Образец билета выходного контроля

1. Вычислите температуру кипения и температуру замерзания водного раствора мочевины с массовой долей 5%.

Ответ: +100,46^о С и -1,6^о С.

2. Вычислите молярную концентрацию раствора глюкозы, изотоничного сыворотке крови.

Ответ: 0,3 моль/л.

3. Из скольких атомов состоит молекула серы, если температура кипения раствора, содержащего серу массой 4,45 г в бензоле массой 50 г, равна 81,09^о С, а температура кипения чистого бензола 80,2^о С?

Ответ: 8.

4. 5% водный раствор глюкозы (плотность 1,02 г/мл) применяется для внутривенного введения при кровопотере. Каким по величине осмотического давления он является для растворов с осмотическими давлениями:

А. 780 кПа (кровь, верхняя граница) 1. гипотоничным

Б. 730 кПа (кровь, нижняя граница) 2. гипертоничным

В. 258 кПа 3. изотоничным

Г. 1472 кПа

Ответ: А-1, Б-3, В-2, Г-1.

5. В левой колонке приведены величины осмотического давления различных жидкостей при данной температуре. В правой колонке даны их осмолярности. Найти соответствия:

А. Сок сахарной свеклы – 3500 кПа (25^о С) 1. 0,6 осмоль/л

Б. Верхняя граница крови – 780 кПа (37^о С) 2. 0,3 осмоль/л

В. Апельсиновый сок – 1386 кПа (5^о С) 3. 0,06 осмоль/л

Г. Моча при несахарном диабете – 154,6 кПа (37^о С) 4. 1,41 осмоль/л

Ответ: А-4, Б-2, В-1, Г-3.

 

Домашнее задание

Тема: «Свойства растворов электролитов. Электролитическая диссоциация».

Литература: [1] с. 80; [3] с. 111; [4] с. 18.

Дополнительная:

1. Чанг Р. Физическая химия с приложениями к биологическим системам. –М., Мир. 1980.

2. Лекция по данной теме.

ЗАНЯТИЕ №11

 

Тема: Свойства растворов электролитов. Электролитическая диссоциация.

Актуальность темы: Биологические жидкости и ткани содержат много различных электролитов: NaCI, KCI, HCI, CaCI₂, NaH₂PO₄, NaHCO­₃ и др. Устойчивость биологических высокомолекулярных соединений (белков, нуклеиновых кислот и др.) и скорость многих биохимических реакций зависит от природы и концентрации, присутствующих в жидкостях и тканях ионов. С мочой и потом из организма теряется значительное количество электролитов. Концентрация ионов в тканях поддерживается примерно постоянной, что называется ионным гомеостазом. Прием и выделение солей тесно связаны с обменом воды.

При длительной жажде объем внеклеточного пространства тканей уменьшается за счет уменьшения количества воды. Это приводит к увеличению концентрации ионов. Для компенсации повышения осмотического давления с мочой удаляются ионы Na^­­⁺ и CI^-. Если в результате некоторых заболеваний происходит выделение мочи с повышенным содержанием солей, то вместе с солью организм теряет и воду. При этом уменьшается концентрация ионов в плазме крови, что приводит к снижению осмотического давления в крови. Как видно, концентрация ионов регулирует распределение воды между внеклеточным пространством и клетками тканей, а также между внеклеточным пространством и мочой.

Кислотно-щелочное равновесие в крови и биожидкостях определяется содержанием слабых и сильных электролитов: Na₂HPO₄, NaH₂PO₄, H₂CO₃, NaHCO₃ и др. Для понимания механизма их действий необходимо знать процессы диссоциации и их количественную характеристику – константу диссоциации. Особенности метаболического обмена ионов имеют большое значение для жизнедеятельности организмов.

Учебные цели: ознакомиться с расчетами степени и константы диссоциации слабых электролитов, активности и коэффициента активности сильных электролитов, а также влиянием природы растворителя, температуры, концентрации электролита, одноименных и посторонних ионов на степень диссоциации электролитов.

В результате освоения темы студент должен уметь:

· Рассчитывать степень и константу диссоциации слабых электролитов;

· Рассчитывать ионную силу, коэффициент активности и активность ионов в растворах сильных электролитов;

· Прогнозировать направления протекания реакций с участием электролитов и управлять равновесиями в растворах электролитов.

