Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»



Сторінка1/10
Дата конвертації17.04.2017
Розмір1.73 Mb.
ТипНавчальний посібник
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Міністерство охорони здоров’я України

Запорізький державний медичний університет

Кафедра токсикологічної та неорганічної хімії


ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

навчальний посібник до змістового модулю №2

для студентів І курсу фармацевтичного факультету

(спеціальність «Фармація» та

«Технологія парфумерно-косметичних засобів»)

Запоріжжя

2014

Навчальний посібник обговорений на засіданні кафедри

« » _______2014 року (протокол № ) та розглянутий і рекомендований цикловою методичною комісією з фармацевтичних дисциплін для затвердження від « »__________ 2014 р. (протокол № )

Затверджено на засіданні Центральної методичної Ради ЗДМУ

( протокол №_3___ від «27» __листопада___________2014 року).
Навчальний посібник підготували співробітники кафедри токсикологічної та неорганічної хімії ЗДМУ:

зав. кафедри, д. фарм. н., професор Панасенко О.І.,

д.фарм. н., професор Буряк В.П.,

д. фарм. н., доцент Парченко В.В.,

к. фарм. н., доцент Кремзер О.А.,

к. фарм. н., доцент Мельник І.В.,

к. фарм. н., ст.викладач Постол Н.А.,

к. фарм. н., ст.викладач Гоцуля А.С.,

к.фарм. н., ст.викладач Куліш С.М.,

к.фарм. н., асистент Щербина Р.О.

к.фарм. н., асистент Сафонов А.А.

асистент Саліонов В.О.



Передмова

Даний навчальний посібник складено викладачами кафедри токсикологічної та неорганічної хімії Запорізького державного медичного університету на допомогу

студентам першого курсу фармацевтичного факультету спеціальностей «Фармація» і «ТПКЗ» для оптимізації підготовки до занять з неорганічної хімії, глибшого засвоєння матеріалу, рекомендованого навчальною програмою.

Головним завданням курсу неорганічної хімії є придбання студентами теоретичних основ предмету, а також необхідних знань про хімічну систематику, про фізичні і хімічні властивості елементів та їх сполук. Окрім цього, кожен студент зобов’язаний на основі отриманих теоретичних знань уміло проводити необхідні розрахунки та вирішувати ситуаційні задачи.

Отримані знання є основою для вивчення аналітичної, органічної, біологічної, фізичної і колоїдної хімії, а також інших загальнотеоретичних дисциплін. Окрім цього, отримані базові знання є необхідними при вивченні спеціальних дисциплін, особливо фармацевтичної хімії, які формують фахівця провізора.

До посібника включено 4 теми загальної хімії, які входять до складу змістового модуля №2: « Основні закони термохімії», «Основні закони хімічної кінетики. Хімічна рівновага», «Будова атома», «Хімічний зв'язок».



ОСНОВНІ ЗАКОНИ ТЕРМОХІМІЇ

Основні поняття термохімії

Розділ хімії, який вивчає енергетичні ефекти реакцій, називається термохімією.

Усі без винятку хімічні зміни, які відбуваються в системі під час перебігу хімічних реакцій, супроводжуються вивільненням або поглинанням енергії. Під енергією розуміють запас роботи, яку може реалізувати система, змінюючи свій стан. Роботу й енергію вимірюють в одних і тих самих одиницях — джоулях (1 Дж = 1 Н • м). Енергія може проявлятися у різних формах — у формі теплоти, світла, у формі виконаної електричної чи механічної роботи тощо. Зокрема, горіння магнію супроводжується вивільненням величезної кількості як теплової, так і світлової енергії (рис. 3.1).



Вивільнення чи поглинання енергії є наслідком внутрішньої перебудови складових частин системи (утворення нових хімічних сполук, розчинення, зміни агрегатного стану, переходу простої речовини з однієї алотропної форми в іншу тощо). Для кількісної характеристики енергетичних ефектів хімічних реакцій всю енергію, яка у різних формах вивільнилась або поглинулась, підсумовують і виражають у джоулях або в калоріях. Цю сумарну величину називають тепловим ефектом реакції.



