методички к практическим занятиям

занятия по теме «Химическая термодинамика и биоэнергетика»

)

Контроль усвоения темы:

1. Вычислить тепловой эффект реакции, если известны стандартные теплоты образования:

С2Н5ОН(ж)+ЗО2(г) 2СО2(г)+ЗН2О (ж)

Н°обр.С2Н5ОН(ж)= - 276,1 кДж/моль Н°обр.СО2(г)= - 393,5 кДж/моль Н°обр.Н2О(ж)= - 285,9 кДж/моль

2. Определить тепловой эффект реакции этерификации этановой кислоты этанолом, если известны стандартные теплоты сгорания:

СН3СООН(ж)+ С2Н5ОН(ж) СН3СООС2Н5(ж)+ Н2О(ж)

Н°сгор.СНзСООН(ж)= - 871,5 кДж/моль Н°сгор..С2Н5ОН(ж)= - 1366,7 кДж/моль Н°сгор.СНзСООС2Н5(ж)= - 1802,9кДж/моль

3. Рассчитать изменение свободной энергии Гиббса в реакции. Определить направление реакции при стандартных условиях:

2NО(г)+O2(г) 2 NO2(г)

ΔG°обр.NO(г)= + 87,02 кДж/моль ΔG°обр.NO2(г)= + 52,04 кДж/моль

4. Определить изменение энтропии в реакции. При каких температурах выгодно проводить прямую реакцию?

2SO2(г)+O2(г) 2SO3(г) Н°р-и<0

5. Возможно ли протекание обратной реакции, если известно, что для прямого процесса Н°р-и<0 и ΔS °р-и >0?

6. Возможно ли протекание реакции в стандартных условиях?

N2(г) +2H2O (г) NH4NO3 Н°р--и= 37,8кДж

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ТЕСТУ

по теме «ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА»

1)Предмет и объекты изучения термодинамики

2)Классификация и свойства границ термодинамических систем

3)Классификация термодинамических параметров и их взаимосвязь.

4)1-й закон термодинамики как частный случай всеобщего закона сохранения массы

иэнергии.

Контроль усвоения темы:

1 . Перечислить факторы, от которых зависит скорость химической реакции.

2.Дать определение порядка и молекулярности реакции.

3.Определить молекулярность и порядок одностадийных реакций:

N2O5 (г) = NO (г) + NO2 (г) + O2 (г) 2NO2 (г)=N2O4 (г)

Cl2 (г)+2 NO(г) = 2 NOCl (г)

2 C (тв.)+ + O2 (г)= 2 CO (г)

Записать математические выражения для скорости на основании закона действующих

масс.

4. Реакция 2НI + Н2О2 = I2 + 2Н2О протекает через две последовательные стадии:

НI + Н2О2 = НIO + Н2О (медленная стадия)

НIO + НI = I2 + Н2О (быстрая стадия)

Какая из стадий определяет скорость и порядок сложной реакции? Найти

молекулярность каждой стадии. Какое кинетическое уравнение определяет скорость

сложной реакции?

5.Написать математическое выражение для скорости гетерогенной реакции на основании закона действующих масс:

C (тв.)+ O2 (г)= CO2 (г)

6.Дать определение константы скорости химической реакции. От каких факторов она зависит?

7.Дать определение энергии активации.

8.Как графически изобразить энергетичскую схему хода следующей реакции (график энергии активации):

9.Какая реакция протекает с большей скоростью, если энергия активации первой

реакции меньше энергии активации второй реакции? Привести графики энергии

активации при условии Н > 0.

10.Дать определение гомогенного и гетерогенного катализа. Объяснить механизм действия катализатора.

11.Рассмотреть энергетическую схему хода реакции (график энергии активации) в

отсутствии и присутствии катализатора.

12.Влияет ли катализатор на константы скорости и равновесия?

13.В каком случае скорость химической реакции:

СО (г) + Н2О2 (г) = СО2 (г) + Н2 (г) Н° р-ции < О больше: при введении катализатора железа (Еакт = 72 кДж) или при введении катализатора платины (Еакт = 42 кДж). Ответ проиллюстрируйте графически,

применяя энергетическую схему хода реакции (график энергии активации).

14. Запишите выражение константы равновесия для реакции:

3H2 (г) + N2 (г) 2 NH3 (г)

15.От каких факторов зависит константа равновесия, какие вызывают смещение и смещение химического равновесия (принцип Ле-Шателье)1:

16.В какую сторону сместится равновесие в следующих системах:

а) 2SО2 (г) + О2 (г) = 2 SО3 (г) при увеличении концентрации SО3

б) N2 (г) + ЗН2 (г) = 2NН3 (г) при уменьшении объема системы в 2 раза Определить, каковым будет в каждом случае соотношение скоростей

прямой и обратной реакции (V1 и V2) в первый момент времени при изменении условий? Как будут изменяться скорости V1 и V2 в процессе установления нового равновесия? Будут ли изменяться константы скоростей прямой и обратной реакции и константа равновесия?