Для формирования умений студент должен знать:

· Основные положения современной теории растворов и теорию электролитической диссоциации;

· Закон разведения В. Оствальда;

· Теорию растворов сильных электролитов П. Дебая и Э. Хюккеля;

· Алгоритм расчетов активности ионов в растворах.

Вид занятий: лабораторно-практическое.

Продолжительность занятия: 3 академических часа.

Оснащение рабочего места: штатив с пробирками, мерные пипетки на 2 и 5 мл, груши, глазные пипетки, стакан с горячей водой, шпатель.

Реактивы: 0,1 м растворы HCI и CH₃COOH; металлический цинк; H₂SO_4(конц) и 1 М раствор H₂SO₄; спиртовой раствор CuCl₂, сухая соль CH₃COONa, раствор метилоранжа, вода очищенная.

Содержание занятия

1. Контроль исходного уровня знаний и умений (тест).

2. Разбор теоретических вопросов и решене задач по определению константы и степени диссоциаций слабых электролитов, ионной силы, коэффициента активности и активности ионов в растворах сильных электролитов.

3. Выполнение лабораторной работы;

а) влияние природы электролита на скорость реакции;

б) влияние концентрации электролита на природу продуктов реакции и на ее скорость;

в) влияние природы растворителя на диссоциацию электролита;

г) влияние одноименных ионов на степень диссоциации электролита.

4. Выходной контроль знаний и умений студентов. Проверка протоколов лабораторной работы

5. Подведение итогов занятия. Задание на дом по теме: «Протолитические процессы в реакциях диссоциации и гидролиза».

Вопросы и упражнения для подготовки к занятию

1. Как подразделяется вещества по их способности проводить электрический ток?

2. Как делятся электролиты по их способности диссоциировать? Приведите примеры электролитов различной силы.

3. Что такое степень диссоциации? Какова ее размерность?

4. В чем сущность теории электролитической диссоциации С. Аррениуса?

5. Что такое «кислота» и «основание» по Аррениусу?

6. В чем роль растворителя в процессе диссоциации электролитов?

7. Какие факторы влияют на степень диссоциации? Каково их влияние?

8. В чем сущность закона разведения В. Оствальда? Его математическое выражение.

9. Что такое ступенчатая диссоциация и как связаны константы ступенчатых диссоциаций с общей константой диссоциации электролита? Показать на примерах.

10. Подчиняются ли сильные электролиты закону разведения Оствальда? Почему?

11. В чем сущность теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля?

12. Что такое ионная сила? Коэффициент активности? Активность? Как их рассчитывают?

13. В каких случаях реакции между растворами электролитов идут практически до конца?

14. В чем сущность сокращенных ионных уравнений реакций?

15. Напишите уравнения реакции диссоциации следующих электролитов: сульфата меди (II), карбоната аммония, сульфата калия и хрома (III), дигидрофосфата натрия, гидроксосульфата алюминия, тетрагидроксоалюмината калия.

16. Между какими парами веществ возможны реакции:

а) K₂CO₃ + CaCI₂; б) AI(NO₃)₃+CrCI₃; в) MgSO₄+Na₃PO₄; г) CuCI₂+K₂SO₄; д) AICI₃+NaOH.

В тех случаях, когда возможно протекание реакции, напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

17. По данным сокращенным ионным уравнениям составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций:

а) Cr(OH)₃ + 3H⁺ = Cr³⁺ + 3H₂O;

б) Cr(OH)₃ + 3OH^- = [Cr(OH)₆]^3-;

в) 2CO + 2Mg²⁺ + H₂O = (MgOH)₂CO₃+CO₂;

г) Ca²⁺ + 2OH^- = Ca(OH)₂;

д) PO + 3H⁺ = H₃PO₄;

е) 3Ca²⁺ + 2PO = Ca₃(PO₄)₂.

18. Закончите данные уравнения реакций:

а) CuSO₄ + NH₃ →

б) AI₄C₃ + H₂O →

в) CrCI₃ + K₂S + H₂O →

г) H₃PO₄ + NaOH →

д) Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO_4(конц) →

е) Cr₂(SO₄)₃ + KOH →

Приведите молекулярно-ионные и сокращенные ионные уравнения реакций.

Литература:

[1] c. 80; [3] с. 111; [4] с. 18.

Дополнительная:

1. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии. т.1. -М., 1998.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. -М., Высшая школа. 2002.

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: