ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ. 7 страница

Маємо: Н₂ _(г)+ О₂ _(г) = Н₂О₂ (_р), DН = - 186,0 кДж

5) Правильна відповідь б).

Запишемо термохімічне рівняння реакції:

С_(т)+2N₂O = CO_2(г)+ 2N_2(г), ΔН = ...

Розрахуємо значення теплового ефекту за наслідком закону Гесса, що був використаний при розв’язанні попередньої задачі, та значеннями стандартних ентальпій утворення за умовою. Пригадаємо, що для С₍_т) і N₂₍_г₎ стандартні теплоти утворення дорівнюють нулю.

Отже, будемо мати:

ΔН =DН⁰_f,298(СО_2(г))-2 × DН⁰_f,298(N₂О_(г)) =-393,51 – 2 × (81,55) = - 556,61(кДж).

Тобто, термохімічне рівняння матиме таку повну форму:

С_(т) + 2N₂О_(г) = СО_2(г) + 2N₂_(г), ΔН = -556,61 кДж.

Якщо в реакцію вступає 22 г N₂О (або 0,5 моль, бо М(N₂О)= 44 г/моль), у реакції буде виділятися у чотири рази менше тепла:

6) Правильна відповідь а).

У цілому величина ентропії речовини залежить від її агрегатного стану і зменшується в ряду: газ - рідка речовина - тверда речовина. Для якісної оцінки зміни ентропії у хімічній реакції можна з певним припущенням порівнювати кількість тільки газоподібної речовини до і після реакції. Чим більшою буде кількість таких речовин, тим більшою буде і величина ентропії.

Застосовуючи такий підхід, маємо для першої реакції: у лівій частині рівняння 1 моль газу, а у правій - 2 моль, отже ΔS>0. У другій реакції справа буде менше газоподібних речовин, ніж зліва, тобто ΔS<0, бо завжди ΔS =SS_{(продуктів)}- SS_(вих. _{речовин)}

7) Знаходимо масу білків, жирів і вуглеводів у маргарині:

Враховуючи калорійність 1 г білків, жирів і вуглеводів, знаходимо загальну калорійність 200 г маргарину:

Q = (0,6 г + 2,0 г) × 17,18 кДж/г + 164,6 г × 38,97 кДж/г = 44,67 кДж + 6414,46 кДж = = 459,13 кДж

Отже, при повному окисленні 200 г маргарину організм одержить 6459 кДж енергії.

8) Правильна відповідь г).

Як відомо, реакція легко відбувається самодовільно, якщо виконується критерій самодовільного перебігу реакцій, а саме: ΔG<0. Оцінити знак зміни енергії Гіббса можна за знаками зміни ентальпії і зміни ентропії реакції за рівнянням:

ΔG = ΔН – Т × ΔS

Отже, для того, щоб значення ΔG було від’ємним незалежно від температури, треба, щоб виконувалися умови: ΔΗ<0 і ΔS>0

9) Правильна відповідь б).

Оскільки відомі величини зміни ентальпії реакції (ΔН = -221кДж), треба розрахувати величину ентропії. Зміна ентропії реакції ΔS° розраховується як різниця суми стандартних ентропій продуктів реакції і суми стандартних ентропій вихідних речовин з урахуванням їхніх коефіцієнтів:

ΔS=2 × S^O₂₉₈(CO_2(r)) - 2 × S^O₂₉₈(C_(T)) -2 × S^O₂₉₈(O_2(r))= 2 × 196,68 – 2 × 5,74 – 205,17 = 395,36 – -11,48 – 205,17 = 178,71 (Дж/К)

Тепер визначаємо зміну енергії Гіббса реакції:

ΔG° = ΔΗ° - 298 × ΔS = - 221 – 298 × 0,1787 = - 274,25 (кДж)

Оскільки ΔG°<0, можна зробити висновок, що за стандартної температури реакція буде йти самодовільно, але, враховуючи, що ΔН°<0 і ΔS°>0, треба оцінити цю реакцію як самодовільну, з термодинамічної точки зору, за будь-якої температури.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення величини теплового ефекту реакції нейтралізації.

