Тематические планы лекций, практических занятий, экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) Предмет и задачи химии. Химические дисциплины в системе медицинского образования

Вариант III

  1. Ответить письменно на вопросы:

  1. II начало термодинамики, его формулировки. Энтропия и энергия Гиббса как критерии возможности самопроизвольного протекания процессов.

  2. Уравнение изотермы химической реакции, его анализ.

  3. Трёхкомпонентные системы. Закон Нернста. Коэффициент распределения.

  1. Решить задачи:

Задача № 1. Стандартная энтальпия растворения CuSO4 равна –66,5 кДж.моль-1, стандартная энтальпия гидратации до пентагидрата (CuSO4  5H3O) равна – 78,22 кДж  моль–1. Вычислить стандартную теплоту растворения пентагидрата.

Задача №2. В системе 2NO(г) + O2 (г)  2 NO2 (г) равновесные концентрации веществ составляют [NO]=0,2 моль/л, [O2]=0,3 моль/л, [NO2]=0,4моль/л. Рассчитать Кс и оценить положение равновесия.

Задача №3. Определить энергию активации реакции Cu + (NH5)2S2O3 → CuSO4 + (NH5)2SO4

если константа скорости реакции при 400 С равна 1,816  10-4 мин-1, а при 600 С равна 3,996  10-4 мин-1.

Задача №4. Укажите все возможные способы повышения выхода иодоводорода по реакции:

Н2 (г) + I2 (г)  2HI (г), ∆Hр = -35,9 кДж

а) уменьшение концентрации I2 и H3

б) увеличение концентрации H3 и I2

в) уменьшение концентрации HI

г) применение катализатора

д) повышение давления

е) понижение температуры

Вариант IV

  1. Ответить письменно на вопросы:

  1. Энтропия – функция состояния системы. Изменение энтропии в изолированных системах. Статистический характер второго начала термодинамики. Энтропия и её связь с термодинамической вероятностью состояния системы. Формула Больцмана.

  2. Дифференциальные и интегральные уравнения необратимых реакций нулевого, первого порядков. Период полупревращения.

  3. Дробная и непрерывная перегонка. Экстракция.

  1. Решить задачи:

Задача № 1. При растворении 8 г CuSO4 в 192 г воды температура повысилась на 3,95 градуса. Определить энтальпию образования CuSO4  5H3O из безводной соли и воды, если известно, что энтальпия растворения кристаллогидрата составляет 11,7 кДжмоль-1,а удельная теплоемкость раствора равна 4,18Дж/(г К).

Задача №2. В организме превращение гликогена идёт по реакции:

(гликоген)n + H4PO4  (гликоген)n-1 + глюкозо-1-фосфат

Для реакции ∆о = -0,7 кал/моль, С(H4PO4)=10 ммоль/л,

С(глюкозо-1-фосфат)= 0,03 ммоль/л, C(гликоген)n = C(гликоген)n-1. Установить направление процесса (1 кал = 4,184 Дж).

Задача №3. Константа скорости гидролиза этилового эфира фенилаланина при рН = 7,3 ; t = 25ºС в присутствии ионов меди равна 2,67 10-3 с-1. Начальная концентрация эфира равна 0,2 моль /л. Чему будет равна скорость реакции по истечении двух периодов полупревращения?

Задача №4. Как изменить температуру, давление и концентрацию компонентов, чтобы увеличить концентрацию хлора в реакции:

4НСl + O2 (г)  2 Н2О (г) + 2Cl2 (г), ∆Hр = -114,5 кДж

а) увеличить температуру

б) уменьшить температуру

в) увеличить давление

г) уменьшить давление

д) уменьшить концентрацию НСl и O2

е) увеличить концентрацию Н2О и Cl2

ж) уменьшить концентрацию Н2О и Cl2

з) увеличить концентрацию НСl и O2

Вариант V

  1. Ответить письменно на вопросы:

  1. Качественная характеристика направления химических процессов (принцип Ле-Шателье).

  2. Кинетика сложных реакций. Обратимые, последовательные, параллельные, сопряжённые реакции.

  3. Взаимосвязь между коллигативными свойствами: относительным понижением давления пара, понижением температуры замерзания растворителя, повышением температуры кипения растворителя и осмотическим давлением разбавленных растворов нелетучих электролитов. Криоскопическая и эбулиоскопическая константы и их связь с температурой кипения и плавления растворителя.

2.Решить задачи:

Задача № 1. Энтальпия растворения в воде Na2SO3  10H3O равна

78,6 кДж/ моль. Рассчитать на сколько градусов понизится температура при растворении 0,5 моль этой соли в 1000 г воды принимая удельную теплоемкость раствора равной 4,18 Дж/ моль К.

