Методическое руководство для аудиторной работы студентов стоматологического факультета (стр. 1 )

Министерство здравоохранения Российской Федерации.

Кировская государственная медицинская академия.

Общая химия

Методическое руководство

для аудиторной работы студентов

стоматологического факультета.

Киров-2009

УДК 546.

Печатается по решению редакци­онно - издательского совета Кировской государственной медицинской акаде­мии протокол №_____ от « » _______200__ г.

Общая химия. Методическое руководство для аудиторной работы студен­тов./ Сост. , Киров: Кировская государственная ме­дицинская академия. 2009. – 61 с.

Методическое пособие предназначено для аудиторной работы студентов стоматологического факультета по общей химии. Оно составлено в соответствии с рабочей программой от 2009 года и включает для каждой темы задание для самостоятельной аудиторной работы студентов (САРС), описание лабораторной работы, контрольные вопросы. В конце приведены необходимые справочные материалы.

Рецензент:

д. м.н., профессор, зав. кафедрой

биологической химии Кировской ГМА

– Киров, 2009.

компьютерный набор:

ПРАВИЛА ВЫЖИВАНИЯ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ

-  Если в руках у вас жидкое – не разлейте, порошкообразное – не рассыпьте, газообразное – не выпустите наружу.

-  Если включили – выключите.

-  Если открыли – закройте.

-  Если разобрали – соберите.

-  Если вы не можете собрать – позовите на помощь умельца.

-  Если вы не разбирали – не вздумайте собирать.

-  Если вы одолжили что-нибудь – верните.

-  Если вы пользуетесь чем-либо, держите в чистоте и порядке.

-  Если привели что-либо в беспорядок – восстановите статус кво.

-  Если вы сдвинули что-нибудь – верните на место.

-  Если вы хотите воспользоваться чем-либо, принадлежащим другому, попро­сите разрешения.

-  Если вы не знаете, как это действует, ради Бога, не трогайте.

-  Если вас это не касается – не вмешивайтесь.

-  Если вы не знаете, как это делается – сразу спросите.

-  Если не можете что-либо понять – почешите в затылке.

-  Если все же не поймете, то и не пытайтесь.

-  Если вы горите на работе, постарайтесь, чтобы у вас ничего не загорелось.

-  Если у вас что-либо взорвалось, проверьте, остались ли вы живы.

-  Если не усвоили этих правил, не входите в лабораторию.

ТЕМА: «ВВОДНОЕ ЗАНЯТИЕ.
ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ.
КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ.
ОСНОВЫ ТИТРИМЕТРИЧЕСКОГО (ОБЪЕМНОГО) АНАЛИЗА»

ЗНАЧЕНИЕ ТЕМЫ

Знание важнейших методов и приемов количественного анализа необхо­димо будущему врачу, поскольку в медицинской практике количественный анализ широко применяется при исследовании крови, мочи, желудочного сока, лекарственных препаратов, пищевых продуктов и т. д.

I.  Выполните упражнения (САРС)

1.  Вычислите молярную концентрацию эквивалентов растворов, содержащих:

а) 1,25 моль эквивалентов Ва(ОН)2 в 250 мл раствора Ва(ОН)2;

б) 1,5 г СН3СООН в 50 мл раствора СН3СООН;

в) 42,6 г Na2SO4 в 2,5 л раствора Na2SO4.

2.  В мерной колбе на 500 мл приготовили раствор питьевой соды. На титрова­ние 10,00 мл этого раствора израсходовали 15,30 мл раствора НСl с концентрацией 0,1063моль/л.

Рассчитайте:

-  какова молярная концентрация эквивалентов в растворе соды?

-  титр этого раствора.

-  массу соды в приготовленном растворе.

II.  Лабораторная работа.

«Определение содержания сильной кислоты в водном растворе методом кислотно-основного титрования».

ЦЕЛЬ РАБОТЫ

1.  Овладеть методикой титрования.

2.  Определить точную концентрацию раствора кислоты методом кислотно-ос­новного титрования.

ОБОРУДОВАНИЕ И РЕАКТИВЫ

Бюретки вместимостью 25 см3 в штативе, воронка, колба коническая для титрования вместимостью 250 см3, колба для слива, пипетка мерная вместимо­стью 10 см3, резиновая груша, колба для переноса растворов.

