Тема: Биогенные –s, -p, -d –элементы. Произведение растворимости

1. Запишите реакцию, позволяющую открыть ион Na⁺, укажите условия ее проведения, объясните, почему необходимо их соблюдать.

2. Запишите реакции, позволяющие обнаружить ион К⁺, укажите условия их проведения.

3. Запишите реакцию, позволяющую открыть ион Mg²⁺, укажите условия ее проведения. Приведите два способа ее осуществления.

4. Приведите открывающие реакции на Са²⁺ и Sr²⁺, укажите условия их проведения.

5. Приведите реакцию позволяющую обнаружить ион Ва²⁺. Объясните, почему выпадает осадок BaCrО₄, почему добавление CH₃COONa способствует его выпадению.

6. Рассчитайте произведение растворимости Ag₂CrO₄, зная, что насыщенный раствор при 25⁰С содержит 4,3*10^-3 г. этой соли в 100 мл.

Ответ: 9*10^-12.

7. Смесь растворов КСl и K₂CrO₄ приготовлена так, что концентрации анионов Сl^- и CrO₄^2- равны между собой и составляют 10^-1 моль-ион/литр. Если приливать в эту смесь раствор AgNО₃ по каплям, то возможно выпадение белого осадка серебра хлорида и кирпично-красного осадка серебра хромата. Определите, какой из осадков выпадет первым, если ПР_AgCl = 1,56*10^-10 при 25⁰С, а ПР_Ag2CrO4 = 9*10^-12 при 25⁰С.

Ответ: AgCl

8. Выпадет ли осадок при смешении равных объемов растворов Pb(NO₃)₂ и NaCl с C = 0,1 моль/л, если ПР_PbCl2 = 2,4*10^-4 при 25⁰С.

Ответ: осадок не выпадает

9. Выпадет ли осадок AgCl, если при 25⁰С смешали равные объемы растворов AgNO₃ с С 3*10^-5 моль/л и AlCl₃ с С 2*10^-5 моль/л. ПР_AgCl = 1,56*10^-10 при 25⁰С.

Ответ: осадок выпадет

10. Чему равна растворимость магний гидроксида при 25⁰С, если его ПР равно 5*10^-12. Выразить растворимость в г/л.

Ответ: 1,304*10^-4 г/л

11. Выпадет ли осадок CaSO₄ если к 100 мл раствора CaCl₂ с C(1/z) 0,1 моль/л добавили 50 мл раствора H₂SO₄ той же концентрации при 25⁰С. ПР_CaSO4 = 6,1*10^-5.

Ответ: осадок выпадет

12. Возможно ли определить в какой из пробирок содержатся ионы: а) Ca²⁺; б) Sr²⁺; в) Ba²⁺ имея в качестве реагента только гипсовую воду?

Ответ: возможно

13. Напишите реакцию при помощи которой можно обнаружить ион Fe²⁺. Назовите образовавшиеся продукты, их цвет и укажите условия в которых следует проводить эту реакцию.

14. Напишите реакцию, позволяющую обнаружить ионы Fe³⁺. Укажите условия, в которых она протекает, цвет и характер осадка. Назовите образовавшиеся вещество.

15. Укажите состав ионов, в которых Cr³⁺ и Cr⁶⁺ существуют а) в кислой среде, б) в щелочной среде. Исходя из этого запишите а) реакцию окисления Cr³⁺ до Cr⁶⁺, в щелочной среде, б) реакцию восстановления Cr⁶⁺ в кислой среде.

16. Растворяется ли гидроксид меди(II) в избытке гидроксида аммония? Если да, то напишите уравнение реакции.

17. Получите хромат серебра, укажите цвет осадка и условия его образования.

18. Напишите реакцию окисления Sn²⁺ и Sn⁴⁺ в щелочной среде, уравняйте методом полуреакций. Укажите, какой элемент также можно обнаружить с помощью этой реакции.

19.Укажите, какими способами можно растворить PbJ₂. Назовите растворимое соединение, запишите уравнение реакции.

20. Какой реагент позволяет определить наличие As³⁺ и As⁵⁺, укажите цвета осадков и условия их образования. Как определить мышьяк по методу Марша?

21. Запишите реакции протекающие между Sb³⁺ и

а) KMnO₄ в) Fe. Какую роль в этих реакциях играет Sb³⁺?

22. Запишите реакцию протекающую между диоксидом свинца и азотнокислым марганцем в кислой среде. Как окрашивается раствор после завершения реакции.

