3. Цели занятия.

3.1. Общая цель: изучение темы направлено на формирование компетенций по ФГОС специальности ПК-31, ПК-32, ПК-35.

3.2. Конкретные цели и задачи.

После изучения темы студент должен:

«Знать» - метрологические требования при работе с физической аппаратурой; правила техники безопасности работы в химической лаборатории и с физической аппаратурой; химические свойства элементов и их соединений; основные начала термодинамики, термохимия; химическое равновесие, способы расчета констант равновесия.

«Уметь» - собирать простейшие установки для проведения лабораторных исследований; проводить лабораторные опыты, объяснять суть конкретных реакций и их аналитические эффекты, оформлять отчетную документацию по экспериментальным данным; прогнозировать реакционную способность химических соединений и физические свойства в зависимости от положения в периодической системе элементов; теоретически обосновывать химические основы фармакологического эффекта и токсичности; измерять физико-химические параметры растворов.

«Владеть» - методиками анализа физических и химических свойств веществ различной природы; техникой химических экспериментов, проведения приборочных реакций, навыками работы с химической посудой и простейшими приборами; простейшими операциями при выполнении качественного и количественного анализа.

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

1. Изолированные, закрытые и открытые системы (кафедра химии).

2. Функции состояния систем: энтальпия, энтропия, энергия Гиббса: математические выражения, подтверждающие их физический смысл, расчетные формулы (кафедра химии).

3. Первый закон термодинамики, его приложение к биологическим системам (кафедра химии).

4. Закон Гесса и его следствия (общее среднее образование).

5. Второе начало термодинамики: формулировки и математические выражения для изолированных, закрытых и открытых систем (кафедра химии).

6. Химическое равновесие с позиции кинетики и термодинамики. Понятие о гомеостазе и стационарном состоянии организма (кафедра химии).

7. Закон действующих масс, взаимосвязь констант равновесия: Кс, Ка, Кр (общее среднее образование).

8. Классификация окислительно-восстановительных реакций (общее среднее образование).

9. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (общее среднее образование).

10. Окислительно-восстановительные потенциалы. Определение направления окислительно-восстановительных процессов. Влияние среды. Уравнение Нернста –Петерса (кафедра химии).

11. Константа окислительно-восстановительного процесса, ее роль в определении глубины и направления реакции (кафедра химии).

5. Задания для самостоятельной подготовки к лабораторному занятию:

5.1. Перечень контрольных вопросов для самоконтроля знаний.

1. Основные термодинамические понятия: система, параметры и функции состояния системы.

2. Термодинамика как основа биоэнергетики.

3. Первый закон термодинамики. Математические выражения для изолированной, закрытой и открытой систем.

4. Второй закон термодинамики. Критерии самопроизвольности процессов.

5. Химическое равновесие и его признаки.

6. Закон действующих масс, взаимосвязь величины константы равновесия с глубиной протекания химической реакции.

7. Влияние различных факторов на состояние химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

8. Уравнение изотермы Вант-Гоффа и его анализ.

9. Уравнение изобары Вант-Гоффа и его анализ.

10. Термодинамика окислительно-восстановительных процессов.

11. Роль окислительно-восстановительных взаимодействий в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных смесей.

5.2. Задания для СРС во внеучебное время.

Задача № 1.

Предскажите знак изменения энтропии в следующих реакциях:

а) СаО_(т) + СО_2(г) = СаСОз_(т);

б) 2Н₂О_(г) = 2Н_2(г) + О_2(г);

в) СаО_(т) + Н₂О_(ж) = Са²⁺_(ж) + 2ОН^-_(ж)

Задача № 2.

Пользуясь значением Ка для СН₃СООН при 298К (1,8 . 10^-5), вычислите:

а) G процесса ионизации кислоты;

б) G процесса при условии, что [H⁺] = 1.10^-7моль/дм³;

[СН₃СОО^-] = 1.10^-7моль/дм³; [СН₃СООН] = 2моль/дм³.

Задача № 3.

Какое математическое выражение показывает физический смысл G?

Задача № 4.

Как влияют энтальпийный и энтропийный факторы на самопроизвольность процесса растворения?

Задача № 5.

Известно, что перманганат калия применяют в качестве бактерицидного средства, т.к. обладая сильными окислительными свойствами он эффективно уничтожает микроорганизмы.

• Составьте ионо-электронную схему и расставьте коэффициенты в уравнении реакции: KMnO₄ + Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ MnSO₄ + Na₂SO₄ + ..…

5.3. Задания для самоконтроля подготовки к лабораторному занятию.

Вариант теста № 1.

Стандартная энтальпия образования СО₂ выражается термо- химическим уравнением:

а) Н₂СО₃(ж) = Н₂О(ж) + СО₂(ж) ∆Н = 12кДж/моль;

б) СаСО₃(г)+2НСI(ж)=СаСI₂(ж)+Н₂О(ж)+СО₂(г) ∆Н = -313кДж/моль;

в) С(т) + О₂(г) = СО₂(г) ∆Н = -393кДж/моль;

г) СО(г) + ½ О₂(г) = СО₂(г) ∆Н = -283кДж/моль.

Вариант теста № 2.

Экзотермическим является процесс:

а) Н₂ + CI₂ = 2НСI ∆Н = -46 кДж/моль;

б) Н₂ + J₂ = 2НJ ∆Н = +13 кДж/моль;

в) N₂ + O₂ = 2NO ∆Н = +45 кДж/моль;

г) N₂ + 2O₂ = 2NO₂ ∆Н = +16,7 кДж/моль.

Вариант теста № 3.

Тепловой эффект (∆Н) реакции

2С₂Н₅ОН + О₂ = 2СН₃СНО + 2Н₂О

∆Н⁰обр., кДж/моль: - 267 0 - 192,5 - 241,8

составляет, кДж:

а) -267 + 0 – 192,5 – 241,8;

б) 2 (-267) + 0 – 2 (-192,5) – 2 (-241,8);

в) -192,5 – 241,8 – (-297) – 0;

г) 2 (-241,8) + 2 (-192,5) – 2 (-267) – 0.

Вариант теста № 4.

4. Теплота гидрирования (∆Н) этилена в этан по реакции:

С₂Н₄ + Н₂ = С₂Н₆

∆Н⁰сгор., кДж/моль: -1395 -286 -1541 составляет, кДж/моль:

а) -1395 – 286 – 1541;

б) -1395 – 286 – (-1541);

в) -1541 – (-1395) – (-286);

г) -1395 – (-286) – (-1541).

6. Этапы проведения лабораторного 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 провизора.	5
	II. Основная часть занятия.		160
3.	Контроль исходных знаний, умений и навыков	Выявление исходного уровня знаний, умений и навыков, обеспечение единого уровня.	10
4.	Общие и индивидуальные задания для СРС в учебное время.	Дифференцированное ориентирование студентов к предстоящей работе.	20
5.	Демонстрация методики	Показать ориентировочную основу действия (ООД)	10
6.	Управляемая СРС в учебное время	Овладение профессиональным компетенциями, исходя из конкретных целей.	70
7.	Реализация планируемой формы занятия	Контроль результатов обучения и оценка с помощью дескрипторов	30
8.	Итоговый контроль	Закрепление приобретённых ЗУН, выявление ошибок и их корректировка	20
	III. Заключительная часть занятия.		10
9.	Подведение итогов занятия.	Оценка деятельности студентов, определение достижения цели занятия	5
10.	Общие и индивидуальные задания на СРС во внеучебное время.	Указание по самоподготовке студентов к следующему занятию	5