Раствор тетрабората натрия с точно известной концентрацией, анализи­руемый раствор соляной кислоты, раствор индикатора – метилоранжа в ка­пельнице.

СУЩНОСТЬ МЕТОДИКИ

Раствор HCl с точной концентрацией нельзя приготовить по точной массе исходного вещества из-за его летучести. Поэтому раствор HCl готовят прибли­зительной концентрации разбавлением концентрированного раствора, а затем определяют его точную концентрацию (стандартизируют) путем титрования. Для этого надо иметь первичный стандарт – раствор основания с точно извест­ной концентрацией. Его готовят по точной навеске. Веществом, наиболее удобным в качестве первичного стандарта для HCl является тетраборат натрия, Nа2В4О7 . 10Н2О (бура) – соль сильного основания и слабой кислоты.

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ

Na2B4O7 . 10H2O + 2HCl ® 2NaCl + 4H3BO3 + 5H2O

ХОД РАБОТЫ

1.  Подготовка бюретки к работе.

-  Бюретка установлена в штативе строго вертикально. Выливают из бю­ретки воду и ополаскивают ее изнутри небольшой порцией соляной ки­слоты, пользуясь воронкой.

-  Заполняют кончик бюретки, «носик», раствором, чтобы не было пузырь­ков воздуха.

-  Заполняют бюретку раствором несколько выше нулевого деления и уби­рают воронку, так как с нее может капать раствор.

-  Выпуская лишний раствор, заполняют бюретку до нулевой отметки (по нижнему краю мениска).

-  Кладут на основание штатива листок белой бумаги.

2.  Подготовка пробы раствора Nа2В4О7 для титрования.

-  Из общей склянки с раствором тетрабората натрия отливают в колбу для переноса раствора ~ 50 см3 раствора буры.

-  Для ополаскивания пипетки в нее с помощью груши засасывают из колбы раствор тетрабората выше метки и выливают его в колбу для слива.

-  В колбу для титрования переносят 10.00 мл раствора тетерабората на­трия, соблюдая все правила обращения с пипеткой (раствор набирают с помощью груши, пипетку держат вертикально, закрывая отверстие указа­тельным пальцем (рис. 1), раствор в колбу выливается самотеком, а не выдувают, последнюю каплю удаляют, прикасаясь концом пипетки к стенке колбы).

-  Добавляют в колбу 1 каплю раствора метилоранжа. Окраска раствора жел­тая.

3.  Проведение титрования.

-  Ставят колбу с раствором тетрабората натрия под бюретку. Первое титро­вание носит ориентировочный характер. Добавляют раствор из бю­ретки небольшими порциями, постоянно перемешивая содержимое колбы (лучше правой рукой).

-  Титрование заканчивают, когда произойдет изменение окраски из желтой в оранжевую, записывают результат титрования с точностью до 0,05 мл.

-  Содержимое колбы выливают в раковину, колбу ополаскивают водой и вносят с помощью пипетки новую порцию раствора Nа2В4О7 и индика­тор.

-  Последующие титрования проводят более точно. Для этого из бюретки в колбу быстро добавляют основной объем титранта, а последние порции добавляют по каплям, внимательно следя за изменением окраски рас­твора. Титрование прекращают, когда изменение окраски происходит при добавлении всего одной капли.

-  Титрование повторяют до тех пор, пока не будет получено три сходя­щихся результата (то есть отличающиеся не более чем на 0,20 мл). Тит­рование каждый раз начинают с нулевой отметки.

РЕЗУЛЬТАТЫ ТИТРОВАНИЯ (ОБРАЗЕЦ)

Анализируемый раствор: HCl » 0,1 н. Выдан лаборантом.

Титрованный раствор (стандартный): Nа2В4ОН2О. Приготовлен лаборан­том. СН = 0,0961 мль/л.

HCl Nа2В4О7

индикатор: метилоранж

СК = ? V1 = 10,30 мл V2 = 10,25 мл V3 = 10,30 мл По бюретке	Сб = 0,0961 моль/л Vб = 10,00 мл (пипеткой)
Vср. = 10,28 мл

Расчет:

1)  Объем раствора HCl, пошедший на титрование, находят как среднее арифме­тическое их трех сходящихся результатов (точность – до 0,01мл).

