МЕДИЧНА ХІМІЯ /ГОМОНАЙ В.І., ГОЛУБ Н.П.,

СЕКЕРЕШ К.Ю., БОГОСТА А.С.

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

УЖГОРОДСЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ УНІВЕРСИТЕТ

МЕДИЧНА ХІМІЯ

(ФІЗИЧНА, КОЛОЇДНА ТА БІОНЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ)

Посібник

до лабораторного практикуму

для студентів медичного факультету

УЖГОРОД  - 2007

Відповідальний за випуск Гомонай В.І.

Рекомендовано методичною комісією

хімічного факультету (Протокол №  від 00.00.2007)

image
image


ПЕРЕДМОВА

 

Мета посібника – допомогти студенту добре оволодіти матеріалом при вивченні фізичної хімії. Самостійна робота над предметом є особливо ефективною, якщо знайдена зручна форма самоконтролю за розумінням і засвоєнням матеріалу, який вивчається. Посібник дає можливість максимально здійснювати такий контроль.

Матеріал викладено логічно, послідовно, згідно з програмою вив-
чення фізичної хімії.

Усі методичні вказівки ставлять конкретну мету перед студентом, містять конкретні завдання, які студент повинен виконати при вивченні даної теми.

При оформленні протоколу результатів лабораторного дослідження студент зобов’язаний дотримуватись певних вимог запису:

- дата заняття;

- № протоколу;

- тема заняття;

- назва лабораторної роботи;

- мета та суть методу;

- результати роботи і висновок.

У висновках аргументуються одержані експериментальні дані і пояснюється їх суть та роль того чи іншого процесу для виробництва.

І. ОБРОБКА ТА ОФОРМЛЕННЯ РЕЗУЛЬТАТІВ ЛАБОРАТОРНИХ РОБІТ

ОФОРМЛЕННЯ ЗВІТУ

Звіт з кожної лабораторної роботи складається за такою схемою:

1. Назва роботи.

2. Мета роботи (мету роботи з теоретичним поясненням викладають чітко і дуже стисло).

3. Методика виконання (коротко записують послідовність проведення досліду, креслять схему установки).

4. Результати дослідів і їх обробка (подають у формі таблиць, розрахунків та графіків).

ВИРАЖЕННЯ РЕЗУЛЬТАТІВ ВИМІРЮВАНЬ У ФОРМІ

ТАБЛИЦЬ І ГРАФІКІВ

Для аналізу результатів досліджень експериментальні та розра-
хункові величини записують у таблиці або подають у вигляді графіків. Як правило, дослідні дані зводять у таблиці, далі будують графіки, а потім (якщо в цьому є потреба) записують у вигляді відповідних рівнянь.

СКЛАДАННЯ ТАБЛИЦЬ

Будь-які вимірювання мають щонайменше дві змінні величини, одну з яких задають (незалежна величина – аргумент), а інша або інші – залежна або залежні (функції).

В таблицях аргумент і функції треба розміщувати по одній горизонталі, кожну в своєму стовпчику. Кожному стовпчику потрібно дати заголовок і зазначити одиниці вимірювання.

ПОБУДОВА ГРАФІКІВ

При обробці експериментальних даних широко застосовуються графічні методи, які дають наочну ілюстрацію взаємозв’язку між досліджуваними величинами.

Для графічного зображення результатів вимірювання застосову-
ють, як правило, систему прямокутних координат. Побудова графіків спрощується при використанні міліметрового паперу або спеціальних видів координатного паперу, наприклад логарифмічного. При можливості, результати можна оформити на комп’ютері, користуючись програмою "Origin - 5" або іншими подібними програмами (Origin – 3,5 тощо).

ВИБІР МАСШТАБУ

1. Масштаб при побудові графіків вибирають так, щоб координати будь-якої точки було легко і швидко визначити. Найзручніше виби-
рати такий масштаб, щоб 1 см був прийнятий за 1, 10, 100...10n одиниць або за одну, дві чи п’ять одиниць.

2. Масштаб треба вибирати так, щоб крива на графіку займала практично все вільне поле між координатами (віссю абцис і вісю ординат). Якщо кривих декілька, масштаб необхідно роз-
раховувати таким чином, щоб всі вони розмістилися в полі коорди-
натної системи.

3. При нанесенні масштабу слід вказувати розмірність.

4. При виборі шкали не обов’язково починати з нульового зна-
чення: шкала може починатись такими округлими значеннями, щоб всі вимірювані величини знаходились в інтервалі між цими значен-
нями.

Точки на графіках треба наносити ретельно і чітко, обводячи їх кружечками, квадратиками, трикутниками тощо. Точки, які належать до однієї групи вимірювань (для однієї кривої), позначають однаково, точки різних груп – по-різному.

Криву через зазначені точки слід проводити так, щоб вона була плавною і проходила якомога ближче до всіх точок, але не обов’язко-
во, щоб вона перетинала всі точки.

У випадку використання компютеру криві виконують по команді "Splaine"

ПРАКТИЧНІ ПОРАДИ

Виконання кожної роботи в лабораторії проходить такі стадії:

1) теоретична підготовка виконавця (студента) до експерименту;

2) підготовка об’єкта і установки до досліду та виконання самого досліду;

3) теоретична обробка результатів досліду та їх оцінка.

При теоретичній підготовці до виконання експерименту, зазда-
легідь користуючись відповідними підручниками, потрібно:

а) засвоїти основні теоретичні положення даної роботи. Наприк-
лад, досліджуючи електропровідність розчинів електролітів, треба добре розуміти теорію електролітичної дисоціації; досліджуючи електрорушійні сили, слід розібратися в основних положеннях теорії гальванічних елементів; а готуючись до дослідження осмотичного тиску розчинів,  вивчити теорію розчинів;

б) засвоїти закони, що лежать в основі досліджуваного явища (наприклад, закони про теплові ефекти при згоранні, розчиненні речовин тощо). Закони треба опрацювати так, щоб свідомо і безпомилково їх формувати і вміти застосовувати до природних явищ;

в) добре опрацювати математичні рівняння, що дають кількісну характеристику явищ і встановлюють певний математичний зв’язок між досліджуваними величинами;

г) вивчити будову приладів та установок, на яких доведеться вико-
нувати експериментальне досліджування; користуючись літературни-
ми джерелами, слід навести схеми цих приладів (принцип дії), ознайомитись з ними в лабораторії, знати назву та призначення кожної деталі;

д) готуючись до виконання роботи в лабораторії, треба якнай-
краще продумати методику досліду; якщо теоретичну частину можна вивчати за підручниками, то методику виконання експерименту – за відповідними посібниками до лабораторних робіт;

е) заздалегідь підготувати форми таблиць, куди записуватимуться результати вимірювань під час експерименту. Чим краще підготується експериментатор до виконання роботи, тим досконаліше він складе форму таблиці (чи таблиць) для запису спостережень.


ІІ. ПРАВИЛА РОБОТИ В ЛАБОРАТОРІЇ з ФІЗИЧНОЇ ХІМІЇ І ТЕХНІКА БЕЗПЕКИ

Успішне виконання лабораторного практикуму можливе лише при дотриманні правил роботи в лабораторії, вимог техніки безпеки та охорони праці.

1. При всіх роботах зберігати максимальну обережність, пам’я-
таючи, що неакуратність, неуважність, недостатнє ознайом-
лення з приладами і властивостями речовин може викли-
кати нещасний випадок.

2. Хімічні реакції проводити тільки з такими кількостями і концентраціями кислот, в такому посуді і в таких умовах, як це вказано в інструкції.

3. Під час роботи дотримуйтесь чистоти, тиші, порядку і пра-
вил техніки безпеки. Не займайтесь сторонніми розмовами, працюйте вдумливо, будьте обережними. Категорично забо-
роняється відвідування студентів, які працюють в лабора-
торії, сторонніми особами або відволікання сторонньою роботою. По закінченні роботи приведіть робоче місце в порядок і здайте черговому по лабораторії.

4. Категорично забороняється виливати в раковину залишки концентрованих кислот, лугів, неприємних на запах і вогне-
небезпечних органічних рідин, кидати в раковини папір, вату, сірники, осади та інші тверді речовини. Використо-
вуйте для цього спеціально призначені склянки.

5. При нагріванні і кип’ятінні рідин у пробірці отвір спря-
мовуйте в бік як від того, хто працює, так і від сусідів, при цьому не заглядайте в пробірку або колбу, тому що від можливого викидання нагрітої речовини можуть бути не-
щасні випадки. Категорично забороняється нагрівати заку-
пореними будь-які посудини.

6. Нагрівання легкогорючих рідин (етер, петролейний естер, бензин, ацетон, бензен, спирт та інші) проводьте тільки на водяній бані, а не на відкритому вогні. Не можна запалю-
вати вогонь у безпосередній близькості від цих речовин. Категорично забороняється ставити склянки з горючими і легкозаймистими речовинами поблизу запаленого пальника.

7. При роботі з кислотами твердо пам’ятайте правила змішу-
вання сірчаної кислоти з водою: сірчану кислоту вливайте в воду невеликими порціями, а не навпаки. Концентровані кислоти і луги ні в якому разі не засмоктуйте піпетками. Для цього користуйтесь гумовими грушами. Слідкуйте за тим, щоб не облити обличчя й одяг.

8. Щоб уникнути вибуху, обрізки металічного натрію і калію ні в якому разі не викидайте в раковину. Їх необхідно збирати в спеціальні склянки з газом.

9. При роботі з лужними металами, їдкими лугами, кислотами, вибуховими речовинами або їх сумішами, а також при всіх інших роботах, пов’язаних з небезпекою для очей, одягайте захисні окуляри.

10. Ніякі речовини в лабораторії не пробуйте на смак. При визначенні запаху не можна вдихати парів, які виділяються. Нюхати слід обережно, не вдихаючи глибоко, а спрямо-
вуючи до себе пари або гази рухом руки.

11. Категорично забороняється працювати в лабораторії само-
му при відсутності лаборанта або викладача.


ЛІКВІДАЦІЯ НЕЩАСНИХ ВИПАДКІВ

 І НАДАННЯ ПЕРШОЇ ДОПОМОГИ

При виникненні пожежі негайно загасіть газові пальники, вимкніть електронагрівальні прилади, приберіть усі горючі речовини і склянки з горючими речовинами, швидко засипте піском або накрийте вовняною ковдрою осередок пожежі. Великі осередки пожежі гасіть вогнегасником. Водою можна гасити лабораторні меблі (столи, полиці, табуретки, шафи і т.д.). Етер, бензин, бензен, металічний натрій заливати водою ні в якому разі не дозволяється.

Якщо на працюючому загориться одяг, негайно на нього накиньте вовняну ковдру, пальто чи піджак, дуже добре поливайте водою.

У випадку термічного опіку до ураженого місця негайно при-
кладіть вату, змочену етиловим спиртом, 5%-ним розчином марган-
цевокислого калію або 5%-ним розчином таніну, потім накладіть мокру пов’язку з такого ж розчину. При дуже сильних опіках уражене місце після обробки спиртом покрийте ватою, змоченою льняним маслом або маззю від опіків.

При опіках кислотами або їдкими лугами спочатку добре проми-
вають обпечене місце великою кількістю води з-під крану, потім, у випадку обпечення кислотою, промивають 3%-ним розчином бікарбо-
нату натрію, а коли попадає луг – 2%-ним розчином оцтової кислоти. При сильних опіках шкіри кислотами або лугами після обмивання накладають пов’язку, змочену розчином марганцевокислого калію або таніту, чи змазують маззю від опіків або вазеліном.

При попаданні кислоти в очі, їх промивають великою кількістю води, а потім 3%-ним розчином бікарбонату натрію. У випадку попадання лугу в очі спочатку промивають великою кількістю води, а потім насиченим розчином борної кислоти, після чого закапують в очі краплю касторового масла.

При опіках шкіри бромом необхідно негайно змити бром великою кількістю води або спирту і змазати обпечене місце маззю від опіків або обтерти гліцерином. Фенол із шкіри змивають спиртом або бен-
зеном.

При отруєнні хлором чи бромом необхідно вдихати пари спирту або аміаку, а потім вийти на свіже повітря.

При порізах склом обов’язково виймають осколки скла з рани, змазують поранене місце 3%-ним спиртовим розчином йоду і накла-
дають пов’язку.

У всіх випадках поранення, опіків і отруєння, після надання пер-
шої допомоги, негайно направляють потерпілого в поліклініку.

ІІІ. АГРЕГАТНИЙ СТАН РЕЧОВИН

1. ВИЗНАЧЕННЯ МАСИ МОЛЯ РЕЧОВИНИ ВИМІРЮВАННЯМ ЇЇ ОБ’ЄМУ В ГАЗОПОДІБНОМУ СТАНІ

Для роботи необхідно: прилад для випаровування речовини і замірю-
вання об’єму пари даної речовини; аналітичні терези; плитка електрична; ампули, що заповнюються досліджуваною речовиною; термометр кімнат-
ний; барометр – анероїд.

Метод визначення густини пари і молекулярного об’єму речовини в па-роподібному стані при нормальних умовах, тобто при 273 К і 1,013×105 Па, ґрунтується на застосуванні газових законів для твердих і рідких речовин, переведених у газоподібний стан.

Для знаходження густини пари по вищезгаданому методу визначають об’єм відомої маси речовини, переведеної в газоподібний стан.

Знаючи масу пари, яка при температурі Т і тиску Р займає об’єм V, можна вирахувати густину do. Для цього виміряний об’єм приводять до нормальних умов, користуючись рівнянням Клапейрона:

image,

звідки

image.

При нормальних умовах одержують густину пари:

image,

де g – наважка речовини, кг.

Т,V – температура, об’єм і тиск пари речовини в умовах досліду.

Користуючись рівнянням Менделєєва – Клапейрона, можна вираху-
вати молекулярну вагу речовини

image.

По молекулярній вазі речовини і густині його пари при нормальних умовах обчислюють молекулярний об’єм речовини в пароподібному стані за формулою

image.

Точність розглянутого методу не перевищує 1%, так як при розрахунках користуються газовими законами, справедливими лише для ідеальних газів.

Досліджувані пари значно відхиляються від цих законів при темпе-
ратурах, близьких до точок кипіння досліджуваних речовин.

Суть методу полягає в наступному.

 Точно відважену кількість речовини (не більше 0,1–0,2 г) випаро-
вують в особливому приладі при температурі, що не менше ніж на 293 К перевищує її температуру кипіння. Пари досліджуваної речовини витіс-
няють з приладу в газовимірювальну бюретку об’єм повітря V, рівний об’є-му парів досліджуваної речовини. Даний об’єм знаходиться під тиском Р і кімнатній температурі Т.

Таким чином, експериментально визначають не об’єм пари дослід-
жуваної речовини, а рівний йому об’єм повітря, витісненого цими парами з приладу, причому вимірювання об’єму проводять при кімнатній темпера-
турі і під атмосферним тиском.

Прилад для визначення молекулярної маси схематично зображений на ри-сунку 1. Він уявляє собою циліндричний посуд 1, до якого припаяна трубка 2. До верх-ньої частини приладу припаяний відросток, кінець трубки під час досліду закривається гумовим корком 6. Посуд занурюється в металічну баню 3, заповнену водою в такій кількості, щоб його розширена частина була у воді. Воду нагрівають до кипіння для обігріву розширеної частини посуду.

Подпись: 
Рис. 1.Прилад для визначення молекулярної маси


Якщо точка кипіння досліджуваної речовини вища 353 К, то воду замі-
нюють висококиплячою речовиною. Га-
зовимірювальна бюретка 4 за допомо-
гою гумової трубки з’єднується одним кінцем з приладом, другим – із зрів-
нювальною склянкою 5.

Перед початком роботи вклю-
чають електроплитку для нагрівання водяної бані.

Робота починається з очистки посу-
ду від речовини, яка досліджувалась раніше, і продуванням його повітрям.

У чергового лаборанта одержують
три ампули, які зважують з точністю до 0,0001 г і повертають для заповнення їх досліджуваною речовиною. Заповнені ампули знову зважують з поперед-
ньою точністю. Різниця у масі заповненої і порожньої ампули дає масу взятої для досліду речовини.

Після інтенсивного кипіння води протягом деякого часу ампули мож-
на опустити в прилад, попередньо встановивши за допомогою зрівню-
вальної склянки 5 рівень води в газовимірювальній бюретці на нулеві.

Відломивши частину капіляру, ампулу головкою вниз кидають через верхній отвір приладу разом з відламаною частиною.  При цьому швидко і старанно закривають отвір гумовим корком.

Речовина, що містилася в ампулі, випаровується. Пара витісняє з посуду 1 в газовимірювальну бюретку 4 об’єм повітря, рівний об’єму утвореної пари досліджуваної речовини. В результаті цього рівень води в бюретці понижується. Коли об’єм повітря в бюретці перестає змінюватися, що вказує на кінець випаровування, встановлюють рівні в бюретці і в зрівнюваній склянці точно по одній висоті. Відраховують об’єм витісне-
ного повітря, який відповідає об’єму речовини, переведеної в пару.

Відмічають температуру по кімнатному термометру і атмосферний тиск по барометру, що знаходиться в даній лабораторії.

Закінчивши один дослід, приступають до другого, третього. З одержа-
них даних знаходять середнє значення. Перед кожним дослідом проду-
вають прилад повітрям і очищають від уламків ампул, не припиняючи нагрівання водяної бані. Як вказано вище, густина пари при нормальних умовах дорівнює

image.

Повітря, яке знаходиться в бюретці над водою, насичується парами води. Вимірюваний атмосферний тиск Н урівноважується сумою парціаль-
ного тиску Р повітря, витісненого в бюретку, та пружності парів води, які насичують простір при температурі досліду:

image.

Повітря, що міститься в приладі, це кімнатне повітря, відносна вологість якого в лабораторних умовах коливається в межах 50%. Для свого насичення воно потребує тільки половину максимальної кількості води і, отже, створений ним парціальний тиск буде дорівнювати h/2.

Таким чином, витіснене в бюретку напіввологе повітря, займаючи весь об’єм V при кімнатній температурі Т, має тиск

image.

де h береться з таблиці, що подається в кінці опису.

Підставляючи значення тиску у вираз для густини пари, одержуємо:

image.

З рівняння

image, де image

розраховують молекулярну масу речовини. Знаючи do і молекулярну масу речовини, визначають молекулярний об’єм досліджуваної речовини в газоподібному стані

image.

Коефіцієнти при змінних величинах g і V

image і image

будуть однакові для всіх трьох вимірів і тому рекомендується, знаючи умови досліду, попередньо підрахувати значення цих коефіцієнтів і корис-
туватися ними при розрахунках густини і молекулярної маси.

Дослідні і розрахункові дані заносяться в табл. 1.

Таблиця 1

№ п/п

Вага порожньої ампули,10-3кг

Вага ампули з рідиною,

 10-3кг

Наважка рідини, 10-3кг

Об’єм,

10-6м3

Темпера-тура,К

Тиск по барометру, 1,0133·105Па

Пружність

парів води

Тиск, 1,0133·105Па

Густина, кг/м3

Мол. маса, кг/кмоль

Мол. об’єм, 10-6м3

Пружність парів води в залежності від температури наведено в табл. 2.

Таблиця 2

Т, К

h

Т, К

h

287,0

11,987

292,5

16,99

287,5

12,382

293,0

17,535

288,0

12,783

293,5

18,085

288,5

13,205

294,0

18,650

289,0

13,634

294,5

19,231

289,5

14,076

295,0

19,827

290,0

14,530

295,5

20,440

290,5

14,997

296,0

21,068

291,0

15,477

296,5

21,714

291,5

15,971

297,0

22,377

292,0

16,477

298,0

23,765

2. ВИЗНАЧЕННЯ В’ЯЗКОСТІ СИСТЕМИ ЕТИЛОВИЙ СПИРТ – ВОДА

Для роботи необхідно: суміші компонентів етиловий спирт – вода: 10, 20, 30, 40, 50, 60, 70, 80, 90, 100%; чисті компоненти: вода, етиловий спирт; віскозиметр; піпетка на 5–10 мл; секундомір.

 Даний метод визначення в’язкості ґрунтується на застосуванні фор-
мули, що виражає закон Пуазейля

image, звідки image,

де Q – об’єм рідини, що протікає за час t через капілярну трубку радіусом r  і довжиною l;

P – тиск, при якому витікає рідина;

h – коефіцієнт внутрішнього тертя.

Безпосереднє визначення абсолютного коефіцієнту внутрішнього тер-
тя вимагає точного визначення всіх величин, які входять у формулу. Тому на практиці визначається не абсолютна величина h, а її відношення до himage для такого ж об’єму води, що протікає при аналогічних умовах за час t. При витіканні різних рідин з одного і того ж капіляру тиск P буде величиною змінною, так як він в кожний момент рівний тиску стовпчика рідини, який ще не витік. Але закон зміни цього тиску з висотою для обох рідин буде один і той же.

Тому можна записати:

image,

де P, Pimage тиск  рідини, що витікає, і води при однакових висотах їх в капілярі.

Оскільки тиск однакових стовпчиків двох рідин пропорційний їх густинам

image,

то можна записати:

image,

звідки

image.

Користуючись цією формулою і підставляючи значення в Пуазах, можна визначити h витікаючої рідини. При 293 К  himage= 0,01 П або в системі СІ [h] = Н×с/м2.

image

Нехай умовно himage при кімнатних умовах дорівнює 1. Густина води також приймається рівною 1. Значення густини суміші етиловий спирт–вода наведені в табл. 2.

Практична частина роботи зводиться до визначення часу витікання досліджу-ваної речовини і води.

Для визначення часу витікання рідини використовується віскозиметр, зображений на рисунку.

Він представляє собою з’єднані скляні трубки 1 і 2. Трубка 1 має розширення 3, що переходить у капіляр 4. Вище і нижче роз-ширення, зверху і знизу, є мітки 5 і 6 відпо-
відно.

У віскозиметр через трубку 2 нали-
вають піпеткою завжди один і той самий об’єм рідини. За допомогою гумової труб-
ки, сполученої з трубкою 1, витягують рідину через капіляр вище мітки 5. Час t, необхідний для пониження рівня рідини від мітки 5 до мітки 6, ви-
мірюють секундоміром. Таке вимірювання повторюють три рази і беруть середнє значення. Так само визначають час витікання води.

Будують графік у координатах в’язкість – концентрація.

Результати дослідів записують у табл. 1.

Таблиця 1

Назва суміші

і чистих компонентів

Густина, кг/м3

Час виті-кання, с

Середнє

значення часу витікання, с

Значення

в’язкості, Н×с/м2

 


Таблиця 2

% вміст спирту

Густина, r, кг/м3

0

1000

10

989,6

20

978,2

30

965,5

40

951,5

50

934,3

60

912,6

70

887,1

80

858,2

90

826,0

100

791,0

Н2О

1000,0


I. ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА

1. ВИЗНАЧЕННЯ ТЕПЛОТИ ЗГОРІННЯ РЕЧОВИН ЗА ДОПОМОГОЮ КАЛОРИМЕТРА ЮНКЕРСА

Для роботи необхідно: калориметр Юнкерса; сухий спирт; кон-
тактний термометр; барометр; технічна вага; мірний циліндр на 1 – 2 л; секундомір.

Мета роботи – визначення теплотворної здатності твердих, рідких і газоподібних горючих речовин. Для цього застосовується калориметр системи Юнкерса, так званий ручний калориметр, який зображений на рис.1.

image

Рис.1.

В ньому можуть згорати гази (метан, етан, пропан, бутан), рідкі речовини (спирти) та тверді речовини (цукор, сухий спирт тощо). В кожному випадку на вході калориметра робиться спеціальний пристрій, за допомогою якого спалюють речовину: чи то в газовій горілці (як показано на рисунку 1), чи то в cпиртівці (рідкі речовини), або на спеціальній підставці спалюють тверді речовини (їх розміщують на металевій сіточці, вкритій азбестом). В залежності від агрегатного стану речовини, калорійність якої визначають, теплотворну здатність відносять або до одиниці об'єму (газуваті речовини), або до одиниці маси (рідкі і тверді речовини). Кількість спаленого газу вимірюють за допомогою газового лічильника, тоді як кількість рідини чи твердої речовини, яка згоріла під час досліду, визначають по різниці маси на початку і кінці досліду. В останньому випадку спиртовку зважують до досліду і після досліду (разом із спиртом), і знаходять різницю спирту, що випарувався і згорів. У випадку твердої речовини (сухий спирт) декілька кубиків речовини зважують перед дослідом, потім їх вміщують на підложку у входа до калориметра і підпалюють. Через певний час гасять полум'я і після охолодження залишкової маси її зважують. По різниці маси визначають кількість сухого спирту, який згорів під час досліду.

Розрізняють вищу і нижчу теплотворну здатність палива. Вища теплотворна здатність – це та кількість тепла, яка виділяється при згоранні органічної речовини з утворенням рідкої води (тобто враховується і та теплота, яка виділяється при конденсації води).

Нижча теплотворна здатність речовини – це теплота згорання з утворенням пароподібної води (коли частина теплоти виноситься з продуктами горіння у вигляді водяної пари).

Метою даної роботи є визначення вищої теплотворної здатності речовини. Визначення теплотворної здатності твердих і рідких  речовин проводять у калориметричній бомбі при сталому об'ємі, тоді як визначення теплотворної здатності газоподібних речовин проводять у калориметрі Юнкерса при сталому тиску. Але цей калориметр може бути використаний і для вимірення калорійності твердих і рідких речовин, якщо його трохи переобладнати.

Принцип роботи такої установки: газ із балону поступає в прилад С, звідки проходить у пальник, закріплений у нижній частині калориметра К, де і згорає. У випадку твердих речовин замість горілки вставляють спеціальну підставку, на якій розміщена досліджувана речовина (сухий спирт). Протягом всього досліду через калориметр циркулює вода. Із крана через трубку a вода направляється в чашку D, звідки під деяким сталим тиском поступає в середину калориметра, виходить в чашку е і через кран l може відводитись у відлив або мірний циліндр. Надлишок води з чашки D відводиться зa допомогою трубки d теж у відлив.

Продукти горіння піднімаються по трубках, які є в корпусі кало-
риметра, і віддають тепло циркулюючій воді. Внаслідок цього температу-
ра води, яка проходить через калориметр, підвищується. Охолоджені продукти горіння спускаються вниз і виходять через вивідну трубку Е. Температура вхідної і вихідної води вимірюється з допомогою термометрів t1 і t2.

Для правильної роботи установки важливо, щоб вона була у вер-
тикальному положенні. Це контролюється по рівневі, який знаходиться на зовнішній стінці калориметра.

Кількість речовини, яка спалюється, визначають по різниці початкової mo і кінцевої маси mt: image.

Експериментальна частина

Відкриванням водопровідного крана пускають воду в калориметр. Користуючись міткою на крані l, повертають його так, щоб, виходячи із калориметра, вода попадала у відлив.

Підпалюють сухий спирт і протягом 10–15 хвилин дома-
гаються сталості температур вхідної і вихідної води, весь час спосте-
рігаючи за горінням спирту. Температуру вхідної і вихідної води спостерігають на обох термометрах і записують через кожну хвилину  протягом 5 хвилин. З одержаних даних знаходять середню температуру води. Потім повертають головку крана так, щоб вода витікала в циліндр Z ємністю 1 літр. Коли в циліндр витече 1 літр води, кран перекривають. По масі сухого спирту, що згорів, і масі води, що набрана в циліндр, і різниці в показниках термометра розраховують теплотворну здатність речовини. Для розрахунків необхідно знати також і барометричний тиск, пружність парів води при заданій температурі і кімнатну температуру.

Кількість тепла (в Дж), яке пішло на нагрівання води при згоранні певної маси речовини розраховують по формулі

image,

де т – маса води, кг; С – теплоємність води, Дж/кмоль; Т1 – температура води (К) на вході калориметра; Т2 – температура води (К) на виході з калориметру.

Калорійність сухого спирту, розрахована на  1 кг, знаходять по формулі

image103.

Дослід проводять при різній швидкості протікання води і вираховують середнє значення теплотворної здатності сухого спирту. Режим роботи вказується керівником заняття. Запис ведеться за такою формою (див. табл. 1):

m =

g =

H =

h =

Т, К =

Q =

Таблиця 1

Початкова маса mo, кг

Кінцева маса mt, кг

∆mr, кг

Температура

води, Т К

Середня темпе-

ратура води, Т К

що

входить

що виходить

що

входить

що виходить


Пружність парів води в залежності від температури наведена в
табл. 2.