 

 

Тема: Термодинамика

1. Рассчитать тепловой эффект реакции

СН_{4 (г)} + СО_{2 (г)} = 2СО _(г) +2Н_{2 (г)}

Если DН⁰_обр СН₄ = -74,85 кДж/моль, DН⁰_обр.СО₂ = -393,5 кДж/моль, DН⁰_обр. СО = -110,5 кДж/моль. DН⁰_обр. Н₂ = О

Ответ: 246,8 кДж

 

2. Вычислить теплоту сгорания бензола, если

DН_обр.С₆Н₆ = -40,6 кДж/моль DН_обр.СО₂ = -393,5 кДж/моль

DН_обр. Н₂О _(ж) = -286,0 кДж/моль

Ответ: -3180,2 кДж/моль

3. Сколько теплоты выделится при взрыве 16,8 л гремучего газа, если DН_обр.Н₂О _(г) = -241,8 кДж/моль.

Ответ: -120,9 кДж

4. Рассчитать изменение энтропии в ходе реакции образования одного моль газообразной Н₂О.

S⁰₂₉₈ Н₂ = 130,6 Дж/моль К, S⁰₂₉₈ О₂ = 205,0 Дж/моль К.

S⁰₂₉₈ Н₂О _(г) = 69,7 Дж/моль К.

Ответ: -163,4 Дж/моль К

5. При растворении в воде 1 моль Na₂CO₃ выделилось 25,1 кДж/моль теплоты. При растворении 1 моль Na₂CO₃*10Н₂О (кристаллогидрат) поглощает 66,9 кДж/моль теплоты. Вычислить теплоту образования кристаллогидрата.

Ответ: -92 кДж/моль

6. Восстановление Fe₂O₃ водородом протекает по уравнению:

Fe₂O_{3 (г)} + 3Н_{2 (г)} = 2 Fe _(г) + 3 Н₂О _(г)

DН _{реакции} = +96,6 кДж

DS_{реакции} = 139 Дж/К = 0,139 кДж/К

Определить а) возможна ли эта реакция в стандартных условиях (при Т=298) б) возможна ли она в принципе? Если да, то в) подобрать условия, чтобы реакция стала возможной.

Ответ: а) нет, б) да, в) нагревание свыше 695 К.

7. Реакция протекает по уравнению: СО_{2 (г)} + 4Н_{2 (г)} = СН_{4 (г)} + 2Н₂О _(ж) определить а) возможна ли такая реакция в принципе; б) протекает ли она в стандартных условиях; в) как влияет на протекание реакции 1) нагревание; 2) охлаждение.

DН ⁰_обр СО_{2 (г)} = -393,5 кДж/моль

DН ⁰_обр Н_{2 (г)} = 0; DН ⁰_обр СН_{4 (г)} =-74,8 кДж/моль

DН ⁰_обр Н₂О _(ж) = -285,8 кДж/моль

S⁰_СО2 = 213,6 Дж/моль К

S⁰_Н2 = 130,6 Дж/моль К

S⁰_СН4 = 186,2 Дж/моль К

S⁰_Н2О = 69,96 Дж/моль К

Ответ: а) да; б) да; в) 1. при высоких температурах процесс может стать невозможным, 2. благоприятно

8. Рассчитайте значение ΔG⁰ реакции и установите, в каком направлении они будут протекать самопроизвольно при 25⁰ С в нормальных условиях: CaO_(т) + CO_2(г) = CaCO_3(т)

 

9. Энтальпия образования углекислого газа равна -393,5 кДж/моль. Сколько сожжено угля, если выделилось 3935 кДж теплоты?

 

10.Реакция получения водяного газа (СО + Н₂) идет по уравнению: С_(к) + Н₂О_(г) = СО_(г) + Н_2(г) Вычислите теплоту реакции и определите, сколько поглощается теплоты при образовании 1000 л водяного газа при н.у.

11.В ходе доменного процесса возможна реакция:

Fe₃O_4(k)+CО_(г) = 3FeО_(k) + CO_2(r) При какой температуре начнется эта реакция, если ΔН⁰_х.р. = +34,5 кДж/моль

12. Изменение ΔG⁰ в реакции образования воды равно -228,6 кДж/моль. Вычислите константу равновесия при стандартной температуре Н_2(г) + 0,5О_2(г) = Н₂О_(г)

Ответ: 10⁴⁰

13. Константа равновесия реакции 4НС1 + О₂ = 2Н₂О + 2С1₂ при 25⁰С равна 2,3*10¹³. Вычислите ΔG⁰ реакции.

