1. Тема: «Качественные опыты по химическому равновесию». Модуль 2.

2. Мотивация: Термодинамическая оценка химического равновесия позволяет решить теоретические и практические проблемы в:

- нормальной физиологии: оценка транспортной функции белков, дыхание, действие буферных систем в организме;

- биологической химии: каталитическое действие ферментов, процессы при их отравлении и активации; действие коферментов НАД⁺ и НАДФ.

3. Цели занятия.

3.1. Общая цель: изучение темы направлено на формирование компетенций УК – 1,ОПК-3 по ФГОС специальности.

3.2. Конкретные цели и задачи.

После изучения темы студент должен:

«Знать» - основные понятия термодинамики; химическое равновесие, способы расчета констант равновесия.

«Уметь» - решать типовые и ситуационные задачи, опираясь на теоретические положения; проводить наблюдения за протеканием химических реакций и делать обоснованные выводы; рассчитывать термодинамические функции состояния системы, прогнозировать результаты процессов, протекающих в окружающей среде; ориентироваться в справочных данных;

«Владеть» - техникой проведения экспериментов, навыками безопасной работы в химической лаборатории;

4. Вопросы, изученные на предшествующих дисциплинах и необходимые для освоения темы.

1. Типы химических реакций: экзотермические, эндотермические (общее среднее образование).

2. Основы термохимии (общее среднее образование).

3. Принцип Ле-Шателье (общее среднее образование).

4. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые процессы (общее среднее образование).

6. Функции состояния систем: энтальпия, энтропия, энергия Гиббса: математическое выражение, подтверждающие их физический смысл, расчетные формулы (кафедра общей и биологической химии).

5. Задания для самостоятельной подготовки к практическому занятию:

5.1. Перечень контрольных вопросов для самоконтроля знаний.

1. Второе начало термодинамики.

2.Энтропия (Ѕ) и свободная энергия Гиббса (G) – критерии самопроизвольного протекания процесса. Их физический смысл и способы расчёта.

3. Соотношение энтальпийного и энтропийного факторов и его связь с направлением реакции.

4. Закон действующих масс (ЗДМ) для обратимых реакций. Константа равновесия (К_равн.), способы её выражения.

5. Термодинамическое обоснование принципа Ле Шателье:

- уравнение изотермы и его анализ;

- уравнение изобары и его анализ.

5.2. Задания для СРС во внеучебное время.

Задача № 1.

Вычислите стандартное изменение энергии Гиббса окисления этанола в присутствии каталазы:

Указать направление процесса.

Ответ: ΔG⁰ = - 307 кДж/моль →

Задача на 1 – ое следствие из закона Гесса.

Задача № 2.

Для реакции константы равновесия равны: при 800⁰ С К₁ = 2,87, при 1000⁰ С К₂ = 1,39. Вычислите стандартную энтальпию этой реакции: а). по уравнению изобары; б). по следствию из закона Гесса. Сопоставьте полученные значения.

Ответ:

а)

б)

Значение ΔH⁰, полученные разными способами, практически одинаковы.

Задача № 3.

Константа равновесия реакции:

при 25⁰ С равна 4,64·10^-3. В каком направлении будет протекать реакция при следующих концентрациях веществ:

а)

б)

Ответ: а) П_с ≈ К_с ↔

б) П_с < К_с →

Задача решается сравнением численных величин П_с и К_с в уравнении изотермы.

5.3. Задания для самоконтроля подготовки к практическому занятию.

Вариант теста № 1.

Направление любой обратимой реакции корректнее всего определять по знаку:

а) ΔН;

б) ΔЅ;

в) ΔG;

Вариант теста № 2.

Знак ΔЅ⁰ для реакции ,

протекающей в прямом направлении в изолированной системе,:

а) отрицателен;

б) положителен;

в) определить невозможно.

Вариант теста № 3.

При стандартной температуре и давлении для реакции

ΔG⁰>0, ΔS⁰>0.

Увеличение выхода РСl₃ можно добиться:

а) уменьшением температуры, увеличением давления;

б) температура и давление не влияют на смещение химического равновесия и увеличение выхода РСl₃;

в) увеличением температуры, понижением давления.

Вариант теста № 4.

Уравнение изотермы для реакции

С (т) + Н₂О (г) ↔ СО (г) + Н₂ (г)

6. Этапы проведения практического занятия.

№	Название этапа	Цель этапа	Время, мин
1	2	3	4
	I. Вводная часть занятия.		10
1.	Организация занятия	Проверка присутствующих, их внешнего вида, наличия рабочих тетрадей и лекций.	5
2.	Определение темы, мотивации, целей, задач занятия	Формирование мотивации данного занятия, значимости его в подготовке врача.	5
	II. Основная часть занятия.		160
3.	Контроль исходных знаний, умений и навыков	Выявление исходного уровня знаний, умений и навыков.	10
4.	Общие и индивидуальные задания для СРС в учебное время.	Дифференцированное ориентирование студентов к предстоящей работе.	40
5.	Демонстрация методики лабораторной работы	Разбор ориентировочной основы действия (ООД).	10
6.	Управляемая СРС в учебное время	Выполнение эксперимента. Овладение общепрофессиональными и универсальными компетенциями ОПК – 3, УК-1.	60
7.	Реализация планируемой формы занятия	Контроль результатов обучения и оценка с помощью дескрипторов.	30
8.	Итоговый контроль	Оценивание индивидуальных достижений студента, выявление ошибок и их корректировка.	10
	III. Заключительная часть занятия.		10
9.	Подведение итогов занятия.	Оценка деятельности студентов и достижения цели занятия.	5
10.	Общие и индивидуальные задания на СРС во внеучебное время.	Указание по самоподготовке студентов к занятию «Изучение влияния различных факторов на скорость химической реакции».	5