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

Вид материала

Содержание

Задачи следующих разделов химии.
Химическая термодинамика.
Термодинамика химического равновесия.
Термодинамика фазовых равновесий.
Растворы электролитов.
Лабораторно-практические и семинарские занятия по физической и коллоидной химии (3-х часовые).
Побилетная программа
Термодинамические условия достижения и состояния химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.
Уравнения изобары и изохоры химической реакции.
Термодинамика фазовых равновесий.
Теория растворов сильных электролитов Дебая и Хюккеля.
Коллоидные системы, образованные поверхностно – активными веществами
Примеры тестов
Вариант № 1
Вариант № 2
Поверхностные явления
Свойства коллоидных растворов
Дисциплина – общая и неорганическая химия
Тематические планы лабораторно-практических и семинарских занятий
Учебно- методические материалы по
...
Полное содержание

Подобный материал:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Задачи следующих разделов химии.

Способы выражения концентрации растворов, пересчет концентрации.
Титриметрические методы анализа – методы нейтрализации и перманганатометрия.
Химическая термодинамика.
Буферные растворы, рН и буферная емкость.
Комплексные соединения.
Осмотическое давление в растворах. Закон Вант-Гоффа.
Электрохимия.

Тематические планы лекций по физической и коллоидной химии для студентов I курса фармацевтического факультета.

II cеместр (2-х часовые)

1. Предмет физической химии и его значение для фармации. Основные этапы развития физической химии. Химическая термодинамика. Основные понятия термодинамики. 1 начало термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия. Теплоёмкость. Закон Кирхгофа.

2. Химическая термодинамика. Второе начало термодинамики. Основное термодинамическое неравенство. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца. Химический потенциал.

3. Термодинамика химического равновесия. Термодинамические условия достижения и состояния химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа. Расчёт константы химического равновесия с помощью таблиц термодинамических величин.

4. Термодинамика фазовых равновесий. Основные понятия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния однокомпонентных и бинарных систем. Диаграммы плавкости.

5. Термодинамика фазовых равновесий. Закон Рауля. Азеотропы. Первый и второй законы Коновалова-Гиббса. Дробная и непрерывная перегонка (ректификация).

6. Термодинамика фазовых равновесий. Трёхкомпонентные системы. Закон Нернста. Принципы получения настоек, отваров. Экстракция.

7. Растворы. Коллигативные свойства разбавленных растворов. Криоскопическая и эбулиоскопическая константы и их связь с теплотой кипения и плавления растворителя. Криометрический, эбулиометрический и осмометрический методы определения молярных масс, изотонического коэффициента.

8. Растворы электролитов. Теория растворов сильных электролитов Дебая и Хюккеля. Активность ионов и её связь с концентрацией. Ионная сила раствора.

9. Электрохимия. Электропроводность растворов электролитов. Закон Кольрауша. Электропроводность неводных растворов.

10. Электрохимия. Термодинамика электродных процессов. Уравнение Нернста.

11. Электрохимия. Классификация электродов. Стандартный водородный электрод. Окислительно-восстановительные электроды. Ионоселективные электроды.

12. Электрохимия. Электрохимические методы анализа в фармации. Потенциометрический метод измерения рН. Потенциометрическое титрование.

Амперометрическое титрование.

Лабораторно-практические и семинарские занятия по физической и коллоидной химии (3-х часовые).

1. Химическая термодинамика. Тест - контроль остаточных значений по математике и физике - разделам, используемым в курсе физической химии. Первое начало термодинамики. "Установка термометра Бекмана".

2. Химическая термодинамика. «Определение тепловых эффектов при растворении". "Первое начало термодинамики, закон Гесса, закон Кирхгофа".

3. Химическая термодинамика. "Второе начало термодинамики, термодинамические функции". Расчеты теплоты реакции при различных температурах. Расчет энтропии в различных термодинамических процессах.

4. Химическая термодинамика. Тест- контроль по теме «Химическая термодинамика».

5. Химическое равновесие. "Качественная и количественная характеристика направления химических процессов. Химический потенциал; уравнение изотермы; закон действующих масс для равновесия. Уравнения Вант - Гоффа". Тест — контроль' Принцип Ле Шателье Брауна и связь с константой равновесия".

6. Химическое равновесие. Расчеты энергии Гиббса, энергии Гельмгольца, химического потенциала, константы равновесия при различных температурах. Тест - контроль "Термодинамика химического равновесия».

7. Термодинамика фазовых равновесий. Правило фаз Гиббса. Расчёты числа независимых компонентов и степеней свободы. Прогнозирование фазовых переходов. Диаграммы состояния однокомпонентных систем (вода, углекислый газ, сера). Уравнение Клапейрона – Клаузиуса, «Разделение смеси веществ простой перегонкой».

8. Термодинамика фазовых равновесий. Коллигативные свойства растворов. Законы Рауля. Осмос. Изотонический коэффициент. Повышение температуры кипения. Понижение температуры замерзания. «Определение молярной массы лекарственного вещества (неэлектролита) криоскопическим методом».

9. Термодинамика фазовых равновесий. Диаграммы плавкости бинарных систем. Диаграммы кипения. Эвтектика. "Диаграмма плавкости бинарной смеси лекарственных веществ".

10. Термодинамика фазовых равновесий. Трёхкомпонентные системы. Закон Нернста. Коэффициент распределения. Принципы получения настоек и отваров. Экстракция. "Определение коэффициента распределения третьего компонента между двумя несмешивающимися жидкостями"

11. Рубежная контрольная работа "Основные понятия и законы термодинамики".

12. Растворы. Теория растворов сильных электролитов Дебая Хюккеля. Ионная сила раствора. Зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора. Расчёты рН, ионной силы, коэффициента активности растворов сильных электролитов.

13. Растворы Буферные системы и растворы. Механизм их действия. Ацетатная, аммиачная, карбонатная, гемоглобиновая буферная система. «Буферные растворы и их свойства». Тест - контроль "Растворы сильных электролитов. Буферные растворы".

