Методичні вказівки. Експериментальна частина

Експериментальна частина

Прилади та реактиви: натрію тіосульфат (124 г в 1 дм³ Н₂О); сульфатна кислота (50 см³ (конц.) в 1 дм³ Н₂О).

В склянку наливають 10,0 см³ розчину Na₂S₂O₃ і 5,0 см³ води, в ІІ – 5,0 см³ розб. H₂SO₄. Нагрівають обидва розчини на 10° С вище кімнатної і зливають розчини, включивши секундомір. Те ж саме виконують при температурах на 20 і 30° С вище кімнатної, а також при кімнатній температурі.

Після зливання розчинів в склянках появляється біла каламуть, що вказує на протікання реакції:

Na₂S₂O₃+H₂SO₄®Na₂SO₃+H₂SO₃+S¯.

При чому помутніння наступає тим швидше, чим вища температура розчинів.

Будують графік залежності часу помутніння від температури. Експериментальні дані заносять в таблицю 9.1.

Таблиця 9.1

Результати досліджень впливу температури на швидкість розкладу тіосульфатної кислоти

Темпе- ратура (Т, °С)	Час помутніння (, с)	Температурний інтервал, °С	Температурний коефіцієнт, g	Енергія активації (Еа, кДж/моль)
		17¸27
		27¸37
		37¸47
		Середнє значення енергії активації (Еа)
		Середнє значення температурного коефіцієнта (g)

Зауваження. При проведенні цих дослідів важко відмітити момент появи осаду, оскільки розчин мутніє поступово, особливо після розбавлення. Полегшити завдання може смужка чорного паперу, приклеєна з протилежного боку скалки. Відлік часу закінчують при помутнінні розчину.

ПИТАННЯ, ЯКІ ВИНОСЯТЬСЯ НА МОДУЛЬ 1 «ФІЗИЧНА ХІМІЯ»

1. Предмет і методи фізичної та колоїдної хімії. Основні етапи розвитку фізичної та колоїдної хімії. Значення фізичної та колоїдної хімії для фармації.

2. Предмет і основні поняття термодинаміки: система, процес, термодинамічні змінні. Теплота та робота. Розрахунок роботи в термодинамічних процесах.

3. Перший закон термодинаміки. Внутрішня енергія як функція стану системи. Математичний вираз першого закону термодинаміки. Застосування першого закону термодинаміки до різних процесів.

4. Тепловий ефект хімічних реакцій. Ентальпія. Зв’язок між теплотами ізохорного та ізобарного процесів. Закон Гесса як висновок першого закону термодинаміки. Практичне значення закону Гесса.

5. Стандартні ентальпії утворення та згоряння, застосування їх для визначення теплових ефектів реакцій.

6. Залежність теплового ефекту реакції від температури. Рівняння Кірхгофа та його практичне значення.

7. Другий закон термодинаміки. Ентропія, фізичний зміст та розмірність. Обчислення зміни ентропії в різних процесах.

8. Статистичний характер другого закону термодинаміки. Зв’язок між ентропією та термодинамічною ймовірністю стану системи.

9. Третій закон термодинаміки (постулат Планка). Абсолютна та стандартна ентропії речовини.

10. Характеристичні функції та термодинамічні потенціали. Критерії напрямку протікання самочинних фізико-хімічних та біологічних процесів. Рівняння Гіббса-Гельмгольца, його аналіз та застосування.

11. Хімічна рівновага, її ознаки. Закон дії мас. Константа хімічної рівноваги, способи її вираження.

12. Рівняння ізотерми Вант-Гоффа для хімічної реакції, його аналіз і застосування.

13. Вплив температури та тиску на зміщення рівноваги. Рівняння ізохори та ізобари Вант-Гоффа для хімічних реакції, їх практичне застосування.

14. Фазові рівноваги. Основні поняття та визначення: фаза, число компонентів і число незалежних компонентів, число ступенів вільності (варіантність) системи. Правило фаз Гіббса, його аналіз і практичне застосування.

15. Діаграма стану однокомпонентної системи (на прикладі води), аналіз її за допомогою правила фаз Гіббса.

16. Рівняння Клаузіуса-Клапейрона, його аналіз. Розрахунок теплових ефектів фазового переходу за експериментальними даними.

17. Фазові діаграми двохкомпонентних систем, їх аналіз із застосуванням правила фаз. Поняття про фізико-хімічний аналіз. Термічний аналіз (теорія і практика), застосування для дослідження фармацевтичних об’єктів.

18. Розподіл речовини між двома незмішуваними розчинниками. Закон розподілу Нернста. Рівняння Шилова-Лєпінь. Екстракція, її значення для фармації.

19. Поняття про розчини (загальна характеристика). Практичне значення розчинів для фармації і медицини.

20. Тиск насиченої пари – одна з найважливіших властивостей рідин і рідких розчинів. Закон Рауля для ідеальних розчинів. Реальні розчини. Відхилення від закону Рауля. Приклади.

21. Залежність між складом рідкого розчину та рівноважної з ним пари. Ізотерми та ізобари Коновалова. Закони Коновалова.

