Читайте также: |
|
ОКСИДИМЕТРИЯ. ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ.
I. Подготовить ответы на следующие 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.
II. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия перманганата калия в кислой среде со следующими восстановителями:
А) калий нитритом (KNO2);
Б) железо (II) сульфатом (FeSO4);
В) калий иодидом (KI);
Г) щавелевой кислотой (Н2С2О4);
Д) пероксидом водорода (Н2О2).
ЛИТЕРАТУРА:
1. Ершов Ю.А., Кононов А. М., Пузаков С.А. и др. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебное пособие для студентов мед. спец. вузов.- М.: Высшая школа, 2001. – С. 41 - 47.
2. Методическая разработка кафедры «Оксидиметрия. Перманганатометрия.»
ЗАДАНИЕ №5.
МЕТОД ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИИ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕГО СОДЕРЖАНИЯ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА В РАСТВОРЕ
I. Повторить теорию ответов к вопросам по теме «Перманганатометрия» (см. задание №4).
II. Подготовить решение задач к тестированному контролю.
ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ.
1. На примере конкретной реакции охарактеризовать окислительные свойства перманганата калия в щелочной среде и аргументировать возможность применения данной среды для перманганатометрических определений.
2. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента раствора нитрита натрия, содержащего 13,8 г соли в 200 см3 раствора. Какой объем раствора перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента 0,5 моль·дм-3 потребуется на титрование 10 см3 исходного раствора нитрита натрия?
Дано: Решение:
m(NaNO2)=13,8 г 1. В процессе реакции:
Vр-ра(NaNO2)=200 см3 NaNO2 ÞNaNO3, т.е.
С(1/5 KMnO4)=0,5 моль·дм-3 N+3 – 2 e Þ N+5
Vр-ра(NaNO2)=10 см3 M(1/2 NaNO2)=69/2=34,5 г·моль-1
С(1/2 NaNO2) -? 2. Найти С(1/2 NaNO2):
Vp-pa(KMnO4) -?
3. Найти объем раствора перманганата калия:
По закону эквивалентов:
С(1/2 NaNO2)·V(NaNO2) = C(1/5 KMnO4)·V(KMnO4);
откуда:
Ответ: C(1/2 NaNO2) = 2 моль·дм-3; V(KMnO4)=40 см3.
3. На титрование раствора пероксида водорода в кислой среде израсходовано
25 см3 раствора перманганата калия с t(KMnO4)=0,008 г·см-3. Рассчитать массу пероксида водорода, содержащегося в исходном растворе:
Дано: Решение:
t(KMnO4)=0,008 г·см-3 1. В процессе реакции:
V(KMnO4)=25 см3 Н2О2 –2e ® O2 + 2H+
Mn+7 + 5e ® Mn+2
m(H2O2)-? M(1/2 H2O2) = 34 / 2 = 17 г·моль-1;
M(1/5 KMnO4) = 158 / 5 = 31,6 г·моль-1;
2. Рассчитать массу KMnO4, израсходованного на титрование:
m(KMnO4) = t (KMnO4) · V(KMnO4);
m(KMnO4) = 0,008·25 = 0,2 г.
3. По закону эквивалентов:
Ответ: m(H2O2) = 0,108 г.
4. Какую массу щавелевой кислоты H2C2O4·2H2O необходимо взять для приготовления 200 см3 раствора щавелевой кислоты с молярной концентрацией эквивалента С(1/2 H2C2O4·2H2O) = 0,02 моль·дм-3?
Дано: Решение:
Vp-pa(H2C2O4)=200 см3 (0,2 дм3) 1. В процессе реакции:
С(1/2 H2C2O4·2H2O) = 0,02 моль·дм-3 C2O42- - 2e ®2CO2
M(1/2 H2C2O4·2H2O) = 126 / 2 = 63 г·моль-1
m(H2C2O4·2H2O) -? 2. Рассчитать m(H2C2O4·2H2O):
m(H2C2O4·2H2O) = M(1/2 H2C2O4·2H2O)·C(1/2 H2C2O4·2H2O)·Vp-pa;
m(H2C2O4·2H2O) = 63 · 0,02 · 0,2 = 1,26 г.
Ответ: m(H2C2O4·2H2O) = 1,26 г.
