- •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
Введение
Учение о химических процессах состоит из двух частей: учения о состояниях - химическая термодинамика и учения переходах из одного состояния в другое – химическая кинетика.
Первая отвечает на вопросы о принципиальной возможности протекания данной химической реакции в данных условиях и о конечном равновесном состоянии системы.
Вторая – химическая кинетика – посвящена реализации этой принципиальной возможности. т.е. собственно протеканию процесса.
Кинетика по способу реализации процесса делится на два раздела. В формальной кинетике сформулированы закономерности, позволяющие описывать химическую реакцию макроскопически на основе экспериментальных данных. Молекулярная кинетика изучает превращение на основе молекулярных данных о свойствах частиц.
На первой стадии изучения реакции надо прежде всего определять скорость протекания изучаемой реакции. Далее изучить зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры и давления.
Вещества вступающие в процесс химического превращения, называются исходными веществами или реагентами.
Вещества, образующиеся в процессе химического превращения и не претерпевающие в ходе этого процесса дальнейших химических изменений, называются продуктами реакции.
Вещества, образующиеся в одних стадиях процесса химического превращения и расходующиеся в других стадиях этого же процесса, называются промежуточными веществами, а реакции с участием промежуточных веществ называются промежуточными веществами.
Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реакцией. Химическая реакция ,протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией.
В гетерогенных реакциях роль промежуточных продуктов играют молекулы, химически адсорбированные на поверхности.
Если реакция идет в одну стадию, то ее называют простой. Сложные реакции – это многостадийные процессы. Стадиями, в более широком смысле, могут быть не только химические, но также процессы диффузии, передачи энергии при столкновении молекул и др.
Чаще реакции бывают сложными, и символизирующие их уравнения отражают лишь конечный итог химических превращений.
Понятие о скорости химического процесса
Скорость химической реакции определяется числом молекул, реагирующих в единицу времени в единице объема.
Так как это число эквивалентно изменению количества вещества (исходного или продукта) , то можно записать:
Однако, для реакции N2 + 3H2→ 2NH3 убыль водорода превышает убыль азота втрое ,поэтому точнее следует говорить не о скорости химического процесса вообще, а о скорости превращения какого либо компонента или о скорости по некоторому компоненту:
Изучение различных реакций показывает, что скорость превращения может меняться в ходе реакции, т.е.скорость является функцией времени:
W = f (τ). Поэтому вместо средней величины W применяют более точную характеристику быстроты химического превращения – истинную скорость (W ист.)
Такой подход к определению скорости справедлив как для гомогенных, так и для гетерогенных реакций. Однако быстроту гомогенных превращений удобнее характеризовать величиной:
где- производная концентрации по времени. Единицы измерения скорости реакции (W) в CИ 1моль/(л ∙с). В биохимической практике мг/(100мл ∙с).
В химической кинетике широко используется графический метод изображения функциональных зависимостей. Кривая, отражающая изменение какого-либо вещества во времени в ходе химического превращения, называется кинетической кривой.
Рис.1 Кинетическая кривая для продуктов реакции. Рис.2 кинетическая кривая для реагентов
Получив кинетическую кривую для какого-либо компонента, можно легко определить скорость его накопления или расходования графическим дифференцированием кинетической кривой.
Например, среднюю скорость накопления продукта в интервале времени иможно выразить как:
Чтобы выражение для скорости было всегда положительным при убывающей концентрации реагента, необходимо правую часть уравнения записывать с отрицательным знаком:
Величина скорости в каждый момент времени определяется как:
Скорость химической реакции зависит от целого ряда факторов: природы реагирующих веществ, их фазового состояния, текущих концентраций исходных и конечных веществ, температуры и др. Последовательность перечисления факторов соответствует степени их важности.