Выполнение и защита мини-проектов (с компьютерной презентацией).

В работе над каждым мини-проектом участвуют 2-3 человека. После выбора темы мини-проекта необходимо, пользуясь литературой и Интернетом, подобрать подходящую методику определения, согласовать её с преподавателем и адаптировать к условиям своей конкретной задачи, т. е. разработать методику приготовления необходимых реактивов, ход работы и методику обработки полученных результатов. После согласования адаптированной методики с преподавателем на лабораторном занятии 17 недели необходимо провести определение и обработать полученные результаты. Полученные результаты представляются в виде доклада (5-7 страниц) с презентацией, в котором должно быть отражено обоснование выбора данной методики, её описание и результаты эксперимента. В докладе должно быть отражено участие каждого члена группы в реализации мини-проекта. По результатам мини-проекта делается устное сообщение на 5-7 мин.

При оценке мини-проекта учитываются:

1. Знания и умения на уровне требований программы физической и коллоидной химии: знание фактического материала, усвоение общих представлений, понятий, владение техникой химического эксперимента и умением выполнять расчёты.
2. Умение ориентироваться в профессиональных источниках информации и работать с ними.
3. Культура письменного изложения материала.
4. Умение оформлять результаты лабораторной работы, правильно заполнять лабораторный журнал
5. Техника выполнения эксперимента.
6. Умение чётко и логично доложить основные результаты работы.
7. Качество и информативность иллюстрационного материала.
8. Умение грамотно, чётко отвечать на вопросы и вести аргументированную дискуссию.
9. Умение работать в группе.

 

6.2. Материалы для проведения текущего,
промежуточного и итогового контроля знаний

 

№ п/п	Вид контроля	Содержание (в соответствии с программой)
1.	Контрольная работа № 1	Основы химической термодинамики Термодинамика химических и адсорбционных равновесий
2.	Контрольная работа № 2	Фазовые равновесия. Растворы. Электрохимия
3.	Контрольная работа № 3	Химическая кинетика и катализ

 

Образец варианта Контрольной работы № 1

 

1. Теплота испарения метанола при 298 К равна 37,5 кДж/моль. Рассчитайте D H, D S, D G испарения 20 г метанола при 320 К, если его теплоёмкости {Дж/(К•моль)}:

2. Один кмоль идеального газа, взятого при 300 К, нагревают при постоянном давлении до 600 К, а затем адиабатически расширяют до первоначальной температуры. Найдите работу, теплоту, изменение внутренней энергии и энтальпии в этом процессе, если .

3. Рассчитайте теплоту образования сульфата цинка из простых веществ при Т=298 К на основании следующих данных:

ZnS = Zn + S, D H ⁰₁ = 200,5 кДж*моль^-1

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂, D H ⁰₂ = - 893,5 кДж

2SO₂+ O₂ = 2SO₃, D H ⁰₃ = - 198,2 кДж*моль^-1

ZnSO₄ = ZnO + SO₃, D H ⁰₄ = 235,0 кДж*моль^-1

4. Используя справочные данные рассчитать D_r G ⁰ при 70 ⁰С для реакции CO_2(г) + 4H_2(г) = CH_4(г) + 2H₂O_(ж). Считать теплоемкость не зависящей от температуры. Сделать вывод о возможности протекания процесса.

5. Рассчитайте изменение энтропии в процессе смешения 5 кг воды при 353 К с 10 кг воды при 290 К. Теплоемкость воды считать постоянной и равной 4,2 Дж/(г*К).

6. Вычислите константы равновесия Kp и K_C реакции N₂O₄Û2NO₂, если a=0,533, а давление 5,49*10⁴ Пa при T=323 К. Найдите этой реакции при указанных условиях.

 

Образец варианта Контрольной работы № 2

 

1. Температура замерзания бензола 5,5 ⁰С, а раствора, содержащего в 25,04 г бензола 0,4678 г неизвестного вещества – 4,872 ⁰С. Криоскопическая постоянная бензола 5,12. Вычислите молекулярную массу неизвестного вещества.

2. При 20 ⁰С осмотическое давление раствора, содержащего в 1 л 71,19 г неизвестного вещества, 3850 мм рт. ст. Вычислите молекулярную массу неизвестного вещества.

3. Давление пара дихлорметана при 24,1 ⁰С равно 400 Торр, а его энтальпия испарения равна 28,7 кДж/моль. Рассчитайте температуру, при которой давление пара будет равно 500 Торр.

4. Раствор, содержащий 0,933 г бромида натрия в 33,5 г воды, замерзает при температуре -0,944 ⁰С. Вычислите кажущуюся степень диссоциации бромида натрия в этой растворе. Криоскопическая постоянная воды 1,86.

5. Определите коэффициент активности и активность ионов Mg²⁺ в растворе, содержащем 0,004 моль MgCl₂ и 0,002 моль AlCl₃ в 1000 г воды.

6. При 25 ⁰С удельная электропроводимость воды равна 5,5*10^-8 Ом^-1см^-1. Подвижности ионов водорода и гидроксила при этой температуре соответственно равны 349,8 и 197,6 Ом^-1см². Вычислите степень диссоциации и ионное произведение воды.

7. Растворимость Cu₃(PO₄)₂ в воде при 25⁰С равна 1,6*10^-8 моль/кг. Рассчитайте ЭДС элемента Pt|H₂|HCl (рН=0)|Cu₃(PO₄)_2насыщ|Cu при 25⁰С.

8. Вычислить тепловой эффект реакции Zn+2AgCl=ZnCl₂+2Ag, протекающей в гальваническом элементе при температуре 273К, если ЭДС элемента E=1,015 В и температурный коэффициент ЭДС равен –4,02*10^-4 В/К.

9. В гальваническом элементе обратимо протекает реакция CuSO₄+Zn=ZnSO₄+Cu. Рассчитайте DH и DS реакции, если ЭДС элемента равна 1,960 В при 273К и 1,961 В при 276К.

10. Вычислите ЭДС элемента при 25⁰С Cd|CdSO₄(a_±=0,05)||CdSO₄(a_±=0,5)|Cd: 1) пренебрегая диффузионным потенциалом; 2) учитывая диффузионный потенциал. Напишите электродную реакцию и суммарную реакцию. За счет какого потенциала возникает ЭДС в элементе?

11. Вычислите ЭДС элемента при 25⁰С Zn|ZnSO₄(a_±=0,001Н.)||ZnSO₄(a_±=0,01Н.)|Zn, учитывая диффузионный потенциал. Подвижности ионов 1/2Zn²⁺ и 1/2SO₄^2- равны соответственно 53,5 и 79,8 Ом^-1*см²; плотность растворов считать равным 1.

12. По величине стандартных потенциалов установите, могут ли самопроизвольно при 25⁰С протекать следующая реакция: KMnO₄+2KCl=K₂MnO₄+Cl₂ (водн). Если данная реакция неосуществима, запишите уравнение самопроизвольно протекающей реакции. Составьте элементы, в которых протекает эта реакция. Вычислите константу равновесия самопроизвольно протекающей реакции.

 

 

Образец варианта Контрольной работы № 3

 

1. В реакции 2-го порядка А+В®2Д начальные концентрации веществ А и В равны по 1,5 моль/л. Скорость реакции равна 2*10^-4 моль/(л*с) при С_А=1,0 моль/л. Рассчитайте константу скорости и скорость реакции при С_В=0,2 моль/л.

2. Период полураспада радиоактивного изотопа ¹³⁷Cs, который попал в атмосферу в результате Чернобыльской аварии, – 29,7 лет. Через какое время количество этого изотопа составит менее 1% от исходного?

3. Определите порядок реакции 2CO = CO₂ + C при 583,2 К если давление за 30 мин уменьшилось с 1,049*10⁵ Па до 0,924*10⁵ Па, а затем за тот же промежуток времени с 0,714*10⁵ до 0,624*10⁵ Па (V=const).

4. Превращение роданида аммония NH4CNS в тиомочевину (NH2)2CS – обратимая мономолекулярная реакция. Рассчитайте константу скорости прямой и обратной реакции при 425 К, используя следующие данные:

t, мин.											¥
С(NH4CNS), %	2,0	3,8	6,2	6,1	8,2	10,4	12,3	13,5	14,5	21,2	21,2

При достижении состояния равновесия 21,2 % роданида аммония превращается в тиомочевину.

5. Две реакции одинакового порядка имеют равные предэкспоненциальные множители, но их реакции активации различаются на 41,9 кДж/моль. Рассчитайте соотношение констант этих реакций при 600 К.

6. Термическое разложение диоксида азота 2NO₂ = 2NO + O₂ является гомогенной бимолекулярной реакцией. При 627 ⁰С константа скорости реакции равна 1,81*10³ см³/(моль*с). Стерический множитель равен 0,019. Вычислите энергию активации E_акт, приняв диаметр молекулы NO₂ равным 3,55*10^{-8 см.}

7. Определите энергию поглощенного света (в кДж/моль) при протекании фотохимической реакции , если за время освещения прореагировал 1 моль уксусной кислоты. Длина волны монохроматического света 230 нм. Квантовый выход g=0,5.

8. Определите значения константы Михаэлиса и максимальной скорости и константы k₂ для гидролиза метилового эфира N-ацетил-L-норвалина, катализируемого a-химотрипсином. Экспериментальные данные о зависимости начальной скорости от концентрации субстрата:

C0,S*102, моль*л-1	4,00	4,00	2,00	2,00	1,33	1,33	1,00	1,00	0,80	0,80
W0*107, мм3*мин-1	9,70	10,0	7,77	7,85	6,51	6,41	5,50	5,51	4,80	4,76

9. При добавлении конкурентного ингибитора в ферментативную систему, подчиняющуюся схеме Михаэлиса-Ментен (КМ = 2,5*10-3 моль*л-1), скорость реакции уменьшилась на 60 %. Концентрация субстрата равна 3,0*10-3 моль*л-1, концентрация ингибитора равна 3,0*10-4 моль*л-1. При какой концентрации субстрата скорость реакции составит 30% от исходной при той же концентрации ингибитора?

 

Образец варианта

 

Вопросы к Коллоквиуму № 1

1. Газовые законы. Уравнение состояния идеального газа. Смесь идеальных газов. Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Уравнение с вириальными коэффициентами.

2. Предмет термодинамики. Термодинамические системы и их классификации. Термодинамические свойства (параметры). Интенсивные и экстенсивные параметры. Обобщенные координаты и обобщенные силы. Термодинамический процесс. Термическое равновесие системы. Закон транзитивности теплового равновесия. (Нулевой закон термодинамики). Температура. Температурные шкалы.

3. Внутренняя энергия. Теплота и работа как формы передачи энергии. Первый закон термодинамики. Функция состояния. Иллюстрации значения первого закона термодинамики для изучения биологических процессов.

4. Обмен энергии в форме работы. Работа различного рода. Работа расширения идеального газа. Равновесные, обратимые и неравновесные процессы. Максимальная работа.

5. Процессы при постоянной температуре, объеме, и давлении. Энтальпия. Адиабатный процесс.

6. Обмен энергии в форме теплоты. Теплоемкость и ее зависимость от температуры. Теория теплоемкости газов.

7. Тепловые эффекты химических реакций. Понятие о тепловом эффекте. Стандартные состояния и стандартные теплоты химических реакций. Закон Гесса и его следствия. Термохимические уравнения. Теплоты образования, сгорания, растворения.

8. Зависимость теплового эффекта химических реакций от температуры. Уравнения Кирхгофа. Энергии химических связей.

9. Второй закон термодинамики и его различные формулировки. Энтропия. Процессы равновесные и неравновесные. Теорема Карно-Клаузиуса и максимальный коэффициент полезного действия. Температура как интегрирующий множитель. Уравнение второго закона термодинамики для обратимых и необратимых процессов. Некомпенсированная теплота Клаузиуса и работа, потерянная в необратимом процессе.

10. Изменение энтропии как критерий возможности самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе. Изменение энтропии при химической реакции и фазовых переходах.

11. Постулат Планка. Вычисление абсолютного значения энтропии. Энтропия и вероятность. Статистическая интерпретация. Уравнение Больцмана.

12. Термодинамические потенциалы Гиббса и Гельмгольца. Физический смысл энергии Гиббса и Гельмгольца. Стандартные условия термодинамических величин. Условия самопроизвольного протекания процессов.

13. Характеристические функции и их свойства. Уравнения Гиббса-Гельмгольца. Соотношения Максвелла и их использование для различных термодинамических расчетов.

14. Изменение термодинамических функций в открытых системах. Химический потенциал. Летучесть реальных газов.

15. Химическое равновесие. Закон действующих масс. Термодинамический вывод закона действующих масс. Различные виды констант (К_р, К_с, К_х) и связь между ними. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье-Брауна.

16. Химическое равновесие в идеальных и неидеальных системах. Представление о летучести и активности. Расчеты выходов химических реакций с помощью констант равновесия.

17. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химической реакции. Зависимость констант равновесия от температуры. Уравнение Вант-Гоффа. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье-Брауна.

18. Термодинамические расчеты констант равновесия. Гетерогенные химические равновесия. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье-Брауна.

19. Адсорбционное равновесие. Изотерма, изобара, изохора адсорбции. Уравнение Ленгмюра и область его применимости.

20. Полимолекулярная адсорбция. Уравнение БЭТ и области его приложения. Использование уравнения БЭТ для оценки величины поверхности твердых тел. Хроматография и ее практическое применение.

 

Вопросы к Коллоквиуму № 2

1. Агрегатные состояния и их характеристика. Гетерогенные системы. Понятие фазы, компонента, степени свободы. Правило фаз Гиббса. Условия равновесия между фазами.

2. Однокомпонентные системы. Диаграммы состояния воды. Фазовые переходы первого рода. Уравнение Клайперона-Клаузиса.

3. Термодинамика растворов. Идеальные и неидеальные растворы. Закон Рауля и закон Генри.

4. Коллигативные свойства растворов. Криоскопия и эбуллиоскопия.

5. Осмотические явления. Уравнение Вант-Гоффа, его термодинамический вывод. Биологической значение осмотического давления. Метод активностей.

6. Стандартные состояния. Термодинамическая классификация растворов. Парциальные мольные величины. Уравнение Гиббса-Дюгема. Равновесие жидкость-пар. Правила Гиббса-Коновалова.

7. Электролиты и неэлектролиты. Коллигативные свойства электролитов. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Степень диссоциации электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Закон разведения Оствальда.

8. Растворы сильных электролитов. Основные положения теории сильных электролитов (теория Дебая-Гюккеля). Понятие средней активности и среднего коэффициентами активности; их связь с активностью и коэффициентами активности отдельных ионов Ионная сила растворов. Ионная атмосфера и ассоциация ионов. Уравнения для коэффициента активности в первом, втором и третьем приближении теории Дебая-Гюккеля.

9. Электропроводность растворов электролитов. Удельная электропроводность и её зависимость от концентрации. Эквивалентная электропроводность. Числа переноса ионов. Законы Фарадея. Связь электропроводности со скоростями движения ионов. Подвижность ионов. Закон Кольрауша. Аномальная подвижность ионов водорода и гидроксид-ионов.

10. Электродные процессы. Общая характеристика электрохимических процессов. Понятие электродного потенциала. Водородная шкала электродных потенциалов. Стандартные электродные потенциалы некоторых электродов в водных растворах. Электрохимический ряд напряжений.

11. Электрохимические цепи (гальванические элементы): химические и концентрационные. Измерение ЭДС. Электроды сравнения. Электрохимический метод измерения рН. Электроды для измерения рН: водородный, стеклянный.

12. Формула Нернста для ЭДС и электродных потенциалов. Термодинамика гальванического уравнения Гиббса-Гельмгольца. Направленность электрохимических процессов.

 

 

Вопросы к Коллоквиуму № 3

1. Предмет и задачи химической кинетики. Механизмы химических реакций. Несоответствие механизмов химических реакций и их стехиометрических уравнений. Скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные реакции. Простые и сложные реакции. Элементарные стадии. Основной постулат химической кинетики (закон действующих масс). Порядок и молекулярность реакций.

2. Простые химические реакции. Кинетика необратимых гомогенных реакций первого, второго и более высоких порядков. Определение константы скорости, порядка реакции и вида кинетического уравнения. Важность использования кинетических уравнений формальной кинетики для исследования биологических процессов на примере фармакокинетики. Константа элиминации и время полувыведения в фармакокинетике.

3. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Определение ее из экспериментальных данных.

4. Последовательные реакции. Анализ кинетических кривых последовательных реакций 1-го порядка. Метод стационарных концентраций Боденштейна. Применение метода для вывода кинетических уравнений.

5. Обратимые реакции как частный случай последовательных реакций. Кинетическое уравнение обратимой реакции 1-го порядка. Кинетическое определение константы равновесия химической реакции. Квазиравновесные приближения.

6. Параллельные (конкурирующие) реакции 1-го порядка. Анализ кинетических кривых для двух параллельных реакций 1-го порядка.

7. Сопряженные реакции (последовательно-конкурирующие реакции) как пример смешанных классов сложных реакций.

8. Представление о теориях химической кинетики. Элементы кинетической теории газов.

9. Теория активных столкновений. Физический смысл предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса в рамках теории активных столкновений. Применение теории к биомолекулярным реакциям. Понятие о стерическом множителе.

10. Теория активированного комплекса (теория переходного состояния или абсолютных скоростей реакций). Основные положения и основное уравнение теории активированного комплекса. Сравнение теории активных столкновений и теории активированного комплекса для бимолекулярных реакций.

11. Понятие о цепных и фотохимических реакциях. Цепные реакции. Элементарные процессы возникновения, продолжения, разветвления и обрыва цепей. Неразветвленные и разветвленные цепные реакции. Ингибиторы цепных реакций.

12. Фотохимические реакции. Элементарные фотохимические процессы. Закон фотохимической эквивалентности Эйнштейна. Квантовый выход. Сенсибилизированные реакции. Хемилюминесценция. Биолюминесценция. Значение фотохимических и радиационно-химических реакций в природе.

13. Основные понятия катализа. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы. Особенности ферментативного катализа.

14. Ферментативная кинетика. Уравнение Михаэлиса. Конкурентное и неконкурентное ингибирование.