- •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
Методы расчета энергии активации и предэкспоненциального множителя а.
Для расчета энергии активации по экспериментальным данным используют уравнение Аррениуса в логарифмическом виде:
Следовательно, lnK линейно зависит от обратной абсолютной температуры (рис.9).
Рис.9
Значение находят по тангенсу угла наклона:
Предэкспоненциальный множитель (А) определяется отрезком, отсекаемым продолжением прямой на оси ординат при 1/Т=0.
Энергию активации можно определить путем измерения скорости реакции при двух различных температурах:
и
Делая ряд преобразований, получаем:
Есть и третий вариант определения . Для этого необходимо опытным путем установить количество активных молекул и воспользоваться уравнением Аррениуса в следующем виде:
Z
количество активных молекул;
общее число молекул.
Чаще пользуются вторым методом.
Основы молекулярной кинетики
Для того чтобы произошла химическая реакция, сначала молекулы должны столкнуться. Один из результатов этого столкновения – химическое превращение, сопровождающееся разрывом «старых» и образованием «новых» связей. Теория, описывающая кинетику реакции, решает как задачу расчета чисел столкновений реагирующих молекул, так и задачу о собственно химическом превращении в комплексе столкнувшихся частиц.
Заслуживает внимание две основные теории молекулярной кинетики:
- теория столкновений;
- теория переходного состояния;
Описание кинетики реакции на основании свойств реагирующих частиц в этих теориях неодинаково. В частности в теории столкновений больше внимания уделяют расчету чисел столкновений молекул. И напротив, в теории переходного состояния подробнее исследуется сам акт химического взаимодействия в комплексе столкнувшихся частиц.
Теория активных столкновений
Возьмем бимолекулярную газофазного реакцию:
А+В→С+D
Теория столкновений исходит из соображения, что бимолекулярная реакция может произойти только тогда, когда частицы реагентов А и В сталкиваются. Поэтому число элементарных актов реакции А + В → в единице объема пропорционально числу столкновений между частицамиА и В в единицу времени. Из молекулярно-кинетической теории газов известно, что:
, где
d- средний эффективный диаметр молекул;
<>- среднеарифметическое значение скорости молекул;
и - число молекулА и В в единице объема.
Чтобы при столкновении произошла реакция, необходимо, чтобы сталкивающиеся молекулы обладали некоторым запасом кинетической энергии , необходимой для ослабления или разрыва связей в этих молекулах. Такие столкновения называютсяактивными.
Если исходить из распределения Максвелла молекул по скоростям, доля активных столкновений в единицу времени от общего числа пропорциональна величине
Отсюда следует, что число активных столкновений равно
или
Значение Zопределяет скорость реакции, выраженную числом прореагировавших молекул А и В в единице объема за единицу времени.
Выразив ичерез молярные концентрации, а скорость в моль/смполучим
Сравнивая, это выражение для скорости со скоростью бимолекулярных реакций получим:
Отсюда находим, что
k =
Если ввести обозначения для величин
получим:
Множитель А в уравнении Аррениуса, согласно теории активных столкновений, равен числу столкновений в одном смза 1с (выраженному в молях) при
Проверка теории показала, что в отдельных реакциях вычисленные по опытным данным значения А хорошо согласуются с рассчитанными по уравнению:
Но для некоторых реакций значения А, найденные опытным путем, на несколько порядков меньше рассчитанных.
Имеются также реакции, для которых опытные значения А превышают теоретически рассчитанные.
Для объяснения расхождений теории с опытными данными было предложено ввести поправочный множитель, учитывающий ориентацию молекул в пространстве в момент столкновения по отношению друг к другу:
При благоприятной ориентации молекул Р=1, при неблагоприятной Р<1. Введение стерического множителя, качественно учитывающего геометрию столкновения молекул, не могло объяснить причину высоких значений А, т.е. Р не может быть больше единицы.