2)  Для вычисления концентрации раствора HCl используют закон эквивален­тов:

C (HCl) . V (HCl) = C (Na2B4O7) . V (Na2B4O7)

C (HCl) =

T (HCl) =

Вариант оформления протокола:

Название работы.

Цель работы.

Сущность работы и уравнение реакции.

Результаты титрования и расчет СН и Т(HCl).

Вывод, в котором указывают, что сделано в работе, и найденные СН (HCl) с точностью 4-5 знаков после запятой и Т (HCl) с точностью 5-6 знаков после запятой.

ОСНОВНЫЕ РАСЧЕТНЫЕ ФОРМУЛЫ, ИСПОЛЬЗУЕМЫЕ В ТИТРИ­МЕТРИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ

1.  Фактор эквивалентности.

f (кислоты) =

f (основания) =

f (соли) =

2.  Молярная масса эквивалентов вещества.

М э (или Э) = f. М = . М

3.  Число моль вещества Число моль эквивалентов вещества

n =	nэ = nэ = С (э) . V nэ =

4.  Молярная концентрация Молярная концентрация эквива­лента

С (х) = С (э) =

5.  Масса вещества

m = n. М m = nэ. f. M

m = С (э) . f. M. V

m= C (э) . Э. V

6. Титр раствора

Т =

Т =

7. Закон эквивалентов

nА = nB

САVА = СВ. VВ.

ТЕМА: «ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ (ОБЪЕМНЫЙ) АНАЛИЗ.
КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ».

I.  Выполните упражнения (САРС)

1.  В запаянной ампуле находилось 0,1 моль-эквивалент едкого кали. Из него в мерной колбе приготовили 500 мл раствора (приготовление из фиксанала). Какова молярная концентрация эквивалента приготовленного раствора?

2.  В мерной колбе на 100 мл растворили 0,56 г КОН, и раствор довели до метки. Какова молярная концентрация эквивалента полученного раствора?

3.  В мерной колбе на 50 мл приготовили 0,01 н раствор Na2CO3. Сколько моль эквивалентов соды содержится в этом растворе? Сколько граммов?

4.  Сколько миллилитров 0,5 н НСl эквивалентны 4 г NаОН?

5.  Чему равен титр раствора, если 500 мл его содержат 0,01 моль NаОН?

6.  Не проводя расчета, скажите, сколько 0,1 н раствора НСl потребуется на тит­рование 5 мл 0,1 н раствора КОН. Ответ поясните.

7.  На титрование пробы раствора щелочи израсходовано 15 мл 0,02 н раствора НСl. Сколько миллимоль эквивалентов щелочи прореагировало с кислотой?

II.  Лабораторная работа.

«Определение содержания соды в контрольном препарате».

Работа 1. Приготовление рабочего раствора соляной кислоты.

Примерные задания студентам:

«Приготовить 250 мл 0,1 н раствора НСl из концентрированного раствора плотностью 1,179 г/мл».

РЕШЕНИЕ:

1.  С помощью таблицы по плотности определяют массовую долю исходного раствора. Плотности 1,179 г/мл соответствует 36% раствор НСl.

2.  Определяем содержание НСl в 250 мл 0,1 н раствора:

m = Cн.∙ М∙ V = 0,1∙1∙36,5∙0,25 = 0,9125г НСl

3.  Определяем, какая масса концентрированной кислоты содержит 0,9125 г НСl:

100 г 36% раствора содержится 36 г НСl

х г – 0,9125 г НСl

х = 2,53 г НСl.

4.  Взвешивать кислоту неудобно, поэтому находим объем раствора кислоты:

V = 2,1 мл 36% раствора НСl

5.  Отмерим этот объем концентрированной кислоты маленькой градуирован­ной пробиркой, перельем этот раствор в мерную колбу и разбавим дистиллированной водой до 250 мл. Дистиллированную воду добавляем до метки с помощью пипетки. Тщательно перемешаем полученный раствор.

Кислота соляная, разведенная (8,2 – 8,4%) используется внутрь в каплях в микстурах (часть с пепсином) при недостаточности кислотности желудочного сока. При гипохромных анемиях вместе с препаратами железа она способст­вует улучшению всасывания и использования железа.

Работа 2. Стандартизация рабочего раствора соляной кислоты.

ЦЕЛЬ РАБОТЫ:

Научится стандартизировать – определять точную концентрацию рабо­чего раствора и проводить расчеты с использованием закона эквивалентов.

Веществом, наиболее удобным для установки титра соляной кислоты счи­тают тетраборат натрия Na2B4O7 . 10H2O:

Na2B4O7 . 10H2O + 2HCl = 2NaCl + 4H3BO3 + 5H2O

Титрование ведут с индикатором метиловым оранжевым путем прилива­ния кислоты из бюретки к раствору тетрабората натрия.

1.  Тщательно вымытую бюретку промыть небольшой порцией соляной ки­слоты для удаления остатков воды. Пользуясь воронкой, наполнить бюретку соляной кислотой так, чтобы мениск ее был несколько выше нулевого деле­ния. Заполнить раствором оттянутую трубку, вытеснить из нее пузырьки воздуха. Затем убрать воронку, т. к. с нее может капать раствор, и, выпуская лишнюю кислоту, установить нижний край мениска на нулевом делении. В таком состоянии бюретка подготовлена к работе.

2.  Чистой пипеткой отмерить 10,00 мл раствора тетрабората натрия в кониче­скую колбу для титрования. Не следует выдувать из пипетки последнюю ка­плю жидкости, а только прикоснуться концом ее к стенке колбы. Прилить к раствору тетрабората 1 каплю метилоранжа.

3.  На основание штатива положить лист белой бумаги. Подставить колбу с рас­твором тетрабората натрия под бюретку и приступать к титрованию с со­блюдением всех правил. Надо добиться того, чтобы желтая окраска метило­ранжа переходила в бледно-розовую от одной избыточной капли кислоты. Титрование повторять до получения сходящихся результатов, т. е. пока от­счеты будут отличаться друг от друга не более чем на 0, 20 мл. Все резуль­таты титрования записывать в тетрадь. Титровать не менее трех раз. Титро­вание необходимо начинать каждый раз с нулевой отметки.

4.  Результат титрования записать по образцу, приведенному ниже, с.10.

Работа 3. Определение содержания Na2CO3.

Получить у преподавателя контрольный раствор соды в мерной колбе и записать в тетради его номер.

Довести объем раствора дистиллированной водой до метки и тщательно пе­ремешать. Промыть пипетку раствором соды, затем 10,0 мл кон­трольного раствора перенести промытой пипеткой в коническую колбу, при­бавить 1 каплю метилоранжа и титровать рабочим раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в бледно-розовую от одной капли ки­слоты. Титровать до получения сходящихся результатов не менее 3 раз.

Из сходящихся результатов взять среднее значение.

Вычислить сначала молярную концентрацию эквивалента раствора соды, а затем массу Na2CO3 в контрольном растворе, т. е. в 50 мл.

Оформите результаты титрования по образцу, с. 10.

В выводе отразите итог проделанной работы.

ТЕМА: «КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ. ОКСИДИМЕТРИЯ.
МЕТОД ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИИ»

I Выполните упражнения (САРС)

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций найдите:

-  окислитель и восстановитель;

-  коэффициенты;

-  факторы эквивалентности окислителя и восстановителя и молярную массу их эквивалентов.

а) HNO3 + H2S = NO + S + H2O

б) K2MnO4 + Cl2 = KMnO4 + KCl

I.  Лабораторная работа.

«Стандартизация раствора перманганата калия. Определение концентра­ции пероксида водорода методом перманганатометрии».

ЦЕЛЬ РАБОТЫ

1) Стандартизировать раствор перманганата калия с помощью щавелевой кислоты (или оксалата натрия).

2) Определить точную концентрацию пероксида водорода в контрольном растворе методом перманганатометрии.

ОБОРУДОВАНИЕ И РЕАКТИВЫ

Бюретки вместимостью 25 см3 в штативе, воронки, мерные пипетки вме­стимостью 5 см3, колбы конические для титрования вместимостью 250 см3, колбы для слива, резиновая груша, колбы для переноса растворов, мерные про­бирки на 10 см3, мерный цилиндр вместимостью 30 см3, мерная колба вмести­мостью 50 см3, плитка.

Раствор перманганата калия, раствор щавелевой кислоты или оксалата на­трия с точно известной концентрацией, раствор 2н серной кислоты, мерная колба с пробой пероксида водорода.

