Методичка. Методические указания к СКРО. Методические рекомендации к самостоятельной контактной работе обучающихся по дисциплине Химия

Название	Методические рекомендации к самостоятельной контактной работе обучающихся по дисциплине Химия
Анкор	Методичка
Дата	05.12.2021
Размер	371.74 Kb.
Формат файла
Имя файла	Методические указания к СКРО.docx
Тип	Методические рекомендации #292280
страница	3 из 6

1 2 3 4 5 6

Тема. Контрольная работа по модулю 1.

Цель: обобщить материал занятий № 1-5.

Задания для самостоятельной контактной работы обучающихся:

1) Обобщить и систематизировать теоретический материал по темам 1-5, с использованием конспектов лекций, рекомендуемой учебной литературы.

2) Ответить на вопросы для самоконтроля

3) Решить типовые задачи
Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.

Вопросы для самоподготовки к занятию.

1. Растворы, растворитель, растворенное вещество. Вода как уникальный растворитель для процессов жизнедеятельности.

2. Классификация растворов.

3. Способы выражения концентраций.

4. Сущность титриметрического метода анализа. Закон эквивалентов.

5. Классификация методов титриметрического анализа.

6.Ацидиметрия, алкалиметрия. Точка эквивалентности и методы ее определения.

7. Идеальные растворы. Коллигативные свойства растворов.

8. Закон Рауля и следствия из него. Физический смысл эбуллиоскопической и криоскопической констант.

9. Осмос, осмотическое давление. Осмометрия.

10. Изо-, гипер- и гипотонические растворы. Цитолиз (лизис), плазмолиз.

11. Осмомоляльность, осмолярность. Изоосмия.

12.Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты.

13.Факторы, влияющие на степень диссоциации. Закон разведения Оствальда.

14.Теория сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Ионная сила. Активность.

15. Гидролиз солей, основные типы гидролиза.

16.Константа и степень гидролиза, факторы, влияющие на степень гидролиза.

17. Буферные растворы, их классификация.

18. Механизм буферного действия.

19. Расчет рН буферных растворов, зона буферного действия.

20. Буферная емкость, факторы, влияющие на буферную емкость.

21. Буферные системы в организме человека.

22. Условия выпадения и растворения осадков.

23.Математические выражения произведения растворимости. Влияние одноименного иона на растворимость осадка.

24. Строение комплексных соединений: комплексообразователь и его степень окисления, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сфера, заряд комплексного иона.

25. Классификация комплексов по природе лигандов.

26. Номенклатура комплексов. Изомерия.

27.Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.

Типовые задачи для самоконтроля

1. Растворы, растворитель, растворенное вещество. Вода как уникальный растворитель для процессов жизнедеятельности.

*Рассчитать объем формальдегида, который потребуется для приготовления 1л формалина (40%-ный раствор формальдегида, ρ = 1,11 г/мл).

2. Закон Рауля и следствия из него. Физический смысл эбуллиоскопической и криоскопической констант.

*Выведите молекулярную формулу эритрозы, имеющей состав C_n(H₂O)_n, если известно, что раствор, содержащий 10 г эритрозы в 1 кг воды, замерзает при -0,155^оС. К(Н₂О) = 1,86.

3. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты.

*Рассчитать рН раствора, если в 500 мл раствора содержится 5,6 г КОН.

4. Буферные растворы, механизм действия буферных растворов.

*Рассчитать рН буферного раствора, приготовленного смешением 20 мл 0,01М раствора СН₃СООН и 30 мл 0,005М раствора СН₃СООNa. рК(СН₃СООН) =4,75.

5. Условия выпадения и растворения осадков.

*Рассчитать массу серебра в насыщенном растворе AgCl, объем раствора 200 л, ПР(AgCl) = 1,8 ∙ 10^-10.
Формы контроля освоения заданий по самостоятельной контактной работе: контрольные вопросы, ситуационные задачи.

Рекомендуемая литература

Основная:

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов (Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. ред. Ю.А. Ершов), 8 изд. – М.: Высшая шк., 2009. – 560 с.

2. Общая химия электронный ресурс:

http://www.studmedlib.ru/book/ISBN9785970421086.html/Под. ред. В.А. Попкова. М.: Гэотар Медиа, 2012.

Дополнительная:

3. Общая химия. Руководство к самостоятельной работе студентов ч. 1. Электронный ресурс: http://92.50.144.106/jirbis/ БГМУ, 2008, 143 с.

4. Харитонов Ю.А. Аналитическая химия. Аналитика. Кн.2. М.: Высшая школа, 2002.

Занятие № 7.

Тема. Химическая термодинамика и биоэнергетика.
1. Актуальность: знание законов химической термодинамики позволит будущему врачу-стоматологу получить представления об энергетическом балансе человеческого организма, установить специфические особенности преобразования одних видов энергии в другие в процессе жизнедеятельности, получить объективные критерии осуществимости реакций в живых организмах как открытых термодинамических системах.

2. Цель: научиться определять и рассчитывать тепловые эффекты химических реакций, на основе термодинамических характеристик предсказывать направление и предел процессов жизнедеятельности, пользоваться справочной литературой.

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен знать:

процессы превращения энергии в организме
законы термодинамики и их применимость для химических процессов
закон Гесса и его следствия

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен уметь:

пользоваться химическим оборудованием;
производить расчеты по результатам эксперимента, проводить элементарную статическую обработку результатов эксперимента

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен
владеть:

самостоятельной работой со справочным материалом
техникой безопасности при работе с растворами кислот, щелочей и стеклянной посудой
навыками выполнения расчетных задач

должен сформировать компетенции: ОК-1, ОПК-7, ПК-21 и трудовые функции: А/05.7

Задания для самостоятельной контактной работы обучающихся:

1) Ознакомиться с теоретическим материалом по теме занятия с использованием конспектов лекций, рекомендуемой учебной литературы.

2) Ответить на вопросы для самоконтроля

3) Проверить свои знания с использованием тестового контроля
Вопросы для самоконтроля:

1. Основные понятия химической термодинамики. Классификация систем и процессов, примеры.

2.Тепловой эффект процесса. Энтальпия. Экзотермические, эндотермические процессы. Закон Гесса, следствия из него. Термохимические расчеты.

3. Энтропия, ее смысл и изменения в различных процессах.

4. Энергия Гиббса, ее смысл, расчет.

Тестовый контроль

1. К какому типу систем относится человек?

1) открытая 2) закрытая 3) изолированная 4) гомогенная

2. Мера хаотичности системы –

1) энтальпия 2) энтропия 3) теплота 4) работа

3. Для экзотермических реакций

1) ∆Н^о › 0 2)∆Н^о ‹ 0 3)∆Н^о = ∆S 4) ∆Н^о= 0

4. Реакция возможна, если

1) ∆G^о › 0 2)∆Н^о › 0 3)∆S ‹ 0 4)∆G^о ‹ 0

5. Единица измерения внутренней энергии (U)

1) моль 2) кг 3) Дж 4) г/л.

Ответы: 1-1,2;2-2;3-2;4-4;5-3.
Формы контроля освоения заданий по самостоятельной контактной работе: тестовые задания, контрольные вопросы, ситуационные задачи.

Рекомендуемая литература

Основная:

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов (Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. ред. Ю.А. Ершов), 8 изд. – М.: Высшая шк., 2009. – 560 с.

2. Общая химия электронный ресурс:

http://www.studmedlib.ru/book/ISBN9785970421086.html/Под. ред. В.А. Попкова. М.: Гэотар Медиа, 2012.

Дополнительная:

3. Общая химия. Руководство к самостоятельной работе студентов ч. 1. Электронный ресурс: http://92.50.144.106/jirbis/ БГМУ, 2008, 143 с.

4. Харитонов Ю.А. Аналитическая химия. Аналитика. Кн.2. М.: Высшая школа, 2002.

Занятие №8.

Тема. Химическое равновесие. Кинетика.

1. Актуальность: знание законов химического равновесия и кинетики необходимо для дальнейшего изучения равновесных процессов метаболизма, буферных систем, дыхания, механизма действия лекарственных и токсических веществ и т.д., позволит оценить специфические особенности биокатализа.

2.Цель: научиться рассчитывать константу равновесия, равновесные концентрации, предсказывать направление смещения равновесия при конкретном изменении условий; решать кинетические задачи, экспериментально измерять скорость химических реакций, определять ее зависимость от концентраций реагентов, температуры, катализатора; пользоваться справочной литературой.

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен знать:

обратимые и практически необратимые реакции
принцип Ле Шателье и его применимость
термодинамические условия равновесия

Для формирования необходимых навыков обучающийся должен
уметь:

писать уравнения обратимых реакций в молекулярном и ионном виде
производить расчеты по уравнениям реакций
пользоваться химическими реагентами, посудой и оборудованием

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен
владеть:

самостоятельной работой со справочниками
техникой безопасности при работе с растворами кислот, щелочей и стеклянной посудой
навыками выполнения расчетных задач

должен сформировать компетенции: ОК-1, ОПК-7, ПК-21 и трудовые функции: А/05.7

Задания для самостоятельной контактной работы обучающихся:

1) Ознакомиться с теоретическим материалом по теме занятия с использованием конспектов лекций, рекомендуемой учебной литературы.

2) Ответить на вопросы для самоконтроля

3) Проверить свои знания с использованием тестового контроля
Вопросы для самоконтроля:

1. Какие процессы называются обратимыми? Равновесные и стационарные состояния.

2. Свойства равновесий. Принцип Ле-Шателье, смещение равновесий при изменении температуры, концентраций, давления.

3. Основные понятия химической кинетики: скорость реакции, константа скорости, элементарная, сложная реакции, кинетическое уравнение реакции, кинетическая кривая, молекулярность, порядок реакции.

4. Основной закон химической кинетики.

5. Классификация сложных реакций.

6. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.

7. Катализ. Катализаторы, свойства, механизм действия. Особенности ферментов как биокатализаторов.

Тестовый контроль

1. Термодинамические условия равновесия:

1) ∆G^о › 0 2)∆Н^о =0 3)∆S = 0 4)∆G^о = 0

2. При увеличении температуры равновесие в реакции Hb+O₂↔ HbO₂+Q сместится 1) влево 2) вправо 3) не сместится 4) не известно

3. В условиях равновесия скорости прямой (υ₁) и обратной реакций (υ₂)

1)υ₁›υ₂ 2)υ₁‹υ₂ 3)υ₁= υ₂ 4) любое соотношение

4. Сумма показателей степеней концентраций реагентов в кинетическом уравнении реакции называется

1) молекулярность 2) порядок реакции 3)энергия активации 4)скорость

5. k = A∙e^–^E^/(^RT⁾ – это уравнение

1)Вант-Гоффа 2)Аррениуса 3)Больцмана 4) изотермы

Ответы: 1-4,2;2-1;3-3;4-2;5-2.
Формы контроля освоения заданий по самостоятельной контактной работе: тестовые задания, контрольные вопросы, ситуационные задачи.

Рекомендуемая литература

Основная:

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов (Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. ред. Ю.А. Ершов), 8 изд. – М.: Высшая шк., 2009. – 560 с.

2. Общая химия электронный ресурс:

http://www.studmedlib.ru/book/ISBN9785970421086.html/Под. ред. В.А. Попкова. М.: Гэотар Медиа, 2012.

Дополнительная:

3. Общая химия. Руководство к самостоятельной работе студентов ч. 1. Электронный ресурс: http://92.50.144.106/jirbis/ БГМУ, 2008, 143 с.

4. Харитонов Ю.А. Аналитическая химия. Аналитика. Кн.2. М.: Высшая школа, 2002.

Занятие № 9.
Тема. Электропроводность растворов.

1. Актуальность: кондуктометрия используется для определения концентрации растворенного вещества, степени и константы диссоциации, растворимости.

2. Цель: научиться определять степень и константу диссоциации слабого электролита в водном растворе.

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен знать:

понятия сила тока, напряжение, сопротивление, электропроводимость
проводники I и II рода
окислительно-востановительные реакции

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен уметь:

пользоваться химическим оборудованием и реактивами
производить расчеты по результатам эксперимента

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен владеть:

самостоятельной работой с учебной и справочной литературой
навыками безопасной работы в химической лаборатории и умение обращаться с химической посудой и реактивами

должен сформировать компетенции: ОК-1, ОПК-7, ПК-21 и трудовые функции: А/05.7

Задания для самостоятельной контактной работы обучающихся:

1) Ознакомиться с теоретическим материалом по теме занятия с использованием конспектов лекций, рекомендуемой учебной литературы.

2) Ответить на вопросы для самоконтроля

3) Проверить свои знания с использованием тестового контроля
Вопросы для самоконтроля:

1.Проводники электричества I и II рода.

2. Удельная электропроводность, зависимость ее от: концентрации, температуры, частоты тока (для биологических клеток)

3. Молярная электропроводность, зависимость ее от: концентрации, температуры.

4. Закон Кольрауша.

5. Кондуктометрическое титрование.

Тестовый контроль

1.Носители электрического тока в проводниках I рода:

1) ионы 2)электроны 3)ионы и электроны 4) радикалы

2. Ионы являются носителями электрического тока в:

1) проводниках I рода 2) проводниках II рода 3) металлах

4) электролитах

3. Более высокую электрическую проводимость имеет раствор

1) HCl 2)CH₃COOH 3)NH₄OH 4)C₂H₅OH

4. Электрическая проводимость ниже у:

1) костной ткани 2) кожи 3)желудочного сока 4) крови

5. Кондуктометрическим методом определяют:

1) редокс-потенциал 2)электрическую проводимость 3)точку эквивалентности 4) константу ячейки

Ответы: 1-2,2;2-2,4;3-1;4-2;5-1.
Формы контроля освоения заданий по самостоятельной контактной работе: тестовые задания, контрольные вопросы, ситуационные задачи.

Рекомендуемая литература

Основная:

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов (Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. ред. Ю.А. Ершов), 8 изд. – М.: Высшая шк., 2009. – 560 с.

2. Общая химия электронный ресурс:

http://www.studmedlib.ru/book/ISBN9785970421086.html/Под. ред. В.А. Попкова. М.: Гэотар Медиа, 2012.

Дополнительная:

3. Общая химия. Руководство к самостоятельной работе студентов ч. 1. Электронный ресурс: http://92.50.144.106/jirbis/ БГМУ, 2008, 143 с.

4. Харитонов Ю.А. Аналитическая химия. Аналитика. Кн.2. М.: Высшая школа, 2002.

Занятие № 10.
Тема. Потенциометрия

1. Актуальность: Потенциометрический метод самый распространенный из электрохимических способов контроля рН в производстве лекарственных препаратов и фармацевтическом анализе.

2. Учебные цели: ознакомиться с ионометром (рН – метром), научиться определять рН потенциометрически.

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен знать:

Стандартные электродные потенциалы. Уравнение Нернста.
Обратимые электроды 1 и 2 рода.
Электроды сравнения: водородный, хлорсеребряный.
Электроды определения.
Редокс-электроды. Уравнение Петерса.
Гальванический элемент. Электродвижущая сила.
Потенциометрия: принцип метода и его применение для определения рН.

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен уметь:

пользоваться химическим оборудованием и реактивами
производить расчеты по результатам эксперимента

Для формирования необходимых компетенций обучающийся должен владеть:

самостоятельной работой с учебной и справочной литературой
навыками безопасной работы в химической лаборатории и умение обращаться с химической посудой и реактивами

должен сформировать компетенции: ОК-1, ОПК-7, ПК-21 и трудовые функции: А/05.7

Задания для самостоятельной контактной работы обучающихся:

1) Ознакомиться с теоретическим материалом по теме занятия с использованием конспектов лекций, рекомендуемой учебной литературы.

2) Ответить на вопросы для самоконтроля

3) Проверить свои знания с использованием тестового контроля
Вопросы для самоконтроля:

1. Стандартные электродные потенциалы. Уравнение Нернста.

2. Обратимые электроды 1 и 2 рода.

3. Электроды сравнения: водородный, хлорсеребряный.

4. Электроды определения.

5. Редокс-электроды. Уравнение Петерса

6. Гальванический элемент. Электродвижущая сила.

7. Потенциометрия: принцип метода и его применение для определения рН.

Тестовый контроль

1.Уравнение Нернста для стеклянного электрода:

1) рН = -lgаН⁺ 2) Е = --0.059рН 3) рОН = -lgаОН^- 4) Е =Е⁰ –lgаН⁺

2. Электрод сравнения для определения рН:

1) хлорсеребряный 2) стеклянный 3) хингидронный

3. Термодинамическое условие работы гальванического элемента

1)∆G> 0 2)∆G<0 3)E> 0 4) ∆G= 0

4. Электрическая проводимость ниже у:

1) костной ткани 2) кожи 3)желудочного сока 4) крови

5. Потенциал меди в растворе Cu(NO₃)₂c активностью ионов меди (II) равной 0,12 моль/л (φ⁰ = 0,337В) составляет:

1) 0,31В 2)0,62В 3)0,28В 4) 0,27В

Ответы: 1-2,2;2-2;3-3;4-2;5-1.
Формы контроля освоения заданий по самостоятельной контактной работе: тестовые задания, контрольные вопросы, ситуационные задачи.

Рекомендуемая литература

Основная:

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов (Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. ред. Ю.А. Ершов), 8 изд. – М.: Высшая шк., 2009. – 560 с.

2. Общая химия электронный ресурс:

http://www.studmedlib.ru/book/ISBN9785970421086.html/Под. ред. В.А. Попкова. М.: Гэотар Медиа, 2012.

Дополнительная:

3. Общая химия. Руководство к самостоятельной работе студентов ч. 1. Электронный ресурс: http://92.50.144.106/jirbis/ БГМУ, 2008, 143 с.

4. Харитонов Ю.А. Аналитическая химия. Аналитика. Кн.2. М.: Высшая школа, 2002.

Занятие № 11.

1 2 3 4 5 6