Ответ: -76,26 кДж/моль

Тема: Потенциометрия

 

1. Определите, в каком направлении будут протекать реакции:

MnO₄^- + 2Cl⁺ + H⁺ ↔ Cl₂ + Mn²⁺ + H₂O

j⁰_Cl2/Cl^- = 1,36 B j⁰_MnO4^-_/Mn²⁺ = 1,51 B

Ответ: вправо

Br₂ + 2Cl^- ↔2Br^- + Cl₂

j⁰_Br2/Br^- = 1,07 B j⁰_Cl2/Cl^- = 1,36

Ответ: влево

2.Вычислить равновесный потенциал медного электрода, погруженного в раствор CuSO₄ c C 0,2 моль/л j⁰_Cu²⁺/_Cu⁰ = 0,34 B. Как изменится значение потенциала при разбавлении CuSO₄ в два раза.

Ответ: 0,32 В. После разбавления j=0,31

3. Вычислить электродвижущую силу гальванического элемента Даниэля-Якоби при 25⁰С.

-Zn½Zn²⁺½½Cu²⁺½Cu +

если с Cu²⁺ = 0,1 моль/л с Zn²⁺ = 0,01 моль/л j⁰_Cu²⁺/_Cu⁰ = +0,34 В; j⁰_Zn²⁺/_Zn⁰ = -0,76 B

Ответ: 1,1295 В

4. Вычислить рН раствора, в котором потенциал хингидронного электрода равен 0,421 В, а j⁰_хг = 0,699 В при 25⁰С.

Ответ: 4,71

5.При температуре 25⁰С каломельный электрод j которого равно 0,282 В соединен с водородным электродом, заполненным раствором с рН = 1,38. Найти ЭДС гальванического элемента. Записать схему гальванического элемента.

Ответ: 0,363 В

6. Для определения рН желудочного сока была измерена при 25⁰С ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода (катод) и индикаторного водородного электрода, она равна 0,085 В. Найти рН желудочного сока, записать схему элемента.

Ответ: 1,44

7. Найти рН раствора NaOH, если для его определения составлен концентрационный гальванический элемент из двух водородных электродов, один из которых заполнен раствором NaOH, а второй – раствором H₂SO₄, активность Н⁺ ионов которой равна единице. ЭДС этого элемента, измеренная при температуре 25⁰С и давлении, равном 1 атмосфере составляет 0,764 В. Записать схему гальванического элемента.

Ответ: 12,94

8. На компенсацию стандартного элемента Вестона по линейке реохорда пошло 80 см, на компенсацию гальванического элемента, составленного из стандартного хлорсеребрянного и хингидронного электродов, пошло 30 см. Найти рН раствора, в который опущен хингидронный электрод, если j⁰_хг = 0,699 В, j_х.с. = 0,224 В, Е_{эл. Вестона}=1,018 В. Определение проводили при 25⁰С. Записать схему гальванического элемента.

Ответ: 1,58

9. Найти ЭДС гальванического элемента, составленного из двух водородных электродов, заполненных растворами NaOH с С 0,001 моль/л и С 0,00001 моль/л измерение велось при 25⁰С.

Ответ: 0,118 В

10. Запишите уравнения Петерса для расчета электродных потенциалов до и после точки эквивалентности для окислительно-восстановительной реакции: 6Cu⁺ + Cr₂O₇^-2 + 14H⁺ Û 6Cu²⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O j⁰_Cu²⁺/_Cu⁺ = 0,153 B; j⁰_Cr2O7^2-/_Cr³⁺ =1,333 B.

11. Найдите потенциал платинового Redox электрода, опущенного в раствор, состоящий из 20 мл раствора FeSO₄ c C(1/z) 0,2 моль/л и 18 мл раствора KMnO₄ с C(1/z) 0,2 моль/л.

j⁰_Fe³⁺/_Fe²⁺ =0,77 B; j⁰_MnO4^-/_Mn²⁺ = 1,51 B.

Ответ: 0,826 В

12. Найдите потенциал Redox –электрода, опущенный в раствор состоящий из 20 мл KMnO₄ с C(1/z) 0,2 моль/л и 30 мм раствора KJ с C(1/z) 0,1 моль/л. j⁰_J2/_J^- = 0,53 B; j⁰_MnO4^-/_Mn²⁺ = 1,51 B.

Ответ: 0,504 В

13. Составьте схему концентрационного элемента при С (Аg⁺) 0,1 моль/л у одного электрода и С (Аg⁺) 0,0001 моль/л у другого электрода. Напишите уравнения электродных процессов и рассчитайте ЭДС элемента

Ответ: 0,18В

Тема: Кондуктометрия

 

1. Чему равна удельная электрическая проводимость раствора СН₃СООН, если C(1/z) 1*10^-3 моль/л, a = 0,013; а l¥ = 390,7

Ом^-1см²моль^-1.