Задача №2. Как повлияет изменение давление и температуры на равновесие следующих обратимых реакций:

2СО (г)  СО2 (г) + С (к), ∆Н= -172,5 кДж

СО (г) + 2 H3 (г)  СН3ОН (г), ∆Н= 193,3 кДж.

Задача №3. Вычислить температурный коэффициент реакции в интервале от 2000С до 3000С, если энергия активации равна 110, 8 кДж/ моль.

Задача №4. Для каких из приведённых реакций изменение давления не оказывает влияния на смещение равновесия:

А) Н2 (г) + S (т)  H3S (г), ∆Hр = -20 кДж

Б) 2NO2 (г)  N2O4 (г) , ∆Hр = - 57,4 кДж

В) 2 NO (г) +Cl2 (г)  2NOCl (г), ∆Hр = -73,6 кДж

Г) N2 (г) + O2 (г)  2NO (г), ∆Hр = 180,7 кДж

Д) Н2 (г) + I2 (г)  2HI (г), ∆Hр = -35,9 кДж

Е) 2SO2 (г) + O2 (г)  2SO3 (г), ∆Hр = -196,6 кДж

ЛИТЕРАТУРА:

  1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др.

Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М., Высшая школа,2000 г; стр. 11 – 40, стр. 392 - 421.

  1. Мушкамбаров Н. Н. Физическая и коллоидная химия: Учеб. для фарм. ин-тов и фак-тов: Курс лекций, М., 2002. стр. 6-60; стр.61 – 114; стр. 175 - 232.

  2. Пузаков С.А. Сборник задач и упражнений по общей химии: Учеб. пособие /С.А. Пузаков, В.А. Попков и др. – М.: Высш. шк., 2004; стр. 22 – 35; стр. 44-57.

  3. Ершов Ю.А., Кононов А.М., Пузаков С.А. и др. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М.Высшая школа – 2001 г; стр. 55 – 59; стр. 62 – 64; стр. 68 - 73.

  4. Литвинова Т.Н. Задачи по общей химии с медико-биологической направленностью. – Ростов н/Д: «Феникс», 2001. – 128 с.

  5. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М.- 1989 г.

Контрольная работа № 2

Тема: Растворы сильных электролитов.

Электрохимия. Поверхностные явления.

Растворы

Перед решением задач рекомендуется выучить следующие основ­ные понятия темы:

1) протолитическая теория, гидролиз солей;

2) водородный показатель (рН среды);

3) степень ионизации, константы ионизации;

4) буферные системы и растворы;

5) буферная емкость.

Уметь рассчитывать:

1) pH водных растворов кислот, оснований, солей;

2) рН буферного раствора;

3) буферную емкость.

Обратить внимание на то, что:

1) при 25°С в кислой среде рН < 7, в щелочной среде рН >7, в нейтральной среде рН = 7;

2) рН величина безразмерная;

3) в уравнении для расчета рН буферного раствора под знаком логарифма могут стоять отношения:

сосн/скисл;

vосн/vкисл;

(сосн.исх*Vосн.исх)/(скисл.исх*Vкисл. исх);

(mосн*Мкисл)/(Мосн*mкисл)

4) буферную емкость по кислоте определяют по содержанию ко­личества вещества основания буферного раствора, буферную ем­кость по основанию - по содержанию количества вещества кислоты буферного раствора.

Электрохимия

Перед решением задач рекомендуется выучить следующие основ­ные понятия:

1) электродный потенциал;

2) редокс - системы первого и второго типа;

3) стандартный и формальный редокс - потенциалы;

4) ЭДС гальванического элемента;

Знать:

1) механизм возникновения электродного и редокс - потенциала;

2) устройство гальванических элементов, ихусловную запись;

3) устройство водородного, каломельного, хлорсеребряного и стеклянного электродов;

4) уравнение Нернста.

Уметь:

1) составлять электронно - ионное уравнение процессов окисле­ния и восстановления;

2) записывать схемы гальванических цепей;

3) определять направление редокс - процесса;

Обратить внимание на то, что:

1) В уравнении Нернста под знаком логарифма может стоять от­ношение:

с(Ox)/c(Red);

v(Ox)/v(Red);

cисх(Ox)Vисх(Ox)/cисх(Red)Vисх(Red);

m(Ox)M(Red)/M(Ox)m(Red)

2) изменение редокс - потенциала определяется соотношением ак­тивностей окисленной и восстановленной форм. Если соотношение активностей окисленной и восстановленной форм больше единицы, то значение редокс - потенциала системы увеличивается по сравне­нию со стандартным потенциалом; если соотношение активностей окисленной и восстановленной форм меньше единицы, то значение редокс - потенциала системы уменьшается по сравнению со стандарт­ным потенциалом.

