298 К (25 °С) и сведены в таблицы стандартных величин (ΔН°сгор или ΔН°обр) (стандартные теплоты).
Все процессы, протекающие в природе, самопроизвольно, то есть без затраты работы извне, имеют определенное направление. II закон термодинамики позволяет предсказать направление протекания процесса.
|
Возможность самопроизвольного протекания процесса характеризуется энтропией (S).
Энтропия – функция состояния термодинамической системы.
Наиболее вероятным состоянием, достижимым для системы, является такое, в котором события, происходящие в системе одновременно, статистически взаимно компенсируются.
В связи с этим, введена ещё одна функция (ΔG) – изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) или свободная энергия Гиббса:
Δ G = Δ H – T× Δ S
где Δ H – изменение энтальпии, кДж/моль
Δ S – изменение энтропии, Дж/(моль×К)
Т – абсолютная температура, К
Т = t + 273, где t – температура в °С.
Если Δ G < 0, процесс протекает самопроизвольно, если Δ G > 0, то процесс невозможен.
Реакция протекает самопроизвольно (Δ G < 0), если энтальпийный фактор Δ H < 0, т.е. реакция экзотермическая, или Δ Н > 0, но по абсолютной величине меньше произведения T ·Δ S (энтропийного фактора). Значение T ·Δ S резко возрастает при высокой температуре и определяет направленность процесса. Этим объясняется изменение направленности некоторых реакций с повышением температуры.
Энтропия и энергия Гиббса реакции рассчитываются аналогично энтропии образования:
D S °р-ции = Sn i × S ° прод. р-ции – Sn i × S °исх. в-в
где n i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.
D G °р-ции = Sn i × G ° прод. р-ции – Sn i × G ° исх. в-в
где n i – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции.
Энергия Гиббса и энтальпия простых веществ, при стандартных условиях, равна 0.
Тема 1. Способы выражения концентрации растворов
После изучения темы студент должен
– знать: способы выражения концентрации веществ в растворах, способы приготовления растворов заданной концентрации;
– уметь: пользоваться физическим и химическим оборудованием; определять концентрации растворов по экспериментальным данным, находить концентрации растворов теоретически (решение задач);
– владеть: навыками самостоятельной работы с учебной, научной и справочной литературой по химии; вести поиск и делать обобщающие выводы;навыками безопасной работы в химической лаборатории с реактивами, посудой, аппаратурой; навыком проведения наблюдений за протеканием химических реакций и представления данных экспериментальных исследований в виде законченного протокола исследований.
|
Важнейшей характеристикой раствора является его состав. Количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или растворителя, называется концентрацией.
Рассмотрим некоторые способы выражения концентрации растворов.
Массовая доля или процентная концентрация компонента (w) –отношение массы растворенного вещества к массе раствора, выраженное в долях или процентах:
где m в – масса растворенного вещества, г; m р-р – масса раствора, г.
Молярная концентрация или молярность (СМ) равна числу моль растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Молярная концентрациявыражается в моль/л. Например, раствор, содержащий в 1 л 1 моль растворенного вещества, называется одномолярным и обозначается 1 М; а раствор, содержащий в 1 л 0,1 моль растворенного вещества, называется децимолярным и обозначается 0,1 М. Молярную концентрацию можно рассчитать по формуле:
где n в – количество растворенного вещества, моль;
V р-p – объем раствора, л;
m в – масса растворенного вещества, г;
М в – молярная масса растворенного вещества, г/моль.
Эквивалентная концентрация или нормальность (С н) равна числу моль-эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора и выражается в моль-экв/л. Раствор называется однонормальным, если в 1 л его содержится 1 моль-экв растворенного вещества (1н раствор); а если в 1 л раствора содержится 0,1 моль-экв растворенного вещества, он называется децинормальным (0,1н раствор). Нормальную концентрацию можно рассчитать по формуле:
где n в – количество растворенного вещества, моль;
V р-р – объем раствора, л;
m в – масса растворенного вещества, г;
М в – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
f – фактор эквивалентности.
Фактор эквивалентности f – число, показывающее, какая доля реальной или условной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода или одному электрону в данной реакции, т.е. доля, которую составляет эквивалент от молекулы, иона, атома или формульной единицы вещества.
Фактор эквивалентности можно рассчитать по следующим формулам:
f (оксида) = 1/(n ЭвЭ)
где n Э – число атомов элемента, образовавшего 1 молекулу оксида,
вЭ – валентность элемента.
Например, f (Cr2O3) = 1/(2×3) = 1/6
f (кислоты) = 1/ n (Н+)
где n (Н+) – число ионов водорода, входящих в состав одной молекулы кислоты.
|
Например, f (H2SO4) = 1/2
f (основания) = 1/ n (ОН–)
n (ОН-) – число гидрокси-групп, входящих в состав 1 молекулы основания.
Например, f (Fe(OH)3) = 1/3
f (соли) = 1/(n Ме × вМе)
n Ме – число молекул металла, входящих в состав 1 молекулы соли
вМе – валентность металла
Например, f (Fe2(SO4)3) = 1/(2×3) = 1/6
Моляльная концентрация или моляльность (Сm) равна числу моль растворенного вещества в 1 кг растворителя. Ее можно рассчитать по формуле:
n в – количество растворенного вещества, моль;
m в – масса растворенного вещества, г;
M в – молярная масса растворенного вещества, г/моль;
m р-ль – масса растворителя, кг.
Часто для реакций, протекающих в растворах, используют закон эквивалентов, согласно которому количества реагирующих веществ равны:
n1= n2⇒ С1V1= C2V2
|
|
Индивидуальные очистные сооружения: К классу индивидуальных очистных сооружений относят сооружения, пропускная способность которых...
Семя – орган полового размножения и расселения растений: наружи у семян имеется плотный покров – кожура...
Особенности сооружения опор в сложных условиях: Сооружение ВЛ в районах с суровыми климатическими и тяжелыми геологическими условиями...
Типы оградительных сооружений в морском порту: По расположению оградительных сооружений в плане различают волноломы, обе оконечности...
© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!