Таблиця 2

Т К

h, мм рт.ст.

Т К

h, мм рт.ст.

287,0

11,987

292,5

16,99

287,5

12,382

293,0

17,535

288,0

12,783

293,5

18,085

288,5

13,205

294,0

18,650

289,0

13,634

294,5

19,231

289,5

14,076

295,0

19,827

290,0

14,530

295,5

20,440

290,5

14,997

296,0

21,068

291,0

15,477

296,5

21,714

291,5

15,971

297,0

22,377

292,0

16,477

298,0

23,765


2. ВИЗНАЧЕННЯ ТЕПЛОТИ РОЗЧИНЕННЯ І ТЕПЛОТИ ГІДРАТАЦІЇ СОЛІ

Для роботи необхідно: калориметр; термометр; мішалка; пробірка для солі; дистильована вода; секундомір; сіль для розчинення; джерело струму; амперметр; вольтметр; електрообігрівач.

Мета роботи:

1. Визначення теплоємності калориметричної системи методом електро-
обігріву.

2. Визначення питомої теплоємності розчинення солі.

3. Визначення інтегральної теплоти розчинення, тобто теплового ефекту розчинення одного моля солі в такій кількості розчинника, коли Q буде постійним – Qінт.

4. Визначення теплоти гідратації солі – питомої і віднесеної до одного моля солі.

Тепловий ефект розчинення солі в великій кількості води дорівнює двом тепловим ефектам: зміні тепловмісту солі при руйнуванні криста-
лічної гратки Q1, що зв’язано з поглинанням тепла і зміною тепловмісту при розчиненні  частинок у розчиннику, що зв’язано з виділенням тепла Q2:

image.

В залежності від співвідношення величин відповідних ефектів, тепло-
вий ефект розчинення може мати додатне або від’ємне значення. Тепловий ефект розчинення солей у воді здебільшого ендотермічний, тобто процес розчинення супроводжується поглинанням тепла і температура розчину понижується. Дуже рідко спостерігається екзотермічний тепловий ефект. Теплота розчинення заданої солі в заданому розчиннику може змінюва-
тися, якщо змінювати кількість взятої солі і розчинника.

Визначивши теплоти розчинення солей, можна визначити і теплоту гідратації солі. Теплотою гідратації називають кількість тепла, яку сис-
тема повинна одержати для утворення одного грам-моля твердого крис-
талогідрату з твердої безводної солі і відповідної кількості води. Якщо визначити послідовно тепловий ефект розчинення твердої безводної солі і тепловий ефект розчинення кристалогідрату, то із різниці можна знайти теплоту гідратації

image,

QБ. – тепловий ефект розчинення безводної солі;

QК. – тепловий ефект розчинення кристалогідрату з молекули води.

Для визначення теплоти розчинення користуються калориметром з електрообігрівачем. При визначенні теплоємності системи виходять з того, що на систему подають певну кількість тепла електрообігрівом  Qтеор. і відраховують зміну температури Dt.

Для проведення експерименту збирають прилад (калориметр). У склян-ку наливають 300 г дистильованої води (тобто 300 мл, враховуючи, що густина води при температурі досліду приблизно дорівнює 1). Склянку з мішалкою ставлять у калориметр і закривають кришкою. На кришці калориметру закріплена спіраль для обігріву. Зважують певну кількість солі (на технічних терезах), висипають її в суху пробірку і вставляють у калориметр через отвір на кришці, щоб сіль прийняла температуру калориметричної установки. (Сіль і наважка солі вказується керівником заняття). Коли калориметрична установка зібрана, починають налагод-
жувати термометр Бекмана. Термометр занурюють у воду через отвір на кришці і спостерігають за рівнем ртуті в капілярі. Рівень ртуті повинен знаходитись у нижній частині шкали. (Термометр не повинен торкатись спіралі, стінок стакану, пробірки і мішалки). Якщо рівень ртуті вищий одного градуса, або весь капіляр заповнений ртуттю, то це означає, що її багато в нижньому резервуарі і надлишок її необхідно перелити у верхній резервуар.

Подпись: 
Рис.1.
Для цього термометр ставлять похило, щоб нижній резервуар знахо-
дився вище верхнього, і трошки підігрівають (торкнувшись рукою ниж-
нього резервуару). Коли частина ртуті перейде у верхній резер-
вуар, стовпчик ртуті розривають. Для цього затискують нижній кі-
нець термометра в руці і легким постукуванням руки по столу роз-
ривають ртуть у капілярі. Пере-
ливання роблять до тих пір, поки при даних умовах ртуть не зупи-
ниться в середині шкали термо-
метра Бекмана. Якщо ртуть зна-
ходиться нижче поділок шкали або зовсім не заповнює капіляр, отже при даних умовах ртуті недостатньо і її потрібно пере-
лити із верхнього в нижній резер-
вуар, тоді швидко перегортають термометр верхнім резервуаром вниз і з’єднують ртуть. Потім обережно перегортають термометр, тримаючи його похило, так, щоб запасний резервуар знаходився вище основного. Коли необхідна кількість ртуті перейде з верхнього резервуару в нижній, стовпчик ртуті розривають, як вказано вище.

Налагоджений термометр вставляють у прилад і приступають до складання електричної схеми (рис. 1). Джерело струму включається тільки після перевірки електричної схеми керівником занять.

Після цього приступають до виконання експерименту. Переміщуючи рідину в калориметрі, включаючи секундомір, починають відлік темпе-ратури по термометру. Температура змінюється внаслідок теплообміну із зовнішнім середовищем. Відлік ведуть кожні півхвилини протягом
5 хвилин – це початковий період. Записавши час і покази термометра останнього відліку початкового періоду, включають струм на 3 хвилини і продовжують відлік через кожні півхвилини. При цьому для рівномірного обігріву води в стакані проводять її перемішування. Починаючи з часу включення струму, проходить нерівномірна зміна температури. Струм відключають і рівномірне падіння температур відраховують протягом
5 хвилин (через кожні півхвилини) – це кінцевий період.

Вмикання і вимикання струму проводять три рази і кожного разу записують покази приладів. Після третього вимикання струму, продов-
жуючи відлік, швидко висипають сіль з пробірки в стакан з водою і енергійно перемішують. При цьому сіль буде швидко розчинятись. Для більш точного визначення Dt нагрівання і Dt розчинення результати трьох періодів і чотирьох циклів безперервного відліку зміни температури з часом (три цикли і один цикл розчинення солі) заносяться на графік рис. 2.

Подпись: 
Рис. 2.
По осі абсцис відкладають час, по осі ординат – темпера-туру (тобто покази термометра). Прямі початкового і кінцевого періодів екстраполюють, тобто продовжують до середини діа-
грами. Проміжок часу голов-
ного періоду ділять пополам і з цієї точки проводять пряму, па-
ралельну осі ординат до пе-
ретину з обома екстрапольо-
ваними прямими. Відрізок між двома точками перетину відповідає підвищенню температури Dt для даного циклу. Аналогічно знаходять Dt для всіх циклів досліду.

Дійсну температуру Dtнар. знаходять як середнє арифметичне

image.

Dt розчинення визначають аналогічно. Якщо після нагрівання на шкалі термометра далі не можна заміряти зміну температури розчинення солі, то дослід після нагрівання зупиняють. Термометр налагоджують на відповідні поділки шкали і проводять цикл розчинення солі.

Знаючи Dt нагрівання, вираховують кількість тепла, яка одержана водою під час її нагрівання

image,

де с – питома теплоємність води, яку приймають за одиницю;

т – вага води, яка дорівнює її об’єму 300 мл.

Підставляючи ці значення, одержимо

image.

Ця  кількість тепла менша за Qтеор., у зв’язку з поглинанням тепла системою. Qтеор. можна розрахувати, виходячи з закону  Джоуля – Ленца.

image(Дж).

Виміряючи силу струму І в амперах, напругу U – у вольтах, а час проходження струму t – в секундах, визначають кількість тепла в джоулях.

Із розрахованої теоретичної кількості тепла віднімають кількість тепла, що одержана експериментально і різницю перераховують на 1 К. Це і буде кількість, яка поглинається всіма частинами калориметру – Ск.

Розраховують її, виходячи  з пропорції

image,

image,

image.

Загальна теплоємність системи дорівнює

image.

де Срід. – теплоємність калориметричної рідини, яка дорівнює:

image,

С – питома теплоємність розчину, приблизно дорівнює одиниці. Масу розчину приймають рівною об’єму, тобто 300 мл. Тоді Срід можна прийняти рівною 1293,6 Дж, отже

image.

Визначивши по графіку Dtрозч. і розрахувавши теплоємність калориметричної системи, знаходять тепловий ефект розчинення взятої наважки солі:

image.

Тепловий ефект розчинення, віднесений до одного грама розчиненої речовини, дає питому теплоту розчинення:

image,

де g – наважка солі в грамах. Молекулярна теплота розчинення дорівнює:

image,

де М – молекулярна маса солі.

Для визначення молекулярної теплоти гідратації знаходять моле-
кулярну теплоту розчинення безводної солі і кристалогідрату цієї солі. Різниця одержаних молярних теплот і буде теплотою гідратації

image.

Кристалогідрат розчиняють не в 0,3 кг води, а в кількості, меншій на величину, яка міститься в наважці кристалогідрату.

Правильність результатів роботи перевіряється керівником занять.

Результати досліду записуються у табл. 1 і 2:

Таблиця 1

Наважка б/в солі,10-3 кг

Мол. маса б/в солі, кг/кмоль

Наважка криста-

логідрату, 10-3 кг

Молекулярна маса кристалогідрату, кг/кмоль

Об’єм розчин-

ника, 10-6м3

Сила струму, А

Напруга, В

Час, за який проходить струм, с

Q теоретичне, Дж

Зміна температури

при нагріванні, К

Середнє значення

зміни температури, К

Q практичне, Дж

Теплоємність

калометр. сист., Дж

I1=

I2=

I3=

Icep=

U1=

U2=

U3=

Ucep=

t1=

t2=

t3=

DТ1=

DТ2=

DТ3=

Таблиця 2

Зміна

температури при розчиненні, К

Теплота розчинення, Дж

Теплота

гідратації, Дж

б/в солі

кристалогідрату

б/в солі

крис-

тало-гідрату

Q

QT

QM

Q

QT

QM

Q

QT

QM


V. ПОВЕРХНЕВІ ЯВИЩА (ПОВЕРХНЕВА ЕНЕРГІЯ, ПОВЕРХНЕВИЙ НАТЯГ ТА АДСОРБЦІЯ НА МЕЖІ РОЗДІЛУ ФАЗ)

1. ВИЗНАЧЕННЯ ПОВЕРХНЕВОГО НАТЯГУ РОЗЧИНІВ МЕТОДОМ ВІДЛІКУ КРАПЕЛЬ (СТАЛАГМОМЕТРИЧНИМ МЕТОДОМ)

Для роботи необхідні: сталагмометр; пікнометр; стаканчик на 50 мл.

Вільна поверхнева енергія, вірніше, надлишок вільної енергії на одиницю площі поверхневого шару на межі розділу рідина – повітря, називається поверхневим натягом, а на межі розділу рідина – рідина – граничним натягом s.

Одиницями виміру поверхневого натягу може бути Дж/м2 у випадку, коли його  розглядають як надлишок вільної енергії поверхні розділу двох фаз, що накопичується на цій поверхні за рахунок нескомпенсованих міжмолекулярних сил, і в Н/м у випадку, якщо розглянути роботу утво-
рення одиниці нової поверхні.

Існує декілька методів визначення поверхневого натягу.

Найбільш розповсюдженим методом є сталагмометричний (метод відліку крапель).

В основі методу лежить експериментально встановлене положення, що вага краплі, яка повільно відривається під дією сили тяжіння від кін-
чика вертикальної трубки сталагмометра, буде тим більшою, чим більший поверхневий натяг рідини на межі з повітрям.

Вважається, що сила поверхневого натягу F, що діє вертикально по колу трубки, приблизно рівна F = 2prs, підтримує краплю, зрівноважуючи її вагу P. У момент відриву краплі можна вважати ці сили рівними:

image, image,

де F – сила поверхневого натягу; P – сила ваги краплі; s – коефіцієнт пропорційності, який зв’язує силу поверхневого натягу з периметром
(в даному випадку, з довжиною кола капіляру, з якого витікає рідина).

При 2pr = 0,01 м коефіцієнт пропорційності рівний силі поверхневого натягу, тобто image.

Визначення радіусу капіляру зв’язане з деякими труднощами і тому практично визначають поверхневий натяг відносно стандартної рідини з відомим поверхневим натягом. Стандартною рідиною може бути тільки така рідина, яка утворює краплі, близькі по об’єму до крапель дослід-
жуваної рідини.

При утворенні краплі сила поверхневого натягу досліджуваної речовини дорівнює F=2p rs (якщо вимірювання проводиться в одному і тому ж сталагмометрі).

Силу поверхневого натягу визначити важко, тому при експеримен-
тальних дослідженнях визначають вагу краплі, яка в момент відриву приблизно дорівнює силі поверхневого натягу.

Сила ваги одної краплі досліджуваної рідини

image,

де Vр – об’єм рідини, що витікає з сталагмометра;

ρ – густина рідини;

n – число крапель досліджуваної рідини в об’ємі;

g – прискорення сили земного тяжіння.

Аналогічний вираз при одному і тому ж об’ємі приладу можна записати і для стандартної рідини

image.

Беруть співвідношення цих рівнянь

image.

А так як

image, тоді image.

Розв’язавши це рівняння відносно поверхневого натягу досліджуваної речовини, одержуємо розрахункову формулу:

image,

де sо, ρo – поверхневий натяг і густина стандартної рідини.

Якщо за стандартну рідину береться вода, то sо при температурі дос-
ліду беруть з табл. 2, що знаходиться в кінці опису. ρo для води приблизно дорівнює одиниці.

При досліджуванні розведених розчинів (розчини ізоамілового спирту) густину ρ також можна прийняти за 1.

Густина концентрованих розчинів хлористого натрію береться з табл. 4, а густина води в залежності від температури – з табл. 3.

При дослідженні чистих рідин їх густину необхідно визначити. n, no – число крапель стандартної і досліджуваної речовини, визначається з допо-
могою сталагмометра.

image

На рисунку схематично зображений сталагмо-
метр. Піпетка має розширену частину 1 і капіляр 2. Рідина, що витікає з сталагмометру, збирається в краплю, що звисає на нижньому, плоскому добре від-
шліфованому кінці сталагмометра. Крапля відри-
вається від поверхні диску в той момент, коли сила ваги її на незначну величину перевищує силу по-
верхневого натягу, що утримує краплю.

Визначення поверхневого натягу зводиться до відліку кількості крапель, що витікають з капіляру.

Через каучукову трубку, що знаходиться на верхньому кінці втягують рідину вище мітки. Відлік крапель починають тоді, коли рідина проходить міт-
ку. Відраховують число крапель від мітки до остан-
ньої краплини.

Спочатку проводять виміри із стандартною рідиною, якщо це вода, то немає необхідності сушити сталагмометр при переході до водних розчинів. Визначення ведуть, починаючи з розбав-
лених розчинів, переходячи до більш концентрованих. Для кожного роз-
чину визначення кількості крапель проводять не менше трьох разів і знаходять середню кількість крапель. З одержаних даних розраховують поверхневий натяг розчинів поверхнево-активних і поверхнево-неактивних речовин. Будують ізотерму поверхневого натягу в координатах image.

Результати досліду і розрахункові дані записуються в табл. 1.

Таблиця 1

Кількість крапель

Густина, кг/м3

Поверхневий

натяг,

Н/м×10-2

Дослід

Середнє значення

1

2

3

Таблиця 2

Поверхневий натяг води в залежності від температури

Т, К

Поверхневий натяг води, Н/м×10–2

273

75,64

283

74,22

293

72,75

303

71,18

313

69,56

323

67,91

333

66,18

Таблиця 3

Густина води в залежності від температури

Т, К

Густина, кг/м3

Т, К

Густина,

кг/м3

Т, К

Густина,

кг/м3

277

1000,00

286

999,40

295

997,80

278

999,99

287

999,30

296

997,65

279

999,97

288

999,13

297

997,32

280

999,93

289

998,97

298

997,07

281

999,88

290

998,80

299

996,81

282

999,81

291

998,62

300

996,54

283

999,73

292

998,43

301

996,26

284

999,63

293

998,23

302

995,97

285

999,52

294

998,02

303

995,67

Таблиця 4

Густина розчинів NaCl при 293 К

Конц. NaCl, н.

Густина, кг/м3

0,1

994,7

0,25

1003,1

0,5

1018,5

1,0

1032,8


2. ВИЗНАЧЕННЯ ПЛОЩІ ТА ДОВЖИНИ МОЛЕКУЛИ ПОВЕРХНЕВО-АКТИВНОЇ РЕЧОВИНИ

Для виконання роботи потрібно визначити поверхневий натяг декіль-
кох розчинів поверхнево-активної речовини різної молярної концентрації (за вказівкою викладача). Вимірювання поверхневого натягу проводять сталагмометричним методом, як описано вище.

Для визначення величини адсорбції находять різницю величини по-
верхневого натягу s2 і s1, які виміряли для двох сусідніх розчинів різної молярної концентрації с2(Х) і с1(Х) . Цю різницю s2  – s1 = Ds і с2(Х)с1(Х)=Dс(Х) підставляють у рівняння Гіббса:

image,

де Г – величина адсорбції, моль/м2;

с(х) – молярна концентрація поверхнево-активної речовини, моль/м3;

R – газова стала, дорівнює 8,31 Дж/моль.К;

Т – абсолютна температура, К;

σ – поверхневий натяг, Дж/м2.

В цьому випадку в якості с(х) беруть середнє арифметичне image. Потім розраховують сср.(х) і будують графік залежності image (вісь ординат) від сср.(х) (вісь абсцис). Проводять пряму, за тангенсом кута якої знаходять Г.

Одержані дані заносять в таку таблицю:

№№

п/п

с(х),

моль/м3

σ,

Дж/м2

сср.(Х),

моль/м3

Δс(Х),

моль/м3

Δσ,

Дж/м2

Г,

моль/м2

сср.(Х)

моль/м3

Розрахувати площу (S) і довжину (l) молекули поверхнево-активної речовини:

image,

де N – постійна Авогадро, дорівнює 6,02×1023 моль–1;

Гmax – величина граничної адсорбції, моль/м2;

М(Х) – молярна маса ПАР, кг/моль;

ρ  – густина ПАР, кг/м3.


3. АДСОРБЦІЯ ОЦТОВОЇ КИСЛОТИ НА АКТИВОВАНОМУ ВУГІЛЛІ

Ізотерми адсорбції ряду речовин із розчину на поверхні твердого тіла в області середніх концентрацій задовільно описуються емпіричним рів-
нянням Фрейндліха:

image, (1)

де Х – кількість адсорбтиву, ммоль;

m – маса адсорбенту, кг;

image – величини адсорбції, кмоль/кг;

К і image – емпіричні константи, залежні від природи адсорбенту і адсорбативу;

с – рівноважна молярна концентрація адсорбативу, моль/м3.

Величина адсорбції image або а розраховується за формулою:

image. (2)

Якщо прологарифмуємо рівняння (1), то воно набуде вигляду:

image. (3)

Одержане рівняння є рівнянням прямої лінії.

imageДля визначення К і image находять логарифми значень с і image і будують графік (див. рисунок: по осі абсцис lgc, а по осі ординат lgimage). Величина відрізку АО дорівнює lgK. За значенням логарифму находять К. Постійна image дорівнює tgα або відношенню довжин відрізків СВ і АВ, тобто image.

Методика експерименту

У чотири колбочки вносять по 1 г активованого вугілля і наливають із бю-
ретки по 25 мл розчинів оцтової кис-
лоти різної молярної концентрації (0,05; 0,1; 0,2; 0,4 моль/л). Колбочки пері-одично збовтують близько 20 хвилин. Потім розчини фільтрують через папе-рові фільтри в сухі колбочки, відкидаючи перші 3–5 мл фільтрату (для уникнення похибок за рахунок адсорбції кислоти на фільтрі). Рівноважну молярну концентрацію кислоти у фільтраті визначають титруванням 5 мл  розчину розчином NaOH (c(NaOH) = 0,1 моль/л) у присутності фенол-
фталеїну. Кожний розчин титрують 2–3 рази. Потім за формулою (2) розраховують величину адсорбції оцтової кислоти, а також находять lgc i lgimage. Результати розрахунків заносять у таку таблицю:

со,

моль/м3

с,

моль/м3

Х/m,

кмоль/кг

lgc

lgX/m

K

1/n

50

100

200

400

Користуючись даними таблиці, будують ізотерму адсорбції оцтової кислоти, при цьому на осі абсцис відкладають рівноважну молярну концентрацію с, а на осі ординат – значення image. Постійні К і image у рівнянні Фрейндліха визначають, як було вказано, з графіку залежності lgimage від lgc.

4. ДОСЛІДЖЕННЯ АДСОРБЦІЇ ЗАБАРВЛЕНИХ РЕЧОВИН ІЗ РОЗЧИНІВ

У ряд пробірок помістити по 1 мл розчину з масовою часткою 0,02% метиленової сині, image, image, золю image, конго червоного, водного розчину фуксину і 1 мл спиртового розчину фуксину. Потім додати в усі пробірки по 0,2 г активованого вугілля, перемішувати про-
тягом 2–3 хв і відфільтрувати. Спостерігати зміну забарвлення та пояснити явище адсорбції.

Результати роботи занести в таблицю:

Назва розчину

Забарвлення розчину до адсорбції

Забарвлення розчину після адсорбції

Висновок про характер адсорбції

5. ДОСЛІДЖЕННЯ АДСОРБЦІЇ ІЗОАМІЛОВОГО СПИРТУ ІЗ РОЗЧИНУ ЗА ДОПОМОГОЮ АКТИВОВАНОГО ВУГІЛЛЯ

Для роботи необхідно: 0,1 моль/л розчин ізоамілового спирту; сталагмометр; штатив з пробірками; активоване вугілля.

Поверхневий натяг розчину визначити сталагмометричним мето-
дом, описаним в роботі V.1. Потім помістити 10 мл цього розчину у про-
бірку, додати 0,2 г активованого вугілля і перемішувати протягом 2–3 хв. Відфільтрувати розчин і знову визначити його поверхневий натяг. Пояс-
нити, чому він змінився.

6. ВИЗНАЧЕННЯ ПОВНОЇ ОБМІННОЇ ЄМНОСТІ (ОЄ) КАТІОНІТУ

Для роботи необхідно: 0,1 моль/л NaOH; 0,1 моль/л розчин НСl; мірна колба на 250 мл; катіоніт; індикатор.

Обмінна ємність – це кількість еквівалентів (ммоль) речовини адсор-
бованої 1 г адсорбента. У колбу об’ємом 250 мл помістити 1 г катіоніту, додати 100 мл 0,1 моль/л розчину NaOH, перемішати і залишити на
1 годину. Після цього відібрати піпеткою 25 мл розчину і перенести її в колбу для титрування. До проби додати 1–2 краплі індикатора і відтитрувати 0,1 кмоль/м3 розчином НС1 до зміни забарвлення індикатора. Обмінну ємність вираховують за формулою image.

7. ВИЗНАЧЕННЯ ВМІСТУ ЛІКАРСЬКОЇ РЕЧОВИНИ (ГЛЮКОНАТУ КАЛЬЦІЮ) В РОЗЧИНІ МЕТОДОМ ЙОНООБМІННОЇ АДСОРБЦІЇ

Для роботи необхідно: глюконат кальцію; Н-катіоніт; 0,1 М розчин NaOH; індикатор метиловий оранжевий.

УВАГА! При роботі з колонкою не допускається проникнення повітря в йоніт. Рівень рідини не повинен опускатися нижче верхнього рівня йоніту.

Через колонку з Н-катіонітом повільно пропускають 20 мл дослід-
жуваного розчину, який містить глюконат кальцію. Потім колонку проми-
ти 25 мл дистильованої води, збираючи її в ту ж колбу. Весь зібраний фільтрат відтитрувати 0,1 М розчином NaOH з індикатором метиловим оранжевим. Вміст глюконату кальцію вирахувати за формулою:

image.

8. ОБЕЗСОЛЮВАННЯ ВОДИ ЗА ДОПОМОГОЮ ЙОНІТІВ

Для роботи необхідно: Н-катіоніт; ОН-аніоніт; оксалат амонію; нітрат аргентуму; піпетка; штатив з пробірками; метилоранж.

Для обезсолювання води взяти воду з водогону. За допомогою якісних реакцій виявити у воді йони хлору (реакцією з AgNO3) і йони кальцію (реакцією з оксалатом амонію (NH4)2C2O4).

Через колонку з Н-катіонітом пропустити повільно 25 мл води з водогону, потім промити 25 мл дистильованої води. З отриманого розчину відібрати піпеткою по декілька крапель у 2 пробірки. В 1-й перевірити наявність Са2+ (реакція з (NH4)2C2O4), в 2-й – наявність йонів Н+ (ме-
тилоранж). З одержаного попереднього розчину відібрати 25 мл і про-
пустити через колонку з ОН-аніонітом та промити 25 мл дистильованої води. Відібрати в пробірку декілька крапель розчину і перевірити наявність йонів С1.

9. РОЗДІЛЕННЯ ЙОНІВ 3+, Cu2+,Co2+ МЕТОДОМ ХРОМАТОГРАФІЇ НА ОКСИДІ АЛЮМІНІЮ

Для роботи необхідно: А12О3; металевий штатив; розчини CuSO4, FeCl3 i  CoCl2.

Колонку з адсорбентом (А12О3) закріпити у штатив і пропустити через неї 1 мл суміші, що складається з рівних об’ємів розчинів CuSO4, FeCl3 i  CoCl2 з масовою часткою 0,1. Спостерігати забарвлення розчину. У про-
токолі замалювати шари адсорбенту відповідними кольорами.


VI. РОЗЧИНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ

1. ВИЗНАЧЕННЯ КРИТИЧНОЇ ТЕМПЕРАТУРИ ВЗАЄМНОГО РОЗЧИНЕННЯ РІДИН

Для роботи необхідно: прилад для  визначення критичної температу-
ри; плитка електрична; технічні терези; піпетка, градуйована на 5–10 мл; штатив з пробірками; фенол; вода.

У випадку обмеження взаємної розчинності двох рідин у певній області концентрації завжди має місце рівновага між двома розчинами різного складу.

Очевидно, при заміні температури ця рівновага буде змінюватися в ту чи іншу сторону. Всі ці співвідношення можуть бути подані графічно на діаграмах температура – склад.

Температура, вище або нижче якої рідини взаємно розчинні у всіх співвідношеннях, називається критичною температурою розчинення. Роз-
різняють верхню і нижню критичні температури розчинення.

Подпись: 
Рис.1. Система з верхньою Рис.2. Система з нижньою
критичною температурою  критичною температурою
розчинення (фенол – вода) розчинення (аліфаміни – вода)

Нижче приводяться приклади діаграм температура – склад систем з верхньою і нижньою критичними температурами розчинення (рис. 1, 2, 3).

Криву взаємної розчинності двох рідин найпростіше знайти, визна-
чаючи температуру зникнення або появи другої  фази. Для визначення цієї температури зручно використовувати прилад, зображений на рис. 4.

Колба 1 служить водяною або масляною банею, в пробірку 2 помі-
щають досліджувану суміш, в неї на коркові вставляють термометр 3 і мішалку 4.

Виходячи з загальної наважки і процентного вмісту, розраховують  ва-
гові кількості для одержання досліджуваних сумішей.

Якщо другими компонентами буде рідина, то її можна брати в об’єм-
них одиницях. Для цього необхідно знати її густину. Густина води при температурі досліду приймається рівною одиниці.

Для дослідження беруть дві речовини, що погано розчиняються одна в одній, наприклад система фенол – вода.

Готують декілька сумішей з різним процентним складом, який вка-
зується керівником занять. Загальна вага суміші не повинна перевищува-
ти 5–6 г.

image

Рис. 3. Система з верхньою і Рис. 4. Схема приладу для

нижньою критичними визначення критичної

температурами розчинення температури розчинення.

(нікотин – вода).