Ответ: 5,04*10^-6 Ом^-1см^-1

2. Удельная электрическая проводимость одноосновной слабой кислоты, C(1/z) которой равна 0,5 моль/л при 25⁰С равна 9*10^-4

Ом^-1см^-1. Вычислить степень ее диссоциации, константу диссоциации и рН, если l¥ =345 Ом^-1см²моль^-1.

Ответ: a = 0,0052; К=1,35*10^-5; рН=2,585

3. Чему равно сопротивление раствора электролита с концентрацией 0,2 моль/л, если расстояние между электродами в кондуктометрическом сосуде равно 3 см, а их площадь 1,5 см². l = 94,3 Ом^-1см²моль^-1.

Ответ: 106,38 см

4 Сопротивление раствора AgNO₃ с C(1/z) 0,1 моль/л при 25⁰С равно 1090 Ом. Сопротивление раствора KCl с C(1/z) 0,02 моль/л измеренное в той же кондуктометрической ячейке, равно 4318 Ом, c _KCl =2,77*10^-3 Ом^-1см^-1. Найти c и l раствора AgNO₃.

Ответ: 1,09*10^-2 Ом^-1см^-1; 109 Ом^-1см²моль^-1

6. Удельная и молярная электропроводимость водного раствора хлорида бария при 25⁰С равны соответственно 1,191*10 ^-3 Ом^-1см^-1 и 119,1 Ом^-1см²моль^-1. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и молярную концентрацию хлорида бария в анализируемом растворе.

Ответ: 0,01 моль/л; 0,005моль/л

7. Навеску сульфата никеля массой 0,1406 г растворили и довели до метки в мерной колбе вместимостью 50мл. При высокочастотном титровании 10 мл полученного раствора трилоном Б получили следующие результаты

V Тр Б	L	V Тр Б	L	V Тр Б	L
	53,0		26,0		21,5
	43,5		17,0		23,0
	34,5		20,0

Постройте кривую титрования и вычислите концентрацию и Титр Трилона Б.

Вопросы и задачи к контрольной работе № 1

1. Предмет и задачи химии. Химическая форма движения материи. Значение химии для современной медицины.

2. Способы выражения состава растворов.

3. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Определение значения рН для различных жидкостей человеческого организма в норме и патологии.

4. Буферные системы, их свойства, классификация и механизм действия. Расчет рН буферных растворов.

5. Буферные растворы. Емкость буферных растворов и факторов, определяющих ее.

6. Буферные системы крови, их роль в живом организме.

7. Сущность метода нейтрализации (ациди- и алкалиметрия). Рабочие и установочные растворы, их приготовление. Применение методов кислотно-основного титрования в медицине.

8. Ионная теория индикаторов. Кислотно-основные индикаторы, их основные характеристики (интервал окраски индикатора, показатель титрования).

9. Кривые титрования в методе нейтрализации. Выбор индикатора по кривой титрования.

10. Метод нейтрализации. Определение массы натрий гидроксида. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, выбор индикаторов и расчетные формулы.

11. Метод нейтрализации. Определение массы соляной и уксусной кислот при совместном присутствии. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, выбор индикатора и расчетные формулы. Значение этого определения в медицине.

12. Редоксиметрия. Сущность метода перманганатометрии. Рабочие и установочные растворы, особенности их приготовления. Условия перманганатометрических определений. Методы (способы) титрования. Применения метода в медицине.

13. Перманганатометрическое определение окислителей на примере калий дихромата. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы.

14. Перманганатометрические определения восстановителей на примере массы пероксида водорода. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы. Применение этого определения в медицине.

15. Метод перманганатометрии. Определение массы кальция. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы. Применение этого определения в медицине.

16. Редоксиметрия. Сущность метода иодометрии. Рабочие и установочные растворы, их приготовление. Условия проведения иодометрических определений. Методы (способы) титрования. Применение метода в медицине.

17. Установление молярной концентрации эквивалента и титра натрий тиосульфата по калий дихромату. Химизм, метод титрования и расчетные формулы.

18. Иодометрическое определение восстановителей на примере реакции натрия тиосульфата с иодом. Химизм, рабочие растворы и установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы.

19. Метод иодометрии. Определение массы ацетона. Химизм, рабочие растворы и установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы.

20. Метод иодометрии. Определение массы меди. Химизм, рабочие растворы и установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы.

