ЗАДАНИЕ №4

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, 1993. – С. 96 - 100.

2. Методическая разработка кафедры «Оксидиметрия. Перманганатоматрия.»

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:

V_р-ра(NaNO₂)=200 см³ NaNO₂ ÞNaNO₃, т.е.

С(1/5 KMnO₄)=0,5 моль·дм^-3 N⁺³ – 2 e Þ N⁺⁵

V_р-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):

V_p-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:

V_p-pa(H₂C₂O₄)=200 см³ (0,2 дм³) 1. В процессе реакции:

С(1/2 H₂C₂O₄·2H₂O) = 0,02 моль·дм^-3 C₂O₄^2- - 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)·V_p-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, 1993. – 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 (m_б), углеводов (m_у) и жиров (m_ж) в 450 г хлеба «Бородинский»:

2. Рассчитать калорийность булки хлеба «Бородинский» массой 450 г:

К = (m_б · 16,5 + m_у · 16,5 + m_ж · 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-С₂Н_{5 (ж)} + Н₂О_(ж), используя

следующие данные:

DН⁰_сгор С₂Н₅ОН_(ж) = - 1370,00 кДж·моль^-1

DН⁰_сгор С₂Н₅ ОС₂Н_{5 (ж)} = - 2720,04 кДж·моль^-1

DН⁰_сгор Н₂О_(ж) = 0 кДж·моль^-1

РЕШЕНИЕ:

Поскольку даны энтальпии сгорания реагентов и продуктов, то используя 2-ое следствие из закона Гесса запишем:

DН⁰_р-я = SDН⁰_{сгор. реагентов} - SDН⁰_{сгор.продуктов}

Применительно к этой реакции:

DН⁰_р-я = 2DН⁰_сгор С₂Н₅ОН_(ж) - DН⁰_сгор С₂Н₅ ОС₂Н_5(ж) = 2·(-1370,00) – (- 2720,04) = = - 2740,00 + 2720,04 = - 19,96 кДж·моль^-1.

Ответ: DН⁰_р-я = - 19,96 кДж·моль^-1.

Задача №3. Определить стандартную энтальпию образования оксида меди (II) CuO_(к), используя следующие данные:

1). 3 CuO_(К) + 2NH_3(Г) = 3Cu_(К) + N_2(Г) + 3H₂O_(Ж), DH₁⁰ = - 299,53 кДж·моль^-1

2). 1/2 N_2(Г) + 3/2 H_2(Г) = NH_3(Г), DH₂⁰ = - 46,19 кДж·моль^-1

3). H_2(Г) + 1/2 О_2(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:

DН⁰_р-я = SDН⁰_{обр.продуктов} - SDН⁰_{обр.реагентов}

Применительно к 1-ой реакции:

DН⁰_р-я = 3DН⁰_обр Cu_(к) + DН⁰_обр N_2(г) + 3DН⁰_обр Н₂О_(ж) – (3DН⁰_обр CuО_(к) + +2DН⁰_обр NH_3(г)).

Учитывая, что в термохимии энтальпии образования простых веществ азота N_2(г) и меди Cu_(к) приняты равными нулю и раскрыв скобки, получаем следующее уравнение:

DН⁰_р-я = 3DН⁰_обр Н₂О_(ж) – 3DН⁰_обр CuО_(к) - 2DН⁰_обр NH_3(г).

Переносим в левую часть уравнения DН⁰_обр CuО_(к) с обратным знаком и получаем:

Подставим числовые значения указанных параметров:

Ответ: DН⁰_обр CuО_(к) = - 155,20 кДж·моль^-1.

Задача №4. Рассчитать величину стандартного изобарно-изотермического потенциала для следующей реакции:

2C₄H_10(Г) + 5О_2(Г) 4CH₃COOH_(Ж) +2Н₂О_(Ж), используя следующие данные:

DН⁰_р-я = -2267,94 кДж·моль^-1

DS⁰_р-я = -866,30 Дж·моль^-1

РЕШЕНИЕ:

Поскольку даны значения энтальпийного и энтропийного факторов, то для расчета стандартного изобарно-изотермического потенциала используем следующее уравнение:

DG⁰_р-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:

DG⁰_р-я= -2267,94 - 298·(-0,866) = -2009,872 кДж·моль^-1

Ответ: DG⁰_р-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, 1993. – С. 10-28, 34-35.

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.,1993г. /, 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) +CaSO_4(T);

Используя следующие данные:

DG⁰_обр HgS_(Т) = - 48,83 кДж·моль^-1

DG⁰_обр CaO_(K) = - 604,2 кДж·моль^-1

DG⁰_обр Hg_(Ж) = 0 кДж·моль^-1

DG⁰_обр CaS_(K) = - 477,4 кДж·моль^-1

DG⁰_обр CaSO_4(T) = - 1320,31 кДж·моль^-1

Ответ: DG⁰_р-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, 1993. – 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.