7.5. Подведение итогов занятия

7.6. Задание на дом. Подготовиться к контрольной работе по модулю «Обменные реакции в растворах».

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [1],[2], [3].

Занятие 12

Тема. Контрольная работа по модулю «Обменные реакции в растворах»

Учебные цели: обобщить материал занятий 8-11, проверить его усвоение.

Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы

Вопросы для самоподготовки к занятию

1. Гидролиз солей, основные типы гидролиза.

2. Расчет константы гидролиза, степени гидролиза и рН.

3. Факторы, влияющие на степень гидролиза.

4. Буферные растворы, их классификация.

5. Механизм буферного действия.

6. Расчет рН буферных растворов, зона буферного действия.

7. Буферная емкость. Факторы, влияющие на буферную емкость.

8. Буферные системы в организме человека.

9. Ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные растворы. Условия выпадения и растворения осадков.

10. Математические выражения произведения растворимости. Влияние одноименного иона на растворимость осадка.

11. Строение комплексных соединений: комплексообразователь и его степень окисления, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сферы, заряд комплексного иона.

12. Классификация комплексов по природе лигандов.

13. Номенклатура комплексов. Изомерия.

14. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.

Вид занятия: контрольная работа.

Продолжительность занятия: 2 академических часа.

Оснащение рабочего места: справочник физико-химических величин, калькуляторы, таблица Менделеева.

Содержание занятия

Образец билета

1. Гидролиз солей, основные типы гидролиза.

2. Строение комплексных соединений: комплексообразователь и его степень окисления, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сферы, заряд комплексного иона.

3. Рассчитайте рН буферного раствора, приготовленного смешением 20 мл 0,01 М раствора СН₃СООН и 30 мл 0,005 М раствора СН₃СООNa. рК(СН₃СООН) =4,75.

4. Рассчитайте массу серебра в насыщенном растворе AgCl. Объем раствора составляет 200 л. ПР(AgCl) = 1,8 ^. 10^-10.

Задание на дом. Подготовиться к зачетному занятию.

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература: [1],[2], [3].

Занятие 13

Тема. Зачетное занятие

Учебные цели:

- формирование у студентов системных знаний и умений выполнять расчеты параметров физико-химических процессов, при рассмотрении их физико-химической сущности и механизмов взаимодействия веществ, происходящих в организме человека на клеточном и молекулярном уровнях, а также при взаимодействии на живой организм окружающей среды;

- обобщение материала занятий 1-12, проверка его усвоения.

Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы

Вопросы для самоподготовки к занятию

1.Основные понятия термодинамики. Внутренняя энергия, теплота, работа. Типы термодинамических систем и процессов.

2. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования, стандартная энтальпия сгорания.

3. Закон Гесса и следствия из него.

4. Второе начало термодинамики. Энтропия.

5. Энергия Гиббса. Прогнозирование направления самопроизвольно протекающих процессов. Примеры экзергонических и эндэргонических процессов в организме.

6. Химическое равновесие. Константы химического равновесия.

7. Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Прогнозирование смещения химического равновесия.

8. Предмет и основные понятия химической кинетики: скорость, молекулярность, порядок реакции.

9. Основной закон химической кинетики. Реакции нулевого, первого и второго порядков.

10. Кинетическая классификация сложных реакций.

11. Зависимость скорости реакций от температуры. Уравнение Аррениуса, правило Вант-Гоффа.

12. Катализ. Основные понятия, свойства катализаторов, механизм гомогенного катализа. Особенности ферментов.

13. Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Термодинамика растворения. Влияние условий на растворимость.

14. Растворимость газов. Законы Генри, Дальтона, Сеченова.

15. Коллигативные свойства растворов. Закон Рауля, эбуллиоскопия и криоскопия, осмос (закон Вант - Гоффа).

16. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации слабого электролита, закон разведения Оствальда.

17. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Сущность теории Дебая-Хюккеля.

18. Реакции осаждения и растворения. Произведение (константа) растворимости. Изоморфизм.

19. Теории кислот и оснований.

20. Диссоциация воды. Водородный показатель (рН) среды. Ионное произведение воды.

21. Реакции нейтрализации в биологии. Кислотно-основное титрование.

22 Реакции гидролиза солей. Роль гидролиза в процессах жизнедеятельности.

23. Кислотно-основные буферные растворы. Классификация. Механизм буферного действия, количественные характеристики буферных систем.

24. Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, белковая.

25. Взаимосвязь между процессами обмена веществ и энергии в организме.

26. Комплексные соединения. Центральный атом, лиганды, координационное число. Характер связи. Классификация. Устойчивость комплексов.

27. Механизм токсического действия тяжелых металлов. Биокомплексные соединения и металлоферменты.

Вид занятия: зачетная работа.

Продолжительность занятия: 2 академических часа.

Оснащение рабочего места: справочник физико-химических величин, калькуляторы, таблица Менделеева.

Содержание занятия

Образец билета

1. Основные понятия термодинамики. Внутренняя энергия, теплота, работа. Типы термодинамических систем и процессов.

2. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Сущность теории Дебая-Хюккеля.

3. К 200 мл крови для изменения рН на 0,36 необходимо добавить 36 мл 0,05 М раствора НCl. Определите буферную емкость крови по кислоте.

4. Произойдет ли образование осадка BaCrО₄ при сливании равных

объемов 0,1 М растворов BaCl₂ и K₂CrO₄. (ПР BaCrO₄=1,2∙10^-10.)