Для вимірювання теплових ефектів реакцій використовують калориметри. У цій роботі визначення будуть проводитися за допомогою найпростішого калориметра, який складається з двох фарфорових стаканів - внутрішнього і зовнішнього, прошарок повітря між якими єтеплоізолятором. Припустимо, що теплота нейтралізації буде витрачатися на нагрівання розчину, що утвориться при реакції, і внутрішнього стакана, маса якого (m_ст) відома.

Відібрати мірним циліндром 100 мл розчину NаОН (молярна концентрація 1 моль/л) і вилити у внутрішній стакан. Занурити у цей розчин термометр, витримати 1-2 хв. і визначити температуру (t₁). Припускаючи, що розчин кислоти має таку ж саму температуру, відібрати 100 мл розчину НСl (молярна концентрація 1 моль/л) і швидко влити її у той же самий стакан. За допомогою термометра визначити максимальну температуру розчину, що утворився (t₂).

Припускаючи, що густина розчинів гідроксиду натрію і соляної кислоти однакова і дорівнює 1 г/мл, будемо мати таку масу розчину у стакані:

m_р = (V_NаОН +V_HCl) × r = (100 + 100) × 1 = 200 (г).

Значення m_ст, t₁ і t₂занести у таблицю:

Параметр	Позначення	Величина
1. Маса внутрішнього стакана	m_ст
2. Маса розчину	m_р	200 г
3. Теплоємність стакана	С ст.	1,087 Дж/г × град
4. Теплоємність розчину	С р.	4,1 Дж/г × град
5. Початкова температура	t₁
6. Кінцева температура	t₂

Розрахувати суму теплоємностей (SC) стакану і розчину в ньому:

SC = C_ст. ×m_ст.+ С_р.× m_р, Дж/град.

Визначити кількість теплоти, що виділяється у досліді:

, Дж

Визначити кількість теплоти, що відповідає взаємодії 1 моль гідроксиду натрію з 1 моль хлороводневої кислоти, враховуючи, що у 100 мл розчину NaOH і НСl міститься по 0,1 моль речовини:

, кДж

8.2. Складання термохімічного рівняння реакції нейтралізації. Записати термохімічне рівняння реакції нейтралізації у молекулярній і короткій іонній формах за термодинамічною системою знаків теплових ефектів, враховуючи, що Н = - Q .

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні розрахунки по визначенню теплового ефекта реакції нейтра-лізації, заповнити таблицю, записати термохімічне рівняння реакції нейтралізації у моле-кулярній і короткій іонній формах

9. ЛІТЕРАТУРА.

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.366-411.

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., Хухрянський В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 8-25.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1989, с. 6-28.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с.10-17.

ЗАНЯТТЯ № 2

1.ТЕМА. Кінетика біохімічних реакцій.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Хімічна кінетика є основою для вивчення швидкостей та механізму біохімічних реакцій. Дослідження швидкостей біохімічних реакцій дозволяють визначити активність ферментів, що допомагає встановити правильний діагноз. Користуючись методами хімічної кінетики, можна визначити швидкість надходження лікарських речовин у кров та виведення їх з організму. Знання періоду напівперетворення потрібне для встановлення терміну зберігання лікарських засобів, швидкості накопичення у довкіллі радіонуклідів, пестицидів, інших шкідливих речовин. Методи хімічної кінетики дають змогу обрати оптимальні умови для нейтралізації та утилізації шкідливих викидів промислових підприємств, контролювати рівень забруднення водосховищ і водоймищ стічними водами та нафтопродуктами, а повітря - отруйними газами. Вивчення теоретичних положень хімічної кінетики дозволить студентам засвоїти відповідні розділи біохімії, фармакології, гігієни.

3. МЕТА. Засвоїти теоретичні положення хімічної кінетики як основи для вивчення механізму і швидкості хімічних і біохімічних реакцій. Експериментально довести залежність швидкості реакції від концентрації та температури.

Студент повинен знати:

- визначення швидкості реакції;

- закон діючих мас для швидкості реакції, особливості його застосування для гомогенних і гетерогенних реакцій, фізичний зміст константи швидкості реакції;

- суть понять "молекулярність" і "порядок реакції";

- правило Вант-Гоффа, його особливості для біохімічних процесів;

- суть поняття "енергія активації", рівняння Арреніуса, поняття про теорію перехідного

стану;

- визначення і приклади простих і складних реакцій, ланцюгових реакцій, антиоксидантів.