Спочатку зважують необхідну кількість фенолу, потім відмірюють не-
обхідну кількість води для одержання суміші певного процентного складу.

Встановлюють пробірку в прилад для визначення критичної темпера-
тури і відмічають дві температурні точки: температуру гомогенізації (пере-
хід системи в одну фазу) і температуру гетерогенізації (розділення системи на дві фази).

Для одержання точних даних потрібно змінювати температуру повіль-
но, при безперервному перемішуванні суміші в пробірці з метою уник-
нення перегріву, переохолодження.

При роботі з фенолом потрібно слідкувати за тим, щоб він не потра-
пив на шкіру, так як він викликає опіки.

По одержаних даних будують діаграму: температура – склад, по якій визначають критичну температуру розчинення і проводять контрольне визначення процентного складу по температурі взаємного розчинення. Результати дослідів заносять у таблицю:

№№ пробірок

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

% фенолу

Наважка фенолу, кг

Наважка води, кг

Температура гомогенізації, К

Температура гетерогенізації, К

Середня температура, К


2. ВИЗНАЧЕННЯ МОЛЕКУЛЯРНОЇ МАСИ РОЗЧИНЕНОЇ РЕЧОВИНИ КРІОСКОПІЧНИМ МЕТОДОМ

Для роботи необхідно: кріоскоп; пробірка для розчину з мішалкою; термометр Бекмана; стаканчик фарфоровий; лід; сіль; речовина і розчини для дослідження.

Виходячи з сучасної теорії розведених розчинів, встановлена залеж-
ність пониження точки замерзання image розчинника від концентрації роз-
чиненої в ньому речовини:

image,

де Ккр – кріоскопічна стала; g – вага розчиненої речовини, кг; gо – вага розчинника, кг; М – молекулярна маса розчиненої речовини. Це рівняння справедливе для розведених розчинів, що не дисоціюють на йони, а також неасоційованих.

Розв’язавши це рівняння відносно молекулярної маси М, експери-
ментально визначаючи величини, що входять до нього, можна розрахувати молекулярну вагу неелектроліту:

image,

де gо – вага розчинника, кг (її можна брати і в об’ємних одиницях, знаючи густину розчинника). Для води густина приблизно дорівнює 1.

Визначаючи експериментально пониження температури замерзання розчину неелектроліту, можна розрахувати його молярність, виходячи з того, що кріоскопічна стала Ккр – молярне пониження точки замерзання розчинника, тобто таке пониження температури, яке спостерігається, коли в 1 кг розчинника розчинений 1 моль речовини.

Молярну концентрацію розчину неелектроліту визначають за фор-
мулою:

image.

Значення кріоскопічної сталої залежить від властивостей і виража-
ється рівнянням:

image,

де R – газова стала в калоріях; T – абсолютна температура замерзання розчинника; Mo – молекулярна маса розчинника; lзам. молекулярна теплота замерзання розчинника; lзам. – питома теплота замерзання роз-
чинника.

Температури замерзання деяких розчинників, а також кріоскопічні сталі приведені в табл. 2, що знаходиться в кінці опису.

У випадку слабких електролітів число молекул і йонів у і разів більше числа початково взятих молекул:

image,

де і – коефіцієнт Вант-Гоффа; a – ступінь дисоціації; п – число йонів, які утворюються з однієї молекули. Тому рівняння для пониження темпе-
ратури замерзання у випадку слабких електролітів можна записати в такому вигляді:

image.

Для електролітів, молекулярна маса яких невідома, розв’язуючи це рівняння, одержимо:

image.

У випадку слабких електролітів, при відомій молекулярній масі, можна підрахувати коефіцієнт Вант-Гоффа:

image.

Знаючи і, підраховують ступінь дисоціації електролітів

imageimage.

Рис.1

Прилад для кріоскопічних вимірювань, зображений на рис. 1, складається з таких частин. Пробірка 1 закріплена на коркові в металевому посуді 2, який відіграє роль повітряної сорочки. Стакан 3, в який помі-
щають охолоджуючу суміш, закривається криш-кою 4 з двома отворами, в один з яких вставляють корок для пробірки 1, а в другий – мішалку 5.

Перш ніж приступити до роботи, необ-
хідно ознайомитися з термометром Бекмана (рис. 2.).

image

Рис. 2.

Особливістю цього термометра є велика довжина шкали (приблизно
5 см на 1 К) і наявність у верхній частині термометра запасного резервуара з ртуттю, який дає можливість змінювати кількість ртуті в робочій частині термометра. Велика довжина шкали дозволяє робити від-
ліки з необхідною для вимірів точністю, а запасний резервуар дає можливість встанов-
лювати термометр на різні температурні інтервали.

Шкала термометра розділена на 5 К, кожний градус ділиться на десяті долі, а кожна десята доля в свою чергу ділиться на соті долі; тисячні долі можуть бути при-
близно розраховані за допомогою лупи.

Термометр для кріоскопічних вимірів налагоджується так, щоб при температурі замерзання рівень ртуті знаходився між третім і п’ятим градусами. Перед наладкою термометра перевіряють його покази при умовах, необхідних для роботи. Якщо рівень ртуті в капілярі не буде встановлюватися між 3 К і 5 К, термометр необхідно налагодити. Це робиться наступним чином: затискують рукою нижній резервуар ртуті, тобто нагрівають його і з’єднують із стовпчиком ртуті в верхньому резервуарі. Якщо в нижньому резервуарі був надлишок ртуті, тобто ртуть піднімалась у попередньому досліді вище п’ятого градусу, то після з’єднання обох резервуарів необхідно частину ртуті перевести в верхній резервуар. Для цього термометр повертають верхнім резервуаром вниз. Якщо ртуть у попередньому досліді опускалась нижче нуля, тобто в нижньому резервуарі ртуті недостатньо, то частину ртуті необхідно перелити з верхнього в нижній резервуар.

Для цього з’єднують верхній і нижній резервуар, і нижній резервуар охолоджують в суміші льоду і води. Після того, як ртуть перейде в деякій кількості в потрібному напрямку, розривають стовпчик ртуті в капілярі. Нижній резервуар затискають у долоні і легким постукуванням однієї руки по другій розривають стовпчик ртуті. У випадку, коли ртуть не зупи-
няється в потрібному інтервалі температур, налагодження повторюють.

Налагоджений термометр залишають у стакані з льодом і присту-
пають до наступної операції.

Розчинник наливають у пробірку в такій кількості, щоб після зану-
рення в нього термометра Бекмана рівень рідини був на 2–3 см вищий верх-
ньої частини нижнього резервуару, а нижня частина резервуару не повин-на доходити до дна на 1–2 см. У більшості випадків заливають 25–40 мл розчинника.

Потім готують охолоджену суміш із води, льоду і солі з температурою на 3–4 К нижче температури замерзання розчинника. Заповнюють охо-
лоджуючою сумішшю стакан 3, проводять наближене визначення to замерзання розчинника. Для цього пробірку з розчинником і вставленим в неї термометром поміщають безпосередньо в охолоджуючу суміш. Перемішуючи рідину, спостерігають за показами термометра. Внаслідок переохолодження температура опускається нижче точки замерзання; коли починається кристалізація в результаті виділення теплоти кристалізації, температура розчину починає підвищуватися. По термометру відра-
ховують максимальну температуру, яка й приймається за наближену температуру замерзання. Наближеною вона являється тому, що дослід проводиться в умовах, які не виключають нерівномірностей охолодження.

Після наближеного визначення температури пробірку виймають з охолоджуючої суміші і розплавляють утворені кристали, опускаючи про-
бірку у воду кімнатної температури. Потім ставлять пробірку у повітряну сорочку 2 приладу. Для прискорення процесу охолодження рідину в пробірці 1 перемішують мішалкою 5. Коли встановиться температура приблизно на 0,5 К вище попередньо знайденої наближеної температури кристалізації, перемішування припиняють і переохолоджують рідину на 0,2–0,5 К нижче наближеної температури. Перемішуючи переохолоджений розчинник, зумовлюють його кристалізацію. Процес кристалізації супро-
воджується виділенням прихованої теплоти плавлення, яка, в свою чергу, веде до збільшення температури. Максимальну температуру, яка спосте-
рігалась при кристалізації, відмічають, користуючись лупою з точністю до 0,002 К і записують як температуру замерзання розчинника.

Вимірювання температури замерзання чистого розчинника повто-
рюють декілька разів. Після кожного визначення пробірку 1 виймають з приладу, утворені кристали розплавляють, як було вказано вище.

Середнє арифметичне з окремих вимірів приймають за дійсне зна-
чення температури замерзання розчинника. Графічна похибка не повинна перевищувати 0,005 К.

Для визначення молекулярної маси досліджуваної речовини беруть наважку g 0,2–0,3 г з точністю зважування до 0,0001 г і розчиняють її в даному розчиннику.

Наближену температуру кристалізації визначають так, як і для роз-
чинника.

Визначення проводять 3 рази. Середнє значення трьох вимірів беруть за дійсне.

В даній роботі студент повинен виконати наступні завдання:

1. Визначити молекулярну масу речовини.

2. Визначити ступінь дисоціації слабкого електроліту або коефіцієнт активності сильного електроліту.

3. Визначити молярну концентрацію розчину неелектроліту.

Результати роботи і розрахункові дані записують по формі:

Об’єм розчинника V =

Вага розчинника  go =

Вага розчиненої речовини g =

Електроліт для визначення ступені дисоціації

Об’єм, взятий для досліджування молярної концентрації Vk =

Вага розчинника go =

Вага розчиненої речовини g =

Досліджувані і розрахункові дані заносяться в табл. 1.

Таблиця 1

Температура

кристалізації, К

Середня

температура

кристалізації, К

Пониження

температури

кристалізації, К

Результати

Чистий

розчинник

Розчин для ви-
значення моле-

кулярної маси

Розчин для ви-
значення молекулярної концентрації

Розчин для ви-
значення ступені

дисоціації

Таблиця 2

Розчинник

Тзам., К

Обрахована

Ккр

Експери-
ментально

визначена Ккр

Вода

273,2

1,862

1,86

Нітробензол

278,8

6,83

6,90

Бензен

278,9

5,12

5,10

Фенол

313,2

7,80

7,80

Камфора

451,2

48,20

49,00


VII. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

1. ВИЗНАЧЕННЯ ЕЛЕКТРОПРОВІДНОСТІ ЕЛЕКТРОЛІТІВ І ОБЧИСЛЕННЯ  СТУПЕНЯ ДИСОЦІАЦІЇ

Для роботи необхідно: реохорд АВС; звуковий генератор ЗГ; на-
вушники Т або осцилограф; посуд для визначення електропровідності і платинові електроди Б; мірна колба на 50–100 мл; піпетки мірні; колбочки мірні; розчини електролітів; магазин опору.

Так як електропровідність є величиною обернено пропорційною опо-
рові, то визначення її зводиться до вимірювання опору. Електрична схема, за якою проводиться вимірювання опору, подана на рис. 1.

image

Рис. 1. Електрична схема для визначення

електропровідності (мостик Кольрауша).

Від джерела струм поступає в А, розгалужується, іде по АВС і АДС. Переміщаючи контакт С по дротині АВ, можна знайти таке положення, при якому на відрізку ДС струму не буде. Це має місце, коли

image,

звідки

image.

При визначенні електропровідності користуються слабкими стру-
мами високої частоти. Як джерело струму використовують звуковий генератор; як нуль-інструмент використовують навушники або осци-лограф. Точка рівноваги визначається таким положенням контакту С, при якому в навушниках зовсім не чути звуку, або він є мінімальним, або на екрані осцилографу чітка яскрава точка.

Подпись: 
Рис. 2. Прилад для визна-чення електропровідності (посудина Арреніуса)

Прилад для визначення електропровід-ності зображений на рис. 2. Це скляна посу-
дина з опущеними в неї трубками А і В.

До нижніх кінців трубок впаяні плати-
нові електроди С і D. Щоб запобігти поля-
ризації, поряд із застосуванням слабких змін-
них струмів високої частоти збільшують по-
верхню електродів. З цією метою електроди платинуються.

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

Роботу починають з приготування розчинів із відомою питомою електропровідністю і тих, питому електропровідність яких потрібно виз-
начити. Концентрація задається викладачем.

З 1 н. розчину КСl або NaCl шляхом розведення готують розчини, вказані керівником занять. Не слід готувати всі розчини безпосередньо з
1 н., оскільки помилки при вимірюванні його об’єму ведуть до великої помилки в концентрації приготовленого розчину. Для розведення слід брати розчин попередньої концентрації.

Після того, як всі розчини приготовлені, складають електричну схему. Джерело струму не вмикають, поки схему не перевірить керівник занять або лаборант. Якщо схема працює, приступають до вимірювань величини опо-
ру. Вимірювання опору починають від дистильованої води, найбільш розве-
дених розчинів, переходячи до концентрованих. Порядок вимірювань на-
ступний. Посудину для визначення електропровідності та електроди ста-
ранно промивають дистильованою водою. Після цього заливають у по-
судину 20–25 мл дистильованої води (оскільки вимірювання починають
з води).

Одягнувши навушники, або по розгортці екрану осцилографа контакт ставлять приблизно посередині лінійки (0,25–0,30 м). Ввімкнувши струм, на магазині опору підбирають такий опір, при якому в навушниках звук буде мінімальним  (точка на екрані). Рекомендується при підбиранні опору користуватися одним каскадом. При цьому слід пам’ятати, що чим більш розведений розчин, тим менша його загальна електропровідність, тобто більший опір. Отже, щоб компенсація була на середині лінійки, очевидно, на магазині необхідно брати більші опори. Із збільшенням концентрації опір, який підбирається на магазині, знижується. Досягнувши мінімуму звуку в навушниках, точнішу компенсацію здійснюють за допомогою пересувного контакту на реохорді.

Не виливаючи розчину, міняють опір магазину на 10% у більшу і меншу сторону і визначають положення контакту для цих випадків, тобто для кожного розчину проводять три визначення для знаходження серед-
нього з величин опору. Якщо при будь-якому положенні контакту не спостерігається мінімального звуку, або точки на екрані осцилографу, то необхідно перевірити правильність з’єднань у загальній схемі, в кожній вітці окремо.

Користуючись результатами досліду, можна розрахувати опір і елек-
тропровідність розчинів, ємність опору посудини, питому і еквівалентну електропровідність, ступінь дисоціації, константу дисоціації. Ведуть розра-
хунки тих величин, які вказані в завданні.

Питома електропровідність водних розчинів KCl  та NaCl при 298 К наведена в табл. 1.

Таблиця 1

Концентрація,

моль×екв./м3

c, м × Ом–1

KCl

NaCl

0,5

0,0005940

0,0004681

0,2

0,0002484

0,0002034

0,1

0,0001288

0,0001067

0,5

0,00006668

0,00005553

0,02

0,00002767

0,00002315

0,01

0,00001413

0,00001185

0,005

0,000007177

0,000006032

0,002

0,000002526

0,000002112

0,001

0,000001496

0,000001237

Опір розчинів або води розраховують, користуючись виразом:

image.

(1)

Звідки

image.

З середніх значень опорів розраховують їх середні електро-
провідності

image

(2)

Користуючись залежністю питомої електропровідності від загальної image, де c – питома електропровідність, яку можна розрахувати, якщо відомий коефіцієнт пропорційності К, який є константою (ємністю опору) посудини, в якій проводяться вимірювання. Величина його залежить від площі електродів, відстані між ними, від форми посудини та інших факторів.

Згідно формулі image, де S – площа електроду, l – відстань  між ни-
ми. Константу К розраховують, користуючись рівнянням (3), враховуючи при цьому поправку на електропровідність розчину, приготованого на дистильованій воді.

Електропровідність води розраховують за формулами (1), (2). Якщо image – величина дуже мала, порівняно з Wр-ну, то при розрахунках величини К нею нехтують.

Тоді

image.

(3)

Щоб скористатися формулою (3), необхідно знати значення питомої електропровідності c. Для цього загальну електропровідність визначають з досліду, а питому беруть з табличних даних.

Для визначення ємності електропровідності (К) використовують три розчини KCl або NaCl. Концентрації їх вказує керівник занять. Питому електропровідність для цих розчинів беруть з таблиць.

Знаючи константу посудини, можна розрахувати питому електропро-
відність будь-якого розчину, загальну електропровідність якого визна-
чають у цій посудині:

image.

(4)

Знаючи питому електропровідність, розраховують еквівалентну
lр-ну, використовуючи формулу їх взаємозв’язку

image,

(5)

де С – концентрація розчину виражена в моль×екв./л.

Аналогічно визначають еквівалентну електропровідність при розве-
денні l¥. За безмежне розведення беруть концентрацію 0,0001 н. розчинів.

Знаючи l¥ і l при даному розведенні, розраховують ступінь дисоціації

image.

(6)

Користуючись законом розведення Оствальда можна розрахувати константу дисоціації слабкого електроліту, підставляючи (6)

image.

(7)

Величина α слабких кислот та основ у не дуже розбавлених розчинах дуже мала, і нею в знаменнику (7) можна знехтувати, приймаючи image за 1. Тоді одержуємо:

image

або

image.  (8)

Це рівняння дає змогу вирахувати ступінь електролітичної дисоціації слабкого електроліту в розчині відомої концентрації, якщо відома константа Кдис.

Вищевказані закономірності придатні для слабких електролітів. Однак при малих концентраціях вони придатні і для сильних.

Визначення електропровідності за допомогою моста Р 38.

image

Передня панель мосту має такий вигляд:

Робота на змінному струмові

1. Підвести до гнізд приладу напругу 220 В з частотою 50 Гц і перемикач “Питание” поставити в положення ”~”.

2. Перемикач важеля порівняння вставити в положення “Установ-
ка нуля” і встановити перемикач “Гальв.” у положення “Точно” обертанням коректору на гальванометрі, встановивши стрілку в нульове положення.

3. Встановити перемикач “Гальв.” у положення “Грубо” і зрівно-
важити міст обертанням рукояток важеля порівняння і реохор-
ду, потім перевести перемикач “Гальв.” у положення “Точно” і обертанням рукоятки реохорду дорівноважити міст.

4. Вимірювання електролітів на підвищеній частоті до 500 Гц проводиться таким же чином, як і на частоті 50 Гц.

Результати досліду і обрахунків записуються в табл. 2:

Таблиця 2

Концен-трація, кмоль×екв/м3

Опір розчину,  Ом

Середн. опір  розчину, Ом

Середн. електро- провід.

Розчину, Ом

Ємніс. опору

посуд., м

c,

Ом–1×м–1

l,

image

a

Кдис

1

2

3

4

5

6

7

8

9

На основі даних побудувати графічні залежності imageimage.


2. BИЗНАЧЕННЯ РОЗЧИННОСТІ МАЛОРОЗЧИННИХ СПОЛУК

Для виконання цієї роботи дуже зручно використати хлорид срібла. З цією метою невелика кількість (2-5 г) добре розтертої солі переносять у колбу і декантацією промивається дистильованою водою. Після промивання знову заливається дистильована вода обережно (без струшування) до прозорості розчину і замірюється опір розчину.

Оскільки сіль AgCl дуже погано розчинна, то ступінь її іонізації у водному розчині наближається до одиниці, тобто молярна електропровідність насиченого розчину цієї солі практично не відрізняється від граничної електропровідності –

image

image,

де S – розчинність хлориду срібла,

image.

Експериментально встановлено, що питома електропровідність насиченого розчину хлориду срібла дорівнює 3,40×10-4см.м-1.Оскільки вода сама є слабим електролітом, то слід враховувати її власний внесок у електропровідність розчину (c води 1,60.10-4см.м-1). Таким чином,

image.

Користуючись нижче приведеною таблицею, величина граничної молярної електропровідності хлориду срібла:

image, тоді розчинність хлориду срібла

image

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА РУХЛИВІСТЬ ІОНІВ

У ВОДНИХ РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

при 298 К (lі, см.моль-1.м2)

Катіони

l+.104

Аніони

l-.104

H3O+

349,81

OH-

198,30

Li+

38,68

F-

55,40

Na+

50,10

Cl-

76,35

K+

73,50

Br-

78,14

Ag+

61,90

I-

76,88

NH4+

73,50

NO32-

71,46

Mg2+

53,05

HCO3-

44,50

Ca2+

59,50

CH3COO-

40,90

Ba2+

63,63

SO42-

80,02

Cu2+

56,60

HCOO-

54,60

Zn2+

52,80

C6H5COO-

32,30

Al2+

63,00

C2H42-

74,10

Оскільки хлорид срібла – бінарний електроліт, то [ Ag+] = [ Cl-]. Знаючи концентрацію іонів, можна визначити добуток розчинності

image.

Аналогічно визначається розчинність та добуток розчинності інших важкорозчинних сполук.

Результати досліду і розрахунків записуються в таблицю:

Концен-трація

Опір розчину, Ом

Середній опір, Ом

Середня електро-пров.

р-ну

Ємність

опору

посуди-

ни

c

l

ДР


 3. ВИЗНАЧЕННЯ ІОННОГО ДОБУТКУ ВОДИ

Для роботи необхідно: реохорд АВС; звуковий генератор ЗГ; на-
вушники Т або осцилограф; посуд для визначення електропровідності і платинові електроди Б; мірна колба на 50–100 мл; піпетки мірні; магазин опору.

Для виконання цієї роботи використовується рівняння

image.

Наприклад, при 291 К питома  електропровідність чистої води дорівнює 4,41.10-6см.м-1. За даними таблиці, приведеної в попередній роботі, знаходимо

image.

Одержавши концентрацію іонів Н+ та ОН-

image,

визначаємо іонний добуток води при 291 К:

image.

Аналогічно визначається величина іонного добутку води при інших температурах. Результати експерименту та розрахунків записуються у вигляді таблиці:

Концен-трація

Опір розчину, Ом

Середній опір, Ом

Середня електро-пров.

р-ну

Ємність

опору

посуди-

ни

c

l

Кw


4.ВИЗНАЧЕННЯ КОНЦЕНТРАЦІЇ КИСЛОТИ МЕТОДОМ КОНДУКТОМЕТРИЧНОГО ТИТРУВАННЯ

Для роботи необхідно: 1н.; 0,1н. розчини NaOH; контрольний розчин кислоти; піпетка на 20–25 мл; мікропіпетка; провідники електричні – 5 шт.

В об’ємному аналізі для визначення кінця титрування застосовують кольорові індикатори. Ці індикатори можуть бути використані в тих ви-
падках, коли необхідно титрувати забарвлені або мутні розчини, так як на фоні цих розчинів зміну кольору індикатора визначити неможливо.

У таких випадках особливо часто при нейтралізації слабких кислот і лугів “індикатором” служить електропровідність розчинів.

Вимірювання електропровідності розчинів знайшло широке прак-
тичне застосування. Одним з них являється кондуктометричне титрування. Суть методу полягає в тому, що в процесі титрування одні йони в розчині заміняються іншими, рухливість яких інша, а відповідно змінюється і електропровідність розчину.

image

Рис. 1. Електрична схема для кондуктометричного титрування.

Визначаючи електропровідність розчину, можна розрахувати його кон-центрацію.

Оскільки електропровідність є величина обернена опорові, то для її визначення достатньо знайти опір розчину струмові, який проходить через нього. Опір визначається компенсаційним методом із застосуванням мос-
тика Кольрауша, схема якого подана на рис.1, де АВС – реохорд; R – магазин опорів; Т – навушники або осцилограф; Б – посуд з розчином електроліту, електропровідність якого необхідно визначити; ЗГ – звуковий генератор; К – ключ.

При замиканні кола ключем струм від джерела струму розгалужу-
ється, утворюючи 4 гілки опору: RAC ,RCB ,Rр-ну, Rмаг.

У навушниках чується звук, а на екрані осцилографа спостерігається лінія. При переміщенні контакту по реохорду в одному і другому напрямах звук то посилюється, то послаблюється, лінія на екрані змінюється за величиною.

У момент, коли image, струм у мостику СД відсутній, що вияв-
ляється повним зникненням звуку в навушниках, на екрані осцилографа буде точка.

Виходячи з поданого  вище рівняння, можна визначити опір розчину

image.

Знаючи опір розчину, розраховують електропровідність по формулі

image.

При визначенні електропровідності користуються слабими струмами високої частоти: з цією метою використовується звуковий генератор.

Посуд, в який заливається розчин (електропровідність якого треба визначити), являє собою склянку з платиновими електродами (рис. 2). Для уникнення поляризації поряд з використанням струмів високої частоти збільшують поверхню електродів. З цією метою електроди платинуються.

imageУ склянку заливають 20–25 мл контрольного роз-
чину кислоти і опускають електроди в кислоту. Поста-
вивши рухомий контакт на поділках 0,25–0,3 м на реохорді, включають струм, користуючись ключем К.
У такому положенні підбирають за допомогою магазину опору такий опір, при якому струм через навушники не проходить, тобто звук у навушниках відсутній або стає мінімальним, або на екрані осцилографа світиться точка.

Залишаючи опір магазину постійним при всіх наступних вимірюваннях, мікропіпеткою приливають порціями розчин NaOH. (Кількість розчину і концен-трація розчину NaOH вказується керівником занять).

Розчин у стаканчику помішують і рухомим контак-
том знову знаходять мінімум звуку.

Мінімум звуку або точка на екрані з додаванням кожної порції лугу зміщується вліво до тих пір, поки кислота не буде повністю відтитрована. Після точки нейтралізації електропровідність розчину зростає, і тому ру-
хомий контакт необхідно зміщувати вправо по лінійці.

Дослід вважається закінченим, коли одержано 5–6 вимірювань після точки нейтралізації.

Результати вимірювань записують у вигляді наступної таблиці:

Кіль-кість

к-ти,

мл

Конц.

NaOH,

моль×екв/л

Кіль-

кість NaOH,

мл

Опір

маг.,

Ом

Покази на лінійці, м

Опір

розчину,

Ом

Електро-провід.

розчину,

Ом–1

АС

СВ

По даним таблиці будують графік залежності електропровідності розчину від кількості лугу, яка пішла на титрування кислоти. По графіку знаходять кількість розчину NaOH, необхідну для нейтралізації взятої кількості кислоти і за формулою image знаходять концентрацію контрольного розчину кислоти image,

де N1 – невідома концентрація кислоти;

V1 – об’єм кислоти, взятий для досліду;

N2 – концентрація розчину лугу;

V2 – об’єм лугу, необхідний для відтитрування кислоти.


5. ВИЗНАЧЕННЯ ВМІСТУ ЛІКАРСЬКОЇ РЕЧОВИНИ В РОЗЧИНІ

Для роботи необхідно: міст змінного струму; термостат (298image0,1К); кондуктометрична комірка з платиновими електродами (константа комірки відома); 4–5 мірних колб на 100 мл; 4–5 стаканів тієї ж місткості; розчини сильних електролітів, які застосовуються в фармації: соляна кислота, бен-
зоат, саліцілат, гідрокарбонат натрію; сульфат магнію або хлорид кальцію, дистильована вода; аналітичні ваги; розчин реагенту НСl концентрації
2×10–2моль/л; 4–5 конічних колб з пробками; об’єкти дослідження: амідо-
пірин, стрептоцид або бензоат натрію у вигляді чистих фармакопейних препаратів і таблеток.

Мета роботи: виміряти опір системи розчину реагенту; внести точну наважку досліджуваної речовини; виміряти опір розчину; розрахувати питому електричну провідність та її зміну; одержати калібрований графік або його рівняння; визначити склад речовини у вихідній таблетці.

Пряме кондуктометричне визначення вмісту лікарської речовини в  слабких електролітах практично неможливе. Абсолютні величини χ слаб-
ких електролітів малі, залежність image має нелінійний характер. Дода-
вання досліджуваної речовини у розчин реагенту, що з ним взаємодіє, викликає зміну питомої електричної провідності розчину, яка при визна-
чених умовах пропорційна концентрації цієї речовини. Такий метод називають прямою кондуктометрією з хімічним впливом на систему.

Наведемо приклад прямого кондуктометричного аналізу слабких основ. В якості реагенту застосовують розчин слабкої кислоти НА відомої концентрації ср; його питома електрична провідність image. Після додавання слабкої основи ВОН з концентрацією со при умові сор проходить нейтралізація згідно реакції

image

В одержаному розчині знаходиться утворена сіль ВА в концентрації со і надлишок реагенту НА в концентрації ср – со. На основі адитивності знаходимо питому електричну провідність одержаного розчину (χ):

image   (1)

image (2)

По рівнянню реакції замість сильної кислоти НА утворюється екві-
валентна маса солі ВА, тому концентрація розчину не міняється, різниця йонних еквівалентних електричних провідностей image є величина постійна, а зміна питомої електричної провідності розчину прямо про-
порційна концентрації досліджуваної слабкої основи рівняння (2).

На практиці в розчин реагенту вносять певні маси досліджуваної речовини, кожний раз визначаючи Δχ. Будують лінійний графік image, де m – маса речовини, або одержують рівняння

image. (3)

Коефіцієнти а і  b знаходять методом найменших квадратів.

Пряма кондуктометрія з хімічним впливом на систему враховує швид-
кість прямого кондуктометричного методу з можливостями кондукто-
метричного титрування. У цьому методі можуть використовуватись не тільки реакції нейтралізації, але й осадження, витіснення із солей, комп-
лексоутворення. Домішки стороннього електроліту (до 3–4%) у меншій мірі заважають проведенню аналізу, чим у класичному варіанті прямої кондуктометрії.

Для успішного проведення аналізу взаємодія повинна йти швидко і до кінця, продукти реакції і реагент повинні мати максимально різні екві-
валентні електричні провідності. Відношення концентрацій речовини, що визначають, і реагенту повинно бути в межах 0,5–0,95, так як зростає похибка аналізу із-за зменшення Δχ.

Хід роботи

В 4–5 конічних колб вносять точні маси чистого препарату, до-
дають із бюретки по 50 мл НСl визначеної концентрації. Маси розра-
ховують так, щоб відношення концентрації речовини, що визначають, і реагенту знаходилось в межах 0,5–0,95. Розчини перемішують і вимірюють опір чистого реагенту НСl і всіх розчинів при Т=298 К. Таблетку неві-
домого складу зважують, потім подрібнюють до порошку і вносять в чис-
тий розчин реагенту (50 мл), повністю розчиняють (дозволяється каламут-
ність нерозчинних домішок). Іноді потрібен підігрів розчину на водяній бані. Вимірюють опір одержаного розчину.

Обробка результатів експерименту

Для кожного розчину розраховують за рівнянням опір image і зміну питомої електричної провідності Δχ по рівнянню (1), будують залеж-
ність image і методом найменших квадратів розраховують коефі-
цієнти а і b рівняння (3). Розраховують χ і Δχ у досліді з таблеткою і за каліброваним графіком або рівнянням (3) знаходять масу речовини в таблетці, що аналізується. Оцінюють похибку аналізу, підставивши у рівняння (3) величини Δχ і зрівнявши взяті наважки з розрахованими по рівнянню.

Результати досліду і розрахунки заносять у таблицю:

№п/п

Маса наважки

т, кг

Опір R,

Ом

Питома електрична провідність χ,

Ом–1×м–1

Зміна питомої електричної провідності,  Δχ,

Ом–1×м–1


VIII. ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА ЕЛЕКТРОДНІ ПОТЕНЦІАЛИ

1. ВИМІРЮВАННЯ ЕЛЕКТРОРУШІЙНИХ СИЛ ГАЛЬВАНІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ

Для роботи необхідно: акумулятор на 1,2 V – Ак; гальванометр – Г; нормальний елемент Вестона Еп; елемент з невідомою ЕРС – Ех; реохорд АВ; ключ для вмикання К; перемикач на шість клем П; провідники струму; розчини CuSO4,  ZnSO4; насичений розчин KCl.

Прилад, в якому відбувається перетворення хімічної енергії в елек-
тричну, називається гальванічним елементом. Його можна  зобразити схе-
мою

image

ЕРС такого елемента в більшості випадків виміряють двома мето-
дами: ввімкненням у ланцюг чутливого вольтметра або компенсаційним методом. Перший з цих методів має деякі недоліки, зв’язані з проход-
женням через прилад електричного струму. Ці недоліки усуваються при визначенні ЕРС компенсаційним методом, коли через елемент струм не проходить.

image

Схема установки для вимірювання ЕРС

компенсаційним методом.

Принцип методу компенсації полягає в тому, що до елемента з невідо-
мою ЕРС приєднують інший елемент, ЕРС якого направлена назустріч (джерело струму). При цьому відбувається взаємна компенсація двох електрорушійних сил – досліджуваного елемента і джерела струму.

Схема установки для компенсаційного методу подана на рисунку. Акумулятор АК замкнутий через дротину АВ, що натягується вздовж шкали реохорду довжиною 1 м. Дротина на всій довжині реохорда однорідна і має однаковий переріз, тому спад напруги на одиницю довжини теж однаковий і рівний image, а спад напруги на всій довжині реохорда рівний:

image,

(1)

де І – сила струму;

r – опір одиниці довжини дротини (питомий опір).

Якщо в коло назустріч акумуляторові ввімкнули елемент з невідомою ЕРС, то, переміщуючи повзунок С по лінійці АВ, можна знайти таке положення, при якому стрілка гальванометра Г стає на нуль.

Це відбувається внаслідок того, що ЕРС гальванічного елемента Ех точно компенсується різницею потенціалів у межах між точками А і В. Якщо ця різниця потенціалів більша від ЕРС елемента, то стрілка галь-
ванометра відхиляється в одну сторону. Якщо ЕРС гальванічного елемента більша за різницю потенціалів на лінійці, то спостерігається відхилення стрілки гальванометра в протилежну сторону.

Необхідно знати ці два положення, потім зменшувати інтервал між ними до того часу, поки стрілка гальванометра прийме нульове положення.

Якщо гальванометр знаходиться в нульовому положенні, а повзунок на віддалі ах, тоді

image, а image.

Із співвідношення

image,

знаходимо

image.

(2)

Але ЕРС акумулятора невідома і тим більше в процесі роботи вона може змінюватись. Тому перш ніж компенсувати Ех, в електричне коло замість досліджуваного елементу включають нормальний елемент Вестона ЕN, ЕРС якого відома.

При компенсації ЕN і ЕРС акумулятора одержуємо  певне положення контакта аN, тоді

image.

(3)

Із співвідношення

image,

знаходимо

image.

(4)

Підставивши рівняння (4) у рівняння (2), знаходимо Ех ЕРС дослід-
жуваного елементу:

image.

(5)

Експериментальна частина роботи виконується у наступному по-
рядку.

По наведеній схемі компенсують спочатку нормальний елемент Вес-
тона, потім мідно-цинковий елемент і тільки після цього каломельно-цинковий. З одержаних даних по формулі (5) розраховують ЕРС дослід-
жуваних елементів.

Із значення ЕРС каломельно-цинкового елементу розраховують по-
тенціал цинкового електроду. Потенціал каломельного електроду по від-
ношенню до цинкового буде позитивним. Значення його в залежності від температури подані  на с. 51.

Величину потенціалу цинкового електроду обраховують, виходячи із співвідношення:

image, звідси image.

(6)

Результати досліду і розрахункові дані записуються в таблицю:

Елемент

Покази

на

лінійці

ЕРС

Електродний

потенціал

Норм. елемент Вестона

image

image

-ПZn/Zn2+


2. ВИЗНАЧЕННЯ ВОДНЕВОГО ПОКАЗНИКA ПОТЕНЦІОМЕТРИЧНИМ МЕТОДОМ

Для роботи необхідно: потенціометр; акумулятор; нормальний еле-
мент Вестона; хінгідронно-каломельний елемент; гальванометр; провідни-
ки; хінгідрон; досліджувані розчини.

Для визначення рН за допомогою хінгідронного електроду користу-
ються хінгідронно-каломельним ланцюгом:

image

Вимірюють еРС цього ланцюга за допомогою потенціометра. рН розчину розраховують, виходячи з рівняння залежності потенціалу хін-
гідронного електроду від концентрації водневих іонів:

image, image

або

image.

ЕРС хінгідронно-каломельного елементу набуває вигляду:

image.

Підставляючи в це рівняння значення Пхін і Пкал, одержуємо:

image.

Звідки дістаємо розрахункову формулу:

image.

Значення нормального потенціалу хінгідронного електроду – ПОхін, потенціалу насиченого каломельного електроду – Пкал в залежності від температури, а також значення коефіцієнту image беруть з таблиць, які знаходяться у кінці опису.

Для визначення еРС хінгідронно-каломельного елементу до відпо-
відних клем на потенціометрі приєднують: хінгідронно-каломельний еле-
мент, нормальний елемент Вестона, гальванометр і джерело струму. Не-
обхідно пам’ятати, що джерело струму при збиранні електричної схеми підключається останнім. Хінгідронний електрод готують таким чином.

У скляний посуд заливають досліджуваний розчин; туди ж додають хінгідрон до насичення.

image

Розчин старанно перемішують і опускають платиновий електрод. Приготовлений хінгідронний електрод з’єднують за допомогою солевих містків з каломельним.

Компенсаційна схема потенціометра.

Готовий хінгідронно-каломельний елемент приєднують до приладу, зображеному на рисунку.

Якщо вимірювання проводяться з хінгідронним електродом, то кало-
мельний електрод приєднується до клеми “мінус”, а з водневим – до “плюс”. Перед вимірюванням ЕРС хінгідронно-каломельного ланцюга спо-
чатку проводять наладку потенціометра по нормальному елементу. Для цього ручка вмикача ставиться в положення “НЗ”, а реостатами, вмонто-
ваними в лівій частині приладу, підбирають опір, починаючи з грубої наводки і кінчаючи більш плавною до тих пір, поки стрілка гальванометра покаже відсутність струму. Потім починають визначення ЕРС дослід-
жуваного елементу. Для цього ручку вмикача ставлять в положення “Х” і реостатами, вмонтованими в правій частині приладу (починаючи з ручки 0,1 і закінчуючи 0,001 В), підбирають такий опір, при якому стрілка галь-
ванометра покаже відсутність струму, тобто стане на нуль.

Cумарне значення показів кожного реостату відповідає значенню ЕРС хінгідронно-каломельного елемента. Маючи значення ЕРС хінгідронно-каломельного електрода, по розрахунковій формулі вираховують величину водневого показника.

Результати досліду записують у табл. 1.


Таблиця 1

Дослід.

р-н

Покази

потенціо-метра, В

ПОхін,

В

Пкал,

В

image

рН

Значення потенціалу насиченого каломельного електроду при різних температурах наведені в табл. 2.

Таблиця 2

Темпера- тура, К

Потен-ціал, В

Темпера- тура, К

Потен-ціал, В

Темпера-тура, К

Потен-ціал, В

286

0,32

289

0,2517

292

0,2425

287

0,2525

290

0,2509

293

0,2488

288

0,2517

291

0,2503

294

0,2458

Значення потенціалу нормального хінгідронного електроду при температурі від 281 до 301 К наведені в табл. 3.

Таблиця 3

Температура, К

ПОхін, В

Температура, К

ПОхін, В

281

0,6866

292

0,6948

282

0,6874

293

0,6955

284

0,6888

294

0,6970

285

0,6896

295

0,6977

286

0,6903

296

0,6985

287

0,5911

297

0,6992

288

0,6918

298

0,6999

289

0,6925

299

0,7007

290

0,6933

300

0,7011

291

0,6940

301

0,7022

Значення imageдля різних температур наведені в табл. 4.

Таблиця 4

Т, К

image

Т, К

image

283

0,0561

294

0,0583

284

0,0563

295

0,0585

285

0,0565

296

0,0587

286

0,0567

297

0,0589

287

0,0569

298

0,0591

288

0,0571

299

0,0593

289

0,0573

300

0,0595

290

0,0575

301

0,0597

291

0,0577

302

0,0599

292

0,0579

303

0,0601

293

0,0581


3. ПОТЕНЦІОМЕТРИЧНЕ ВИЗНАЧЕННЯ рН, РОЗРАХУНОК КОНСТАНТИ ДИСОЦІАЦІЇ СЛАБКОЇ КИСЛОТИ

Потенціометричний метод визначення рН розчину слабкої кислоти дає можливість розрахувати константу дисоціації. Якщо для досліду взяти слабку кислоту image, то відомий математичний вираз закону розведення Оствальда:

image

можна замінити  рівністю: image,

де К – константа дисоціації кислоти;

a – ступінь дисоціації;

с(х) –  молярна концентрація кислоти.

Молярна концентрація йонів водню в розчині слабкої кислоти зв’я-
зана з ступінню дисоціації і константою дисоціації відношенням:

image.

Логарифмуючи рівність image, одержуємо

image.

Звідси image.

Виконання роботи полягає у визначенні рН розчину слабкої кислоти з відомою молярною концентрацією. Для вимірювань рекомендується брати розчини з молярною концентрацією від 0,01 моль/л до 0,5 моль/л.

У хімічний стаканчик об’ємом 50 мл наливають 20–30 мл дослід-
жуваного розчину слабкої кислоти. У розчин обережно занурюють елек-
троди, щоб кулька скляного електроду повністю знаходилася у розчині. Вимірюють рН розчину за допомогою рН-метра і розраховують рК за формулою image.

Потім за допомогою таблиці антилогарифмів визначають константу дисоціації. Порівняти одержану величину з табличною. Визначити абсо-лютну і відносну похибку.


ІХ. ХІМІЧНА КІНЕТИКА І КАТАЛІЗ

1. ВИЗНАЧЕННЯ ШВИДКОСТІ РОЗКЛАДУ ТІОСУЛЬФАТНОЇ КИСЛОТИ

Для роботи необхідно:  0,1 моль/л розчин image; 1 моль/л image; штатив з пробірками; бюретка; секундомір.

Тіосульфатна кислота утворюється при взаємодії тіосульфату натрію з сульфатною кислотою:

image

image

Реакція протікає дуже швидко. Розклад тіосульфатної кислоти проходить відносно повільніше:

image

Дослід 1. Залежність швидкості розкладу тіосульфатної кислоти від її молярної концентрації

У три пробірки наливають із бюреток розчин image з молярною концентрацією с1image= 0,1 моль/л і дистильовану воду в об’ємах, що вказані в табл. 1. У другі три пробірки наливають із бюреток по 0,005 л розчину image (с(image)= 1 моль/л). Зливають попарно приготовлені розчини image і image, перемішують і відмічають за секундоміром час (t) від моменту зливу розчинів до помутніння у результаті появи осаду сірки.

Молярну концентрацію тіосульфату натрію с2(image) і початкову молярну концентрацію тіосірчастої кислоти с(image) у приготовлених сумішах розраховують за формулою:

image,

де V(image) – об’єм розчину тіосульфату натрію, який додали, л;

V(суміші) – об’єм суміші, що досліджується, л.

Таблиця 1

№ досліду

Об’єми розчинів, 10-3м3

с(H2S2O3) у суміші, що досліджується, кмоль/м3

t, с

Na2S2O3

Н2О

H2SO4

1.

0,001

0,004

0,005

0,01

2.

0,003

0,002

0,005

0,03

3.

0,005

0,000

0,005

0,05

Роблять висновки про вплив молярної концентрації тіосірчастої кислоти на швидкість протікання реакції, порівнюючи час від моменту зливання розчинів до помутніння у результаті появи осаду сірки.

Дослід 2. Залежність швидкості розкладу тіосульфатної кислоти

від температури

У три пробірки наливають по 0,005 л розчину з молярною кон-
центрацією с(image) = 0,1 моль/л, у три інші – по 0,005 л розчину image з с(image) = 1 моль/л. Поміщають усі пробірки у стакан з водою і через
5 хвилин, вимірявши температуру води у стакані, зливають вміст однієї пари пробірок з розчинами image і image, відмічають час t від моменту злива розчинів до помутніння у результаті появи осаду сірки. Потім приливають у стакан трохи гарячої води, щоб температура збільшилась приблизно на 10 К. Витримують розчини  при цій температурі 5 хвилин і зливають вміст другої пари пробірок із розчинами:image і image, відмічаючи час від моменту зливу розчинів до помутніння у результаті появи осаду сірки. Дослід з останньою парою пробірок проводять при температурі приблизно на 20 К вище початкової. Результати заносять у табл. 2.

Таблиця 2

№ дослідів

Температура, К

t, с

1.

2.

3.

Роблять висновок про вплив температури на швидкість хімічної реак-
ції, будуючи графік залежності image.


2. КАТАЛІТИЧНИЙ ВПЛИВ ЙОНІВ ФЕРУМУ НА ШВИДКІСТЬ ОКИСЛЕННЯ ЙОДИСТОВОДНЕВОЇ КИСЛОТИ ПЕРСУЛЬФАТОМ АМОНІЮ

Для роботи необхідно:  0,5 моль/л розчини КІ, Н2SO4, СuSO4, FeSO4, (NH4)2S2O8; термостат; холодильник; дистильована вода; розчин крохмалю; конічні колби на 250 мл, піпетка.

Реакція окислення йодистоводневої кислоти персульфатом амонію можна описати рівнянням:

image.

Ця реакція відбувається повільно. При наявності каталізатора – йонів міді і заліза – ця реакція істотно прискорюється.

У роботі експериментально визначають вплив йонів заліза і міді на швидкість окислення.

Виконання роботи

Попередньо готують по 300 мл водних розчинів: 1) 0,12 н. КІ; 2) 0,025 н. Н2SO4; 3) 0,0005 н. СuSO4 (0,062 г/л СuSO4image); 4) 0,0005 н. FeSO4
(0,07 г/л FeSO4×7H2O); 5) 0,1 н. (NH4)2S2O8. Всі ці розчини з дистильо-
ваною водою ставлять у термостат, температура якого 298 К.

Одночасно у холодильник або в сніг ставлять дистильовану воду.

За допомогою піпеток готують реакційні суміші, як зазначено в табл. 1.

У всіх трьох випадках останнім вливають в розчин йодид калію. Мо-
мент вливання йодиду калію (внаслідок чого утворюється НІ) вважають початком реакції. Суміш у кожній колбі швидко розмішують і ставлять у термостат.

Таблиця 1

Склад реакційної суміші

№ реак-ційної суміші

Об’єм розчину в суміші, 10-6 м3

Дистильо-вана вода

(NH4)2S2O8

Н2SO4

СuSO4

FeSO4

КІ

1

100

50

50

-

-

50

2

50

50

50

50

-

50

3

50

50

50

-

50

50

Через 3, 6, 10, 20, 40, 60 хв. відбирають по 20 мл суміші, вливають у конічну колбу на 250 мл, в яку добавляють приблизно 100 мл охолодженої води, і титрують 0,01 н. розчином тіосульфату натрію при наявності крох-
малю. Момент відбирання проби відмічають точно за годинником. Титру-
вання дає змогу визначити кількість йоду, що утворився при реакції.

Результати титрування заносяться у табл. 2.

Таблиця 2

 

Результати  титрування

№ розчину

Об’єм розчину Nа2S2O8, що пішов на титрування проби, мл, відібраної через певний час, с

180

360

600

1200

2400

3600

За даними експерименту будують графік у координатах: об’єм роз-
чину тіосульфату натрію, що пішов на титрування (мл), час (хв), на основі яких оцінюють каталітичний вплив йонів міді та феруму.


3. ДОСЛІДЖЕННЯ ГІДРОЛІЗУ КРОХМАЛЮ В ПРИСУТНОСТІ СОЛЯНОЇ КИСЛОТИ

Для роботи необхідно: 10% розчин НСl; 10% розчин NaOH; крохмаль; 1% розчин CuSO4; глюкоза; штатив з пробірками; колби на 250 мл; спиртівка.

У колбу із зворотним (повітряним) холодильником налити 30 мл 1% розчину крохмалю, додати 15 мл 10% розчину соляної кислоти, довести до кипіння і кип’ятити протягом 10 хвилин. Обережно охолодити колбу проточною водою. Із вмістом колби (гідролізатом) проробити реакції: а) на крохмаль; б) на глюкозу (реакція Тромера).

а) Відібрати в чисту пробірку 10 крапель гідролізату і додати 1–2 краплі йоду. Поява синього кольору вказує на наявність крохмалю (реакція позитивна), відсутність синього кольору вказує на те, що відбувся гідроліз крохмалю і утворилися продукти гідролізу – мальтоза (реакція негативна).

б) У пробірку налити 5 крапель гідролізату, додати 8 крапель 10% розчину NaOH і сульфату купруму CuSO4 (1% розчин) до появи осаду гідроксиду міді (ІІ) блакитного кольору. Пробірку нагріти на полум’ї пальника. Поява жовтого кольору, що переходить у червоний, свідчить про наявність продуктів гідролізу крохмалю – мальтози і глюкози.

4. ДОСЛІДЖЕННЯ ГІДРОЛІЗУ КРОХМАЛЮ В ПРИСУТНОСТІ ФЕРМЕНТІВ І СОЛЯНОЇ КИСЛОТИ ПРИ ТЕМПЕРАТУРІ 310 К

Для роботи необхідно: розчин крохмалю; розчини ферментів; водяна баня; штатив з пробірками; спиртовий розчин йоду; розчин соляної кислоти.

У 5 пробірок налити по 2 мл розчину крохмалю. В 1 пробірку додати
1 мл слини (або іншого ферменту), розведеної в 2 рази, в 2 – розведеної в
4 рази, в 3 – в 8 раз, в 4 – 1 мл соляної кислоти,  в 5 – 1 мл води (5 пробірка служить контролем). Усі пробірки поставити у водяну баню при тем-
пературі 310 К на 10 хвилин. Після охолодження вміст кожної з них розлити у 2 чисті пробірки і проробити реакції на крохмаль з йодом і реакцію Тромера,  аналогічно а), б) ІХ.3.

Результати досліджень занести в таблицю:

№ п/п

Субстрат

Ката- лізатор

Темпе-ратура, К

Реакція на крохмаль

Реакція Тромера

Чи відбувається гідроліз?

5. ВИЗНАЧЕННЯ ШВИДКОСТІ РОЗКЛАДУ ПЕРОКСИДУ ВОДНЮ ГАЗОМЕТРИЧНИМ МЕТОДОМ

Для роботи необхідно: Установка (рис.1.), перексид водню, термостат.

Пероксид водню в водних розчинах повільно розкладається по рівнянню:

image.

У присутності катіонів і аніонів деяких органічних речовин, а також ряду твердих речовин розклад перекису водню значно прискорюється. Тому ця реакція у водних розчинах може бути гомогенною або гетерогенною каталітичною реакцією в залежності від взятого каталізатору.

За ходом реакції спостерігають по зміні об’єму кисню, що виділяється через різні проміжки часу від початку реакції.

ПОСЛІДОВНІСТЬ ВИКОНАННЯ РОБОТИ.

image Реакційну посудину 1 наповнити розчином каталізатору таким чином, щоб висота повітряного простору між рівнем рідини і корком не перебільшувала 2 см і помістити його в термостат 4 при певній заданій температурі. Зрівнювальну склянку 3 і бюретку 2 наповнити водою. Рівень води в бюретці встановити на рівні верхнього крану.

Після 30 хвилин термостатування в реакційну посудину налити певну кількість пероксиду водню. Розчин ретельно розмішати скляною паличкою і реакційну посудину закрити корком.

Верхній кран на протязі 1-2 хв. тримати відкритим (для витіснення повітря, що виділяється киснем з реакційної посудини), потім його закрити, з’єднавши таким чином реакційну посудину з газовою бюреткою. Встановити одинакові рівні рідини в бюретці і зрівняльній склянці, провести перший вимір і записати рівень на бюретці і час. Кожна послідуюча зміна супроводжується таким записом, причому рівень рідини в бюретці і зрівняльній склянці підтримують одинаковим. Рівень рідини в бюретці записується через 2-5 хв. (чим вище температура, тим менший час між вимірами). Після того, як реакція практично припиниться, реакційну посудину помістити в киплячу водяну баню і витримати  в ній до повного розкладу пероксиду водню (біля 30 хв.). Реакція вважається закінченою, якщо рівень газу в бюретці перестає змінюватись. При кип’ятінні на водяній бані зрівняльну склянку тримають у найбільш високому положенні.

Після повного розкладу пероксиду водню реакційну посудину охолодити до температури термостату, витримати в ньому на протязі 25-30 хв. і при одинакових рівнях рідин у бюретці і в зрівняльній склянці заміряти рівень рідини в бюретці.

При обробці експериментальних даних за початок реакції приймати третій або четвертий вимір (тобто вимірювання в умовах режиму, що встановився). Визначають інтервал часу від початку реакції до кожного послідуючого вимірювання t і об’єми кисню, що виділився при проходженні цих інтервалів аt.

По одержаних даних побудувати графіки залежності:

1.Рівності об’ємів кисню від часу (час у хвилинах).

image.

2.Тобто image, по якому знаходять порядок реакції.

3.Логарифму швидкості реакції через різні проміжки часу від логарифму різниці об’ємів кисню, що виділився image.

Далі проводять обрахунок величини константи швидкості реакції за рівнянням

image,

де а¥ - об’єм кисню, що виділився після розкладу пероксиду водню (визначається як різниця рівней у бюретці в момент, прийнятий за початок реакції, і після кипіня Н2О2 до повного розкладу). Результати представити у вигляді 4-х графіків і таблиці.

Температура досліду___________

Каталізатор___________________

Кількість перекису водню_______

№ вимі-рювань

Час вимі-рюваня,

с

Час від початку реакції,

с

Рівень рідини в

бюретці, мл

Об’єм газу, що

виділи-вся, м3

Швид-кість реакції

image

imageimage

image

К


6. ФОТОХІМІЧНИЙ РОЗКЛАД Н2О2

Для роботи необхідно:установка (рис.1), перексид водню.

Фотохімічний розклад Н2О2 являється типовим ланцюговим процесом, механізм якого можна представити таким чином:

image - реакція зародження ланцюга;

image - цикл регенерації;

image

image - реакція розгалуження;

image - реакція обриву ланцюга.

Виділення кисню відбувається в результаті реакції

image

Ця реакція відноситься до ланцюгових реакцій з „виродженими розгалуженнями”. В даному процесі розгалуження здійснюється фотохімічно за рахунок підводу енергії ззовні. Відносно стійким проміжним продуктом являється вільний радикал ОН-. Кінетика цієї реакції виражається рівнянням: image, де

φ  -  константа наростання, що характеризує швидкість розгалуження;

τ – час.

Логарифмування його дає image. Це рівняння прямої в системі координат image.

Перед початком роботи необхідно по термодинамічним функціям розрахувати теплові ефекти елементарних стадій реакції та оцінити принципову можливість їх здійснення. Робота проводиться на установці, схема якої приведена на рис.1.

Послідовність виконання роботи

image

Рис. 1. Схема установки для вивчення кінетики фотохімічного розкладу Н2О2

Установка складається з кварцової колби 1, яка пропускає ультрафіолетові промені, зворотнього холодильника 5, градуйованої газової бюретки 3, зрівнювальної склянки 4 та ртутнокварцевої лампи 2. Кварцеву колбу 1 з розчином Н2О2 зєднати із зворотним холодильником 5 і встановити проти отвору 6 і захисного щитка 7. Відкрити кран 8 і рівень рідини в бюретці 3 при допомозі зрівнювальної склянки 4 поставити на нуль. Пустити воду в холодильник і дочекати моменту, коли встановиться рівень рідини в газовій бюретці при закритому крані 8. Рівень рідини, що змінився в бюретці, встановити відкриттям крану 8. Цим досягається сталість тиску, що рівний атмосферному. Після вирівнювання рівней при закритому крані 8 включається одночасно ртутнокварцева лампа і секундомір. Перший підрахунок записати після того, коли виділяться 1,0 -1,5 см3 кисню, потім через 3 хв., коли швидкість виділення газу досягне 1 см3/хв., підрахунки вести через хвилину. При підрахунку об’єму газу image, необхідно вирівняти рівні рідин в зрівнювальній склянц і газовій бюретці.

Дослід припинити, коли виділиться 75-100 см3 газу. Дослідні дані записати в таблицю:

№ вимірювань

Час від початку

р-ції, с

Покази бюретки

Об’єм О2, що виділився,м3

Швидкість р-ції,

м/с

lgv

При обробці експериментальних даних побудувати графік в системі координат image. Ця залежність необхідна для розрахунку швидкості. Швидкість у різні моменти часу визначається

image.

Інтервал часу image брати рівним 2 хвилини. Аналітична залежність швидкості від часу виражається рівнянням

image, що в логарифмічній формі image.

Для знаходження емпіричних констант А і φ побудувати графік залежності v і τ і по наростаючій кривій взяти значення v в різні моменти  часу і накреслити графік у системі координат image.