Тепловий ефект реакції — це кількість енергії, яка вивільняється або поглинається системою під час перебігу хімічного процесу. Тепловий ефект реакції залежить від кількості речовини, яка вступила або утворилась у процесі реакції. Так, наприклад, якщо спалити в кисні 12 г вугілля то тепловий ефект реакції становитиме 409,2 кДж, якщо ж замість 1 моль спалити 12 т вугілля, то тепловий ефект виявиться в мільйон разів більшим (409 200 000 кДж).

С + О2 = СО2,

У термохімії розрізняють два типи хімічних реакцій — екзотермічні та ендотермічні.

Екзотермічними називаються реакції, перебіг яких супроводжується вивільненням теплової енергії (+Q, Н<0)

Ендотермічними називаються реакції, перебіг яких супроводжується поглинанням теплової енергії (-Q, Н>0)

Хімічні перетворення можуть відбуватися в умовах сталого тиску (Р = const), сталого об'єму (V = const) і при сталій температурі (Т = const).

Процеси, які відбуваються при сталому тиску, називаються ізобарними

Процеси, що відбуваються при сталому об'ємі, називаються ізохорними

Процеси, що відбуваються при сталій температурі, називаються ізотермічними. Наприклад, здійснювати реакцію в умовах сталого тиску можна в реакційній колбі, сполученій з атмосферою. Однак у багатьох випадках реакції здійснюють при сталому об'ємі, тобто у закритій посудині, наприклад в автоклаві. Автоклав — це герметичний апарат для здійснення хімічних реакцій в умовах підвищених температури і тиску. Фазові ж перетворення (на відміну від хімічних) відбуваються при сталій температурі.

Перетворення, в результаті яких змінюється структура або агрегатний стан речовини, але склад залишається незмінним, називають фазовими.

Хімічними називають перетворення, в результаті яких змінюється хімічний склад та структура сполук. Щоб описати стан реальної хімічної системи й енергетичні зміни, які в ні відбуваються, використовують так звані термодинамічні величини. До них належать повна енергія (Е), внутрішня енергія (U), ентальпія (Н), ентропія (S) вільна енергія Гіббса (G) (ізобарно-ізотермічний потенціал). Усі ці величини — це функції стану.

Функція стану — це така властивість системи, зміну якої можна обчислити, беручи до уваги лише початковий і кінцевий стани систем, не враховуючи способу досягнення кінцевого стану.

Спробуємо на нехімічному прикладі з'ясувати поняття функції стану. Уявімо собі, що ми перебуваємо у Львові і нам треба добратися до Сімферополя. Потрапити туди можна щонайменше двома шляхами. Насамперед — можна прямим авіарейсом Львів —Сімферополь подолати найкоротшу відстань! а можна вилетіти зі Львова у протилежному від Сімферополя напрямку, і облетівши Земну кулю, опинитися в пункті призначення. Однак коли ми вже дістанемось до Сімферополя (байдуже, в який спосіб), то потрапимо в іншу! кліматичну зону, яка характеризується певними фізичними величинами параметрами системи (температурою, вологістю повітря тощо). Тобто можна стверджувати, що відбулися зміни властивостей системи. Ці зміни визначаються як різниця між значеннями параметрів системи відповідних кліматичних зон Львова і Сімферополя. При цьому немає потреби знати, як змінювалися ці параметри у процесі переміщення (тобто, які кліматичні зони ми проминали), варто лише знати початкові і кінцеві значення цих параметрів. Ця різниця (∆) властивостей системи і є функція стану.


Внутрішня енергія. Ентальпія

Однією з фундаментальних функцій стану є повна енергія (Е) системи, яка має три складові: кінетичну енергію руху системи як цілого (Eкін), потенціальну енергію (Епот), яка визначається впливом на систему зовнішніх силових полів (гравітаційного, електромагнітного тощо) і внутрішню енергію системи (U):



Для термодинамічного опису вважають, що система перебуває у відносному спокої (Екін = 0), а вплив зовнішніх полів настільки малий, що ним нехтують (Епот = 0). Тоді повна енергія системи визначатиметься запасом її внутрішньої енергії (Е = U).



Внутрішня енергія складається із кінетичної енергії поступального й обертального рухів молекул, енергії притягання і відштовхування між частинками, енергії електронного збудження, енергії між'ядерної і внутрішньоядерної взаємодії тощо (за винятком потенціальної і кінетичної енергії системи як цілого).

Кількісно врахувати всі складові внутрішньої енергії неможливо, та цього робити і не потрібно, бо для термодинамічного аналізу системи достатньо знати лише зміну внутрішньої енергії у разі переходу від одного стану до іншого, а не його абсолютні величини для кожного з цих станів. Різні системи по-різному обмінюються енергією. У термодинаміці розрізняють ізольовані, закриті та відкриті системи (рис. 3.2).

Якщо між системою і довкіллям відсутній обмін теплотою і масою, то така система називається ізольованою

Якщо відсутній обмін масою, а теплообмін можливий, то така система називається закритою

Якщо ж система й довкілля вільно обмінюються між собою і масою, і теплотою, то така система називається відкритою (неізольованою)

Якщо відсутній обмін теплотою із довкіллям, то загальний запас внутрішньої енергії системи залишається сталим. Під час перебігу реакції, яка відбувається в ізольованій системі, внутрішня енергія може тільки перерозподілятися між окремими складовими частинами системи. По-різному відбуватиметься обмін енергією, залежно від термодинамічного типу реакції. Для ізохорного процесу, коли система не спроможна виконувати роботу розширення, пов'язану зі зміною об'єму, вся теплота, яка поглинається або вивільняється, зумовлює зміну внутрішньої енергії:



де Qv — тепловий ефект реакції при сталому об'ємі.

Варто відразу наголосити, що в ендотермічних процесах запас внутрішньої енергії системи збільшується (+ΔU), в екзотермічних — зменшується (-ΔU).

Під час ізобарного процесу вся поглинута або вивільнена системою теплота, крім зміни внутрішньої енергії U), йде на виконання роботи розширення (А) за рахунок зміни об'єму:



де Qp — тепловий ефект реакції при сталому тиску.

Для наочного сприйняття фізичного змісту роботи розширення розглянемо систему, яка складається з циліндра, наповненого газом і відділеного від зовнішнього середовища поршнем, який спроможний вільно переміщуватися без тертя (рис. 3.3).

Якщо передати певну кількість теплоти газові, який міститься в циліндрі, то він розшириться. Якщо ж при цьому дати змогу поршневі вільно переміщуватись, то виконуватиметься робота



А = Fh - PSh,

де F — сила, яка діє на поршень; h — відстань, на яку газ переміщує поршень; S — площа внутрішньої поверхні поршня; Р

Оскільки Sh = ∆V, то

Отже, для ізобарного процесу (Р = const)



Якщо позначити запас внутрішньої енергії системи у початковому і кінцевому станах через U1 i U2, то і



або


Уведемо нову функцію — Н:



яка більша, ніж внутрішня енергія, на величину роботи розширення. Ця нова функція називається ентальпією, тобто тепловмістом.



Ентальпія — це функція стану, якою описують теплові ефекти ізобарних процесів, під час перебігу яких кількість теплоти, наданої системі, витрачається на збільшення внутрішньої енергії та на виконання механічної роботи.

Отже, при сталому тиску теплота, яку система поглинає або вивільняє, йде на збільшення або зменшення ентальпії системи (∆H):



Тут, як й у випадку зміни внутрішньої енергії, варто наголосити, що ентальпія системи збільшується в ендотермічних реакціях (+∆Н) і зменшується в екзотермічних (-∆H). Переважну більшість хімічних реакцій зазвичай здійснюють при сталому тиску (∆Р = 0). Тому для характеристики процесу зручніше користуватися не зміною внутрішньої енергії, а зміною ентальпії ∆H.


Хіміко-термодинамічні обчислення. Закони термохімії

Як і для внутрішньої енергії, абсолютні значення ентальпії визначити неможливо, бо невідомі її значення при абсолютному нулі температур (0 К). Доводиться визначати лише її зміну. Зміну ∆Н, як і зміну ∆U, знаходять за теплоємністю:



де V кількість молів речовини; Ср і Сν — мольні теплоємності при сталих тиску і об'ємі. Приклад 3.1. Теплота, яка вивільняється при повному згорянні 122,7 г вугілля, є достатньою для того, щоб нагріти 100 кг води від 20 до 30 °С. Яка ентальпія згоряння цієї кількості вугілля, коли відомо, що мольна теплоємність води становить 75,3 Дж моль • К). Обчислюємо ентальпію згоряння 122,7 г вугілля за формулою



Аби можна було зіставляти теплові ефекти (ентальпії) різних процесів, термохімічні обчислення здійснюють стосовно одного моля речовини й користуються ентальпіями реакцій, зведених до стандартних умов.



Стандартні умови в термохімії— це температура 25 °С (298,15 К), тиск 101, 325 кПа (1 атм), концентрація речовини 1 моль/л. Стандартні ентальпії позначають ±∆Н298 (або спрощено ±∆H). Знак "мінус" перед зміною ентальпії означає вивільнення системою теплоти (тобто тепловміст системи зменшується), а знак "плюс" — поглинання системою теплоти (тобто тепловміст системи збільшується).
Термохімічні рівняння

Для термохімічних обчислень користуються термохімічними рівняннями.



Термохімічними рівняннями називають таку форму запису рівнянь хімічних реакцій, в яких, поряд з хімічними символами, записують тепловий ефект реакції.

Наприклад:



Ентальпія хімічних процесів залежить від агрегатного стану речовин, тому в термохімічних рівняннях це треба завжди зазначати: (г) — газ, (р) — рідина, (т) — тверде тіло, (к) — кристал, (р-н) — розчин тощо. Термохімічні рівняння складають так само, як і звичайні хімічні рівняння, проте коефіцієнти перед формулами сполук завжди означають кількість молів речовини, тому ці коефіцієнти можуть бути дробовими числами. Ентальпії реакції пишуть у рівнянні окремо, після коми, наприклад:



Із членами термохімічних рівнянь можна здійснювати такі самі математичні операції, як і в алгебричних рівняннях, тобто члени рівняння можна віднімати й додавати, множити й ділити на ціле число, змінювати знаки і переносити члени з однієї частини рівняння в іншу тощо.

Приклад 3.2. При взаємодії 2,1 г заліза з сіркою вивільнилось 3,77 кДж теплоти. Якою буде ентальпія реакції, якщо у взаємодію з сіркою вступить 1 моль заліза? За рівнянням реакції

знаходимо:




Закон ЛавуазьеЛапласа

Закон Лавуазье—Лапласа (1780) формулюється так:



Ентальпія прямої реакції за абсолютним значенням дорівнює ентальпії зворотньої реакції, взятої з протилежним знаком.

Наприклад, ентальпія реакції горіння кальцію у кисні становить -634,71 кДж:



Відповідно, щоб розкласти 1 моль, тобто 56 г СаО, на кальцій і кисень, потрібно витратити таку саму кількість теплоти, а саме +634,71 кДж:




Закон Гесса

Закон, який є основою термохімічних обчислень, було відкрито Г. Гессом (1840):



Сумарна ентальпія хімічного процесу не залежить від того, чи здійснювався процес в одну стадію, чи в декілька, а залежить лише від початкового і кінцевого стану заданої системи. Якби ж це було не так, тобто, якби ентальпії за однакових початкових і кінцевих стадій залежали від шляхів перебігу процесу, то, наприклад, здійснюючи пряму реакцію одним шляхом, а потім зворотню — іншим, можна було б отримувати енергію з нічого, а це суперечить закону збереження енергії.

Закон Гесса можна проілюструвати кількома прикладами.

Плюмбум(ІІ) сульфат можна отримати безпосередньо з простих речовин:

Цю саму сполуку (РвS04) може бути отримано двома іншими шляхами:



Підсумовуючи ентальпії у двох випадках, матимемо:



Як бачимо, сумарні значення стандартних ентальпій реакцій в обох випадках однакові.

Інший приклад.

Карбон(ІV) оксид можна добувати двома різними способами. Насамперед, безпосередньою взаємодією простих речовин (реакція 1):



або через проміжну стадію утворення СО (реакція 2) з подальшим його згорянням (реакція 3):



За законом Гесса, тепловий ефект реакції (1) дорівнює сумарному тепловому ефекту реакцій (2) і (3):



Тепловий ефект реакцій (1) і (3) можна визначити експериментально, тоді як тепловий ефект реакції (2) виміряти неможливо, оскільки кількісно згоряння графіту до карбон(ІІ) оксиду здійснюється занадто важко. Однак ΔН°еакції(2) можна обчислити так:



На рис. 3.4 зображено ентальпійну діаграму, яка унаочнює щойно розглянуті процеси добування карбон(ІV) оксиду.



Отже, закон Гесса дає змогу обчислювати ентальпійні ефекти у тих випадках, коли їх неможливо виміряти безпосередньо.

Із закону Гесса випливають два важливих наслідки:

1) ентальпія утворення речовини не залежить від способу її отримання;

2) ентальпія хімічної реакції дорівнює сумі стандартних ентальпій утворення продуктів реакції мінус сума стандартних ентальпій утворення вихідних речовин:

Для конкретної реакції



закон Гесса часто записують так:





Стандартні ентальпії утворення речовин

Як випливає з другого наслідку закону Гесса, стандартні ентальпії будь-яких реакцій можна обчислювати, якщо відомі значення стандартних ентальпій утворення речовин.



Стандартна ентальпія утворення речовини — це тепловий ефект реакції утворення одного моля будь-якої хімічної сполуки з простих речовин, що перебувають у стандартних станах. При цьому вважають, що стандартні ентальпії утворення простих речовин дорівнюють нулю. Якщо ж проста речовина існує в кількох алотропних видозмінах, то за нуль беруть ентальпію утворення тієї алотропної форми, яка буде стійкою за стандартних умов (наприклад, для С стійкою алотропною формою буде графіт, для Р — білий фосфор, для S — ромбічна сірка тощо). Для інших алотропних форм простих речовин ентальпії утворення відрізняються від нуля і їх називають стандартними ентальпіями утворення відповідної алотропної видозміни. Алотропія — це явище існування хімічного елемента у вигляді двох чи кількох простих речовин. Стандартні ентальпії утворення складних речовин (хімічних сполук) виражають у кДж/моль і позначають ∆Нутв298 (або спрощено ∆Нутв). Стандартні ентальпії утворення хімічних сполук встановлюють експериментально. їхні значення для дуже багатьох речовин можна знайти в довідниках (див. додаток).

Приклад 3.3. Обчисліть ∆Нутв N20(г), виходячи зі значень ∆Нутв газоподібного С02 (-393,5 кДж/моль) і термохімічного рівняння



За законом Гесса знаходимо:



Приклад 3.4. Визначте стандартну зміну ентальпії реакції

СН4(г) + 202(г) = С02(г) + 2Н20(г),

якщо ентальпії утворення С02(г), Н20(г) і СН4(г) відповідно дорівнюють -393,5, -241,8 і -74,9 кДж/моль. За законом Гесса знаходимо:



Використовуючи значення умови задачі, матимемо:



За допомогою термохімічних обчислень, окрім теплових ефектів реакції, можна визначати також стандартну ентальпію згоряння різних речовин, стандартну ентальпію атомізації, енергію хімічного зв'язку, енергію кристалічної ґратки, стандартну ентальпію розчинення, стандартну ентальпію сольватації (гідратації) тощо.




Поділіться з Вашими друзьями:
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Схожі:

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №3 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №1 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconКонтрольні роботи для студентів заочної форми навчання спеціальності «технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник Для викладачів та студентів фармацевтичного факультету Запоріжжя 2014

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник за кредитно-модульною системою для студентів вищих навчальних медичних закладів за спеціальністю «технологія парфюмерно-косметичних засобів»
Сторія україни: навчально-методичний посібник для студентів, працюючих за кредитно-модульною системою. (укладачі: кандидат історичних...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник для студентів І курсу факультету філології та журналістики стаціонарної форми навчання. Доп., розш. Полтава: пдпу, 2009. 61 с
Тарасова н.І.,Чередник л. А. Організація самостійної та індивідуальної роботи з античної літератури: Навчально-методичний посібник...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів 5-го, 6-го курсу медичних внз, лікарів-інтернів педіатрів, інфекціоністів та сімейних лікарів Запоріжжя, 2016р
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029 «Інформаційна, бібліотечна та архівна справа»
Концепція професійного спрямування (Вступ до фаху) : навчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029...


База даних захищена авторським правом ©biog.in.ua 2017
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка