 |
Главная Случайная страница Контакты | Мы поможем в написании вашей работы! | |
ЗАНЯТТЯ № 4
|
|
1. ТЕМА. Хімічна рівновага. Добуток розчинності.
2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Життєдіяльність організмів базується на протіканні великої кількості біохімічних процесів. Більшість цих реакцій є рівноважними, або окремі стадії складних процесів - оборотні реакції. Наприклад, згідно з сучасною теорією кінетики ферментативних реакцій, утворення фермент-субстратного комплексу і його розклад на фермент і продукт реакції є оборотними процесами. Чітке усвідомлення особливостей рівноважного стану дуже важливе для розуміння поняття "стаціонарний стан відкритої системи" якою є живий організм. Знання теорії хімічної рівноваги необхідне для вивчення дії в організмі людини лікарських засобів та шкідливих речовин. Уявлення про хімічну рівновагу, константу рівноваги, вплив різних факторів на рівновагу потрібні студенту-медику для розуміння інших видів рівноваги в біологічних системах.
3. МЕТА. Засвоїти закономірності перебігу рівноважних процесів та можливості зміщення рівноваги в бажаному напрямку.
Студент повинен знати:
- основи теорії хімічної рівноваги;
- закон діючих мас для рівноважного стану;
- способи вираження константи рівноваги;
- принцип Ле-Шательє-Брауна;
- відмінність рівноважного стану системи від стаціонарного стану відкритої системи;
- суть поняття "добуток розчинності";
- умови утворення та розчинення осадів;
- роль гетерогенної рівноваги (за участю солей) у процесах метаболізму;
вміти:
- складати формальні рівняння для розрахунку константи рівноваги гомогенних та гетерогенних реакцій;
- визначати напрямок зміщення хімічної рівноваги при зміні температури, тиску, концентрації речовин;
- оцінювати рівноважний стан системи за величиною константи рівноваги та значенням зміни енергії Гіббса;
- проводити розрахунки з використанням добутку розчинності солей;
- оцінювати і співставляти розчинність сполук за величиною їхдобутку розчинності.
оволодіти навичками:
- зміщення хімічної рівноваги у бажаному напрямку шляхом зміни концентрації реагуючих речовин і температури.
4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ, НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.
1) Поняття про оборотні реакції. (Матеріал шкільної програми з хімії).
2) Швидкість реакції, константа швидкості реакції.
3) Закон діючих мас для швидкості гомогенних та гетерогенних реакцій. (Матеріал попереднього заняття).
5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.
Хімічна рівновага
Термодинаміка Константа рівноваги та Зміщення рівноваги рівноважного стану способи її вираження Принцип Ле-Шательє- Брауна
Дослідження зміщення рівноваги при утворенні роданіду заліза (ІІІ) та при зміні середовища у хромат-дихроматній системі.
6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ
(самостійна позааудиторна робота студентів).
| Зміст і послідовність дій | Вказівки до навчальних дій |
| 1. Хімічна рівновага як стан оборотних процесів. | 1.1. Значення енергії Гіббса як термодинамічна характеристика оборотних процесів. 1.2. Динамічний характер рівноважного стану. 1.2. Роль гетерогенної рівноваги за участю солей у загальному гомеостазі організму. |
| 2. Закон діючих мас для рівноважного стану. | 2.1. Константа рівноваги і способи її вираження. 2.2. Характеристика стану рівноваги по величині константи рівноваги. |
| 3. Зміщення хімічної рівноваги. | 3.1. Фактори, що впливають на зміщення рівноваги. 3.2. Принцип Де-Шательє-Брауна та його застосування для зміщення рівноваги у бажаному напрямку. |
7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ
(самостійна позааудиторна робота студентів).
1) Вибрати фактори, зміна яких призведе до зміни величини константи рівноваги:
а) тиск; б) температура; в) концентрація; г) природа реагуючих речовин.
2) Вказати, яке співвідношення утвориться між швидкостями прямої і зворотної реакцій, якщо об’єм реакційної посудини, у якій була встановлена рівновага:
2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) зменшити у два рази.
а) швидкості залишаться однаковими;
б) швидкість прямої реакції у 2 рази більша, ніж швидкість зворотної реакції;
в) швидкість прямої реакції у 2 рази менша, ніж швидкість зворотної реакції;
г) швидкість прямої реакції зросте у 1,5 рази відносно швидкості зворотної реакції.
3) Вибрати ті зміни параметрів, які призведуть до зміщення рівноваги у системі:
4НСl(г) + O2(г) 2Сl2(г) 2H2O(г) вліво.
а) збільшення концентрації кисню;
б) збільшення концентрації хлору;
в) підвищення загального тиску;
г) зменшення об’єму реакційної посудини.
4) Вказати, в якому напрямку зміститься рівновага в системі:
4Fe(T) + 3O2(г) 2Fe2О3(T) при збільшенні загального тиску.
а) вліво; б) вправо; в) не зміститься.
5) Пояснити, який знак має зміна ентальпії рівноважної реакції:
Н2О(г) Н2(г) + 1/2О2(г),
якщо при підвищенні температури величина константи рівноваги зростає.
а)ΔН > 0 б) ΔН < 0 в) ΔН = 0
ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ
1) Правильні відповіді б) і г).
Константа хімічної рівноваги Κ є відношенням константи швидкості прямої реакції k1, до константи швидкості зворотної реакції k2: Κ = k1/k2.
Оскільки кожна з констант швидкості залежить лише від природи реагуючих речовин і температури, то константа рівноваги буде також залежати тільки від цих факторів. Зміна концентрації і тиску не викличе зміни константи рівноваги, але може призвести до зміщення рівноваги.
2) Правильна відповідь б).
У стані рівноваги швидкості прямої і зворотної реакцій були однаковими:
a 
Внаслідок зменшення об’єму вдвічі концентрації або парціальні тиски газів збільшаться у 2 рази. Отже, швидкість прямої реакції зросте у 8 разів:
а швидкість зворотної реакції збільшиться у 4 рази:
Таким чином, швидкість прямої реакції буде вдвічі більшою, ніж швидкість зворотної реакції, і рівновага зміститься вправо.
3) Правильна відповідь б).
Згідно з принципом Ле-Шательє-Брауна, для того, щоб рівновага змістилася вліво, треба збільшити концентрацію продуктів реакції, в даному випадку або хлору, або пари води. Збільшення концентрації кисню призведе до зміщення рівноваги вправо. Збільшення загального тиску або зменшення об’єму викличе зміщення рівноваги вправо, у бік продуктів реакції, тому що кількість газоподібних речовин, які саме і обумовлюють тиск у системі, справа менша, ніж зліва.
4) Правильна відповідь б).
Це гетерогенна система, тиск у якій обумовлюють лише газоподібні молекули кисню. Збільшення у реакційній системі тиску призведе, згідно з принципом Ле-Шательє-Брауна, до зміщення рівноваги в бік меншої кількості газоподібних речовин, тобто вправо.
5) Правильна відповідь а).
Константа рівноваги, що дорівнює відношенню констант швидкостей прямої і зворотної реакції: K = k1/k2, показує, у скільки разів константа швидкості прямої реакції більша, ніж константа швидкості зворотної реакції.
Збільшення величини константи рівноваги можна охарактеризувати як зростання значення k1 відносно попереднього значення, тобто зросте швидкість прямої реакції порівняно зі значенням швидкості у рівноважному сталі. Це призведе до зміщення рівноваги вправо. Оскільки такий напрям зміщення обумовлений зростанням температури, пряма реакція буде ендотермічною і для неї ΔН > 0. Тобто, термохімічне рівняння матиме вигляд:
H2O(г) H2(г) + 1/2О2(г), ΔН > 0
8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.
8.1. Визначення впливу зміни концентрації реагуючих речовин на зміщення хімічної рівноваги.
Залежність швидкості реакції в стані рівноваги від зміни концентрації реагуючих речовин і напрямок зміщення цієї рівноваги можна дослідити на прикладі оборотної реакції між хлоридом заліза(ІII) і роданідом амонію.
Змішати у колбі або стакані по 10 см3 розчину FеСl3 (молярна концентрація 0,002 моль/л) і розчину NH4CNS (молярна концентрація 0,006 моль/л). Одержаний розчин розлити у чотири пробірки. До розчину у першій пробірці додати 2см3 розчину FеСl3 (молярна концентрація 0,25 моль/л), до розчину у другій пробірці - 1 см3 розчину NH4CNS (молярна концентрація 0,6 моль/л), до розчину у третій пробірці - 1 см3 розчину NH4Сl (молярна концентрація 3,0 моль/л). Розчин у четвертій пробірці залишити для порівняння. Результати спостережень зміни забарвлення розчинів занести у таблицю:
| Речовина, розчин якої додається | Вид речовини за рівноважним станом | Зміна забарвлення | Напрямок зміщення рівноваги |
| 1. FeCl3 | вихідна речовина | ||
| 2. NH4CNH | вихідна речовина | ||
| 3. NH4Cl | продукт реакції |
Написати рівняння оборотної реакції між хлоридом заліза (III) і роданідом амонію. Написати формулу для розрахунку константи рівноваги згідно з законом діючих мас для рівноважного стану. Зробити висновок про напрямок зміщення рівноваги при збільшенні концентрації вихідних речовин і продуктів реакції.
8.2. Визначення впливу реакції середовища на стан рівноваги в системі хромат-іон - дихромат-іон.
У розчині, що містить аніонні форми хрому (VI), має місце рівновага між цими формами:
2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O
хромат-іон дихромат-іон
або:
Cr2O72- + 2OH- 2CrO42- + H2O
Зміна реакції середовища призводить до зміщення рівноваги, що видно по зміні забарвлення.
У хімічний стакан місткістю 100 см3 налити небагато оранжевого розчину дихромату калію K2Cr2О7 (w = 10%).До нього по краплях додати розчин лугу до зміни забарвлення на жовте. Потім до жовтого розчину хромату додати кілька крапель розчину сірчаної кислоти до появи оранжевого забарвлення.
Зробити висновок, вказавши, яка аніонна форма хрому (VI) є стійкою у кислому, а яка - у лужному середовищі.
8.3. Визначення впливу температури на стан хімічної рівноваги.
У водному розчині аміаку має місце рівновага:
NH3 + H2O H3 × H2O NH4+ + OH-
У конічну колбу місткістю 100 см3 налити 30 см3 дистильованої води, додати декілька крапель концентрованого розчину аміаку і 2-3 краплі розчину фенолфталеїну. Рожевий розчин, що утворився, нагріти до зникнення забарвлення. Гарячий розчин обережно охолодити водою з-під крана і спостерігати відновлення рожевого забарвлення.
Зробити висновок про напрямок зміщення рівноваги у розчині аміаку при нагріванні та охолодженні.
8.4. Оформлення протоколу лабораторної роботи.
У зошиті запонити таблицю, написати необхідні рівняння реакцій та висновки до кожного з дослідів.
9. ЛІТЕРАТУРА.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.414-418, 176-184
2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.
3. Садовничая Л.Я., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 29-33.
4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 80-92.
5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 17-19.
Заняття № 5.
1. ТЕМА. Визначення окисно-відновного потенціалу.
2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Процес біологічного окиснення є основним джерелом енергії у живому організмі. Особливістю цього процесу є багатостадійність та поступове збільшення потенціалу відновника. Знання основних закономірностей окисно-відновних процесів, характеру зміни окисно-відновних потенціалів, напрямку переносу електронів (або атомів гідрогену) необхідні для розуміння окисно-відновних біохімічних процесів. Величина окисно-відновного біохімічного потенціалу дає змогу передбачити напрямок біологічного окиснення та розрахувати зміну енергії при цьому.
3. МЕТА. Сформувати уявлення про окисно-відновні потенціали та їх значення для напрямку перебігу окисно-відновних процесів. Оволодіти методикою визначення окисно-відновних потенціалів.
Студент повинен знати:
- теорію окисно-відновних потенціалів,їх значення для процесів окиснення-відновлення;
- принцип, за яким проводиться оцінювання сили окисника і відновника та визначається напрямок самодовільного окисно-відновного процесу;
- особливості поняття "стандартний біохімічний окисно-відновний потенціал" та його значення для напрямку процесів біологічного окиснення;
вміти:
- проводити розрахунки величини окисно-відновного потенціалу за рівнянням Нернста-Петерса;
- порівнювати силу окисників і відновників;
- визначати напрямок самодовільних окисно-відновних процесів.
оволодіти навичками:
- визначення окисно-відновних потенціалів окисно-відновних систем за допомогою платинового електрода.
4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.
1) Теорія окисно-відновних реакцій, методи складання окисно-відновних рівнянь.
2) Теорія електродних потенціалів, рівняння Нернста.
3) Поняття про гальванічні кола та типи електродів
(Матеріал попередніх занять з хімії).
5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.
Окисно-відновні системи
 |  |
Окисно-відновні реакції Окисно-відновні потенціали
| |||||||
 | |  | |||||
Окисно-відновні реакції. Напрямок окисно- Стандартні окисно- Визначення
в живих організмах відновних реакцій відновні потенціали окисно-
відновних
потенціалів
Напрямок реакцій Стандартні "біохімічні" окисно-
біологічного окиснення відновні потенціали
6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ
(самостійна позааудиторна робота студентів).
| Зміст і послідовність дій | Вказівки до навчальних дій |
| 1. Окисно-відновні системи | 1.1. Реакції в окисно-відновних системах та їх значення. 1.2. Окисно-відновні системи в живих організмах та біологічне окиснення. |
| 2. Поняття про окисно-відновні потенціали (редокс-потенціали) | 2.1. Механізм виникнення окисно-відновних потенціалів. 2.2. Рівняння Нернста-Петерса та фактори, що впливають на величину редокс-потенціалу. 2.3. Стандартний (нормальний) редокс-потенціал. 2.4. Практичне визначення редокс-потенціалу за допомогою платинового електрода. |
| 3.Визначення напрямку самодовільного перебігу окисно-відновних реакцій (редокс реакцій) | 3.1. Порівняння сили окисників і відновників взагалі та за стандартних умов. 3.2. Умови самодовільного перебігу окисно-відновних реакцій |
| 4. Реакції окиснення-відновлення в живих організмах | 4.1. Особливості біологічного окиснення. 4.2.Поняття про стандартний “біохімічний” редокс-потенціал. 4.3. Напрямок реакцій біологічного окиснення |
7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ
(самостійна позааудиторна робота студентів).
1) Вибрати із наведених рівнянь реакцій рівняння окисно-відновних реакцій:
1. Аl2(SO4)3 + 6NаОН = 2Аl(ОН)з + 3 Na2SO4
2.2Аl + 2NаОН + 6 Н2О = 2 Nа[Аl(ОН)4] + 3 H2
3. АgNОз + NaI = NаNОз + АgІ
4. Cl2 + 2 NаІ = 2 NaCl + I2
а) 1,2 б) 2,3 в) 3,4 г) 2,4
2) Вибрати правильну характеристику окисно-відновного електрода:
а) це метал, що занурений у розчин елетроліту і обмінюється з ним іонами та електронами;
б) це інертний метал, що зануренийу розчин електроліту іобмінюється з ним електронами;
в) це інертний метал, що занурений в окисно-відновну систему і є лише провідником електронів;
г) це інертний метал, що занурений в окисно-відновну систему і обмінюється з нею іонами та електронами.
3) Вибрати окисно-відновну систему, потенціал якої залежить від рН:
а) Fe3+ + е- = Fe2+в) MnO4- + 8Н+ + 5е- = Mn2+ + 4H2O
б) MnO4-+ е- = MnO42- г) S4O62- + 2е- = 2 S2O32-
4) Вибрати дріб, що стоятиме під логарифмом у рівнянні Нернcта-ІІетерса для редокс-системи: СrO42– + 2 Н2О +3е– = СrО2– + 4 ОН–
5) Вказати, окислена форма якої окисно-відновної системи буде найбільш сильним окисником за стандартних умов:
а) НВrО + H+ + 2e– = Вr– + H2O φ ° = 1,34
б) СrО42-– + 4 Н2О + Зе– = Сr(ОН)3 + 5 ОН– φ° = - 0,13
в) 2 I03– + 12 Н+ + 10e– = I2 + 6 H2O φo = 0,19
г) H2O2 + 2 Н+ + 2е- = 2 H2O φo = 1,78
6) Пояснити, в якому напрямку за стандартних умов буде самодовільно йти реакція:
2 NaCI + Fе2(SO4)з = 2 FeSO4 + Cl2 + Na2SO4, якщо
φоСl2/2Cl- = 1,36 B, a φoFe3+/ Fe2+ = 0,771 B
а) зліва направо; в) реакція взагалі не буде йти;
б) справа наліво; г) реакція буде йти в обох напрямках.
7) Вибрати кращий окисник для перетворення Fе2+-іона за стандартних умов у Fе3+- іон, якщо стандартний потенціал φFe3+/ Fe2+ = 0,771 В, а стандартні потенціали окисників вказані в дужках:
а)KMnО4 (φ° = 1,51В); в) НNO2 (φ0 = 1,00 В);
б) КМnО4 в нейтральному середовищі(φ° = 0,58 В); г) CuSO4 (φ0 = 0,153 В).
8) Вказати, як зміниться ЕРС гальванічного кола Рв/Рв2+ //Аg+ /Аg,
якщо у розчин солі свинцю додати сірководень (у невеликій кількості);
а) зменшиться; в) не зміниться;
б) збільшиться;г) коло буде зіпсоване.
9) Вказати, який процес буде відбуватися на електроді з більшим потенціалом в окисно-відновному гальванічному колі:
а) залежить від природи електрода; в) окиснення;
б) відновлення; г) окиснення або відновлення.
ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ
1) Правильна відповідь г).
Окисно-відновні реакції відбуваються із зміною ступенів окиснення елементів у молекулах реагуючих речовин.
2. 2Аl + 2 NaOH + 6 Н2О = 2 Nа [Al(OH)4] + 3 H2
Аl + 4 ОH- - 3e- = [Аl(ОН)4]- 2 окиснення
2 H2O + 2e- = H2 + 2 ОН- 3 відновлення
4. Cl2 + 2 NаІ = 2 NaCl + I2
Cl2 + 2e- = 2 Сl- 1 відновлення
2 І- - 2e- = І2 1 окиснення
Реакції 1та 3 відбуваються без зміни ступенів окиснення атомів.
2) Правильна відповідь в).
Інертний метал (платина, золото, паладій та ін.) повинен знаходитися в розчині, що є окисно-відновною системою. Метал виконує роль провідника електронів: він із зовнішньої мережі передає електрони окисленій формі в розчині, або приймає електрони від відновленої форми і передає у зовнішню мережу. Таким чином, метал не обмінюється електронами й іонами з компонентами розчину.
3) Правильна відповідь в). У рівняння входять 8Н+ і потенціал буде залежати від рН (Т = 298 К)
4) Правильна відповідь а).
Під логарифмом у чисельнику повинна стояти концентрація окисленої форми – СrО42-, а у знаменнику - відновленої: СrО2– і ОH–.
5) Правильна відповідь г).
Найбільш сильним окисником буде окислена форма тієї системи, яка має більше значення окисно-відновного потенціалу.
6) Правильна відповідь б).
Оскільки стандартний потенціал системи Сl2/2Сl- більший, окисником буде Сl2, а відновником - Fе2+. Такім чином, самодовільно реакція буде йти в напрямку справа наліво:
2 FeSO4 + Cl2 + Na2SO4 = 2 NaCl + Fе2(SО4)3, або 2 Fе2+ + Cl2 = 2 Сl- + + 2Fе3+
7) Правильна відповідь а).
Кращим окисником буде окислена форма редокс-системи, потенціал якої буде в більшій мірі перевищувати 0,771 В. Такою системою буде система, окислена форма якої – КМnО4 у кислому середовищі.
8) Правильна відповідь б).
EРС цього гальванічного кола розраховується за формулою:
При додаванні сірководню у розчин, що містить іони Рв2+,, внаслідок реакції:
Pb2+ + H2S = PbS↓ + 2 Н+ концентрація катіонів Рb2+ зменшується.
Отже, у формулі EРС зменшиться lg [Рb2+], а різниця у дужках збільшиться,
що призведе до збільшення величини E, тобто ЕРС.
9) Правильна відповідь б).
На електроді з більшим потенціалом у гальванічному колі завжди буде відбуватися процес відновлення окисленої форми, яка буде окисником. Такий електрод є катодом і має від‘ємний заряд (-).
8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.
Окисно-відновні потенціали окисно-відновних систем обчислюють за значеннями ЕPC, що визначають на приладі іономірі ЭВ-74.
8.1. Підготовка до роботи та визначення ЕPC;
- перед підключенням іономіра до електричної мережі натиснути кнопки "t" і
"-І-І9";
- прогріти прилад протягом приблизно 30 хв.;
- зібрати гальванічне коло з вимірювального електрода (платиновий електрод ЭПВ-1) та допоміжного електрода (хлорсрібний електрод ЭВЛ-ІМ із сталим значенням потенціалу 0,201± 0,003 В);
- встановити електроди у спеціальний тримач над поворотним столиком і підключити до приладу;
- розчин досліджуваної окисно-відновної системи налити у скляний стакан і занурити у нього електроди;
- натиснути кнопну"mV" та кнопку потрібногодіапазону вимірювання і визначити величину EРС – E.
8.2. Обробка результатів та оформлення протоколу лабораторної роботи.
Розрахувати практичні значення окисно-відновних потенціалів
для трьох систем за формулою:
φпр. = Е + φдоп. ,
де: Е - значення ЕРС, В (визначене на приладі);
φдоп. = 0,201 - потенціал хлорсрібного електрода, В;
тому що Е = φпр. – φдоп.
2) Розрахувати теоретичні значення окисно-відновних потенціалів для трьох систем з урахуванням концентрації окисленої та відновленої форми за рівняннями:
Концентрації речовин наведені у таблиці.
3) Результати визначень та розрахунків занести у таблицю:
| № р-ну | Вид електрода | рН р-ну | Склад розчину | φо, В | φпр. В | φтеор. В | Е, В | |
| Pt | I2, I- | КІ (0,1 моль/л) І2 (0,001моль/л) | 0,530 | |||||
| Pt | Fe3+, Fe2+ | Fe3+(5·104моль/л) Fe2+(5·102моль/л) | 0,771 | |||||
| Pt | Cr2O72-, H+,Cr3+ | 1,86 | Сr2O72- (4,18·10-2 моль/л) Сr3+(1,67·10-4 моль/л) | 1,333 |
4) Користуючись значеннями стандартних окисно-відновних потенціалів систем φ° (з таблиці), визначити можливість самодовільного перебігу реакцій;
а) Fе3+ + І- →
б) Fe2+ + I2 →
в) Сr2О72- + Fe2 + →
за формулою: E = φок. - φвідн.
Самодовільно буде йти такий окисно-відновний процес,
для якого: φок. > φвідн. і Е >0 .
9. ЛІТЕРАТУРА.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.505-540
2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.
3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. Киев, Вища школа. 1986;с, 116-118, 122,127-129.
4. Равич-Щербо М.И., Новиков В. В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 72-74.
ЗАНЯТТЯ № 6.
1. ТЕМА. Сорбція біологічно-активних речовин на межі поділу фаз.
2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Адсорбція із розчинів на поверхні твердого тіла має велике значення для життєдіяльності організмів. Адсорбція субстрату на поверхні ферментного комплексу, адсорбція амінокислот на поверхні еритроцитів, адсорбція на мембранах клітин, адсорбція білків на поверхні гідрофобних частинок, що переносяться кров¢ю – всі ці процеси в організмі пов¢язані з молекулярною адсорбцією з розчинів. Такі тверді адсорбенти як активоване вугілля та йонообмінники застосовуються для очистки організму від сторонніх речовин, отрут, які потрапили у шлунок, надлишкових ліків, шкідливих продуктів життєдіяльності. Отже, поняття про адсорбцію із розчинів необхідне для розуміння багатьох процесів в організмі на молекулярному рівні. Адсорбція на твердих адсорбентах широко використовується і в промисловості. Вона застосовується для очистки вітамінів, анестетиків, антибіотиків, виготовлення “імобілізованих” ферментів, стандартизації та ідентифікації лікарських засобів. Тверді адсорбенти застосовуються також для очистки промислових викидів і регенерації стічних вод.
3. МЕТА. Сформувати уявлення про механізм та закономірності адсорбції речовин із розчинів на поверхні твердого тіла. Набути практичних навичок у проведенні адсорбції твердим адсорбентом із розчину та розрахунків за адсорбційним рівнянням Фрейндліха.
Студент повинен знати:
- особливості адсорбції з розчинів на твердих адсорбентах, теорію адсорбції Ленгмюра;
- особливості молекулярної адсорбції неелектролітів, правило вирівнювання полярностей Ребіндера;
- види та особливості адсорбції електролітів із розчинів, правило Панета-Фаянса;
- біологічне значення та напрямки практичного застосування адсорбції з розчинів;
вміти:
- проводити розрахунки за рівняннями адсорбції Ленгмюра та Фрейндліха;
- будувати графіки ізотерми адсорбції та знаходити константи у рівнян-
ні Фрейндліха розрахунково-графічним методом;
оволодіти навичками:
- проведення адсорбції із розчину твердим адсорбентом та визначення
величини адсорбції розчиненої речовини розрахунково-графічним
методом.
4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ ТА НАВИЧКИ,
НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.
1) Поняття про полярність молекул.
2) Вміння будувати графіки.
(Матеріал шкільної програми з хімії та математики).
3) Поняття про гомогенні системи, фазові рівноваги.
4) Вміння та навички кислотно-основного титрування.
(Матеріал попередніх занять).
5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.
Поверхневі явища на межі поділу фаз “рідина – тверде тіло”
Рівняння адсорбції Адсорбція із розчинів Застосування твердих
Ленгмюра та твердими адсорбентів в медицині
Фрейндліха адсорбентами та фармації
 |  |
Молекулярна адсорбція Адсорбція електролітів
неелектролітів
Правило вирівнювання Адсорбція Вибіркова Іонообмінна
полярностей Ребіндера слабких адсорбція адсорбція
електролітів Правило Панета-Фаянса.
Адсорбція оцтової кислоти на активованому вугіллі
6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ
(самостійна позааудиторна робота студентів).
| Зміст і послідовність дій | Вказівки до навчальних дій |
| 1. Поверхневі явища на межі поділу фаз “рідина – тверде тіло”. | 1.1. Поняття про активні центри на поверхні адсорбента. |
| 2. Адсорбція із розчинів твердими адсорбентами. | 2.1. Особливості адсорбції із розчинів. 2.2. Рівняння адсорбції Ленгмюра та Фрейндліха, особливості їх застосування. 2.3. Застосування твердих адсорбентів у медицині та фармацевтичній промисловості. Адсорбційна терапія. |
| 3. Молекулярна адсорбція із розчинів. | 3.1. Адсорбція неелектролітів. Правило вирівнювання полярностей Ребіндера. |
| 4. Адсорбція із розчинів електролітів. | 4.1. Вибіркова адсорбція. Правило Панета-Фаянса. 4.2. Йонообмінна адсорбція. Йонообмінники. 4.3. Особливості адсорбції слабких електролітів. |
| 5. Адсорбція оцтової кислоти на активованому вугіллі. | 5.1. Методика дослідження адсорбції оцтової кислоти та побудова ізотерми адсорбції. 5.2. Визначення коефіцієнтів у рівнянні Фрейндліха для адсорбції оцтової кислоти розрахунково-графічним методом. |
7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ
(самостійна позааудиторна робота студентів).
1) Вказати фактори, від яких залежить адсорбція на межі поділу фаз “рідина – тверде тіло”.
а) природа адсорбента, тиск, температура;
б) природа адсорбента, природа рідини, тиск, температура;
в) природа адсорбента, природа рідини, температура;
г) тиск, температура.
2) Вказати, з якого розчинника активоване вугілля (неполярний адсорбент) буде краще адсорбувати поверхнево-активну речовину. Діелектрична проникність розчинників показана у дужках.
а) з води (80); б) з етанолу (25,2); в) з ацетону (20,7); г) з гексану (1,9).
3) Вказати, чи виконується правило Дюкло-Траубе при адсорбції дифільних молекул з розчинів на твердому адсорбенті.
а) не виконується;
б) виконується тільки для неполярних адсорбентів;
в) виконується тільки для неполярних адсорбентів при адсорбції з полярних розчинників;
г) виконується тільки для неполярних адсорбентів при адсорбції з полярних розчинників і для полярних адсорбентів при адсорбції з неполярних розчинників.
4) Вказати, які з наведених факторів впливають на адсорбцію йонів твердим адсорбентом з водного розчину:
1) заряд йона, 2) ступінь гідратації йона, з) природа йона,
4) природа адсорбента, 5) маса адсорбента, 6) загальний тиск.
а) 1 – 4; б) 1 – 6; в) 1, 3, 4; г) 1, 4, 5.
5) Вибрати йони, які за правилом Панета-Фаянса здатні адсорбуватися на поверхні кристалічного йодиду аргентуму.
а) Ag+; б) I-; в) NO3-; г) Na+.
6) Вибрати йони, які за механізмом йонообмінної адсорбції можуть бути адсорбовані катіонітом в Н+-формі.
а) Cl-; б) Са2+; в) NO3-; г)Na+.
ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.
1) Правильна відповідь в).
Адсорбція на межі поділу фаз рідина - тверде тіло залежить від природи адсорбента та адсорбата (рідина), температури і практично не залежить від тиску, оскільки рідини майже на стискуються.
2) Правильна відповідь а).
Вугілля є неполярним гідрофобним адсорбентом. Згідно з правилом урівнювання полярностей Ребіндера, поверхнево-активна речовина краще буде адсорбуватися на вугіллі з полярного розчинника, займаючи тим самим проміжне за полярністю місце між розчинником і адсорбентом. Найбільш полярним розчинником з тих, що наведені у відповідях, є вода.
3) Правильна відповідь в).
Правило Дюкло-Траубе виконується тільки при адсорбції поверхнево-активних речовин на гідрофобних адсорбентах з водних розчинів або розчинів на базі полярних розчинників, і при збільшенні вуглеводневого радикала (гідрофобної частини дифільної молекули) адсорбція молекул ПАР збільшується. При адсорбції ПАР з неполярних розчинників на гідрофільних адсорбентах спостерігаються результати, обернені правилу Дюкло-Траубе: збільшення гідрофобного ланцюга дифільної молекули призводить до зменшення адсорбції.
4) Правильна відповідь а).
Адсорбція йонів тим більша, чим більший вони мають заряд і менший ступінь гідратації. Чим ближчі за природою йони та адсорбент, тим краще йде адсорбція йонів. Маса адсорбента не впливає на адсорбцію йонів, яка кількісно залежить від площі поверхні адсорбента. Роль тиску при адсорбції на межі поділу фаз “рідина-тверде тіло” обговорювалася раніше.
5) Правильні відповіді а), б).
За правилами Панета-Фаянса кристалічну гратку AgI можуть добудовувати йони Ag+ та І-, отже, тільки вони будуть адсорбуватися на поверхні кристали-ків AgI у залежності від того, який йон знаходиться у надлишку.
6) Правильні відповіді б), г).
Катіоніт у Н+-формі здатний обмінювати свої рухомі йони Н+ на катіони, що знаходяться у розчині. Отже, пропускаючи розчин з катіонами кальцію або натрію крізь шар такого катіоніту, можна повністю звільнити розчин від цих катіонів, замінивши їх на катіони гідрогену.
8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.
8.1. Приготування початкових розчинів оцтової кислоти.
У чотири пронумеровані колби внести по 50,0 см3 дистильованої води. У першу колбу додати 50,0 см3 вихідного розчину оцтової кислоти з концен-трацією приблизно 0,8 моль/дм3. Вміст першої колби перемішати, перенести 50,0 см3 цього розчину у другу колбу. Вміст другої колби також перемішати і перенести 50,0 см3 цього розчину у третю колбу. Із третьої колби таким же чином переносять 50,0 см3 у четверту, з якої після перемішування 50,0 см3 виливають геть. Таким чином, концентрація оцтової кислоти у першій колбі буде вдвічі меншою, ніж концентрація вихідного розчину, а концентрація кожного наступного з початкових розчинів буде вдвічі меншою, ніж попереднього.
8.2. Проведення адсорбції оцтової кислоти на вугіллі.
До кожного з чотирьох початкових розчинів додати по 1 г активованого вугілля. Витримати колби 20 хвилин при регулярному перемішуванні сумішей. Протягом цього часу відбувається адсорбція оцтової кислоти на вугіллі, і встановлюється адсорбційна рівновага.
8.3. Визначення точної концентрації оцтової кислоти у початкових
розчинах.
Спочатку визначити точну концентрацію вихідного розчину оцтової кислоти. Для цього 5,0 см3 вихідного розчину відтитрувати робочим розчином NaOH по фенолфталеїну і розрахувати концентрацію оцтової кислоти у вихідному розчині за формулою:
Свих(CH3COOH) = 
, моль/дм3, де:
C (NaOH) – концентрація робочого розчину NaOH, моль/дм3;
V (NaOH) – середній об¢єм титранта, см3;
V (CH3COOH) – об¢єм вихідного розчину оцтової кислоти, що був
узятий на титрування, см3.
Потім розрахувати концентрацію оцтової кислоти у кожному з чотирьох початкових розчинів – С0і.
Значення занести у таблицю.
8.4. Визначення рівноважних концентрацій оцтової кислоти після
адсорбції.
Приготувати чотири чисті сухі колби з лійками і сухими фільтрами.
Після закінчення адсорбції профільтрувати всі чотири розчини, відкидаючи перші порції фільтратів.
У колбу для титрування послідовно відбирати по 10,0 см3 кожного з фільтратів і титрувати робочим розчином NaOH по фенолфталеїну. Розрахувати концентрацію оцтової кислоти у кожному фільтраті – Сі.
Результати занести у таблицю.
| № п/п | Початкова концентрація оцтової к-ти C0i,моль/дм3 | Рівноважна концентрація оцтової к-ти Сі, моль/дм3 | Кількість адсорбова-ної оцтової к-ти Хі, моль | Величи-
на ад-
сорбції  , 
| lgCі |
lg
| Константи у рівнянні Фрейндліха | |
| К | 1/n | |||||||
8.5. Проведення розрахунків.
Визначити кількість адсорбованої оцтової кислоти за формулою:
Xi = (C0i – Ci)· 
, моль
де: С0і , Сі – відповідно початкова та рівноважна концентрації оцтової кислоти, моль/дм3;
V – об¢єм розчину оцтової кислоти, взятий для адсорбції, см3.
Розрахувати величину адсорбції оцтової кислоти на 1 кг адсорбента за формулою:
= 
· 1000, моль/кг
де: m(вуг.) – маса активованого вугілля, взятого для адсорбції, г;
m(вуг.) = 1 г.
Визначають значення: lg Ci та lg .
Результати всіх розрахунків заносять у таблицю.
8.6. Побудова графіків та визначення констант у рівнянні Фрейндліха для адсорбції оцтової кислоти.
На базі експериментальних та розрахункових даних побудувати графіки ізотерми адсорбції Фрейндліха у звичайній (А,рис.3.1) та лінеаризованій (В,рис.3.2) формах:
А: = K · Ci1/n B: lg = lgK + 
lgCi
lg
j
M
o Ci O о lg Ci
Рис. 3.1. Рис.3.2.
Для знаходження величини К у рівнянні Фрейндліха визначити величину відрізка ОМ (рис. 3.2.) з урахуванням масштабу по осі ординат.
Потім визначити антилогарифм величини відрізка, бо lg K = ОМ.
Константу 1/n знаходять, визначаючи значення tg j (рис. 3.2.) з урахуванням масштабів по осях, бо 1/n = tg j.
Значення констант К і 1/n занести у таблицю і записати рівняння Фрейндліха для адсорбції оцтової кислоти на вугіллі.
8.7. Оформлення протоколу лабораторної роботи.
У зошиті записати необхідні розрахунки, побудувати графіки, заповнити таблицю, зробити висновок.
9. ЛІТЕРАТУРА.
1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 562-601.
2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.
3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.
Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.166 – 174.
4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.
-М.: Высшая школа, 1975. –С. 158 – 158.
Дата публикования: 2014-11-04; Прочитано: 1076 | Нарушение авторского права страницы | Мы поможем в написании вашей работы!