22. Практичне значення законів Коновалова. Дистиляція сумішей. Фракційна перегонка, пояснення цього процесу за допомогою кривих Коновалова.

23. Взаємна розчинність рідин. Обмежена взаємна розчинність рідин. Верхня та нижня критичні температури розчинності. Типи діаграм, застосування до них правила важеля.

24. Взаємно нерозчинні рідини. Перегонка з водяною парою. Принцип одержання рідких лікарських форм (ароматних вод).

25. Колігативні властивості розбавлених розчинів (зниження тиску насиченої пари, зниження температури кристалізації та підвищення температури кипіння, осмотичний тиск), їх застосування для визначення молекулярних мас розчинених речовин (неелектролітів).

26. Осмотичні властивості розчинів неелектролітів. Осмотичний тиск. Ізотонічні розчини.

27. Кріоскопія, ебуліоскопія і осмометрія для розчинів електролітів.

28. Основні положення теорії електролітичної дисоціації.

29. Міжйонна взаємодія в розчинах електролітів. Протолітична теорія кислот і основ.

30. Електрична провідність розчинів електролітів. Питома електрична провідність, залежність її від різних факторів.

31. Молярна електрична провідність, залежність її від розведення для сильних і слабких електролітів. Закон Кольрауша. Швидкості руху йонів і числа переносу.

32. Кондуктометричне визначення добутку розчинності, ступеня і константи дисоціації слабкого електроліту. Кондуктометричне титрування, застосування його у фарманалізі.

33. Електродний потенціал. Механізм виникнення. Рівняння Нернста.

34. Електроди першого роду, рівняння потенціалу. Стандартний електродний потенціал, фізичний зміст. Водневий електрод, переваги і недоліки. Ряд стандартних електродних потенціалів.

35. Електроди другого роду, рівняння потенціалу. Хлорсрібний, каломельний електроди як електроди порівняння.

36. Окисно-відновні електроди, рівняння потенціалу, прості та складні редокс-електроди.

37. Йонселективні електроди (ЙСЕ). Механізм виникнення потенціалу. Коефіцієнт селективності.

38. Скляний електрод, рівняння потенціалу. Воднева функція скляного електроду. Визначення рН. Застосування йонселективних електродів у фармацевтичному аналізі.

39. Гальванічні елементи, їх класифікація. Оборотні та необоротні гальванічні елементи. Рівняння для розрахунку ЕРС оборотного елементу.

40. Електрохімічні кола з переносом і без переносу. Приклади.

41. Концентраційні гальванічні елементи. Дифузійний потенціал, механізм виникнення, способи елімінування дифузійного потенціалу.

42. Потенціометрія. Визначення термодинамічних характеристик реакцій. Потенціометричне титрування. Переваги потенціометричного титрування. Застосування у фармацевтичному аналізі.

43. Нерівноважні електродні процеси. Електроліз. Поляризація та перенапруга. Полярографія та її застосування у фармації.

44. Предмет хімічної кінетики, її значення для фармацевтичної науки і практики. Швидкість реакції, способи вираження та методи її експериментального вимірювання.

45. Основний постулат хімічної кінетики. Константа швидкості хімічної реакції, її фізичний зміст. Молекулярність та порядок реакцій. Кінетична класифікація хімічних реакцій.

46. Кінетика реакцій нульового, першого, другого, третього порядку. Приклади реакцій.

47. Інтегральні та диференціальні методи визначення порядку реакцій.

48. Кінетика паралельних хімічних реакцій. Принцип незалежності протікання хімічних реакцій. Приклади паралельних реакцій.

49. Кінетика послідовних хімічних реакцій. Принцип лімітуючої стадії. Приклади послідовних хімічних реакцій.

50. Кінетика оборотних хімічних реакцій. Хімічна рівновага. Приклади оборотних хімічних реакцій.

51. Залежність швидкості хімічних реакцій від температури. Правило Вант-Гоффа. Використання його для визначення термінів придатності ліків.

52. Основні положення теорії активних співударів Арреніуса. Рівняння Арреніуса. Енергія активації, її фізичний зміст, способи визначення. Взаємозв’язок енергії активації з температурним коефіцієнтом реакції.

53. Теорія активного комплексу, її основні положення. Енергія активації оборотних реакцій, енергетичні діаграми для ендо- та екзотермічних оборотних реакцій.

54. Ланцюгові реакції.

55. Фотохімічні реакції. Закони фотохімії. Квантовий вихід реакції.

56. Каталіз та його значення для фармації. Основні поняття каталізу та його типи. Характерні особливості каталізаторів. Механізм дії каталізаторів.

57. Гомогенний каталіз. Механізм та кінетика гомогенного каталізу. Приклади гомогенних каталітичних реакцій.

58. Ферментативний каталіз та його роль у фармації.

59. Енергія активації каталітичних реакцій. Взаємозв’язок між пониженням енергії активації та ефективністю дії каталізатора.

60. Гетерогенний каталіз. Роль поверхні каталізатора та стадії протікання гетерогенних каталітичних реакцій. Теорії гетерогенного каталізу.

Дата добавления: 2015-05-23