Лабораторная работа №1: «Качественные реакции на отдельные ионы и вещества».

1. Качественная реакция на Cl ^-. В пробирку налить 2 мл раствора хлорида натрия, добавить 3-4 капли раствора AgNO₃. Наблюдается выпадение белого творожистого осадка Записать уравнение реакции в молекулярном и ионном видах.

 

2. Качественная реакция на SO ₄ ^2-. В пробирку налить 2 мл раствора Na₂SO₄, добавить 3-4 капли BaCl₂. Наблюдается выпадение белого осадка BaSO₄. Записать уравнение реакции в молекулярном и ионном видах.

 

3. Качественная реакция на ион Fe³⁺. В пробирку налить 2 мл раствора FeCl₃, добавить 3-4 капли раствора KSCN. Наблюдать изменение окраски раствора. Указать цвет полученного раствора. Записать уравнение реакции в молекулярном виде.

 

 

4. Качественная реакция на ион Fe²⁺. В пробирку налить 2 мл раствора FeSO₄, добавить 3-4 капли раствора K₃[Fe(CN)₆]. Наблюдается изменение окраски раствора. Реакция протекает в соответствии с уравнением:

FeSO₄ +  K₃[Fe(CN)₆]  →  KFe[Fe(CN)₆]↓ + K₂SO₄

                    турнбулева синь.

5. Качественная реакция на ионы Pb ²⁺. В пробирку налить 2 мл раствора Pb(CH₃COO)₂ и добавить 3-4 капли раствора KI, наблюдать выпадение желтого осадка йодида свинца. Записать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

6. Качественная реакция на ионы Cu ²⁺. В пробирку налить 2 мл раствора CuSO₄ и добавить 3-4 капли раствора гидроксида натрия, происходит образование голубого осадка гидроксида меди, записать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах:

 

К полученному осадку добавить избыток NH₄OH, осадок растворяется в результате образования комплексного соединения ярко-синего цвета.

Сu(OH)₂ + 4NH₄OH → [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4Н₂О.

 

7. Качественная реакция на ионы NH ₄ ⁺. В пробирку внести по 0, 5 мл раствора NH₄Cl и NaOH. Нагреть пробирку до кипения. Выделение аммиака обнаруживается по запаху. Записать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

 

8. Качественная реакция на фенол. В пробирку налить 2 мл раствора фенола и добавить 3-4 капли раствора хлорного железа. Фиолетовая окраска полученного раствора свидетельствует об образовании фенолята железа(III) в соответствии с уравнением:           

С₆H₅OH + FeCl₃ → С₆H₅OFeCl₂ + HCl.

 Лабораторная работа №2: «Определение молярной концентрации эквивалента раствора соляной кислоты методом алкалиметрии».

Ход работы:

1. Бюретку заполнить рабочим раствором гидроксида натрия (С_f = 0, 1 н) до нулевого деления.
2. Пипеткой отмерить точный объем - 10 мл раствора соляной кислоты неизвестной концентрации и перенести в колбу для титрования.
3. В раствор кислоты добавить 2-3 капли индикатора - фенолфталеина, содержимое перемешать.

Рис. 1. Положение рук при титровании

1. Титровать раствор кислоты рабочим раствором щелочи, медленно, по каплям, постоянно перемешивая, до появления устойчивой розовой (малиновой) окраски, которая свидетельствует об окончании титрования – достижении точки эквивалентности.
2. Определить по делениям на бюретке точный объем рабочего раствора, который был израсходован на титрование.
3. Титрование провести трижды (перед каждым титрованием нужно обязательно установить уровень жидкости в бюретке на нулевое деление шкалы). По окончании работы титрант из бюретки слить, а бюретку промыть дистиллированной водой.
4. Рассчитать средний объем рабочего раствора из трех опытов:

VHCl(мл)	VNaOH (мл)	Vcp
10	V1
10	V2
10	V3

Допустимое расхождение 0, 2 мл

1. Произвести расчет и определить молярную концентрацию эквивалента кислоты:

 

 

Занятие № 3. Тема: «Тепловые эффекты химических реакций. Направленность процессов. Кинетика биохимических реакций. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье».

 

Актуальность темы:

Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты, что объясняется разрывом одних химических связей в молекулах исходных веществ и образование других химических связей в молекулах продуктов реакций. Частью термодинамики является термохимия, которая изучает тепловые эффекты реакции.

Термохимические расчеты широко используют в медицине для оценки калорийности пищевых продуктов, составления диет для больных. Знание раздела термодинамики позволяет определить возможность самопроизвольного протекания реакций, направление реакций, биоэнергетику физиологических процессов в живых организмах.

Учение о скоростях протекания химических реакций (т.е. химическая кинетика) представляет для будущих врачей большой интерес, т.к. все биохимические процессы в живых клетках осуществляются с определенной скоростью и зависят от многих факторов, таких, например, как концентрация субстрата, температура.

 

2. Цель обучения:

Знать основные понятия и законы термодинамики, кинетики, определять тепловые эффекты реакций, определять скорость и порядок реакции, проводить термохимические расчеты по определению изменения энтальпии, энтропии, энергии Гиббса, определять возможность протекания реакций.

 

3. Вопросы для обсуждения:

1. Предмет и задачи термодинамики. Химическая термодинамика.Термодинамические системы, их классификация. Параметры и функции термодинамических систем.

2. Первое начало термодинамики. Внутренняя энергия. Энтальпия. Закон Гесса, следствия из него. Термохимия. Калориметрия.

3. Второе начало термодинамики. Энтропия. Направление самопроизвольного протекания реакции. Свободная энергия Гиббса, Гельмгольца.

4. Особенности живых организмов как термодинамических систем.

5. Химическая кинетика. Механизмы и скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные реакции. Факторы, влияющие на скорость протекания реакции (природа реагирующих веществ, площадь поверхности, концентрация, температура, давление, энтропия активации, энергия активации, катализаторы). 

6. Закон действия масс. Порядок реакции.

7. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа.

8. Катализ и катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Понятие об обратимых и необратимых процессах.

9. Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Факторы смещения химического равновесия (температура, концентрация, давление).

10. Связь между изменением свободной энергией Гиббса и константой химического равновесия.

11. Проявление принципа Ле-Шателье в живых организмах (сопряженные реакции).

4. Ситуационные задачи:

№	Текст задания:
1.	Рассчитать тепловой эффект реакции (Δ Нº р-ции) при н.у: 4NН3(г)+5О2(г)→ 4NO(г)+6Н2О(ж), пользуясь справочными значениями стандартных теплот (энтальпий) образования веществ.
2.	Рассчитать стандартную энтальпию реакции 2SО2(г)+О2(г)→ 2SО3(г). Указать, будет ли данная реакция экзо- или эндотермической.
3.	Рассчитать изменение энтропии реакции при стандартных условиях: СН4(г)+2О2(г)→ СО2(г)+2Н2О(ж), использовав табличные данные.
4.	Возможно ли самопроизвольное протекание реакции (подтвердить расчетами): С6Н12О6   → 2 СзН6Оз Глюкоза Молочная к-та
5.	Оксид азота (II) взаимодействует с хлором согласно уравнению: 2NO(г) + Cl2(г) ® 2NOCl(г). Константа скорости для этой реакции соответствует 2, 2∙ 104 л/(моль∙ с). Рассчитать скорость образования NOCl, если концентрация NO = 1, 00∙ 10-6 моль/л, концентрация Cl2 = 0, 50∙ 10-6 моль/л. Реакция имеет второй порядок по NO и первый порядок по Cl2.
6.	При повышении температуры на 300 К скорость реакции увеличилась в 64 раза. Вычислить температурный коэффициент (γ ).
7.	В каком направлении сместится химическое равновесие в системе: CO2(г) + С(т) ↔ 2CO(г), Δ H = +171 кДж/моль. а)при повышении температуры? б)при повышении концентрации СО2?
8.	Какой из процессов должен проводиться при высоком давлении? А)N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г), В)CO2(г) + С(т) ↔ 2CO(г), С)Fe3O4(т) + 4H2(г) ↔ 3Fe(т) + 4H2O(г).
№	Эталоны ответов:
1.	В соответствии с первым следствием из закона Гесса Δ Нº р-ции = ∑ Δ Нº обр(прод. р-ции) - ∑ Δ Нº обр.(исх. в-в); Δ Нº р-ции = [4 ´ Δ Нº обр(NO)г + 6 ´ Δ Нº обр.(Н2О)ж] – [4 ´ Δ Нº обр.(NHз)г + 5 ´ Δ Нº обр.(О2)г]. Δ Нº р-ции = [4 ´ 91 + 6 ´ (-286) ] - [4 ´ (-46) + 5 х 0] = -1168 кДж, процесс экзотермический.
2.	2SО2(г) + О2(г) = 2SО3(г);         2        1       2 моль Δ Нº = ∑ Δ Нобрº (прод.) - ∑ Δ Нобрº (реаг.) = [2 (-396)] - [2 (-297) + 1(0)] = -198 кДж. Стандартная энтальпия реакции равна -198 кДж. Реакция экзотермическая.
3.	Δ Sº = [2Sº (Н2О(ж)) + Sº (СО2 (г))] – [Sº (СН4(г)) + 2Sº (О2(г))] Δ Sº = [2´ 70 + 213, 7] – [186, 3 + 2´ 205, 0] = -242, 4 Дж´ К-1.
4.	Необходимо рассчитать величину свободной энергии Гиббса, т.к. она является критерием самопроизвольно протекающего процесса. По таблице найти значение энергии Гиббса глюкозы и молочной кислоты. Δ Gº (реакции) = ∑ Δ Gобрº (продуктов реакции) - ∑ Δ Gобрº (исходных веществ) Δ Gº (реакции) =[2´ (-539)] - [-917]= -161 кДж. Реакция может протекать самопроизвольно в стандартных условиях, т.к.Δ G < 0.
5.	Кинетическое выражение скорости для реакции 2NO (г) + Cl2 (г) ® 2NOCl (г) = .
6.	Используя формулу , где υ T 2 – скорость реакции при Т2, υ T 1 – скорость реакции при Т1, γ – температурный коэффициент (предел от 2-4), рассчитать, что
7.	а) Тепловой эффект реакции, Δ Hр > 0, процесс эндотермический. По принципу Ле-Шателье, при повышении температуры, равновесие в системе смещается в сторону эндотермической реакции, следовательно, при повышении температуры в системе CO2(г) + С(т) ↔ 2CO(г), равновесие сместится в сторону выхода СО (продукт реакции). Б) По принципу Ле-Шателье, при увеличении концентрации одного из реагентов, равновесие в системе смещается в сторону расхода этого реагента, следовательно, равновесие сместится в сторону продуктов реакции (выход угарного газа).
8.	По принципу Ле-Шателье, при повышении давления, равновесие в системе смещается в сторону меньшего объема газов, следовательно, в реакции А при повышении давления равновесие сместится в сторону образования аммиака (объем газа = 2), в реакции Б – в сторону образования СО2 (исходные вещества), в реакции В равновесие системы не сместится (равные объемы газовой фазы).

5. Выполнить тестовые задания (письменно):

1.		Стандартные термодинамические величины характеризуют состояние системы при следующих значениях температуры и давления:
	А	t = 0oС, p =1 атм
	Б	t =20oС, p = 101, 3 кПа
	В	Т = 298оК, p = 101, 3 кПа
	Г	Т = 273оК, p = 101, 3 кПа
2.		Термодинамическая система называется «закрытой», если с внешней средой она…
	А	обменивается веществом только после обмена энергией.
	Б	обменивается энергией, не обменивается веществом.
	В	не обменивается ни веществом, ни энергией.
	Г	не обменивается веществами, содержащими углерод.
3.		Какая из формул является математическим выражением закона Гесса:
	А	Δ Н (реак.) = Δ H1 + Δ Н2 + Δ Н3
	Б	Δ Н (реак.) = ∑ Δ Н(обр. кон. в-в.) - ∑ Δ Н(обр. исх. в-в.)
	В	Δ Н(реак.) = Δ G + ТΔ S
	Г	Δ Н(реак.) = Δ G - ТΔ S
4.		Какая из формул относится к первому следствию из закона Гесса:
	А	Δ Н (реак.) = Δ H1 + Δ Н2 + Δ Н3
	Б	Δ Н (реак.) = ∑ Δ Нобр (кон. в-в.) - ∑ Δ Нобр ( исх. в-в.)
	В	Δ Н(реак.) = Δ G + ТΔ S
	Г	Δ Н(реак.) = Δ G-ТΔ S
5.		Энтальпия системы является мерой её:
	А	Обратимости
	Б	Неупорядоченности
	В	Теплосодержания
	Г	Упорядоченности
6.		Энтропия системы является мерой её:
	А	Обратимости
	Б	Неупорядоченности
	В	Теплосодержания
	Г	Теплового эффекта
7.		В экзотермической реакции...
	А	Энтальпия реакционной системы повышается (Δ Н > 0 )
	Б	Энтропия реакционной системы уменьшается (S < 0 )
	В	Энтальпия реакционной системы уменьшается ( Δ Н < 0 )
	Г	Давление реакционной системы повышается
8.		Использование оксида магния в пломбировочных материалах основано на экзотермической реакции: 3 MgO + 2 H 3 PO 4 → Mg 3 ( PO 4 )2 + 3 H 2 O В результате протекания процесса энтальпия и энергия Гиббса …
	А	Δ Н > 0;   Δ G = 0
	Б	Δ Н < 0;   Δ G > 0
	В	Δ Н > 0;   Δ G < 0
	Г	Δ Н = 0;   Δ G < 0
9.		В ротовой полости при комбинированном протезировании золотом и железом предположительно может протекать реакция: 2 Au 3+ + 3 Fe → 2 Au + 3 Fe 2+, для которой Δ Gр-и < 0.      Комбинирование этих металлов при протезировании допустимо или нет? В случае отрицательного ответа, какой металл корродирует?
	А	допустимо, коррозии не будет
	Б	недопустимо, коррозия золота
	В	недопустимо, коррозия железа
	Г	допустимо, коррозия золота
10.		Скорость химической реакции - это:
	А	время, за которое полностью расходуется одно из исходных веществ
	Б	время, за которое заканчивается реакция
	В	количества вещества, реагирующего за единицу времени в единице объема
	Г	количество вещества продуктов реакции к моменту окончания реакции
11.		Единицами измерения скорости химической реакции являются:
	А	л/(моль·сек)
	Б	моль/л
	В	л/моль
	Г	моль/(л·сек)
12.		В некоторый момент для обратимой реакции, протекающей в организме: АДФ + Н3РО4 = АТФ + Н2О изменение энергии Гиббса становится равным нулю. Сопоставьте скорости прямой и обратной реакции в этот момент.
	А	скорость прямой реакции больше
	Б	скорости прямой и обратной реакций одинаковы
	В	скорость обратной реакции больше
	Г	данных недостаточно
13.		Общий порядок реакции в кинетическом уравнении υ = k [CO] [H2]2 равняется:
	А	0
	Б	1
	В	2
	Г	3
14.		Кинетическое уравнение реакции υ = k [A]2 [B]. Указать во сколько раз уменьшится скорость химической реакции при уменьшении концентрации реагирующих веществ в два раза
	А	2
	Б	4
	В	8
	Г	16
15.		Указать во сколько раз возрастает скорость химической реакции при повышении температуры на 10оС
	А	в 5 раз
	Б	в 2-4 раза
	В	в 5-6 раз
	Г	в 0, 1-0, 5 раз
16.		Катализатор увеличивает скорость химической реакции, потому что:
	А	Уменьшает энергию активации
	Б	Увеличивает энергию активации
	В	Не влияет на энергию активации
	Г	Сначала увеличивает, а потом уменьшает энергию активации
17.		В каком направлении сместится химическое равновесие в системе CO2(г) + С(т) ↔ 2CO(г) Δ H= +171 кДж/моль при повышении температуры?
	А	Вправо
	Б	Влево
	В	Не сместится
18.		В какую сторону сместится равновесие в системе H2 + Cl2 ↔ 2HCl Δ H = -91, 8 кДж/моль при понижении температуры?
	А	Вправо
	Б	Влево
	В	Не сместится
19.		В какую сторону сместится химическое равновесие в системе CuO(т)+H2(г)↔ Cu(т)+H2O(г) при повышении давления?
	А	В сторону исходных веществ
	Б	В сторону продуктов реакции
	В	Не сместится
20.
	А
	Б
	В

6. Задачи для самостоятельного решения (выполнить письменно):

1.	Предельное окисление L-аланина в организме может происходить в соответствии с уравнением: Считая условия протекания реакции близкими к стандартным, определите изменение энтальпии (Δ Н0р-и) данного процесса, если известно, что Δ H0обр.(CO2 г) = -393, 8 кДж/моль, Δ Н0обр.[С3Н7О2N РАСТВОР] = -563 кДж/моль,  Δ Н0обр.(Н2O ж) = - 286 кДж/моль.
2.	На основании термодинамических расчётов указать, что оксид азота (I), который используется в анестезиологии, не может окисляться до ядовитых оксидов азота – NO, N2O3 по схемам: а) 2N2O + O2 → 4NO, б) N2O + O2 → N2O3, если  Δ Gº обр (N2О) = 104, 1 кДж/моль, Δ Gº обр (О2) = 0 кДж/моль, Δ Gº обр (NO) = 86, 6 кДж/моль, Δ Gº обр (N2O3) = 140, 5 кДж/моль.
3.	Во сколько раз изменится скорость химической реакции 2SO2 + O2 = 2SO3, если концентрацию исходных веществ увеличить в 3 раза?
4.	При увеличении температуры на 200 С скорость реакции увеличилась в 16 раз. Вычислить температурный коэффициент реакции.
5.	В каком направлении сместится равновесие в системе:        А) 2СO + O2 = 2СO2, Δ H = -566 кДж\моль        Б) N2 + O2 = 2NO, Δ H = 180 кДж\моль при повышении давления, при понижении температуры?
6.	Как повлияет на равновесие следующих реакций:        А) 2Н2 + О2 = 2Н2О, Δ H = -483, 6 кДж\моль        Б) СаСО3 (т) = СаО (т) + СО2 (г), Δ H = 179 кДж\моль повышение давления, повышение температуры?
7.	Указать, какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сместить вправо равновесие реакции СO2 (г) + С (графит) = 2СO (г)

Лабораторная работа №1: „Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ”.

 Химическая реакция протекает по уравнению: Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + S + SO₂ + H₂O

 Как видно из уравнения реакции, разложение тиосульфата в кислой среде сопровождается выделением серы (раствор мутнеет) и выделением газа (специфический запах). Время от начала опыта до достижения определенной степени помутнения раствора можно принять за время прохождения реакции.

Ход работы:

1. В три стаканчика налить раствор тиосульфата натрия и дистиллированную воду, в количествах, указанных в таблице ниже.

2. В каждый из стаканчиков добавить при помешивании раствор серной кислоты. В каждом случае зафиксировать время от начала добавления серной кислоты до появления мутности, результаты отразить в таблице.

№ опыта	V (Na2S2O3) мл	V (H2O) мл	V (H2SO4) мл	Время появления мутности (с)	Скорость ( ), c-1
1	5	10	5
2	10	5	5
3	15	0	5

3. Сделать вывод о влиянии концентрации Na₂S₂O₃ на скорость реакции. Предположить порядок данной реакции по тиосульфату натрия.

 

 

4. В три стаканчика налить раствор серной кислоты и дистиллированную воду, в количествах, указанных в таблице ниже.

5. В каждый из стаканчиков добавить при помешивании раствор тиосульфата натрия. В каждом случае зафиксировать время от начала добавления Na ₂ S ₂ O ₃ до появления мутности, результаты отразить в таблице.

№ опыта	V (H2SO4) мл	V (H2O)  мл	V (Na2S2O3) мл	Время    появления мутности (с)	Скорость ( ), c-1
1	5	10	5
2	10	5	5
3	15	0	5

6. Сделать вывод о влиянии концентрации серной кислоты на скорость реакции. Предположить порядок данной реакции по серной кислоте.

7. Сделать суммарный вывод.

 

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться: