Общая и неорганическая химия

Размещено на http://www.allbest.ru/

- 7 -

Государственное образовательное учреждение

высшего и профессионального образования

«Оренбургская государственная медицинская академия Росздрава»

Кафедра медицинской и фармацевтической химии

Учебное пособие

по общей и неорганической химии

для самостоятельной работы студентов I курса

фармацевтического факультета

Оренбург, 2009

Авторы: Красиков С.И., зав. кафедрой мед. и фарм. химии, д.м.н., профессор, доценты: Воронкова И.П, Осадчая Н.Д, Чеснокова Л.А.

Под общей редакцией профессора, д.м.н. С.И. Красикова

Учебное пособие по общей и неорганической химии для самостоятельной работы студентов 1 курса фармацевтического факультета - Оренбург, 2009. - 86 с.

Учебное пособие составлено в соответствии с государственными образовательными стандартами по специальности 040500 «Фармация», примерной программой по общей и неорганической химии для фармацевтических факультетов медицинских ВУЗов, разработанной коллективом кафедры аналитической, физической и коллоидной химии ММА им. И.М. Сеченова под руководством проф. Ю.Я. Харитонова и утвержденной в 2002 году.

В учебном пособии использованы некоторые материалы пособия «Задания на самоподготовку к занятиям по неорганической химии для студентов фармацевтического факультета» под ред. проф. А.А. Хабарова, доц. Ю.А. Малыхина, г. Курск, 2003.

Рецензенты:

1. Заведующая кафедрой общей, бионеорганической и биоорганической химии Самарского государственного медицинского университета, д.б.н., профессор Аввакумова Н.П.

2.Заведующая кафедрой общей химии и хроматографии Самарского государственного университета, д.х.н., профессор Оначук Л.А.

Учебное пособие рассмотрено и рекомендовано к печати РИС ОрГМА

© Оренбургская государственная медицинская академия, 2008 г.

Содержание

Введение

Основная литература

Занятие №1. Элементы количественного анализа. Способы выражения концентрации растворов

Занятие №2. Определение молярной концентрации эквивалента вещества в кислотно-основном титровании

Занятие №3. Энергетика химических реакций

Занятие №4. Химическая кинетика и равновесие

Занятие №5. Свойства растворов

Занятие №6. Ионное равновесие в растворах сильных и слабых электролитов

Занятие №7. Контрольная работа №1 по теме «Растворы»

Занятие №8. Строение атома. Химическая связь

Занятие №9. Комплексные соединения

Занятие №10. Химия s-элементов

Занятие №11. Химия d-элементов (VI-VII групп)

Занятие №12. Химия d-элементов (I, II,VIII групп)

Занятие №13. Контрольная работа №2 по теме «Строение атома, химическая связь, химия s- и d-элемен-тов»

Занятие №14. Химия р-элементов IIIA-IV групп

Занятие №15. Химия р-элементов VA группы

Занятие №16. Химия р-элементов VI-VIIA групп

Занятие №17. Контрольная работа №3 по теме «р-Элементы»

Приложение

Введение

Курс неорганической химии - начало общей химической подготовки высококвалифицированного специалиста - провизора. Изучение неорганической химии должно способствовать развитию у студентов химического мышления. Курс неорганической химии состоит из двух разделов: теоретического и специального. Первый раздел включает учение о строении атома, описание природы химической связи, основных закономерностей протекания химических реакций, состава растворов электролитов и неэлектролитов, комплексных соединений. Второй раздел включает описание характера и свойств s-, p-, d- и f-элементов, а также способы получения простых веществ и некоторых соединений, применяющихся в фармации.

Лекционный курс составляет 36 часов, лабораторно-практические занятия 72 часа. Студенты, выполнившие план лабораторно-практических занятий, сдают экзамен по всему курсу неорганической химии.

Данное пособие призвано помочь студенту в закреплении теоретического материала в процессе самоподготовки и самоконтроля к лабораторно-практическим занятиям. Задания на самоподготовку составлены по единому принципу и включают следующие разделы:

I. Значение темы;

II. Теоретические сведения;

III. Вопросы для самоконтроля;

IV. Задачи с эталонами решения;

V. Задачи для самостоятельного решения или тест-вопросы;

VI. Список литературы.

Для изучения курса общей и неорганической химии студенту следует пользоваться материалом лекций и следующей литературой:

Основная литература

1. Ершов Ю.А., Попков В.А. и др. Общая химия. - М.: Высшая школа, 1993;

2. Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Высшая школа, 1992-2000.

3. Селезнов К.А. Аналитическая химия. - М., 1960.

4. Бабков А.Б. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. - М., 1978.

Дополнительная литература

5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 2002;

6. Оганесян Э.Т. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1984;

7. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую химию. - М.: Высшая школа, 1989;

8. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. - М., 1981.

Занятие №1. Элементы количественного анализа. Способы выражения концентрации растворов

I. Значение темы

В аналитической и фармацевтической практике часто пользуются растворами определенного состава. Состав раствора - это его важнейший параметр. От него зависит характер протекания реакций, физиологическое действие лекарственного препарата на организм человека. Только овладев способами выражения состава растворов и научившись пересчитывать одни способы выражения концентраций в другие, можно рассчитать и приготовить требуемый объем раствора и заданного состава, разбавить концентрированный раствор до нужной концентрации.

II. Теоретические сведения

Способы выражения концентрации в количественном анализе

Важной характеристикой раствора является его концентрация. Наиболее часто применяемые способы выражения концентрации: массовая доля, моляльная и молярная концентрации, молярная концентрация эквивалента вещества, титр.

Массовая доля - есть отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора.

Массовую долю щ(х) выражают в долях единицы, чаще в процентах (%), и рассчитывают по формуле:

,

где m(x) - масса растворенного вещества х, г (кг);

m(раствора) - масса раствора, г (кг)

Моляльную концентрацию b(x) выражают в единицах моль/кг. Рассчитывают по формуле:

Молярная концентрация С(х) показывает число моль вещества в одном литре раствора (моль/л):

Молярное соотношение реагирующих веществ далеко не всегда равно 1:1, оно определяется стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. В связи с этим вводится такое понятие как химический эквивалент.

Химический эквивалент - реальная или условная частица вещества Х, которая в обменной реакции эквивалентна одному протону, а в окислительно-восстановительной реакции - одному электрону.

Для простоты расчетов в количественном анализе вводится вспомогательный способ выражения концентрации - молярная концентрация эквивалента вещества.

Молярная концентрация эквивалента вещества показывает число моль эквивалента вещества в одном литре раствора (моль/л):

В обозначении величина называется фактором эквивалентности.

Фактор эквивалентности f(x) - это число, обозначающее какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции. Фактор эквивалентности рассчитывают из равенства:

,

где z - основность кислоты или кислотность основания

Молярной массой эквивалента вещества Х называют величину, измеряемую произведением фактора эквивалентности и молярной массы вещества Х:

,

где - молярная масса эквивалента, г/моль

Эквивалент вещества может быть определен только для конкретной реакции. Покажем это на примере серной кислоты.

В реакциях обмена может происходить замещение одного или двух протонов:

В окислительно-восстановительных реакциях:

Титр раствора Т(х) можно рассчитать по формуле:

,

где m(х) - масса вещества, г;

V(раствора) - объем раствора, мл

Если известна молярная концентрация эквивалента, то титр можно рассчитать по формуле:

, г/мл

III. Вопросы для самоконтроля

1. Сущность титриметрического анализа. Классификация титриметрических методов анализа.

2. Какой закон лежит в основе титриметрического анализа? Приведите его математическую запись.

3. Дайте определение понятия эквивалента, фактора эквивалентности и укажите их единицы измерения.

4. Каковы молярные массы эквивалента для серной кислоты, хлорида кальция, гидроксида бария?

5. Что называют молярной концентрацией, молярной концентрацией эквивалента, титром?

IV. Задачи с эталонами решения

Пример 1: Определение фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента вещества в окислительно-восстановительной реакции

При взаимодействии алюминия и серы образуется сульфид алюминия. Вычислите факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов алюминия и серы.

Решение:

Реакция взаимодействия алюминия и серы протекает согласно уравнению:

Каждый атом алюминия отдает три электрона, а каждый атом серы принимает два электрона. Поэтому , .

Молярная масса эквивалента равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества:

Пример 2: Определение фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента вещества в реакции обмена

Вычислите факторы эквивалентности и молярные массы эквивалентов гидрокарбоната натрия и дигидроксонитрата алюминия в следующих химических реакциях:

Решение:

а) 1 моль NaHCO₃ взаимодействует с 1 моль NaOH. Фактор эквивалентности гидроксида натрия . Поэтому

б) 1 моль Al(OH)₂NO₃ взаимодействует с 2 моль HNO₃. Фактор эквивалентности азотной кислоты . Поэтому

Пример 3: Расчет массовой доли растворенного вещества в процентах

Какую массу кристаллогидрата медного купороса CuSO₄•5H₂O надо взять, чтобы получить 200 г 5% раствора сульфата меди (II)? Какая масса воды для этого потребуется?

Решение:

1) Находим массу сульфата меди (II), необходимую для приготовления нужного раствора по формуле:

2) Находим массу кристаллогидрата CuSO₄•5H₂O. При этом имеем в виду, что CuSO₄ входит в состав кристаллогидрата в строгом массовом соотношении. Чтобы его найти, надо вычислить молярные массы:

Расчет показывает, что масса в граммах любого вещества, взятого в количестве 1 моль, численно равна молярной массе

3) Из пунктов 1 и 2 видно, что:

в 250 г CuSO₄•5H₂O содержится 160 г CuSO₄

в m г CuSO₄•5H₂O содержится 10 г CuSO₄

Отсюда:

4) Находим массу воды:

Пример 4: Расчеты при разбавлении и смешивании растворов с различной массовой долей растворенного вещества

Какая масса 80% серной кислоты потребуется для приготовления 200 г 10% раствора? Какая масса воды потребуется для этой цели?

Решение:

Для того, чтобы приготовить 10% раствор из 80%-ного, нужно последний разбавить водой. При этом между массами растворов и массовыми долями содержащихся в них растворенных веществ наблюдается обратная зависимость.

Записываем обратную пропорцию:

Определяем массу воды:

Пример 5: Приготовление растворов промежуточной концентрации из растворов большей или меньшей концентрации

В каком массовом соотношении нужно смешать 5% и 60% растворы, чтобы приготовить 200 г 20% раствора?

Решение:

Составляем диагональную схему:

В центре пишем требуемую массовую долю. У левого конца каждой диагонали пишем данные массовые доли. Затем по диагонали производим вычитание (вычитают всегда из большей величины меньшую):

60-20=40

20-5=15

Результат вычитания проставляем у правого конца соответствующей диагонали.

Получилось, что требуется смешать 3 массовые части 5%-ного и 8 массовых частей 60% растворов, то есть в соотношении 3:8. (Если в смешении участвует вода, то массовая доля в ней равна 0.) Всего 3+8=11 массовых частей. Общая масса раствора должна быть 200 г.

Следовательно, одна массовая часть составляет . Тогда 60% раствора надо взять:

А 5% раствора:

Пример 6: Соотношение между молярными концентрациями эквивалентов растворов и их объемами

Равные объемы растворов с одинаковой молярной концентрацией эквивалента разных веществ содержат эквивалентные количества растворенных веществ, и, если они могут реагировать между собой, то реагируют нацело (закон эквивалентов). Чем выше концентрация раствора, тем меньший его объем требуется для реакции, таким образом, между объемами растворов реагирующих веществ и их молярными концентрациями эквивалентов существует обратная зависимость, которую можно выразить формулой:

Пример 7:

Навеску 7,652 г серной кислоты растворили в мерной колбе на 250 мл. На титрование 25 мл этого раствора пошло 20,2 мл раствора едкого натра с молярной концентрацией эквивалента 0,75 моль/л. Определить массовую долю серной кислоты.

Решение:

1) По результатам титрования определяем молярную концентрацию эквивалента раствора серной кислоты:

2) Определяем массу чистой серной кислоты в 250 мл.

3)Находим массовую долю серной кислоны:

V. Задачи для самостоятельного решения

1. Вычислить количество 60% и 35% растворов азотной кислоты, которая потребуется для приготовления 2 кг 45% раствора.

2. Сколько грамм 75% раствора серной кислоты и воды потребуется для приготовления 500 г 15% раствора?

3. Для 20% раствора серной кислоты (с=1,14 г/мл) найти титр, массовую и молярную концентрации и молярную концентрацию эквивалента.

4. Какой объем 80% раствора серной кислоты нужно зять, чтобы приготовить 2 л раствора, где

5. 2,5 г нашатырного спирта () растворили в мерной колбе на 100 мл. На титрование 10 мл этого раствора пошло 15 мл 0,1 М раствора соляной кислоты. Определить массовую долю нашатырного спирта.

6. Какой объем соляной кислоты надо взять для приготовления 500 мл 0,1 М раствора, если ее плотность 1,2 г/см³. Массовая доля соляной кислоты составляет 39,11%.

VI. Литература для самоподготовки

1. А.В. Бабков и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. - М., 1978. - с. 72-93

2. К.А. Селезнев Аналитическая химия. - М., 1966. - с. 5-10, 11-16, 213-214

3. А.С. Ленский Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. - М., 1989. - с. 94-100

4. Ю.А. Ершов, В.А. Попков и др. Общая химия. - М., 1993. - с. 48-49

Занятие №2. Определение молярной концентрации эквивалента вещества в кислотно-основном титровании

I. Значение темы

Метод кислотно-основного титрования широко применяется в клинических лабораториях для определения кислотности желудочного сока, буферной емкости крови. С помощью этого метода можно анализировать лекарственные вещества.

II. Теоретические сведения

Кислотно-основное титрование

В основе метода лежат реакции нейтрализации: обменные реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуется соль и вода. Различают ацидиметрию - титрование и с помощью кислот - и алкалиметрию - титрование с помощью оснований.

В ацидиметрии в основном используется в качестве титранта (рабочий титрованный раствор) раствор соляной кислоты HCl. В алкалиметрии основным титрантом является гидроксид натрия NaOH.

Титрант или рабочий раствор - это раствор с точно известной концентрацией.

Титрование - процесс постепенного добавления титранта к анализируемой пробе.

Момент завершения реакции, когда растворы прореагируют в эквивалентном количестве называется точкой эквивалентности. Так как реакции между кислотами и основаниями не сопровождаются какими-либо внешними эффектами, для фиксирования точки эквивалентности используют специальные вещества - индикаторы.

Кислотно-основные индикаторы - слабые кислоты или основания, степень ионизации которых определяется концентрацией
Н⁺-ионов.

Для индикатора кислоты HInd существует равновесие:

Молекулярная HInd и ионная Ind- формы индикатора имеют разные окраски.

Таким образом, концентрация ионов Н⁺ влияет на соотношение концентраций HInd и Ind-, что в свою очередь определяет характер или яркость окраски.

Для характеристики кислотности растворов в химии широко пользуются водородным показателем.

Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lgC_(H⁺₎

В кислых растворах рН<7, в щелочных рН>7, в нейтральных рН=7.

Все индикаторы изменяют свою окраску не скачкообразно, а плавно, то есть в определенном интервале значений рН, называемом интервалом перехода.

В аналитической химии из индикаторов чаще других применяют метилоранж (МО, интервал перехода 3,1-4,4) и фенолфталеин (ФФ, интервал перехода 8,0-9,6). Для фиксирования точки эквивалентности надо использовать тот индикатор, в интервал которого попадает значение рН раствора, достигаемое в точке эквивалентности. При титровании сильной кислоты сильным основанием скачок титрования находится в диапазоне рН от 4 до 10, поэтому и метилоранж, и фенолфталеин могут быть в данном случае использованы для фиксирования точки эквивалентности (точка эквивалентности всегда лежит в пределах скачка титрования). При титровании слабой кислоты сильным основанием можно использовать только ФФ, так как скачок титрования лежит в диапазоне рН от 8 до 10. при титровании слабого основания сильной кислотой можно использовать только МО, нельзя фенолфталеин, так как скачок титрования лежит в диапазоне рН от 6 до 4. Смещение точки эквивалентности с линии нейтральности (рН=7) в последних двух примерах объясняется гидролизом соли, образующейся в точке эквивалентности.

Скачок титрования - резкое изменения рН раствора при незначительном добавлении титранта.

III. Вопросы для самоконтроля

1. Сущность титриметрического анализа.

2. Сущность алкалиметрии и ацидометрии.

3. Какие требования предъявляются в титриметрическом анализе?

4. Что из себя представляют индикаторы, применяемые в методе кислотно-основного титрования?

5. Приведите примеры кислотно-основных индикаторов.

6. Что называется интервалом перехода индикатора? От чего он зависит?

7. Какую зависимость выражают кривые титрования?

8. В чем заключается принцип выбора индикатора в кислотно-основном титровании?

9. Какие индикаторы следует выбирать при определении следующих веществ алкалиметрическим титрованием: HNO₃, CH₃COOH, HCl и CH₃COOH в смеси?

IV. Задачи с эталонами решения

Пример 1:

Сколько миллилитров 9,5%-го раствора Na₂CO₃ (с = 1,10 г/мл) следует добавить к 100 г воды для получения 3%-го раствора?

Решение:

Обозначим искомый объем раствора через х мл.

1) Найдем массу раствора:

2) Найдем массу содержащегося в нем карбоната натрия:

3) Массу полученного раствора обозначим:

1,10х + 100

4)Найдем искомый объем:

Пример 2:

Как приготовить 0,5 л 1,5 М раствора серной кислоты из 96%-го раствора (с =1,84 г/мл)?

Решение:

Пример 3:

К 100 мл 96% серной кислоты (с =1,84 г/мл) прибавили 400 мл воды. Получился раствор плотностью 1,22 г/мл. Найти масстовую долю и молярную концентрацию эквивалента

Решение:

1) Масса исходного раствора:

2) Масса серной кислоты:

3) Масса прибавленной воды:

4) Масса полученного раствора:

5) Массовая доля серной кислоты в полученном растворе:

6) Молярная концентрация эквивалента серной кислоты:

V. Задачи для самостоятельного решения

1. Сколько миллилитров 54%-го раствора азотной кислоты (с=1,34 г/мл) следует добавить к 1 л воды для получения раствора, содержащего 5% кислоты?

2. Сколько миллилитров 40%-го раствора H₃PO₄ (с=1,25 г/мл) требуется для приготовления 400 мл 0,25 М раствора кислоты?

3. Для 20% раствора серной кислоты (с=1,14 г/мл) найти титр, молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента.

4. Сколько воды нужно прибавить к 100 г 20%-го раствора сульфата меди, чтобы получить 5%-ый раствор?

VI. Литература для самоподготовки

1. А.В. Бабков и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. - М., 1978. - с. 90-103, 109-110.

2. К.А. Селезнев Аналитическая химия. - М., 1960. - с. 228-244

3. Н.Л. Глинка. Общая химия. - Л., 1978.- с. 31-33

4. А.С. Ленский Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. - М., 1989. - с. 94-103

Занятие №3. Энергетика химических реакций

I. Значение темы

Химическая термодинамика является теоретической основой химии. Она представляет собой математическую модель реальных систем, позволяющих решить вопрос о возможности протекания различных процессов. Знание термодинамических закономерностей позволяет получить представления об энергетическом балансе человеческого организма, установить специфические особенности преобразования одних видов энергии в другие в процессе жизнедеятельности. Полученные знания способствуют более глубокому усвоению многих разделов неорганической химии (химическая кинетика, химическое равновесие, учение о растворах), а также других химических и профильных дисциплин.

II. Теоретические сведения

Тепловые эффекты являются важными характеристиками химических реакций. По их величинам можно судить о том, будет ли в течение реакции некая система нагреваться или охлаждаться и на сколько.

Химические процессы, протекающие в живых организмах, а также большинство химических реакций осуществляются в условиях постоянного давления (p = const). Энергия, которой обладает система, находящаяся при постоянном давлении (изобарный процесс) называется энтальпией.

Энтальпия - это сумма внутренней энергии системы и произведения объема на давление:

Энтальпия - это функция состояния и в термодинамических расчетах используют изменение энтальпии между конченым и начальным состоянием:

,

где Н₁ - энтальпия начального состояния системы;

Н₂ - энтальпия конечного состояния системы

Если реакция экзотермическая, то энергия выделяется из системы, что ведет к уменьшению энтальпии, то есть Q>0, a ДH<0. Если реакция эндотермическая - тепло поглощается системой, то есть Q<0, a ДH>0. Таким образом, тепловой эффект реакции Q и энтальпия Н противоположны по знаку:

Из второго закона термодинамики следует, что внутренняя энергия системы состоит как бы из двух частей: свободная энергия - та часть внутренней энергии, которая может быть использована для совершения работы, и связанная энергия - та часть внутренней энергии, которая не используется для совершения работы, а бесполезно рассеивается в виде тепла. Связанная энергия определяется энтропией S, которая равна или:

(при постоянной Т)

Чем больше энтропия, тем больше количество связанной энергии, а чем больше в системе связанной энергии, тем более необратимым является процесс.

С точки зрения статистической термодинамики, энтропию можно рассматривать как меру беспорядка или наиболее вероятного состояния системы:

,

где W - вероятность существования вещества;

К - постоянная Больцмана:

,

где R - газовая постоянная;

N_A - число Авогадро

Энтропия также, как и энтальпия, является функцией состояния, то есть определяется начальным и конечным состоянием.

Энтальпийный и энтропийный факторы. Энергия Гиббса

Самопроизвольное направление реакции определяется действием двух факторов:

1) тенденцией системы к переходу в состояние с меньшей внутренней энергией (энтальпийный фактор);

2) тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния, которое достигается переходом системы из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное (энтропийный фактор).

Таким образом, движущая сила любого процесса определяется разностью энтальпийного и энтропийного факторов при постоянном давлении и температуре, и называется энергией Гиббса:

,

где

Знак ДG определяет направление процесса. При ДG<0 процесс идет в прямом направлении , ДG>0, процесс идет в обратном направлении, ДG=0, условие термодинамического равновесия, при котором в системе не происходит ни энергетических изменений, ни меняется степень беспорядка.

Критерии направления самопроизвольно протекающих процессов

Из уравнения можно выявить критерии направления самопроизвольных реакций.

№ п/п	Знак изменения функции	Возможность самопроизвольного протекания реакции
	ДН	ДS	ДG
1	-	+	-	Возможно при любых Т
2	+	-	+	Невозможно при любых Т
3	-	-	-	Возможно при низких Т
4	+	+	-	Возможно при высоких Т

III. Вопросы для самоконтроля

1. Что изучает химическая термодинамика?

2. Какими энергетическими эффектами могут сопровождаться химические реакции?

3. Какие процессы называются изохорными, изобарными, изотермическими?

4. Что характеризует внутренняя энергия и энтальпия?

5. Что называется теплотой образования, сгорания, разложения веществ?

6. Каким уравнением определяется энтальпия и ее изменение?

7. Какой закон является основным законом термохимии? Дайте его формулировку.

8. Перечислите следствия, вытекающие из закона Гесса.

9. Дайте определение понятия энтропия. Характер изменения энтропии. Единицы измерения. Уравнение Больцмана.

10. Как изменяется энтропия прямой и обратной реакции синтеза аммиака?

11. Сформулируйте второй закон термодинамики.

12. Какие значения принимает ДG при:

а) наступлении состояния равновесия;

б) реакции, протекающей в сторону образования конечных продуктов?

13. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции, если при положительном значении ДS:

а) ДН>0;

б) | ДН|>|T•ДS |

IV. Задачи с эталонами решения

Пример 1:

При сгорании 1 моль ацетилена в кислороде выделилось 1300 кДж теплоты. Определите теплоту образования ацетилена, если стандартные теплоты образовании СО₂ (г) и Н₂О (ж) равны 393,5 кДж/моль и 286 кДж/моль соответственно.

Решение:

Рассчитываем теплоту образования ацетилена по уравнению:

кДж

Отсюда можно записать:

Отсюда находим:

кДж

Ответ: Теплота образования С₂Н₂ равна 227кДж/моль

Пример 2:

При горении формальдегида выделяется 561 кДж тепла. Вычислите теплоту образования формальдегида, если теплота образования СО₂ равна 393,6 кДж/моль, а теплота образования Н₂О (г) - 242 кДж/моль.

Решение:

По первому следствию из закона Гесса записываем:

Ответ: Теплота образования формальдегида равна 74,6кДж

Пример 3: Задача на закон Гесса

Вычислить ДНр окисления этанола до уксусной кислоты:

,

если известно, что в организме эта реакция протекает в две стадии:

1)

Решение:

Для решения нужного уравнения необходимо к первому уравнению прибавить второе и сократить подобные члены:

Пример 4:

Определите как изменится энтропия в следующей реакции: , полученный ответ подтвердите расчетами, если:

Решение:

ДS<0, так как в реакции число молей веществ а газообразном состоянии уменьшается, значит энтропия тоже уменьшается(S₁>S₂).

По первому следствию из закона Гесса:

Пример 5:

Рассчитаете ДG реакции , если , а . Возможна ли эта реакция в стандартных условиях?

Решение:

Используем уравнение Гиббса:

ДG<0, реакция идет в прямом направлении

Пример 6:

Повлияет ли изменение температуры (повышение и понижение) на направление протекания реакции, если ДН<0, S>0. (Проанализируйте уравнение Гиббса)

Решение:

При условии ДН<0, а ДS>0 ДG<0 при любых температурах (при высоких и при низких температурах).

V. Задачи для самостоятельного решения

1. Вычислите ДН⁰ реакций (см. приложение):

2. При сгорании 2 моль этилена в кислороде выделилось 2822кДж теплоты. Определите теплоту образования этилена, если стандартные теплоты СО₂ и Н₂О равны 393 кДж/моль и 286 кДж/моль соответственно.

3. Исходя из теплот реакций окисления As₂O₃ кислородом и озоном

Вычислите теплоту образования озона из молекулярного кислорода.

4. Не производя вычислений установите знак ДS⁰ следующих процессов:

5. В каком из следующих случаев реакция возможна при любой температуре (проанализируйте уравнение Гиббса):

а) ДН<0; ДS>0;

б) ДН<0; ДS<0;

в) ДН>0; ДS>0;

6. На основании значений и реагирующих веществ (см. приложение)вычислите ДG следующих процессов:

Укажите в каком направлении эти реакции будут протекать.

VI. Литература для самоподготовки

1. Ю.А. Ершов, В.А. Попков и др. Общая химия. - М., 1993. - с. 10-21

2. Н.А. Глинка. Общая химия. - Л., 1979 и др. - гл VI, с. 166-170, 195-204.

3. А.С. Ленский Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. - М., 1989. - с. 6-22

4. Лекции.

Занятие №4. Химическая кинетика и равновесие

I. Значение темы

Знание и понятие законов химической кинетики необходимо для понимания механизмов реакций, протекающих в живом организме. Скорости биохимических реакций сбалансированы, за счет чего обеспечивается стационарное состояние организма. Изменение скорости какой-либо реакции под воздействием факторов окружающей среды или, обусловленное особенностями развития организма, может быть причиной развития патологии. Корректировка биохимических процессов связана, в большинстве случаев, с регуляцией скоростей биохимических реакций. Эффективность действия лекарственных веществ может быть связана со скоростью химических реакций, возникающих при этом в организме. Изучением кинетических закономерностей поступления, распределения и выведения из организма чужеродных химических соединений - ксенобиотиков - занимаются специальные науки: фармако- и токсикокинетика.

II. Теоретические сведения

Скорость химической реакции (V) определяется изменением концентрации (ДC) реагирующих веществ (или продуктов реакции) в единицу времени. Наиболее часто употребляемая единица изменения - моль/л•с:

,

где V - скорость химической реакции, моль/л•с;

ДС - изменение концентрации вещества, моль/л;

Дt - промежуток времени, с

Вследствие изменения концентраций реагирующих веществ скорость реакции по мере ее течения непрерывно меняется. Поэтому о скорости химической реакции говорят как о скорости, определяемой в данный момент времени (истинная скорость), или рассматривают среднюю скорость за данный промежуток времени.

Скорость реакции зависит от температуры, концентрации реагирующих веществ, их природы и катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: При увеличении температуры на каждые 10^о скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза:

,

где - скорости химической реакции до и после нагрева соответственно;

- разность конечной и начальной температур;

г - температурный коэффициент скорости реакции

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражает закон действия масс: Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях стехиометрических коэффициентов. В математической форме этот закон имеет выражение:

,

где [A] и [B] - концентрации реагирующих веществ;

m и n - коэффициенты при этих веществах в уравнении реакции;

k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости

Если концентрации реагирующих веществ равны единице, то , то есть константа скорости численно равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Константа скорости зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не от их конценртраций.

Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Уравнение изотермы

Химические реакции, в результате которых исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции, называют необратимыми.

Степень превращения исходных веществ в продукты реакции в случае обратимых реакций определяется состоянием химического равновесия, характеристикой которого является константа равновесия (K).

Для любой системы, например:

скорости прямой и обратной реакции можно выразить согласно закону действующих масс:

и

С наступлением равновесия V₁ = V₂ или , тогда :

Отношение констант равновесия прямой и обратной реакций называют константой равновесия К, которая равна также произведению равновесных концентраций продуктов реакции, деленному на произведение равновесных концентраций исходных веществ. При K>>1 произведение концентраций продуктов реакции много больше произведения концентраций исходных веществ, поэтому обратимая реакция дает в данном случае дает большой выход продуктов реакции. При К<<1, наоборот, выход продуктов реакции очень мал. В первом случае равновесие системы сильно смещено в строну образования продуктов реакции, а во втором - в строну исходных веществ.

Уравнение изотермы связывает энергию Гиббса и константу равновесия (при T = const):

,

Уравнение изотермы позволяет прогнозировать изменение константы скорости реакции и соответственно смещение равновесия при изменении концентрации какого-либо вещества или температуры. Из уравнения изотермы можно сделать вывод: если К>1 (ДG<0) идет прямая реакция, K<1 (ДG>0) идет обратная реакция, в случае K=1 (ДG=0) имеет место равновесие.

Сдвиг химического равновесия. Принцип Ле-Шателье

Направление смещения равновесия определяется правилом Ле-Шателье, согласно которому если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то в системе возникнет противодействие. Это значит, что до установления нового равновесия получает большую скорость та реакция, которая уменьшает внешнее воздействие и, таким образом, равновесие смещается в сторону образования продуктов этой реакции.

1) Если внешнее воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, то это смещает равновесие в сторону его образования. Наоборот, при увеличении концентрации одного из веществ равновесие смещается в сторону той реакции, которая ее уменьшает.

2) Повышение температуры смещает равновесие в строну эндотермической реакции, а понижение - в сторону экзотермической.

3) Изменение давления оказывает влияние на равновесие в том случае, если в реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество, и число молекул газообразных веществ или газообразных продуктов неодинаково. При увеличении или уменьшении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего или большего числа молекул газа.

III. Вопросы для самоконтроля

1. Что называется средней и истинной скоростью химической реакции?

2. От каких факторов зависит скорость химических реакций? Дайте определение закона действующих масс.

3. Что называют константой скорости? Каков физический смысл этой величины?

4. Какой формулой выражается правило Вант-Гоффа?

5. Что называют температурным коэффициентом скорости реакции? Какие он может иметь значения?

6. Что называют молекулярностью и порядком реакции?

7. Приведите уравнение, связывающее константу скорости химической реакции с температурой (уравнение Аррениуса).

8. Какие реакции называются простыми и сложными? Какие типы сложных реакций вам известны? Приведите примеры.

9. Что называют химическим равновесием? Почему оно является динамическим? Какие концентрации реагирующих веществ называют равновесными?

10. Что называют константой химического равновесия? От каких факторов она зависит?

11. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

12. Влияет ли изменение концентрации реагирующих веществ на:

а) скорость реакции;

б) константу скорости реакции;

в) константу химического равновесия?

13. Влияет ли изменение температуры на:

а) константу скорости реакции;

б) константу химического равновесия?

14. Какие вещества называются катализаторами? Какие виды катализа вам известны?

15. Какие вещества называются биокатализаторами? Каковы характерные их особенности в сравнении с обычными катализаторами?

IV. Задачи с эталонами решения

Пример 1:

Определить как изменится скорость реакции , если общее давление в системе уменьшить в 5 раз.

Решение:

Уменьшение давления в системе в 5 раз вызовет увеличение объема в 5 раз, а концентрация реагирующих веществ уменьшается в 5 раз. Начальная скорость реакции равна:

После уменьшения давления в 5 раз:

Скорость реакции уменьшится в 125 раз.

Пример 2:

Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 до 60^оС, принимая температурный коэффициент скорости равным 2.

Решение:

Скорость реакции увеличится в 4 раза.

Пример 3:

При синтезе аммиака равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: =4 моль/л, =2 моль/л, =6 моль/л. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и исходные концентрации азота и водорода.

Решение:

Константа равновесия этой реакции равна:

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование двух молей NH₃ расходуется один моль N₂, а на образование шести молей аммиака потребовалось: моль азота. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его первоначальную концентрацию:

моль/л

На образование двух молей NH₃ необходимо израсходовать 3 моль водорода, а для получения шести молей NH₃ требуется водорода : моль:

моль/л

Таким образом, реакция начиналась при =7 моль/л; = 11 моль/л

Пример 4:

Вычислить равновесные концентрации водорода и йода, если известно, что их начальные концентрации составляли по 0,02 моль/л, а равновесная концентрация HI - 0,03 моль/л. Вычислить константу равновесия.

Решение:

Из уравнения реакции:

видно, что на образование 0,03 моль HI расходуется по 0,015 моль водорода и йода, следовательно, их равновесные концентрации равны и составляют 0,02-0,015=0,005 моль/л, а константа равновесия:

Пример 5:

Куда сместится равновесие в системах:

вследствие увеличения давления и температуры?

Решение:

В первой системе вследствие того, что реакция идет без изменения давления, увеличение давления не вызовет смещения равновесия, а увеличение температуры сместит равновесие в строну прямой реакции (эндотермическая реакция).

Во второй системе увеличение давления вызовет смещение равновесия с сторону прямой реакции, а увеличение температуры - в сторону обратной реакции.

V. Задачи для самостоятельного решения

1. Напишите выражения для скорости следующих химических реакций:

2. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению . Как изменится скорость реакции при увеличении:

а) концентрация оксида азота в два раза;

б) концентрации хлора в два раза;

в) концентрации обоих веществ в два раза.

3. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 16 раз (г=2)?

4. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40^оС, если г=3,2.

5. Вычислить равновесные концентрации веществ, участвующих в реакции

при начальных концентрациях веществ [CO] = 0,10 моль/л;

[H₂O] = 0,40 моль/л; К_р = 1

6. Рассчитайте как изменятся скорости прямой и обратной реакции в равновесной системе: , если уменьшить объем, занимаемый газами в 3 раза. Сместиться ли при этом равновесие?

7. В каком направлении сместится равновесие системы :

,

если:

а) увеличить концентрацию водорода;

б) уменьшить концентрацию паров воды?

8. В каком направлении сместится равновесие системы при повышении температуры

9. В каком направлении сместится равновесие при повышении давления в системах:

VI. Литература для самоподготовки

1. Ю.А. Ершов, В.А. Попков и др. Общая химия. - М., 1993. - с. 32-42, 391-416

2. Н.А. Глинка. Общая химия. - Л., 1979 и др. - гл VI, с. 170-187

3. А.С. Ленский Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. - М., 1993. - с. 55-67

4. Лекции.

Занятие №5. Свойства растворов

I. Значение темы

Многие реакции в живых организмах протекают исключительно в водных растворах. Примерами растворов являются многие биологические системы: плазма крови, лимфа, внутриклеточная жидкость и др. Знание свойств водных растворов позволяет понять механизмы осмотического гомеостаза. Осмотическое равновесие лежит в основе регулирования водного баланса клеток. На основании закономерностей разбавленных растворов можно объяснить механизм действия изо-, гипер- и гипотонических растворов, применяемых в медицинской практике. Материал данной темы является необходимой базой для изучения отдельных разделов физической, коллоидной химии и аптечной технологии лекарственных форм.

II. Теоретические сведения

Коллигативные свойства разбавленных растворов

Свойства растворов, которые не зависят от природы растворенного вещества, а определяющиеся числом частиц в растворе, называются коллигативными свойствами.

К коллигативным свойствам относят относительное понижение давления пара растворителя над раствором, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов, осмотическое давление. Изучение свойств растворов показывает, что их поведение подчиняется ряду законов, которые необходимо учитывать в медицинской практике.

Закон Рауля

Относительное понижение давления пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита равно молярной доле растворенного вещества:

,

где р_о - давление пара над чистым растворителем;

р - давление пара растворителя над раствором;

n - число молей растворенного вещества;

n_o - число молей растворителя

Прямым следствием понижения давления пара растворителя над раствором являются изменения температур замерзания Дt_зам и кипения Дt_кип по сравнению со значением этих величин для чистого растворителя:

Согласно исследованиям Рауля повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

,

где b(x) - моляльная концентрация, моль/кг;

K_Э и K_K - эбуллиоскопический и криоскопический коэффициенты растворителя, кг·К/моль

Эти уравнения дают возможность вычислить молекулярную массу растворенного вещества по повышению температуры кипения раствора (эбуллиоскопический метод) или по понижению температуры замерзания (криоскопический метод).

,

где М(х) - молярная масса растворенного вещества;

Дt_кип(Дt_зам) - изменение температуры кипения (замерзания), К;

m(x) - масса растворенного вещества, г;

m_р-ля - масса растворителя, кг

Осмос и осмотическое давление

Осмос - это одностороннее проникновение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор, или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Осмотическое давление - величина, измеряемая минимальным гидростатическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Закон Вант-Гоффа устанавливает зависимость осмотического давления от температуры и концентрации раствора:

,

где R - универсальная газовая постоянная,

Т - абсолютная температура, К;

С(x) - молярная концентрация, моль/л

Вопросы для самоконтроля

1. От чего зависят свойства разбавленных растворов неэлектролитов? Почему они называются «коллигативными»?

2. Сформулируйте законы Рауля и напишите их математические выражения.

3. Каков физический смысл криоскопической и эбуллиоскопической констант?

4. Сформулируйте закон Вант-Гоффа и напишите его математическое выражение.

5. Чем обуславливается осмотическое давление биологических жидкостей?

6. Какие растворы называются изотоническими, гипотоническими, гипертоническими?

7. Чем отличается физиологический раствор от изотонического? Что такое осмос? Чем отличается осмос от диффузии?

8. Что произойдет с эритроцитами, если их поместить:

а) в воду;

б) в 0,09% раствор хлорида натрия;

в) в 10% раствор хлорида натрия?

Как называются эти процессы?

III. Задачи с эталонами решения

Алгоритм решения задач с использованием законов Рауля

Пример 1:

Давление пара воды при 25 ^оС составляет 3167 Па. Вычислите для той же температуры давление пара раствора, в 450 г которого содержится 90 г глюкозы.

Алгоритм:	Решение:
1. Запишите все данные условия задачи в сокращенной форме	t =25 oC pо = 3167 Па mр-ра = 450 г = 90 г
2. Запишите формулу для решения задачи
3. Подставьте все значения в формулы	моль
4. Рассчитайте молярную долю растворителя
5. Найдите давление пара раствора

Пример 2:

Вычислите температуру кипения раствора, содержащего 100 г С₁₂Н₂₂О₁₁ сахара в 750 г воды.

Алгоритм:	Решение:
1. Запишите все данные условия задачи в сокращенной форме	= 100 г = 750 г Дtзам -?
2. Запишите формулу для решения задачи
3. Подставьте все значения в формулу для определения понижения tзам (Дtзам)
4. Определите tзам раствора

Алгоритм решения задач с использованием закона Вант-Гоффа

Пример 3:

Навеска неэлектролита массой 17,64 г была растворена в воде, а объем раствора доведен до 1 литра. Осмотическое давление оказалось равным 2,38·10⁵ Па при температуре 20^оС. Определите молярную массу неэлектролита.

Решение:

Алгоритм:	Решение:
1. Запишите данные условия задачи в системе СИ	= 17,64•10-3 кг Vр-ра = 1·10-3 м3 росм = 2,38·105 Па Т = 273 + 20 = 293 К R =
2. Запишите исходную формулу для расчета молярной массы растворенного вещества
3. Подставьте все значения в формулу и определите Mв-ва	=180,4 г/моль

IV. Задачи для самостоятельного решения

1. К 200 г бензола добавлено 4 г неизвестного вещества, при этом давление пара уменьшилось на 0,2 к Па. Какова молярная масса добавленного вещества, если давление пара чистого бензола 10,2 кПа?

а) 78 г/моль; б) 202 г/моль; в) 96 г/моль

2. В 100 г водного раствора содержится 5 г мочевины. Вычислить давление насыщенного пара раствора при t = 25 ^оС, если давление пара чистой воды при той же температуре составляет 3,166 кПа

а) 3,115 кПа; б) 2,214 кПа; в) 3,458 кПа; г) 1,05 кПа

3. При растворении 25 г неэлектролита в 1000 г воды получается раствор, замерзающий при t = -1,55 ^оС. Определите молярную массу растворенного вещества

а) 30,0 г/моль; б) 30,3 г/моль; в) 27,0 г/моль; г) 33,0 г/моль

4. На сколько градусов: а) понизится температура замерзания, если в бензоле массой 100 г растворить нафталин (С₁₀Н₈) массой 4 г (); б) повысится температура кипения, если в воде объемом 1 л растворить глюкозу массой 90 г?

а) 1,59 ^оС; б) 0,26 ^оС; в) 1,82 ^оС; г) 0,30 ^оС

5. Какова осмотическая концентрация всех частиц в крови, если сыворотка крови замерзает при температуре t = -0,56 ^оС?

а) 0,15 моль/л; б) 0,3 моль/л; в) 0,45 моль/л

6. Чему равно при 17 ^оС осмотическое давление раствора глюкозы, в котором ее массовая доля составляет 10% (с = 1,0377 г/мл)?

а) 1,893·10⁶ Па; б) 1,389·10⁶Па; в) 1,389·10³

7. Какой массы сахароза находится в растворе объемом 20 мл, если при 17 ^оС его осмотическое давление составляет 1204,5 Па?

а) 0,005 моль/л; б) 0,0002 моль/л; в) 0,0005 моль/л

V. Литература для самоподготовки

1. Ю.А. Ершов, В.А. Попков и др. Общая химия. - М., 1993. - с. 50-76, 101-107.

2. Н.А. Глинка. Общая химия. - Л., 1979 и др. - гл VII, с.214, 223-228

3. А.С. Ленский Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. - М., 1993. - с. 93-125, 142-146.

4. Лекции.

Занятиу №6: Ионное равновесие в растворах сильных и слабых электролитов

I. Значение темы

Электролиты играют огромную роль в жизнедеятельности человеческого организма. Наличием электролитов в основном определяется величина осмотического давления физиологических жидкостей. Электролиты влияют на растворимость белков, аминокислот и других органических соединений.

При изучении химических свойств неорганических соединений в большинстве случаев приходится выделять продукты реакции в виде осадка или переводить малорастворимые соединения в раствор. Эти процессы являются важнейшей составной частью химического анализа (синтеза) и широко используются в аналитической химии.

...