- •Предисловие
- •Введение
- •Роберт Вильгельм Бунзен
- •Анри Луи Ле Шаталье
- •Вильгельм Фридрих Оствальд
- •Сванте Август Аррениус
- •Якоб Генрих Вант-Гофф
- •Иоханн Николаус Брёнстед и Михаил Ильич Усанович
- •Николай Николаевич Семенов
- •Химическая термодинамика учебно-целевые задачи – научить студентов:
- •Значимость темы
- •Основные понятия и определения химической термодинамики
- •Внутренняя энергия
- •Теплота и работа
- •Первый закон термодинамики
- •Применение I закона к простейшим процессам
- •Тепловые эффекты. Закон гесса
- •Теплоемкость
- •Второй закон термодинамики
- •Некоторые формулировки 2-го закона
- •Изменение энтропии при различных процессах
- •Пастулат планка
- •Термодинамические потенциалы
- •Соотношение между термодинамическими потенциалами
- •Закон действующих масс
- •Вопросы по теме: "термодинамика"
- •Примеры решения типовых задач
- •Пример решения контрольного задания по теме "Термодинамика"
- •Решение
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Варианты заданий для домашней контрольной работы
- •Лабораторная работа №1.
- •Особые условия выполнения работы:
- •Устройство и настройка термометра Бекмана
- •Термодинамика фазовых превращений
- •Термодинамика фазовых равновесий
- •Основные понятия
- •Уравнение клайперона-клаузиуса
- •Диаграммы состояния однокомпонентных систем
- •Диаграмма состояния воды
- •Диаграмма состояния диоксида углерода
- •Бинарные системы Диаграммы плавкости
- •Взаимная растворимость жидкостей
- •Трехкомпонентные системы
- •Равновесие жидкость-жидкость в трехкомпонентных системах.
- •Распределение растворяемого вещества между двумя жидкими фазами. Экстракция.
- •Вопросы для подготовки к занятиям по теме: "термодинамика фазовых равновесий".
- •Примеры решения типовых задач.
- •Задачи для самостоятельной работы.
- •Лабораторная работа 1: построение диаграммы плавкости 2-х компонентной системы с простой эвтектикой.
- •Лабораторная работа № 2. Изучение взаимной растворимости фенола и воды.
- •Лабораторная работа № 3. Определение коэффициента распределения уксусной кислоты между водой и бензолом.
- •Свойства разбавленных растворов электролитов и неэлектролитов.
- •Повышение температуры кипения растворов.
- •Понижение температуру замерзания растворов.
- •Биологическое значение осмотического давления
- •Указания к выполнению работы.
- •Вопросы для самоконтроля по технике выполнения работы
- •Вопросы для самоконтроля при выполнении данного задания
- •Вопросы и задачи для самоконтроля усвоения темы
- •Вопросы для самоконтроля усвоения материала практической работы
- •Биологический статус изучаемой темы
- •Вопросы для подготовки:
- •Диссоциация воды
- •Водородный показатель
- •Механизм действия буферных систем
- •РН буферных систем
- •Влияние изменения объема буферных систем на рН.
- •Кислотно-щелочное равновесие крови
- •Роль внутренних органов в поддержании кислотно-щелочного резерва.
- •Изменение кислотно-щелочного равновесия при различных заболеваниях.
- •Задачи и задания для самостоятельной работы
- •Экспериментальная часть
- •Работа №3. Определение буферной ёмкости.
- •Электрохимия. Учебно-целевые задачи: Изучив этот раздел учебной программы, студент должен знать:
- •Значение электрохимических явлений для медицины.
- •Электродные процессы и электродвижущие силы.
- •Электрод и электродный потенциал.
- •Строение двойного электрического слоя на границе раствор-металл
- •Уравнение нернста
- •Гальванические элементы и их электродвижущие силы
- •Концентрационные гальванические элементы.
- •Диффузный потенциал.
- •Электроды первого рода.
- •Водородный электрод.
- •Ионоселективные электроды
- •Стеклянный электрод
- •Электроды второго рода.
- •Хлорсеребряный электрод Аg ׀ Ag Cl. KCl
- •Сопровождается реакцией растворения или осаждения соли АgСl:
- •Окислительно – восстановительные системы (ов) и ов –электроды.
- •Уравнение Петерса.
- •Классификация обратимых электродов.
- •Измерение эдс гальванических элементов.
- •Потенциометрия.
- •Прямые потенциометрические методы.
- •Приложение
- •Экспериментальная часть. Лабораторная работа №1. Измерение эдс гальванических элементов.
- •Порядок выполнения работы.
- •Изменение потенциалов отдельных электродов.
- •Потенциалов отдельных электродов.
- •Лабораторная работа № 3.