Величина φ визначається як тангенс кута нахилу одержаної прямої до осі τ, а image - як відрізок, що відтинається прямою на осі image при значенні image.


Х. ФІЗИКОХІМ ІЯ ДИСПЕРСНИХ СИСТЕМ.

1. МЕТОДИ ОДЕРЖАННЯ КОЛОЇДНИХ РОЗЧИНІВ

Колоїдним розчином або золем називається система, яка склада-
ється з частинок дисперсної фази розміром 10–9–10–7 м або 10–7–10-5 см дисперсійного середовища.

Частинки дисперсної фази можуть бути твердими (кристалічними або аморфними), рідкими і газоподібними.

На сьогодні встановлено, що будь-яку речовину можна одержати у вигляді колоїдного розчину, якщо підібрати відповідні умови досліду.

І. ПРИГОТУВАННЯ ЗОЛЮ БЕРЛІНСЬКОЇ ЛАЗУРІ

Для роботи необхіднорозчини image (концентрації 0,1 г/л та 20 г/л); 2% image; колби на 50 мл – 2 шт.; мірні піпетки.

Готують 20 мл розбавленого розчину гексаціаноферату калію image концентрації 0,1 г/л і по краплях додають 1–2 мл 2%-ного розчину хлориду заліза (ІІІ).

Для порівняння готують 20 мл розчину гексаціаноферату калію кон-
центрації 20 г/л і додають 10–20 мл 2%-ного розчину хлориду заліза (ІІІ).

Висновки і спостереження записують у журнал.

ІІ. ПРИГОТУВАННЯ ЗОЛЮ КАНІФОЛІ

Для роботи необхідно: 2% розчин каніфолі в етиловому спирті;  дистильована вода; колба на 100–250 мл.

Готують 2%-ний розчин каніфолі в етиловому спирті. По краплях при енергійному перемішуванні (струшуванні) приливають його у великий об’єм дистильованої води (з розрахунку 5 мл спиртового розчину каніфолі на 50 мл води). Утворюється прозорий, сильно опалесціюючий ліофобний золь каніфолі у воді.

Частинки каніфолі в цьому розчині заряджені негативно.


ІІІ. ПРИГОТУВАННЯ ГІДРОЗОЛЮ СІРКИ

Для роботи необхідно: 2% розчин сірки в спирті; дистильована вода; колба на 50–100 мл.

Заздалегідь готують розчин сірки в етиловому спирті, періодично збов-
туючи сірку в спирті. Залишок сірки, яка не розчинилась, відфільтровують.

Гідрозоль сірки одержують, доливаючи по краплях 5 мл її спир-
тового розчину до 20 мл дистильованої води. Будова міцели сірки в цьому розчині невідома. Частинки сірки зарядженні негативно.

ІV. ПРИГОТУВАННЯ ЗОЛЮ ГІДРОКСИДУ ЗАЛІЗА

Для роботи необхідно: 2% розчин image; мірні циліндри на 30 і 200 мл; колба на 250 мл; 8 колб на 25 мл; розчин солі К2SO4; розчин солі image.

Цей метод застосовується, в основному, для одержання золів гідро-
ксидів важких металів. Суть його полягає в слідуючому: в колбі нагрі-
вають до кипіння 200 мл дистильованої води і в неї додають окремими порціями 30 мл 2%-ного розчину image. Спочатку одержується гідрат оксиду феруму (ІІІ) по схемі (за рівнянням реакції):

image

Молекули image вступають у хімічну взаємодію з НСl:

image

Молекули image дисоціюють на йони:

image

На поверхні колоїдної частинки із розчину адсорбуються ті йони, які за своєю природою близькі до складу ядра. Тоді будову колоїдної частинки золю гідроксиду феруму (ІІІ) схематично можна зобразити так:

image

2. КОАГУЛЯЦІЯ КОЛОЇДНИХ РОЗЧИНІВ ЕЛЕКТРОЛІТАМИ

Одержаний і охолоджений до кімнатної температури золь гідроксиду феруму (ІІІ) розливають у 8 колбочок по 20 мл в кожну.

Золь image в перших двох колбочках титрують розчином К2SO4, золь інших двох колбочок – розчином image до початку коагуляції, що спостерігають до помутніння золю.

В чотири наступні колбочки наливають 0,5%-ний розчин желатини по 10 крапель і теж титрують розчинами К2SO4 і image. В цьому випадку електролітів йде більше. Це вказує на те, що желатина підвищує стабільність колоїдів, виявляючи захисну дію.

Результати титрування записують в таку таблицю:

Номери

колбочок

К2SO4,

10-6м3

Номери

колбочок

K3[Fe(CN)6],

10-6м3

Без желатини

1

2

3

4

З желатиною

5

6

7

8


3. ВИЗНАЧЕННЯ ВЕЛИЧИНИ ЕЛЕКТРОКІНЕТИЧНОГО ПОТЕНЦІАЛУ МЕТОДОМ ЕЛЕКТРОФОРЕЗУ

Для роботи необхідно: прилад для електрофорезу; вольтметр; золь гідроксиду заліза (ІІІ); 0,001 н. розчин NaOH.

Величину електрокінетичного потенціалу можна визначити, викорис-
товуючи електрофорез – рух мікроскопічних частинок, завислих у воді, під впливом постійного струму. Це явище першим спостерігав у 1807 р. про-
фесор Московського університету Ф.Ф. Рейсс.

Подпись: 
Прилад для електрофорезу.



Прилад для електрофорезу являє собою U-подібну скляну трубку
(див. рисунок) з двома кранами 1 і 2. Знизу ця трубка з’єднана за допомогою крана 3 з трубкою 6, яка переходить у лійку. Прилад заповнюють через лійку колоїдним розчином при відкритих кранах, після чого закривають кришкою лійку, закручують всі крани і надлишок колоїдного розчину з обох колін U-подібної трубки зливають. Потім в обидва коліна наливають прозорий незафарбований електроліт (бокову рідину), електропровідність якого повинна дорівнювати електропровідності колоїдного розчину. Далі відкривають крани 1 і 2 і повільно – кран 3. При цьому колоїдний розчин піднімається вище кранів, а розчин електроліту піднімається до тих пір, поки в нього не зануряться електроди 4. Тоді кран 3 закривають. Між зафарбованим золем і електролітом повинна встановитись чітка межа (границя). Вмикають джерело постійного струму 8 і спостерігають пере-
міщення границі зафарбованого золю по шкалі 5, точно відзначаючи час початку й кінця досліду і відповідний шлях переміщення золю S.

За допомогою гнучкої дротини вимірюють відстань (середню) між електродами і обчислюють середню величину градіента потенціалу

image.

Величину U визначають за вольтметром 7.

Величину x-потенціалу обчислю-
ють за формулою:

image (1)

де D – діелектрична стала рідини;

h – в’язкість рідини, Н×с/м2;

k – стала, яка залежить від форми частинок;

U – електрофоретична швидкість, що дорівнює шляху (м), який про-
ходять частинки за 1 с при градієнті потенціалу Н величиною В на 0,01 м. Для золів гідроксиду заліза і берлінської блакиті величина k = 4 (для глобулярних частинок).

Величину електрофоретичної швидкості U визначають за формулою

image, (2)

де S – шлях, м, який пройшли частинки за час Т, с.

Як джерело постійного струму використовують батарею гальванічних елементів напругою 60–80 В. Можна використати змінний струм, підклю-
чивши випрямляч.

Для дослідів зазделегідь готують золь гідроксиду заліза і віддіалі-
зовують його, як бокову рідину використовують розчин хлориду амонію концентрацією 1 г/л.

Заготовлений золь гідроксиду розливають у  4 посудини по 25–50 мл у кожну і додають в першу 0,001 н. розчину їдкого натру, у другу 10 мл, у третю – 5 мл.

Замість золю гідроксиду заліза можна використати будь-який забарв-
лений золь ( наприклад, берлінської блакиті).

Якщо застосовують прилад тільки з одним краном (без кранів 1 і 2
U-подібної трубки), то колоїдний розчин наливають у прилад з закритим краном так, щоб тонка трубка і лійка заповнились ним. Потім наливають в U-подібну трубку 6–10 мл бокової рідини, вставляють платинові електроди так, щоб вони були на відстані 5–6×10–2 м від верхніх країв U-подібної трубки. Потім обережно трохи відкривають кран, щоб золь повільно перетікав у U-подібну трубку. При цьому повинна зберігатися чітка межа поділу  між забарвленим золем і боковою рідиною. Коли бокова рідина досягне 1/2–3/4 платинових електродів, кран закривають.

Результати дослідів записують у таку таблицю:

№ розчину

Тривалість

електрофорезу, с

Шлях, що

пройшла границя забарвленого

золю,10-3 м

Напруга, U, В


4. ВИВЧЕННЯ ІЗОЕЛЕКТРИЧНОЇ ТОЧКИ БІЛКІВ

Для роботи необхідно: розчини: 0,01н. СН3СООН; 0,1 н. СН3СООН; 1 н. СН3СООН; 0,1 н. СН3СООNa; розчин казеїну в 0,1 н. CH3COOONa; індикатор метилоранж; піпетка, градуйована на 10 мл; штатив з пробір-
ками.

Білки, які складають основу протоплазми, мають ряд властивостей, що витікають з їх специфічної хімічної природи.

Молекули білків являють собою довгі ланцюги типу полімерів, що складаються з багатьох амінокислот.

Спрощену схему структури білкової молекули можна представити таким чином:

image


Зі схеми видно, що молекула білка поряд з вуглеводневим радикалом містить значну кількість полярних гідрофільних груп: –СООН; –NH2; =СО; =NH.

imageimageУ зв’язку з цим білки мають високогідрофільні властивості. При-
сутність основної групи –NH2 і кислотної –СООН зумовлюють амфотерні властивості білкової молекули, яка має основні властивості, коли пере-

важає вплив аміногрупи , і  кислотні, коли переважає вплив

карбоксильної групи

У водних розчинах білки проявляють властивості слабих електролітів. В цьому випадку проходить дисоціація і основної, і кислотної групи.

В кислому середовищі дисоціація карбоксильних груп понижується водневими йонами, які  присутні в надлишку. При цьому білкова молекула заряджається позитивно. Наприклад, в присутності соляної кислоти про-
ходить реакція:

image

В лужному середовищі внаслідок надлишку іонів ОН понижується дисоціація основної групи –NH2 і білкова молекула заряджається нега-
тивно.

image

Отже, при певній концентрації водневих йонів (тобто при певному значенні рН середовища) кількість йонізованих основних груп і сумарний заряд частинки буде рівним нулю, тобто система буде знаходитись в ізоелектричному стані. Концентрація водневих йонів, виражена величиною водневого показника рН, при якій молекула білка знаходиться в ізоелек-
тричному стані, називається ізоелектричною точкою.

Для кожного білка існує певне значення рН, при якому він знахо-
диться в ізоелектричному стані. Для більшості білків їх ізоелектрична точка лежить в кислому середовищі при рН<7.

Це пояснюється тим, що на поверхні білкової молекули переважають кислотні групи, константа дисоціації яких набагато більша від константи дисоціації основних груп. Так як в ізоелектричній точці по всій довжині молекули розташовується однакова кількість протилежно заряджених ос-
новних і кислотних груп, то внаслідок електростатичних сил притягування молекула білка скручується в клубочок, стає більш компактною, густина її збільшується. Властивості, зв’язані з формою і зарядом макромолекули, при цьому змінюються. Так, наприклад, в ізоелектричному стані в’язкість, набухання, розчинність білків зменшуються. На пониженні розчинності білків в ізоелектричному стані ґрунтується методика визначення ізоелек-
тричної точки казеїну.

При виконанні практичної частини роботи беруть штатив на 18 про-
бірок – два ряди по 9 пробірок.

Згідно нижче приведеної таблиці в усі 18 пробірок за допомогою гра-
дуйованої піпетки заливають дистильовану воду, 0,01 н.; 0,1 н.; 1 н. роз-
чини оцтової кислоти. До пробірок першого ряду доливають по 1 мл свіжо приготовленого казеїну в 0,1 н. розчині оцтовокислого натрію. До пробірок другого ряду доливають по 1 мл 0,1 н. розчину оцтовокислого натрію і індикатор метилоранж. При цьому одержуємо буферні суміші з різними значеннями рН, причому в обох рядах пробірок склад буферних сумішей однаковий.

Розчинність казеїну залежить від рН середовища і в ізоелектричному стані вона найменша. Це спостерігається в найбільшому помутнінні розчину. Отже, значення рН в пробірці, де помутніння розчину казеїну найбільше, відповідає ізоелектричній точці казеїну.

Очевидно, перехід забарвлення метилоранжу від оранжевого до чер-
воного в пробірках другого ряду повинен співпадати з пробіркою най-
більшого помутніння в першому ряді.

Номер пробірок

1

2

3

4

5

6

7

8

9

Дистильована вода, 10-6м3

8,3

7,8

8,7

8,5

8,0

7,0

5,0

1,0

7,4

0,01 н.

СН3СООН, 10-6м3

0,7

1,2

0,1 н.

СН3СООН, 10-6м3

0,3

0,5

1,0

2,0

4,0

8,0

1 н.

СН3СООН, 10-6м3

1,6

  Величина рН

5,2

5,6

5,3

5,0

4,7

4,4

4,1

3,8

3,5

Другий ряд пробірок являється контрольним. Перехід забарвлення індикатора від основного до кислого середовища повинен лежати в межах ізоелектричної точки казеїну. Для метилоранжу цей перехід лежить в межах рН = 2,7 – 4,7.

Через 5 – 10 хв. в ряді пробірок, які містять казеїн, зазначають ступінь помутніння. Відсутність помутніння позначають знаком “–”, його наяв-
ність – знаком “+”. Ступінь помутніння позначають різною кількістю знаків плюс або мінус (до трьох). В другому ряді пробірок відзначають забарвлення метилоранжу – “о”; перехід забарвлення – “п”; червоне –“ч”.

Результати роботи перевіряються керівником занять. Значення рН, що відповідає ізоелектричній точці казеїну записують.


5. НАБУХАННЯ ГЕЛІВ

Для роботи необхідно: желатин; 0,1 н. розчин СН3СООН; 0,1 н. роз-
чин СН3СООNa; штатив з пробірками; піпетка, градуйована на 10 мл.

Поглинання рідини студнем або гелем, що супроводжується значним збільшенням його об’єму, називається набуханням.

Процес набухання є характерною властивістю гелів у таких високомо-
лекулярних сполук, як желатина, агар-агар, каучук, що називаються елас-
тичними гелями, на противагу ненабухаючим – нееластичним гелям, до яких належать, головним чином, неорганічні гелі типу SiO2, SnO2, TiO2. Подібні гелі можуть вбирати змочуючу їх рідину. Проте їх об’єм при цьому не змінюється.

Характерною рисою високомолекулярних сполук являється асиметрія форми ниткоподібних макромолекул, що мають великі розміри ланцюгів.

Властивість еластичного гелю зв’язана з пружністю ланцюгів макро-
молекул, з яких складається основа гелю. Пружність макромолекул зале-
жить від природи атомів, що входять до складу макромолекул, від харак-
теру розподілу цих атомів, від довжини ланцюга, величини міжмоле-
кулярних сил та від температури.

Процес набухання можна уявити як проникнення молекул низькомо-
лекулярного розчинника в простір між молекулами високомолекулярної сполуки. Коли вільний простір заповнюється рідиною, молекули розчин-
ника починають розширяти ланки ланцюга полімеру, утворюючи нові пус-
тоти, які знову заповнюються низькомолекулярною рідиною. У цьому ви-
падку, коли набухлий гель далі самовільно переходить в розчин при тій же температурі, проходить необмежене набухання.

Так натуральний каучук у воді набухає, а потім переходить в розчин, утворюючи розчин високомолекулярної сполуки. У даному випадку прохо-
дить розширення ланцюгів полімеру.

Гелі желатини і агар-агару при звичайній температурі набухають у воді до певної межі і в розчин не переходять. Розширення ланцюгів прохо-
дить тільки на деяких ділянках, остання частина ланцюга залишається зв’язаною між собою. У цьому випадку проходить обмежене набухання при даній температурі. Підвищення температури приводить часто до того, що обмежено набухаючі студні починають розчинятися, як це спосте-
рігається у випадку желатини. Однак, не завжди підвищення температури приводить до розчинення, наприклад, не наступає розчинення вулкані-
зованого каучука. Це пояснюється наявністю між молекулами “мостикових зв’язків”, що затруднюють перехід макромолекул в розчин. При наявності великої кількісті таких “мостикових зв’язків”, наприклад ебоніту, прос-
торова сітка полімеру стає твердою, ланцюги втрачають свою пружність і полімер втрачає свою здатність до набухання.

Початкова стадія набухання характеризується значним виділенням тепла – теплотою набухання і тиском набухання. Сума об’ємів сухого гелю і поглиненої ним рідини більша, ніж об’єм набухлого гелю. Це явище носить назву контракції. Воно спостерігається, головним чином, у гелів, що набухають у воді (желатина, агар-агар, крохмаль) і пояснюється відносно більшою густиною орієнтованих молекул зв’язаної води. Набухання в органічних розчинниках проходить без помітної контракції.

Кількість рідини, що поглинається одним грамом гелю, називається ступенем набухання.

При необмеженому набуханні кількість рідини, що поглинається, може бути дуже великою і перевищувати десятикратний об’єм взятого для набухання гелю. Процес набухання проходить з певною швидкістю, зале-
жить від природи набухаючого геля і розчинника. Набухання проходить як реакція першого порядку.

Велику групу, що мають ряд особливостей при набуханні, пред-
ставляють гелі білкових речовин у воді і водних розчинах. В цих умовах при вимірюванні ступеня набухання необхідно врахувати рН середовища.

При певній концентрації водневих йонів від макромолекули білка від-
щеплюються йони, що відповідають як кислотній, так і основній дисо-
ціації. Лише при певному значенні рН наступає такий стан, який харак-
теризується наявністю рівної кількості позитивних і негативних зарядів; білок стає електронейтральним. Такий стан називається ізоелектричним, а рН розчину, при якому цей стан наступає – ізоелектричною точкою.

Крива залежності ступеня набухання від рН має мінімум в ізо-
електричній точці. Причина впливу водневих і гідроксольних йонів на ступінь набухання полягає в тому, що в ізоелектричному стані частинки макромолекул з’єднуються в більш складні і великі комплекси. Цей процес зумовлюється деякою десольватацією ланцюгів полімерів в ізоелектрич-
ному стані.

Хід виконання роботи

Для виконання роботи в пробірках готують 6 буферних розчинів (див. табл. 1):

В градуйовані пробірки насипають по 0,1×103кг сухого порошку желатини, точно відзначають об’єм сухої речовини в пробірках. Потім в кожну з пробірок вливають 5 мл одного з приготовлених розчинів з відповідним значенням рН. Через годину замірюють об’єм набухлої желатини. Ступінь набухання розраховують за формулою:

image.

Таблиця 1

Склад розчинів

Номери пробірок

1

2

3

4

5

6

0,1 н.  СН3СООН, 10-6м3

9

7

5

3

1

0,1 н.  СН3СООNa, 10-6м3

1

3

5

7

9

Н2О дист., 10-6м3

10

Значення рН

3,8

4,4

4,7

5,0

5,6

7

Дані експерименту записують у табл. 2.

Таблиця 2

Склад розчину

Номери пробірок

1

2

3

4

5

6

рН буферного р-ну

3,8

4,4

4,7

5,0

5,6

7,0

Об’єм желатини до набухання, Vo, 10-6м3

Об’єм набухлої

желатини, V, 10-6м3

Ступінь набухання, W,%


ХІ. БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ

s-Елементи та їх сполуки

З s-елементів до біометалів відносяться натрій, калій, магній та каль-
цій. Їх йони входять у склад буферних систем організму, забезпечують необхідний осмотичний тиск, беруть участь в утворенні мембранних по-
тенціалів, у передачі нервових імпульсів (Na+, K+), структуроутворенні (Мg2+, Ca2+). Такі  s-елементи, як берилій, барій, мають дуже токсичні властивості. Знання фізико-хімічних основ s-елементів та їх сполук має важливе значення в діагностиці, профілактиці та лікуванні хвороб, виз-
ваних надлишком або недостачею s-елементів в організмі.

1. АНАЛІТИЧНІ РЕАКЦІЇ НА ЙОНИ s-ЕЛЕМЕНТІВ

Визначення йона Na+ по кольору полум’я

Очищену промиванням  у концентрованому розчині соляної кислоти і прокалюванням на безкольоровому вогні горілки платинову (або ніхро-
мову) проволоку обмокують у розчині хлориду натрію, а потім вносять у безкольоровий вогонь горілки. Спостерігається забарвлення вогню в жов-
тий колір.

Забарвлення вогню, тобто здатність атомів збуджуватись і випускати кванти світла визначеної довжини хвилі при прокалюванні солей міне-
ральних речовин на вогні, використовується в методі полум’яної фотометрії для визначення йонів натрія в плазмі крові, еритроцитах, сечі та тканинах.

Визначення йонів K+ по кольору полум’я

Краплю розчину солі калію вносять на кінчику платинової дротини (попередньо дротину очистити концентрованою соляною кислотою та про-
калити) у безкольорове полум’я спиртівки та спостерігають зміну забарв-
лення полум’я у фіолетовий колір. Так визначають наявність йонів калію в біологічних рідинах та тканинах. Ефект забарвлення полум’я використо-
вується в методі фотометрії.

Визначення хлор-йонів Cl в питних водах за методом Фольгарда

  В питних водах йони хлору знаходяться у вигляді солей: NaCl, KCl, CaCl2, MgCl2.

  Аргентометричний метод дає позитивні результати, якщо у воді знаходиться не більше 2–3 г хлор-йона в 1 мл.

  Для визначення вмісту хлор-йона в питній воді переносять піпеткою в колбу для титрування 10 мл досліджуваної води, додають 10 мл титро-ваного розчину нітрату аргентуму, 1 мл насиченого розчину ферумамо-
нійних галунів та титрують розчином NH4CSN до появи рожевого забарв-
лення, титрування повторюють 2–3 рази.

  Вміст хлор-йона розраховують за формулою:

image

де r(Cl) – масова концентрація хлор-йона, мг/л;

M(Cl) – молярна маса йонів хлору, мг/моль;

J(H2O) – об’єм досліджуваної води, л;

с(AgNO3) – молярна концентрація розчину AgNO3, моль/л;

с(NH4CNS) – молярна концентрація розчину NH4CNS, моль/л;

J( AgNO3) – об’єм титрованого розчину AgNO3, л;

J( NH4CNS) – об’єм титрованого розчину NH4CNS, л.

2. АНАЛІТИЧНІ РЕАКЦІЇ НА р-ЕЛЕМЕНТИ ТА ЇХ СПОЛУКИ

Серед р-елементів п’ять елементів є органогенними (“елементи жит-
тя”): вуглець, азот, кисень, фосфор, сірка, які складають основу біологічно важливих молекул. До біогенних елементів відносяться також хлор та йод, а бор, фтор та бром  наявні в живих організмах у мікрокількостях. Сполуки плюмбуму та арсену мають дуже токсичні властивості. Як правило, в живому організмі р-елементи входять до складу складних органічних макромолекул або йонів OH, Cl, image, image, image, image, F. Вони складають основу буферної системи крові, забезпечують необхідний осмо-
тичний тиск, містяться в шлунковому соці та інших біологічних середови-щах. Багато сполук р-елементів використовуються в якості лікарських засобів.

Реакція на бор (ІІІ) по  кольору полумя

У фарфоровій чашці випаровують 5–6 крапель розчину бури. Після охолодження до сухого залишку добавити 4–5 крапель концентрованого розчину Н2SO4 та 5–6 крапель етилового спирту. Суміш перемішати скляною паличкою та підпалити. Полум’я спирту, який горить, забарв-
люється в зелений колір. Це забарвлення обумовлене летким етиловим ефіром борної кислоти В(ОС2Н5)3. Його отримують дією сірчаної кислоти та етилового спирту на тетраборат натрію:

Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = 4H3BO3 + Na2SO4

H3BO3 + 3C2H5OH = B(OC2H5)3 + 3H2O,

За допомогою цих реакцій перевіряються такі лікарські препарати, як борна кислота та ії солі.

Реакція на йон image з розведеними кислотами

  У пробірку налити 0,5 мл розчину Na2CO3 або K2CO3 та додати туди 1–2 краплі розчину кислоти. Що при цьому спостерігається? Написати рівняння реакції в молекулярній та йонній формі. Ця реакція вико-
ристовується в санітарно-гігієнічній практиці при визначенні таких ком-
понентів, як СОimage та HCOimage у звичайних та стічних водах.

Реакція на йон Pb2+ з йодидом калію

До декількох крапель розчину солі плюмбуму прилити стільки ж розчину йодиду калію. Випадає жовтий осад йодиду плюмбуму.

Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3

Pb2+ + 2I = PbI2

До осаду прилити 1 мл оцтової кислоти та суміш нагріти до кипіння. Розчин повільно охолоджується. При цьому знов випадає осад йодиду плюмбуму у вигляді золотистих зерен.

image

Реакція на йон image з реактивом Несслера

На предметне скло нанести на відстані (0,5–1)×10–2 м один від одного по одній краплі розчину NH4Cl та реактиву Несслера. З’єднати краплі за допомогою скляної палички – випадає червонувато-бурий осад:

image

При дуже малих кількостях солей амонію замість осаду утворюється жовтий розчин. Цей ефект використовується у колориметричному методі аналізу для визначення загального та залишкового азоту крові, сечовини, у санітарно-гігієнічній практиці – при аналізі води, повітря, харчових про-
дуктів.

Реакція на йон image з сульфатом феруму (ІІ) в присутності концентрованої сірчаної кислоти

На предметне скло нанести краплю розчину нітрату натрію, у середи-
ну краплі помістити маленький кристалик FeSO4×7H2O. На нього нанести одну краплю (за допомогою крапельниці) концентрованої соляної кислоти. Навколо кристалика з’являється буре забарвлення:

3 FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 4H2O + 2NO

3Fe2+ + image + 4H+  = 3Fe3+ + 2H2O + NO

FeSO4 + NO = [ Fe(NO)]SO4

Fe2+ + NO + image = [Fe(NO)]SO4image

Реакція на йон image  з йодидом калію

Краплю розчину нітриту калію або натрію розбавити до 3 мл водою, а потім добавити по одній краплі розчинів КІ, сірчаної кислоти та декілька крапель розчину крохмалю. Що при цьому бачимо?

Рівняння реакції:

2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2H2O + 2Na2SO4

2NO2- + 2I- + 4H+ = 2NO + I2 + 2H2O

Реакція використовується для перевірки фармакопейного препарату NaNO2.

Реакція на йон image з молібдатом амонію

У пробірку налити 0,5 мл розчину Na2HPO4 та 0,5 мл розчину (NH4)2MoO4. Суміш підігріти. Що бачимо при охолодженні? Рівняння реакції:

12(NH4)2MoO4 + Na2HPO4 + 23HNO3  =  (NH4)3H4[P(Mo2O7)6] +

+ NaNO3 + 10H2O + 21NH4NO3

Вказана реакція застосовується для визначення фосфору в ортофос-
фатах, які розчинені у водах промислових відходів.

  (Для визначення фосфору в біологічних рідинах використовується реакція з молібденовою кислотою за присутністю якогось відновлювача).

Аналітична реакція на арсен (ІІІ)

Ця реакція базується на отриманні гідроген арсену (ІІ), який віднов-
лює солі аргентуму до металічного срібла. У пробірку налити  0,5 мл роз-
чину розбавленої сірчаної кислоти та краплю розчину солі арсену. Щіль-
но закрити пробірку фільтрувальним папером, змоченим 1–2 краплями розчину нітрату аргентуму, потім, трохи піднявши папір, внести у про-
бірку кусок гранульованого цинку і знову швидко закрити отвір пробірки. Через декілька хвилин на внутрішній стороні фільтрувального паперу з’являється  характерна пляма жовтого, коричневого або чорного кольору – в залежності від концентрації арсена в розчині:

2Na3AsO3 + 6Zn + 9H2SO4 = 2AsH3 + 6ZnSO4 + 3Na2SO4 + 6H2O

image + 3Zn +9H+ = AsH3 + 3Zn2+ + 3H2O

AsH3 + 6AgNO3  + 3H2O = H3AsO3 + 6Ag +6HNO3

AsH3 + 6Ag+ + 3H2O = H3AsO3 + 6Ag +6H+

Ця реакція використовується для визначення арсену в біологічних матеріалах та водах, забруднених промисловими відходами.

