Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые)




НазваниеЭкзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые)
страница8/12
Дата конвертации27.05.2013
Размер1.43 Mb.
ТипЭкзаменационные вопросы
1   ...   4   5   6   7   8   9   10   11   12

Контрольная работа № 2



Тема: Растворы сильных электролитов.

Электрохимия. Поверхностные явления.

Растворы


Перед решением задач рекомендуется выучить следующие основ­ные понятия темы:

1) протолитическая теория, гидролиз солей;

2) водородный показатель (рН среды);

3) степень ионизации, константы ионизации;

4) буферные системы и растворы;

5) буферная емкость.


Уметь рассчитывать:

1) pH водных растворов кислот, оснований, солей;

2) рН буферного раствора;

3) буферную емкость.

Обратить внимание на то, что:

1) при 25°С в кислой среде рН < 7, в щелочной среде рН >7, в нейтральной среде рН = 7;

2) рН величина безразмерная;

3) в уравнении для расчета рН буферного раствора под знаком логарифма могут стоять отношения:

сосн/скисл;

vосн/vкисл;

(сосн.исх*Vосн.исх)/(скисл.исх*Vкисл. исх);

(mосн*Мкисл)/(Мосн*mкисл)

4) буферную емкость по кислоте определяют по содержанию ко­личества вещества основания буферного раствора, буферную ем­кость по основанию - по содержанию количества вещества кислоты буферного раствора.

Электрохимия


Перед решением задач рекомендуется выучить следующие основ­ные понятия:

1) электродный потенциал;

2) редокс - системы первого и второго типа;

3) стандартный и формальный редокс - потенциалы;

4) ЭДС гальванического элемента;

Знать:

1) механизм возникновения электродного и редокс - потенциала;

2) устройство гальванических элементов, их условную запись;

3) устройство водородного, каломельного, хлорсеребряного и стеклянного электродов;

4) уравнение Нернста.

Уметь:

1) составлять электронно - ионное уравнение процессов окисле­ния и восстановления;

2) записывать схемы гальванических цепей;

3) определять направление редокс - процесса;

Обратить внимание на то, что:

1) В уравнении Нернста под знаком логарифма может стоять от­ношение:

с(Ox)/c(Red);

v(Ox)/v(Red);

cисх(Ox)Vисх(Ox)/cисх(Red)Vисх(Red);

m(Ox)M(Red)/M(Ox)m(Red)

2) изменение редокс - потенциала определяется соотношением ак­тивностей окисленной и восстановленной форм. Если соотношение активностей окисленной и восстановленной форм больше единицы, то значение редокс - потенциала системы увеличивается по сравне­нию со стандартным потенциалом; если соотношение активностей окисленной и восстановленной форм меньше единицы, то значение редокс - потенциала системы уменьшается по сравнению со стандарт­ным потенциалом.


Поверхностные явления


Перед решением задач необходимо выучить основные понятия:

1) адсорбция, предельная адсорбция;

2) поверхностное натяжение;

3) коэффициент поверхностного натяжения;

4) поверхностно-активные и поверхностно-неактивные вещества;

5) поверхностная активность;

6) адсорбент, адсорбат;

7) правило выравнивания полярностей Ребиндера.

Разобрать следующие вопросы:

1) подвижная и неподвижная поверхность раздела фаз;

2) связь между величиной адсорбции и коэффициентом поверх­ностного натяжения (уравнение Гиббса);

3) изменение величины поверхностной активности в гомологиче­ском ряду (правило Траубе);

4) связь величины предельной адсорбции с площадью попереч­ного сечения и осевой длины молекулы;

5) уравнение изотермы адсорбции Лэнгмюра.

Обратить внимание на размерность величин адсорбции на по­движной границе фаз и на твердых адсорбентах.


Примеры решения типовых задач


Вычислите рН раствора азотной кислоты концентра­ции 0,001 моль/л.


Решение: Подставляя значение концентрации из условия зада­чи в уравнение:

рН = - lg c (Н+), где с(Н+) = с(HN03) вычисляем водородный показатель:

рН = -lg c (HN03) = -lg0,00l = 3.

Ответ: рН =3.


Вычислите рН раствора гидроксида калия, концент­рация которого с = 0,012 моль/л.


Решение: Подставляя в уравнение рОН = - lg С(ОН-), где С(ОН-) = С(КОН) известное по условию задачи значение концентрации раствора КОН, находим

рН = 14 – рОН; рН = 14,0 - 1,92 =12,1.

Ответ: рН = 12,1.


Рассчитайте концентрацию протонов в слезной жидкости, рН =7,4.


Решение: При решении задачи воспользуемся уравнением: рН = -lg С(Н+),

отсюда С(Н+) =10-рН = 10-7,4 = 3,9 10-8 моль/л.

Ответ: С(Н+) = 3,9 10-8моль/л.


Рассчитать ионную силу раствора «Трисоль», применяемого в медицинской практике в качестве плазмозамещающего раствора, учитывая его пропись:

натрия хлорид – 0,5 г,

калия хлорид – 0,1 г,

натрия гидрокарбонат – 0,4 г,

вода для инъекций – до 100 мл.


Решение: Ионная сила раствора (I) определяется как полусумма произведений концентраций каждого иона на квадрат его заряда:

1

I =   ci  zi2

2

Для определения концентрации каждого иона необходимо найти количество веществ, входящих в состав прописи:

0,5г 0,1г

v(NaCl) =  = 0,0085 моль; v(KCl) =  = 0,0013 моль;

58,5г/моль 74,5г/моль

0,4г

v(NaHCO3) =  = 0,0048 моль;

84г/моль

v(X) 0,0085 моль

c(X) =  = c(NaCl) =  = 0,085 моль/л;

Vр-ра 0,1 л

0,0013 моль

с(KCl) =  = 0,013 моль/л;

0,1 л

1

I =  (0,085  12 + 0,085  12 + 0,013  12 + 0,013  12 + 0,048  12 + 0,048  12) =

2

= 0,146 моль/л.

Для сравнения: ионная сила плазмы крови равна 0,15 моль/л.

Ответ: ионная сила раствора «Трисоль» равна 0,146 моль/л, что соответствует ионной силе плазмы крови.


Стеклянный электрод, соединенный в гальваническую цепь с электродом сравнения при Т = 298 К, сначала погрузили раствор с рН = 3,5, а затем – в исследуемую пробу молока. При этом ЭДС цепи возросла на 0,15 В. рН молока в норме находится в пределах 6,6 – 6,9. Оцените результат исследования молока, если учесть, что измерительный электрод заряжается отрицательно по отношению к электроду сравнения.


Решение:

  1. Потенциал стеклянного электрода в растворе с рН = 3,5 определяется по уравнению 1 = 0 + 0,059  3,5.

  2. Потенциал стеклянного электрода в исследуемой пробе молока определяется по уравнению 2 - 1 = 0,15, тогда

0,15 = 0,059  (рН – 3,5);

0,15

рН = 3,5 +  = 6,04;

0,059

6,04 < 6,6, следовательно, молоко прокисло.

Ответ: рН пробы молока ниже нормы, молоко прокисло.


В каком соотношении находятся исходные компоненты фосфатной и бикарбонатной буферных систем в плазме крови при pH=7,36, если для плазмы рК(Н2РО4-)= 6,8; рК(Н2СО3)=6,1.


Решение:

pН(ф.б.)=рК(Н2РО4-)+lg[HPO42-]/[H2PO4];

pН(ф.б.)=рК(Н2СО3)+ lg[HСО3-]/[ H2СО3];

lg[HPO42-]/[H2PO4]=7,36-6,8=0,56; lg[HСО3-]/[ H2СО3]=7,36-6,1=1,26;

[HPO42-]/[H2PO4]=3,63; [HСО3-]/[ H2СО3]=18,2.

И в фосфатной, и в бикарбонатной буферных системах сопряжение оснований больше, чем кислот, что необходимо для живых организмов, в результате метаболизма которых образуется значительно больше кислот, чем оснований.

Ответ: исходные компоненты фосфатной и бикарбонатной буферных систем (основание/кислота) находятся соответственно в соотношениях 3,63:1 и 18,2:1.


К 100 мл крови для изменения рН от 7,36 до 7,00 надо добавить 3,6 мл соляной кислоты с концентрацией 0,1 моль/л. Какова буферная емкость крови по кислоте?


Решение:

Буферная емкость (В) определяется числом моль эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которое надо добавить к 1л буферного раствора, чтобы изменить его рН на единицу:

В=n(1/z к-ты (щел.))/∆рН. V р-ра(л);

n(HCl)=n(1/zHCl)=0,1 моль/л.3,6.10-3 л = 3,6.10-4 моль;

В= 3,6.10-4 моль/ 0,36.0,1 л = 0,01 моль/л.

Ответ: буферная емкость по кислоте составляет 0,01 моль/л.


Водный раствор сульфата меди (II) с массовой долей 1% (р=1,009г/мл) назначают в малых дозах для улучшения кроветворной функции. Вычислить активность ионов меди в таком растворе.


Решение:

a(Cu2+) =.c(Cu2+).

Коэффициент активности у можно рассчитать по уравнению Дебая - Хюккеля:

lg = -0.51 . z2 . I ,

где z – заряд иона,

I – ионная сила раствора.

Ионная сила раствора

I = ½[c(Cu2+) . z2(Cu2+) + c(SO42-) . z2(SO42-)];

С(СuSO4) =W . p . 10/ М = 1. 1,009 . 10/ 160 = 0,063 моль/л;

I = ½(0,063 . 22 . + 0,063 . 22) = 0,252 моль/л;

lg = -0,51 . 22 . 0,252 = - 1,02;  = 0,095;

а(Cu2+) = 0,095 . 0,063 = 0,006 моль/л.

Ответ: активность ионов меди 0,006 моль/л.


В желудочном соке содержится соляная кислота, которая относится к сильным электролитам и практически полностью диссоциирует в водных растворах. Рассчитайте рН желудочного сока, если массовая доля HCl в нем составляет в норме 0,05%. Плотность желудочного сока принять равной 1 г/см3.


Решение:

  1. Так как HCl диссоциирует полностью HCl  H+ + Cl-, то концентрация ионов Н+ равна концентрации HCl.

  2. По формуле с =  .  . 10/ М определим молярную концентрацию HCl, а следовательно, и молярную концентрацию ионов водорода:

с(HCl)=0,5 . 1 . 10 / 36,5 = 0,137 моль/л;

с[H+] = 0,137 моль/л;

  1. рН = -lg a(H+), где a(H+) – активная концентрация ионов водорода;

a(H+)= . с, где  – коэффициент активности, который можно рассчитать или найти по справочнику. Для простоты расчета примем, что  = 1, а = с,

рН = -lg 0,137 = 1,86.

Ответ: рН(желуд. сока) = 1,86.


Рассчитайте, чему равен потенциал цинкового электрода, опущенного в раствор с молярной концентрацией ZnSO4, равной 0,001моль/л, Т=298 К.


Решение:

Величина потенциала, возникающего на границе металл/раствор, определяется по уравнению Нернста Zn2+/Zn= 0Zn2+/Zn+RT/zF  ln a(Zn2+),

Где Zn2+/Zn-потенциал, возникающий на границе металл /раствор;

0Zn2+/Zn- стандартный потенциал цинкового электрода ( справочные данные);

0Zn2+/Zn= - 0,763 В;

R-универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/моль. К;

Т- температура (К), влияющая на величину электродного потенциала;

z- число электронов в электродной реакции

Zn2++2eZn0,z=2;

F - число Фарадея, 96500 Кл/моль;

а(Zn2+) – активная концентрация ионов цинка, равная произведению коэффициента активности () на аналитическую концентрацию(с): а=.с. При больших разведениях (с=10-3 и меньше)=1;а=с.

Zn2+\Zn= -0, 763+8,31.298/2.96500.ln0,001= - 0,852 В.

Ответ: потенциал цинкового электрода равен – 0,852 В.


Вычислите потенциал водородного электрода при 298 К, погруженного в раствор, содержащий в 1 л 5,85 г NaCl и 0,1 моль хлороводорода. Расчет произвести с учетом ионной силы раствора.


Решение:

  1. Вычисляем ионную силу раствора (I) по формуле:

I= 1/2 сi  zi2

C(HCl)=0,1 моль/л; С(NaCl)=m(NaCl)/M(NaCl).Vр-ра= 5,85г/ 58,5 г/моль.1л= 0,1 моль/л.

I=1/2 (С(H+).12+С(Cl-).12 + С(Na+).12 + С(Cl-).12)= 1/2(0,1.1+0,1.1+ 0,1.1+0,1.1)= 0,2 моль/л.

По величине (I), пользуясь справочником, находим коэффициент активности =0,7, и определяем активную концентрацию ионов водорода:

а(Н+)= .с(Н+)= 0,7.0,1= 0,07 моль/л.

  1. Определяем рН исследуемого раствора: рН= - lg0,07 = 1,15.

  2. Потенциал водородного электрода рассчитывается по уравнению: 2н+\н2= - 0,059 рН;

2н+\н2= - 0,059.1,15= - 0,068 В.

Ответ: потенциал водородного электрода в исследуемом растворе равен

– 0,068 В.


Для измерения рН сока поджелудочной железы была составлена гальваническая цепь из водородного и хлорсеребряного (насыщенного) электродов. Измеренная при 25 С ЭДС составила 680 мВ. Вычислите рН сока поджелудочной железы и приведите схему гальванической цепи.


Решение:

  1. По справочнику определяем потенциал хлорсеребряного ( насыщенного) электрода при t=25С:

AgCl,KCl (насыщ.)/Ag= 0,222 В.

  1. Вычисляем потенциал водородного электрода из уравнения:

Е= хлорсереб. -  водор., так как потенциал водородного всегда отрицательный и меньше хлорсеребрянного,  водор = хлорсереб – Е;

 водор = 0,222- 0,680= - 0,458 В.

  1. Из уравнения  водор = + 0,059.lg а2 (Н+) или  водор = 0,059 рН;рН= водор /0,059= - 0,458/0,059= 7,77

  2. Запишем схему гальванической цепи:

Pt,Н2| сок поджелудочной железы|| KCl(нас.),AgCl|Ag.

Ответ: рН сока поджелудочной железы равен 7,77(в норме).


При уменьшении концентрации новокаина в растворе с 0,2 моль/л до 0,15 моль/л поверхностное натяжение возрос­ло с 6,9 • 10-2 Н/м до 7,1 • 10-2 Н/м, а у раствора кокаина с 6,5 • 10-2 Н/м до 7,0 • 10-2 Н/м. Сравните величины адсорбции двух веществ в данном интервале концентраций. Т= 293 К.


Решение:

  1. Адсорбцию на границе раздела жидкость — газ вычисляют с помощью уравнения Гиббса



где Г — величина адсорбции растворенного вещества, из­меряемая количеством этого вещества (моль), приходящегося на единицу площади поверхности адсорбен­та, моль/м2;

с — равновесная молярная концентрация растворенного ве­щества, моль/л, в узких интервалах измерений рас­считывается как средняя величина:

— поверхностная активность (понижение удельного по­верхностного натяжения, вызванное повышением кон­центрации растворенного вещества в поверхностном

слое); в узком диапазоне - ;∆σ=σ2-σ1, ∆с=с2-с1

R — газовая постоянная, Дж/моль  К.

  1. Определяем величину адсорбции новокаина:




3) Определяем величину адсорбции кокаина:





Ответ: адсорбция кокаина при прочих равных условиях выше.


В 50 мл раствора с концентрацией уксусной кислоты 0,1 моль/л поместили адсорбент массой 2 г и взбалтывали смесь до дости­жения адсорбционного равновесия. После этого раствор отфильт­ровали. На титрование 10 мл фильтрата пошло 15 мл раствора титранта с концентрацией КОН, равной 0,05 моль/л. Определите величину адсорбции уксусной кислоты.


Решение:

1) По результатам титрования находим равновесную концен­трацию уксусной кислоты:




2) Определяем адсорбцию по разности концентраций исход­ного и равновесного растворов уксусной кислоты (адсорбата):




где с0 и сравн. — начальная и равновесная концентрации адсорбата;

V—объем раствора, из которого ведется адсорбция;

m —масса адсорбента.



Ответ: величина адсорбции уксусной кислоты составила. 6,25-10-4 моль/г.


Емкость адсорбента АДБ по холестерину составляет 0,7 мкмоль/г. Какая масса холестерина адсорбируется из плазмы крови, содержащей 4,8 мкмоль/мл холестерина, если а = 2 мкмоль/мл, М хол. = 386,6 г/моль? Как изменится величина адсорбции, если концентрация холестерина в плазме увеличится до 5,4 мкмоль/мл?