- •Лабораторная работа №4. Потенциометрическое измерение окислительно – восстановительных потенциалов. Редокс – системы.
- •Кинетика
- •Значение для медицины и фармации
- •Вопросы для подготовки к занятию
- •Введение
- •Понятие о скорости химического процесса
- •Основной закон химической кинетики
- •Кинетические уравнения реакций
- •Реакции первого порядка
- •Реакции второго порядка
- •Сложные реакции
- •Гетерогенные реакции
- •Температурная зависимость константы скорости реакции.
- •Методы расчета энергии активации и предэкспоненциального множителя а.
- •Основы молекулярной кинетики
- •Теория активных столкновений
- •Теория переходного состояния
- •Задачи и задания для самостоятельного решения.
- •Экспериментальная часть
- •Опыт № 1.Зависимость от концентрации.
- •Опыт №2. Зависимость от температуры
- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины
- •По технике безопасности
- •И производственной санитарии при работе
- •В химических лабораториях
- •Медицинских учебных заведений
- •Содержание
Потенциалов отдельных электродов.
Зная потенциал стандартного электрода Сl- | AgCl | Ag и измеренную ЭДС, вычисляют потенциал исследуемого электрода.
Для цинк – хлорсеребряного элемента:
Ех = eCl-|AgCl|Ag - eZn2+|Zn ,
Для хлорсеребряно – медного элемента:
Ех = eCu2+|Cu - eCl-|AgCl|Ag .
Откуда соответственно
eZn2+|Zn = eCl-|AgCl |Ag – Ex ,
eCu2+|Cu = eCl-|AgCl |Ag + Ex .
Для сопоставления потенциалы этих же электродов рассчитывают по уравнению Нернста:
Т
е = е0 + 2·10-4 · lnai
z
где аi – активность потенциалопределяющего катиона.
Указанную последовательность определений выполняют, проводя опыты с растворами электролитов разных концентраций.
Полученные результаты заносят в таблицу 2.
Таблица 2.
№ изме- рения |
Гальванический элемент |
Кон- цент- трация моль/л |
Еизм., В |
еизм., В |
етеор., В |
Относит. ошиб.из- мерения, 0/0 |
1 2 3 4 5 6 |
Zn|ZnSO4||KCl|AgCl|Ag
Ag|AgCl|KCl||CuSO4|Cu |
|
|
|
|
|
Лабораторная работа № 3.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ СЛАБОЙ КИСЛОТЫ ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКИМ ТИТРОВАНИЕМ
Показатель константы диссоциации слабой кислоты находят по измерению рН раствора, в котором кислота на 50% нейтрализована основанием. Требуемое количество основания определяют при помощи потенциометрического титрования, сущность которого заключается в том, что конечную точку нейтрализации находят по резкому изменению потенциала индикаторного электрода.
В качестве индикаторного электрода в данной работе берут стеклянный электрод. Электродом сравнения служит хлорсеребряный.
Оборудование: потенциометр, мешалка, электролитическая ячейка.
Реактивы: раствор уксусной кислоты, раствор гидроксида натрия 0,1 моль/л.
Ход работы.
В электролитическую ячейку наливают 20 мл раствора уксусной кислоты и титруют 0,1М раствором NaOH. Концентрация NaOH должна быть больше концентрации кислоты, чтобы не сильно разбавлять раствор кислоты. После добавления каждой порции щёлочи раствор помешивают и через 2-3 мин. при помощи потенциометра измеряют ЭДС. Измерения проводят по шкале «+мв». Сначала 2-3 раза добавляют 0,2 мл, а затем по 0,1 мл. NaOH до резкого скачка ЭДС. После скачка ЭДС приливают последовательно ещё 0,2; 0,3; 0,5 мл NaOH. Результаты титрования заносят в таблицу.
№ опыта |
Объём щёлочи, мл |
ΔV, мл |
Е, мВ |
∆Е, мВ |
∆Е/∆V |
1. 2. 3. . . n |
|
|
|
|
|
По полученным данным строят график. На ординате откладывают соотношение ∆Е/ΔV, а на абсциссе количество миллилитров, добавленной NaOH. Пик на кривой соответствует точке эквивалентности.
Точку эквивалентности можно также найти, если после каждой порции NaOH измерить рН и построить график в координатах ΔрН/ΔV и V. Количество миллилитров NaOH, необходимое для полной нейтрализации данной порции кислоты, будет также соответствовать пику на кривой.
Для определения константы диссоциации следует взять новую порцию такого же объема кислоты, нейтрализовать её половинным количеством NaOH и измерить рН полученного раствора.
В отчёте должны быть приведены таблица результатов, график, расчёты константы диссоциации и исходной концентрации кислоты.