Реакція на йон Ві3+ з йодидом калію

До 0,5 мл розчину солі бісмуту добавити 2–3 краплі розчину КІ. Ви-
падає чорно-коричневий осад йодиду бісмуту:

Ві(NO3)3 + 3KI = BiI3 + 3KNO3

Bi3+ + 3I = BiI3

До одержаного осаду прилити ще (надлишок) розчину КІ та збовтати. Осад розчиняється  з утворенням комплексної солі оранжевого кольору:

BiI3  + KI = K[BiI4]

BiI3 + I = [BiI4]

Реакція використовується для перевірки фармакопейного препарату ВіONO3.

Реакція на йон image із розчином хлориду барію

У пробірку налити 5 мл розчину K2SO4, Na2SO4  або H2SO4  та 1 мл розчину ВаСl2. Скласти рівняння реакції. Впевніться, що осад, який утворюється, не розчинний у HNO3 і HCl.

Реакція використовується для визначення йонів image в звичайних та стічних водах.

Реакція на йон image із розчином мінеральної кислоти

У пробірку налити 0,5 мл розчину K2SO3  або Na2SO3, 1 мл розчину HCl та нагріти. Виділяється сірчистий газ з характерним запахом. Записати рівняння цієї реакції.

Реакція на йон image із розчином мінеральної кислоти

У пробірку налити 0,5 мл розчину Na2S2O3 та 1 мл розчину HCl. Трохи підігріти. Що при цьому бачимо? Рівняння реакції:

Na2S2O3 + 2HCl  =  S + SO2 + H2O

image +2H+ = S +SO2 + H2O

Приведена реакція лежить в основі існуючого методу лікування сверблячки.

Реакція на йон image із розчином йоду

У пробірку налити 0,5 мл розчину Na2S2O3 та декілька крапель розчину йоду. Розчин йоду знебарвлюється.

2 Na2S2O3 + I2  =  Na2S4O6 + 2NaI

image + I2  = image + 2I

За допомогою вказаної реакції встановлюються фармакопейні пре-
парати йоду та тіосульфату.

3. АНАЛІТИЧНІ РЕАКЦІЇ НА ЙОНИ d-ЕЛЕМЕНТІВ ТА ЇХ СПОЛУКИ

При порівнянні з розглянутими раніше s-елементами, d-елементи міс-
тяться в організмі у значно менших кількостях. Однак їх роль у фізіоло-гічних та патологічних процесах значна. У теперішній час іде дискусія чи рахувати хром та ванадій біометалами. Біометали – незамінні мікро-
елементи, роблять каталітичний вплив на багаточисельні біохімічні реак-
ції, активізують діяльність ферментів. У макрокількостях вони отруйні. Особливу загрозу становлять сполуки меркурію. Сполучають обидві краплі за допомогою скляної палички – утворюється жовтий кристалічний осад:

2KCl + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6] + 2NaCl

2K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3 = K2Na[Co(NO2)6]

  Реактив не може бути застосований в лужному або кислому розчині внаслідок руйнування комплексного йону:

[Co(NO2)6]3 + 3OH = Co(OH)3 + 6NOimage

[Co(NO2)6]3 + 6H+ = Co3+ + 6HNOimage

Цією реакцією користуються для осадження йонів калію в біологічних рідинах при перманганатометричному визначенні калію в них (кількість йонів калію в осаді визначається після розчинення шляхом титрування йонів NOimage перманганатом калію).

Реакція на йон Mg2+ з гідрофосфатом натрію Na2HPO4 у присутності водного розчину аміаку та хлориду амонію

У пробірку наливають 0,5 мл розчину солі магнію, а потім додають туди у вказаній послідовності по 0,5 мл таких розчинів: NH4Cl, NH3ОН та Na2HPO4. При цьому випадає білий дрібнокристалічний осад подвійної солі MgNH4PO4:

MgCl2 + Na2HPO4 + NH3 = MgNH4PO4 + 2 NaCl

Mg2+ + HPOimage + NH3 = MgNH4PO4

Присутність NH4Cl в розчині необхідна для того, щоб запобігти утворенню гідроксиду магнію за рівнянням реакції:

Mg2+ + 2NH3 + 2H2O = Mg(OH)2 + 2NHimage,

збільшення NHimageзміщує дану рівновагу вліво та йони Mg2+, завдяки цьому, залишаються в розчині.

Отриманий осад розділити на дві частини та перевірити його роз-
чинність у соляній та оцтовій кислотах. Реакції проходять за рівняннями:

MgNH4PO4 + 3HCl = MgCl2 + NH4Cl + H3PO4

MgNH4PO4 + 3H+ = Mg2+ + image + H3PO4

або

MgNH4PO4 + 2CH3COOH = Mg(CH3COO)2 + NH4H2PO4

MgNH4PO4 + 2CH3COOH = Mg2+ + image + 2CH3COO- + H2POimage

Реакція утворення MgNH4PO4 застосовується в біохімічному аналізі для визначення йонів Mg2+ у крові та тканинах.

Реакція на йон Са2+ з оксалатом амонію (NH4)2C2O4

У пробірку наливають 0,5 мл розчину солі кальцію і таку ж кількість розчину (NH4)2C2O4. Утворюється білий кристалічний осад:

СаСl2 + (NH4)2C2O4 = CaC2O4 + 2 NH4Cl

Ca2+ + C2O42-  = CaC2O4

Осад розділяють на дві частини та випробовують його на розчинність в соляній та оцтовій кислотах. В якій кислоті осад розчиниться? Записують рівняння хімічної реакції. Розглянута реакція застосовується для визна-
чення загального вмісту йонів кальцію у крові, сечі та тканинах.

 Реакція на йон Ва2+ з хроматом калію К2СrO4

Налити в пробірку 0,5 мл розчину солі барію та 0,5 мл розчину хромату калію. Випадає жовтий кристалічний осад хромату барію:

ВаCl2 + K2CrO4  =  BaCrO4 + 2KCl

Ba2+ + CrO42-  =  BaCrO4

Отриманий осад розділити на дві частини і перевірити його роз-
чинність в соляній та оцтовій кислоті. У соляній кислоті осад розчиняється за рівнянням

2 BaCrO4 + 2HCl  =  BaCl2 +BaCr2O7 + H2O

2 BaCrO4 + 2H+  = image + H2O

Реакція на йон Sr2+ з сірчаною кислотою H2SO4

До 1 мл розчину солі стронцію прилити 0,5 мл розчину сірчаної кис-
лоти, якщо осад відразу не випадає, то дати постояти.

SrCl2 + H2SO4  =  SrSO4 + 2HCl

Sr2+ + image = SrSO4

Аналітична реакція на йон Cr2+

У пробірку налити 1–2 мл розчину солі Cr2(SO4)3, долити 3–5 мл розчину NaOH та добавити 3–4 краплі розчину H2O2. Нагріти до появи жовтого забарвлення image. Написати рівняння відповідних реакцій.

Аналітична реакція на йон Mn2+

У пробірку налити 1–2 краплі дуже розведеного розчину MnSO4, 1–2 краплі AgNO3 (каталізатор), 1 мл розчину NaOH з с(NaOH) = 2 моль/л та
1 мл розчину Na2S2O8. Підігріти. Розчин забарвлюється у характерний червоно-фіолетовий колір image. Написати рівняння реакцій. Чи мож-
ливе використання цієї реакції для визначення йонів Ag+?

Аналітичні реакції на йон Ni2+ з диметилгліоксимом

(реакція Л.А. Чугаєва)

У пробірку налити краплю розчину солі нітрату нікелю (ІІ), додати
3–6 крапель водного розчину аміаку та 2–3 краплі спиртового розчину диметилгліоксимату. Спостерігають випадання яскраво-червоного осаду диметилгліоксимату нікелю (внутрішньокомплексна сполука). Реакція ду-
же чутлива! Використовується для виявлення йонів Ni2+ у стічних водах.

image

Аналітичні реакції на йон Со2+ з нітратом калію

2–3 краплі розчину нітрату кобальту (ІІ) налити у пробірку, додати декілька крапель розчину СН3СООН до рН=3 (проба універсальним індикатором) та 1–2 краплі розчину нітрату калію. Випадає жовтий кристалічний осад K3[Co(NO2)6].

Co(NO3)2 + 7KNO2 + 2СН3СООН = K3[Co(NO2)6]↓ + NO +

+ 2KNO3 + 2СН3СООK + H2O

Co+2 + image + 3K+ + 2СН3СООН =  K3[Co(NO2)6]↓ + NO + 2СН3СОО- + H2O

Реакція на йон Hg2+ із SnCl2

У пробірку до 0,5 мл розчину хлориду меркурію (ІІ) (сулеми) додати по краплям розчин SnCl2. Утворюється білий осад каломелю (Hg2Cl2), який поступово чорніє.

а) 2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2↓ + SnCl4

2HgCl2 + Sn2+ = Hg2Cl2↓+ Sn4+ + 2Cl

б) Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4

Hg2Cl2 + Sn2+ = 2Hg + Sn4+ + 2Cl


КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ ДО КОЛОКВІУМІВ

ІII. АГРЕГАТНИЙ СТАН РЕЧОВИН

Робота: III. 1.

Визначення маси моля речовини вимірюванням її об’єму в газо-подібному стані.

Робота: III. 2.

Визначення в’язкості системи етиловий спирт – вода.

Ідеальний газ, умови його існування. Основні газові закони і умови їх застосування. Рівняння стану ідеального газу. Практичне застосування рівняння Менделєєва–Клапейрона. Реальні гази та умови їх існування. Рівняння стану реальних газів. Методика роботи і оформлення дослідних даних.

Загальна характеристика рідкого стану. В’язкість і текучість рідини. Одиниці вимірювання в’язкості. Основні рівняння гідродинаміки потоку Ньютона і Пуазейля, умови їх застосування. Причини відхилення від ламі-нарного потоку. Методи визначення в’язкості і фактори, що впливають на в’язкість. В’язкість розчинів високомолекулярних речовин. Методика робо-
ти і оформлення дослідних даних.

ІV. ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА ТА БІОЕНЕРГЕТИКА

Робота: IV. 1.

Визначення теплоти горіння газів за допомогою калориметра Юнкерса.

Робота: IV. 2.

Визначення теплоти розчинення і теплоти гідратації солі.

Основні поняття і термінологія. Перший закон термодинаміки, його математичний вираз. Застосування першого закону термодинаміки до біологічних систем. Термохімія. Закон Гесса і висновки з нього. Стандарт-
ні теплоти (ентальпії) утворення, нейтралізації, згорання, розчинення. Термохімічні розрахунки. Методика виконання роботи та оформлення результатів.

V. ПОВЕРХНЕВІ ЯВИЩА (ПОВЕРХНЕВА ЕНЕРГІЯ, ПОВЕРХНЕВИЙ НАТЯГ ТА АДСОРБЦІЯ

НА МЕЖІ РОЗДІЛУ ФАЗ)

Робота: V. 1.

Визначення поверхневого натягу розчинів методом відліку кра-
пель (сталагмометричним методом)

Робота: V. 2.

Визначення площі та довжини молекули поверхнево-активної речовини

Робота: V. 3.

Адсорбція оцтової кислоти на активованому вугіллі

Робота: V. 4.

Дослідження адсорбції забарвлених речовин із розчинів

Робота: V. 5.

Дослідження адсорбції ізоамілового спирту із розчину за допомогою активованого вугілля

Робота: V. 6.

Визначення повної обмінної ємності (оє) катіоніту

Робота: V. 7.

Визначення вмісту лікарської речовини (глюконату кальцію) в розчині методом йонообмінної адсорбції

Робота: V. 8.

Обезсолювання води за допомогою йонітів

Робота: V. 9.

Розділення йонів Fe3+, Cu2+, Co2+ методом хроматографії на оксиді алюмінію

Поверхневий натяг як питома поверхнева енергія на межі розділу двох фаз. Одиниці вимірювання поверхневого натягу. Фактори, що впливають на поверхневий натяг чистої рідини. Поверхнево-активні і поверхнево-неактивні речовини. Особливості будови їх молекул, приклади. Вплив по-
верхнево-активних речовин на величину поверхневого натягу води. Ізо-
терма поверхневого натягу. Зв’язок поверхневого натягу і адсорбції на межі розділу рідина – газ. Рівняння Гіббса. Позитивна і негативна адсорбція. Методи визначення поверхневого натягу. Фізико-хімічна суть йонооб-
мінної адсорбції. Вибіркова адсорбція. Правило Пескова – Панета – Фаянса. Йоніти. Обмінна ємність йонітів. Використання йонітів у медицині. Поняття про хроматографію. Методика визначення поверхневого натягу методом відліку крапель. Оформлення дослідних даних.

VІ. РОЗЧИНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ

Робота: VI. 1.

 Визначення критичної температури взаємного розчинення рідин

Робота: VI. 2.

Визначення молекулярної маси розчиненої речовини кріоскопіч-
ним методом

Загальна характеристика розчинів та їх практичне значення. Способи вираження концентрації розчинів. Розчинність у воді твердих, рідких та газоподібних речовин. Рівняння Сєчєнова та закон Генрі. Взаємна роз-чинність рідин. Критична температура розчинення рідин. Методика роботи і оформлення дослідних даних.

Закон Рауля. Кріоскопія та ебуліоскопія. Осмос, осмотичні явища. За-
кон Вант-Гоффа. Ізотонічні, гіпотонічні, гіпертонічні розчини. Плазмоліз, тургор. Оформлення результатів.

VІІ. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Робота: VIІ. 1.

Визначення електропровідності електролітів і обчислення ступеня дисоціації

Робота: VIІ. 2.

Визначення розчинності малорозчинних сполук

Робота: VIІ. 3.

Визначення іонного добутку води

Робота: VIІ. 4.

Визначення концентрації кислоти методом кондуктометричного титрування

Робота: VIІ. 5.

Визначення вмісту лікарської речовини в розчині

Теорія електролітичної дисоціації. Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Електростатична теорія сильних електролітів (теорія Дебая–Гюккеля), основні положення теорії. Йонна сила розчину. Провід-
ники  першого і другого роду. Фактори, що впливають на величину елек-
тропровідності сильних та слабких електролітів. Загальна, питома та еквівалентна електропровідність, їх значення. Електроліти в організмі людини. Рідини і тканини організму як провідники другого роду. Суть кон-
дуктометричного титрування. Закономірності кондуктометричного титру-
вання. Вимірювання електропровідності. Методика експерименту та роз-
рахункові формули.

VІІІ. ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА ЕЛЕКТРОДНІ ПОТЕНЦІАЛИ

Робота: VIІІ. 1.

Вимірювання електрорушійної сили гальванічного елемента

Робота: VIІІ. 2.

Визначення водневого показника потенціометричним  методом

Робота: VIІІ. 3.

Потенціометричне визначення рН, розрахунок константи дисо-
ціації слабкої кислоти

Виникнення електродного потенціалу на межі метал–розчин його солі. Залежність величини потенціалу від природи металу, концентрації йонів даного металу в розчині і від температури. Формула Нернста для елек-
тродного потенціалу. Електроди порівняння. Нормальний водневий і кало-
мельний електроди, їх будова і виникнення потенціалу. Нормальні потен-
ціали. Ряд напруг. Дифузійні потенціали. Теорія гальванічного елементу. Зворотні і незворотні гальванічні елементи, концентраційні, хімічні та окисно-відновні гальванічні ланцюги. Елемент Вестона, його будова і застосування. Компенсаційний метод визначення ЕРС: електрична схема. Визначення потенціалів окремих електродів. Водневий електрод, утво-
рення потенціалу і його залежність від концентрації водневих йонів. Нор-
мальний потенціал водневого електроду. Хінгідронний та скляний елек-
троди. Визначення концентрації водневих йонів за допомогою хінгід-ронно-каломельного ланцюга. Вода як слабкий електроліт. Йонний до-
буток води, його практичне значення. Концентрація водневих йонів і водневий показник, їх взаємозв’язок. Методи вимірювання рН. Буферні системи та їх властивості. Приклади буферних систем. Механізм дії буферних систем. Поняття про буферну ємність і фактори, що визначають буферну ємність. Лужний резерв крові. Біологічне значення буферних систем. Методика експерименту.

 Оформлення дослідних даних.

IX. ХІМІЧНА КІНЕТИКА І КАТАЛІЗ

Робота: IX. 1.

 Визначення швидкості розкладу тіосульфатної кислоти

Робота: IX. 2.

 Каталітичний вплив йонів феруму на швидкість окислення йодис-товодневої кислоти персульфатом амонію

Робота: IX. 3.

Дослідження гідролізу крохмалю в присутності соляної кислоти

Робота: IX. 4.

Дослідження гідролізу крохмалю в присутності ферментів і соля-
ної кислоти при температурі 310 К

Робота: IX. 5.

Визначення швидкості розкладу пероксиду водню газометричним методом

Робота: IX. 6.

Фотохімічний розклад Н2О2

Швидкість реакції та фактори, що впливають на неї. Молекулярність та порядок реакції. Константа швидкості для односторонніх реакцій першого і другого порядків. Вплив температури на швидкість хімічних реакцій. Закон Вант-Гоффа. Температурні межі життя. Рівняння Арреніуса. Енергія активації та її визначення.  Каталіз і каталізатори. Гомогенні та гетерогенні каталітичні процеси. Ферменти як біологічні каталізатори. Особливості кінетики ферментативних процесів. Механізм хімічних та біохімічних реакцій. Фотохімічні реакції.

Х. ФІЗИКОХІМІЯ ДИСПЕРСНИХ СИСТЕМ

Робота: Х. 1.

Методи одержання колоїдних розчинів

Робота: Х. 2.

Коагуляція колоїдних розчинів електролітами

Робота: Х. 3.

Визначення величини електрокінетичного потенціалу методом електрофорезу

Колоїдно-дисперсні системи. Класифікація дисперсних систем. Елек-
тричні, оптичні та молекулярно-кінетичні властивості дисперсних систем. Методи одержання колоїдних розчинів. Будова міцели ліофобного золю. Стійкість ліофобних золів, причини їх коагуляції. Вплив електролітів на коагуляцію ліофобних золів. Поріг коагуляції. Правило Шульца-Гарді. Подвійний електричний шар. Теорії будови подвійного електричного ша-
ру. Виникнення електрокінетичного потенціалу, фактори, що впливають на його величину. Методи визначення електрокінетичного потенціалу. Мето-
дика виконання роботи і оформлення дослідних даних.

Робота: Х. 4.

Вивчення ізоелектричної точки білків

Причини, що зумовлюють гідрофільні та амфотерні властивості моле-
кули білка. Вплив концентрації водневих йонів Н+ на дисоціацію білків. Ізоелектричний стан. Вплив електролітів на положення ізоелектричної точки казеїну. Особливості ізоелектричного стану ліофільних золей. Зміна властивостей молекули білка в ізоелектричній точці. Методика роботи.

Робота: Х. 5.

Набухання гелів

Гелі, методи одержання.  Відмінність крихких гелів від студнів. Набу-
хання гелів, обмежене і необмежене набухання. Фактори, що впливають на ступінь набухання. Явища, якими супроводжується набухання (тиск та теплота набухання). Методика виконання роботи.

ХІ. БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ

s-Елементи

Робота: ХІ. 1.

Аналітичні реакції на йони s-елементів

s-Елементи головних підгруп І і ІІ групи, знаходження у природі, способи добування, фізичні та хімічні властивості. Біологічна роль s-еле-
ментів та їх сполук, застосування у медицині.

p-Елементи

Робота: ХІ. 2.

Аналітичні реакції на йони р-елементів та їх сполук

Властивості р-елементів ІІІ групи, їх біологічна роль та застосування у медицині. Властивості р-елементів VІ групи, їх біологічна роль та застосування у медицині. Властивості р-елементів V групи, їх біологічна роль та застосування у медицині. Властивості р-елементів VI групи, їх біологічна роль та застосування у медицині. Властивості р-елементів VII групи, їх біологічна роль та застосування їх та їх сполук у медицині.

d-Елементи

Робота: ХІ. 3.

Аналітичні реакції на йони d-елементів

Властивості d-елементів І і ІІ груп, знаходження у природі, способи добування, фізичні та хімічні властивості. Біологічна роль d-елементів  та їх сполук, застосування у медицині. d-Елементи ІІІ і ІV груп (підгрупи скандію та титану), фізичні та хімічні властивості, застосування у меди-
цині. d-Елементи V, VI і VII груп (підгрупи ванадію, хрому та мангану), фізичні та хімічні властивості, застосування у медицині. d-Елементи VІІІ групи, знаходження у природі, фізичні та хімічні властивості. Біологічна роль d-елементів та їх сполук, застосування у медицині.


Додатки

Додаток 1

Позначення та одиниці виміру у системі СІ

Назва величини

Символ

Одиниця виміру

Абсолютна швидкість йонів

u

м2×с

Атомна маса

а

кг/кг-атом

Вага

g

кг

Внутрішня енергія

U

Дж/кмоль

В’язкість

h

Н·с/м2

Густина

d

кг/м3

Діелектрична проникність

D

-

Довжина

l

м

Довжина хвилі

l

м

Ебуліоскопічна константа

Кеб

К×103кг/кмоль

Еквівалентна електропровідність

l

Ом–1×м2/кг-екв

Електродний потенціал

j

В

Електрорушійна сила

Е

В

Енергія

Е

Дж

Енергія зв’язку

e

Дж/кмоль

Ентальпія

Н

Дж/кмоль

Ентропія

S

Дж/кмоль×К

Ізобарно-ізотермічний потенціал

G

Дж/кмоль

Ізохорно-ізотермічний потенціал

F

Дж/кмоль

Іонізаційний потенціал

І

Дж/кмоль

Кількість молекул

N

-

Кількість молів

n

-

Кінцева зміна властивостей

D

-

Коефіцієнт активності

g

-

Коефіцієнт розподілу

К

-

Константа Ван-дер-Ваальса

а

3)2×кмоль–2×Н/м2

Константа хімічної рівноваги

К

-

Константа швидкості реакції

k

-

Кріоскопічна константа

Ккр

К×103кг/кмоль

Маса

m

кг

Молекулярна маса

М

кг/кмоль

Моляльність, моляльна концентрація

m

кмоль/кг

Молярна рефракція

R

м3/кмоль

Молярність, мольна концентрація

с

кмоль/м3

Момент інерції обертання

І

кг×м2

Мольна частка

N

-

Обертальне квантове число

j

-

Об’єм

V

м3

Осмотичний тиск

p

Па

Парціальний тиск

р

Па

Питома електропровідність

c

Ом–1×м–1

Питомий опір

r

Ом×м

Поверхневий натяг

s

Н/м

Робота, виконана системою

А

Дж/кмоль

Сила

F

Н

Ступінь дисоціації

a

-

Температура

Т

К

Теплоємність

С

Дж/кмоль×К

Теплота

Q , q

Дж

Тиск

Р

Па

Хвильове число

w

м–1

Хімічний потенціал

m

-

Час

t

с

Частота

n

с–1

Частота коливань

n

Гц

Число зіткнень

Z

-

Число переносу

t

-


Додаток 2

Деякі фізичні константи

Число Авогадро

N = 6,022×1023  моль–1

Стала Планка

h = 6,626×10-34 Дж×с

Універсальна газова стала

R = 8314,3 Дж/моль×К

Стала Больцмана

k = 1,38×10–23 Дж/К

Число Фарадея

F = 9,65×107 Кл/кг-екв

Тиск атмосферний (н.у.)

Р = 101324,6 Па

Маса електрона

mе =0,911×10–30 кг

Елементарний заряд

е = 1,602×10–19 Кл

Маса протона

mp = 1,672×10–27 кг

Швидкість світла

с = 2,998×108 м/с

Додаток 3

Густина деяких речовин

Речовина

r, кг/м3

Речовина

r, кг/м3

Алюміній

2700

Натрій

970

Вольфрам

19100

Нікол

8900

Графіт

1600

Олово

7400

Залізо (сталь)

7800

Платина

2150

Бензен

880

Свинець

11300

Вода

1000

Срібло

10500

Гліцерин

1260

Титан

4500

Золото

19300

Уран

19000

Кадмій

8650

Цинк

7000

Кобальт

9800

Ртуть

13600

Лід

916

Спирт етиловий

790

Мідь

8900

Діетиловий етер

720

Молібден

10200


Додаток 4

Густина деяких газів (н.у.)

Газ

r, кг/м3

Газ

r, кг/м3

Азот

1,25

Кисень

1,43

Аміак

0,77

Метан

0,72

Водень

0,09

Повітря

1,293

Карбон (ІV) оксид

1,98

Хлор

3,21

Додаток 5

Співвідношення

між позасистемними одиницями

Величина

Одиниця

Позначення

Назва

Еквівалент СІ

Довжина

мк

мікрон

10–6 м

Маса

т

тонна

103  кг

г

грам

10–3 кг

а.о.

атомна одиниця

10–27 кг

Об’єм

л

мл

літр

мілілітр

10–3 м3

10–6 м3

Температура

оС

градус

Цельсія

Т = t + 273,15

Тиск

атм

атмосфера

1,0133×105 Па

Час

год

хв

година

хвилина

3600 с

60 с

ПОЯСНЮВАЛЬНА ЗАПИСКА

Деталізована програма курсу

"ФІЗИЧНА ХІМІЯ "

для спеціальності – 7070301 (“хімія”)

хімічного факультету УжНУ

Програму  розробив проф. Гомонай В.І.

I. Пояснювальна записка

Робоча програма складена на основі програми курсу "Фізична хімія", розробленої в Київському національному університеті ім.Тараса Шевченка (Нормативні курси хімічних дисциплін для студентів і викладачів хімічного факультету / Упор. Проф. Яцимирський В.К. – К.: ВПЦ “Київський університет”, 1995. –153 с.).

Мета курсу – дати студентам хімічних факультетів університетів основні уявлення про досягнення вітчизняної фізичної хімії, можливість застосування набутих знань на практиці. Сучасна форма викладання фізичної хімії для студентів хімічних спеціальностей на порозі третього тисячоліття вимагає певного перегляду.

 Це пов'язано, в першу чергу, з переорієнтацією системи вищої освіти на рівень магістра, що потребує вдосконалення теоретичної підготовки з таких фундаментальних дисціплін, як фізика, хімія, математика. Не викликає сумніву доцільність такого підходу до фізичної хімії як базової науки спеціальностей хімічного профілю. Високий рівень знань з цього предмету забезпечує майбутньому фахівцю можливість найкращого засвоєння наступних дисціплін професійного спрямування та кваліфіковано вирішувати питання, пов'язані зі швидко зростаючим прогресом теоретичних досліджень, синтезом нових сполук і розширенням можливостей їх застосування, потребами новітніх технологій хімічних виробництв тощо.

Студент повинен знати:

– основні закони і математичні вирази, якими описуються закони термодинаміки, фотохімії, електрохімії тощо;

– в межах яких умов та як їх можна застосувати;

– проводити розрахунки та робити логічні висновки;

– орієнтуватись у літературі по цій дисципліні .

Студент повинен уміти:

– оцінювати напрямки хімічних процесів та можливість їх здійснення при певних умовах;

– володіти методикою і технікою хімічного експерименту;

– володіти математичним апаратом для розрахунків констант швидкостей реакцій, констант рівноваги, хімічних потенціалів тощо;

– користуватись довідниковою літературою, даними з інтернету для побудови різних моделей і схем хімічних процесів;

– пояснювати різноманітні явища і процеси в природі, промисловості, виходячи із фізико-хімічних законів;

– оцінювати ефективність тих чи інших фізико-хімічних методів для вирішення практичних проблем.

Місце в навчальному процесі один з фундаментальних курсів, який формує спеціалістів - хіміків. Підготовка студентів природничих факультетів в цілому, хіміків і фізиків, фармацевтів і лікарів, біологів й інженерів та навіть педагогів з основ фізичної хімії є однією з найважливіших проблем і невід'ємною частиною забезпечення їх професійного рівня, вміння швидкої адаптації до бурхливого розвитку техніки і новітних технологій.

 

Зміст дисципліни

ВСТУП. Предмет фізичної хімії та її значення. Розділи фізичної хімії. Методи дослідження. Розвиток фізичної хімії в Україні.

Вчення про агрегатні стани речовин. Газуватий стан. Ідеальні і реальні гази. Основні закони ідеальних газів. Рівняння стану ідеальних газів. Універстальна газова стала. Парціальні тиски в сумішах ідеальних газів.

 Реальні гази. Рівняння стану реальних газів Ван-дер-Ваальса. Кінетична теорія газів. Розподіл Максвелла. В'язкість газів.

ПЕРШЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічні системи та їх властивості. Параметри та функції стану системи. Внутрішня енергія. Теплота та робота. Закон збереження і перетворення енергії. Рівноважні процеси. Максимальна робота. Теплоємність. Рівняння стану. Термічні коефіцієнти. Калоричні коефіцієнти. Робота різних процесів. Ентальпія. Перший закон термодинаміки. Застосування першого закону термодинаміки до ідеальних газів.

ТЕРМОХІМІЯ. Тепловий ефект хімічної реакції. Закон Гесса. Теплоти агрегатних перетворень. Теплоти поліморфних перетворень. Теплоти згорання. Теплоти розчинення. Теплоти утворення. Знаходження теплот реакцій за допомогою таблиць. Енергія хімічного зв'язку. Залежність теплових ефектів від температури.

 

ДРУГИЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМІКИ. Оборотний цикл Карно. Узагальнення другого закону термодинаміки. Ентропія. Властивості ентропії. Зміна ентропії ідеального газу. Зміна ентропії при агрегатних перетвореннях. Постулат Планка. Абсолютні значення ентропії. Статистичний характер другого закону термодинаміки.

ХАРАКТЕРИСТИЧНІ ФУНКЦІЇ І ТЕРМОДИНАМІЧНІ ПОТЕНЦІАЛИ. Ізохорно-ізотермічний потенціал. Рівняння максимальної роботи Гіббса-Гельмгольця. Вільна і зв'язана енергія. Характеристичні функції. Умови рівноваги. Термодинамічні потенціали ідеальних і реальних газів. Хімічний потенціал ідеального газу. Різні способи вираження хімічного потенціалу.

ФАЗОВІ РІВНОВАГИ. Загальні умови рівноваги в гетерогенних системах. Незалежні компоненти. Хімічний потенціал багатокомпонентних систем. Умови рівноваги між фазами. Правило фаз Гіббса. Діаграми стану однокомпонентних систем. Рівняння Клаузіуса-Клапейрона. Фазові переходи першого роду. Діаграма стану сірки. Енаетіотропія і монотропія. Двокомпонентні системи. Діаграми плавлення двокомпонентних систем. Евтектика. Термічний аналіз, криві кристалізації. Діаграми систем, що утворюють хімічні сполуки (без розкладу). Системи, що утворюють сполуки, які плавляться інконґруентно (з розкладом). Тверді розчини. Дальтоніди і бертоліди.

Трикомпонентні системи. Методи Гіббса та Розебома визначення складу трикомпонентних систем. Трикутник Гіббса-Розебома. Діаграми плавлення трикомпонентних систем. Обмежена взаємна розчинність трьох рідин.

ТЕРМОДИНАМІКА РОЗЧИНІВ. Вступ в теорію розчинів. Структура рідин. В'язкість рідин. Поверхневий натяг. Дифузія в рідинах. Внутрішній тиск в рідинах. Концентрація. Різні форми вираження. Термодинамічні потенціали реальних газів. Летучість.

 Розчинність газів і твердих речовин у рідинах. Закон Генрі. Парціальний мольний об'єм і методи його розрахунку. Ідеальні розчини. Закони Рауля. Реальні розчини. Відхилення від закону Рауля.

Рівноваги рідина – пара. Діаграми тиск – склад та температура кипіння – склад. Фракційна перегонка.  Перший закон Коновалова. Температура кристалізації і температура кипіння розчинів нелетких речовин. Кріоскопія і ебуліоскопія. Другий закон Коновалова. Азеотопні розчини. Обмежена взаємна розчинність рідин.Критична температура розчинності. Перегонка з водяною парою. Осмотичний тиск. Термодинамічні властивості розчинів високомолекулярних сполук.

ХІМІЧНІ РІВНОВАГИ В ГАЗАХ І РОЗЧИНАХ. Умови хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги. Рівняння ізотерми. Напрямок реакції. Різні способи вираження константи рівноваги. Зміщення стану рівноваги. Принцип Ле-Шательє. Закон діючих мас. Знаходження складу реагентів при рівновазі. Підбір оптимальних умов процесу. Константа рівноваги в неідеальних системах.

Гетерогенні рівноваги. Комбінування рівноваг. Залежність константи рівноваги від температури. Рівняння ізобари. Залежність константи рівноваги від температури. Точний вираз.

 Тепловий закон Нернста. Хімічна стала в реакціях між кристалічними речовинами. Наближене рівняння Нернста. Ентропійний спосіб розрахунку констант рівноваги.

ОСНОВИ СТАТИСТИЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічна ймовірність. Формула Больцмана – Планка для зв'язку між ентропією та термодинамічною ймовірністю. Статистика Бозе-Енштейна. Ентропія і термодинамічна імовірність. Характеристика ентропії. Частинки в силовому полі. Рівняння  Больцмана. Сума станів та її зв'язок з основними термодинамічними функціями. Молекулярні суми станів для поступального, обертального, коливального та електронного рухів.

 Представлення термодинамічних величин за допомогою суми станів. Розрахунки суми станів. Статистична теорія теплоємності молекул та твердих тіл. Знаходження теплоємності газів. Класична і квантова теорія теплоємності газів. Теплоємність багатоатомних газів. Теплоємність твердих тіл.

Статистичні розрахунки ентропії газу. Статистичний розрахунок хімічної сталої. Електронна сума станів. Розрахунки констант рівноваги і зміни нульової енергії.

Елементи термодинаміки необоротних процесів. Явища переносу: дифузія, теплопровідність, в'зкість і т.д. Роль ентропії. Явища переносу в газах. Класификація необоротних процесів. Співвідношення взаємності Онзагера. Тепло-, електропровідність та інші явища переносу в конденсованих фазах. Явище термодифузії.

ХІМІЧНА КІНЕТИКА. Основні поняття хімічної кінетики. Механізм реакції, прості та складні реакції. Швидкість хімічної реакції. Кінетичні криві. Кінетичні рівняння. Залежність швидкості реакції від концентрації. Порядок реакції та методи його визначення. Константа швидкості реакції.  Період напівперетворення. Молекулярність елементарних реакцій. Інтегрування кінетичних рівнянь для реакцій різних порядків.

  Реакції оборотні і необоротні. Механізм реакції, прості та складні реакції. Кінетика реакцій в статичних умовах. Необоротня реакція першого порядку. Необоротні реакції другого порядку. Необоротня реакція третього порядку. Оборотні реакції. Оборотня реакція другого порядку.  Зв'язок між кінетикою та термодинамікою.

Паралельні реакції. Послідовні реакції. Спряжені реакції. Методи визначення порядку реакції. Кінетика гомогенних хімічних реакцій, що відбуваються у потоці. Вплив температури на швидкість реакції. Теплота активації і енергія активації.

ТЕОРІЇ КІНЕТИКИ. Теорія Арреніуса. Теорія активних зіткнень. Гіпотеза активних зіткнень. Розрахунки швидкості реакції по числу зіткнень. Перевірка теорії зіткнень. Квазі-мономолекулярні реакції. Теорія Ліндемана.

 Метод активованого комплексу. Принцип методу. Будова активованого комплексу. Поверхня потенційної енергії. Правило Поляні. Вивід кінетичного рівняння теорії активованого комплексу. Трансмісійний коефіцієнт. Термодинамічний аспект теорії активованого комплексу, ентропія активації.

 Взаємодія двох атомів. Взаємодія двох молекул. Порівняння теорії зіткнень з теорією активованого комплексу. Мономолекулярні реакції і теорія активованого комплекса. Тримолекулярні реакції.

Кінетика взаємодії частинок з третім тілом. Реакції в молекулярних пучках. Фемтохімія.

ЛАНЦЮГОВІ РЕАКЦІЇ. Складні реакції з участю активних проміжних сполук. Реакції з замкнутими циклами стадій і ланцюгові реакції. Області постійної швидкості реакції. Зв'язок між кінетикою і термодинамікою складних процесів.

 Методи активації молекул. Виявлення й оцінка концентрації атомів і радикалів у реакційній системі. Аналіз стадійних схем.

 Типи ланцюгових реакцій. Нерозгалужені ланцюгові реакції. Механізм та кінетика нерозгалужених ланцюгів. Розгалужені ланцюгові реакції. Теорія Семенова – Хіншельвуда. Довжина ланцюга і довжина розгалуження. Індукційний період. Межі спалаху та вибухів. Інгібування  ланцюгових процесів.

ФОТОХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ. Основні закони фотохімії. Первинні і вторинні фотохімічні реакції. Типи фотохімічних реакцій. Приклади фотохімічних реакцій.Фотосенсибілізовані реакції. Фотохімічне ініціювання реакцій полімеризації. Фотохімічні реакції в атмосфері Землі.

РАДІАЦІЙНА ХІМІЯ. Взаємодія іонізуючих випромінювань з речовиною. Кількісні характеристики радіаційно-хімічних перетворень. Швидкості радіаційно-хімічних перетворень. Основні види радіаційно-хімічних перетворень.

 Дія іонізуючого випромінювання на воду і водні розчини. Дія іонізуючого випромінювання на органічні речовини. Іонні виходи радіаційно-хімічних реакцій. Різні механізми первинної (ініціюючої) дії проникаючих випромінювань.

РЕАКЦІЇ В ЕЛЕКТРИЧНИХ РОЗРЯДАХ. Тихий розряд. Іскровий розряд. Тліючий розряд. Дуговий розряд. Одержання озону. Синтез аміаку з азоту і водню. Одержання ацетилену з метану.

КІНЕТИКА РЕАКЦІЙ В РІДКІЙ ФАЗІ. Вплив розчинника на швидкість реакції. Реакції в розчинах електролітів. Сольовий ефект. Реакції між іонами. Вплив полярного розчинника на швидкість реакції. Клітковий ефект. Ланцюгові реакції полімеризації в неводних розчинах.

ФІЗИКО-ХІМІЯ ПОВЕРХНЕВИХ ЯВИЩ. Поверхневі явища на межі тверде тіло – газ. Фізична адсорбція і хемосорбція. Ізотерми адсорбції. Кінетика адсорбції та десорбції на однорідних поверхнях. Енергія активації адсорбції – десорбції. Мономолекулярна адсорбція газів на однорідній поверхні. Ізотерма адсорбції Ленгмюра.  Полімолекулярна адсорбція на однорідній поверхні. Ізотерма адсорбції Брунауера - Еммета - Теллера (БЕТ). Визначення величини поверхні по рівнянню БЕТ. Ізотерма адсорбції Фрейндліха. Термодинаміка адсорбції на неоднорідній поверхні. Ентропія адсорбції. Адсорбція на межі розділу рідина – газ.

ГОМОГЕННІ КАТАЛІТИЧНІ ПРОЦЕСИ. Визначення каталізу. Загальні відомості про каталіз і каталізатори. Гомогенний каталіз у газовій фазі. Доцільність застосування каталізатора. Гомогенний каталіз у розчинах. Класификація гомогенних каталітичних реакцій.

 Кислотно-основний каталіз, загальний та специфічний. Рівняння Бренстеда. Правило Поляні-Семенова. Окисно-відновні каталітичні реакції. Каталіз комплексними сполуками перехідних металів. Ферментативний каталіз. Кінетика ферментативних реакцій. Пуш-пульний механізм каталіза ензімами. Залежність ферментативних реакцій від температури. Інгібування ферментативних реакцій.

ГЕТЕРОГЕННІ КАТАЛІТИЧНІ ПРОЦЕСИ. Коротка історія розвитку гетерогенних каталітичних процесів. Активність каталізаторів. Удавана енергія активації. Вибірковість дії каталізаторів. Об'ємна швидкість і час контактування.

 Каталітичні властивості металів. Оксиди як каталізатори. Роль структурного фактора, структурно-чутливі та структурно-нечутливі реакції. Мультиплетна теорія каталізу Баландіна. Теорія активних ансамблів Кобозева. Електронні теорії каталізу. Ланцюгові теорії каталізу. Гетерогенно-гомогенна теорія каталізу М.В. Полякова. Промотовані і змішані каталізатори. Нанесені металічні каталізатори, роль носія. Отруєння каталізаторів. Області застосування гетерогенних каталізаторів. Глибокий механізм деяких гетерогенно-каталітичних процесів.

 Основи термодинаміки гетерогенних каталітичних процесів. Стадії каталітичних реакцій. Кінетика гетерогенно-каталітичних реакцій на однорідних поверхнях. Кінетика реакцій на неоднорідних поверхнях.

Кластерні уявлення в теорії активних центрів. Теорії каталітичної дії. Макрокінетика гетерогенних процесів. Кінетика і механізм гетерогенних реакцій.

ЕЛЕКТРОХІМІЧНА РІВНОВАГА. Розчини електролітів. Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса. Причини дисоціації, сольватація іонів у розчинах. Сильні та слабкі електроліти. Константа електролітичної дисоціації. Закон розведення Оствальда. Електролітична дисоціація води. Поняття про рН розчинів. Константи дисоціації кислот і основ. Поняття про рК. Активна й аналітична (тітруєма) кислотність. Теорія кислот та основ Бренстеда - Лоурі. Буферні системи. Колориметричний метод визначення рН. Гідроліз. Застосування методів гідролізу.

ЕЛЕКТРОПРОВІДНІСТЬ РОЗЧИНІВ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. Питома та еквівалентна електропровідності. Рухливості іонів. Протонний механізм переносу електрики в розчинах. Закон незалежності руху іонів (закон Кольрауша). Числа переносу. Визначення чисел переносу. Метод Гітторфа. Метод границі, що рухається.

Активність іонів в електролітах. Теорія Дебая-Хюккеля. Іонна атмосфера. Електрофоретичний та релаксаційний ефекти. Ефект Віна і Дебая-Фолькенгагена. Практичне застосування електропровідності розчинів. Кондуктометрине титрування.

ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ. Виникнення і будова подвійного електричного шару. Електрохімічний потенціал. Класифікація електродів. Електроди І та ІІ роду, газові, окисно відновні. Гальванічний елемент. Залежність електрорушійної сили (е.р.с.) та потенціалів електродів від від концентрації (активності) потенціалвизначальних іонів. Рівняння Нернста.

Термодинаміка гальванічного елементу. Стандартні потенціали. Ряд активності металів. Водневий електрод. Електроди порівняння (хлорсрібний, каломельний та сурм'яний). Скляний електрод. Окиснювально-відновні потнціали. Хінгідронний електрод.  Концентраційні ланцюги. Електричні ланцюги з переносом та без переносу іонів. Дифузійні потенціали.

Визначення термодинамічних параметрів хімічної реакції, що йде в гальванічному елементі. Вимірення електрорушійних сил. Нормальний елемент Вестона.

 Визначення коефіцієнтів активності електроліту методом е.р.с.  Розрахунок констант рівноваги окисно-відновних реакцій за даними е.р.с. Потенціометричний метод визначення рН.  Потенціометричне титрування. Іонселективні електроди.

 Електрохімічні джерела струму. Джерела струму одноразового використання. Джерела струму багаторазового використання (акумулятори). Електрохімічні генератори (паливні елементи).

КІНЕТИКА ЕЛЕКТРОДНИХ ПРОЦЕСІВ. Закони Фарадея. Хімічні процеси при електролізі. Електроліз водних розчинів. Види електродної поляризації. Потенціал розкладу. Теорія перенапруги виділення водню. Рівняння Тафеля. Теорія уповільненого розряду і її сучасне обгрунтування. Полярографія. Основи теорії корозії та захисту від неї. Методи захисту металів від корозії. Покриття, як метод захисту металів від корозії.


Вивчення фізичної хімії здійснюється протягом 3-х се-
местрів : 5-7.

Програма структурована на модулі, змістові модулі, теми відповідно до вимог “Рекомендацій щодо розроблення навчальних програм нав-
чальних дисциплін”.

1. Фізична хімія як навчальна дисципліна:

А) базується на вивченні студентами хімічного факультету вищої математики, фізики і будови речовин і інтегрується з цими дисциплінами;

Б) закладає основи вивчення студентами спеціальних курсів: "Термодинаміка", "Хімічна кінетика" та "Каталіз".

Організація навчального процесу здійснюється за кредитно-модуль-
ною системою відповідно до вимог Болонського процесу.

Програма дисципліни структурована на 8 модулів, до складу яких входять блоки змістових модулів. Обсяг навчального навантаження студентів описаний у кредитах ECTS – залікових кредитах, які зарахо-вуються студентам при успішному засвоєнні ними модулів (залікових кредитів). Курс фізичної хімії складається з чотирьох модулів, кожен з яких містить по два змістових модулі.

Рекомендовано студентам на практичних заняттях записувати протоколи проведених досліджень, де зазначати мету досліду, коротко – хід роботи або назву методу, результати досліджень та висновки.

Засвоєні теми контролюються на практичних заняттях у відповід-
ності з конкретними цілями, засвоєння змістових модулів – на практичних підсумкових заняттях. Рекомендується застосовувати такі засоби контролю рівня підготовки студентів: комп’ютерні тести або тестові завдання, розв’язування ситуаційних задач, проведення лабораторних досліджень і трактування та оцінка їх результатів, контроль практичних навичок.

Підсумковий контроль засвоєння змістових модулів та модуля в цілому здійснюється за їх завершеністю. Оцінка успішності студента з дисципліни є рейтинговою і виставляється за багатобальною шкалою як середня арифметична оцінка засвоєння відповідних модулів і має визна-
чення за системою ECTS та шкалою, прийнятою в Україні.

Для тих студентів, які бажають поліпшити успішність з дисципліни за шкалою ECTS, кінцевий контроль здійснюється додатково по завер-
шенню вивчення дисципліни комісійно, у відповідності з кінцевими та конкретними цілями з дисципліни.

Опис навчального плану з дисципліни "Фізична хімія" для студентів хімічних факультетів за спеціальністю 7070301 ("хімія").

Структура навчальної дисципліни

Кількість годин з них:

Вид контролю

Всього

Аудиторних

СРС

Лекцій

Практичних занять

70

40

14

26

Кредитів ECTS

4

Заліковий кре-дит модуль №1

57,5

6

22,5

29

Підсумковий тестовий контроль

Змістових

модулів – 2

Контроль прак-
тичних навичок, тестові завдання

Підсумковий тестовий конт-
роль з засвоєн-
ня модулю № 1

2,5

2,5

Заліковий кре-дит модуль № 2

57,5

14

22,5

21

Підсумковий тестовий контроль

Змістових

модулів – 2

Контроль практичних навичок, тестові завдання

Підсумковий тестовий контроль з засвоєння

модулю №2

2,5

2,5

Тижневе навантаження

4,5 години– 0,15 кр.

ECTS – 30 год. Аудиторне навантаження – 58 %, СРС – 42%.

2. Мета вивчення навчальної дисципліни.

Мета вивчення фізичної хімії – кінцеві цілі – встановлюються на основі ОПП підготовки хіміка за фахом відповідно до блоку її змістового модулю (природничо-наукова підготовка) і є основою для побудови змісту навчальної дисципліни.

Кінцеві цілі дисципліни:

6120 Інтерпретувати основні закони хімічної термодинаміки для формування цілісного фізико-хімічного підходу до вивчення процесів хімічного претворення речовин з метою одержання теплової енергії і корисної роботи.

20093 Застосовувати термодинамічні методи розрахунків теплових ефектів реакцій, зміни функції Гіббса та ентропії.

6119 Шляхом термодинамічних розрахунків визначати напрямок хімічних процесів.

20094 Трактувати загальні фізико-хімічні закономірності, що базуються на основі теплових ефектів хімічних реакцій

Модуль 1. ПЕРШЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМІКИ. ТЕРМОХІМІЯ.

Змістовий модуль 1. ПЕРШЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМІКИ. ТЕРМОХІМІЯ.

Конкретні цілі:

• Трактувати взаємозв’язок між.

• Пояснювати принципи будови комплексних сполук.

• Інтерпретувати особливості будови комплексних сполук як основи для їх застосування в хелатотерапії.

Тема 1. Предмет фізичної хімії та її значення. Розділи фізичної хімії. Методи дослідження. Розвиток фізичної хімії в Україні.

Вчення про агрегатні стани речовин. Газуватий стан. Ідеальні і реальні гази. Основні закони ідеальних газів. Рівняння стану ідеальних газів. Універстальна газова стала. Парціальні тиски в сумішах ідеальних газів.

 Реальні гази. Рівняння стану реальних газів Ван-дер-Ваальса. Кінетична теорія газів. Розподіл Максвелла. В'язкість газів.

ПЕРШЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічні системи та їх властивості. Параметри та функції стану системи. Внутрішня енергія. Теплота та робота. Закон збереження і перетворення енергії. Рівноважні процеси. Максимальна робота. Теплоємність. Рівняння стану. Термічні коефіцієнти. Калоричні коефіцієнти. Робота різних процесів. Ентальпія. Перший закон термодинаміки. Застосування першого закону термодинаміки до ідеальних газів.

ТЕРМОХІМІЯ. Тепловий ефект хімічної реакції. Закон Гесса. Теплоти агрегатних перетворень. Теплоти поліморфних перетворень. Теплоти згорання. Теплоти розчинення. Теплоти утворення. Знаходження теплот реакцій за допомогою таблиць. Енергія хімічного зв'язку. Залежність теплових ефектів від температури.

Тема 2. ДРУГИЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМІКИ. Оборотний цикл Карно. Узагальнення другого закону термодинаміки. Ентропія. Властивості ентропії. Зміна ентропії ідеального газу. Зміна ентропії при агрегатних перетвореннях. Постулат Планка. Абсолютні значення ентропії. Статистичний характер другого закону термодинаміки.

ХАРАКТЕРИСТИЧНІ ФУНКЦІЇ І ТЕРМОДИНАМІЧНІ ПОТЕНЦІАЛИ. Ізохорно-ізотермічний потенціал. Рівняння максимальної роботи Гіббса-Гельмгольця. Вільна і зв'язана енергія. Характеристичні функції. Умови рівноваги. Термодинамічні потенціали ідеальних і реальних газів. Хімічний потенціал ідеального газу. Різні способи вираження хімічного потенціалу.

Тема 3. ФАЗОВІ РІВНОВАГИ. Загальні умови рівноваги в гетерогенних системах. Незалежні компоненти. Хімічний потенціал багатокомпонентних систем. Умови рівноваги між фазами. Правило фаз Гіббса. Діаграми стану однокомпонентних систем. Рівняння Клаузіуса-Клапейрона. Фазові переходи першого роду. Діаграма стану сірки. Енаетіотропія і монотропія. Двокомпонентні системи. Діаграми плавлення двокомпонентних систем. Евтектика. Термічний аналіз, криві кристалізації. Діаграми систем, що утворюють хімічні сполуки (без розкладу). Системи, що утворюють сполуки, які плавляться інконґруентно (з розкладом). Тверді розчини. Дальтоніди і бертоліди.

Трикомпонентні системи. Методи Гіббса та Розебома визначення складу трикомпонентних систем. Трикутник Гіббса-Розебома. Діаграми плавлення трикомпонентних систем. Обмежена взаємна розчинність трьох рідин.

Змістовий модуль 2. Кислотно-основні рівноваги в біологічних рі-
динах.

  Конкретні цілі:

• Вміти характеризувати кількісний склад розчинів.

• Вміти готувати розчини із заданим кількісним складом.

• Аналізувати принципи титриметричних методів дослідження.

• Аналізувати кількісний вміст в розчині кислот та основ за допо-
могою методів кислотно-основного титрування.

• Робити висновки щодо кислотності біологічних рідин на підставі водневого показника.

• Пояснювати механізм дії буферних систем та їх роль в підтримці кислотно-основної рівноваги в біосистемах.

• Аналізувати взаємозв’язок між колігативними властивостями та концентрацією розчинів.

Тема 4. ХІМІЧНІ РІВНОВАГИ В ГАЗАХ І РОЗЧИНАХ. Умови хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги. Рівняння ізотерми. Напрямок реакції. Різні способи вираження константи рівноваги. Зміщення стану рівноваги. Принцип Ле-Шательє. Закон діючих мас. Знаходження складу реагентів при рівновазі. Підбір оптимальних умов процесу. Константа рівноваги в неідеальних системах.

Гетерогенні рівноваги. Комбінування рівноваг. Залежність константи рівноваги від температури. Рівняння ізобари. Залежність константи рівноваги від температури. Точний вираз.

 Тепловий закон Нернста. Хімічна стала в реакціях між кристалічними речовинами. Наближене рівняння Нернста. Ентропійний спосіб розрахунку констант рівноваги.

Тема 5. ТЕРМОДИНАМІКА РОЗЧИНІВ. Вступ в теорію розчинів. Структура рідин. В'язкість рідин. Поверхневий натяг. Дифузія в рідинах. Внутрішній тиск в рідинах. Концентрація. Різні форми вираження. Термодинамічні потенціали реальних газів. Летучість.

 Розчинність газів і твердих речовин у рідинах. Закон Генрі. Парціальний мольний об'єм і методи його розрахунку. Ідеальні розчини. Закони Рауля. Реальні розчини. Відхилення від закону Рауля.

Рівноваги рідина – пара. Діаграми тиск – склад та температура кипіння – склад. Фракційна перегонка.  Перший закон Коновалова. Температура кристалізації і температура кипіння розчинів нелетких речовин. Кріоскопія і ебуліоскопія. Другий закон Коновалова. Азеотопні розчини. Обмежена взаємна розчинність рідин.Критична температура розчинності. Перегонка з водяною парою. Осмотичний тиск. Термодинамічні властивості розчинів високомолекулярних сполук.

Тема 6. ОСНОВИ СТАТИСТИЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічна ймовірність. Формула Больцмана – Планка для зв'язку між ентропією та термодинамічною ймовірністю. Статистика Бозе-Енштейна. Ентропія і термодинамічна імовірність. Характеристика ентропії. Частинки в силовому полі. Рівняння  Больцмана. Сума станів та її зв'язок з основними термодинамічними функціями. Молекулярні суми станів для поступального, обертального, коливального та електронного рухів.

 Представлення термодинамічних величин за допомогою суми станів. Розрахунки суми станів. Статистична теорія теплоємності молекул та твердих тіл. Знаходження теплоємності газів. Класична і квантова теорія теплоємності газів. Теплоємність багатоатомних газів. Теплоємність твердих тіл.

Статистичні розрахунки ентропії газу. Статистичний розрахунок хімічної сталої. Електронна сума станів. Розрахунки констант рівноваги і зміни нульової енергії.

  Елементи термодинаміки необоротних процесів. Явища переносу: дифузія, теплопровідність, в'зкість і т.д. Роль ентропії. Явища переносу в газах. Класификація необоротних процесів. Співвідношення взаємності Онзагера. Тепло-, електропровідність та інші явища переносу в конденсованих фазах. Явище термодифузії.

Тема 7.

Тема 8.

Тема 9.

Модуль 2. Теплові ефекти хімічних реакцій. Направленість процесів.

Змістовий модуль 3.

Конкретні цілі:

• Трактувати хімічні та біохімічні процеси з позиції їх теплових ефектів.

• Вміти використовувати термодинамічні функції для оцінки направленості процесів, пояснювати енергетичне супряження в живих системах

• Аналізувати залежність швидкості реакцій від концентрації та тем-
ператури.

• Інтерпретувати залежність швидкості реакцій від енергії активації.

• Аналізувати особливості дії каталізаторів та пояснювати механізм гомогенного та гетерогенного каталізу.

• Пояснювати механізм дії ферментів та аналізувати залежність швидкості ферментативних процесів від концентрації ферменту та субстрату.

• Аналізувати хімічну рівновагу та пояснювати її умову з позиції термодинаміки та кінетики.

• Пояснювати вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу.

• Аналізувати умови випадіння та розчинення осадів, пояснювати роль гетерогенних рівноваг за участю солей в загальному гомеостазі організму.

• Пояснювати механізм утворення електродних потенціалів.

• Аналізувати принципи методу потенціометрії та робити висновки щодо його використання в медико-біологічних дослідженнях.

• Вміти вимірювати окисно-відновні потенціали та прогнозувати напрямок окисно-відновних реакцій.

Тема 10.

Тема 11.

Тема 12.

Тема 13.

Змістовий модуль 4.

Конкретні цілі:

• Робити висновки щодо поверхневої активності речовин на підставі їх будови.

• Аналізувати особливості будови поверхневого шару адсорбованих молекул поверхневоактивних сполук, пояснювати принципи будови біологічних мембран.

• Аналізувати рівняння адсорбції та межі їх використання, розрізняти мономолекулярну та полимолекулярну адсорбцію.

• Інтерпретувати закономірності адсорбції речовин з розчинів на твердій поверхні.

• Пояснити фізико-хімічні основи методів адсорбційної терапії.

• Розрізняти вибіркову та йонообмінну адсорбцію електролітів.

• Інтерпретувати методи хроматографічного аналізу та їх роль в ме-
дико-біологічних дослідженнях.

• Аналізувати принципи методів одержання та очищення колоїдно-дисперсних розчинів.

• Пояснити фізико-хімічні основи гемодіалізу.

• Інтерпретувати фізико-хімічні властивості білків, що є структурними компонентами всіх тканин організму.

• Робити висновки щодо заряду розчинених біополімерів на підставі їх ізоелектричної точки.

Тема 14.

Тема 15.

Тема 16.

Тема 17.

 

Тема 18.

3. Орієнтовна структура залікового кредиту – модуля "Хімічна термодинаміка"

Тема

Лекції

Прак-тичні занят-тя

Самос-тійна робота

1

2

3

4

5

6

7

8

9

Усього годин 60. Кредитів ECTS –2,0

Аудиторна робота – 52%

СРС– 48%

Орієнтовна структура залікового кредиту – модуля “……….”

Змістовий модуль 3.

Тема

Лекції

Практичні заняття

Самостійна робота

10

11

12

13

Змістовий модуль 4.

14

15

16

17

18

Підсумковий контроль засвоєння модуля “……….”

Усього годин 60. Кредитів ECTS –2,0

14

25

21

Аудиторна робота – 65%

СРС – 35%


Орієнтовний тематичний план лекцій.

№ лекції

Тема

Кількість годин

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

РАЗОМ:

40

Орієнтовний тематичний план практичних занять.

№ заняття

Тема

Кількість годин

1

2,0

2

2,0

3

2,0

4

2,0

5

2,0

6

2,0

7

2,0

Підсумковий контроль засвоєння модуля "Хімічна термодинаміка"

14,0

Орієнтовний тематичний план лабораторних занять з хімічної термодинаміки

№ заняття

Тема

Кількість годин

1

6,0

2

6,0

3

6,0

4

6,0

5

6,0

6

6,0

7

6,0

8

6,0

9

6,0

Підсумковий контроль засвоєння модуля "Теплові ефекти хімічних реакцій"

54

10

Теплові ефекти хімічних реакцій. Направленість процесів

6,0

РАЗОМ:

60

Орієнтовні завдання для самостійної (індивідуальної) роботи студентів.

Тема

Кількість годин

1.

2.

3.

Індивідуальна робота – підготовка огляду наукової літератури однієї з тем

4.

Підготовка до підсумкового контролю засвоєння модулів

РАЗОМ:

150

Розподіл балів, присвоюваних студентам.

Модуль №1 (поточне тестування)

Кількість балів

1.

Змістовий модуль 1.

Тема 1

Тема 2

Тема 3

2.

Змістовий модуль 2.

Тема 4

Тема 5

Тема 6

Тема 7

Тема 8

Тема 9

Разом змістові модулі

Самостійна (індивідуальна) робота студентів

РАЗОМ:

120

Підсумковий контроль засвоєння модуля №1

80

РАЗОМ сума балів за засвоєння модуля №1

200

Модуль №2 (поточне тестування)

Кількість балів

3.

Змістовий модуль 3

Тема 10

Тема 11

Тема 12

Тема 13

4.

Змістовий модуль 4

Тема 14

Тема 15

Тема 16

Тема 17

Тема 18

Разом змістові модулі

Самостійна (індивідуальна) робота студентів

РАЗОМ:

120

Підсумковий контроль засвоєння модуля №2

80

РАЗОМ сума балів за засвоєння модуля №2

200

Модуль №3 (поточне тестування)

Кількість балів

1.

Змістовий модуль 5.

Тема 19

Тема 20

Тема 21

2.

Змістовий модуль 6.

Тема 22

Тема 23

Тема 24

Тема 25

Тема 8

Тема 26

Разом змістові модулі

Самостійна (індивідуальна) робота студентів

РАЗОМ:

120

Підсумковий контроль засвоєння модуля № 3

80

РАЗОМ сума балів за засвоєння модуля № 3

200

Модуль №4 (поточне тестування)

Кількість балів

1.

Змістовий модуль 7.

Тема 1

Тема 2

Тема 3

2.

Змістовий модуль 8.

Тема 4

Тема 5

Тема 6

Тема 7

Тема 8

Тема 9

Разом змістові модулі

Самостійна (індивідуальна) робота студентів

РАЗОМ:

120

Підсумковий контроль засвоєння модуля № 4

80

РАЗОМ сума балів за засвоєння модуля № 4

100

Разом сума балів за вивчення дисципліни

400

Оцінка “5” конвертується в 13 балів;

“4” – в 9 балів;

“3” – в 5 балів;

“2” – в 0 балів.

Мінімальна кількість балів, з якою студент допускається до складання підсумкового контролю модуля – 45.

5. Форми контролю.

Поточний контроль здійснюється на кожному практичному занятті відповідно до конкретних цілей теми, на практичних підсумкових заняттях – відповідно до конкретних цілей змістових модулів. Рекомендується застосовувати на всіх практичних заняттях види об’єктивного контролю теоретичної підготовки та контроль засвоєння практичних навичок.

Підсумковий контроль засвоєння модуля відбувається по завершенню вивчення блоку відповідних змістових модулів шляхом тестування. Максимальна кількість балів, що присвоюється студенту при засвоєнні модуля (залікового кредиту ECTS)-200.

Єдина шкала оцінок для студентів.

Оцінка ECTS

Статистичний показник

Традиційна оцінка

А

Найкращі 10% студентів

Відмінно

В

Наступні 25% студентів

Добре

С

Наступні 30% студентів

Добре

D

Наступні 25% студентів

Задовільно

E

Останні 10% студентів

Задовільно

Fx

Повторна здача

Незадовільно з можливістю повторного складання

F

Обов’язковий повторний курс навчання

Незадовільно з обов’язковим повторним курсом

Для тих студентів, хто бажає покращити свою успішністі до вищої оцінки при засвоєнні дисципліни (модуля), можливе проведення повтор-
ного підсумкового контролю в комісії. Методика проведення підсумкового контролю визначається вищим навчальним закладом й відображається у робочій навчальній програмі з дисципліни.

Орієнтовний перелік питань до підсумкового

контролю знань з дисципліни.

Змістовий модуль 1. Термодинамічні та кінетичні закономірності перебігу процесів та електрохімічні явища в біологічних системах.

1. Макроергічні сполуки. АТФ як універсальне джерело енергії для біохімічних реакцій. Характеристика макроергічних зв’язків.

2. Перший закон термодинаміки. Внутрішня енергія. Ентальпія. Теплота ізобарного та ізохорного процесів. Стандартні теплоти утворення та згоряння речовин.

3. Термохімія. Закон Гесса. Термохімічні перетворення.

4. Термохімічні розрахунки та їх використання для енергетичної характеристики біохімічних процесів.

5. Другий закон термодинаміки. Ентропія. Енергія Гіббса.

6. Хімічна рівновага. Термодинамічні умови рівноваги. Прогнозу-
вання направлення самодовільних процесів. Екзергонічні та ендергенічні процеси, які відбуваються в організмі.

7. Закон діючих мас. Константа хімічної рівноваги. Способи її вираження. Принцип Ле-Шательє. Прогнозування зміщення хімічної рівноваги.

8. Швидкість хімічних реакцій. Закон діючих мас для швидкості хімічних реакцій. Константа швидкості реакції.

9. Реакції прості та складні (послідовні, паралельні, супряжені, оборотні, ланцюгові). Фотохімічні реакції та їх роль в життєдіяльності.

10. Порядок реакції. Реакції 1-го та ІІ-го порядку. Реакції нульового  порядку. Період напівперетворення.

11. Залежність швидкості реакції від температури. Температурний коефіцієнт. Правило Вант-Гоффа. Особливості температурного коефіці-
єнту швидкості реакції для біохімічних процесів.

12. Рівняння Арреніуса. Енергія активації. Поняття про теорію активних зіткнень та про теорію перехідного стану.

1З. Гомогенний та гетерогенний каталіз. Особливості дії каталізатору. Механізм каталізу та його роль в процесах метаболізму.

14. Ферменти як каталізатори біохімічних реакцій. Залежність ферментативної дії від концентрації ферменту та субстрату, температури та реакції середовища.

15. Електродні потенціали та механізм їх виникнення. Рівняння Нернста. Нормальний (стандартний) електродний потенціал.

16. Нормальний водневий електрод.

17. Вимірювання електродних потенціалів. Електроди визначення. Електроди порівняння.

18. Окисно-відновні електродні потенціали. Механізм їх виникнення, біологічне значення. Рівняння Петерса.

19. Окисно-відновні реакції в організмі. Прогнозування їх направ-
лення за стандартними значеннями енергії Гіббса та за величинами окисно-відновних потенціалів.

20. Окисно-відновне титрування (оксидиметрія). Метод перманга-
натометрії.

21. Метод йодометрії.

22. Потенціометричне титрування, його використання в медико-біологічних дослідженнях.

23. Дифузійні та мембранні потенціали, їх роль у генезі біологічних потенціалів. Йонселективні електроди, їх використання для вимірювання концентрації іонів Н+ (скляний електрод), К+, Na+ ,Са2+ в біологічних розчинах.

Змістовий модуль 2. Кислотно-основні рівноваги в біологічних рідинах.

1. Розчини в життєдіяльності. Ентальпійний та ентропійний фактори розчинення та їх зв’язок з механізмом розчинення.

2. Розчинність газів у рідинах та її залежність від різних факторів. Закон Генрі–Дальтона. Вплив електролітів на розчинність газів. Роз-
чинність газів у крові.

3. Розчинність твердих речовин та рідин. Розподіл речовин між двома рідинами, що не змішуються. Закон розподілу Нернста, його значення у явищі проникності біологічних мембран.

4. Рівновага у розчинах електролітів. Закон розведення Оствальда.

5. Дисоціація води. Йонний добуток води. pH біологічних рідин.

6. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів.

7. Типи протолітичних реакцій. Реакції нейтралізації, гідролізу та йонізації.

8. Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу.

9. Основи титриметричного аналізу. Методи кислотно-основного титрування. Кислотно-основні індикатори та принципи їх підбору.

10. Буферні системи та їх класифікація, рН буферних розчинів.

11. Механізм дії буферних систем.

12. Буферна ємність та фактори, від яких вона залежить. Буферні системи крові.

13. Колігативні властивості розбавлених розчинів: зниження темпера-
тури замерзання, підвищення температури кипіння. Закони Рауля. Кріомет-рія та ебуліометрія.

14. Колігативна властивість розбавлених розчинів – осмос. Осмотич-ний тиск. Закон Вант-Гоффа. Плазмоліз та гемоліз.

15. Колігативні властивості розбавлених розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини в медичній практиці. Роль осмосу в біологічних системах.

Змістовий модуль 3. Фізико-хімія поверхневих явищ. Ліофобні та ліофільні дисперсні системи.

1. Особливості розчинів ВМС. Механізм набухання та розчинення ВМС. Залежність набухання та розчинення ВМС від різних факторів. Роль набухання у фізіології організмів.

2. Ізоелектрична точка білку та методи її визначення.

3. Драглювання розчинів ВМС. Властивості драглів.

4. Аномальна в’язкість розчинів ВМС. В’язкість крові та інших біологічних рідин. Осмотичний тиск розчинів біополімерів. Рівняння Галлера. Онкотичний тиск плазми та сироватки крові.

5. Мембранна рівновага Доннана.

6. Поверхнева активність. Правило Дюкло–Траубе. Рівняння Гіббса. Орієнтація молекул в поверхневому шарі та структура біологічних мембран.

7. Рівняння Ленгмюра.

8. Адсорбція із розчинів на поверхні твердого тіла. Рівняння Фрейндліха.

9. Фізико-хімічні основи адсорбційної терапії.

10. Адсорбція електролітів (вибірна та йонообмінна). Правило Панета–Фаянса.

11. Йоніти та їх використання в медицині.

12. Класифікація хроматографічних методів дослідження за ознаками механізму розподілу речовин, агрегатного стану фаз та техніки виконання. Використання хроматографії у медико-біологічних дослідженнях.

13. Дисперсні системи та їх класифікація. Способи одержання та очищення колоїдних розчинів. Діаліз, електродіаліз, ультрафільтрація. “Штучна нирка”.

14. Молекулярно-кінетичні властивості колоїдних систем (броунів-
ський рух, дифузія, осмотичний тиск). Оптичні властивості колоїдних систем. Ультрамікроскопія.

15. Будова колоїдних частинок.

16. Електрокінетичний потенціал колоїдних часточок. Електрофорез, його використання в медицині та медико-біологічних дослідженнях. Рівняння Гельмгольца–Смолуховського.

17. Кінетична та агрегативна стійкість ліозолей. Фактори стійкості. Механізм коагулюючої дії електролітів.

18. Поріг коагуляції, його визначення. Правило Шульце–Гарді. Процеси коагуляції при очистці питної води та стічних вод. Колоїдний захист, його біологічна роль.

19. Грубодисперсні системи (аерозолі, суспензії, емульсії). Одержання та властивості. Медичне застосування. Напівколоїди.

Змістовий модуль 4. Хімія біогенних елементів. Комплексоутворення в біологічних рідинах

1. Електронна структура біогенних елементів. Типові хімічні влас-тивості елементів та їх сполук (реакції без зміни ступеня окиснення, зі змі-
ною ступеня окиснення, комплексоутворення). Зв’язок між місцезнаход-женням s-, p-, d-елементів в періодичній системі та їх вмістом в організмі.

2. Розчини комплексних сполук. Сучасні уявлення про будову комплексних сполук. Класифікація комплексних сполук (за природою лігандів та зарядом внутрішньої сфери).

3. Константи нестійкості та стійкості комплексних йонів. Основи комплексонометрії.

4. Внутрішньокомплексні сполуки. Поліядерні комплекси. Комплексні сполуки в біологічних системах. Уявлення про будову  гемоглобіну.

Орієнтовний перелік завдань для підсумкового контролю знань

1. В організмі людини відбуваються аеробний та анаеробний процеси окислення глюкози:

C6H12O6(т) = 2C2H5OH(р) + 2СО2(г)

C6H12O6(т) + 602(г) = 6СО2(г) + 6Н2О(р)

В якій із реакцій утворюється більше теплоти?

C6H12O6(т)

2C2H5OH(р)

СО2(г)

Н2О(р)

О2(г)

∆Нугв(кДж/моль)

– 1274,0

– 277,0

– 393,5

– 286,0

2. Які реакції в біохімії називають екзергонічними (катаболічними) та ендергонічними (анаболічними), враховуючи характер зміни вільної енергії (ΔG) при їх ізобарно-ізотермічному протіканні?

3. Уротропін (гексаметилентетрамін) одержують в рівноважній реакції: запишіть 6CH2O(г) + 4NH3(г) = (CH2)6N4(t) + 6H2O(р). Запишіть константу рівноваги. Як можна збільшити вихід лікарської речовини?

4. Чи можна розрахувати осмотичний тиск розчину за даними кріоскопії та ебуліоскопії? Наведіть схему розрахунків.

5. Як можна розрахувати молярну масу речовини за даними кріоскопії? Який з розчинників треба використати для найбільш точного визначення молярної маси: з вищим значенням кріоскопічної сталої чи з меншим?

6. Буферні системи кислотного типу. Механізм їх дії. Формула для розрахунку рН. З наведених сполук знайдіть компоненти буферних систем основного та кислотного типу: NH3∙H2O, NaHCO3, Na2HPO4, H2CO3, NH4Cl, (C2H5)2NH, NaH2PO4, CН3COOH, CH3COOK, (C2H5) NH, HCl, C6H5COOH, C6H5COOK.

7. рН шлункового соку дорівнює 2. Розрахувати с(H+), с(OH), а також рН його при розведенні в 10 та 100 разів.

8. При розчиненні 0,6 г біологічно-активної речовини неелектроліту в 25 г води температура кипіння розчину підвищилась на 0,204 K. При розчиненні 0,3 г цієї ж речовини в 20 г бензолу температура кипіння підвищилась на 0,668 K. Визначте ебуліоскопічну сталу для бензолу, якщо для води вона дорівнює 0,512 кгК/моль.

9. Що таке порядок реакції? Що таке молекулярність реакції? Наведіть приклади моно-, бі- та тримолекулярних реакцій. В яких випадках молекулярність і порядок реакції співпадають?

10. Чому швидкість реакцій при підвищенні температури різко зростає? Що таке “активні молекули”? Сформулюйте основні положення теорії активних співударів. Що таке енергія активації? Від чого вона залежить? Який вигляд має енергетичний профіль реакції (зміна потенціальної енергії реагуючої системи в ході реакції) для: а) екзотермічної реакції; б) ендотермічної реакції?

11. Дві хімічні реакції однакового порядку мають, відповідно, температурні коефіцієнти швидкості реакції: γ=2, γ=4. Для якої з реакцій енергія активації буде більшою? Відповідь мотивувати.

12. Обчислити енергію активації реакції, якщо відомо, що при підвищенні температури від 240 до 260 К її швидкість зросла у 5 разів?

13. Як зміняться рівноважні потенціали електродів Cu|CuSO4 і Pt|FeSO4,Fe2(SO4)3 при додаванні до електролітів води?

14. Скільки електронів бере участь у окісно-відновній реакції, якщо Ео/в=0,169 В, Е0о/в=0,110 В і в системі окисленої форми у 10 разів більше, ніж відновленої?

15. Стандартний електродний потенціал цинку при 298 К дорівнює – 0,76 В. При якій молярній концентрації іонів Zn2+ потенціал цинкового електроду дорівнюватиме нулю?

16. Обчислити потенціал цинкового електроду, зануреного у 200 мл розчину, що містить 0,2 г ZnSO4, при температурі 298 К.

17. Для якої з амінокислот (цистеїн чи тирозин) швидкість пересування на папері в суміші вода–фенол буде більшою, якщо відомо, що Rf для цих кислот дорівнює, відповідно, 0,19 та 0,52? Відповідь мотивувати.

18. Навести схему очищення води від іонів SO42– та HCO3 на аніоніті в OH-формі.

19. Яка з амінокислот – лейцин чи аланін – мають більшу гідрофільність, якщо методом паперової хроматографії встановлено, що Rf для цих кислот при використанні фенолу як рухомої фази, води, як нерухомої фази, а паперу як інертного носія дорівнює, відповідно, 0,79 і 0,55? Відповідь мотивувати.

20. Обчислити масу лікарського препарату глюконату кальцію, що міститься у водному розчині, якщо відомо, що на титрування фільтрату, що утворився при пропусканні розчину через катіоніт у Н+-формі, витратилось 15 мл розчину з молярною концентрацією 0,1 моль/л. Відносна молекулярна маса глюконату кальцію становить 430.

21. Гідрозоль AgI одержаний шляхом змішування рівних об’ємів розчину KI з молярною концентрацією c(KI) = 0,005 моль/л та розчину AgNO3 з молярною концентрацією c(AgNO3) = 0,01 моль/л. Який з двох електролітів: MgSO4 або К3[Fe(CN)6] буде мати більший поріг коагуляції по відношенню до даного гідрозолю? Відповідь обґрунтуйте.

22. Що таке взаємна коагуляція? На конкретному прикладі поясніть механізм такої коагуляції. Які з золів: гідроксиду заліза (ІІІ), йодиду срібла, одержаного в надлишку йодиду калію та одержаного в надлишку нітрату срібла, необхідно змішати, щоб відбулася взаємна коагуляція? Яке явище називається колоїдним захистом? В чому полягає його значення в біології та фармації? Наведіть приклади. Яка роль колоїдного захисту в живому організмі?

23. Що таке поріг коагуляції та коагуляційна здатність електроліту? В яких одиницях виражають ці величини? Від чого залежить коагуляційна здатність електроліту? Сформулюйте правило Шульце–Гарді. Які з електролітів: NaCl, CaCl2, K2SO4, AlCl3, K4[Fe(CN)6] треба взяти для коагуляції золю Fe(OH)3, щоб експериментально підтвердити правило Шульце–Гарді?

24. Намалюйте схему будови та позначте частини міцели золю йодиду срібла, що одержаний додаванням 40 мл розчину нітрату срібла з молярною концентрацією с(AgNO3)=0,02 моль/л до 50 мл розчину йодиду калію з молярною концентрацією с(КІ)=0,001 моль/л. Яким методом одержан цей золь? Визначте знак заряду часточок цього золю. До якого електроду вони будуть рухатись?

25. Визначте знак заряду частинок золю, якщо при його коагуляції електролітами одержані такі величини порогів коагуляції (в ммоль/л):

ск(NaCl) = 300; ск(1/2MgCl2) = 320; ск(1/3Na3PO4) = 0,6; ск(1/2Na2SO4) = 20. Відповідь обґрунтуйте.

26. Ізоелектрична точка міозину м’язів дорівнює 5. При яких значеннях рН: 2; 4; 5; або 7,0 – електрофоретична рухливість буде найбільшою? З чим це пов’язане?

27. При яких значеннях рН можна розділити методом електрофорезу два ферменти А та В з ізоелектричними точками 5 та 8? Які знаки заряду ферментів А та В при рН: 4; 5; 6; 7; 8; 9?

28. До якого електроду буде рухатися білок при рН 7,40, якщо його ізоелектрична точка дорівнює 6,0? Відповідь поясніть.

29. Ізоелектрична точка казеїну дорівнює 4,50. Який знак мають макроіони казеїну при рН 3,0 та 6,0?


Cписок літератури

1. Гомонай В.І., Гомонай О.В. Фізична хімія. – Ужгород: ВАТ “Патент”, 2004. – 712 с.

2. Гомонай В.І., Мільович С.С. Біонеорганічна хімія: Посібник для студентів медичного факультету. – Ужгород: ВАТ “Патент”, 2005.

3. Гомонай В.І. Фізична та колоїдна хімія: Посібник для студентів медичного факультету. – Ужгород: ВАТ “Патент”, 2005.


ЗМІСТ

Передмова........................................................................................... 3

І.  ОБРОБКА ТА ОФОРМЛЕННЯ РЕЗУЛЬТАТІВ

ЛАБОРАТОРНИХ РОБІТ............................................................... 4

II.  ПРАВИЛА РОБОТИ В ЛАБОРАТОРІЇ ФІЗИЧНОЇ

ТА КОЛОЇДНОЇ ХІМІЇ І ТЕХНІКА БЕЗПЕКИ............................. 7

Ліквідація нещасних випадків і надання першої допомоги........... 9

III. АГРЕГАТНИЙ СТАН РЕЧОВИН................................................. 10

1. Визначення маси моля речовини вимірюванням

її об’єму в газоподібному стані.................................................... 10

2. Визначення в’язкості системи етиловий спирт – вода ............ 14

IV. ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА ТА БІОЕНЕРГЕТИКА................ 17

1. Визначення теплоти горіння газів за допомогою

калориметра Юнкерса................................................................... 17

2. Визначення теплоти розчинення і теплоти гідратації солі........ 22

V.  ПОВЕРХНЕВІ ЯВИЩА (ПОВЕРХНЕВА ЕНЕРГІЯ,

ПОВЕРХНЕВИЙ  НАТЯГ ТА АДСОРБЦІЯ НА МЕЖІ

РОЗДІЛУ ФАЗ)............................................................................. 27

1. Визначення поверхневого натягу розчинів методом

відліку крапель (сталагмометричним методом)............................ 27

2. Визначення площі та довжини молекули поверхнево-

активної речовини......................................................................... 31

3. Адсорбція оцтової кислоти на активованому вугіллі................ 32

4. Дослідження адсорбції забарвлених речовин із розчинів........ 33

5. Дослідження адсорбції ізоамілового спирту із розчину

за допомогою активованого вугілля............................................. 34

6. Визначення повної обмінної ємності (оє) катіоніту.................. 34

7.  Визначення вмісту лікарської речовини (глюконату

кальцію) в розчині методом йонообмінної адсорбції................... 34

8. Обезсолювання води за допомогою йонітів............................. 35

9.  Розділення  йонів Fe3+, Cu2+, Cо2+ методом хроматографії

на оксиді алюмінію........................................................................ 35

VI. РОЗЧИНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ..................................................... 36

1. Визначення критичної температури

взаємного розчинення рідин........................................................ 36

2. Визначення молекулярної маси розчиненої

речовини кріоскопічним методом................................................ 39

VІІ. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ......................................................... 44

 1. Визначення електропровідності електролітів і

обчислення ступеня дисоціації.................................................... 44

2. Визначення концентрації кислоти методом

кондуктометричного титрування................................................ 49

3. Визначення вмісту лікарської речовини в розчині.................. 52

VІІІ.  ГАЛЬВАНІЧНІ  ЕЛЕМЕНТИ ТА ЕЛЕКТРОДНІ

ПОТЕНЦІАЛИ............................................................................ 55

1. Вимірювання електрорушійних сил

гальванічних елементів................................................................ 55

2. Визначення водневого показника потенціометричним

методом....................................................................................... 58

3. Потенціометричне визначення рН,

розрахунок константи дисоціації слабкої кислоти..................... 62

IХ. ХІМІЧНА КІНЕТИКА І КАТАЛІЗ.............................................. 63

1. Визначення швидкості розкладу тіосульфатної кислоти........ 63

2. Каталітичний вплив йонів  феруму на швидкість окислення

йодистоводневої кислоти персульфатом амонію....................... 65

3. Дослідження гідролізу крохмалю в присутності

соляної кислоти.......................................................................... 67

4. Дослідження гідролізу крохмалю в присутності ферментів

і соляної кислоти при температурі 310 К.................................... 67

X. ФІЗИКОХІМІЯ ДИСПЕРСНИХ СИСТЕМ................................. 68

1. Методи одержання колоїдних розчинів

та коагуляція їх електролітами.................................................... 68

2. Коагуляція колоїдних розчинів електролітами....................... 69

3. Визначення порогу коагуляції золів гідроксиду феруму

і йодиду аргентуму...................................................................... 71

4. Визначення величини електрокінетичного потенціалу

методом електрофорезу.............................................................. 73

5. Вивчення ізоелектричної точки білків.................................... 75

6. Набухання гелів....................................................................... 78

XІ. БІОГЕННІ ЕЛЕМЕНТИ............................................................... 83

1. Аналітичні реакції на йони s-елементів................................... 83

2. Аналітичні реакції на р-елементи та їх сполуки ..................... 84

3. Аналітичні реакції на йони d-елементів та їх сполуки............. 89

4. Комплексонометричне визначення

загальної твердості води............................................................. 91

5. Комплексонометричне визначення йонів кальцію

в природних водах...................................................................... 93

Контрольні питання до колоквіумів................................................... 96

Додатки.............................................................................................. 103

Пояснювальна записка........................................................................ 107

Список літератури............................................................................ 131

Навчальне видання

Гомонай  Василь Іванович

Голуб Неля Петрівна

Секереш Катерина Юріївна

Богоста Анжеліка Степанівна

­

ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА

Посібник до лабораторного практикуму

 для студентів хімічного факультету

В редакції авторів

Коректор Тетяна Лазоренко

Комп’ютерна верстка Юрія Гандери

Дизайн обкладинки Олександра Єршова

Здано до набору 01.06.2005. Підписано до друку 17.08.2005.

Формат 60х90/16. Папір офс. Гарнітура Times New Roman.

Друк офс. Ум. друк. арк. 7,905. Обл.-вид. арк. 10,08.

Тираж 400. Зам. № 79П.

_________________________________________________________________

Відкрите акціонерне товариство “Патент”

88006  м. Ужгород, вул. Гагаріна, 101

Тел.: (0312) 66-07-03;  факс: (0312) 66-02-22

imageimagee-mail: patent@uzh.ukrtel.net