17.Как связаны между собой свободная энергия Гиббса и константа равновесия?

18.Влияние катализатора на скорости (V1 и V2) и константы скорости

(К1 и К2) химической реакции.

19.Основные понятия ферментативной кинетики.

Методическая инструкция для студентов 1 курса по химии

Тема «ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ. РАСЧЕТ рН РАСТВОРОВ СИЛЬНЫХ И СЛАБЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ».

«КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ»

2.Диссоциаця воды. Ионное произведение воды. Шкала рН. рН биологических жидкостей.

3.Расчет рН растворов электролитов:

рН растворов сильных кислот.

рН растворов слабых кислот.

рН растворов щелочей.

рН растворов слабых оснований.

Контроль усвоения темы. Решите задачи.

3. Рассчитайте степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М растворе (Кдисс.

(СН3СООН) = 1,8·10-5

Ответ: 1,34%

4. Рассчитайте рН раствора уксусной кислоты, в котором она диссоции-рована наполовину (Кдисс. (СН3СООН) = 1,8·10-5.

Ответ: 4,74

5. Рассчитайте равновесные концентрации катионов водорода и нитрит-ионов в 0,01 М

растворе азотистой кислоты (Кдисс. (НNO2) = 5,1·10-4.

Ответ: 2,01·10 моль/л; 2,01·10 моль/л

6. Рассчитайте водородный показатель раствора гидроксида калия с концентрацией

4,2·10-3 моль/л.

Ответ: 11,62

7. Рассчитайте концентрацию ацетат-ионов в растворе уксусной кислоты после добавления соляной кислоты, если каждый литр такого раствора содержит 1 моль уксусной кислоты и 0,1 моль НСl. (Кдисс.(СН3СООН) = =1,8·10-5

Ответ: [CH3COO- ]=1,8·104 моль/л

Методическая инструкция для студентов 1 курса по химии

Тема «БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ».

Цель занятия: Изучить состав и механизм действия буферных растворов. Научиться рассчитывать буферную емкость растворов; выбирать буферные системы для поддержания рН в заданных интервалах.

Содержание темы: 1. Буферное действие – основной механизм протолитического гомеостаза организма. Буферы кислотного и основного типов. Механизм действия буферных систем.

2.Способы приготовления буферных растворов:

сливание растворов компонентов и неполная нейтрализация слабого электролита сильным электролитом.

3.Расчет рН буферных растворов. Уравнение Гендерсона - Хассельбаха.

4.Зона буферного действия и буферная емкость.

5.ТЕСТОВЫЙ КОНТРОЛЬ ПО ТЕМЕ

«РАСТВОРЫ»

Контроль усвоения темы. Решите задачи.

1. Рассчитайте рН раствора, содержащего 0,04 моль муравьиной кислоты и 0,004 моль формиата натрия. (Кдисс. (НСООН) = 1,75·10 -4

Ответ: 2,75

2.Рассчитайте рН раствора, полученного при смешивании 200 мл 0,5 н раствора уксусной кислоты и 200 мл 0,25 н раствора ацетата натрия. (Кдисс. (СН3СООН) = 1,8·10 -5 Ответ: 4,45

3.Рассчитайте рН буферного раствора, полученного при смешивании

75 мл 0,4 н NH3 и 150 мл 0,2 н раствора NH4Cl. (Кдисс. (NH3) = 1,8·10 -5

Ответ: 9,25

4. Рассчитайте, сколько миллилитров 0,3 н HCl, нужно добавить к 900 мл 0,1 н NH3 ,

чтобы получить буферный раствор с рН=9,25. (Кдисс. (NH3) = 1,8·10 -5

Ответ: 150 мл

5. Рассчитайте рН буферного раствора, полученного нейтрализацией дигидрофосфата натрия гидроксидом натрия на 30%. (Кдисс. (дигидрофосфат-аниона) = 1,6·10 -7, t=37

Ответ: 6,43

6. Рассчитайте, какой объем 0,05 М раствора гидроксида натрия нужно добавить к 1 л 0,1

М раствора муравьиной кислоты, чтобы получить буферный раствор с рН=3,75.

(Кдисс. (НСООН) = 1,75·10 -4

Ответ: 1,0 л

Методическая инструкция для студентов лечебного факультета по теме:

Окислительно-восстановительные системы и их характеристики.

Цель занятия: усвоить основным понятия электрохимии. Понять, как используются электрохимические уравнения для определения физико-химических величин и концентраций ионов в растворе; познакомиться с электрохимическими методами, применяемыми в медико-биологических исследованиях.

Самоподготовка: Электропроводность (расчет удельной, эквивалентной электропроводности, степени диссоциации и константы равновесия). Кондуктометрия. Решение задач по индивидуальным заданиям.

Содержание темы:

1.Предмет изучения электрохимии. Электрохимические процессы в медицине.

2.Электропроводность жидких сред организма.

3.Равновесие в ОВ системах, особенности биологических систем. ОВ потенциал. Определение направления ОВР

4.Электроды. Классификация. Уравнение Нернста.

5.Расчет потенциалов на примерах: водородный, хингидронный, ОВ электроды.

6.Гальванический элемент. Потенциометрия.

Контроль усвоения темы:

Ответить на вопросы:

1.Что изучает электрохимия?

2.Приведите примеры электрохимических методов анализа, диагностики и лечения , применяемых в медицине.

3.Что такое электропроводность? К проводникам какого рода относятся биологические жидкости?

4.От каких факторов зависит величина электропроводности? Сравните электропроводность растворов:

а). 0.01н КОН и 0.01н раствор аммиака б). 0.1н КОН и 10н КОН

в). 0.1н LiСl и 0.1н RbCl

г) 0.1н NaСl и 0.1н НСl

5. Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным? Что такое «окислитель», «восстановитель», «окисление», «восстановление»?

Решить задачи:

1. Определить направление ОВР:

2MnO4- + 5NO2- + 6H+ ↔ 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O Eo (MnO4-/ Mn2+)=1,51 B; Eo (NO3-/NO2-)=0,94 B

Рассчитать изменение изобарно-изотермического потенциала этого процесса.

2. Водородный электрод используют во всем интервале рН. Определите минимальное и максимальное значение равновесного потенциала водородного электрода.

3. Рассчитайте рН раствора, в который помещен водородный электрод, если его равновесный потенциал равен равновесному потенциалу хингидронного электрода в 0,01 н растворе соляной кислоты.

4.Рассчитать ЭДС элемента, состоящего из насыщенного каломельного электрода и водородного электрода, опущенного в 0,01 н раствор НСl. Как изменится ЭДС, если разбавить раствор в 10 раз? Екалом=0,244 В. Напишите схему гальванического элемента.

5.Рассчитать рН раствора у хингидронного электрода, если ЭДС элемента 0.32В

Ag | AgCl, KСl нас. || раствор | (XГ) Pt

EoХГ = 0,699В, Ехс= 0,202В Как изменится концентрация ионов водорода в растворе, если ЭДС элемента увеличится?

Методическая инструкция для студентов стоматологического факультета

по теме:

Окислительно-восстановительные системы и их характеристики.

Цель занятия: усвоить основным понятия электрохимии. Понять, как используются электрохимические уравнения для определения физико-химических величин и концентраций ионов в растворе; познакомиться с электрохимическими методами, применяемыми в медико-биологических исследованиях.

Самоподготовка: Электропроводность (расчет удельной, эквивалентной электропроводности, степени диссоциации и константы равновесия). Кондуктометрия. Решение задач по индивидуальным заданиям.

Содержание темы:

1.Предмет изучения электрохимии. Электрохимические процессы в медицине.

2.Электропроводность жидких сред организма.

3.Равновесие в ОВ системах, особенности биологических систем. ОВ потенциал. Определение направления ОВР

4.Электроды. Классификация. Уравнение Нернста.

5.Расчет потенциалов на примерах: водородный, металлический, ОВ электроды.

6.Особенности биологических ОВ электродов. Хингидронный электрод

Контроль усвоения темы:

Ответить на вопросы:

5.Что изучает электрохимия?

6.Приведите примеры электрохимических методов анализа, диагностики и лечения , применяемых в медицине.

7.Что такое электропроводность? К проводникам какого рода относятся биологические жидкости?

8.От каких факторов зависит величина электропроводности? Сравните электропроводность растворов:

а). 0.01н КОН и 0.01н раствор аммиака б). 0.1н КОН и 10н КОН

в). 0.1н LiСl и 0.1н RbCl

г) 0.1н NaСl и 0.1н НСl

5. Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным? Что такое «окислитель», «восстановитель», «окисление», «восстановление»?

Решить задачи:

1. Определить направление ОВР:

2MnO4- + 5NO2- + 6H+ ↔ 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O Eo (MnO4-/ Mn2+)=1,51 B; Eo (NO3-/NO2-)=0,94 B

Рассчитать изменение изобарно-изотермического потенциала этого процесса.

2. Водородный электрод используют во всем интервале рН. Определите минимальное и максимальное значение равновесного потенциала водородного электрода.