Решение:

1) Величину адсорбции определяем по уравнению Ленгмюра, принимая, что предельная адсорбция равна емкости адсорбента 0,7 мкмоль/г, или 0,7 •10-6 моль/г:








2) Массу холестерина, адсорбированного из плазмы, опреде­ляем по формуле

m=n∙M, где n = Г

m(хол)1=4,9∙10-7 моль∙386,6 г/моль=189,4∙ 10-6 г=1,89∙10-4г.

m(хол)2=5,1∙10-7 моль∙386,6 г/моль=1,97∙10-4 г.

Ответ: с увеличением концентрации холестерина величина адсорбции увеличивается; m(хол)1 =1,89∙10-4г., m(хол)2=1,97∙10-4г.


Степень адсорбции пропионовой кислоты из водного раствора углем массой 2 г составила 60%. Определите массу пропи­оновой кислоты (г) в 1 л водного раствора до адсорбции, если удельная адсорбция равна 2,32 • 10-3 моль/г.


Решение:

1) Величину адсорбции из раствора и степень адсорбции определяем по формулам:





  1. Вычисляем массу пропионовой кислоты:



m(C2H5COOH)=c0(C2H5COOH)∙M(C2H5COOH)∙Vр-ра

m(C2H5COOH)=7,73∙10-3моль/л∙74 г/моль∙1л=0,572 г.

Ответ: m(C2H5COOH) в 1 л раствора до адсорбции состави­ла 0,572 г.


Рассчитать рН ацетатного буферного раствора, приготовленного из 80 мл c молярной концентрацией эквивалента СН3СООН 0,1моль/л и 20 мл раствора СН3СООNa с молярной концентрацией эквивалента 0,1моль/л. Кд(СН3СООН) = 1,74  10-5.


Решение:

Расчет рН буферных растворов производится по уравнению Гендерсона – Гассельбаха:

рН= р Кк-ты + lg(C(1/z соли)  V соли / C(1/z к-ты) Vк-ты), где рК=-lgКд.

рН= 4,76 +lg (20  10-3л  0,1 моль/л / 80  10-3 л  0,1 моль/л) = 4,16

Ответ: рН ацетатного буферного раствора 4,16
1   ...   4   5   6   7   8   9   10   11   12

Похожие:

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconТематические планы лекций, практических занятий, элективных курсов, экзаменационные вопросы, примеры тестов
...

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconРасписание занятий 3 курса
Примечание: элективу (общ хирургии) –1 часовые, занятия по физической культуре, микробиологии, культурологии, омо в чс, – 2-х часовые;...

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconКурс 3 семестр № Темы лекций Кол-во аудиторных часов 1
Учебно-тематические планы лекционных занятий по курсу «Уравнения в частных производных»

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconКурс 1 семестр № Темы лекций Кол-во аудиторных часов 1
Учебно-тематические планы лекционных занятий по курсу «Математический анализ» (экономический факультет)

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconТематические планы лекций и практических занятий. 1 курс план лекций по истории фармации для студентов 1 курса фармацевтического факультета на осенний семестр N
Развитие рыночных отношений в системе лекарственной помощи населению России в 90-е года 20 века и начале 21 века

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconТематические планы лекций и практических занятий 1 курс план лекций по истории фармации для студентов 1 курса фармацевтического факультета на осенний семестр N
Развитие рыночных отношений в системе лекарственной помощи населению России в 90-е года 20 века и начале 21 века

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconПрограмма компьютерной обработки блока психологических тестов «Диагностика личностных отклонений подросткового возраста»
Компьютерное пособие на cd дисках «Экзаменационные билеты и тематические задачи»

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconПланы лекций по курсу «Избранные главы физико-химии вмс» для студентов 4 курса специальности «Химия» 7 семестр 2011/2012 учебного года
Охрана окружающей среды при использовании и переработке пленкообразующих соединений

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconКалендарно-тематический план лекций по общей патологии (лекции 2-часовые)
Введение в патологию. Методы исследования. Предмет патологии. Болезнь и здоровье

Экзаменационные вопросы, примеры тестов тематические планы лекций по общей химии на 1 семестр ( 2-х часовые) iconА. Дореволюционный период I
А. Е. Арбузов был в 1911 г избран и являлся (по 1917 г.) заведующим кафедрой химии (по сути – общей химии) и профессором по органической...


Разместите кнопку на своём сайте:
lib.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©lib.convdocs.org 2012
обратиться к администрации
lib.convdocs.org
Главная страница