федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Тюменский государственный медицинский университет»

Министерства здравоохранения Российской Федерации (ФГБОУ ВО ТюмГМУ Минздрава России)

Кафедра общей и биоорганической химии

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

ПО ХИМИИ

для самостоятельной работы студентов лечебного и педиатрического факультетов

Тюмень, 2016 г.

2

Методическое пособие разработано: профессором Сторожок Н.М., доцентами Дарюхиной Е.Н., Медяник Н.П., Цымбал И.Н.

Настоящее пособие предназначено для самоподготовки студентов лечебного и педиатрического факультетов по курсу химии.

Методическое пособие включает положение о модульно рейтинговой системе по усвоению дисциплины Химия, тематические планы лекций и практических занятий, методические указания для студентов при подготовке к каждому занятию, решение типовых задач с приведением основных расчётных формул, список заданий для самостоятельного решения, список тем реферативных работ, списки основной и дополнительной литературы.

Утверждено ЦКМС ФГБОУ «Тюменский государственный медицинский университет» Министерства здравоохранения РФ « » ____________________ 2016 г.

2

3

Предисловие

Учебно-методическое пособие по курсу химии подготовлено с целью методического обеспечения самостоятельной работой студентов 1 курса лечебного и педиатрического факультетов.

Пособие включает положение о модульно-рейтинговой системе усвоения дисциплины «Химия», тематические планы лекций и практических занятий, методические указания для подготовки студентов, типовые задачи с решением, список заданий для самоподготовки, список тем реферативных работ, тесты для контроля уровня подготовки к занятию, список основной и дополнительной литературы.

В методических указаниях приведены теоретические вопросы по каждой теме, которые должны быть изучены студентами при подготовке к занятию. Традиционно при изучении химии наибольшую трудность представляет решение задач. В связи с этим в пособии представлено решение основных типов задач.

В материалах пособия по каждой теме приведены формулы математических уравнений, используемых для решения задач и тесты, самостоятельное выполнение которых позволит определить степень подготовленности студента к занятию. Упражнения, как правило, профилизированы и включают ситуации, с разрешением которых будущий врач может сталкиваться в своей практической деятельности.

В течение семестра каждый из студентов самостоятельно готовит реферат по избранной теме и докладывает его на соответствующем занятии. В пособии приведен примерный перечень рефератов по курсу химии, список литературы, необходимый для их подготовки. Студентам рекомендовано, при подготовке рефератов, использовать различные информационные ресурсы. Реферативные работы, как правило, оформляются и наиболее интересные из них участвуют в конкурсе рефератов.

Процесс изучения дисциплины Химия направлен на формирование следующих компетенций:

общекультурных компетенций (ОК):

-ОК-1 – способность к абстрактному мышлению, анализу, синтезу;

-ОК-5 – готовность к саморазвитию, самореализации, самообразованию, использованию творческого потенциала;

общепрофессиональных компетенций (ОПК):

-ОПК-7 - готовность к использованию основных физико-химических, математических и иных естественнонаучных понятий и методов при решении профессиональных задач;

Структура и содержание дисциплины (модуля)

Модульная единица 1.1. Основы химической термодинамики и кинетики, свойства растворов, редокс-процессы Модульная единица 1.2. Биологически активные неорганические соединения (строение,

свойства, участие в функционировании живых систем). Физико-химия поверхностных явлений и свойства дисперсных систем Модульная единица 1.3. Низкомолекулярные биорегуляторы и биологически активные

высокомолекулярные соединения (строение, свойства, участие в функционировании живых систем)

Общая трудоемкость дисциплины составляет 3 зачетные единицы 108 час

3

4

Положение

о модульно-рейтинговой системе организации учебного процесса и оценки усвоения дисциплины Химия»

Система оценки знаний студентов проводится по 100 бальной шкале, где в 60 баллов оценивается освоение студентом основной образовательной программы, самостоятельная работа студентов, и другие виды работ, входящие в основную образовательную программу, 40 баллов отводится на итоговый контроль – зачет.

Для получения положительной итоговой (суммарной) оценки по дисциплине необходимо набрать не менее 41 балла.

Рейтинговая оценка по дисциплинарному модулю складывается из количества баллов, набранных за текущую работу (от 20 до 60 баллов) и полученных при итоговом контроле (от 11 до 40 баллов).

Согласно п. 4.8. «Положения о МРС организации учебного процесса» (ТюмГМА, 2012) преподаватель в соответствии с «Положением кафедры по МРС» может добавлять студенту за регулярную активную работу на всех практических занятиях до 10 баллов в каждом дисциплинарном модуле. При этом условием для добавления «премиальных» баллов рекомендуется считать следующий «текущий рейтинг» студента:

-36 – 38 баллов (от 60 до 64% успеваемости) – 6 премиальных баллов;

-39 – 41 балл (от 65 до 69% успеваемости) – 7 премиальных баллов;

-42 – 44 балла (70 - 74% успеваемости) – 8 премиальных баллов;

-45 – 47 баллов (75 - 79% успеваемости) - 9 премиальных баллов;

-48 баллов и выше (80% успеваемости и выше) - 10 премиальных баллов;

Студент, не изучивший одну и более модульных единиц, допускается к изучению следующих разделов и тем дисциплины в случае:

-если студент не изучил по уважительной причине, то ему предоставляется возможность добора баллов.

-если студент не изучил без уважительной причины, то ему предоставляется возможность добора баллов только с разрешения заведующего кафедрой, декана.

Студент обязан отчитаться по задолженностям за модули (по отдельным темам дисциплины) во время текущих консультаций или дополнительных занятий (отработок) по добору баллов до итогового контроля. Для дополнительных занятий преподавателями, ведущими практические (семинарские, лабораторные) занятия, выделяется время вне основного расписания.

Если студент желает повысить рейтинговую оценку по дисциплине в данном семестре, то он обязан заявить об этом преподавателю на последнем занятии. Дополнительная проверка знаний осуществляется преподавателем в течение недели, при этом преподаватель должен ориентироваться на те темы дисциплины, по которым студент набрал наименьшее количество баллов.

Полученные баллы вносятся в единую ведомость оценки успеваемости студентов (графа «Добор баллов»), включенную в информационную систему, и учитываются при определении рейтинговой оценки по календарному модулю. Если студент во время дополнительной проверки знаний не смог повысить рейтинговую оценку, то ему сохраняется количество баллов, набранных ранее.

4

5

Добор баллов - это проверка знаний студентов, желающих отчитаться по задолженностям или повысить свой рейтинг.

Для возможной компенсации баллов, потерянных при оценке текущей успеваемости студенту предоставляется комплект не обязательных контролирующих материалов, которые могут выполняться только по собственному желанию студента, причем вне графика обязательных занятий.

Для добора баллов студент может получить не более 10 заданий, каждое из которых имеет рейтинговую оценку не более 1 балла.

Максимум компенсационных баллов не может быть более 10, при этом величина рейтинга текущей успеваемости не может превышать установленный максимум (60 баллов).

Рейтинг текущей успеваемости включает оценки не менее чем по трем видам деятельности студентов: практическим умениям, теоретической подготовке, самостоятельной работе.

Самостоятельная работа студентов (СРС) является обязательной составной частью основной образовательной программы.

Рейтинг текущей успеваемости формируется только из оценок, полученных с первого раза. Максимальный рейтинг текущей успеваемости равен 60 баллам.

Пороговая величина рейтинга текущей успеваемости устанавливается на уровне не менее 20 баллов. Принимая во внимание, что для успешного освоения дисциплины важны все компоненты учебной деятельности (практические умения, теоретическая подготовка,

самостоятельная работа) условием допуска к зачёту является получение не менее 30% баллов за каждый установленный вид деятельности.

Допуском к экзаменационной сессии является сумма баллов, набранная студентом за дисциплинарный модуль и должна составлять от 20 до 60 баллов.

Студент, не набравший минимального количества рейтинговых баллов в дисциплинарном модуле (20-60) не допускается до зачета. Студенту предоставляется возможность добора баллов по дисциплинарному модулю в течение двух недель до начала сессии.

Зачётный рейтинг включает оценки по всем видам контроля подготовки студентов. Уровень, соответствующий удовлетворительным знаниям студента на зачёте составляет

не менее 11 баллов, при этом минимально допустимый уровень баллов за теоретическую подготовку и практические умения не может составлять менее 5 баллов.

Студент, получивший во время зачёта менее 11 баллов, направляется на пересдачу. Студент, не набравший в итоговом рейтинге 41 балл, должен пересдавать зачёт. Итоговый рейтинг – это итоговая интегрированная рейтинговая оценка знаний и умений

студентов по дисциплине в целом, складывающаяся из результатов текущего и итогового контроля по результатам зачета.

Для получения дифференцированного зачета сумма баллов итогового рейтинга должна составлять для оценки:

-«удовлетворительно» - 41-70 баллов;

-«хорошо» - 71-85 баллов;

-«отлично» - 86-100 баллов.

Рейтинг-план дисциплины

Дисциплинарный модуль

5

6

6

7

7

8

8

9

9

10

«3» - 3,0 «3-» - 1,5

Другие виды деятельности: Добор баллов:

Студенты желающие повысить свой рейтинг, могут осуществить добор баллов. Занятия со студентами проводится в течение 2 недель до начала сессии по графику, утвержденному заведующим кафедрой.

Для добора баллов студент может получить не более 10 заданий.

Максимальное количество баллов за каждое выполненное задание - 1 балл.

Модульная единица 1.1. Основы химической термодинамики и кинетики, свойства

растворов, редокс-процессы

10

11

Свойства дисперсных систем

Модульная единица 1.3. Низкомолекулярные биорегуляторы и биологически активные высокомолекулярные соединения (строение, свойства, участие в функционировании живых систем)

Тематический план лабораторных и практических занятий

занятия

Модульная единица 1.1.

Основы химической термодинамики и кинетики, свойства растворов, редокс-процессы

1.1.1.Введение в курс химии. Окислительно-восстановительные реакции. 3 Электродные процессы.

Модульная единица 1.2.

Биологически активные неорганические соединения (строение, свойства, участие в функционировании живых систем). Физико-химия поверхностных явлений и свойства дисперсных систем

1.2.1.Химия биогенных элементов. Химия биогенных элементов s-блока. 3 Лабораторная работа №5 «Химические свойства s-элементов, их применение в медицине».

1.2.2.Химия биогенных элементов p-блока. Лабораторная работа №6 3 «Химические свойства p-элементов и их соединений».

1.2.3.Химия биогенных элементов d-блока. Лигандообменные процессы. 3 Строение металлоферментов, биокомплексных соединений. Лабораторная работа №7 «Химические свойства d-элементов».

1.2.5.Физико-химия дисперсных систем в функционировании живых систем. 3 Лабораторная работа №9 «Свойства коллоидных растворов». Тестирование по модульной единице 1.2.

Модульная единица 1.3. Низкомолекулярные биорегуляторы и биологически активные высокомолекулярные соединения (строение, свойства, участие в функционировании живых систем)

11

12

Основная литература (О.Л.)

1.Общая химия. Учебник. (А.В. Жолнин; под ред. В.А. Попкова, А.В. Жолнина). – М.: ГЭОТАРМедиа, 2012. – 400 с.

2.Биоорганическая химия: учебник /Н.А Тюкавкина., Ю.И. Бауков, С.Э.Зурабян.- М.: ГЭОТАРМедиа, 2015– 416 с.

Дополнительная литература

1.Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др.; Ред.Ю.А.Ершов), М.: Высш. шк., 2002 г. -

560с.

2.Биоорганическая химия: учебник /Н.А. Тюкавкина, Ю.И. Бауков, С.Э. Зурабян. - М.: ГЭОТАРМедиа, 2010. – 416 с.

3.Биоорганическая химия: руководство к практическим занятиям /ред. Н.А. Тюкавкина.- М.: ГЭОТАР-Медиа, 2010.-168с.

4.Сборник задач и упражнений по общей химии: учебное пособие для вузов /С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова. – 5-е изд., перераб. И доп. - М.: Изд-во Юрайт, 2014 г.- 255 с.

5.ХИМИЯ общая и биоорганическая. Учебник (К.Н. Зеленин, В.В. Алексеев). – СПб., ЭЛБИ-СПб., 2003. – 712 с.

6.Базы данных, информационно-справочные и поисковые системы интернет ресурсы, отвечающие тематике дисциплины, в том числе: -Сhemlib.ru, Chemist.ru, ACD Labs, MSU.Chem.ru

Модульная единица 1.1. Основы химической термодинамики и кинетики, свойства растворов, редокс-процессы

ЗАНЯТИЕ 1.1.1 ТЕМА: Окислительно – восстановительные реакции. Электродные процессы.

ЦЕЛЬ: Закрепить школьные знания по окислительно - восстановительным реакциям, обсудить их значение для медицины. Изучить основы электрохимии.

ЗНАТЬ:

1.Окислительно – восстановительные реакции. Степень окисления. Классификацию окислительно– восстановительных реакций.

2.Окислители и восстановители. Процесс окисления и восстановления.

3.Электролиз. Электролиз расплавов. Процесс на катоде и на аноде.

4.Электролиз растворов на инертных электродах. Электродные процессы на катоде и на аноде. Суммарное уравнение процесса. Закон Фарадея.

5.Гальванические элементы. Элемент Даниэля – Якоби. Строение. Краткая запись.

12

13

6.Процессы на катоде и на аноде. ЭДС гальванического элемента. Электродные потенциалы. Формула Нернста.

7.Определение электродных потенциалов. Водородный электрод. Формула Нернста. Ряд напряжения металлов.

8.Аккумуляторы. Примеры. Процессы при работе свинцового аккумулятора.

9.Электрохимическая коррозия. Анодное и катодное покрытие.

УМЕТЬ:

1.Анализировать информацию, используя учебную и справочную литературу.

2.Методом электронного баланса подбирать коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях.

3.Записывать процессы, протекающие на электродах при электролизе расплавов, растворов солей, кислот и щелочей.

4.Рассчитывать электродвижущую силу (ЭДС) гальванических элементов.

ВЛАДЕТЬ:

1. Навыками самостоятельной работы с учебной и справочной литературой

ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Окислительно – восстановительными реакциями (ОВР) называют реакции протекающие с изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степенью окисления элемента в соединении называют формальный заряд атома элемента, вычисленный из предположения, что валентные электроны переходят к атомам с большей относительной электроотрицательностью (ОЭО) и все связи в молекуле соединения являются ионными.

Степень окисления элемента указывается вверху над символом элемента со знаком «+» или (–) перед цифрой. Степень окисления элемента рассчитывается из положения, что сумма степеней окисления элементов в соединении равна нулю.

В окислительно – восстановительных реакциях протекают два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление. Вещества, атомы или ионы, которые отдают электроны, называются восстановителями, процесс отдачи электронов называется окислением. Таким образом, восстановители в ОВР окисляются. Алгебраическая величина степени окисления восстановителя повышается. Вещества, атомы или ионы которых присоединяют электроны, называются окислителями, процесс присоединения электронов называется восстановлением. Окислители в ОВР восстанавливаются. В результате процесса восстановления алгебраическая величина степени окисления окислителя понижается.

Важнейшими восстановителями являются:

а) все простые вещества металлы, наиболее активные восстановители – щелочные и щелочноземельные металлы.

б) сложные вещества, молекулы, которых содержат элементы в низшей степени окисления – метан CH4, силан SiH4, аммиак NH3, фосфин PH3, нитриды и фосфиды металлов (Na3N Ca3P2) , сероводород H2S, галогенводороды (HI, HCI, HBr) галогениды металлов, гидриды металлов (NaH, CaH2).

Важнейшими окислителями являются:

а) простые вещества – неметаллы с наибольшим значением электроотрицательности - фтор F2, кислород O2, хлор CI2.

б) сложные вещества, молекулы которых содержат элементы в высшей степени окисления – перманганат калия KMnO4, бихромат калия K2Cr2O7, азотная кислота HNO3, и ее соли нитраты, концентрированная серная кислота H2SO4, оксид свинца (IV) PO2, хлорная кислота HCIO4 и ее соли перхлораты и др.

Вещества, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления могут как восстановителями (при действии более активного, чем они окислителя), так и окислителями (при действии более активного, чем они восстановителя) е вещества проявляют окислительно – восстановительную двойственность.

Окислители чрезвычайно токсичны для организма.

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

13

14

1) Межмолекулярные окислительно – восстановительные реакции, окислитель и восстановитель входят в состав молекул различных веществ.

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5 Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O Na2SO3 - восстановитель, сера меняет степень окисления от +4 до +6 KMnO4 –окислитель, марганец меняет степень окисления с +7 до +2 2) внутримолекулярные окислительно – восстановительные реакции.

В этих реакциях и окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества.

Восстановитель азот, меняет степень окисления от -3 до 0, окислитель хром, меняет степень окисления от +6 до +3.

3) реакции диспропорционирования, при которых один и тот же элемент, находящийся в промежуточной степени окисления является и окислителем и восстановителем.

CОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Для составления уравнений окислительных – реакций используется метод электронного баланса. В основе его лежит следующее правило: общее число электронов, которое отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые присоединяет окислитель.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая

выражается следующей схемой.

KMnO4 + KBr + H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O

а) Определяем степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:

+1 +7 -2 +1 -1 +1 +6 -2 +2 +6 -2 0 +1 +6 -2 +1 -2

KMnO4 + KBr + H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O

б) Находим элементы, которые изменяют степени окисления, это марганец и бром:

+7 -1 +2 0

KMnO4 + KBr + H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + H2O

в) Составляем уравнения процессов окисления и восстановления: Mn +7 + 5e = Mn+2 восстановление окислителя

2Br-1 - 2e = Br2 окисление восстановитель

г) Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые количество отданных и принятых электронов будут равны;

д) Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие процессах окисления и восстановления:

2KMnO4 + 10KBr + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + K2SO4 + H2O

е) Уравниваем число атомов элементов, которые не изменяют степени окисления. В данном случае это атомы калия, серы, водорода и кислорода:

2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O

Проверяем правильность уравнивания по равенству числа атомов кислорода в левой (40 атомов) и правой (40 атомов) частях уравнения.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролизом называется окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствор электролита. Заряженные ионы электролита под действием электрического тока начинают двигаться к электродам: катионы к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы к аноду

14

15

(положительно заряженному электроду).На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются, на аноде анионы отдают электроны и окисляются.

Электролиз расплавов и растворов протекает по-разному т.к. в растворах дополнительно присутствуют ионы Н+ и ОН- , которые также участвуют в процессе электролиза.

Электролиз расплава. В теоретическом плане простейшим примером электролиза является электролиз расплава. Рассмотрим процесс электролиза расплава NaCI

NaCI = Na+ + CI–

Под действием электрического тока катионы движутся катоду и принимают от него электроны: Катод (—) Na+ + e = Na0 – процесс восстановления.

Анионы CI– движутся к аноду и отдают электроны:

окислительно - восстановительная, на катоде всегда идет процесс восстановления, на аноде всегда идет процесс окисления.

Электролиз растворов. Процесс на катоде.

1.Если катион электролита находится в начале электрохимического ряда (по AI включительно), то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется Н2). Катионы металла не восстанавливаются, остаются в растворе.

2.Если катион электролита находится в ряду между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла и молекулы воды.

3.Если катион электролита находится в ряду напряжения после водорода, то на катоде идет только процесс восстановления ионов металла.

4.Если в растворе находится смесь катионов разных металлов, то первыми восстанавливаются катионы менее активных металлов.

Катодные процессы в водных растворах солей

1.Если анод растворимый (железо, медь, серебро), то независимо от природы аниона всегда идет окисление металла анода.

2.Если анод нерастворимый (уголь, графит, платина, золото), то анионы безкислородных кислот (за исключением фторидов) окисляются на аноде, а анионы оксокислот и фториды не окисляются на аноде, а идет окисление воды с выделением кислорода. При электролизе щелочей идет окисление гидроксид ионов.

Анодные процессы в водных растворах

15

16

Массу вещества, образовавшегося при электролизе найти исходя из закона Фарадея:

количество отданных или принятых электронов, F – число Фарадея (96500 Кл/моль) = А·ч/моль), I

– сила тока (А), t - продолжительность процесса.

Электролиз используется для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора, водорода. Алюминий, магний, натрий, кадмий получают только электролизом. Очистку меди, никеля, свинца проводят целиком электрохимическим методом. Для защиты от коррозии электрохимическим методом на поверхность металлических изделий наносится тонкий слой другого металла (хрома, серебра, меди, никеля, золота), устойчивого к коррозии.

ХИМИЧЕСКИЕ ИСТОЧНИКИ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ЭНЕРГИИ

Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химических реакций в электрическую энергию, называют гальваническими элементами или химическими источниками электрической энергии. Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно – восстановительной реакции.

3

2

Классический пример гальванического элемента – элемент Даниэля – Якоби, он состоит из цинковой пластины (1), погруженной в раствор сульфата цинка и медной пластины (2), погруженной в раствор сульфата меди. Растворы разделены пористой перегородкой (4) (или электролитическим мостиком).

При замкнутой цепи цинк окисляется, ионы цинка переходят в раствор, электроны движутся по внешней цепи к медному электроду.

На медном электроде происходит восстановление ионов меди из раствора, медь выделяется на пластинке. Цинковый электрод является анодом, медный катодом, цинк растворяется, медь выделяется из раствора, сульфат анионы движутся через пористую перегородку от медного к

Кратко строение элемента Даниэля – Якоби можно записать следующей схемой:

Zn|ZnSO4(р) || CuSO4(р)|Cu

Таким образом, при работе гальванического элемента электроны от восстановителя переходят к окислителю по внешней цепи, на электродах идут электрохимические процессы, в растворе наблюдается направленное движение ионов. В настоящее время используются различные гальванические элементы: железо – никелевые, кадмиево – никелевые, серебряно – цинковые, свинцовые, и др. их называют аккумуляторами. В свинцовом аккумуляторе одни пластины заполнены дооксидом свинца, другие губчатым свинцом. Металлический свинец при работе аккумулятора является анодом и окисляется:

Pb + SO4-2 = PbSO4 +2e

Диоксид свинца является катодом, он восстанавливается:

PbO2 + SO4-2 + 4H+ + 2e = PbSO4 +2H2O

16

17

Суммарный процесс: Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O

При зарядке, через аккумулятор пропускают электрический ток и в результате этого электрохимические процессы на электродах протекают в обратном направлении.

Свинцовый электрод становится катодом, на нем протекает процесс восстановления:

PbSO4 +2e = Pb + SO4-2

На электроде из PbO2 происходит процесс окисления:

PbSO4 + 2H2O = PbO2 + SO4-2 + 4H+ + 2e

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ

Электродвижущая сила гальванического элемента равна алгебраической сумме электродных потенциалов электродов.

Cu Zn

Скачок потенциала, возникающий на границе раздела металл – раствор его соли, называется электродным или окислительно – восстановительным потенциало ( ). Зависимость электродного потенциала от природы металла, концентрации его ионов в растворе и температуры количественно выражается уравнением В. Нернста.

0 RTzF ln CMe z , где F - число Фарадея

равно 96500Кл/моль, z – заряд иона, R – газовая постоянная 8,31Дж/моль·К, Т температура по Кельвину, 0 - стандартный электродный потенциал металла. Подставляя в формулу число Фарадея, температуру 298К, газовую постоянную и десятичный логарифм, получаем:

0 0,059 lg CMe z z

Стандартным электродным потенциалом металла 0 называется скачок потенциала на

границе раздела металл - раствор его соли с концентрацией 1 моль/л.

Для измерения электродных потенциалов собирают гальваническую цепь, состоящую из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода. Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, насыщенную газообразным водородом, которая опущена в водный раствор кислоты. Потенциал стандартного водородного электрода принят равным нулю. Например: для цинкового электрода:

Zn|ZnSO4|| H2SO4 |H2,Pt

Потенциал цинкового электрода будет равен ЭДС такого гальванического элемента с обратным знаком, если берется медный электрод, то его потенциал будет равен ЭДС гальванического элемента.

Последовательность металлов, расположенных в порядке убывания (возрастания) значений их электродных потенциалов, называется рядом напряжения или рядом активности металлов. В гальванических элементах более активный металл является анодом (он растворяется при работе гальванического элемента), а менее активный катодом. Для расчета ЭДС гальванического элемента из потенциала менее активного металла отнимается потенциал более активного металла. Например: стандартный потенциал цинкового электрода равен -0,76 В, медного 0,35В. ЭДС = 0,35

– (-0,76) = 1,11В.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

К электрохимической коррозии относятся все случаи коррозии в водных растворах или во влажной атмосфере. Для предупреждения от электрохимической коррозии применяются различные методы. Например, защитные металлические покрытия. Железные изделия могут покрываться тонкой пленкой хрома, никеля, цинка, кадмия, алюминия, олова, серебра, золота и др. При нарушении целостности металлического покрытия в влажной среде, возникает гальванический элемент, что приводит к растворению более активного металла. Металл, который в ряду напряжения стоит левее, становится анодом и разрушается, при этом менее активный металл не изменяется.

17

18

Для защиты металлов от коррозии используют как анодное, так и катодное покрытие металлов. При анодном покрытии берется более активный металл (например, покрытие цинком железного изделия), он и растворяется при коррозии, а основной металл не разрушается. Катодное покрытие (например, серебрение железного изделия), защищает металл до тех пор пока, пленка не нарушена. При нарушении защитной пленки основной металл становится анодом, а покрытие катодом, соответственно разрушается защищаемый металл, а покрытие не разрушается.

Обучающие задачи Задача 1. Сумма коэффициентов в уравнении реакции:

Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO + H2O

Сu - 2e = Cu+2 | 3 Окисление восстановителя N+5 + 3e = N+2 | 2 восстановление окислителя

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Ответ: 3

Задача 2. При электролизе водного раствора NaCI c нейтральными электродами протекает следующая окислительно – восстановительная реакция:

Ответ: 2

Задания для самостоятельной работы

При выполнении самостоятельной работы необходимо полностью приводить обоснования правильности выбора номера верного ответа (посмотрите примеры решения теста выше).

1) Согласно уравнению Нернста потенциал электрода______.

3) Не зависит от температуры 4) Не зависит от концентрации электролита

18

4) В гальваническом элементе, состоящем из никелевого и железного

5) Сумма коэффициентов в суммарном уравнении процесса электролиза водного раствора

AgNO3 равна___.

6) При электролизе раствора хлорида меди (II) на катоде выделилось 2,7 г меди. Объем газа

(н.у.), выделившегося на аноде равен _______ л.

7) Сумма коэффициентов в левой части уравнения реакции KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 …

составляет____.

8) При прохождении через раствор нитрата серебра количества электричества величиной

48250Кл на катоде образуется ___граммов чистого серебра (F=96500Кл/моль).

9) Коэффициент перед молекулой восстановителя в уравнении реакции KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O равен____.

10) Если гальванический элемент составлен из двух серебряных электродов, один из которых стандартный, то для достижения наибольшего ЭДС другой электрод следует погрузить в раствор AgNO3 c концентрацией____.

11) ЭДС гальванического элемента состоящего из железного и серебрянного электродов, погруженных в 0,1 М растворы их нитратов Е0(Fe+2/ Fe)= -0,44 В, Е0(Ag+/ Ag)= 0,80 В,

равна_______В.

19

12) Для получения 54 г серебра электролизом водного раствора нитрата серебра (выход по току 100%), необходимо чтобы в растворе содержалось___граммов чистой соли.

1) 255 2) 85 3) 340 4) 170

13) При электролизе воды на аноде выделилось 11,2 л (н.у.) кислорода. Объем водорода,

выделившегося на катоде равен ____ л (н.у.).

1) 22.4 2) 5.6 3) 44.8 4) 11.2

14) Если гальванический элемент составлен из двух электродов, один из которых стандартный цинковый электрод Е0 = -0,76В, то для достижения наибольшего значения

Э.Д.С. другим электродом должен быть стандартный______.

гальванического элемента Ме|Me(NO3)2||Cu(NO3)2|Cu, если стандартный потенциал второго металла равен ___В.

Занятие 1.1.2 ТЕМА: Основы химической термодинамики и биоэнергетики. Химическое равновесие.

ЦЕЛЬ: Познакомиться с основами термодинамики и биоэнергетики, научиться прогнозировать направление химических и биологических процессов.

ЗНАТЬ:

1.Предмет и методы химической термодинамики. Основные понятия термодинамики.

2.Параметры состояния (интенсивные и экстенсивные) Функция состояния.

3.Внутренняя энергия. Работа и теплота – две формы передачи энергии.

4.Типы термодинамических систем (изолированные, закрытые, открытые).

5.Типы термодинамических процессов (изотермические, изобарные, изохорные). Стандартное состояние.

6.Энтальпия. Стандартная энтальпия образования и сгорания вещества. Стандартная энтальпия реакции. I начало термодинамики.

7.Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Применение 1 начала термодинамики к биосистемам. Энергетическая ценность пищевых продуктов, обоснование рационов питания.

8.Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Второе начало термодинамики. Энтропия.

9.Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов в изолированной и закрытой системах. Роль энтальпийного и энтропийного факторов.

10.Термодинамические условия равновесия. Стандартная энергия Гиббса образования и биологического окисления веществ. Стандартная энергия Гиббса реакции. Примеры экзергонических и эндергонических процессов. Принцип энергетического сопряжения.

11.Обратимые и необратимые реакции. Термодинамические условия равновесия в изолированных и закрытых системах.

12.Закон действующих масс. Константа химического равновесия.

13.Уравнение изотермы и изобары химической реакции.

14.Прогнозирование смещения химического равновесия. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

20

21

15. Понятие о гомеостазе и стационарном состоянии живого организма.

УМЕТЬ:

1.Самостоятельно пользоваться учебной, научной и справочной литературой;

2.Пользоваться химическим оборудованием (спиртовки, химическая посуда и т.д.).

3.Наблюдать за протеканием химических реакций и делать обоснованные выводы.

4.Фиксировать аналитические эффекты химических реакций и определять направление протекания процесса.

5.Устанавливать взаимосвязь между калорийностью пищи и энергозатратами.

6.Решать типовые практические задачи.

ВЛАДЕТЬ:

1.Навыками самостоятельной работы с учебной и справочной литературой.

2.Навыками безопасной работы в химической лаборатории.

Лабораторная работа №1 «Качественные опыты по химическому равновесию»

Основные уравнения химической термодинамики и химического равновесия

1.Q = E + W - уравнение первого начала термодинамики

2.W = P V – работа расширения

3.Qv = Ev - теплота изохорного процесса

4.Qp = Hp - теплота изобарного процесса

5.Hp = E + P V - уравнение первого начала термодинамики для изобарных процессов

6. H = n H0 298 обр. прод. реак. - n H0 298 обр. исх. веществ - первое следствие закона Гесса

7.H = n H0 298 сгор. исход. в. - n H0 298 сгор. прод. реакции - второе следствие закона Гесса

8.Q = W - уравнение первого начала термодинамики для биосистем

9.S = Q / T - энтропия как функция состояния системы

10.S 0 - уравнение второго начала термодинамики

11.S = nS0 298 прод. р. - nS0 298 исх. в. - расчет энтропии реакции

12.G0 = H0 - T S0 - уравнения для расчета энергии Гиббса

13.G0 = n G0 298 прод. р. - n G0 298 исх. в. расчет энергии Гиббса по реакции

14.G0 = - 2,3RT lg Кс - уравнение изотермы химической реакции при стандартных условиях

концентрации вещества

17. k Pa Pb - константа химического равновесия, выраженная через равновесные парциальные

Pc Pd

давления вещества

21

Таблица 1

Стандартные энтальпии образования веществ, стандартные энтропии и стандартные энергии Гиббса образования веществ