21. Метод комплексонометрии. Определение содержания кальция в растворе его соли. Химизм, рабочие растворы и установочные вещества, индикаторы и расчетные формулы.

22. Метод комплексонометрии. Определение общей жесткости воды. Химизм, рабочие растворы и установочные вещества, индикаторы и расчетные формулы. Применение метода в медицине. Жесткость воды, способы ее устранения.

23. Комплексные соединения. Координационная теория А. Вернера.

24. Классификация и номенклатура комплексных соединений.

25. Хелатные комплексные соединения, природа их лигандов. Природные внутрикомплексные соединения (гемоглобин крови, хлорофилл, витамин В₁₂).

26. Природа химической связи в комплексных соединениях.

27. Устойчивость комплексных соединений в растворах. Константы нестойкости и устойчивости комплексных ионов.

28. Комплексообразующая способность s-, p- и d- элементов. Значение комплексных соединений в медицине.

29. Пероксид водорода. Реакции окисления-восстановления пероксида водорода в кислой и щелочной средах.

30. Химическая связь. Энергия, длина связи и валентный угол.

31. Механизм образования ковалентной связи.

32. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи на примере иона аммония, молекулы водорода.

33. Разновидности ковалентной связи: s, p- связи.

34.Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность и поляризуемость химической связи. Максимальная ковалентность.

35. Понятия о гибридизации, ее основные типы и структура молекул.

36. Ионная связь как крайний случай поляризации ковалентной связи. Гомолитический и гетеролитический разрыв связи.

37. Водородная связь. Типы водородной связи (молекулярная, внутримолекулярная). Ее роль в химических и биохимических процессах.

38. Устойчивость и реакционная способность химических соединений: (СН₄, NH₄⁺, C₂H₄, C₂H₂, NH₃).

 

 

Задачи

 

1. Сколько мл соляной кислоты с массовой долей 23,8% (плотность 1,12 г/мл) потребуется для приготовления 600 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,05 моль/л.

2. Сколько грамм натрий гидроксида потребуется для приготовления 2 л раствора с массовой долей 10% (плотность 1,10 г/мл).

3. На титрование 20 мл смеси соляной и уксусной кислот по метилоранжу пошло 10 мл раствора натрий гидроксида с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,1 моль/л, а по фенолфталеину – 4 мл. Определите массу соляной и уксусной кислот в объеме мерной колбы 100 мл.

4. К 15 мл раствора уксусной кислоты с молярной концентрацией эквивалента, равной 1 моль/л прилили 30 мл раствора натрий гидроксида с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,5 моль/л и 2 капли фенолфталеина. Объясните цвет раствора с точки зрения ионной теории индикаторов.

5. Сколько мл соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента, равной 2 моль/л необходимо взять для приготовления 500 мл раствора с рН = 1.

6. На титрование 10 мл раствора пероксида водорода затрачено 15 мл раствора калий перманганата с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,01 моль/л. Определите массу пероксида водорода в объеме мерной колбы 200 мл.

7. К 10 мл раствора калий дихромата прибавили 40 мл соли Мора. На титрование остатка сульфата железа (II) пошло 18 мл калий перманганата с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,02 моль/л. А на титрование 10 мл соли Мора пошло 9 мл этого же раствора. Определите молярную концентрацию эквивалента и титр калий дихромата.

8. Определите содержание кальция в крови в мг на 100 мл сыворотки крови, если для определения его методом перманганатометрии использовали 0,5 мл сыворотки крови и на титрование выделившейся щавелевой кислоты пошло 0,3 мл раствора калий перманганата с молярной концентрацией эквивалента 0,01 моль/л

9. К 10 мл раствора ацетона прилили 10 мл раствора иода. На титрование 10 мл раствора иода пошло 20 мл раствора тиосульфата с молярной концентрацией эквивалента 0,02 моль/л. На титрование остатка иода израсходовано 12 мл раствора натрий тиосульфата той же концентрации. Определите массу ацетона в объеме мерной колбы 100 мл.

10. К 10 мл раствора сульфата меди (II) прилили избыток калий иодида. На титрование выделившегося иода пошло 12 мл раствора натрий тиосульфата с молярной концентрацией эквивалента 0,02 моль/л. Определите массу меди (II) в объеме мерной колбы 100 мл.

11. Определите концентрацию ионов водорода в крови, если ее рН равен 7,36.

12. Найти рН смеси, состоящей из 5 мл аммиака и 9 мл аммоний хлорида, если молярная концентрация эквивалента растворов равна 0,1 моль/л К NH₄OH = 1,8*10^-5.