14. Электрохимия. Проводники второго рода. Электропроводность растворов (удельная, эквивалентная). Закон Кольрауша. Кондуктометрия. Расчеты электропроводности растворов. "Кондуктометрическое титрование".

15. Электрохимия. Электродные потенциалы. Стандартные электродные потенциалы. Стандартный водородный электрод. Расчёты по уравнению Нернста.

16. Электрохимия. "Потенциометрическое титрование". Расчёты максимальной работы и константы химического равновесия процессов в гальванических элементах.

17. Электрохимия. Амперометрия. Расчеты по кривым амперометрического титрования, вольт - амперным кривым".

18. Электрохимия. Контрольная работа "Основы электрохимии".

19. Итоговое зачётное занятие.

Тематические планы лабораторно-практических занятий по курсу физической и коллоидной химии для студентов 2-го курса фармацевтического факультета.

1. Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Зависимость от разных факторов. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции. Расчеты по уравнениям для необратимых реакций нулевого, первого, второго порядков.

2. Химическая кинетика. Тест-контроль «Кинетические уравнения различного порядка». Влияние температуры на скорость реакции. Энергия активации. Ускоренные методы определения сроков годности лекарственных препаратов.

3. Химическая кинетика. Кинетика сложных реакций. Цепные реакции. Расчеты по уравнениям Вант - Гоффа, Аррениуса.

4.Тест - контроль "Поверхностная энергия Гиббса, поверхностное натяжение, коэффициент гидрофильности". Расчёты по уравнениям Гиббса, Шишковского. «Определение поверхностного натяжения сталагмометрическим методом.

5.Тест - контроль «Адсорбция ПАВ». Расчёты по уравнениям Лэнгмюра, Фрейндлиха.

6.«Изучение адсорбции ПАВ на границе раздела фаз: 1)г - ж, 2) г - ж».

7.Полимолекулярная адсорбция. Хемосорбция. Электролитная адсорбция. Ионообменная

Адсорбция. Иониты в фармации. Контрольная работа «Адсорбция на границах раздела т – ж.

8.Хроматография. Сущность метода. Классификация. Коэффициенты разделения.

«Адсорбционная хроматография».

9. Рубежная контрольная работа «Термодинамика поверхностных явлений».

10. Тест-контроль «Дисперсные системы. Классификация». «Получение и
очистка коллоидных растворов».

11. Тест-контроль «Молекулярно - кинетические свойства коллоидных растворов». Строение

и заряд мицеллы. «Определение знака заряда коллоидных частиц методом электрофореза.

12. Кинетическая и термодинамическая устойчивость коллоидных систем. Коагуляция.

Расчёты по правилу Шульце - Гарди. “Определение порога коагуляции”.

13. Тест-контроль “Различные классы коллоидных систем”. “Получение эмульсий”.

14.Тест-контроль «Мицеллярные коллоидные системы». Классификация ВМС, их набухание и растворение. «Определение степени набухания полимеров».

15. Вязкость, методы измерения. Расчёты вязкости, осмотического давления. Тест-контроль

«Свойства ВМС».

16. Мембранное равновесие Доннана. Методы определения изоэлектрической точки. Расчёты

И.Э.Т. белков. «Определение вязкости ПВС вискозиметрическим методом».

17. Контрольная работа "Лиофильные дисперсные системы".

18. Итоговое занятие.

Основная и дополнительная литература

Основная:

Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для
вузов/Под ред. Ю.А. Ершова. - М., 2000.
Евстратова К.И., Куприна Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия:
Учеб. для фарм. ф - тов. - М., 1990.
Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия Биогенных
элементов. Учеб. пособие для вузов / А.В. Бабков, В.А. Попков, С.А. Пузаков,
Л.И. Трофимова; Под ред. В.А. Попкова, А.В. Бабкова. 2-е изд., перераб. И доп. -
М.: Высш. Шк., 2001 - 237 с.: ил.
Практикум по физической и коллоидной химии: Учеб. пособие /Под ред. Е.В.
Бугреева. - М., 1990.
Равич - Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия: Учеб. для
мед. интов. - М., 1975.
Мушкамбаров Н.Н. Физическая и коллоидная химия: курс лекций - М., 2001.

Дополнительная:

Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию.-М.,1989.
Горшков В.И.,Кузнецов И.А. Физическая химия: Учеб. для хим.-био фак.-М.,1986.
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия - М., 1994.
Рубина Х.М. и др. Практикум по физической и коллоидной химии - М., 1972.
Балезин С.А. Практикум по физической и коллоидной химии: Учеб. пособие для
студентов хим. - биол. фак - М., 1999г.

^{ПОБИЛЕТНАЯ ПРОГРАММА}

к экзамену по физической и коллоидной химии в зимнюю экзаменационную сессию для студентов II курса фармацевтического факультета ОмГМА.

Предмет, задачи и методы физической химии. Основные этапы развития физической химии. Роль отечественных и зарубежных ученых в развитии физической химии. Место физической химии среди других наук и ее значение в развитии фармации.
Первое начало термодинамики. Математическое выражение 1 – го начала термодинамики.
Энтальпия. Изохорная и изобарная теплоты процесса и соотношение между ними.
Стандартные теплоты образования и сгорания веществ. Расчет стандартной теплоты химических реакций по стандартным теплотам образования и сгорания веществ.
Теплоты нейтрализации, растворения, гидратации.
Энтальпийные диаграммы. Зависимость теплоты процесса от температуры, уравнение Кирхгофа.
Второе начало термодинамики. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Максимальная работа процесса. Полезная работа. Энтропийная формулировка второго начала термодинамики.
Энтропия – функция состояния системы. Изменение энтропии в изолированных системах. Изменение энтропии при изотермических процессах и изменении температуры.
Статистический характер второго начала термодинамики. Энтропия и ее связь с термодинамической вероятностью состояния системы. Изменение энтропии в изолированных системах. Изменение энтропии при изотермических процессах и изменении температуры.
Статистический характер второго начала термодинамики. Энтропия и ее связь с термодинамической вероятностью состояния системы. Формула Больцмана.
Третье начало термодинамики. Абсолютная энтропия. Стандартная энтропия.
Термодинамические потенциалы. Энергия Гельмгольца. Энергия Гиббса; связь между ними. Изменение энергии Гельмгольца и энергии Гиббса в самопроизвольных процессах. Химический потенциал.
Термодинамические условия достижения и состояния химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции. Термодинамическое обоснование закона действующих масс для гомогенного и гетерогенного химического равновесия. Константа химического равновесия и способы ее выражения.
Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Следствия, вытекающие из этих уравнений.
Константа химического равновесия и принцип Ле – Шателье – Брауна. Расчет константы химического равновесия с помощью таблиц термодинамических величин.
Термодинамика фазовых равновесий. Основные понятия. Гомогенная и гетерогенная системы. Фаза. Составляющие вещества. Компоненты. Фазовые превращения и равновесия: испарение, сублимация, плавление, изменение аллотропной модификации.
Число компонентов и число степеней свободы. Правило фаз Гиббса. Прогнозирование фазовых переходов при изменении условий.
Однокомпонентные системы. Диаграммы состояния однокомпонентных систем (вода, углекислый газ, сера). Уравнение Клапейрона – Клаузиуса. Связь с принципом Ле – Шателье – Брауна.
Дробная и непрерывная перегонка (ректификация). Теоретические основы перегонки с водяным паром.
Трехкомпонентные системы. Закон Нернста распределения веществ между двумя несмешивающимися жидкостями. Коэффициент распределения. Принципы получения настоек, отваров. Экстракция.
Коллигативные свойства растворов: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором. Закон Рауля.
Повышение температуры кипения, эбулиоскопическая константа и её связь с температурой кипения.
Понижение температуры замерзания, криоскопическая константа и её связь с температурой плавления растворителя.
Осмотические свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
Криометрический, эбулиометрический и осмометрический методы определения молярных масс, изотонического коэффициента.
Теория растворов сильных электролитов Дебая и Хюккеля. Понятие об ионной атмосфере. Активность ионов и ее связь с концентрацией. Коэффициент активности и зависимость его величины от общей концентрации электролитов в растворе.
Ионная сила раствора. Правило ионной силы. Зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора.
Проводники второго рода. Удельная, эквивалентная и молярная электропроводность; их изменение с разведением раствора. Молярная электропроводность при бесконечном разведении. Закон Кольрауша.
Электропроводность неводных растворов. Скорость движения и подвижность ионов. Подвижность и гидратация (сольватация) ионов.
Предмет и методы химической кинетики. Основные понятия. Реакции простые (одностадийные) и сложные (многостадийные), гомогенные и гетерогенные. Скорость гомогенных химических реакций и методы ее измерения.
Зависимость скорости реакции от различных факторов. Закон действующих масс для скорости реакции. Молекулярность и порядок реакции.
Уравнения кинетики необратимых реакций нулевого, первого, второго порядка. Период полупревращения. Методы определения порядка реакции.
Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции.
Теория активных бинарных соударений. Энергия активации. Связь между скоростью реакции и энергией активации. Определение энергии активации.
Элементы теории переходного состояния (активированного комплекса).
Сложные реакции: обратимые (двусторонние), конкурирующие (параллельные), последовательные, сопряжённые (Н.А. Шилов).
Превращения лекарственного вещества в организме как совокупность последовательных процессов; константа всасывания и константа элиминации.
Цепные реакции (М.Боденштейн, Н.Н. Семёнов). Отдельные стадии цепной реакции. Неразветвлённые и разветвлённые цепные реакции.
Фотохимические реакции. Закон фотохимической эквивалентности Эйнштейна. Квантовый выход реакции.
Каталитические процессы. Положительный и отрицательный катализ. Развитие учения о катализе

(А.А. Баландин, Н.И. Кобозев).

Гомогенный катализ. Механизм действия катализатора. Энергия активации каталитических реакций.
Кислотно-основной катализ. Металлокомплексный катализ.
Ферментативный катализ. Торможение химических реакций. Механизм действия ингибиторов.
Термодинамика поверхностного слоя. Поверхностная энергия Гиббса и поверхностное натяжение.
Методы определения поверхностного натяжения.
Зависимость поверхностного натяжения от температуры.
Связь поверхностной энергии Гиббса и поверхностной энтальпии.
Краевой угол смачивания. Энтальпия смачивания и коэффициент гидрофильности.
Адсорбция на границе раздела фаз. Поверхностно - активные и поверхностно – неактивные вещества.
Изотерма поверхностного натяжения. Уравнение Шишковского.
Поверхностная активность. Правило Дюкло – Траубе.
Молекулярные механизмы адсорбции. Ориентация молекул в поверхностном слое. Определение площади, занимаемой молекулой поверхностно – активного вещества в насыщенном адсорбционном слое, и максимальной длины молекулы ПАВ.
Измерение адсорбции на границах раздела твердое тело – газ и твердое тело – жидкость. Факторы, влияющие на адсорбцию газов и растворенных веществ.
Мономолекулярная адсорбция, уравнение изотермы адсорбции Лэнгмюра, Фрейндлиха.
Полимолекулярная адсорбция. Капиллярная конденсация, абсорбция, хемосорбция.
Адсорбция электролитов. Неспецифическая (эквивалентная) адсорбция ионов. Избирательная адсорбция ионов. Правило Панета – Фаянса.
Ионообменная адсорбция.
Иониты и их классификация. Обменная емкость. Применение ионитов в фармации.
Молекулярно – кинетические и оптические свойства коллоидных систем.
Броуновское движение (уравнение Эйнштейна), диффузия (уравнения Фика), осмотическое давление. Их взаимосвязь.
Седиментация. Седиментационная устойчивость и седиментационное равновесие. Центрифуга и ее применение для исследования коллоидных систем.
Рассеивание и поглощение света. Уравнение Рэлея. Ультрамикроскопия и электронная микроскопия коллоидных систем. Определение формы, размеров и массы коллоидных частиц.
Природа электрических явлений в дисперсных системах. Механизм возникновения электрического заряда на границе раздела двух фаз. Строение двойного электрического слоя.
Мицелла, строение мицеллы золя. Заряд и электрокинетический потенциал коллоидной частицы.
Влияние электролитов на электрокинетический потенциал. Явление перезарядки коллоидных частиц.
Электрокинетические явления. Электрофорез. Связь электрофоретической скорости коллоидных частиц с их электокинетическим потенциалом (уравнение Гельмгольца - Смолуховского). Электрофоретическая подвижность. Электрофоретические методы исследования в фармации.
Электроосмос. Электроосмотический метод измерения электрокинетического потенциала. Практическое применение электроосмоса в фармации.
Кинетическая и термодинамическая устойчивость коллоидных систем. Агрегация и седиментация частиц дисперсной фазы. Факторы устойчивости.
Коагуляция и факторы, ее вызывающие.
Медленная и быстрая коагуляция. Порог коагуляции, его определение. Правило Шульце – Гарди. Чередование зон коагуляции.
Коагуляция золей смесями электролитов. Правило аддитивности, антагонизм и синергизм ионов.
Гелеобразование (желатинирование). Коллоидная защита. Гетерокоагуляция. Пептизация.
Теории коагуляции. Адсорбционная теория Фрейндлиха. Теория Дерягина – Ландау – Фервея – Овербека.
Аэрозоли и их свойства. Получение, молекулярно – кинетические свойства. Электрические свойства. Агрегативная устойчивость и факторы, ее определяющие. Разрушение. Применение аэрозолей в фармации.
Порошки и их свойства. Слеживаемость, гранулирование и распыляемость порошков. Применение в фармации.
Суспензии и их свойства. Получение. Устойчивость и определяющие ее факторы. Флокуляция. Седиментационный анализ суспензий. Пены. Пасты.
Эмульсии и их свойства. Получение. Типы эмульсий. Эмульгаторы и механизм их действия.
Обращение фаз эмульсий. Устойчивость эмульсий и ее нарушение. Факторы устойчивости эмульсий. Коалесценция. Свойства концентрированных и высококонцентрированных эмульсий. Применение суспензий и эмульсий в фармации.
Коллоидные системы, образованные поверхностно – активными веществами: растворы мыл, детергентов, таннидов, красителей. Мицеллярные коллоидные системы.
Мицеллообразование в растворах ПАВ. Критическая концентрация мицеллообразования, методы ее определения. Солюбилизация и ее значения в фармации. Мицеллярные коллоидные системы в фармации.
Молекулярные коллоидные системы. Методы получения ВМС. Классификация ВМС, гибкость цепи полимеров. Внутреннее вращение звеньев в макромолекулах ВМС. Кристаллическое и аморфное состояние ВМС.
Набухание и растворение ВМС. Механизм набухания. Термодинамика набухания и растворения ВМС. -
Влияние различных факторов на степень набухания. Лиотропные ряды ионов.
Вязкость растворов ВМС. Отклонение свойств растворов ВМС от законов Ньютона и Пуазейля. Уравнение Бингама. Причины аномальной вязкости растворов полимеров.
Методы измерения вязкости растворов ВМС. Удельная, приведенная и характеристическая вязкость.
Уравнение Штаудингера и его модификация. Определение молярной массы полимера вискозиметрическим методом.
Полимерные неэлектролиты и полиэлектролиты. Полиамфолиты. Изоэлектрическая точка полиамфолитов и методы ее определения.
Осмотические свойства растворов ВМС. Осмотическое давление растворов полимерных неэлектролитов. Отклонение от закона Вант – Гоффа. Уравнение Галлера.
Определение молярной массы полимерных неэлектролитов.
Полиэлектролиты. Осмотическое давление растворов полиэлектролитов. Мембранное равновесие Доннана.
Факторы устойчивости растворов ВМС. Высаливание, пороги высаливания. Лиотропные ряды ионов. Зависимость порогов высаливания полиамфолитов от рН среды.
Коацервация – простая и комплексная. Микрокоацервация. Биологическое значение.
Микрокапсулирование. Застудневание. Влияние различных факторов на скорость застудневания. Тиксотропия студней и гелей. Синерезис.

Примеры тестов:

Принцип Ле Шателье – Брауна

Вариант 1

Какие из нижеперечисленных факторов приведут к смещению равновесия реакции влево?

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

А)уменьшение реакционного объёма

Б) повышение температуры

В) увеличение реакционного объёма

Г) понижение температуры

Д) увеличение концентрации Сl2

Е) увеличение концентрации О2

Для каких из приведённых реакций изменение давления не оказывает влияния на смещение равновесия:

А) Н2 (г) + S (т)  H2S (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

Для каких из указанных реакций уменьшение объёма сосуда, в котором происходит реакция, приведёт к смещению равновесия в том же направлении, что и понижение температуры?

А) 2СО (г) + О2 (г)  2СО2 (г), ∆Hр = - 566,0 кДж

Б) СО (г) + Н2О (г)  СО2 (г) + Н2 (г), ∆Hр = - 41,97 кДж

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

Укажите направление смещения химического равновесия реакции:

NH3 + Н2О  NH4 + +OH- , если к раствору аммиака добавить раствор:

1) соляной кислоты 2) гидроксида натрия.

А) хим. равновесие смещается в сторону прямой реакции

Б) хим. равновесие смещается в сторону обратной реакции

В) хим. равновесие не смещается

Вариант 2

Какие из нижеперечисленных факторов приведут к смещению равновесия реакции вправо?

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

а) уменьшение концентрации О2 и N2

б) увеличение концентрации N2 и O2

в) уменьшение концентрации NO

г) применение катализатора

д) повышение давления

е) понижение температуры

ж) повышение температуры

2. Для каких из указанных реакций увеличение давления приведёт к смещению равновесия в том же направлении, что и понижение температуры?

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

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

В) N2 (г) + 3Н2 (г)  2NН3 (г), ∆Hр = - 92,4 кДж

Для каких из приведённых реакций повышение давления смещает вправо химическое равновесие:

А) 2СО (г) + О2 (г)  2СО2 (г), ∆Hр = - 566,0 кДж

Б) СO (г) +Cl2 (г)  СOCl2 (г),

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

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

Д) СаСО3 (т)  СаО (т) + СО2 (г), ∆Hр = 180,0 кДж

4. Какое влияние на химическое равновесие данной реакции 2SO2 (г) + O2 (г)  2SO3 (г), ∆Hр = -196,6 кДж могут оказать: 1) увеличение концентрации кислорода, 2) повышение температуры.

А) хим. равновесие смещается в сторону прямой реакции

Б) хим. равновесие смещается в сторону обратной реакции

В) хим. равновесие не смещается

Растворы электролитов

ВАРИАНТ № 1

Классическая константа диссоциации слабых электролитов обозначается:

Кс 2) Кр 3) Ка 4) Кд

2. Чем больше Ка, тем: а) слабее кислота б) сильнее кислота в) нет зависимости от силы электролита. Ответ обосновать.

3. Согласно теории Льюиса к мягким кислотам относятся: а) Сu2+, Ag+ б) К+, Н+ в) S2-, NH3

4. В очень разбавленных растворах коэффициент активности: а) > 1 б) = 1 в) < 1

5. Теория Дебая Хюккеля рассматривает закономерности в растворах а) неводных сред б) водных сред в) слабых электролитов г) сильных электролитов

6. Для муравьиной, уксусной и угольной кислот значения рК соответственно равны 3,75;

4,76 ; 6,1. В каком из этих растворов при одной и той же концентрации наибольшее значение рН?

а) в растворе СН3СООН б) в растворе НСООН в) в растворе Н2СО3

ВАРИАНТ № 2

1. Концентрационная константа диссоциации зависит от: а) температуры б) концентрации в) степени диссоциации г) рН раствора

Сила основания тем больше, чем: а) рКа меньше б) рКа больше в) рКв больше

Согласно теории Льюиса к жёстким основаниям относятся: а) Сr3+, Fe3+ б) NH3 , Сl- в) S2-, СN-

В очень разбавленных растворах: 1) а = c б) а > c в) а < c

Первое приближение теории Дебая Хюккеля рассматривает расчёт: а) ионной силы б) степени диссоциации в) радиуса иона г) коэффициента активности

Для двух оснований – гидроксида аммония и мочевины константы диссоциации равны

1,8 10-5 и 1,5 10-14 . При одной и той же концентрации, у какого из этих оснований больше рОН?

а) раствор гидроксида аммония б) раствор мочевины

Поверхностные явления

ВАРИАНТ 1

Размерность теплоты смачивания выражается в единицах:

а) мДж/кг б) н/м в) Дж/м2

2. Поверхностное натяжение есть величина, измеряемая:

а) энергией Гиббса, приходящейся на единицу поверхности

б) энергией Гиббса, приходящейся на единицу массы

в) энергией Гиббса, приходящейся на единицу объема

Краевой угол смачивания зависит от:

а) объема фаз

б) предварительной обработки твердой фазы поверхностно-активными веществами

в) поверхности жидкой фазы

Адгезия – это процесс:

а) слипания двух разнородных твёрдых тел или жидких поверхностей за счет межмолекулярных сил

б) смешивания двух жидкостей в) слипания двух однородных твёрдых тел

Из двух жидкостей лучше смачивает твердую поверхность та, у которой разность полярностей с твердой фазой:

а) наименьшая б) наибольшая в) равна нулю

6. Гидрофильными поверхностями называют:

а) твердые поверхности, избирательно смачивающиеся неполярными жидкостями

б) твердые поверхности, избирательно смачивающиеся водой

в) твердые поверхности, избирательно смачивающиеся неполярными жидкостями и водой

ВАРИАНТ 2

Размерность поверхностного натяжения выражается в единицах:

а) н/м2 б) Дж/м3 в) Дж/м2

Краевой угол смачивания зависит от:

а) температуры б) площади поверхности в) поверхностного натяжения

Активированный уголь имеет коэффициент гидрофильности в= 0,34 , а

Следовательно, он обладает:

а) гидрофильными свойствами б) гидрофобными свойствами

в) невыраженными свойствами смачивания

Каким методом можно определить поверхностное натяжение:

а) адсорбционным б) сталагмометрическим

в) потенциометрическим

Теплота смачивания водой больше, чем органическими жидкостями если:

а) поверхность гидрофильная б) поверхность гидрофобная

в) поверхность шероховатая

Процесс смачивания это:

а) слипание двух однородных частиц б) взаимодействие двух жидкостей

в) разновидность адгезии, относящаяся к взаимодействию типа Ж-Т.

Свойства коллоидных растворов

Вариант 1

Броуновское движение наблюдается, если частицы имеют размер: а) 10-4- 10-6 м; б) 10-6- 10-8 м;

в) 10-8- 10-10 м; г)10-5- 10-7 м;

Осмотическое давление в коллоидных растворах зависит: а) от массы частиц б) от природы

в) от температуры г) от размера частиц

Конус Фарадея-Тиндаля наблюдается в системах, если размер частиц составляет: а) 2  б) 

в)  0,5  г) 1/5 

Системы являются седиментационно устойчивыми, если: а) кинетически неустойчивы

б) являются гелями в) являются золями г) микрогетерогенны

5) Скорость движения частиц в электрофорезе прямо пропорциональна: а) вязкости б) дзета-потенциалу в) расстоянию между электродами г) коэффициенту, зависящему от формы частиц.

Коэффициент диффузии прямо пропорционален: а) абсолютной температуре б) радиусу

в)вязкости

На чём основан принцип ультрамикроскопии: а) применяют освещение под определённым углом б) применяют проходящее освещение в) применяют боковое освещение мощным пучком света

Вариант 2

Диффузия процесс выравнивания концентрации частиц по всему объёму: а) под влиянием силы тяжести б) под влиянием температуры в) под влиянием броуновского движения г) под влиянием осмотических явлений
Скорость оседания частицы обратно пропорциональна: а) вязкости б) размеру частиц

в) ускорению свободного падения г) плотности дисперсионной среды

Для лиозолей характерно: а) отражение света б) преломление света в) рассеяние света г) поглощение света
Электроосмосом называют процесс перемещения под действием внешнего электрического поля: а) частиц дисперсной фазы относительно друг друга б) дисперсионной среды относительно неподвижной дисперсной фазы в) частиц дисперсионной среды относительно друг друга г) частиц дисперсной фазы относительно дисперсионной среды
Дзета-потенциал обусловлен: а) возникновением разности потенциалов а) между ДФ и ДС б) между агрегатом и потенциалопределяющими ионами в) между потенциалопределяющими

и противоионами г) гранулой и диффузным слоем противоионов

Количественной мерой броуновского движения является: а) величина среднего смещения частицы за некоторый промежуток времени б) величина скорости движения частиц в) величина концентрации частиц
Интенсивность светорассеяния обратно пропорциональна: а) 4 б) r 6 в)V2

Вариант 3

Скорость диффузии прямо пропорциональна: а) размеру частиц б) площади поверхности в) массе частицы г) градиенту концентрации
Осмотическое давление в коллоидных растворах: а) больше, чем в истинных б) не отличается от истинных в) меньше, чем в истинных г)не характерно как свойство
Системы седиментационно неустойчивы, если они а) ультрамикрогетерогенны б) микрогетерогенны в) кинетически устойчивы г) агрегативно устойчивы

4)Молекулярно-кинетические свойства связаны с: а) движением частиц б) формой частиц

в) массой и размерами частиц

Скорость электроосмоса рассчитывают по уравнению: а) Эйнштейна – Смолуховского б) Гельмгольца-Эйнштейна в) Гельмгольца-Смолуховского г)Гиббса
Диффузия – это процесс, который идёт: а) под действием внешних факторов

б) самопроизвольно в) обратимо

Среднее значение квадрата смещения частицы обратно пропорциональна: а)радиусу б) массе

в) скорости движения частиц.

ЗАОЧНОЕ ОТДЕЛЕНИЕ ФАРМАЦЕВТИЧЕСКОГО ФАКУЛЬТЕТА

Дисциплина – общая и неорганическая химия

Тематические планы лекций по общей и неорганической химии (2-х часовые)

Предмет и задачи химии. Химические дисциплины в системе ме-

дицинского образования.

Т е р м о д и н а м и к а :

Химическая термодинамика как теоретическая основа нергетики. Первое начало термодинамики. Внутренняя энергия. Изобарный и изохорный тепловые эффекты. Энтальпия. Закон Гесса. Второе начало термодинамики. Энтропия. Энергия Гиббса. Химический потенциал.

2. Т е р м о д и н а м и к а :

Термодинамические условия равновесия. Критерии и направления самопроизвольных процессов. Классификация растворов. Механизм процесса растворения. Изменение энергии Гиббса при образовании раствора. Растворимость газов, жидкостей и твердых веществ в жидкостях.

3. Р а с т в о р ы :

Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Состояние ионов в растворах электролитов, межионное взаимодействие. Ионная сила растворов.

Р а с т в о р ы :

Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды. Биологическое значение рН.

Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Роль гидролиза

в биохимических процессах. Протолитическая и электронная

теория кислот и оснований.

Р а с т в о р ы :

Коллигативные свойства растворов. Осмос, осмотическое давление, их роль в биологических системах. Онкотическое давление. Плазмолиз, гемолиз.

6. Комплексные соединения:

Строение комплексных соединений. Классификация комплексов по заряду и природе лигандов. Номенклатура комплексных соединений. Внутрикомплексные соединения. Комплексоны, их применение в медицине. Реакции комплексонообразования. Константы нестойкости и устойчивости комплексных ионов. Комплексонометрия и её роль в медицинских исследованиях.

7. Строение вещества :

Квантово – механическая модель строения атомов. Электронные оболочки атомов. Периодический закон и структура периодической системы элементов. Типы химических связей и физико – химические свойства соединений с ковалентной, ионной и металлической связью. Механизм образования ковалентной связи. Гибридизация атомов орбиталей. Водородная связь, ее разновидности.

8. Химия элементов:

S – элементы. Водород, общая характеристика, особенности положения в ПСЭ, химические свойства. S – элементы – металлы I – А группы. S – элементы – металлы II – А группы. Жесткость воды, единицы ее измерения, пределы, влияние на живой организм. Методы устранения жесткости. Соединения Са в костной ткани, изоморфное замещение (кальций – стронций).

9. Химия элементов:

P – элементы III – VIII групп. Их соединения, биологическая роль. Применение в медицине и фармации соединений С, N, кислорода, озона, соединений галогенов.

10.Химия элементов:

d – элементы I – VIII групп. Их соединения. Биологическая роль. Железо, амфотерность оксидов. Применение в медицине и фармации соединений железа, хрома, цинка, меди и др.

Тематические планы лабораторно-практических и семинарских занятий

по общей и неорганической химии (3-х часовые)

1. Растворы:

Работа с блоком информации «Способы выражения концентрации растворов». Решение задач. Семинар: решение задач

на пересчет концентрации растворов. Тестовый контроль.

Семинар: решение задач на пересчет концентрации растворов. Тестовый контроль.

2. Основы количественного анализа:

Работа с блоком информации «Введение в титриметрический ана-

лиз, его применение в медицине. «Демонстрация зон перехода ок-

раски индикаторов. «Метод нейтрализации. Определение содержа -

ния едкого натра в растворе». Тестовый контроль. “Метод нейтрализации. Определение содержания едкого натра в растворе”. Тестовый контроль.

3. Основы количественного анализа:

Работа с блоком информации: “ Оксидиметрия. Перманганатометрия. Принцип метода и его применение в медицине”. Решение задач.

“ Перманганатометрия. Определение общего содержания пероксида водорода в растворе”. Письменная работа.

4.Протолитическая теория кислот и оснований:

Водородный показатель среды, его расчет. Гидролиз солей. Количественные характеристики процесса гидролиза.

5. Коллигативные свойства растворов:

Семинар. Осмос. Осмотическое давление. Роль осмоса в жизнедеятельности организмов. Тестовый контроль.

6. Химическая термодинамика:

Семинар. Решение типовых задач по теме «Энергетика химических процессов».

7. Химическая термодинамика:

“ Определение теплоты нейтрализации”. Тестовый контроль.

8. Комплексные соединения:

Семинар. Комплексные соединения, номенклатура, биологическая роль “. Определение общей жесткости воды комплексонометрическим методом”. Тестовый контроль.

9. Химия элементов:

Биогенные элементы. S, p – элементы. Их соединения. Биологическая роль и значение для медицины и фармации.

10. Химия элементов:

d – Элементы. Биологическая роль и значение для медицины и фармации.

УЧЕБНО- МЕТОДИЧЕСКИЕ МАТЕРИАЛЫ ПО

ДИСЦИПЛИНЕ.

Основная и дополнительная литература:

О С Н О В Н А Я:

Ершов Ю.А., Попоков В.А., Берлянд А.С. и др.

Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М. Высшая школа,1993 г.

Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М.- 1989 г.
Ершов Ю.А., Кононов А.М., Пузаков С.А. и др.

Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М. Высшая школа – 1993 г.

Равич-Щербо М.И., Новиков В.В.

Физическая и коллоидная химия. М. 1978 г.

Селезнев К.А. Аналитическая химия,1973 г.
Алексеев В.Н. Количественный анализ. – М. 1972 г.

Д О П О Л Н И Т Е Л Ь Н А Я :

Ершов Ю.А., Плетнев Т.В. Механизм токсического действия неорганичес-

ких соединений. М. – 1989 г.

Садовничий А.П. и др. Биофизическая химия. Киев,1986 г.
Хъюз М. Неорганическая химия биогенных процессов. М. 1983 г.
Фролов Ю.Т. Курс коллоидной химии. М. 1989 г.

ПЕРЕЧЕНЬ НАГЛЯДНЫХ И ДРУГИХ ПОСОБИЙ, МЕТОДИЧЕСКИХ УКАЗАНИЙ ПО ПРОВЕДЕНИЮ КОНКРЕТНЫХ ВИДОВ УЧЕБНЫХ ЗАНЯТИЙ, А ТАКЖЕ МЕТОДИЧЕСКИХ МАТЕРИАЛОВ К ИСПОЛЬЗУЕМЫМ В УЧЕБНОМ ПРОЦЕССЕ ТЕХНИЧЕСКИМ СРЕДСТВАМ

Методические разработки к лабораторным работам для

студентов:

Определение содержание едкого натра в растворе методом

кислотно- основного титрования

Определение общего содержания пероксида водорода в растворе

методом перманганатометрии.

Определение теплоты нейтрализации.

4. Определение общей жесткости воды комплексонометрическим методом.

5. Химия s - элементов.

6. Химия p - элементов.

7. Химия d - элементов.

Ситуационные задачи к семинарам для преподавателей.

Химическая термодинамика.

Осмос.

Ионное произведение воды. рН.

Комплексные соединения.

Строение атома и химическая связь.

Билеты и задачи для контроля:

Способы выражения концентрации растворов.
Введение в титриметрический анализ.
Перманганатометрия.
Химическая термодинамика.
Коллигативные свойства растворов.
Комплексные соединения.
Биогенные элементы.

.

Т А Б Л И Ц Ы: по общей химии:

Изменение энергии системы в ходе реакции.
Периодическая система элементов Д.И. Менделеева.
Водородный электрод.
Гибридные атомные орбитали.
Ковалентная связь.
Кислотно-основное равновесие в крови.
Ионная связь.
Жесткие и мягкие кислоты и основания.
Ряд напряжений.
Схема строения мицеллы.
Таблица растворимости солей.
Комплексные соединения.
Энергетика и направление процессов биоокисления на примере дыхательной цепи.
Кислоты и основания.
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых биосистем.
Стандартные электродные потенциалы.
Токсиканты гидросферы.
Баланс электролитов в организме.
Токсиканты атмосферы.
Биологически гемосодержащие ферменты (их электродные потенциалы).
Протолитическая теория Бендстеда и Лоури.
Кривые титрования кислот,щелочей и обратно.
Метод нейтрализации.
Расчёт рН растворов.
Ионная атмосфера в растворе сильного электролита.
Металлоиндикатор эриохром черный.
Растворы.
Комплексные соединения.
Химическая термодинамика.

Приборы:

Штативы с бюретками для титрования.

Иономеры ЭВ-74.

Центрифуги.

Весы аналитические демферные.

Прибор для электрофореза.

6. Прибор для наблюдения конуса Тиндаля.

Методические разработки для самостоятельной работы студентов к практическим занятиям:

Способы выражения концентрации растворов.

Обучающая программа для самостоятельной работы студентов: “ Способы выражения концентрации растворов”.

Введение в титриметрический анализ.

Методы окисления – восстановления (оксидиметрия). Перманганатометрия.

Обучающая программа для самостоятельной работы студентов по теме: “ Метод перманганатометрии”.

Задачи к теме: “ Элементы химической термодинамики”.

ПРИМЕРЫ ТЕСТОВ

Контрольная работа № 1

Т Е М А: ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА.

Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:

1)Термодинамика. Основные понятия и термины. Система, фаза. Термодинамические параметры. Стандартные термодинамические параметры. Термодинамические функции состояния системы. Энтальпия. Энтропия. Энергия Гиббса.

2)Термохимия. Термохимические уравнения. Закон Гесса. Энтальпии образования и сгорания. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Следствия из закона Гесса. Формулировки, математические выражения. Понятие о коэффициенте калорийности пищи. Коэффициенты калорийности основных компонентов пищи: белков, жиров и углеводов.

Решить задачи:

Вариант I

Задача № 1.

Рассчитать калорийность пакета ацидолакта «ОСОБЫЙ» массой 500 г если 100г этого молочного продукта содержит 2,5г жиров, 2,9г белков и 3,9г углеводов. Коэффициенты калорийности брать по нижней границе.

Задача № 2.

Определить изменение энтальпии химической реакции:

С6Н5NO2(ж) + 3Н2(г)  С6Н5NH2(ж) +2Н2 О(ж),

используя следующие данные:

∆ Н0сгор. C6Н5NH2(ж) = -3080 кДж моль –1;

∆ Н0сгор.С6 Н5 NH2 (ж) = -3400 кДж моль –1;

∆ H0cгор. Н2(г) = -286 кДж моль –1;

∆ H0cгор. Н2О(ж) = 0 кДж моль –1.

Задача № 3.

Рассчитать изменение стандартной энергии Гиббса для химической реакции:

Fe3O4(к) + 4CO(г) = 3Fe(к) + 4CO2(г),

используя следующие данные:

∆G0обр. Fe3O4(к) = -1014,2 кДж моль-1 ;

∆G0обр. CO(г) = -137,269 кДж моль-1 ;

∆G0обр. Fe (к) = 0 кДж моль-1 ;

∆G0обр. CO2 (г) = -394,38 кДж моль-1.

ТЕМА: СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:

1)Массовая доля растворенного вещества. Молярная концентрация. Молярная концентрация эквивалента. Титр. Пересчет концентрации растворов.

2)Химический эквивалент. Молярные массы эквивалентов кислот, оснований, солей, окислителей и восстановителей.

2. Решить задачи:

Вариант II

Задача № 1.

Какова массовая доля (%) изотонического раствора натрий хлорида, если молярная концентрация такого раствора составляет 0,15мольдм-3, плотность раствора 1гсм-3?

Задача № 2.

Определите молярную концентрацию эквивалента тинктуры иода С(1 / 2J2), если массовая доля этого раствора составляет 5%, плотность 1гсм-3.

Задача № 3.

В 550см3 раствора содержится 1,62г калий цианида KCN, являющегося сильным клеточным ядом. Определите титр этого раствора.

ТЕМА: ВВЕДЕНИЕ В ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:

1)Титриметрический анализ, его принципы и требования. Титрование. Фиксирование момента эквивалентности. Комплексные расчеты в титриметрическом анализе.

2)Сущность метода нейтрализации. Ацидиметрия. Алкалиметрия. Применение метода в клинических и санитарно-гигиенических анализах.

Решить задачи:

Вариант III

Задача №1.

Рассчитайте объем (см3) раствора натрий гидроксида с массовой долей 20%, плотность раствора 1,22г∙см-3, необходимого для приготовления 250см3 раствора щелочи с молярной концентрацией С (NaOH) = 0,05 моль∙дм-3.

Задача № 2.

Сколько граммов калий перманганата необходимо взять для приготовления 250см3 раствора с молярной концентрацией эквивалента С (1/5KМnO4)=0,1 моль∙дм-3.

Задача № 3.

Определите молярную концентрацию эквивалента и титр раствора азотной кислоты, если на титрование 5см3 его раствора израсходовано 5,6см3 раствора калий гидроксида с молярной концентрацией эквивалента

0,4 мольдм-3.

Т Е М А: ОКСИДИМЕТРИЯ. ПЕРМАНТАНАТОМЕТРИЯ.

1.Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:

1)Оксидиметрия: сущность метода, классификация, способ фиксирования момента эквивалентности; принцип расчета эквивалентов окислителей и восстановителей; применение метода в медицине.

2)Перманганатометрия: принцип метода, фиксирование момента эквивалентности, применение метода в медицине.

3)Окислительное действие перманганата калия в кислой, нейтральной и щелочной средах.

4)Приготовление раствора титранта – перманганата калия, условия его хранения.

2.Составить уравнения окислительно - восстановительных реакций взаимодействия перманганата калия в кислой среде со следующими восстановителями:

А) калий нитритом (КNO2);

Б) железо (II) сульфатом (FeSO4);

В) калий иодидом (КI);

Г) щавелевой кислотой (Н2С2О4);

Д) пероксидом водорода (Н2О2).

3.Решить задачи:

Вариант IV.

Задача №1.

Рассчитать молярную концентрацию эквивалента раствора железа (II) сульфата, содержащего 0,52г соли в 250см3 раствора. Какой объём раствора КМnО4 с молярной концентрацией эквивалента С(1/5КМnО4=0,02мольдм-3) израсходуется на титрование 5см3 этого раствора?

Задача №2.

Какой объем раствора КMnО4 с С(1/5 КМnО4) = 0,5 мольдм-3 израсходуется на титрование 20см3 раствора нитрита натрия, содержащегося 27,6г NaNO2 в 100см3 раствора?

Задача №3.

Сколько г натрия сульфита содержится в исследуемом растворе, если на его титрование в сернокислой среде потребовалось 20см3 раствора КМnO4, с молярной концентрацией эквивалента С(1/5 КМnO4) = 0,5 мольдм-3.

Blog

Содержание

Задачи следующих разделов химии.

Дисциплина – общая и неорганическая химия