вміти:

- складати кінетичні рівняння за законом діючих мас для гомогенних і гетерогенних реакцій;

- визначати формальний загальний порядок реакції за кінетичним рівнянням;

- оцінювати зміну швидкості реакції в залежності від зміни концентрації і тиску реагуючих речовин;

- проводити розрахунки за правилом Вант-Гоффа.

оволодіти навичками:

- експериментального доведення впливу концентрації та температури на швидкість реакції.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Гомогенні та гетерогенні реакції.

2)Поняття про середню швидкість реакції.

(Матеріал шкільної програми зхімії).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Хімічна кінетика

Швидкість реакції Механізм реакції

Закон діючих мас

Константа Залежність Молекулярність Теорія Складні

швидкості швидкості і порядок реакції перехідного реакції

від концентрації стану

і температури

Визначення залежності Правило Вант-Гоффа. Енергія активації. швидкості реакції від Температурний кое- Рівнння Арреніуса концентрації і фіцієнт швидкості температуриі реакції

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій Вказівки до навчальних дій

1. Швидкість хімічних реакцій. 1.1. Середня швидкість. 1.2. Миттєва швидкість.

2. Закон діючих мас для швидкості реакції. 2.1. Особливості застосування закону для гомогенних і гетерогенних, простих і складних реакцій. 2.2. Фізичний зміст константи швидкості. 2.3. Залежність швидкості реакції від концентрації, тиску, температури.

3. Молекулярність і порядок реакції. 3.1. Реакції нульового, першого порядку. 3.2. Поняття про механізм реакції. Теорія перехідного стану.

4. Залежність константи швидкості реакції від температури. 4.1. Поняття про енергію активації. 4.2. Рівняння Арреніуса. 4.3. Правило Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції, його особливості для біохімічних процесів.

5. Поняття про складні реакції. 5.1. Паралельні, послідовні, оборотні, супряжені реакції. 5.2. Ланцюгові реакції. Поняття про антиоксиданти.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати з наведених реакцій ті, що є гетерогенними:

1. 2 СО_(г) + О_2(г) = 2 СО_2(г) 2. S_(т) + О_2(г) = SО₂_(г)

3. 2 Na_(т) + Сl_2(г) = 2NаСl_(т) 4. Nа₂СO_3(т) + SiО_2(т)= Na₂SiO_3(т) + CO_2(г)

а) 1, 2, 3 б) 2, 3, 4 в) 1, 3, 4 г) 1, 2, 4

2) Вказати, від яких факторів залежить константа швидкості реакції.

а) від температури і концентрації;

б) від природи реагуючих речовин і їх концентрації;

в) від природи реагуючих речовин і температури;

г) від природи реагуючих речовин, температури і концентрації.

3) Вибрати правильне кінетичне рівняння для реакції:

CaCО₃_(г) = СаО_(т) + СО_2(г)

а) v = k × [СаСО₃] б) v = k × [CaO] × [CO₂] в) v = k × [СО₂] г) v = k

4) Визначити, як зміниться швидкість реакції 2NO₍_г)+O₂_(г)= 2NO_2(г), якщо зменшити реакційний об’єм у 3 рази.

а) зменшиться у 9 разів; в) зменшиться у 27 разів;

б) збільшиться у 9 разів; г) збільшиться у 27 разів.

5) Вказати величину загального порядку реакції: 2NO₍_г₎+ O₂_(г)= 2NO_2(г)

а) 5 б) 3 в) 2 г) 1

6) Розрахувати, у скільки разів зросте швидкість реакції при підвищенні температури з 20 до 70°С, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3

а) 15 б) 81 в) 243 г) 729

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Гетерогенними називаються реакції, реагуючі речовини яких знаходяться у різних фазах. Це реакції між газом і рідиною, газом і твердою речовиною, двома рідинами, що не змішуються, або двома твердими речовинами, які завжди утворюють дві різні фази.

2) Правильна відповідь в).

Константа швидкості реакції залежить лише від природи реагуючих речовин і температури, вона дорівнює швидкості реакції за умови одиничних концентрацій реагуючих речовин.

3) Правильна відповідь г).

Оскільки у формальне кінетичне рівняння для гетерогенних реакцій не входять концентрації речовин, що складають конденсовані фази, і у лівій частині рівняння реакції тільки тверда речовина, кінетичне рівняння матиме вигляд: v = k. Тобто, з формальної точки зору, швидкість цієї реакції, за умови постійної температури, буде сталою величиною.

4) Правильна відповідь г).

Кінетичне рівняння для реакції матиме вигляд:

v = k × [NO]² × [O₂]

Внаслідок зменшення об’єму концентрація або парціальний тиск кожного з газів збільшується відповідно втричі. Отже, тепер швидкість буде дорівнювати:

Тобто, швидкість реакції зросте у 27 разів.

5) Правильна відповідь б).

Загальний порядок реакції - це сума показників степенів концентрацій речовин у кінетичному рівнянні. У нашому випадку це 2 + 1 = 3

6) Правильна відповідь в).

Зміна швидкості реакції за правилом Вант-Гоффа залежить від зміни температури згідно з рівнянням:

де: t₁ i t₂ - початкова і кінцева температури;

v_t1 i v_t2- швидкість початкова і після зміни температури;

g - температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Підставивши у рівняння відповідні дані, будемо мати:

або

Тобто, швидкість реакції зросте у 243 рази.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення впливу ступеня подрібнення речовин на швидкість гетерогенної реакції.

У суху пробірку насипати довільну порцію сухих кристалів солей Pb(NO₃)₂і KI. Після повільного перемішування спостерігати, чи відбувається зміна забарвлення. Після цього суміш ретельно перетерти товкачиком у сухій фарфоровій ступці. Відзначити, як змінилося забарвлення. Потім до перетертої суміші додати декілька крапель дистильованої води і відзначити колір розчину, що утворився. Написати рівняння реакції та вказати речовину, що надає системі характерного забарвлення. Зробити висновок про вплив ступеня подрібнення речовин на швидкість реакції; порівняти швидкість гомогенної і гетерогенної реакцій.

8.2. Визначення залежності швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Дослід базується на реакції утворення нерозчинної у воді сірки за рівнянням:

Використовуються розчини з молярною концентрацією еквівалента 1 моль/дм³.

У три колбочки (перша серія) налити розчини тіосульфату натрію і дистильованої води у співвідношеннях, що наведені у таблиці. У три інші пробірки (друга серія) відібрати по 10 мл розчину сірчаної кислоти. По черзі доливати розчин із пробірки (друга серія) до розчину у колбочці (перша серія), визначаючи час ( τ ) від моменту поєднання розчинів до моменту утворення ледве помітної каламутності. Одержані значення занести у таблицю. Розрахувати умовну швидкість реакції за формулою:

Об’єм розчинів, мл Час ,c Умовна швидкість реакції v, C^-1

Перша серія Друга серія

-

Зробити висновок про вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість гомогенної реакції.

8.3. Визначення впливу температури на швидкість реакції.

Дослід також базується на реакції утворення нерозчинної у воді сірки за рівнянням:

Na₂S₂О₃ + Н₂SО₄ = Nа₂SО₄ + S↓ + Н₂SО₃

Використовуються розчини з молярною концентрацією еквівалента 0,5 моль/дм³.

У три сухі пробірки налити по 5 мл розчину сірчаної кислоти (перша серія розчинів). У три інші пробірки - по 5 мл розчину тіосульфату натрію (друга серія). Визначити температуру розчинів термометром (вона однакова для обох розчинів). Злити разом розчин першої серії і розчин другої серії та визначити час до утворення ледь помітної каламутності. Решту підготовлених пробірок обох серій нагріти на водяній бані спочатку до температури, що на 10°С перевищує початкову. Знову злити два розчини обох серій і визначити час до утворення каламутності. Останні дві пробірки нагріти до температури, ще на 10° вищої. Зливши їх вміст, втретє визначити час до утворення каламутності.

Всі результати занести у таблицю і підрахувати умовну швидкість реакції для кожної температури.

Температура t, ⁰C Час , c Умовна швидкість реакції v, c^-1

Зробити висновок про те, як залежить умовна швидкість реакції від температури.

8.4. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні рівняння реакцій, заповнити таблиці, записати висновки до кожного з дослідів.

9. ЛІТЕРАТУРА.

1.Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.420-454.

2.Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовшчая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, I986, с. 140-149, 161-164.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 55-67, 70-73.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с.101-118.

ЗАНЯТТЯ № 3.

1. ТЕМА. Кінетика біохімічних реакцій.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. У живій природі, промисловості, повсякденному житті велику роль відіграють каталітичні процеси. Каталізатори дозволяють значно прискорити швидкість реакції, одержати такий вихід продукту, який робить ефективним промислове добування. Необхідними для життя є біологічні каталізатори - ферменти, активність яких набагато більша, ніж активність неорганічних каталізаторів. Практично всі біохімічні реакції, як у найпростіших одноклітинних організмах, так і в організмі людини, мають ферментативний характер. Обмін речовин на клітинному рівні обумовлений каталітичною активністю ферментів. Визначення ферментативної активності все ширше застосовується у діагностиці захворювань внутрішніх органів. Наприклад, визначення активності фермента аспартат-амінотрансферази (АсАТ) у сироватці крові дозволяє з точністю до 96% діагнозувати інфаркт міокарда. Ферменти, їх активатори та інгібітори застосовують з лікувальною метою (ферментотерапія) та для вивчення патогенезу ряду захворювань.

Отже, уявлення про каталізатори і особливо ферменти, їх значення для живого організму необхідні студенту-медику для засвоєння біохімії, фармакології, нормальної та патологічної фізіології, спеціальних дисциплін.

3.МЕТА. Сформувати уявлення про механізм дії каталізаторів і ферментів, про особливості ферментативного каталізу та його роль у біохімічних процесах.

Студент повинен знати:

- визначення понять "каталіз" і "каталізатор";

- суть каталітичної дії;

- механізм гомогенного каталізу;

- особливості гетерогенного каталізу;

- особливості будови і механізму дії ферментів;

- роль ферментів у життєдіяльності організму, а також у діагностиці і лікуванні.

вміти:

- складати рівняння каталітичних реакцій;

- пояснювати за допомогою енергетичних діаграм суть каталітичної дії;

оволодіти навичками:

- визначення впливу каталізаторів на швидкість реакції.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Каталіз і каталізатори.

2) Поняття про гомогенний і гетерогенний каталіз. (Матеріал шкільної програми з хімії).

3) Швидкість реакції, енергія активації, прості і складні реакції.

4) Складання рівнянь окисно-відновних реакцій, (Матеріал попередніх занять з хімії).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Каталіз

Види каталізу Суть каталітичної дії

Гомогенний Гетерогенний Ферментативний каталіз каталіз каталіз

Теорія проміжних Будова Особливості Роль ферментів сполук ферментів дії ферментів у життєдіяльності

Вплив температури і рН Застосування ферментів у на активність ферментів діагностиці, лікуванні

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій Вказівки до навчальних дій

1. Суть і види каталізу. 1.1. Види каталізу: гомогенний, гетерогенний, ферментативний (мікрогетерогенний). 1.2. Суть каталітичної дії. Зниження енергії активації у каталітичному процесі. 1.3. Теорія проміжних сполук у каталізі. 1.4. Особливості гетерогенного каталізу. 1.5. Автокаталіз.

2. Ферменти як біологічні каталізатори. 2.1. Поняття про будову ферментів. 2.2. Особливості дії ферментів як каталізаторів. 2.3. Вплив температури та рН на активність ферментів. 2.4. Поняття про механізм дії ферментів. 2.5. Роль ферментів у життєдіяльності організму та їх застосування у діагностиці і лікуванні.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Пояснити, чому при введенні каталізатора у систему змінюється швидкість реакції.

а) утворюються продукти реакції;

б) підвищується температура системи;

в) знижується енергія активації реакції;

г) змінюються концентрації реагуючих речовин.

2) Вибрати з наведених рівнянь реакцій рівняння гетерогенного каталізу.

_CuO₍_т₎

а) CO_(г) + 2Н_2(р) СН₃ОН_(г)
⇐ Назад
1
2
3
4
5
678
9
10
11
12
13
14
15
16
Далее ⇒