СУЩНОСТЬ МЕТОДИКИ

Перманганатометрическое титрование основано на том, что KMnO4 явля­ется сильным окислителем в кислой среде и вступает в реакции со многими восстановителями.

Раствор KMnO4 нельзя приготовить, исходя из точной массы вещества, так как в нем всегда содержится примесь MnO2, а в водном растворе MnO4- окисляет органические примеси и саму воду. Поэтому раствор KMnO4 готовят приблизительной концентрации, выдерживают его 10-12 дней в темной склянке, а затем стандартизируют, используя в качестве первичного стандарта щавелевую кислоту или оксалат натрия.

ОСОБЕННОСТИ ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИИ:

1.  Титрование проводят в кислой среде (в присутствии Н2SО4), в которой Mn+7 переходит в бесцветный ион Mn2+, проявляя наибольшую окислительную способность.

2.  Для фиксирования точки эквивалентности не требуется индикатор. При дос­тижении точки эквивалентности первая избыточная капля раствора KMnO4 окрашивает титруемый раствор в розовый цвет, что и является сигналом для прекращения титрования.

3.  Для ускорения титрования его проводят при нагревании.

Опыт № 1. Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте (Н2С2О4) или оксалату натрия (Na2С2О4).

Определение основано на реакции:

2KMnO4 + 5Н2С2О4 + 3Н2SО4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8Н2О

восстановиС2 Ое ® 2СО2 – окисляется

окислитель 2 MnО 4- + 8Н+ + 5ё ® Mn2+ + 4Н2О

f (KMnO4) = ?

Выполнение работы.

1.  Заполните бюретку раствором KMnO4.

2.  Возьмите пипеткой 5 мл 0,02 н раствора Н2С2О4 и перенесите его в колбу для титрования.

3.  Добавьте мерной пробиркой 4-5 мл 2 н Н2SО4.

4.  Нагрейте раствор до 70-800С (не допуская кипения).

5.  Горячий раствор титруйте перманганатом калия:

а) отсчет показаний бюретки ведите по верхнему (!) краю мениска;

б) титрование производите по каплям, при непрерывном помешивании. Ка­ждую следующую каплю добавляйте после того, как обесцветилась преды­дущая;

в) титрование прекратите, когда избыточная капля KMnO4 придаст раствору бледную розовую окраску, не исчезающую в течение 1-2 мин.

6.  Титрование повторите 3 раза.

Результаты титрования оформите обычным образом, с. 6. Рассчитайте Сн и Т раствора перманганата калия.

Опыт № 2. Определение концентрации пероксида водорода в аптечном препарате.

Уравнение реакции:

2 KMnO4 + 5Н2О2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O

окислитель 2 Mn7+ + 5e ® Mn2+ восстанавливается

восстановиО - - 2е ® О2 окисляется

f (Н2О2) = ?

Ход работы.

1.  Получите у преподавателя мерную колбу с пробой пероксида водорода и запишите её номер. Дове­дите объем раствора до метки дистиллированной водой. Закройте колбу пробкой и перемешайте. 5 мл полученного раствора перенесите пи­петкой в колбу для титрования, добавьте мерной пробиркой 5 мл 2 н Н2SО4 и мерным цилиндром 30 мл дистиллированной воды.

2.  Титруйте рабочим раствором KMnO4 до слабо-розовой окраски.

3.  Титрование повторите 3 раза.

Результаты титрования оформите обычным образом, с. 10. Рассчитайте

СН и Т раствора пероксида водорода.

Узнав у преподавателя истинную концентрацию раствора Н2О2, рассчи­тайте относительную ошибку определения.

В выводе отметьте, что сделано в работе и какие получены результаты.

Ответьте на вопросы:

-  Как определяется точка эквивалентности в перманганатометрии?

-  Почему титрование проводят в кислой среде и при нагревании?

ТЕМА: «ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
(ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА)»

ЗНАЧЕНИЕ ТЕМЫ

Живые организмы получают энергию за счет химических реакций окис­ления питательных веществ. Превращение этой энергии в живой клетке подчи­няется тем же законам термодинамики, что и в неживой природе. Первый закон термодинамики дает возможность рассчитать теплоту, выделяемую или погло­щаемую при химических реакциях. Второй закон позволяет предсказать воз­можность самопроизвольного протекания химической реакции.