Поверхностные явления

Перед решением задач необходимо выучить основные понятия:

1) адсорбция, предельная адсорбция;

2) поверхностное натяжение;

3) коэффициент поверхностного натяжения;

4) поверхностно-активные и поверхностно-неактивные вещества;

5) поверхностная активность;

6) адсорбент, адсорбат;

7) правило выравнивания полярностей Ребиндера.

Разобрать следующие вопросы:

1) подвижная и неподвижная поверхность раздела фаз;

2) связь между величиной адсорбции и коэффициентом поверх­ностного натяжения (уравнение Гиббса);

3) изменение величины поверхностной активности в гомологиче­ском ряду (правило Траубе);

4) связь величины предельной адсорбции с площадью попереч­ного сечения и осевой длины молекулы;

5) уравнение изотермы адсорбции Лэнгмюра.

Обратить вниманиена размерность величин адсорбции на по­движной границе фаз и на твердых адсорбентах.

Примеры решения типовых задач

Вычислите рН раствора азотной кислоты концентра­ции 0,001 моль/л.

Решение: Подставляя значение концентрации из условия зада­чи в уравнение:

рН = - lg c (Н+), где с(Н+) = с(HN03) вычисляем водородный показатель:

рН = -lg c (HN03) = -lg0,00l = 3.

Ответ: рН =3.

Вычислите рН раствора гидроксида калия, концент­рация которого с = 0,012 моль/л.

Решение: Подставляя в уравнение рОН = - lg С(ОН-), где С(ОН-) = С(КОН) известное по условию задачи значение концентрации раствора КОН, находим

рН = 14 – рОН; рН = 14,0 - 1,92 =12,1.

Ответ:рН = 12,1.

Рассчитайте концентрацию протонов в слезной жидкости, рН =7,4.

Решение: При решении задачи воспользуемся уравнением: рН = -lg С(Н+),

отсюда С(Н+) =10-рН = 10-7,4 = 3,9 10-8 моль/л.

Ответ: С(Н+) = 3,9 10-8моль/л.

Рассчитать ионную силу раствора «Трисоль», применяемого в медицинской практике в качестве плазмозамещающего раствора, учитывая его пропись:

натрия хлорид – 0,5 г,

калия хлорид – 0,1 г,

натрия гидрокарбонат – 0,4 г,

вода для инъекций – до 100 мл.

Решение: Ионная сила раствора (I) определяется как полусумма произведений концентраций каждого иона на квадрат его заряда:

1

I =   ci  zi2

2

Для определения концентрации каждого иона необходимо найти количество веществ, входящих в состав прописи:

0,5г 0,1г

v(NaCl) =  = 0,0085 моль; v(KCl) =  = 0,0013 моль;

58,5г/моль 74,5г/моль

0,4г

v(NaHCO3) =  = 0,0048 моль;

84г/моль

v(X) 0,0085 моль

c(X) =  = c(NaCl) =  = 0,085 моль/л;

Vр-ра 0,1 л

0,0013 моль

с(KCl) =  = 0,013 моль/л;

0,1 л

1

I =  (0,085  12 + 0,085  12 + 0,013  12 + 0,013  12 + 0,048  12 + 0,048  12) =

2

= 0,146 моль/л.

Для сравнения: ионная сила плазмы крови равна 0,15 моль/л.

Ответ: ионная сила раствора «Трисоль» равна 0,146 моль/л, что соответствует ионной силе плазмы крови.

Стеклянный электрод, соединенный в гальваническую цепь с электродом сравнения при Т = 298 К, сначала погрузили раствор с рН = 3,5, а затем – в исследуемую пробу молока. При этом ЭДС цепи возросла на 0,15 В. рН молока в норме находится в пределах 6,6 – 6,9. Оцените результат исследования молока, если учесть, что измерительный электрод заряжается отрицательно по отношению к электроду сравнения.

Решение:

  1. Потенциал стеклянного электрода в растворе с рН = 3,5 определяется по уравнению 1 = 0 + 0,059  3,5.

  2. Потенциал стеклянного электрода в исследуемой пробе молока определяется по уравнению 2 - 1 = 0,15, тогда

0,15 = 0,059  (рН – 3,5);

0,15

рН = 3,5 +  = 6,04;

0,059

6,04 < 6,6, следовательно, молоко прокисло.

Ответ:рН пробы молока ниже нормы, молоко прокисло.

В каком соотношении находятся исходные компоненты фосфатной и бикарбонатной буферных систем в плазме крови при pH=7,36, если для плазмы рК(Н2РО4-)= 6,8; рК(Н2СО3)=6,1.

Решение:

pН(ф.б.)=рК(Н2РО4-)+lg[HPO42-]/[H3PO4];

pН(ф.б.)=рК(Н2СО3)+ lg[HСО3-]/[ H3СО3];

lg[HPO42-]/[H3PO4]=7,36-6,8=0,56; lg[HСО3-]/[ H3СО3]=7,36-6,1=1,26;

[HPO42-]/[H3PO4]=3,63; [HСО3-]/[ H3СО3]=18,2.

И в фосфатной, и в бикарбонатной буферных системах сопряжение оснований больше, чем кислот, что необходимо для живых организмов, в результате метаболизма которых образуется значительно больше кислот, чем оснований.

Ответ: исходные компоненты фосфатной и бикарбонатной буферных систем (основание/кислота) находятся соответственно в соотношениях 3,63:1 и 18,2:1.

К 100 мл крови для изменения рН от 7,36 до 7,00 надо добавить 3,6 мл соляной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л. Какова буферная емкость крови по кислоте?

Решение:

Буферная емкость (В) определяется числом моль эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которое надо добавить к 1л буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу:

В=n(1/z к-ты (щел.))/∆рН. V р-ра(л);

n(HCl)=n(1/zHCl)=0,1 моль/л.3,6.10-3 л = 3,6.10-4 моль;

В= 3,6.10-4 моль/ 0,36.0,1 л = 0,01 моль/л.

Ответ: буферная емкость по кислоте составляет 0,01 моль/л.

Водный раствор сульфата меди (II) с массовой долей 1% (р=1,009г/мл) назначают в малых дозах для улучшения кроветворной функции. Вычислить активность ионов меди в таком растворе.

Решение:

a(Cu2+) =.c(Cu2+).

Коэффициент активности у можно рассчитать по уравнению Дебая - Хюккеля:

lg = -0.51 . z2 . I ,

где z – заряд иона,

I – ионная сила раствора.

Ионная сила раствора

  1. Тематические планы лекций, практических занятий, экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) Предмет и задачи химии. Химические дисциплины в системе медицинского образования (2)

    Экзаменационные вопросы
    Химический потенциал. Термодинамические условия равновесия. Критерии и направления самопроизвольных процессов. Термодинамики химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.
  2. Тематические планы лекций, практических занятий, экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) Предмет и задачи химии. Химические дисциплины в системе медицинского образования (3)

    Экзаменационные вопросы
    3. Растворы. Классификация растворов. Механизм процесса растворения. Изменение энергии Гиббса при образовании раствора. Растворимость газов, жидкостей и твердых веществ в жидкостях.
  3. Тематические планы лекций, практических занятий, экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) Предмет и задачи химии. Химические дисциплины в системе медицинского образования (4)

    Экзаменационные вопросы
    Химический потенциал.Термодинамические условия равновесия. Критерии и направления самопроизвольных процессов. Термодинамики химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.
  4. Задачи профессиональной деятельности выпускника 3 Компетенции выпускника, формируемые в результате освоения ооп впо 4 Документы, регламентирующие содержание и организацию образовательного процесса при реализации ооп впо

    Регламент
    1.2 Общая характеристика вузовской основной образовательной программы высшего профессионального образования по направлению подготовки (специальности).
  5. Рабочая программа по Клинической фармакологии и фармакотерапии для специальности 040500 фармация квалификация специалиста провизор (заочная форма обучения) (2)

    Рабочая программа
    Рабочая программа составлена на основании Программы по клинической фармакологии для студентов фармацевтических вузов и фармацевтических факультетов медицинских вузов Всероссийского учебно–научно-методического Центра по непрерывному
  6. Книга предназначена для студентов, магистрантов, докторантов, преподавателей, руководителей высшей школы, сотрудников научных организаций и работников народного образования

    Книга
    Основы кредитной системы обучения в Казахстане/С.Б. Абдыгаппарова, Г.К. Ахметова, С.Р. Ибатуллин, А.А. Кусаинов, Б.А. Мырзалиев, С.М. Омирбаев; Под общ.
  7. В. И. Ильинича Рекомендовано Министерством общего и профессионального

    Документ
    Материал учебника позволяет систематизировать и углубить знания по основам теории и методики физического воспитания, необходимые при изучении теоретической части программы учебной дисциплины «Физическая культура».
  8. Московский комитет образования (2)

    Документ
    Данный сборник, представляющий собой третий выпуск, подготов­лен коллективом лаборатории "Московская гимназия" при Московской городской педагогической гимназии-лаборатории № 1505.
  9. Учебно-методический комплекс дисциплины Бийск бпгу имени В. М. Шукшина (8)

    Учебно-методический комплекс
    Д Материаловедение и технология конструкционных материалов [Текст] : Учебно-методический комплекс дисциплины / Сост.:Н.Р.Файзуллина; Бийский пед. гос.

Другие похожие документы..