13. В каком соотношении следует смешать растворы кислоты и натрий ацетата с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л, чтобы получить раствор с рН=5.

14. Вычислить концентрацию ионов водорода и рН в растворе синильной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,01 моль/л. К HCN = 7,9*10^-10.

15. К 40 мл раствора уксусной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,2 моль/л прибавили 60 мл раствора калий гидроксида с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л и 2 капли фенолфталеина. Определите рН полученного раствора и объясните цвет, используя ионную теорию индикаторов. К СН₃СООН = 1,8*10^-5.

 

Вопросы и задачи к контрольной работе № 2

 

1. Виды систем. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия. Изобарный и изохорный тепловые эффекты, связь между ними.

2. Процессы обратимые и необратимые в термодинамическом смысле. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа химического равновесия, ее связь с изменением стандартного изобарно-изотермического потенциала.

3. Закон Гесса и его следствия. Особенности термохимических уравнений.

4. Первый закон термодинамики и закон Гесса как основа современной биоэнергетики живых организмов.

5. Второе начало термодинамики. Энтропия. Стандартные энтропии. Статистический характер энтропии.

6. Энтроприя. Стандартные энтропии. Постулат Планка. Энтропия как критерий направления процессов.

7. Энергия Гиббса, энтальпийный и энтропийный факторы DG в уравнении для определения DG, DG как критерий направленности протекания самопроизвольных процессов. Термодинамические условия равновесия.

8. Изменение каких функций состояния системы являются критерием возможности и направления протекания самопроизвольных процессов в изолированных и закрытых системах. Как их можно вычислить с помощью термодинамических таблиц.

9. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации. Сущность метода, расчетные формулы. Существует ли различие между тепловыми эффектами реакций нейтрализации, протекающими между сильными кислотами и основаниями и слабыми кислотами и сильными основаниями.

10. Как практически можно определить энтальпию образования кристаллогидратов. Ответ дайте на примере образования CuSO₄*5H₂O

11. Применимость основных закономерностей термодинамики к живым организмам, которые являются открытыми системами. Теорема Пригожина.

12. Виды термодинамических систем (примеры), их характеристика.

13. Сходство и отличие понятий «равновесное состояние» и «стационарное состояние»

14. Определение ЭДС гальванических элементов методом компенсации. Схема Уинстона.

15. Электродные потенциалы, механизм их возникновения. Стандартные электродные потенциалы, их определение.

16. Обратимые электроды первого и второго рода. Уравнение Нернста для вычисления электродных потенциалов и ЭДС гальванического элемента.

17. Стандартный водородный электрод. Строение, электродный процесс, применение.

18. Хлорсеребряный и каломельный электроды. Строение, электродные процессы. Применение, уравнение Нернста для них.

19. Измерение рН с помощью хингидронного и стеклянного электродов.

20. Типы редокс электродов. Уравнение Петерса. Потенциометрическое окислительно-восстановительное титрование.

21. Индикаторные электроды, применяющиеся для определения рН. Уравнение Нернста для них.

22. Учение В.И. Вернадского о биосфере. Понятие о биогенных элементах. Работы В.В. Ковальского по изучению биогенной роли химических элементов в биосфере. Понятие о биогеохимических провинциях и эндемических заболеваниях.

23. Общая характеристика свойств S-элементов на основании положения в ПСЭ. Аналитические реакции на ионы калия, натрия, магния.

24. Общая характеристика свойств Р- элементов 5 группы (мышьяк, сурьма, висмут) на основании положения в ПСЭ. Способ обнаружения мышьяка по Маршу.

25. Общая характеристика свойств d- элементов 1 и 2 группы (медь, серебро, ртуть) на основании положения в ПСЭ. Растворяется ли гидроксид меди (II) в растворе аммиака? В растворе щелочи?

26. Какой из препаратов рациональнее применять при повышенной кислотности желудочного сока - NaHCO₃ или MgO? Ответ подтвердите реакциями.

27. Аналитические реакции на ионы кальция, стронция и бария. Биологическая роль этих элементов, их применение в медицине.

28. Аналитические реакции на ионы олова.

29. Аналитические реакции на ионы свинца. Химизм токсического действия свинца.

30. Аналитические реакции на ионы висмута, его локализация в организме и применение в медицине.

31. Аналитические реакции на ионы серебра. Бактерицидное действие ионов серебра, применение препаратов в медицине.

32. Аналитические реакции на ионы железа (II), железа (III). Биологическая роль железа и применение его соединений в медицине. Гемоглобин крови и функция железа в нем.

33. Аналитические реакции на арсенит, арсенат – ионы. Биологическая роль мышьяка, применение его соединений в медицине.

34. Аналитические реакции на ионы бария. Какое условие необходимо соблюдать при реакции с дихроматом калия? Применение солей бария в медицине.

35. Ионы бария токсичны для организма. Почему рентгеноконтрастное вещество сульфат бария можно применять?

36. Аналитические реакции на ионы сурьмы (III) и сурьмы (V).

37. Сущность кондуктометрии? Для каких целей используется этот метод в медико - биологических исследованиях? Как определить точку эквивалентности при кондуктометрическом титровании?

38. Электрическая проводимость проводников второго рода. Удельная электрическая проводимость, ее изменение с разбавлением.

39. Абсолютная скорость и подвижность ионов. Молярная электрическая проводимость, ее изменение с разбавлением. Закон Кольрауша.

40. Абсолютная скорость и подвижность ионов. Влияние гидратации на подвижность ионов. Закон Кольрауша.

41. Кондуктометрическое определение ионного произведения воды.

42. Кондуктометрическое определение растворимости трудно-растворимых соединений.

43. Кондуктометрическое определение степени и константы диссоциации слабых электролитов.

44. Кондуктометрическое титрование. Приведите и объясните график зависимости R от объема добавленного раствора щелочи при титровании смеси сильной и слабой кислот.

45. Схема кондуктометра. Физический смысл терминов «постоянная сосуда» и «постоянная электродов»

46. Жидкости и ткани организма как проводники второго рода. Их электрическая проводимость в норме и патологии. Индекс Тарусова.

 

Задачи

1. Удельная и молярная электропроводимость водного раствора хлорида бария при 25⁰С равны соответственно 1,191*10 ^-3 Ом^-1см^-1 и 119,1 Ом^-1см²моль^-1. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и молярную концентрацию хлорида бария в анализируемом растворе.

2. Удельная электропроводимость насыщенного раствора хлорида серебра при 25⁰С составляет 3,41*10^-6 Ом^-1см^-1. Удельная электропроводимость чистой воды при той же температуре равна 1,6*10^-6 Ом^-1см^-1. Определите молярную растворимость хлорида серебра, если предельные подвижности ионов серебра и хлорид ионов равны соответственно 62,2 и 76,4 Ом^-1см²моль^-1.

3. Калий гидроксид массой 0,759 г растворили в воде, объем полученного раствора 0,80 л. Сопротивление этого раствора в ячейке с постоянной равной 0,80, равно 184 Ом. Рассчитайте молярную электрическую проводимость гидроксида калия.

4. Электрические подвижности ионов калия и ОН- ионов равны соответственно 7,62*10^-4 и 20,5*10^-4 Ом^-1 см² моль^-1. Рассчитайте молярную электрическую проводимость гидроксида калия при бесконечном разведении.

5. ПР хлорида серебра равно 1,6 *10^-10 . Выпадет ли осадок, если смешать 20 мл 0,01н растворов хлорида калия и 6 мл 0,01н раствора нитрата серебра?

6. Растворимость карбоната бария равна 8,9 * 10^-5 моль/л. Вычислите ПР BaCO₃, а также концентрацию ионов бария и карбонат ионов (моль/л)

7. ПР сульфата свинца равно 2,3 *10^-8 . Сколько литров воды потребуется для растворения 1 г сульфата свинца.

8. В 6 л насыщенного раствора сульфата свинца содержится 0,186 г иона свинца (II). Вычислите ПР

9. Константа равновесия реакции 4НС1 + О₂ → 2Н₂О + 2С1₂ при 25⁰С равна 2,3*10¹³. Вычислите ΔG⁰ реакции.

10. Вычислите ΔН⁰сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁, если ΔН⁰_х.р. = -5694 кДж/моль С₁₂Н₂₂О₁₁ + 12О₂ → 12СО₂ + 11Н₂О

11. Рассчитайте энтальпию для протекающей в организме реакции превращения глюкозы: С₆Н₁₂О₆ → 2С₂Н₅ОН (ж) + 2СО₂(г), если стандартные энтальпии образования глюкозы, этилового спирта и оксида углерода (IV) соответственно равны: -1273; -277,6; -393,5 кДж/моль.

12. В ходе доменного процесса возможна реакция:

Fe₃O_4(k)+CО_(г) → 3FeО_(k) + CO_2(r) При какой температуре начнется эта реакция, если ΔН⁰_х.р. = +34,5 кДж/моль

13. Какой должна быть концентрация цинка в растворе, чтобы элемент (-) Mg | Mg²⁺ || Zn²⁺ | Zn (+) при С(Mg²⁺) 1 моль/л имел ЭДС 1,6 В?

14. Определите значение электродного потенциала меди, погруженной в 0,0005н раствор нитрата меди

15. Определите значение электродного потенциала железа, погруженного в раствор, содержащий 0,0699 г хлорида железа (2) в 0,5 л.

16. Составьте схему ГЭ, образованного железом и свинцом, погруженными в 0,005М растворы их солей. Рассчитайте ЭДС этого элемента.

 

 

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНАМ

1. Предмет и задачи химии. Химическая форма движения материи. Значение химии для современной медицины. Элементы химической термодинамики. Системы: изолированные, закрытые и открытые, их параметры и процессы протекающие в системах.

2. Первое начало термодинамики. Внутренняя энергия. Изобарный и изохорный тепловые процессы. Энтальпия.

3. Закон Гесса и его следствия. Термохимические расчеты и их использование для энергетической характеристики биохимических процессов. Термохимические уравнения.

4. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Процессы жизнедеятельности как пример необратимых процессов.

5. Второе начало термодинамики. Энтропия. Стандартные энтропии.

6. Энергия Гиббса. Термодинамические условия равновесия.

7. Критерии направления самопроизвольных процессов. Энтальпийный и энтропийный факторы в уравнении Гиббса.

8. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Понятие о химическом равновесии. Константа химического равновесия. Закон действующих масс.

9. Применяемость основных закономерностей термодинамики к живым организмам. Организмы как открытые системы. Теорема Пригожина.

10. Определение теплового эффекта реакции нейтрализации. Сущность метода и расчетные формулы. Значение термохимии для биологии и медицины.

11. Характеристика растворов, их классификация. Жидкие растворы. Вода как растворитель.

12. Механизм процесса растворения. Охладительные смеси и их применения в медицине. Энтальпийный и энтропийный факторы растворения. Гидратная теория растворов Д.И. Менделеева.

13. Способы выражения состава растворов.

14. Растворимость газов в жидкостях. Зависимость растворимости газов от давления (закон Генри и Дальтона), влияние электролитов на растворимость газов (закон И.М. Сеченова). Растворимость газов в крови. Кессонная болезнь.

15. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Относительное понижение давления насыщенного пара и закон Рауля.

16. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения, зависимость их от концентрации раствора. Эбуллиоскопический и криоскопический методы определения молекулярных масс веществ.

17. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Определение молекулярных масс веществ.

18. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. Плазмолиз и гемолиз.

19. Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Изотонический коэффициент.

20. Растворы слабых и сильных электролитов. Степень и константа ионизации слабых электролитов. Закон разведения Оствальда.

21. Теория растворов сильных электролитов Дебая и Гюккеля. Активность и коэффициент активности. Ионная сила раствора.

22. Электролитическая и протолитическая теории кислот и оснований.

23. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели. Определение рН и значение его для различных жидкостей человеческого организма в норме и патологии.

24. Буферные системы, их свойства, классификация и механизм действия. Определение рН буферных растворов.

25. Буферные растворы. Буферная емкость и факторы, определяющие ее.

26. Буферные системы крови, их роль в живом организме.

27. Сущность метода нейтрализации (ациди- и алкалиметрия). Рабочие и установочные растворы, их приготовление. Применение методов кислотно-основного титрования в медицине.

28. Ионная теория индикаторов. Кислотно-основные индикаторы, их основные характеристики (интервал перехода окраски индикатора, показатель титрования).

29. Кривые титрования в методе нейтрализации. Выбор индикатора по кривой титрования.

30. Метод нейтрализации. Определение массы натрий гидроксида. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, выбор индикаторов и расчетные формулы.

31. Метод нейтрализации. Определение массы соляной и уксусной кислот при совместном присутствии. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, выбор индикатора и расчетные формулы. Значение этого определения в медицине.

32. Редоксиметрия. Сущность метода перманганатометрии. Рабочие и установочные растворы, особенности их приготовления. Условия перманганатометрических определений. Методы (способы) титрования. Применение метода в медицине.

33. Перманганатометрическое определение окислителей на примере калий дихромата. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы.

34. Перманганатометрические определения восстановителей на примере массы пероксида водорода. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы. Применение этого определения в медицине.

35. Метод перманганатометрии. Определение массы кальция. Химизм, рабочие растворы, установочные вещества, метод титрования и расчетные формулы. Применение этого определения в медицине.

36. Редоксиметрия. Сущность метода иодометрии. Рабочие и установочные растворы, их приготовление. Условия проведения иодометрических определений. Методы (способы) титрования. Применение метода в медицине.