I.  Выполните упражнения.

САРС

1.  Сколько тепла выделится при сгорании 2,24 л этилена (н. у.).

(ответ: DН = - 141,9 кДж).

2.  Рассчитайте тепловой эффект реакции этерификации и определите, экзо - или эндотермическим является этот процесс образования сложного эфира (DН0обр(СН3СООС2Н5) = -469,5 кДж/моль).

С2Н5ОН (ж) + СН3СООН (ж) ® СН3СООС2Н5 (ж) + Н2О (ж)

(ответ: DН = 9,2 кДж/моль)

3.  В организме человека процесс метаболизма глюкозы при достаточном количе­стве кислорода протекает до СО2 и Н2О:

С6Н12О6 + 6О2 ® 6СО2 +6Н2О,

а при недостатке кислорода – до молочной кислоты:

С6Н12О6 ® 2СН3СН – СООН

ê

ОН

Определите, в каком случае эффективнее усваиваются углеводы (DН0обр молочной кислоты = -673 кДж/моль).

(ответ: DН1 = -2805 кДж/моль; DН2 = -73 кДж/моль)

4. DН0растворения SrCl2 и SrCl2· 6H2O составляют – 47,6 и + 30,9кДж/моль. Вычислите DН0гидратации SrCl2

5. В 100 г трески содержится 11,6 г белка и 0,3 г жира. Рассчитайте энергию, которая выделится при усвоении порции трески 228 г?

(ответ: 475,6 кДж)

6. Подсчитано, что бегущий человек среднего веса затрачивает 160 ккал на 1 км. Какое количество пшеничного хлеба, содержащего 7% белка, 1% жиров и 64% углеводов, обладает калорийностью, позволяющей пробежать 5 км?

(ответ: 273 г)

7.Не выполняя расчета, оцените, как изменится энтропия для следующих реак­ций: а) N2 (г) + 3Н2 (г) ® 2NH3 (г);

б) SO2 (г) + Cl2 (г) ® SO2Cl2 (г);

в) С6H12O6 (р) ® 2CO2 (г) + 2С2H5ОН (ж);

г) С6Н12 (ж) + 9О2 (г) ® 6СО2 (г) + 6Н2О (ж);

д) Fe2O3 (тв) +3CO (г) ® 2Fe (тв) + 3CO2 (г).

8. Вычислите стандартное изменение энергии Гиббса и определите возмож­ность самопроизвольного протекания реакции при стандартной температуре 298К.

Fe2O3 (тв) +3CO (г) = 2Fe (тв) + 3CO2 (г)

(ответ: -31,4 кДж/моль)

9. Вычислив DG, определите возможность протекания реакции при 9000С

2SO2 + O2 = 2SO3

Какой фактор, энтальпийный или энтропийный, определяет направление процесса?

(ответ: 63,7 кДж)

II.  Лабораторная работа.

«Определение энтальпии реакции нейтрализации»

Цель работы

Определить экспериментально энтальпию реакции нейтрализации сильной кислоты щелочью.

Сущность методики

Определение теплоты, выделяемой или поглощаемой при протекании химического процесса, осуществляется с помощью калориметра.

Калориметр - это устройство, в котором количество теплоты, выделяемое или поглощаемое в ходе процесса, измеряется по изменению температуры ка­лориметра. Калориметр состоит из двух сосудов - внешнего и внутреннего, пространство между которыми представляет воздушную изотермическую обо­лочку для предотвращения потерь теплоты. Крышка внутреннего сосуда снаб­жена отверстиями для ручной мешалки, воронки для введения веществ, тер­мометра для измерения температуры.

Оборудование и реактивы

Калориметр, цилиндры на 25 мл (2 шт.), весы, растворы соляной и азот­ной кислот, гидроксидов натрия и калия с концентрацией 2 моль/л, мензурка на 100 мл, дистиллированная вода, соли КСl и Na2CO3.

Опыт 1. Определение энтальпии нейтрализации сильной кислоты щело­чью

Варианты	1	2	3	4
Кислота	HCl	HCl	HNO3	HNO3
Щелочь	NaOH	KOH	NaOH	KOH

Расчет теоретического значения энтальпии нейтрализации

Уравнение реакции нейтрализации:

HCl (p) + NaOH (p) ® NaCl (p) + H2O (ж)

H+(р) + OH-(р) ® H2O (ж)

Расчет энтальпии нейтрализации сильной ки­слоты щелочью ведется по краткому ионному уравнению, которое отражает сущность взаимодействия сильных электролитов.

Выполнение работы

1.  Взвесьте внутренний сухой стакан калориметра с точностью до 0,1 г.

2.  Налейте в него 25 мл 2н. раствора кислоты и измерьте начальную темпера­туру раствора.

3.  Быстро прилейте 25 мл 2н. раствора щелочи, перемешайте и определите ко­нечную температуру смеси - наивысшую температуру раствора.

4.  Данные начальной и конечной температуры занесите в таблицу.

Оформление результатов

1. Рассчитайте количество теплоты, которое выделилось при нейтрализа­ции и пошло на нагревание смеси, по формуле:

Q1 = Cp · rp · V ·Dt

где: V - суммарный объем раствора, мл;

rp - плотность раствора, для разбавленных растворов принимается рав­ной плотности воды, т. е. 1 г/мл;

Сp - удельная теплоемкость раствора, равная 3,5 Дж/(г×К);

Dt = ( t кон - t нач ) - разность температур.

Таблица 1

tн	tк	Dt	Теплота, пошедшая на нагревание смеси	Теплота, пошедшая на нагревание стакана
			Vp	rp	Cp	Q1	m	C	Q2

2. Рассчитайте количество теплоты, пошедшее на нагревание стакана, по формуле:

Q2 = C · m · Dt

где: m - масса стакана, г;

С - удельная теплоемкость стекла, равная 0,838 Дж/(г×К)

3. Рассчитайте экспериментальную энтальпию реакции нейтрализации

одного моль эквивалентов кислоты. Повышение температуры в калориметре свиде­тельствует о том, что энтальпия системы уменьшилась.

где nэ - число моль эквивалентов кислоты, взятое для реакции, которое рассчитывают по формуле: nэ = СНСl . VHCl

4. Сравните полученный результат с рассчитанным теоретическим значе­нием и вычислите относительную ошибку опыта.

В выводе ответьте на следующие вопросы

1.   По изменению температуры опыта укажите, экзо - или эндотермической является реакция нейтрализации сильной ки­слоты щелочью? Какой знак имеет энтальпия этой реакции?

2.   Выпишите значения энтальпии нейтрализации, полученные Вашими товари­щами в других сочетаниях «кислота-щелочь». Объясните, почему энтальпия нейтрализации сильной кислоты щелочью не зависит от природы кислоты или щелочи и является величиной постоянной.

ТЕМА: «КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ»

ЗНАЧЕНИЕ ТЕМЫ

Общие принципы химической кинетики применимы и к биохимическим ферментативным реакциям. Понятие о скорости химических реакций и о влия­нии на нее различных факторов (концентрации реагирующих веществ, темпе­ратуры, рН среды, катализаторов) необходимо врачу, поскольку на скорость биохимических реакций оказывают влияние лекарственные препараты, от ско­рости ферментативных реакций зависит интенсивность обмена веществ в орга­низме и т. д.

I.  Выполните упражнения.

А. Скорость химических реакций.

1.  В процессе газового разложения NО2 по уравнению 2NO2 = 2NО + О2, концен­трация NО2 в начальный момент времени была 0,01 моль/л, а через 120 секунд она стала равной 0,0016 моль/л. Найдите среднюю скорость ре­акции. Изобразите кинетические кривые для NО2 и О2.

2.  Напишите математическое выражение для скоростей следующих химиче­ских реакций:

N2 г + O2 г = 2NOг

Ca т + Cl2 г = CaCl2 т

2C т + O2 г = 2CO г

3.  Во сколько раз изменится скорость реакции 2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г)

1)  если увеличить концентрацию кислорода в 2 раза;

2)  если увеличить концентрацию SO2 в 2 раза;

3)  если одновременно увеличить концентрации О2 и SО2 в 2 раза?

4.  Как зависит скорость химической реакции от температуры? Что показывает температурный коэффициент скорости химической реакции?

5.  Во сколько раз изменится (уменьшится, увеличится) скорость химической реакции при изменении температуры от 700 до 200, если температурный коэффициент ра­вен 2?

Б. Химическое равновесие.

1.  Какие реакции называются обратимыми?