ЛИТЕРАТУРА:
1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 2003. – С. 131 – 138.
2. Методическая разработка кафедры «Обучающая программа по решению задач в теме «Перманганатометрия».
ЗАДАНИЕ №6.
ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ
I. Подготовиться к ответам на следующие вопросы:
1. Термодинамика. Основные понятия и термины. Система. Фаза. Классификация систем. Термодинамические параметры. Стандартные термодинамические параметры.
2. Термодинамические функции состояния системы. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики, формулировка, математическое выражение, философское значение, применение к биологическим системам.
3. Термодинамические функции состояния системы. Энтальпия. Энтропия. Энергия Гиббса. Химический потенциал.
4. Термохимия. Термохимические уравнения, их особенности. Закон Гесса. Энтальпии образования и сгорания. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Следствия из закона Гесса, формулировки, математические выражения, примеры.
5. Понятие о коэффициенте калорийности пищи. Коэффициенты калорийности основных компонентов пищи: белков, жиров и углеводов.
II. Разобрать типовые задачи:
Задача №1. Рассчитать калорийность булки хлеба «Бородинский» массой 450 г, если его стограммовый кусочек содержит 7,4 г белков, 57,1 г углеводов и 1,2 г жиров. Коэффициенты калорийности брать по нижней границе.
РЕШЕНИЕ.
1. Найти массы белков (mб), углеводов (mу) и жиров (mж) в 450 г хлеба «Бородинский»:
2. Рассчитать калорийность булки хлеба «Бородинский» массой 450 г:
К = (mб · 16,5 + mу · 16,5 + mж · 37,7) кДж
К = 33,3 · 16,5 + 256,95 ·16,5 + 5,4·37,7 = 4992,705 кДж
Ответ: К = 4992,705 кДж.
Задача №2. Определить изменение энтальпии химической реакции:
2С2Н5ОН(ж) С2Н5 -О-С2Н5 (ж) + Н2О(ж), используя
следующие данные:
DН0сгор С2Н5ОН(ж) = - 1370,00 кДж·моль-1
DН0сгор С2Н5 ОС2Н5 (ж) = - 2720,04 кДж·моль-1
DН0сгор Н2О(ж) = 0 кДж·моль-1
РЕШЕНИЕ:
Поскольку даны энтальпии сгорания реагентов и продуктов, то используя 2-ое следствие из закона Гесса запишем:
DН0р-я = SDН0сгор. реагентов - SDН0сгор.продуктов
Применительно к этой реакции:
DН0р-я = 2DН0сгор С2Н5ОН(ж) - DН0сгор С2Н5 ОС2Н5(ж) = 2·(-1370,00) – (- 2720,04) = = - 2740,00 + 2720,04 = - 19,96 кДж·моль-1.
Ответ: DН0р-я = - 19,96 кДж·моль-1.
Задача №3. Определить стандартную энтальпию образования оксида меди (II) CuO(к), используя следующие данные:
1). 3 CuO(К) + 2NH3(Г) = 3Cu(К) + N2(Г) + 3H2O(Ж), DH10 = - 299,53 кДж·моль-1
2). 1/2 N2(Г) + 3/2 H2(Г) = NH3(Г), DH20 = - 46,19 кДж·моль-1
3). H2(Г) + 1/2 О2(Г) = H2О(Ж), DH30 = - 285,838 кДж·моль-1
РЕШЕНИЕ:
Поскольку необходимо определить стандартную энтальпию образования оксида меди (II), то используя I-ое следствие из закона Гесса запишем:
DН0р-я = SDН0обр.продуктов - SDН0обр.реагентов
Применительно к 1-ой реакции:
DН0р-я = 3DН0обр Cu(к) + DН0обр N2(г) + 3DН0обр Н2О(ж) – (3DН0обр CuО(к) + +2DН0обр NH3(г)).
Учитывая, что в термохимии энтальпии образования простых веществ азота N2(г) и меди Cu(к) приняты равными нулю и раскрыв скобки, получаем следующее уравнение:
DН0р-я = 3DН0обр Н2О(ж) – 3DН0обр CuО(к) - 2DН0обр NH3(г).
Переносим в левую часть уравнения DН0обр CuО(к) с обратным знаком и получаем:
Подставим числовые значения указанных параметров:
Ответ: DН0обр CuО(к) = - 155,20 кДж·моль-1.
Задача №4. Рассчитать величину стандартного изобарно-изотермического потенциала для следующей реакции:
2C4H10(Г) + 5О2(Г) 4CH3COOH(Ж) +2Н2О(Ж), используя следующие данные:
DН0р-я = -2267,94 кДж·моль-1
DS0р-я = -866,30 Дж·моль-1
РЕШЕНИЕ:
Поскольку даны значения энтальпийного и энтропийного факторов, то для расчета стандартного изобарно-изотермического потенциала используем следующее уравнение:
DG0р-я = DН0 - Т·DS0
Прежде, чем подставить в это уравнение значения указанных параметров, необходимо перевести величину энтропийного фактора в кДж·моль-1. Это будет составлять -0,866 кДж·моль-1.
Подставляем цифровые значения указанных величин в приведенное уравнение. При этом учитываем, что стандартная температура составляет 298k:
DG0р-я= -2267,94 - 298·(-0,866) = -2009,872 кДж·моль-1
Ответ: DG0р-я= -2009,872 кДж·моль-1
ЛИТЕРАТУРА:
1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 2003. – С. 10 - 42.
2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. – М., 1989. – С. 47-54.
3. Материалы лекций.
ЗАДАНИЕ №7.
ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. БИОЭНЕРГЕТИКА.
I. Подготовиться к ответам на следующие вопросы:
1. Второй закон термодинамики, его формулировки. Энтропия и энергия Гиббса как критерии возможности самопроизвольного протекания процессов.
2. Химическое равновесие, константа равновесия. Термодинамическая характеристика химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции, условия равновесия и направления обратимых химических реакций.
3. Принцип Ле-Шателье, зависимость направления обратимых химических реакций от термодинамических параметров.
4. Применение термодинамики к биологическим системам. Особенности организации живых систем. Энергия пищевых веществ /продуктов питания/ как основной источник энергии для человеческого организма. Термодинамическая характеристика пищевых веществ и продуктов жизнедеятельности.
5. Стационарное состояние организма и механизмы его поддержания. Теорема Пригожина.
II. Подготовиться к лабораторной работе на тему: «Определение энтальпии реакции нейтрализации». Для этого необходимо знать ответы на вопросы:
1. Типы реакций нейтрализации /Ю.А.Ершов и др.,2003г. /, С. 119-120.
2. Изменение энтальпии при протекании реакций нейтрализации /А.С.Ленский,1989г./, С. 21-22.
III. Решить задачи:
1. Рассчитать изменение стандартной энергии Гиббса для химической реакции:
4HgS(Т) + 4CaO(K) = 4Hg(Ж) + 3CaS(K) +CaSO4(T);
Используя следующие данные:
DG0обр HgS(Т) = - 48,83 кДж·моль-1
DG0обр CaO(K) = - 604,2 кДж·моль-1
DG0обр Hg(Ж) = 0 кДж·моль-1
DG0обр CaS(K) = - 477,4 кДж·моль-1
DG0обр CaSO4(T) = - 1320,31 кДж·моль-1
Ответ: DG0р-я = - 140,39 кДж·моль-1.
2. Определить коэффициент калорийности для сахарозы С12Н22О11 в ккал·г-1, если стандартная энтальпия сгорания этого углевода равна – 5646,42 кДж·моль-1.
Ответ: 3,95 ккал·г-1.
ЛИТЕРАТУРА:
1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов. - М.: Высшая школа, 2003. – С. 21-32, 35-38.
2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. – М., 1989. – С. 40-54.
3. Материалы лекций.
ЗАДАНИЕ №8
КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ. ОСМОС.
I. Подготовить ответы на следующие вопросы:
1. Осмос. Осмотическое давление растворов.
2. Уравнение Вант-Гоффа для электролитов и неэлектролитов.
3. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Изо-, гипер- и гипотонические растворы. Их применение в медицинской практике.
4. Гемолиз и плазмолиз.
5. Онкотическое давление крови.
II. Подготовиться к тестированному контролю знаний по теме «Осмос. Осмотические явления». Разобрать решение типовых задач.
Дата добавления: 2015-07-25; просмотров: 113 | Нарушение авторских прав
<== предыдущая страница | | | следующая страница ==> |
ОМСК – 2007 | | | ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ. |