 |
Занятие №11. 2. Материал для самоподготовки к освоению данного модуля.. 6. Содержание занятия.
|
|
|
|
Занятие №11
Тема: Контрольная работа по модулю 2.
1. Учебные цели: Обобщить материалы занятий 7-10 и проверить усвоение материала.
Для формирования профессиональных компетенций обучающийся должен знать:
-теоретический материал по химической термодинамике
-теоретический материал по химическому равновесию
-теоретический материал по химической кинетике
-теоретический материал по электрохимии
уметь:
-производить расчеты по I и II законам термодинамики, закону Гесса
-производить расчеты по химическому равновесию и химической кинетике
-производить расчеты по электропроводности растворов электролитов и потенциалов редокс систем по уравнению Нернста-Петерса
владеть:
-самостоятельной работой с учебной и справочной литературой
-проводить расчеты по известным формулам
2. Материал для самоподготовки к освоению данного модуля.
Вопросы для самоподготовки к занятию:
1. Термодинамическая система, её виды.
2. Параметры системы и функции состояния, их виды.
3. Виды энергии, способы их передачи.
4. Первое начало термодинамики, его смысл, математическоевыражение.
5. Закон Гесса и его следствия.
6. Теплота образования и теплота сгорания.
7. Термохимические расчеты и энергетический баланс организма.
8. Обратимые и необратимые, самопроизвольные процессы.
9. Энтропия системы, физический смысл.
10. Второе начало термодинамики, его смысл и математическое выражение.
11. Энергия Гиббса, её смысл. Экзергонические и эндергонические процессы.
12. Критерии направления и предела протекания самопроизвольных процессов.
13. Обратимые и необратимые реакции. Понятие химического равновесия.
14. Закон действующих масс, термодинамические критерии равновесия.
|
|
|
15. Уравнение изотермы Вант-Гоффа.
16. Константа равновесия, её виды.
17. Влияниетемпературы на состояние равновесия и уравнение изобары.
18. Принципы смещения химического равновесия Ле-Шателье.
19. Скорость химической реакции, её виды, единица измерения.
20. Классификация химических реакций по механизму. Сложность биохимических реакций.
21. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Константа скорости реакции.
22. Химические реакции нулевого, первого и второго порядка. Период полупревращения.
23. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.
24. Катализаторы и ферменты. Зависимость скорости реакции от них.
25. Энергетический профиль реакции. Энергия активации химической реакции.
26. Электропроводимость растворов и закон Кольрауша.
27. Кондуктометрические ячейки и её константа.
28. Электропроводимость тканей и биожидкостей.
29. Окислительно-восстановительные системы 1 и 2 типов и полуреакции, протекающие при переносе электронов.
30. Потенциал редокс-пары, стандартный и реальный потенциалы.
31. Уравнение Нернста и Нернста-Петерса.
32. Гальванический элемент, его составные части.
33. Стеклянный электрод, электроды сравнения.
34. Первичная кондуктометрия и первичная потенциометрия, их применение для решения физико-химических задач.
35. Применение кондуктометрии и потенциометрии для определения конца титрования.
3. Вид занятия: контрольное занятие.
4. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
5. Оснащение рабочего места: справочники физико-химических величин, таблицы, калькуляторы.
6. Содержание занятия.
Образец билета.
1. Основные понятия химической термодинамики. Определите∆ Нореакции гидролиза мочевины, продукта жизнедеятельности организма по ∆ Но образования веществ:
|
|
|
CO(NH2)2 + H2O ↔ CO2+ 2NH3
∆ Н°обр(кДж моль): -319 -286 -393 -80
2. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергетический профиль реакции.
При 150°С некоторая реакция заканчивается за 16 минут. За какое время она закончится, если температурный коэффициент равен 2, 5: а) при 200°С; б)при 80°С.
3. Константа равновесия, её виды и расчет. Рассчитайте константу равновесия реакции гидролиза глицилглицина при Т=310°К, если Δ G° = -15, 1 кДж/моль. Является ли эта реакция практически обратимой?
4. Стеклянный электрод, его состав и применение для определения рН растворов. Для измерения рН желчи из пузыря была составлена гальваническая цепь из водородного и хлорсеребряного электродов. Вычислить рН желчи при 25°С, если ЭДС цепи равна 0, 577В, а стандартный потенциал хлорсеребряного электрода равен +0, 24В.
5. Экзергонические и эндергонические процессы. Принцип энергетического сопряжения процессов в организме. Примеры. Вычислите количество теплоты, которая выделится при взрыве смеси, содержащий 5, 6л Н2 и 11, 2л О2 (н. у. ), если стандартная энтальпия образования Н2О равна -286 кДж/моль.
7. Задание на дом: Физико-химия поверхностных явлений.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература: [1], [2].
Занятие №12
Тема. Физико-химия поверхностных явлений.
1. Актуальность темы. Знание основных законов и механизмов поверхностных явлений (смачивание, адгезия, адсорбция) необходимо для понимания процессов дыхания, пищеварения, строения биологических мембран и т. д.
2. Учебные цели: знакомство с методом определения поверхностного натяжения. Практическое изучение свойств поверхностно-активных веществ на примере адсорбции молекул бутилового спирта на поверхности воды.
Для формирования профессиональных компетенций обучающийся должен знать:
-правила работы в химической лаборатории с реактивами и приборами
-классификацию поверхностных явлений и уравнения, позволяющие рассчитывать адсорбцию на жидких и твердых поверхностях
уметь:
-проводить расчеты адсорбции, предельной адсорбции, площади и длины молекулы
-оценивать результаты опыта по измерению поверхностного натяжения и дать им анализ
|
|
|
-строить графики изотермы поверхностного натяжения и адсорбции
владеть:
-самостоятельной работой с учебной и справочной литературой
-безопасной работой в химической лаборатории и обращаться с химической посудой и реактивами
|
|
|
