Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
ХИМИЯ. ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ. (Методические указания для студентов I курса)./ Составители: Костюкевич Л.Л., Гумерова В.К.,
Мещерякова С.А., Сафиулова Г.И.
Методические указания к лабораторному практикуму подготовлены в соответствии с требованиями Федерального Государственного образовательного стандарта ВПО (М., 2010г.), на основании основной образовательной программы дисциплины «Химия» (М., 2011г.) и учебного плана для студентов специальности 060101 «Лечебное дело».
Рецензенты: Насибуллин Р.С., профессор, зав. кафедрой медицинской физики БГМУ
Утверждено на заседании кафедры общей химии «__30_»__08_________2012г.
Cодержание
стр.
Введение. Цель и задачи дисциплины. 4
Место дисциплины в структуре ООП. 4
Требования к результатам освоения дисциплины. 5
Тематический план лекций по химии. 7
Тематический план лабораторного практикума по химии. 7
Общие правила выполнения лабораторных работ. 8
Правила техники безопасности. 8
Первая помощь при несчастных случаях. 9
Занятие №1. Растворы. Объемный анализ.Титрование. 10
Занятие №2. Ионные равновесия в растворах электролитов. 13
Занятие №3. Гидролиз. Гетерогенные равновесия. 16
Занятие №4. Буферные растворы. 19
Занятие №5. Контрольная работа по модулю 1. 23
Занятие №6. Химическая термодинамика. 25
Занятие №7. Химическое равновесие. Кинетика. 29
Занятие №8. Реакции комплексообразования. 33
Занятие №9. Контрольная работа по модулю 2. 37
Занятие №10. Физико-химия поверхностных явлений. 38
Занятие №11. Получение и свойства коллоидных растворов. 43
Занятие №12. Свойства растворов высокомолекулярных
соединений. 48
Занятие №13. Контрольная работа по модулю 3. 53
Занятие №14.Классификация, номенклатура органических
соединений. Сопряжение. 54
Занятие №15. Взаимное влияние атомов органических
соединений.Изомерия. 58
Занятие №16. Контрольная работа по модулю №4. 60
Занятие №17. Зачетное занятие. 62
Литература. 64
Цель и задачи дисциплины:
Цель преподавания дисциплины «Химия»– формирование у студентов системных знаний и умений выполнять расчёты параметров физико-химических процессов, при рассмотрении их физико-химической сущности и механизмов взаимодействия веществ, происходящих в организме человека на клеточном и молекулярном уровнях, а также при взаимодействии на живой организм окружающей среды.
Задачи изучения дисциплины:
Место дисциплины в структуре ООП:
Дисциплина относится к математическому, естественнонаучному циклу, к базовой части ФГОС ВПО по специальности 060101 лечебное дело.
Основные знания, необходимые для изучения дисциплины формируются:
Обучение студентов осуществляется на основе преемственности знаний и умений, полученных в курсе химии общеобразовательных учебных заведений.
Изучение студентами курса «Химия» является предшествующей стадией для изучения дисциплин: биохимии, гистологии, эмбриологии, цитологии, нормальной физиологии, патофизиологии, клинической патофизиологии, фармакологии, микробиологии, вирусологии и клинических дисциплин.
Требования к результатам освоения дисциплины:
Процесс изучения дисциплины направлен на формирование следующих компетенций:
ОК-1 - способности и готовности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы гуманитарных, естественнонаучных, медико-биологических и клинических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности;
ПК-2 - способности и готовности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности врача, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат;
ПК-3 - способностью и готовностью к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, опираясь на всеобъемлющие принципы доказательной медицины, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности:
ПЛ-27- способностью и готовностью использовать нормативную документацию, принятую в здравоохранении (законы Российской Федерации, технические регламенты, международные и национальные стандарты, приказы, рекомендации, терминологию, международные системы единиц (СИ), действующие международные классификации), а также документацию для оценки качества и эффективности работы медицинских организаций;
ПК-31 - способностью и готовностью изучать научно-медицинскую информацию, отечественный и зарубежный опыт по тематике исследования ;
ПК-32 - способностью и готовностью к участию в освоении современных теоретических и экспериментальных методов исследования с целью создания новых перспективных средств, в организации работ по практическому использованию и внедрению результатов исследований
В результате изучения дисциплины студент должен:
Знать:
-правила техники безопасности и работы в химических и физических лабораториях с реактивами и приборами.
- физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном, клеточном, тканевом уровнях;
- свойства воды и водных растворов;
- способы выражения концентрации веществ в растворах, способы приготовления растворов заданной концентрации;
- основные типы химических равновесий и процессов жизнедеятельности: протолитические, гетерогенные, лигандообменные, редокс, в процессах жизнедеятельности;
- механизмы действия буферных систем организма, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного состояния организма;
- электролитный баланс организма человека, коллигативные свойства растворов (диффузия, осмос, осмолярность, осмоляльность);
- роль коллоидных поверхностно-активных веществ в усвоении и переносе малополярных веществ в живом организме;
- строение и химические свойства основных классов биологически важных биологически активных соединений;
- роль биогенных элементов и их соединений в живых организмах, применение их соединений в медицинской практике;
- физико-химические методы анализа в медицине (титриметрический, электрохимический, хроматографический, вискозиметрический).
Уметь:
- пользоваться учебной, научно-технической литературой, сетью Интернета для профессиональной деятельности;
- пользоваться физическим и химическим оборудованием;
- работать с увеличительной техникой (микроскопами, оптическими и простыми лупами);
- производить расчеты по результатам эксперимента, проводить элементарную статистическую обработку экспериментальных данных;
- классифицировать химические соединения, основываясь на их структурных формулах;
- прогнозировать направление и результаты физико-химических процессов, протекающих в живых системах, опираясь на теоретические положения;
- пользоваться номенклатурой IUPAC для составлений названий по формулам типичных представителей биологически важных веществ и лекарственных препаратов.
Владеть:
- самостоятельной работой с учебной, научной и справочной литературой; вести поиск и делать обобщающие выводы;
- безопасной работы в химической лаборатории и умения обращаться с химической посудой, реактивами, работать с газовыми горелками и электрическими приборами.
Тематический план лекций по ХИМИИ
для студентов 1 курса специальности «Лечебное дело» 1 семестр
|
№№ n/n |
Название тем лекций |
часы |
|
1 |
Растворы. Коллигативные свойства растворов. |
2 |
|
2 |
Ионные равновесия в растворах электролитов. |
2 |
|
3 |
Буферные системы. |
2 |
|
4 |
Химическая термодинамика и биоэнергетика. |
2 |
|
5 |
Химическое равновесие. Химическая кинетика. |
2 |
|
6 |
Комплексные соединения. |
2 |
|
7 |
Физико-химия поверхностных явлений. |
2 |
|
8 |
Дисперсные системы. |
2 |
|
9 |
Физико-химия высокомолекулярных соединений. |
2 |
|
10 |
Теоретические аспекты органической химии. |
2 |
|
11 |
Взаимное влияние атомов органических соединений. Изомерия. |
1 |
|
∑ 21 |
Тематический план лабораторного практикума по ХИМИИ
для студентов 1 курса специальности «Лечебное дело» 1 семестр
|
№ мод уля |
№ п/п |
Наименование лабораторных работ |
часы |
|
1 |
1 |
Растворы. Объемный анализ.Титрование. |
3 |
|
2 |
Коллигативные свойства растворов. |
3 |
|
|
3 |
Гидролиз. Гетерогенные равновесия. |
3 |
|
|
4 |
Буферные растворы. |
3 |
|
|
5 |
Контрольная работа по модулю №1. |
3 |
|
|
2 |
6 |
Химическая термодинамика. |
3 |
|
7 |
Химическое равновесие. Кинетика. |
3 |
|
|
8 |
Реакции комплексообразования. |
3 |
|
|
9 |
Контрольная работа по модулю №2. |
3 |
|
|
3 |
10 |
Физико-химия поверхностных явлений. |
3 |
|
11 |
Получение и свойства коллоидных растворов. |
3 |
|
|
12 |
Свойства растворов ВМС. |
3 |
|
|
13 |
Контрольная работа по модулю № 3 |
3 |
|
|
4 |
14 |
Классификация, номенклатура органических соединений. Сопряжение. |
3 |
|
15 |
Взаимное влияние атомов органических соединений. Изомерия. |
3 |
|
|
16 |
Контрольная работа по модулю№ 4. |
3 |
|
|
17 |
Зачетное занятие |
3 |
|
|
|
∑ 51 |
Общие правила выполнения лабораторных работ.
Лабораторные работы являются одной из важнейших составных частей курса химии. Для их выполнения студент должен ознакомиться с лабораторным оборудованием, измерительными приборами и с техникой проведения основных лабораторных операций
Студенты должны строго соблюдать правила внутреннего распорядка и технику безопасности.
Перед каждым лабораторным занятием студент должен изучить соответствующий раздел учебника, конспекта лекций и описание лабораторной работы, ответить на вопросы для самоподготовки (письменно).
При оформлении отчета по лабораторной работе в тетради записывают дату, тему занятия, название лабораторной работы и опытов, краткое описание хода опыта и результаты, полученные при его выполнении, выводы.
При проведении эксперимента необходимо соблюдать следующие правила:
- опыты проводят в чистой посуде;
- нельзя выливать избыток реактива из пробирки обратно в реактивную склянку;
- сухие соли набирают чистым шпателем или ложечкой;
- нельзя путать пробки от разных склянок, пробки кладут на стол внешней поверхностью;
- нельзя уносить реактивы общего пользования на свое рабочее место;
- остатки металлов после опытов собирают в баночку, а не выбрасывают в раковину;
- дорогостоящие, ядовитые реактивы собирают в специально отведенную посуду;
- битую посуду отдают лаборанту, обрывки бумаги, спички и другой мусор выбрасывают в урну.
Правила техники безопасности.
*Выполнять лабораторные работы можно только надев халат.
*Не трогайте, не включайте и не выключайте без разрешения преподавателя рубильники и электрические приборы.
*Не загромождайте свое рабочее место и проходы между столами лишними предметами.
*Нельзя брать вещества руками и пробовать их на вкус. При определении запаха склянку держат на расстоянии и направляют движением руки воздух от отверстия склянки или пробирки к носу.
*Опыты с ядовитыми, сильно пахнущими веществами, с концентрированными кислотами и щелочами проводят в вытяжном шкафу (под тягой).
*При приливании реактивов и при нагревании нельзя наклоняться над отверстием склянки во избежание попадания брызг на лицо и одежду.
*Разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную, осторожно вливают кислоту в воду.
*С легковоспламеняющимися жидкостями нельзя работать вблизи нагревательных приборов.
Первая помощь при несчастных случаях.
В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи: порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, кислотами, щелочами. В серьезных случаях необходимо немедленно обратиться к врачу.
Для оказания первой помощи в лаборатории имеется аптечка. Основные правила первой помощи сводятся к следующему:
- при ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны раствором иода и перевяжите бинтом;
- при ожоге реактивом смойте реактив большим количеством воды, затем либо разбавленной уксусной кислотой (при ожоге щелочью), либо раствором соды (при ожоге кислотой), а затем опять водой;
- при ожоге горячей жидкостью или горячим предметом обожженное место обработайте свежеприготовленным слабым раствором марганцовки, смажьте обожженное место вазелином или мазью от ожогов; можно присыпать ожог содой и забинтовать;
- при химических ожогах глаз обильно промойте глаза водой, используя глазную ванночку, затем обратитесь к врачу.
Занятие №1
Тема. Растворы. Объемный анализ. Титрование.
1.Актуальность.Учение о растворах важно для медика, т.к. важнейшие биологические жидкости: кровь, лимфа, слюна и другие, являются растворами; биохимические реакции протекают в растворах, усвоение пищи связано с переходом питательных веществ в растворенное состояние, биожидкости транспортируют питательные вещества, лекарственные препараты к органам и тканям, а также выводят метаболиты.
Свойства растворов зависят от числа и количества компонентов. Важной характеристикой растворов является их концентрация. Для определения концентраций используется метод объемного анализа.
2.Учебные цели: приобретение практических навыков расчета и приготовления растворов заданной концентрации; ознакомление с методикой титриметрического метода анализа.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки.
1. Растворы, растворитель, растворенное вещество.
2.Концентрация, способы выражения концентрации.
3.Сущность титриметрического метода анализа, классификация методов анализа.
4.Титр, титрант, стандартизация раствора.
5.Точка эквивалентности, индикаторы, закон эквивалентов.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 часа.
6. Оснащение рабочего места.
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО: калькуляторы.
6.3. Посуда и приборы:
|
бюретка на 25 мл, пипетка на 10 мл, три конических колбы для титрования. |
на группу |
|
6.4. Объекты исследования : |
|
|
раствор серной кислоты неизвестной концентрации |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
0,1н. раствор Na2CO3,индикатор-метилоранж |
На группу |
7. Содержания занятия:
7.1.Типовой тест входного контроля.
1. Молярная концентрация - это
1) масса вещества в 1 л раствора,
2) количество вещества в 1 л раствора,
3) масса вещества в 1 мл раствора,
4) количество вещества в 1кг растворителя.
2.Фактор эквивалентности для Al2(SO4)3
1) 1 2) 1/2 3) 1/3 4) 1/6
3. В основе титриметрического метода анализа лежит закон.
1) Авогадро 2) эквивалентов 3)действия масс 4) Вант-Гоффа
4. В методе нейтрализации используют реакции
1) осаждения 2) комплексообразования
3) окисления-восстановления 4. кислотно-основного взаимодействия
5. Титр измеряется в
1) % 2) моль/л 3) г/мл 4) г/л.
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
Растворы, классификация растворов.
Способы выражения концентраций.
Сущность титриметрического метода анализа, закон эквивалентов, реакции, лежащие в основе, титрант, титрование, индикаторы, точка эквивалентности.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Определение концентрации H2SO4 по 0,1н. раствору соды.
Реакция: H2SO4+Na2CO3 = Na2SO4+H2O+CO2.
Бюретку заполнить 0,1н. раствором соды. В коническую колбу с помощью пипетки и резиновой груши перенести 10 мл раствора H2SO4 неизвестной концентрации, затем 2 капли метилоранжа. При перемешивании прикапывать из бюретки раствор соды к раствору кислоты до тех пор, пока раствор не станет из розового желтым . Записать объем титранта V(Na2CO3). Титрование повторить трижды. Для расчета взять среднее арифметическое из трех опытов.
СН(H2SO4)=CH(Na2CO3)∙V(Na2CO3)/V(H2SO4).
Сделайте вывод.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля.
1. Молярная концентрация эквивалента и молярная концентрация одинаковы для:
1) NaOH, Ca(OH)2; 2) NaOH, NaOH; 3) NaOH, KOH ; 4) KCl, K2SO4.
2. Растворимость измеряется в
1) % 2) г/100г растворителя 3) моль/л 4) г/мл
3. Массовая доля NaCl в растворе, содержащем 10г NaCl в 500 мл раствора
(плотность 1,06 г/мл)
1) 1,88 2) 1,78 3) 1,68 4) 2,18
4. Классификация методов титриметрического метода анализа основана на:
1) применении определенного вида индикаторов ,
2) использовании конкретного способа титрования,
3) типах реакций, лежащих в основе определения,
4) применении определенного титранта.
5. Объем 4М HCl, требующийся для нейтрализации 10 г NaOH
1) 62,5 мл; 2) 52,5 мл; 3) 42,5 мл; 4) 32,5 мл.
Типовые задачи.
1. Рассчитать массу вещества, содержащегося в 1 л 0,2 М раствора MgSO4.
2. Рассчитать массы хлорида натрия и воды, которые надо взять для
приготовления 400 г 0,9% раствора хлорида натрия (физиологический
раствор).
3. Сколько граммов Na2SO4∙10H2O следует растворить в 250г воды для
получения 5%-ного раствора Na2SO4?
4. Сколько граммов Na2CO3 содержится в 500 мл 0,1н. раствора?
5. Сколько мл 0,1н. раствора H3PO4 можно приготовить из 80 мл 0,75н.
раствора H3PO4?
6. Вычислить молярность, моляльность и нормальность 40%-го раствора
H3PO4 (ρ =1,25 г/мл).
7. Сколько мл 0,1н. раствора щелочи потребуется для осаждения в виде
Fe(OH)3 всего железа, содержащегося в 250 мл 0,2н. раствора FeCl3?
8. На нейтрализацию 50 мл 0,5н. раствора кислоты пошло 25 мл раствора
едкого натра. Сколько граммов едкого натра содержит 1 л этого раствора?
9. Образец дигидрата щавелевой кислоты массой 0,700 г растворили в
мерной колбе на 100 мл. На титрование 10,0 мл полученного раствора
затрачено 10,6 мл 0,1 молярного раствора NaOH. Рассчитайте массовую
долю вещества в образце.
10. Для определения общей кислотности желудочного сока 5,0 мл его
оттитровали 0,095 моль/л раствором щелочи в присутствии
фенолфталеина. На реакцию израсходовано 2,8 мл раствора щелочи.
Рассчитайте кислотность анализируемого сока в титриметрических
единицах.
11. На нейтрализацию 40,0 мл раствора щелочи израсходовано 25,0 мл
0,5 моль/л серной кислоты по эквиваленту. Какова молярная
концентрация эквивалента раствора щелочи? Какой объем 0,2 моль/л
раствора щелочи потребовался бы для той же цели?
7.5. Подведение итогов занятия.
7.6 Задание на дом. Коллигативные свойства растворов.
Место проведение самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 2
Тема: Коллигативные свойства растворов.
1. Актуальность . Коллигативные свойства-это такие свойства растворов, которые не зависят от химической природы растворенных веществ, а зависят только от их концентрации. Основные законы, определяющие коллигативные свойства растворов – закон Рауля , закон Вант-Гоффа. Явление осмоса играет важную роль в биологических системах. Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки. Тургор клеток, обеспечивающий эластичность тканей, обусловлен осмотическим давлением. Гипертонические растворы находят применение в хирургии для удаления гноя, микроорганизмов и продуктов распада из ран. Ослабляющее действие глауберовой (Na2SO4 ∙10H2O) и горькой (MgSO4 ∙7H2O) солей также основано на явлении осмоса. Все растворы, используемые в качестве кровезаменителей, являются изотоничными крови.
2.Учебные цели: научиться рассчитывать температуры кипения и замерзания растворов, осмотическое давление, прогнозировать поведение клеток в различных растворах, пользоваться справочной литературой.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки.
1. Закон Рауля. Криометрия и эбулиометрия. Осмос. Закон Вант-Гоффа.
2. Изотонические, гипер- и гипотонические растворы. Лизис, плазмолиз.
3. Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации.
Закон разведения Освальда.
4.Изотонический коэффициент. Коллигативные свойства растворов
электролитов.
5.Теория сильных электролитов. Активность, коэффициент активности,
ионная сила растворов.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 часа.
6. Оснащение рабочего места.
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин.
6.2. ТСО: калькуляторы.
6.3. Посуда и приборы
|
Термометр, прибор для измерения температуры плавления, спиртовка, капиллярная трубка. |
На группу
|
|
6.4. Объекты исследования |
|
|
Камфора, бензойная кислота |
на группу |
7. Содержание занятия.
7.1.Типовой тест входного контроля.
1. Математическое выражение закона Рауля.
1) Росм=СRT; 2) (Ро - Р) / Ро= Х2 ; 3) ∆tкип=ЕСm; 4) ∆tкр=КСm.
2. Изотонический коэффициент больше единицы у
1) C6H12O6; 2) CO(NH2)2; 3) NaCl; 4)C2H5OH.
3. Идеальные растворы:
1) конц H2SO4 2) очень разб H2SO4 3) 10% NaCl 4) 0,002% С6Н12О6
4. По какой формуле вычисляется осмотическое давление растворов
электролитов?
1) Pосм=iCRT 2) Pосм=CRT 3) Pосм=iωRT 4) Pосм=C/(RT)
5. При помещении клетки в гипертонический раствор происходит
1) лизис 2)плазмолиз 3) гемолиз 4) ничего
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия:
Какие растворы называют идеальными? Закон Рауля.
Следствия из закона Рауля: криометрия, эбулиометрия.
Осмос. Закон Вант-Гоффа. Изо-,гипер- и гипотонические растворы.
Осмомолярность и осмомоляльность растворов жизнедеятельности.
Электролитическая диссоциация, степень и константа диссоциации, изотонический коэффициент.
Коллигативные свойства растворов электролитов.
Теория сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активности, активность.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Определение молярной массы бензойной кислоты.
Задание. Определение температуры плавления раствора вещества в камфоре.
Так как камфора плавится при 179˚С, охлаждающей смеси не нужно. Значение криоскопической постоянной камфоры составляет 40, так что понижения температур плавления, создаваемые веществами, велики и могут быть измерены обычным термометром.
Выполнение: смесь, состоящую из 0.05 г бензойной кислоты и 0,5 г камфоры гомогенизируют плавлением. После охлаждения часть твердой смеси перенесите в капилляр и определите температуру плавления.
Молярную массу кислоты рассчитайте по формуле
М=(1000∙mв-ва∙К) / (∆tплав∙mр-ля), г/моль.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля.
1. Осмотическое давление крови человека в норме.
1) 780 кПа 2) 101,3 кПа 3) 20,1-40,1 кПа 4) 760 мм рт.ст.
2. При помещении клетки в гипотонический раствор происходит процесс
1) лизис 2)плазмолиз 3) гемолиз 4) ничего
3. Будут ли изотоничны 3% растворы глюкозы и мочевины?
1)да 2) нет 3) требуются дополнительные условия.
4.Одинаковы ли температуры кипения у растворов: 3% р-р С6Н12О6 и
3% KCl ?
1) одинаковы 2) не одинаковы 3) ответ неоднозначный
5. Вычислите температуру замерзания 0,9%-ного раствора NaCl ,
применяемого в медицине, если i=1,95; К(H2O) = 1,86; Е(H2O) = 0,52.
1) – 0,56оС 2) +0,56оС 3) 100,16 оС 4) - 100,16 оС.
Типовые задачи.
1. Давление пара воды при 25оС составляет 3167 Па. Вычислите для той же
температуры давление пара раствора, в 450г которого содержится 90г
глюкозы.
2. Давление пара эфира при 30˚С равно 8,64∙104Па. Какое количество
неэлектролита надо растворить в 50моль эфира, чтобы понизить
давление пара при данной температуре на 2666Па?
3. Вычислите температуру кипения и температуру замерзания 4,6%-ного
раствора глицерина в воде. К(H2O) = 1,86; Е(H2O) = 0,52.
4. При растворении 13 г неэлектролита в 400г диэтилового эфира
температура кипения повысилась на 0,453о. Вычислите молярную массу
неэлектролита.
5. Сколько граммов рибозы следует растворить в 180 г воды, чтобы получить
раствор, кипящий при 100,1оС ?
6. Осмотическое давление крови в норме равно 740-780 кПа. Вычислите
осмолярность крови при 310 К.
7. Что произойдет с эритроцитами при 310 К в 2%-ном растворе глюкозы
(ρ=1,006 г/мл)?
8. Рассчитайте осмотическое давление 20%-ного водного раствора глюкозы
(ρ=1,08 г/мл) при 310К, применяемого для внутривенного введения,
например при отеке легкого. Каким будет этот раствор ( гипо-,гипер-,
изотоническим) по отношению к крови, если учесть, что pосм. крови равно
740-780 кПа?
9. Плазма крови начинает замерзать при -0,59оС. Какова осмоляльность
плазмы и каково ее осмотическое давление при температуре 37оС ?
10. В равных количествах воды растворено: в одном случае 0,5 моль
сахарозы, а в другом 0,2 моль CaCl2. Температуры замерзания обоих
растворов одинаковы. Вычислите степень диссоциации CaCl2.
11. Изотонический коэффициент раствора содержащего 178,5 г KBr в 900 г
воды равен 1,7. Определите давление водяного пара над этим раствором
при 50˚С, если давление паров при 50˚С равно 123334 Па.
12. Определите осмотическое давление 0,01М MgSO4 при 18˚С, если
кажущаяся степень диссоциации этого электролита равна 66%.
7.5. Подведение итогов занятия.
7.6. Задание на дом. Гидролиз. Гетерогенные равновесия.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 3
Тема.Гидролиз. Гетерогенные равновесия.
1.Актуальность . Гидролиз характерен для многих классов неорганических и органических соединений. Гидролиз неорганических соединений важен для оценки их токсичности. Гидролиз играет важную роль в жизнедеятельности живых организмов. Особенно важен ферментативный гидролиз жиров, белков, углеводов. Энергия, необходимая для жизнедеятельности, высвобождается вследствие гидролиза АТФ.
Реакция осаждения используют в клиническом анализе хлоридов в моче, желудочном соке, в крови, в санитарно-гигиенической практике при анализе питьевых вод.
2. Учебные цели: научиться определять и рассчитывать рН среды в растворах различных солей; определять условия образования и растворения малорастворимых сильных электролитов.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы:
Основные типы гидролиза солей.
Расчет константы гидролиза ,степени гидролиза и рН.
Влияние на гидролиз солей температуры, концентрации.
Написать уравнение гидролиза растворов солей: KCN, NH4Cl, Al2S3, указать рН среды.
Растворы ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные. Растворимость, единицы измерения.
Закон действующих масс для системы осадок-раствор. Произведение растворимости (константа растворимости).
Условия образования и растворения осадков.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 часа.
6. Оснащение рабочего места:
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин, 6.2. ТСО: калькуляторы.
6.3. Посуда и приборы:
|
штатив с пробирками, pH-метр |
на группу |
|
6.4.Объекты исследования: |
|
|
0,1 М растворы HCl, CH3COOH, NaOH, NH4OH, солей Na2CO3, Na2SiO3, NaHCO3, NH4Cl, CH3COONa, Al2(SO4)3, FeCl3,CH3COONH4, MgSO4. |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
2 стандартных буферных раствора, универсальный индикатор (бумага), 2М растворы HCl и NH4Cl |
на группу |
7. Содержание занятия.
7.1. Типовой тест входного контроля.
1. рН меньше 7 для раствора
1) Ba(NO3)2 2) CuSO4 3) Na2CO3 4) Al2S3
Степень гидролиза FeCl3 уменьшится при добавлении небольших количеств:
1) HCl 2) NaOH 3) H2O 4) Na2CO3
При смешивании растворов FeCl3 и Na2CO3 образуются вещества:
1) HCl 2) Fe(OH)3 3) CO2 4) NaCl
При образовании осадка происходит:
1) уменьшение энтропии 2) увеличение энтальпии
3) уменьшение энергии Гиббса 4) увеличение энтропии
Наиболее растворимая соль
1) CaCO3 (ПР=3,8 ∙10-9) 2) CaSO4 (ПР=2,5∙10-5)
3) CaSO3 (ПР=3,2 ∙10-7) 4) CaC2O4 (ПР=2,3 ∙10-9).
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
1. Основные типы гидролиза солей.
2. Расчет константы гидролиза ,степени гидролиза и рН.
3. Влияние на гидролиз солей температуры, концентрации.
4. Написать уравнение гидролиза растворов солей: KCN, NH4Cl, Al2S3,
указать рН среды.
5. Написать уравнения ступенчатого гидролиза растворов солей: FeCl3,
K2CO3.
6 . Растворы ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные. Растворимость,
единицы измерения.
7. Закон действующих масс для системы осадок-раствор. Произведение
растворимости (константа растворимости).
8. Условия образования и растворения осадков. Изоморфизм. Примеры.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Опыт 1.Определение рН растворов кислот, оснований, солей.
С помощью универсального индикатора или рН-метра определите рН ряда растворов, рассчитайте для них же рН,запишите результаты в таблицу:
|
№ |
вещество |
С,М |
рНэксп. |
рНрасчет |
Кг |
αг |
|
1 |
Н2О |
|||||
|
2 |
НCl |
|||||
|
3 |
NaOH |
|||||
|
4 |
NH3∙H2O |
|||||
|
5 |
CH3COOH |
|||||
|
6 |
NaCl |
|||||
|
7 |
NH4Cl |
|||||
|
8 |
FeCl3 |
|||||
|
9 |
Na2CO3 |
|||||
|
10 |
NaHCO3 |
|||||
|
11 |
CH3COONH4 |
Сравните измеренные и вычисленные значения рН. Объясните, почему в медицине для приема внутрь и полосканий используют NaHCO3, а не Na2CO3.
Опыт 2. Растворение осадка Mg(OH)2.
Получите в двух пробирках гидроксид магния из сульфата магния и гидроксида натрия. Добавьте к осадку в первой пробирке одну каплю 2М раствора НСl и перемешайте содержимое пробирки, затем вторую каплю и т.д. Отсчитайте и запишите число капель раствора HCl, при котором произошло полное растворение осадка гидроксида магния. Повторите то же самое с осадком во второй пробирке, добавляя к нему по каплям раствор 2М раствор NH4Cl . Почему в одном случае растворение осадка произошло раньше? Дайте обоснованный ответ.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля.
1.рН больше 7 для раствора
1) Ba(NO3)2 2) CuSO4 3) Na2CO3 4) Al2S3
2.Степень гидролиза FeCl3 увеличится при
1)разбавлении 2) охлаждении 3) добавлении кислот
4) нагревании 5) добавлении щелочей
3. Выражение ПР = 4 ∙ S3 справедливо для
1) Fe(OH)2 2) Fe(OH)3 3)СаCO3 4) Са3(РО4)2
4.Условие выпадения осадка:
1) ПИ ‹ ПР 2) ПИ › ПР 3) ПИ = ПР 4) не известно
5. Элемент, образующий изоморфную смесь в эмали зуба Са10(РО4)6(ОН)2:
1) Cl 2) Na 3) F 4) K
Типовые задачи.
1. Вычислить рН, Kг, αг 0,1М раствора Na2CO3 ( гидролиз по первой ступени).
K2(H2CO3)=4,8∙10-11.
2. Вычислить рН 0,1М раствора CuCl2 , учитывая гидролиз только по первой
ступени. K(CuOH+)=3,4∙10-7.
3. Вычислить рН и степень гидролиза 0,1М раствора NH4F.
K(NH4OH)=1,8∙10-5 , К(НF)=6,8∙ 10-4.
4. Рассчитать исходную концентрацию раствора NH4Cl, если рН=5.
K(NH4OH)=1,8 ∙10-5.
5. К соляной кислоте объемом 200 мл с концентрацией 0,15М добавили
100 мл раствора гидроксида калия с концентрацией 0,01М. Вычислить
рН полученного раствора.
6. Насыщенный раствор BaCrO4 содержит 1,1∙10-5 моль соли в 1 л раствора.
Вычислить произведение растворимости.
7. Вычислить массу ионов кальция в 8 л насыщенного раствора CaSO4.
(ПР=2,4 ∙10-5).
8. Вычислить растворимость Pb3(PO4)2, если ПР=7,9 ∙10-4.
9. Выпадает ли осадок ZnS при смешивании 0,2 л раствора ZnSO4 с
концентрацией 0,02М и 0,6 л раствора Na2S с концентрацией 0,008М?
ПР(ZnS)=1,6 ∙ 10-24.
10.Концентрация хлорид-ионов в цереброспинальной жидкости человека
равна 124 ммоль/л. Выпадает ли осадок хлорида серебра, если к образцу
объемом 1,5 мл добавить раствор нитрата серебра объемом 0,15 мл с
концентрацией 0,001М?
11.При приеме препаратов иода иодид ионы выделяются слезными железами.
Для лечения острого конъюнктивита используется 2%-ный раствор
нитрата серебра (пл. 1 г/мл). Вычислить концентрацию иодид-ионов, при
которой возникает опасность образования кристалликов иодида серебра
(прижигающее действие).
7.5. Подведение итогов занятия.
7.6 Задание на дом. Буферные растворы
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 4
Тема. Буферные системы.
1.Актуальность. Живые организмы способны поддерживать постоянными рН биологических жидкостей ( рН слюны = 6,7; рН сыворотки крови =7,4; рН желудочного сока ~0,9-1,1 и т.д), это кислотно - основной гомеостаз. Такое постоянство возможно благодаря нескольким буферным системам организма:
1) бикарбонатная (HCO3-/H2CО3 ) обеспечивает до 80% буферных свойств слюны; 2) фосфатная (НР04-2/НР04-); 3)белковая и гемоглобиновая, обеспечивающие до 75% буферной емкости крови. Различные буферные системы широко используются в клинических исследованиях и терапевтической стоматологии (например, при электрофорезе).
2. Учебные цели: научиться готовить буферные растворы с заданным рН , изучить их свойства, рассчитывать рН, емкость.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки.
1. Кислотно-основные буферные растворы, классификация.
2.Механизм буферного действия на примере одной из буферных систем.
3.Количественные характеристики буферных систем: рН (уравнение Гендерсона-Гассельбаха), буферная емкость, зона буферного действия.
4.Буферные системы организма: гидрокарбонатный, фосфатный, гемоглобиновый, белковый буферы.
4.Вид занятия: лабораторное занятие.
5.Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6. Оснащение рабочего места:
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин, 6.2. ТСО: калькуляторы.
6.3. Посуда и приборы.
|
Штатив с пробирками, бюретка, 2 колбы конические, пипетки, 2 мерных пробирки |
на группу |
|
6.4. Объекты исследования : |
|
|
0,1 М раствор CH3COOH, 0,1 М раствор CH3COONa, |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
0,1 М растворы HCl, NaOH, индикатор метиловый оранжевый |
на группу |
7.Содержание занятия:
7.1.Типовой тест входного контроля
1. Буферные системы, участвующие в поддержании кислотно-щелочного равновесия слюны
1) белковый 2) водородкарбонатный 3) фосфатный
4) ацетатный 5)аммиачный
2. Буферный раствор, оба компонента которого являются сильными электролитами 1) белковый 2) водородкарбонатный 3) фосфатный
4) ацетатный 5)карбонатный
3. Соединение , которое образуется при добавлении к аммиачному буферу
раствора едкого натрия 1) КОН 2) NH4OH 3)NH4Cl 4)(NH4)2 SO4
4. рН буферной системы при разбавлении ее в 100 раз…
1) увеличится в10 раз 2) уменьшится в10 раз 3) увеличится в 100 раз
4) уменьшится в 100 раз 5) не изменится
5. Буфер, участвующий в нейтрализации кислоты при попадании ее на кожу
1) белковый 2) водородкарбонатный 3) фосфатный
4) ацетатный 5)карбонатный
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
1. Кислотно-основные буферные растворы, классификация.
2. Механизм буферного действия буферных систем:
а) ацетатная СН3СОО-/СН3СООН ;
б) бикарбонатная НСО3-/Н2СО3 ;
в) карбонатная СО32-/ НСО3 -;
г) фосфатная НР042-/Н2Р04- ;
д) аммиачная NH4+/NH4ОН;
е) гемоглобиновые Hb-/HHb; HbO2-/HHbO2;
ж) белковая H2N-R-COOH .
3. Количественные характеристики буферных систем: рН (уравнение Гендерсона- Гассельбаха), буферная емкость, зона буферного действия.
4. Буферные системы организма: гидрокарбонатный, фосфатный, гемоглобиновый, белковый буферы. Буферные системы участвующие в поддержании кислотно-щелочного равновесия слюны.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Приготовление и свойства ацетатного буфера (СН3СООNa/СН3СООН).
Опыт 1. Приготовление буферного раствора.
Для приготовления буферного раствора используют 0,1М растворы
уксусной кислоты и ацетата натрия.
Приготовьте три буферных раствора со следующими соотношениями концентраций СН3СООН и CH3COONa (и объемами в мл) 9:l, 5:5, 1:9. Во все приготовленные растворы прибавьте по 1-2 капле индикатора метилового оранжевого. Каждый раствор перемешайте. Сравните и запишите окраску растворов.
О чем свидетельствует одинаковая (разная) окраска индикатора в приготовленных буферных растворах? Рассчитайте рН приготовленных растворов. Результаты наблюдений и расчетов представьте в таблице. рК(СН3СООН)=4,76
|
Номера пробирок |
1 |
2 |
3 |
|
Соотношение [СН3СООNa]/[СН3СООН] |
1/9 |
5/5 |
9/1 |
|
Цвет раствора после добавления индикатора. |
|||
|
рН= 4,8+lg( [СН3СООNa]/[СН3СООН]) |
Какие выводы можно сделать, сравнив окраску в пробирках?
Опыт 2. Изучение механизма действия буферного раствора.
Содержимое пробирки № 2 ( из опыта 1)разделите поровну на 3 пробирки. В одну из них добавьте 2-3 капли 0,1М раствора HCl, в другую – 2-3 капли 0,1М раствора NaOH, в третью – немного воды. Изменилась ли окраска индикатора во всех трех пробирках?
Ответ объясните. Напишите реакции компонентов буферного раствора с добавленными веществами.
Опыт 3. Измерение буферной емкости по кислоте.
В коническую колбу перелейте раствор № 3 (из опыта 1) желтого цвета, это испытуемый раствор. В другую колбочку перелейте раствор № 1 (из опыта 1) розового цвета, это раствор – свидетель. Оттитруйте испытуемый буферный раствор 0,1М раствором НС1 до получения окраски, одинаковой с окраской раствора свидетеля.
Вычислите буферную емкость по кислоте: Вкисл= V(HCl)∙C(HCl)/(Vбуф ∙ ∆pH).
Как можно увеличить буферную емкость раствора? Как определить буферную емкость по щелочи?
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля.
1. Соотнесите буферные системы со значениями рН
А) ацетатная СН3СОО-/СН3СООН 1) 8,2-10,2
Б) бикарбонатная НСО3-/Н2СО3 2)3,8-5,8
В) карбонатная СО32-/ НСО3 3) 5,4-7,4
Г) фосфатная НР042-/Н2Р04-, 4) 9,3-12,3
Д) аммиачная NH4+/NH4ОН 5) 6,2-8,2
2. Количество кислоты или щелочи (моль или ммоль эквивалента),
добавление которого к 1л буферного раствора изменяет рН на
единицу.
1) буферная емкость 2) зона буферного действия 3) кислотность.
3. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха для буферных систем 2 типа
(слабое основание и его соль).
1) рН = рК + lg ([ соль ] /[ кислота ])
2) рН = 14 - рК -lg([ соль]/[ основание ])
3) рН = рК ± 1
Как изменится рН буферной смеси при разбавлении?
1) уменьшится 2) увеличится 3) не изменится
5.Какой буфер составляет 75% всей буферной емкости крови?
1)белковый 2)гемоглобиновый 3)фосфатный 4)водородкарбонатный
Типовые задачи.
1. Вычислите рН фосфатного буфера, состоящего из 100 мл 0,1М NaH2РО4 и 100 мл 0,3М Na2НРО4, рК =7,21. (Ответ: 7,69). .
2. Вычислите рН ацетатного буферного раствора, содержащего 0,5М соли и
1М уксусной кислоты. рК=4,76. (Ответ: 4,46 ).
3. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего 2М NH4OH
(рК=4,76) и 0,3М NH4NO3. (Ответ 10,06).
4. Вычислите соотношение концентраций [ацетат натрия]:[уксусная кислота]
в буферном растворе с рН=5,8. (Ответ: 11).
5. Рассчитайте емкость буферного раствора по кислоте, если при добавлении к
50 мл этого раствора 2 мл соляной кислоты с концентрацией 0,8М рН
изменился от 7,3 до 7,0. (Ответ:0,1М ).
6. К 200 мл крови для изменения рН на 0,36 надо добавить 36 мл 0,05М HCl
Какова буферная емкость крови по кислоте? (Ответ: 0,025 моль/л).
7. Вычислите рН раствора, полученного при смешивании 70 мл 0,2 М KH2Сit и
30 мл 0,1 М K2HCit, где Н3Cit-лимонная кислота (рК = 4,66).(Ответ:3,99).
8. Вычислите рК молочной кислоты, если рН раствора с концентрациями
0,01М молочной кислоты и 0,0139М лактат-иона (анион молочной
кислоты) равен 4,0. (Ответ: 3,86).
9. Рассчитайте отношение концентраций компонентов буферного раствора
с рН = 10,0, содержащего CH3CH2NH2 (pK=3,19) и CH3CH2NH3Cl.
(Ответ: [соль]/[основание]=6,4).
10. Каким станет рН буферного раствора, содержащего 0,1 М СН3СООН и 0,1М
CH3COONa, если к 100 мл раствора добавить а) 1,0 мл 1,0 М НС1 или
б) 1,0 мл 1,0 M NaOH ? рК(СН3СООН) = 4,76. (Ответ: а)4,67 б) 4,85).
11. Морская вода ведет себя как буферный раствор при попадании в нее щелочных
или кислых вод. Напишите уравнения реакций, обуславливающих буферное
действие воды, учитывая, что в воздухе содержится СО2, а в морских осадках
СаСО3.
12. Для исследования активности лицинаминопептидазы в моче и сыворотке
крови используют фосфатный буфер с рН = 7. В каком соотношении надо
взять массы гидрофосфата натрия и дигидрофосфата калия для
приготовления некоторого объема такого раствора?
13.В качестве консерванта пищевых продуктов часто применяется бензоат
натрия. Вычислите отношение концентрации бензоат иона и бензойной
кислоты: а) в желудочном содержимом(рН=1,5) б) в содержимом
кишечника (рН=7).
14. При исследовании осмотической стойкости эритроцитов в клинических
лабораториях применяют фосфатный буфер, который готовят следующим
образом: безводный гидрофосфат натрия массой 27,31 г, дигидрат
дигидрофосфата натрия массой 4,86 г и хлорид натрия массой 180 г
растворяют в воде, после чего объем раствора доводят до 2 л. Вычислите
рН такого буферного раствора.
7.5. Подведение итогов занятия
7.6. Задание на дом. Подготовиться к контрольной работе по модулю №1.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 5.
Тема. Контрольная работа по модулю № 1.
Учебные цели: обобщить материал занятий № 1-4, проверить его усвоение.
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.
Вид занятия: контрольная работа.
Продолжительность занятия: 3 академических часа.
Оснащение рабочего места: справочник физико-химических величин, калькуляторы, таблица Менделеева.
Содержание занятия .
Образец билета.
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 Cn(H2O)n, если известно, что раствор, содержащий 10 г эритрозы в 1 кг воды, замерзает при -0,155оС. 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.
Задание на дом. Химическая термодинамика.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 6.
Тема. Химическая термодинамика.
1. Актуальность: знание законов химической термодинамики позволит будущему врачу 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. Учебные цели: научиться определять и рассчитывать тепловые эффекты химических реакций, на основе термодинамических характеристик предсказывать направление и предел процессов жизнедеятельности, пользоваться справочной литературой.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы и упражнения для самоподготовки к занятию.
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.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6. Оснащение рабочего места.
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО: калькуляторы.
6.3. Посуда и приборы:
|
Калориметр, термометр, 2 мерных цилиндра |
на группу |
|
6.4. Объекты исследования : |
|
|
раствор 1н. Н2SO4. |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
раствор 1н. КОН |
На группу |
7. Содержание занятия:
7.1.Типовой тест входного контроля.
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) ∆Но › 0 2) ∆Но ‹ 0 3) ∆Но = ∆S 4) ∆Но= 0
4. Реакция возможна, если
1) ∆Gо › 0 2) ∆Но › 0 3) ∆S ‹ 0 4) ∆Gо ‹ 0
5. Единица измерения внутренней энергии (U)
1) моль 2) кг 3) Дж 4) г/л.
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия:
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 , изменения в различных процессах, расчет.
4. Энергия Гиббса, ее смысл, расчет.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Определение теплоты реакции нейтрализации.
2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O ∆Нонейтр. = ?
Во взвешенный калориметрический стакан налейте
30 мл 1н. раствора щелочи NaOH, измерьте
термометром температуру раствора до реакции t1.
В другой цилиндр налейте 30 мл 1н. раствора
H2SO4. Быстро влейте раствор кислоты в
калориметр к раствору щелочи, осторожно
перемешайте раствор и отметьте самую высокую
температуру раствора t2. Приняв теплоемкость
раствора Ср = 4,18 Дж/г∙град, стекла Сс = 0,75
Дж/г∙град, зная массы раствора (60г) и
калориметрического стакана, вычислите количество
теплоты, выделившейся в результате реакции (∆Н),
теплоту нейтрализации (∆Ннейтр.). Определите
абсолютную и относительную ошибки опыта.
Справочная ∆Ннейтр.= - 57,2 кДж/моль.
Результаты опыта занесите в таблицу.
|
№ |
Величина |
Обозначение, ед. изм. |
Значение |
|
1 |
Масса калориметрического стакана |
mc,г |
|
|
2 |
Начальная температура |
t1, oC |
|
|
3 |
Конечная температура |
t2, oC |
|
|
4 |
Теплоемкость системы |
∑С=Срmp+Ccmc, Дж/г |
|
|
5 |
Количество выделившейся теплоты |
∆Н=-∑С∙( t2- t1), Дж |
|
|
6 |
Теплота нейтрализации |
∆Ннейтр=∆Н/0,03, дЖ/моль |
|
|
7 |
Абсолютная погрешность опыта |
δ=∆Нн.теор-∆Нн..эксп |
|
|
8 |
Относительная погрешность опыта |
∆=│δ: ∆Ннейтр│∙100% |
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля
1. Тепловой эффект реакции не зависит от пути,а определяется конечным и начальным состояниями, Это закон…
1) Вант-Гоффа 2) Гесса 3) Аррениуса 4) Больцмана
2. Реакция гидролиза АТФ –
1) экзотермическая 2) эндотермическая 3) адиабатическая
3. Критерий самопроизвольности биологических реакций
1) ∆S 2) ∆H 3) ∆G 4)K
4. Изменение энтропии (∆S) для реакции синтеза белка из аминокислот
1) больше нуля 2) меньше нуля 3) равно нулю 4) не известно.
5. Рассчитайте ∆H сгорания этанола, если известно, что при сгорании 4,6г
выделяется 137 кДж теплоты.
1. -1370 2. + 1370 3. -2740 4.+2740 кДж/моль
Типовые задачи .
1. Вычислить ∆Но реакции получения цинк-фосфатного цемента по ∆Но
образования веществ:
3 ZnO + 2 H3PO4 = Zn3(PO4)2 + 3 H2O
∆Нообр. - 351 -1267 -2900 -286 кДж/моль
(Ответ: - 171 кДж).
2. Определите ∆Но реакции гидролиза мочевины – продукта
жизнедеятельности организма, по ∆Но образования веществ:
CO(NH2)2 + H2O = CO2 + 2 NH3
∆Но обр. - 319 - 286 - 414 - 80 кДж/моль
(Ответ: +31 кДж.).
3. Вычислите тепловой эффект реакции спиртового брожения глюкозы
(∆Но р-ции) при с.у. по теплотам сгорания веществ:
С6Н12О6 = 2 С2Н5ОН + 2 СО2
∆Носгор. – 2810 - 1371 0 кДж/моль
(Ответ: - 68 кДж/моль).
4. Определите тепловой эффект реакции синтеза диэтилового эфира,
применяемого в медицине для наркоза, по стандартным энтальпиям
сгорания веществ:
2 С2Н5ОН = С2Н5ОС2Н5 + Н2О
∆Носгор. – 1371 - 2727 0 кДж/моль
(Ответ: - 15 кДж/моль).
5. Рассчитайте энтальпию гидратации сульфата натрия, если энтальпия
растворения безводной соли Na2SO4 равна -2,3 кДж/моль, а энтальпия
растворения кристаллогидрата Na2SO4 ∙10 Н2О равна + 78,6 кДж/моль.
(Ответ: - 80,9 кДж/моль).
6. Вычислите изменение энтропии для реакции образования глицилглицина
при с.у. по энтропиям образования веществ:
2 H2N-CH2-COOH → H2N-CH2-CO-NH-CH2-COOH + H2O
Sо обр. 159 231 70 Дж/(моль∙К)
(Ответ: - 17 Дж/К.
7. Вычислите изменение энергии Гиббса для реакции гликолиза, возможна
ли реакция в с.у.? С6Н12О6 → 2 С3Н6О3(молочная кислота)
∆Gообр. – 917 - 539 кДж/моль
(Ответ: - 161 кДж ).
8. Вычислите ∆Gо реакции денатурации трипсина при 50 оС, если
∆Но реакции = 283кДж/моль, ∆Sреакции = 288 Дж/(моль∙К). Возможна ли
реакция в с.у.? Оцените вклад энтальпийного и энтропийного факторов.
(Ответ: 190 кДж/моль).
9. Теплоты сгорания углеводов и белков в организме человека составляют
4,1 ккал/г, жиров – 9,3 ккал/г. Среднесуточная потребность студента
в белках,жирах,углеводах составляет соответственно 113, 106 и 451г.
Рассчитайте суточную энергетическую потребность
среднестатистического студента. (Ответ: 3300 ккал).
10. Энтальпия сгорания глюкозы равна – 2810 кДж/моль при 298 К. Сколько
граммов глюкозы нужно израсходовать, чтобы подняться по лестнице на
высоту 3м человеку массой 70кг? Принять, что в полезную работу можно
обратить 25% энтальпии реакции.
11. Определите калорийность пищевого продукта массой 350г., содержащего
50% воды, 30% белков, 15% жиров и 5% углеводов. Калорийность белков
и углеводов составляет 17,1 кДж/г, калорийность жиров равна 38 кДж/г.
12. Проверьте, нет ли угрозы, что оксид азота (I), применяемый в медицине в
качестве наркотического средства, будет окисляться кислородом воздуха
до токсичного оксида азота (II): 2N2O(г) + O2(г) = 4NO(г).
7.5. Подведение итогов занятия.
7.6. Задание на дом. Химическое равновесие. Кинетика.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 7.
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. Учебные цели: 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.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки.
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.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6.Оснащение рабочего места.
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО: калькуляторы.
6.3. Посуда и приборы:
|
пробирки, мерные пробирки, секундомер, термометр, штатив для пробирок, водяная баня |
на группу |
|
6.4. Объекты исследования : |
|
|
растворы 0,02М FeCl3 и KCNS; 0,1M Na2S2O3, 1M H2SO4 |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
сухой KCl, растворы насыщенные FeCl3 и KCNS, вода дистиллированная |
на группу |
7. Содержание занятия.
7.1. Типовой тест входного контроля.
1. Термодинамические условия равновесия:
1) ∆Gо › 0 2) ∆Но =0 3) ∆S = 0 4) ∆Gо = 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
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
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.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Опыт 1. Влияние концентраций на смещение химического равновесия.
FeCl3 + 3 KCNS ↔ Fe(CNS)3 + 3 KCl.
Раствор роданида железа (III) окрашен в кроваво-красный цвет, интенсивность окраски зависит от концентрации Fe(CNS)3.
Смешайте в пробирке разбавленные растворы хлорида железа и роданида калия. Если раствор очень темный ,разбавьте дистиллированной водой. Разлейте полученный раствор красного цвета в 4 пробирки. Прилейте в первую пробирку немного насыщенного раствора FeCl3, во вторую – немного насыщенного раствора KCNS, в третью всыпьте щепотку KCl. Перемешайте содержимое пробирок, сравните их окраску с четвертой пробиркой. Объясните наблюдения. Выполнился принцип Ле-Шателье? Результаты опыта запишите в таблицу:
|
№ |
Увеличили концентрацию |
наблюдения |
Направление смещения равновесия |
|
1 |
FeCl3 |
||
|
2 |
KCNS |
||
|
3 |
KCl |
||
|
4 |
- |
Вывод:
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагента .
Реакция: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S↓ сложная, имеет первый порядок по тиосульфату натрия и нулевой порядок по серной кислоте, т.е. кинетическое уравнение реакции имеет вид : υ = k ∙ [Na2S2O3].
В пробирку налейте последовательно 0,1М Na2S2O3 и воду в количествах, указанных в таблице, затем 5 мл H2SO4 (как можно быстро). Засеките время с момента приливания кислоты до начала появления мути серы. Так определите время 5 раз, изменяя концентрацию тиосульфата согласно таблице. Результаты запишите в таблицу:
|
Объем, мл |
С(Na2S2O3)= =0,1а/(а+б+в), моль/л |
t,cек |
Условная скорость, υ=100/t |
||
|
V(Na2S2O3) = а |
V(H2O) =б |
V(H2SO4) =в |
|||
|
1 |
4 |
5 |
|||
|
2 |
3 |
5 |
|||
|
3 |
2 |
5 |
|||
|
4 |
1 |
5 |
|||
|
5 |
0 |
5 |
Постройте график υ = f (C), откладывая по оси абсцисс концентрацию тиосульфата в растворе, а на оси ординат – условную скорость реакции. Напишите кинетическое уравнение для данной реакции в выводе.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля
1. Константа равновесия зависит от….
1. катализатора 2. концентраций 3.температуры 4.природы реагентов
2.Вычислите константу равновесия для реакции в стандартных условиях
Лактоза + вода = Глюкоза + Галактоза , ∆Gо = -3,8 ккал/моль.
1. 0,0016 2. 16 3. 160 4. 1600
3. Скорость реакции зависит от
1. природы реагентов 2. температуры 3. катализатора 4. продуктов
4. При увеличении концентрации кислорода в 5 раз скорость реакции
2С + О2=2СО
1. увеличится в 5 раз 2. уменьшится в 10 раз 3.не изменится
4. увеличится в 25 раз
Типовые задачи .
8. В печени протекает ферментативный обратимый процесс:
Глюкозо-1-фосфат ↔ глюкозо-6-фосфат.
При 37оС равновесные концентрации [ Г-1-ф ]= 0,001 моль/л,а
[ Г-6-ф ]= 0,019 моль/л . Рассчитайте константу равновесия Кс.
(Ответ : 19 ).
9. В системе 2NO + O2 ↔ 2NO2 равновесные концентрации веществ :
[NO] =0,2, [O2] =0,3, [NO2] =0,4 моль/л. Рассчитайте К равновесия и
оцените положение равновесия . (Ответ: 13,3, смещено вправо).
10. Для реакции : Н3РО4 + аденозин ↔ АМФ + Н2О ∆Gо = 14 кДж/моль.
В каком направлении реакция идет самопроизвольно при стандартных
условиях? Каково значение константы равновесия?
(Ответ: в обратном, 3,5∙10-3) .
11. Рассчитайте константу равновесия реакции гидролиза глицилглицина при
310 К, если ∆Gо = - 15,08 кДж/моль. Обратима ли практически эта
реакция? (Ответ: 355,равновесие заметно смещено вправо).
12. Рассчитайте начальную скорость реакции первого порядка гидролиза
сахарозы при 25 оС. Концентрация сахарозы 3% (0,088 моль/л), константа
скорости k = 0,77 c-1. (Ответ: 0,068 моль/(л∙с)).
13. Найдите начальную скорость реакции Н2О2 +2НI = I2+ 2Н2О, если
смешали равные объемы 0,02 моль/л раствора Н2О2 и 0,05 моль/л
раствора НI. Константа скорости 0,05 л/(моль∙с), реакция имеет первый
порядок по обоим реагентам. (Ответ: 1,25∙10-5 моль/(л∙с)).
14. Во сколько раз уменьшается скорость окисления глюкозы при
гипотермии, если температура тела падает с 36,6 до 27 оС, температурный
коэффициент данной реакции равен 1,3? (Ответ: в 12,4 раз)
15. Константа скорости распада пенициллина при 36оС равна 6 ∙10-6 с-1, а при
41 оС 1,2 ∙10-5 с-1.Вычислите температурный коэффициент реакции.
(Ответ: 4)
16. Реакция заканчивается за 16 мин. при 10оС,температурный коэффициент
γ =2.За какое время реакция закончится при 50оС? (Ответ: 1мин.).
17. Во сколько раз возрастет скорость реакции разложения угольной кислоты
при 310 К в присутствии фермента? Без катализатора Еа =86 кДж/моль, в
присутствии карбоангидразы Еа= 49 кДж/моль. (Ответ: 1,73 106 раз).
УИРС
1. Уксусная кислота диссоциирует в водном растворе по уравнению
СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО- + Н3О+ .
Рассчитайте константу равновесия этой реакции, если исходная
концентрация уксусной кислоты равна 0,4 моль/л, равновесная
концентрация ацетат-ионов равна 2,6∙10-3 моль/л.
2. Вычислите энергию Гиббса ( ∆Gо ) реакции АТФ + Н2О ↔ АДФ + Ф
В условиях, характерных для мышечной клетки, находящейся в состоянии
покоя: С(АТФ)=0,005моль/л; С(АДФ)=0,0005моль/л; С(Ф)=0,005 моль/л;
рН=6; t =25оС. Константа равновесия гидролиза при этой температуре
К=8,92∙104.
3. При лечении онкологических заболеваний в опухоль вводят препарат,
содержащий радиоактивный иридий-192. Рассчитайте, какая часть
введенного радионуклида останется в опухоли через 10 суток. Период
полураспада его равен 74,08 суток. Реакция первого порядка.
4. Вычислите энергию активации реакции спиртового брожения глюкозы в
растворе в интервале 30-70оС при γ =2.
5. При хранении таблеток анальгина установлено, что константа скорости
разложения при 20оС равна 1,5 ∙ 10-9 с-1. Определите срок хранения
таблеток (время разложения 10% вещества) при 20 оС.
Подведение итогов занятия.
Задание на дом. Реакции комплексообразования.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 8.
Тема. Реакции комплексообразования.
1. Актуальность. Комплексными соединениями являются многие биокатализаторы - ферменты: биокомплексы железа, кобальта, магния, меди, цинка; порфиновые комплексы входят в состав активных центров гемоглобина, каталазы, цитохромов, витамина В12, хлорофилла, гемоцинина и др. Первостепенную роль в жизнедеятельности растений и животных играют бионеорганические соединения с макроциклическими лигандами. В медицинской практике широко используют комплексоны, тетацин, унитол для лечения при отравлениях в качестве антидотов. Комплексные соединения платины оказывают лечебное действие при раковых заболеваниях.
2. Учебные цели: научиться называть, писать формулы комплексов и реакции с их участием,прогнозировать свойства бионеорганических комплексных соединений на основе закона действующих масс, пользоваться справочной литературой.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы:
Вопросы для самоподготовки .
1. Строение комплексных соединений: комплексообразователь и его степень
окисления, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя
сфера, заряд комплексного иона.
2. Классификация комплексов по природе лигандов.
3. Номенклатура комплексов. Изомерия.
4. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы
устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6. Оснащение рабочего места:
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО: калькуляторы.
6.3. Посуда и приборы:
|
пробирки, штатив для пробирок |
на группу |
|
6.4. Объекты исследования : |
|
|
растворы CuSO4, AgNO3, FeCl3, K4[Fe(CN)6], K3[Fe(CN)6] |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
растворы NH3, HNO3, KCNS, K4[Fe(CN)6], H2SO4, KMnO4, NaOH, H2C2O4, cухой FeSO4,Zn |
На группу |
7. Содержание занятия.
7.1. Типовой тест входного контроля.
У комплексного соединения [Cu(NH3)2]Cl
1. центральным атомом ( комплексообразователем ) является
1) Cu+ 2) NH3 3) Cl - 4) Cu2+
2. координационное число равно
1) 1 2) 2 3) 3 4) 4
3. комплексная частица является
1) нейтральной молекулой 2) анионом 3) катионом 4) атомом
4. внутренняя сфера и внешняя сфера соответственно
1) Cu+ 2) NH3 3) Cl - 4) [Cu(NH3)2]+
5. название соединения -
1) хлорид диамминмеди(I) 2) хлорид диамминмеди(II)
3) хлородиаммиакмедь 4) диамминкупрат(I) хлора
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия:
1. Строение комплексных соединений: комплексообразователь и его степень
окисления, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя
сфера, заряд комплексного иона.
2. Классификация комплексов по природе лигандов.
3. Номенклатура комплексов. Изомерия.
4. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы
устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Получение и свойства комплексных соединений.
Опыт 1. Получение комплексных соединений. Получите комплексные соединения в 4 пробирках, проведя следующие реакции с растворами:
1) CuSO4 + 4 NH4OH = [Cu(NH3)4]SO4 + 4 H2O.
2) NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3,
AgCl + 2 NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2 H2O.
3) FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + 3 KCl.
4) FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3↓ + 3 NaCl,
Fe(OH)3↓ + 3 H2C2O4 = H3[Fe(C2O4)3] + 3 H2O .
Укажите цвета полученных комплексов, назовите их, напишите уравнение диссоциации комплексных ионов и выражение для констант нестойкости.
Раствор из пробирки (2) с комплексом серебра сохраните для опытов 3 и 5.
Опыт 2. Диссоциация комплексных ионов.
Проведите в двух пробирках реакции:
FeCl3 + 3 KCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl,
K3[Fe(CN)6] + KCNS = ?
Запишите наблюдения, сделайте вывод, есть ли в растворе красной кровяной
соли K3[Fe(CN)6] ионы Fe3+. Напишите уравнение ее диссоциации.
Опыт 3. Разрушение комплексного иона.
К части раствора [Ag(NH3)2]Cl из опыта №1 прибавьте раствор HNO3 до выпадения осадка AgCl. Объясните разрушение комплексного аниона, исходя из констант нестойкости.
[Ag(NH3)2]Cl + 2 HNO3 = AgCl + 2[NH4]NO3.
lgKн = -7,2 lg Kн = -9,3
Опыт 4. Окисление комплексообразователя. Проведите реакцию:
5K4[Fe(CN)6] + 4H2SO4 + KMnO4 = 5K3[Fe(CN)6] + 3K2SO4+MnSO4+H2O.
Наблюдайте обесцвечивание раствора KMnO4 .
Опыт 5. Восстановление комплексообразователя. Проведите реакцию с
[Ag(NH3)2]Cl из опыта №1:
2[Ag(NH3)2]Cl + Zn = 2 Ag + [Zn(NH3)4]Cl2.
Сделайте вывод из опытов.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля
1. Степень окисления и координационное число центрального атома в
соединении K4[Fe(CN)6]
1) +2, 6 2) +3, 4 3) +3, 6 4) +6,4.
2. На какие частицы диссоциирует медный купорос [Cu(H2O)]SO4∙H2O в
растворе как сильный электролит?
1) Cu2+ 2) H2O 3)SO42- 4) [Cu(H2O)]2+ 5) [Cu(H2O)]SO4
3. Выражение для константы нестойкости [Ag(NH3)2]+
4. С каким лигандом Cu2+ образует более прочное соединение: глицин (Кн=
=2,6 ∙10-16), лизин (Кн=2∙ 10-14), гистидин (Кн=4,7∙ 10-19) ?
1) глицин 2) лизин 3) гистидин 4) не известно
5. . Пользуясь константами устойчивости, определите направление реакции:
K[Ag(CN)2] + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]CN + KCN
lgKуст = 19,9 lgKуст = 7.2
1) влево 2) вправо 3) равновесие 4) не известно
Типовые упражнения и задачи .
1. Назовите перечисленные ниже соединения, укажите центральный атом,
лиганды, внутреннюю координационную сферу, внешнюю сферу.
Напишите уравнения диссоциации этих соединений в растворе. Для
диссоциации по внутренней сфере напишите выражение для константы
нестойкости: 1) K3[Co(CN)6]; 2) [Co(NH3)6]Cl2; 3) [Co(NH3)3(NO2)3];
4) K4[Fe(CN)6]; 5) [Fe(CO)5]; 6) [Cr(NH3)6]SO4; 7) [Cr(H2O)3Cl3];
8) Na3[Cr(OH)6]; 9) [Pt(NH3)4Cl]Cl3; 10) K2[Pt(OH)5Cl]; 11) Na3[AlF6];
12) [Al(H2O)6]2(SO4)3; 13) K6[Pb(S2O3)4]; 14)K3[Mn(C2O4)3];
15) [Pd(NH3)4][PtCl4]; 16) K3[Cu(CN)6]; 17) [Cu(NH3)4]SO4; 18) K2[HgI4];
19) [Hg(NH3)6]Br2; 20) K[Ag(CN)2].
2. Составьте формулы комплексных соедиений:
1) тринитротриамминкобальт; 2) гексацианоферрат(III) калия;
3) хлорид дихлороакватриамминкобальта(III);
4) фосфатотетраамминхром; 5) тетрацианоаурат (III) калия.
3. С каким лигандом Zn2+ образует более прочное соединение: глицин (Кн=
=1,1 ∙10-10), лизин (Кн=2,5∙ 10-8), гистидин (Кн=1,3∙ 10-13) ?
4. В медицинской и аналитической практике используется лиганд ЭДТА
(этилендиаминтетраацетат) и его соль -трилон Б (Na2H2T). С какими
катионами он образует менее прочное комплексное соединение: Со3+
(Кн=3∙ 10-41), Мg2+ (Кн=8∙ 10-10), Fе 2+ (Кн=6∙ 10-15), Fе3+ (Кн= 6∙ 10-25)?
Расположите комплексы по убыванию их прочности.
5. Пользуясь константами устойчивости, определите направление реакций:
1) K[Ag(CN)2] + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]CN + KCN
lgKуст = 19,9 lgKуст = 7.2
2) Na3[Ag(S2O3)2] + 2 KCN = Na[Ag(CN)2] + Na2S2O3 + K2S2O3
lgKус = 13,5 lgKуст = 19,9
6. Выберите наиболее прочное комплексное соединение железа (II) с
биолигандами : глицин (Кн =1,6 ∙10-8), лизин (Кн=3.2 ∙ 10-5),
гистидин (Кн=5 ∙ 10-10) ?
7. Объясните, почему хлорид серебра растворяется в растворе аммиака, а
аммиакат серебра можно разрушить с помощью иодида калия?
8. Рассчитайте массу меди, находящуюся в виде ионов в 1,5 л раствора
глицината меди с концентрацией 0,008 моль/л при избытке глицина,
равном 0,05 моль/л. Кн = 2,6 ∙ 10-16.
7.5. Подведение итогов занятия.
7.6. Задание на дом. Подготовиться к контрольной работе по модулю № 2.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 9.
Тема. Контрольная работа по модулю №2.
Учебные цели: обобщить материал занятий № 6-8, проверить его усвоение
Материалы для самоподготовки к освоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки к занятию.
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.
5. Какие процессы называются обратимыми? Равновесные и стационарные
состояния.
6. Свойства равновесий. Принцип Ле-Шателье, смещение равновесий при
изменении температуры, концентраций, давления.
7. Основные понятия химической кинетики: скорость реакции, константа
скорости, элементарная, сложная реакции, кинетическое уравнение
реакции, кинетическая кривая, молекулярность, порядок реакции.
8. Основной закон химической кинетики.
9. Классификация сложных реакций.
10. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа,
Уравнение Аррениуса.
11. Катализ. Катализаторы, свойства, механизм действия. Особенности
ферментов как биокатализаторов.
12. Строение комплексных соединений: комплексообразователь и его степень
окисления, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя
сферы, заряд комплексного иона.
13. Классификация комплексов по природе лигандов.
14. Номенклатура комплексов. Изомерия.
15. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы
устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.
Вид занятия: контрольная работа.
Продолжительность занятия: 3 академических часа.
Оснащение рабочего места: справочник физико-химических величин, калькуляторы, таблица Менделеева.
Содержание занятия .
Образец билета.
1. Основные понятия химической термодинамики. Классификация систем и
процессов,примеры.
2. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа,
Уравнение Аррениуса.
3. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы
устойчивости и нестойкости, направление реакций с участием комплексов.
4. Рассчитайте константу равновесия реакции гидролиза глицилглицина при
310 К, если ∆Gо = - 15,08 кДж/моль. Обратима ли практически эта
реакция?
5. Определите ∆Но реакции гидролиза мочевины – продукта
жизнедеятельности организма, по ∆Но образования веществ:
CO(NH2)2 + H2O = CO2 + 2 NH3
∆Но обр. - 319 - 286 - 414 - 80 кДж/моль
Задание на дом. Физико-химия поверхностных явлений.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие №10
Тема. Физико-химия поверхностных явлений.
1.Актуальность. Знание основных законов и механизмов поверхностных явлений (смачивание, адгезия, адсорбция) необходимо для понимания процессов дыхания, пищеварения, строения биологических мембран и т.д.
2.Учебные цели: знакомство с методом определения поверхностного натяжения. Практическое изучение свойств поверхностно-активных веществ на примере адсорбции молекул бутилового спирта на поверхности воды.
3.Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки.
1.Поверхностная энергия Гиббса. Поверхностное натяжение, методы определения, изотермы поверхностного натяжения.
2.Поверхностно-активные и поверхностно-неактивные вещества. Изменение поверхностной активности в гомологических рядах (правило Траубе-Дюкло).
3.Ориентация молекул в поверхностном слое и структура биомембран.
4. Смачивание, краевой угол смачивания. Гидрофобные и гидрофильные поверхности.
5. Адгезия. Работа адгезии – важная характеристика пломбировочных материалов.
6. Адсорбция. Уравнения Гиббса, Ленгмюра, Фрейндлиха.
7. Адсорбция электролитов. Правило Панета-Фаянса. Лиотропные ряды ионов.
8. Ионообменная адсорбция, ее применение в медицине.Химическая адсорбция, ее особенности.
9. Хроматография. Классификация, сущность методов, применение в медицине.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6. Оснащение рабочего места.
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО: калькуляторы, линейка, миллиметровая бумага.
6.3. Посуда и приборы.
|
Сталагмометры, стакан на 50 мл, резиновая груша, вата |
на группу |
|
6.4. Объекты исследования : |
|
|
Растворы бутилового спирта |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
Растворы бутанола с концентрациями 0,1М; 0,2М; 0,3М; 0,4М; 0,5М; 1М; дистиллированная вода, этанол. |
на группу |
7. Содержание занятия.
7.1. Типовой тест входного контроля
1. Поверхностное натяжение жидкостей с ростом температуры
1) увеличивается; 2) уменьшается ; 3) не изменяется;
4) изменяется неоднозначно.
2. Уравнение адсорбции Гиббса применимо на границе раздела фаз
1) твердое тело - газ; 2) твердое тело - жидкость; 3) жидкость-жидкость;
4) жидкость-газ; 5) твердое тело-твердое тело.
3. Как ориентируются молекулы ПАВ на границе вода – воздух
1) полярной группой к воздуху ; 2) полярной группой к воде;
3) по разному; 4) не известно.
4. При избирательной адсорбции происходит
1) обмен одних ионов на другие;
2) преимущественная адсорбция определенных ионов или веществ;
3) в ходе которой происходит обмен катионов;
4) происходит обмен анионов.
5. Обратимая адсорбция
1) химическая ; 2) физическая; 3) ионная; 4) молекулярная.
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
1. Поверхностная энергия Гиббса. Поверхностное натяжение, методы определения, изотермы поверхностного натяжения.
2. Поверхностно-активные и поверхностно-неактивные вещества. Изменение поверхностной активности в гомологических рядах (правило Траубе-Дюкло).
3. Ориентация молекул в поверхностном слое и структура биомембран.
4. Смачивание, краевой угол смачивания. Гидрофобные и гидрофильные поверхности.
5. Адгезия. Работа адгезии – важная характеристика пломбировочных материалов.
6. Адсорбция. Уравнения Гиббса, Ленгмюра, Фрейндлиха.
7. Адсорбция электролитов. Правило Панета-Фаянса. Лиотропные ряды ионов.
8. Ионообменная адсорбция, ее применение в медицине.Химическая адсорбция, ее особенности.
9. Хроматография. Классификация, сущность методов, применение в медицине.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Адсорбция бутанола на поверхности воды.
Методом сталагмометра определите поверхностное натяжение: 0,1 М; 0,2 М; 0,3 М; 0,5 М; 1 М растворов бутилового спирта. Для этого сначала считают число капель дистиллированной воды (nв), вытекающей из сталагмометра
( объем фиксируют по верхней метке). Затем считают капли для растворов (nр) по мере возрастания концентрации спирта (С).Для каждой концентрации измерения повторяют 2-3 раза и записывают среднее значение. Поверхностное натяжение растворов бутилового спирта рассчитайте по формуле
При 20°С σ в = 73∙10-3 Дж/м2.
На миллиметровой бумаге постройте изотерму поверхностного натяжения, то есть зависимость σ от С. Рассчитайте величину адсорбции по уравнению:
,где Г- величина адсорбции (моль/м2),
R - универсальная газовая постоянная, R = 8,31 дж/моль ∙ К,
Т - температура опыта в градусах Кельвина.
Постройте изотерму адсорбции- зависимость адсорбции от концентрации.
Определите максимальную адсорбцию (Г∞), рассчитайте площадь, занимаемую одной молекулой спирта на поверхности воды (Sм) и длину (l) молекул бутанола:
где NA = 6,02 ∙ 1023 моль-1 (число Авогадро),
М=74 г/моль (молярная масса бутанола),
ρ=0,8 ∙106г/м3 (плотность бутанола).
Результаты измерений и расчетов запишите в таблицу:
|
N п/п |
С моль/л |
σ Дж / м 2 |
∆σ/ ∆C |
Г моль / м2 |
Сделайте вывод.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля.
1. Межфазное взаимодействие между контактирующими поверхностями конденсированных тел разной природы
1) электрофорез; 2) когезия; 3) диализ; 4) адгезия; 5) коагуляция.
2. Поверхностно – активные вещества
1) NaCl ; 2) C17H33COONa; 3) C2H5NH3Cl; 4) H2SO4 5) O2 .
3. Во сколько раз поверхностная активность бутанола больше, поверхностной активности метанола.
1) в 3 раза; 2) в 6 раз; 3) в 9 раз 4) в 27 раз.
4. На поверхности костной ткани Са3(РО4)2 в первую очередь адсорбируются ионы 1) Са2+; 2) Na+; 3) HPO42- ; 4) Cl- 5) HCO3-.
5. Динамический метод анализа и разделения веществ, в котором имеется 2 фазы: неподвижная и подвижная, фильтрующаяся через неподвижную.
1) ионный обмен; 2) хроматография; 3) кондуктометрия;
4) титрование; 5) диализ.
Типовые задачи .
1. Найдите поверхностное натяжение этанола при 25оС, если число капель из сталагмометра для этанола составило 76, а для воды 29. Плотность этанола ρ= 0,79 г/мл; σ(Н2О)=71,97·10-3 Дж/м2. (Ответ: 20,87·10-3 Дж/м2).
2. При адсорбции уксусной кислоты из 1л водного раствора 50г угля концентрация кислоты уменьшилась с С0=1,4 М до С1=1,25М. Найдите удельную адсорбцию и степень адсорбции в %.
(Ответ: Г=3·10-3 моль/г, αадс=11%).
3. Во сколько раз поверхностная активность пентанола больше, чем у этанола? (Ответ: в 27 раз).
4. Вычислите длину и площадь молекулы изоамилового спирта (СН3)2СН2СН2СН2ОН, если Г∞=7·10-6моль/м2, плотность спирта 0,81·106г/м3.
5. Рассчитайте работу адгезии Wa = σж/г∙(1+cos θ ) в системах вода-графит и бензол-графит. Поверхностные натяжения воды и бензола соответственно равны 72,75·10-3Н/м и 28,88·10-3Н/м, а краевые углы смачивания составляют 108о и 30о. Какое вещество лучше смачивает графит? (Ответ: бензол ).
6. Сравните поверхностную активность пропионовой и масляной кислот. Выполняется ли правило Траубе-Дюкло?
|
Кислота |
С,моль/л |
σ, мН/м |
|
Пропионовая |
0,0312 |
69,5 |
|
0,0625 |
67,7 |
|
|
Масляная |
0,0312 |
65,8 |
|
0,0625 |
60,4 |
7.Золь ртути состоит из шариков диаметром 6·10-6 см. Чему равны: а) суммарная поверхность частиц; б) общее число частиц в растворе при дроблении 1г ртути? Плотность ртути 13,546 г/см3.
8. При уменьшении концентрации новокаина в растворе с 0,2 моль/л до 0,15
моль/л поверхностное натяжение возросло с 6,9∙10-2 Дж/м2 до 7,1∙10-2 Дж/м2, а у раствора кокаина с 6,5∙10-2 Дж/м2 до 7,0∙10-2 Дж/м2. Сравните величины адсорбции двух веществ в данном интервале концентраций при 293° К. Для какого вещества она больше?
(Ответ: Гнов=2,87∙10-6моль/м2, Гкок=7,19∙10-6моль/м2).
9. Концентрация кетоновых тел, накапливаемых в крови больных сахарным диабетом в течении суток, достигает 0,2 моль/л. Какое количество кетоновых тел адсорбируется из крови при гемосорбции, если емкость адсорбента равна Г∞=3·10-3моль/г, α=6·10-2моль/л в уравнении Ленгмюра: Г= Г∞С/(α+С).
(Ответ: Г=2,31·10-3моль/г).
10. Концентрация холестерина в плазме крови после проведения гемосорбции снизилась с 4,8 до 4,0 мкмоль/мл. Чему равна емкость данного адсорбента по холестерину (Г∞ в мкмоль/г), если объем плазмы равен 1 л, а масса сорбента = 10г? (Ответ: Г∞=80 мкмоль/г).
УИРС.
Экспериментальное подтверждение правила Дюкло-Траубе на примере гомологического ряда спиртов.
Измерьте поверхностное натяжение растворов пропанола, бутанола и пентанола с одинаковыми концентрациями 0,025 моль/л. Рассчитайте поверхностную активность спиртов в интервале концентрации 0 - 0,025 моль/л, после чего сделайте вывод о подтверждении правила Траубе-Дюкло.
8.Подведение итогов занятия.
9.Задание на дом. Получение и свойства коллоидных растворов.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие №11
Тема. Получение и свойства коллоидных растворов
1. Актуальность. Коллоидные системы широко распространены в природе. К дисперсным системам относятся кровь, слюна, лимфа, спинно-мозговая жидкость, костная ткань и др.; в коллоидном состоянии в организме находится ряд веществ: фосфаты, жиры, липиды. Некоторые лекарственные формы представляют собой коллоидные растворы. Диализ и электродиализ используют в лечебной практике.
2. Учебные цели: знакомство с методами получения и некоторыми свойствами дисперсных систем.
3.Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки.
1. Классификация дисперсных систем по степени дисперсности, агрегатному состоянию фаз.
2.Строение коллоидных частиц.
3.Методы получения и очистки дисперсных систем.
4.Свойства дисперсных систем: броуновское движение, диффузия, осмос, оптические и электрические свойства.
5.Кинетическая и агрегативная устойчивость золей. Коагуляция (скрытая и явная, медленная и быстрая).
6.Порог коагуляции, коагулирующее действие. Правило Шульце-Гарди. Взаимная коагуляция.
7.Седиментационный анализ.
8.Коллоидные ПАВ. Критическая концентрация мицеллообразования (ККМ).
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6. Оснащение рабочего места.
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО: калькуляторы.
|
6.3. Посуда и приборы. |
|
|
Штатив с пробирками, спиртовка, пипетки, бюретка, резиновая груша, фильтровальная бумага, диализатор, 3 конические колбы, мерная пробирка. |
на группу |
|
6.4.Объекты исследования . |
|
|
Раствор серы или канифоли в спирте. Водные растворы : 2% FeCl3; 0,001М K4[Fe(CN)6], 2 % мыла; 0,5% крахмала; 0,1М НСl; эозина, метиленовой сини, гидрозоля Fe(OH)3. Растительное масло или углеводород. |
на группу |
|
6.5.Реактивы: |
|
|
5% раствор J2 в спирте; растворы : 6М NaCl; 0,01M Na2SO4 ; 0,001M K3[Fe(CN)6]; дистиллированная вода. |
на группу |
7. Содержание занятия.
7.1.Типовой тест входного контроля.
1.Размер частиц в коллоидных растворах
1) менее 10-9 м 2) 10-9-10-7 м 3) более 10-7м 4) 10-5-10-7м.
2. Дисперсная система, состоящая из жидкой дисперсной фазы и жидкой
дисперсионной среды
1) эмульсия 2) пена 3) аэрозоль 4) суспензия.
3.Оптическое свойство коллоидных растворов
1) рассеивание 2 ) поглощение 3) отражение 4) прохождение света
4. Строение мицеллы слюны при рН=6,7
1){m Ca3(P04)2 ∙ nHPO42- (n-x)Ca2+}x-∙хСа2+;
2) {m Са3 (РО4)2 ∙nH2 P04-∙(n-x)/2∙Ca2+}x- ∙(х/2)Са2+;
3) {СаСО3 ∙nСа2+ ∙(2n-x)С1- }x +∙хС1-;
4) {m Ca3(P04)2 ∙ nPO43- ∙ 3/2(n-x)Ca2+}3x-∙3/2хСа2+;
5. Переход нерастворимых в воде органических веществ в водную фазу в
присутствии коллоидных ПАВ называется ...
1) коагуляция; 2) адсорбция;
3) солюбилизация; 4) коллоидная защита.
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
1. Классификация дисперсных систем по степени дисперсности, агрегатному состоянию фаз.
2. Строение коллоидных частиц.
3. Методы получения и очистки дисперсных систем.
4. Свойства дисперсных систем: броуновское движение, диффузия, осмос, оптические и электрические свойства.
5. Кинетическая и агрегативная устойчивость золей. Коагуляция (скрытая и явная, медленная и быстрая).
6. Порог коагуляции, коагулирующее действие. Правило Шульце-Гарди. Взаимная коагуляция.
7. Седиментационный анализ.
8. Коллоидные ПАВ. Критическая концентрация мицеллообразования (ККМ).
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Получение и свойства дисперсных систем.
Опыт 1. Получение гидрозоля методом замены растворителя (физическая конденсация).
К 10 мл дистиллированной воды добавьте 0,5-1 мл 2% спиртового раствора канифоли (или серы), перемешайте. Получается голубовато-желтый гидрозоль. Направьте на раствор узкий пучок света фонарика, наблюдайте и зарисуйте эффект Тиндаля.
Опыт 2. Получение золя методом гидролиза соли (химическая конденсация).
В пробирку налейте 5 мл дистиллированной воды и 0,5-1 мл 2% FeCl3, нагрейте до кипения. Получается красно-коричневый, прозрачный золь гидроксида железа, его мицелла: {Fe(OH)3 ∙n FeO+ ∙(n-x) Cl-}x+ ∙x Cl-.
Опыт 3. Получение золя берлинской лазури (реакция обмена).
А) К 1-2 мл 0,001М раствора K4[Fe(CN)6] прибавляют 2-3 капли раствора FeCl3. Получается отрицательный синий золь, его мицелла:
{m KFe[Fe(CN)6] ∙ n [Fe(CN)6]4 -∙ (4n-x)K+}x- ∙ xK+.
Какой знак заряда у частиц?
Б) К 2-3 мл раствора FeCl3 прибавьте 1-2 капли раствора K4[Fe(CN)6]. Получается зеленый золь, его мицелла:
{m KFe[Fe(CN)6] ∙ n Fe3+∙ (3n-x)Cl-}x+ ∙ xCl -.
Какой знак заряда у частиц?
Опыт 4. Определение знака зарядов коллоидных частиц.
При погружении фильтровальной бумаги в воду, бумага приобретает отрицательный заряд. Если каплю коллоидного раствора нанести на фильтровальную бумагу, то при отрицательном заряде частиц происходит пропитывание краской бумаги. При положительном заряде коллоидных частиц происходит разложение раствора на две фазы: дисперсную фазу и дисперсную среду. На этом основано определение знака заряда окрашенных коллоидных частиц. Используйте растворы метиленовой сини и эозина.
Опыт 5. Получение эмульсий.
Налейте в пробирку 2-3 мл воды, 2-3 капли углеводорода или растительного масла, встряхните. Устойчивая ли эмульсия? Добавьте в эту же пробирку 1-2 мл раствора мыла, встряхните. Запишите наблюдения. Какова роль мыла в получении эмульсии? Каков тип эмульсии: масло в воде (м/в) или вода в масле (м/в)? Нарисуйте как молекулы мыла адсорбируются на каплях масла.
Опыт 6. Определение порога коагуляции электролитов.
В коническую колбу налейте 10 мл гидрозоля Fe(OH)3 и титруйте до появления мути одним из электролитов:
1) 6М NaCl;
2) 0,01M K2SO4;
3) 0,001M K3[Fe(CN)6].
Запишите объем в мл электролита (Vэ), пошедшего на титрование. Рассчитайте порог коагуляции :
где Сэ– молярная концентрация коагулирующего электролита,
Vэ - объем (мл) электролита, вызывающего коагуляцию золя объемом Vзоля.
Для всех электролитов рассчитайте коагулирующее действие КД = 1/Спор ммоль/л. Результаты запишите в таблицу:
|
Электролит |
Сэ,М |
Vэ,мл |
Спор, ммоль/л |
КД, л/ммоль |
|
NaCl |
||||
|
K2SO4 |
||||
|
K3[Fe(CN)6]. |
Из полученных данных сделайте вывод о соответствии с правилом Шульце-Гарди: порог коагуляции обратно пропорционален заряду коагулирующего иона в шестой степени.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля.
1. Минимальная концентрация электролита, вызывающая коагуляцию золя.
1) коагулирующее действие 2) порог коагуляции 3) молярность
4) ККМ-критическая концентрация мицеллообразования.
2. Золь AgJ получен при добавлении избытка раствора NaJ к раствору AgNO3 . Какой ион будет потенциалопределяющим?
1) Ag+ 2) Na+ 3)J- 4) NO3 -
3. Коллоидные ПАВ
1) NaCl 2) C2HsOH 3) мыло 4) фосфолипиды. 4. Ион, имеющий наибольшее коагулирующее действие по отношению к золяю слюны : {m Ca3(P04)2 ∙ nHPO42- (n-x)Ca2+}x-∙хСа2+
1) Na+ 2) CI- 3)Ca +2 4)Fe3+ 5) SO4 2- 6)F-. 5. Явление, при котором усиливается коагулирующее действие одного иона в присутствии другого иона
1) антагонизм 2)синергизм 3) взаимная коагуляция 4)аддитивность
Типовые задачи.
1. Золь гексацианоферрата (II) меди получен при действии на соль меди (II) избытком
гексацианоферрата (II) калия. Написать формулу мицеллы золя.
2. Золь кремневой кислоты получили при взаимодействии K2SiO3 и HCl. Какой из
электролитов был в избытке, если в электрическом поле гранулы перемещаются к
аноду? Напишите формулу мицеллы золя.
3.Напишите формулу мицеллы золя золота, стабилизированного KAuO2. У какого из
электролитов: NaCl, BaCl2, FeCl3 порог коагуляции наименьший?
4.Напишите формулы золей: АgJ,стабилизированного AgNO3; и Fe(OH)3
стабилизированного FeCl3. Как заряжены частицы этих золей
5. Бактерии и вирусы по своим размерам близки к коллоидным частицам. Исходя из
известных вам свойств коллоидных растворов укажите: какими способами можно
очистить воду от бактерий?
6. Какой объем 0,001 М раствора FeCl3 надо добавить к 0,03 л 0,002 М раствора AgNO3,
чтобы частицы золя AgCl в электрическом поле двигались к аноду? Напишите
формулу мицеллы золя. (Ответ: больше 60 мл).
7. Коагуляция золя сульфида золота объемом 1,5 л наступила при добавлении 570 мл
раствора хлорида натрия с концентрацией 0,2 М. Вычислите порог коагуляции золя
ионами натрия. (Ответ: 55ммоль/л).
6. Пороги коагуляции золя Fe(OH)3 сульфатом натрия и хлоридом калия
соответственно равны 0,32 и 20,5 ммоль/л. Определите знак заряда коллоидных частиц
золя, вычислите коагулирующее действие этих электролитов, проверьте, выполняется
ли правило Шульце-Гарди.
7.Вычислите удельную поверхность золя 1 кг угольной пыли с диаметром
частиц 10-3 м. Плотность угля ρ=1,8∙103 кг/м3.
8. Сравните интенсивность светорассеяния высокодисперсного полистирола,
освещенного монохроматическим светом с длинной волны λ =680 нм, а затем
с λ2 =420 нм.
9. Определите осмотическое давление гидрозоля золота концентрации С=2 кг/м3 с
диаметром частиц d=6∙10-9 м и плотностью ρ=19,3∙103 кг/м3 ,Т=293К.
10. Сравните осмотическое давление двух гидрозолей, отличающихся
дисперсностью: r1=30 нм, r2=55 нм.
11. С какой скоростью будут оседать капли водяного тумана с радиусом
частиц r=10-4 м. Вязкость воздуха η=1,8∙10-5 н∙с/м2. Плотностью воздуха
пренебречь.
12. Вычислите средний сдвиг коллоидных частиц золя Fe(OH)3, при 293 К за
время t=4 с, если радиус частиц r=10-8 м, вязкость воды η=10-3 н∙с/м2.
13. Вычислите коэффициент диффузии мицелл мыла в воде при 313 К и радиусе
мицелл r=1,25∙10-8м, вязкость воды η=6,5∙104 н∙с/м2, постоянная Больцмана
k=1,33∙10-23 Дж/град.
14. Порог коагуляции положительно заряженного гидрозоля Fe(OH)3 под
действием раствора NaCl равен 9,25 ммоль/л. Рассчитайте пороги коагуляции для
KNO3, BaCl2, K2SO4, MgSO4, K2Cr2O7, пользуясь правилом Шульце-Гарди.
УИРС. Диализ.
Равные объемы 0,5% раствора крахмала и 0,1М НС1 налейте в диализатор, который погрузите на 20-30 минут в сосуд с дистиллированной водой. Затем проверьте воду, в которую был погружен диализатор на наличие крахмала (в пробирку добавьте 2-3 капли раствора J2), и кислоты НС1 ( в пробирку добавьте индикатор метилоранж или универсальный). Сделайте вывод об отличии растворов ВМС или коллоидов от истинных растворов низкомолекулярных соединений по способности проходить через полупрницаемые мембраны.
8. Подведение итогов занятия.
9. Задание на дом. Свойства растворов высокомолекулярных соединений.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие №12
Тема. Свойства растворов высокомолекулярных соединений.
1. Актуальность. Знание этой темы необходимо для понимания ряда процессов с которыми сталкиваются стоматологи, например, опухоли, очаги воспаления, ожоги и др., связанные с набуханием биополимеров. Важной характеристикой белков является изоэлектрическая точка. В медицине широко используются синтетические полимеры: полиамиды, полиоксиметилен, полипропилен, полиметилметакрилат, этиленвинилацетат, назначение которых связано и с их физико-химическими свойствами.
2. Учебные цели. Знакомство с физико-химическими свойствами ВМС и их растворов.
3.Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки к занятию.
1. Определение понятия ВМС. Классификация ВМС.
2. Свойства ВМС и их растворов. Изоэлектрическая точка белка. Набухание, осмотическое давление, вязкость. Методы определения молекулярной массы полимеров.
3. Мембранное равновесие Доннана.. Онкотическое давление крови.
4. Защитное действие растворов ВМС. Устойчивость растворов ВМС. Застудневание. Свойства студней.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6. Оснащение рабочего места.
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО: калькуляторы, линейка, миллиметровая бумага.
|
6.3. Посуда и приборы. |
|
|
Штатив с пробирками, пипетки, бюретка, резиновая груша, 2 конические колбы, мерная пробирка. |
на группу |
|
6.4.Объекты исследования . |
|
|
Сухой желатин. 0,5% раствор желатина. |
на группу |
|
6.5.Реактивы: |
|
|
Золь Fe(OH) 3 ; 0,1М раствор K2SO4 ; 0,1 М NaOH; 0,1 М СН3СООН; 0,1 М СН3COONa, 0,1М НС1; индикатор метиловый оранжевый, |
на группу |
7. Содержание занятия:
7.1.Типовой тест входного контроля.
1. Синтетический полимер
1) целлюлоза 2) крахмал 3) ДНК 4) полиметилметакрилат
2.При денатурации белков разрываются связи
1) ковалентные 2) водородные 3) ионные 4) пептидные
3.Правильные утверждения:
1) макромолекулы ВМС отличаются от коллоидных частиц размерами, формой, гибкостью, лиофильностью;
2)растворы ВМС образуются самопроизвольно и термодинамически устойчивы;
3)растворы ВМС являются неравновесными, лиофобными системами;
4)растворы ВМС являются истинными.
4. Термодинамически устойчивые системы -
1) желатин в воде 2) каучук в воде 3)бензол в воде 4) агар агар в воде
5. При набухании масса полимера
1) не изменяется 2) увеличивается 3) уменьшается 4)зависит от полимера
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
1. Определение понятия ВМС. Классификация ВМС: синтетические, природные, линейные, разветвленные, сетчатые, неэлектролиты, полиэлектролиты, полиамфолиты .
2. Свойства ВМС и их растворов. Изоэлектрическая точка белка. Набухание, осмотическое давление, вязкость. Методы определения молекулярной массы полимеров.
3. Мембранное равновесие Доннана.. Онкотическое давление крови.
4. Защитное действие растворов ВМС. Устойчивость растворов ВМС. Застудневание. Свойства студней.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Свойства ВМС.
Задание 1. Защитное действие желатина.
Определите порог коагуляции для золя Fe(OH) 3 и 0,01М раствора Na2SO4, в отсутствии и присутствии желатина. Для этого а) в одной колбе оттитруйте 10 мл золя Fe(OH) 3 электролитом до появления мути; б)в другой колбе 10 мл золя + 1мл раствора желатина оттитруйте электролитом. В каком случае электролита потребовалось больше ? Запишите наблюдения, сделайте вывод о защитных действиях желатина.
Задание 2. Влияние рН на набухание.
В три мерных пробирки насыпьте по 0,5 г порошка желатина (высота порошка 1см). В одну пробирку налейте 8 мл 0,1М HCl, в другую такое же количество 0,1М NaOH, в третью пробирку смесь 4мл 0,1М CH3COOH
( K=1,75∙10-5) и 4 мл 0,1М CH3COONa. Рассчитайте значение рН во всех взятых растворах. Содержимое пробирок перемешайте и оставьте на 1 час, периодически перемешивая. Измерьте высоту набухшего геля. Объясните наблюдаемую зависимость степени набухания желатина от рН среды (изоэлектрическая точка желатина рI=4,7). Рассчитайте степень набухания. Результаты занесите в таблицу.
|
№ |
рН |
h0 |
h |
α =(h-h0)/h0 |
|
1 2 3 |
7.4 Контроль усвоения темы занятия.
Типовой тест выходного контроля
1. Наиболее вероятная форма молекулы ВМС вследствие теплового
движения звеньев
I) глобула 2) спираль 3) палочка 4) нить.
2. Значение рН раствора белка, при котором молекула становится
электронейтральной; набухание и скорость электрофореза
минимальны, а коагуляция и застудневание максимальны.
1) золотое число 2) порог коагуляции 3) изоэлектрическая точка 4) ККМ
3. [η]=К ∙ М α
степень набухания 2) уравнение Штаудингера 3)уравнение Галлера
4)условие равновесия Доннана
4. Минимальная масса (мг) сухого вещества, предотвращающего 10 мл.
красного гидрозоля Аu от коагуляции под действием 1 мл 10% NaCl
1) "золотое число" 2) "рубиновое число" 3) "железное число"
4) порог коагуляции
5. Какой анион способствует наибольшей степени набухания белков
1) CI- 2)NO3-, 3) SO42- 4)CNS- 5) F-
Типовые задачи
1. Охарактеризуйте приведенные ниже ВМС а) по происхождению
(биополимеры, синтетические ВМС ), б) по структуре ВМС (линейные,
разветвленные, сетчатые), в) по принадлежности к тому или иному типу
электролитов (неэлектролиты, полиэлектролиты, полиамфолиты):
- крахмал,
- поливинилацетат,
- резина,
- ДНК.
2. В воду поместили 2,5г полимера и взвесили после набухания. Его масса
составила 4,5г. Рассчитайте степень набухания полимера.
3. При набухании каучука массой 200 г поглотилось 964 мл хлороформа
(ρ = 1,9 г/мл). Рассчитайте степень набухания каучука и процентный состав
полученного студня. ( Ответ:α = 915,8%; ω = 9,84%).
3. Какой из двух белков: альбумин ( рI = 4,9) или гемоглобин ( pI = 6,8)
сильнее набухает и лучше растворяются в воде ( pH = 5,5)?
4. К какому электроду будут передвигаться частицы белка при электрофорезе,
если его изоэлектрическая точка pI = 4, а рН раствора равен 5?
5. Гемоглобин (pI= 6,68) поместили в буферный раствор с концентрацией
ионов водорода 1,5∙10-6 моль/л. Определите направление движения молекул
гемоглобина при электрофорезе. Известно, что в эритроцитах рН = 7,25.
Какай заряд имеют молекулы гемоглобина при этом значении рН?
6. Рассчитайте молекулярную массу полистирола по величине характеристической вязкости [η] = 0,105. Растворитель толуол; константы: К=1,7∙10-5, α =0,69.
7. Рассчитайте среднюю молекулярную массу полимера, если его характеристическая вязкость [η] = 0,126 м3/кг, константы: К=5∙10-5, α=0,67.
(Ответ: 119321 кг/моль).
8. Рассчитайте среднюю молярную массу полистирола, если осмотическое давление при 25оС равно 120,9 Па, а массовая концентрация = 4,176 кг/м3; β = 1 Па∙м6/кг2. (Ответ: М=99916 г/моль).
9. В 1л раствора содержится 5 г амилозы. Осмотическое давление такого раствора при 27 оС равно 0,188 мм рт.ст. Вычислите молярную массу амилозы (β = 1). (Ответ: 2,08 ∙105 г/моль).
10. Определите осмотическое давление при 293 К водного раствора желатина, имеющего массовую концентрацию 2,5 кг/м3.Молярная масса желатина равна 104600, коэффициент β = 0,69 Па ∙м6 ∙кг-2.
(Ответ: 64,3 Па).
11. Золотое число желатина равно 0,01 мг. Какой объем раствора (ρ = 1 г/мл) с массовой долей желатина равной 0,01% следует добавить к 10 мл золя золота для предотвращения коагулирующего действия 1 мл раствора с массовой долей хлорида натрия 10%? (Ответ: 0,1 мл).
12. При диагностике гнойного менингита определяют защитное число белков спинномозговой жидкости. Рассчитайте это число, если известно, что для предотвращения коагуляции 20 мл золя AgBr при действии 2 мл раствора с массовой долей NaNO3 10% потребовалось добавить к этому золю 3 мл спинномозговой жидкости, содержащей 2 г белков в 1л. (Ответ:0,003 г).
УИРС
I.. Сравните молекулярные массы, определенные при разных температурах, для этилцеллюлозы, растворенной в анилине, используя экспериментальные данные осмометрического метода:
|
Концентрация С, кг/м3 |
2 |
4 |
6 |
10 |
|
|
Осмотическое давление при температуре |
289,5 К |
92,4 |
187 |
287 |
496 |
|
297,5 К |
98 |
199 |
305 |
528 |
|
|
313,8 К |
99,6 |
203 |
310 |
536 |
2. Определите молекулярный вес полиметилакрилата по следующим данным вискозиметрического метода ( раствор полимера в бензоле).
|
Концентрация С, кг/м3 |
1,0 |
1,2 |
1,4 |
1.6 |
1,8 |
2,0 |
|
Приведенная вязкость ηуд/С ηηуд./С |
0,408 |
0,416 |
0,430 |
0,434 |
0,442 |
0,452 |
Константы: К=4,7 ∙10-5 ; α = 0,77.
7.5. Подведение итогов занятия.
7.6. Задание на дом. Подготовиться к контрольной работе по модулю №3 .
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие № 13
Тема. Контрольная работа по модулю №3.
Цель занятия. Проверить усвоение материала занятий № 10-12.
Оснащение: билеты, справочники физико-химических величин, таблица Менделеева, калькуляторы.
Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки к занятию.
1.Поверхностное натяжение. Методы определения.
2. Поверхностные явления (смачивание, адгезия, адсорбция ).
3. Поверхностно-активные вещества. Уравнения Гиббса, Ленгмюра.
4. Адсорбция электролитов. Иониты.
5. Химическая адсорбция. Хроматография.
6. Классификация дисперсных систем по размерам частиц, по агрегатному состоянию фаз.
7. Строение, методы получения и очистки дисперсных систем.
8.Свойства дисперсных систем ( броуновское движение, диффузия, осмотическое давление, оптические и электрические свойства).
9. Устойчивость коллоидов. Коагуляция. Правило Шульце-Гарди. Седиментация.
10. ВМС. Классификация.
11. Свойства ВМС: изоэлектрическая точка, набухание, вязкость.
12. Осмотическое давление растворов ВМС. Онкотическое давление крови. 13.Мембранное равновесие Доннана.
14. Коллоидная защита. «Золотое число».
15. Устойчивость растворов ВМС. Застудневание. Свойства студней.
Вид занятия: контрольная работа.
Продолжительность занятия: 3 академических часа.
Оснащение рабочего места: билеты, справочник физико-химических величин, калькуляторы, таблица Менделеева.
Содержание занятия .
Образец билета.
Адсорбция на границе твердый адсорбент-газ. Физическая и химическая адсорбция. Уравнение и изотерма адсорбции Ленгмюра, физический смысл Г К в уравнении Ленгмюра. Роль адсорбционных процессов в организме человека.
Строение, методы получения и очистки дисперсных систем.
Рассчитайте адсорбцию по уравнению Гиббса для 0,1 М раствора валериановой кислоты, если поверхностная активность имеет значение g=-0,89. Т=298К.
Порог коагуляции золя А1(ОН)3, составляет 0,63 ммоль/л. Какой объем 0,01 М раствора К2Сг2О7 надо добавить к 100 мл золя, чтобы вызвать его коагуляцию?
Рассчитайте молекулярный вес нитроцеллюлозы по данным вискозиметрического метода: характеристическая вязкость раствора нитроцеллюлозы в ацетоне [η]=0,204, константы в уравнении Штаудингера К=0,89∙10-9, α =0,9.
Задание на дом: Теоретические аспекты биоорганической химии.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1],[3], [4].
Занятие №14
Тема. Классификация, номенклатура органических соединений. Сопряжение.
1.Актуальность. Знание правил номенклатуры органических соединений, знание основ биоорганической химии необходимы для усвоения биологической химии и фармакологии, для понимания и составления названий лекарственных средств в дальнейшей профессиональной деятельности.
2. Учебные цели: научиться называть, писать формулы органических веществ, относить органическое соединение к определенному классу, выявлять сопряженные ароматические системы в молекулах, пользоваться справочной и научной литературой.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки .
1. Атомная орбиталь, молекулярная орбиталь.
2. Электронное строение атома углерода в основном и возбужденном
состояниях.
3. Гибридизация, типы гибридизации и строение молекул (примеры).
4. σ- и π-связи. Электронное строение одинарной, двойной и тройной связей
в органических соединениях и их характеристики.
5. Понятие первичного, вторичного, третичного и четвертичного атома
углерода. Примеры соединений.
6. Функциональные группы, характерные для биологически важных
соединений, их названия. Старшинство функциональных групп. Основные
классы органических соединений.
7. Принципы международной номенклатуры (ИЮПАК), порядок
перечисления приставок и суффиксов (окончаний).
8. Сопряжение (мезомерия), типы сопряжения (примеры). Энергия
сопряжения.
9. Ароматические соединения (критерии ароматичности, примеры: бензол,
пиррол, пиридин, пурин).
10. Напишите структурные формулы следующих соединений:
а) 2- диоксибутандиовая кислота;
б) 2-амино-3-меркапто-3-метилбутановая кислота;
в) 2-метил-3-оксипентаналь;
г) 5-амино-4-оксопентановая кислота.
11.Назовите по международной номенклатуре следующей соединение:
а) СH3CH2CH(NH2)СH3
б) СH3CH(Cl)СH3
в) CH2= CHCH2ОCH2С6Н5
г) СH3СH(SH)СH3.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6. Оснащение рабочего места:
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО.
6.3. Посуда и приборы:
|
Штатив с пробирками, пипетки, спиртовка, спички держатель для пробирок |
на группу |
|
6.4. Объекты исследования : |
|
|
скипидар, раствор альдегида, ацетон, растворы фенола, молочной кислоты, мочевины |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
10%сода, 2%KMnO4,спиртовый раствор фенолфталеина, 3% CuSO4, 10% NаОН, 3%FeCl3, 5%I2, концентрированный раствор NaNO2, 10% H2SO4. |
на группу |
7.Содержание занятия.
7.1.Типовой тест входного контроля
1. Соединеие С6Н5NH2 относится к классу
1) спиртов 2) кислот 3) аминокислот 4) аминов 5) алкенов.
2. Формула этилацетата
1) С6Н5NH2 2)СН3СООС2Н5 3) С6Н5ОH 4) С2Н5ОС2Н5.
3. Расположите функциональные группы по старшинству
1) -ОН 2) -СООН 3) -СОН 4) –NH2
4. Тип сопряжения в молекуле бутадиена-1,3
1) σ,π 2) π,π 3) σ,σ 4) р,π
5. Ароматическое соединение
1) циклогексан 2) бутадиен-1,3 3) стирол 4) парафин.
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
1. Основные принципы классификации и номенклатуры органических
соединений.
2. Функциональные группы. Органические радикалы.
3. Сопряжение, виды сопряжения. Ароматичность, правило Хюккеля.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Опыт 1. Качественная реакция на непредельность.
В пробирку налейте немного скипидара (содержит пинен-соединение с двойной связью), затем немного 10% раствора соды и по каплям при встряхивании 2% раствор перманганата калия. Запишите реакцию и наблюдения.
Опыт 2. Реакция на альдегиды.
К раствору альдегида (около 1 мл) добавьте разбавленный раствор щелочи (0,5 мл) и затем по каплям раствор сульфата меди до образования осадка. Полученную смесь нагрейте на спиртовке до кипения. Каков цвет осадка? Напишите реакцию.
Опыт 3. Йодоформная проба на ацетон.
К ацетону добавьте столько же раствора йода и немного щелочи до исчезновения бурой окраски. Образуется желтый осадок йодоформа CHI3 с характерным запахом. Напишите реакцию.
Опыт 4. Качественная реакция на молочную кислоту.
В пробирку с 1% раствором фенола (или салициловой кислоты) добавить немного 3% раствора хлорного железа. Напишите реакцию, укажите цвет фенолята натрия. К раствору добавьте 1-2 капли молочной кислоты. Окраска переходит из фиолетовой в желто-зеленую лактата железа (III). Напишите реакцию. На этой реакции основано открытие молочной кислоты в желудочном соке в клинической практике.
Опыт 5. Качественная реакция на мочевину.
В пробирку с концентрированным раствором мочевины (NH2)2CO ( около 2мл) прилейте немного концентрированного раствора NaNO2 и несколько капель 10% раствора серной кислоты, наблюдается выделение пузырьков N2 и CO2. Напишите реакцию.
Сделайте вывод из опытов.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовое задание выходного контроля.
1. Напишите формулу соединения, содержащего бензольное кольцо
и гидроксильную группу и определите к какому классу оно относится.
2. Назовите цистеин СН2(SH)СН(NН2)СООН по заместительной
номенклатуре. Какие функциональные группы содержатся в молекуле
цистеина?
3. Напишите структурную формулу цитраля (3,7-диметилоктадиен-2,6-аль).
4. Напишите структурную формулу 2-бром-3-гидрокси-7-метилоктандиовой
кислоты
5. Какое из приведенных соединений толуол или метилциклогексан
является ароматическим? Обоснуйте свой выбор.
7.5. Подведение итогов занятия.
7.6. Задание на дом. Взаимное влияние атомов органических соединений.
Изомерия.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [2],[5],[6].
Занятие №15
Тема. Взаимное влияние атомов органических соединений. Изомерия.
1.Актуальность. Знание основных классов органических соединений, основ биоорганической химии необходимы для усвоения биологической химии, фармакологии, в дальнейшей профессиональной деятельности.
2. Учебные цели: знакомство с типами изомерии органических соединений, с влиянием функциональных групп на свойства веществ и направление химических превращений.
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки .
1. Электронные эффекты заместителей: а) индуктивный эффект (+I, -I),
примеры; б) мезомерный эффект (+М, -М), примеры.
2. Электронодонорные, электроноакцептерные функциональные группы.
3. Влияние заместителей на реакционную способность производных бензола.
Ориентирующее влияние заместителей.
4. Понятия: субстрат, реакционный центр, реагент, радикал, электрофил,
нуклеофил, кислота, основание, окислитель, восстановитель. Примеры.
5. Изомерия: 1) структурная ( изомерия углеродной цепи; изомерия
положения кратных связей, функциональных групп, гетероатомов;
межклассовая изомерия); 2) пространственная ( геометрическая,
оптическая). Примеры.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 часа.
6. Оснащение рабочего места:
6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6.2. ТСО.
6.3. Посуда и приборы.
|
Штатив с пробирками, пипетки, спички |
на группу |
|
6.4. Объекты исследования : |
|
|
этанол, глицерин, раствор фенола или салициловой кислоты, раствор уксусной кислоты |
на группу |
|
6.5. Реактивы: |
|
|
натрий, спиртовый раствор фенолфталеина, 3% CuSO4, 10% NаОН, 3%FeCl3 , раствор Na2CO3 |
на группу |
7.Содержание занятия.
7.1.Типовой тест входного контроля
1. Электронный эффект гидроксильной группы в молекуле С6Н5-СН2-ОН
1) +I 2)+I,+M 3) -I 4) –I,-M.
2. Электронодонорный заместитель
1) -CH3 2) -COOH 3) –NO2 4) –SO3H.
3. Наиболее сильными кислотными свойствами обладает
1) СН3СООН 2) ClСН2СООН 3) BrСН2СООН 4) FСН2СООН
4. В виде цис- и транс-изомеров существует
1) 2-метилпентен-1 2) бутен-2-овая кислота 3) бутин-2 4)пропен.
5. Для вещества состава C4H10O невозможна изомерия
1)углеродного скелета 2)положения кратной связи
3) положения функциональной группы 4) межклассовая.
7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.
1. Электронные эффекты заместителей.
2. Электронодонорные, электроноакцептерные функциональные группы.
3. Ориентирующее влияние заместителей в ароматических соединениях.
4. Типы реакций и реагентов в органической химии.
5. Типы изомерии.
7.3. Самостоятельная работа студентов.
Лабораторная работа.
Опыт 1. Кислотные свойства спиртов.
В сухую пробирку налейте немного этанола и внесите маленький кусочек натрия. Соберите выделяющийся водород, прикрыв пробирку пробкой. Уберите пробку и быстро поднесите к отверстию пробирки горящую спичку, услышите характерный звук. В пробирку капните 1 каплю спиртового раствора фенолфталеина. Напишите уравнения реакций получения и гидролиза этилата натрия, объясните цвет фенолфталеина.
Опыт 2. Реакция на многоатомные спирты.
В пробирку налейте немного 3% раствора сульфата меди, затем немного 10% раствора NaOH. Добавьте немного глицерина и встряхните. Напишите реакцию образования хелатного соединения, укажите его цвет.
Опыт 3. Реакция на фенолы.
В пробирку с 1% раствором фенола (или салициловой кислоты) добавить немного 3% раствора хлорного железа. Напишите реакцию, укажите цвет фенолята натрия.
Опыт4. Реакция на уксусную кислоту.
К раствору уксусной кислоты в пробирке добавьте раствор Na2CO3. Какой газ выделяется? Напишите уравнение реакции.
Сделайте вывод о кислотных свойствах веществ из опытов.
7.4. Контроль усвоения темы занятия.
Типовое задание выходного контроля.
1. Укажите тип и знак электронных эффектов функциональных групп в молекуле 4-гидрокси-2-метилбутановой кислоты .
2. Напишите уравнения реакций, назовите продукты:
а) анилин + бром,
б) пропан + хлор,
в) муравьиная кислота + этанол.
3. Изобразите все первичные амины состава C4H11N. Назовите их.
7.5. Подведение итогов занятия.
7.6. Задание на дом: Подготовиться к контрольной работе по модулю № 4.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [2],[5],[6].
Занятие № 16
Тема. Контрольная работа по модулю 4.
Учебные цели: обобщить материал занятий № 14-15, проверить его усвоение.
Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки.
1. Атомная орбиталь, молекулярная орбиталь.
2. Электронное строение атома углерода в основном и возбужденном
состояниях.
3. Гибридизация, типы гибридизации и строение молекул (примеры).
4. σ- и π-связи. Электронное строение одинарной, двойной и тройной связей
в органических соединениях и их характеристики.
5. Понятие первичного, вторичного, третичного и четвертичного атома
углерода. Примеры соединений.
6. Функциональные группы, характерные для биологически важных
соединений, их названия. Старшинство функциональных групп. Основные
классы органических соединений.
7. Принципы международной номенклатуры (ИЮПАК), порядок
перечисления приставок и суффиксов (окончаний).
8. Сопряжение (мезомерия), типы сопряжения (примеры). Энергия
сопряжения.
9. Ароматические соединения (критерии ароматичности, примеры: бензол,
пиррол, пиридин, пурин).
10. Электронные эффекты заместителей: а) индуктивный эффект (+I, -I),
примеры; б) мезомерный эффект (+М, -М), примеры.
11. Электронодонорные, электроноакцептерные функциональные группы.
12. Влияние заместителей на реакционную способность производных бензола. Ориентирующее влияние заместителей.
13. Понятия: субстрат, реакционный центр, реагент, радикал, электрофил,
нуклеофил, кислота, основание, окислитель, восстановитель. Примеры.
14. Изомерия: 1) структурная ( изомерия углеродной цепи; изомерия
положения кратных связей, функциональных групп, гетероатомов;
межклассовая изомерия); 2) пространственная ( геометрическая,
оптическая). Примеры.
Вид занятия: контрольная работа.
Продолжительность занятия: 3 академических часа.
Оснащение рабочего места: билеты с контрольными заданиями.
Содержание занятия .
Образец билета.
1.Электронное строение атома углерода в основном и возбужденном состояниях.
2. Назовите соединения:
а) СH2=СHСH=СH2 б)ClСH2СH2COOH в)H2NСH2СH2СH2COOH
г) СH3 СH(OH)COOH д) СH3СH2СH2СH2OH е)СH2=СH-O-СH3
ж) С6Н5СОН
3. Напишите структурные формулы соединений: а) пропантриол-1,2,3;
б) n-аминобензойная кислота; в) 2-гидроксипропан-1,2,3-трикарбоновая
кислота; г) метилэтиловый эфир.
4.Какой тип сопряжения осуществляется в нижеприведенных соединениях?
Укажите типы гибридизации атомных орбиталей углерода в этих соединениях.
a) C6H5-C(O)-CH3 б) С6Н5-SO3H в) С6Н5-NH2
г) С6Н5-ОН д) СH2=CH-O-CH3 е) CH2=CH-S- СH3
ж) СН3СООН
5. Какое из приведенных соединений толуол или метилциклогексан
является ароматическим? Приведите критерии ароматичности и обоснуйте
свой выбор.
6. Одинаковое ли влияние (электронодонорное или электроноакцепторное)
оказывает аминогруппа в молекулах этиламина, анилина и бензиламина?
Укажите вид и знак электронных эффектов аминогруппы в этих
соединениях и обозначьте эффекты графически.
7. Изобразите все вторичные амины состава C4H11N. Назовите их.
Задание на дом: подготовиться к зачетному занятию.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др
Литература. [2],[5],[6].
Занятие № 17
Тема. Зачетное занятие.
Учебные цели: формирование у студентов системных знаний и умений выполнять расчёты параметров физико-химических процессов, при рассмотрении их физико-химической сущности и механизмов взаимодействия веществ, происходящих в организме человека на клеточном и молекулярном уровнях, а также при взаимодействии на живой организм окружающей среды. обобщить материал занятий № 1-16, проверить его усвоение.
Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки.
45. Влияние заместителей на реакционную способность производных бензола. Ориентирующее влияние заместителей.
46. Понятия: субстрат, реакционный центр, реагент, радикал, электрофил,
нуклеофил, кислота, основание, окислитель, восстановитель. Примеры.
47. Изомерия: 1) структурная ( изомерия углеродной цепи; изомерия
положения кратных связей, функциональных групп, гетероатомов;
межклассовая изомерия); 2) пространственная ( геометрическая,
оптическая). Примеры.
Образец билета.
1.Роль воды и растворов в жизнедеятельности. Термодинамика растворения.
влияние условий на растворимость.
2.Свойства растворов ВМС. Набухание. Вязкость растворов ВМС (уравнение
Штаудингера). Осмотическое давление (уравнение Галлера).
3.К 200 мл крови для изменения pH на 0,36 надо добавить 36 мл 0,05М
HCl. Определить буферную емкость крови по кислоте.
4.Произойдет ли образование осадка BaCrО4 при сливании равных объемов
0,1М растворов BaCl2 и K2CrO4. ПР BaCrO4=1,2∙10-10.
5. Назовите соединения:
а) СH2=СHСH=СH2 б)ClСH2СH2COOH в)H2NСH2СH2СH2COOH
г) СH3 СH(OH)COOH д) СH3СH2СH2СH2OH е)СH2=СH-O-СH3
ж) С6Н5СОН
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
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., 560 с. - М.: Высшая шк., 2010 г.
2. Биоорганическая химия. Учебник. (Тюкавкина Н.А., Бауков Ю.И.), 7 изд.,
543 с.-М.: Дрофа, 2008г.
3. Общая химия. (Глинка Н.Л.)-М.: Высшее образование, 2010г.
4. Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие. ( Глинка Н.Л.),
240с.-М.:Интеграл-Пресс, 2008г.
Дополнительная.
5. Руководство к лабораторным занятиям по биоорганической химии.
Учебное пособие. (Тюкавкина Н.А., Артемьева Н.Н.).7 изд.,383с.
-М.:Дрофа,2008г.
6.Биоорганическая химия. Теоретические основы строения и свойства
биологически активных природных соединений. Учебно-методическое
пособие. (Кондратенко Р.М., Давлетов Э.Г., Гильманов А.Ж.),107с.-Уфа.:
БГМУ, 2000г.