У вас вопросы?
У нас ответы:) SamZan.net

2011 р Міністерство охорони здоров~я України Центральний методичний кабінет з вищої медичної освіти

Работа добавлена на сайт samzan.net: 2015-07-05

Поможем написать учебную работу

Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.

Предоплата всего

от 25%

Подписываем

договор

Выберите тип работы:

Скидка 25% при заказе до 28.2.2025

Міністерство охорони здоровя України

Центральний методичний кабінет  з вищої медичної освіти

Вищий державний навчальний заклад України

“Українська медична стоматологічна академія”

Кафедра медичної, біологічної і біоорганічної хімії

МЕДИЧНА ХІМІЯ

Полтава - 2011 р.


Міністерство охорони здоров
я України

Центральний методичний кабінет  з вищої медичної освіти

Вищий державний навчальний заклад України

“Українська медична стоматологічна академія”

Кафедра медичної, біологічної і біоорганічної хімії

МЕДИЧНА ХІМІЯ

Навчальний посібник

для студентів

вищих медичних навчальних закладів

ІV рівня акредитації

 

Полтава - 2011 р.

              


УДК  546 : 61 (07)

Автори: В.О. Стороженко,  Л.К. Іщейкіна, С.В. Харченко,                                В.Ю. Цубер, Н.В. Сизоненко

Рекомендовано Центральним методичним кабінетом з вищої медичної освіти МОЗ України як навчальний посібник для студентів вищих медичних навчальних закладів ІV рівня акредитації (протокол № 1 від 19.05.2009 р. засідання науково-методичної Комісії з медицини Міністерства освіти і науки України).

        Навчальний посібник містить вказівки до практичних занять з медичної хімії (модуль 1 “Кислотно-основні рівноваги та комплексоутворення в біологічних рідинах” та модуль 2 "Рівноваги в біологічних системах на межі поділу фаз”) для студентів 1 курсу медичного факультету, відповідно до Програми з навчальної дисципліни “Медична хімія” (Київ, 2005 р.).

         Кожне заняття включає: обґрунтування теми і мету заняття, перелік знань, умінь і навичок, якими повинен оволодіти студент. Для кращої підготовки студентів до заняття складена орієнтовна картка з основними питаннями теми, запропоновані питання і завдання для самостійного опрацювання з відповідями, наведений список необхідної літератури, врахована інтеграція викладання хімії з іншими навчальними дисциплінами.

        У збірнику містяться також методичні рекомендації для самостійної позааудиторної роботи студентів з тих тем програми, що винесені на самостійне опрацювання. Вони допоможуть студентам краще засвоїти матеріал.

         Теоретичні знання та практичні навички з цих розділів курсу будуть необхідні студентам при подальшому вивченні біохімії, гігієни, фармакології, фізіології, спеціальних медичних дисциплін.

          Матеріали збірника допоможуть студентам  краще оволодіти знаннями та вміннями, набути необхідних практичних навичок.

Рецензенти: завідуюча кафедри загальної хімії Національного медичного університету    імені    О.О.Богомольця,    доктор    хімічних    наук,    професор

Калібабчук В.О.,

завідуюча кафедри хімії та методики викладання хімії Полтавського державного педагогічного університету імені В.Г.Короленка, доктор педагогічних наук, професор Шиян Н.І.

Модуль 1.

Кислотно-основна рівновага та комплексоутворення в біологічних рідинах

ЗАНЯТТЯ № 1

 

  1. ТЕМА: Вступ до практикуму. Техніка безпеки роботи в лабораторії.

         Біогенні s-елементи: біологічна роль,  застосування в   медицині.

  

    2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Хімічні дисципліни, що вивчаються студентами І курсу, є обов’язковими дисциплінами в системі медичної освіти.

В організмі людини міститься більше 70 хімічних елементів та більше 40 елементів входять           до складу лікарських засобів, тому важливе значення має вивчення цих елементів.

Натрій, калій, кальцій і магній створюють (разом з хлором) електролітний фон організму. На ці чотири метали припадає 99% (за масою) всіх металів організму. Крім того, вони є активаторами деяких ферментів. Кальцій входить до складу неорганічних речовин кісткової тканини, бере участь у процесах зсідання крові, відіграє важливу роль у  скороченнях мязів.

Натрій, калій, кальцій і магній рівномірно розподілені в організмі по всіх тканинах, але іони К+ і Мg2+ - переважно внутрішньоклітинні іони, а Na+ і Са2+ - зовнішньоклітинні. Сполуки цих елементів застосовуються як лікарські засоби.

Тому матеріал цієї теми є основою для наступного вивчення складних процесів обміну речовин в організмі та їх корекції за допомогою лікарських засобів (біохімія, фізіологія, фармакологія, клінічні дисципліни).  

       3. МЕТА. Сформувати уявлення про  біогенні елементи, якісний та кількісний їх склад  в організмі людини (макроелементи, мікроелементи, органогени) та про біосферу. Сформувати уявлення  про s-елементи, їх будову, властивості, роль у життєдіяльності організму, застосування сполук s-елементів у медицині. Оволодіти методикою проведення якісних реакцій відкриття катіонів s-елементів у розчинах та біологічних рідинах.

Засвоїти правила безпечної роботи в лабораторії.

Студент повинен знати:

- правила техніки безпеки  при роботі в лабораторії;

- суть понять “біогенні елементи”, “макроелементи”, “мікроелементи”, “органогени”,

- суть поняття “біосфера” та роль живої речовини;

- звязок між вмістом біогенних елементів у довкіллі та в організмі людини;

- звязок ендемічних захворювань з особливостями біогеохімічних провінцій;

- положення в періодичній системі, електронну будову, ступінь окислення, валентність, електронегативність s-елементів;

- закономірності зміни фізико-хімічних властивостей s-елементів та їх сполук;

- біологічну роль s-елементів в організмі, наслідки надлишку або недостачі катіонів цих елементів;

- застосування сполук s-елементів у медицині;

- характерні якісні реакції відкриття катіонів калію, натрію, кальцію, магнію та барію;

                                     вміти:

- складати електронні формули атомів та іонів s-елементів;

- проводити якісні реакції на катіони калію, натрію, кальцію, магнію та барію;

- складати рівняння якісних реакцій відкриття s-елементів;

                                      оволодіти навичками:

- виявлення катіонів s-елементів (калію, натрію, кальцію, магнію, барію) у розчинах і біологічних рідинах.

   4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ ТА НАВИЧКИ,

        НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про біосферу у світлі вчення В.І. Вернадського.

2) Поняття про макро- та мікроелементи.

3) Принципи побудови електронних формул.

4) Періодична система Д.І. Менделєєва.

  (Матеріал шкільної програми з хімії та біології).

        

   5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

          Вчення В.І. Вернадського про біосферу

  Роль живих  організмів       Біогенні елементи (макро-,          Проблеми забруднення

            у біосфері                   мікроелементи, органогени)         та очищення біосфери

-                                                             

                                                Макроелементи (s-елементи)

Будова атомів та поло-                  Властивості елементів            Біороль s-елементів та                                                                          

ження у періодичній                            та їх сполук                       застосування їх  сполук                                                            

системі            у медицині

Ступінь окислення, електро-              Характерні якісні реакції відкриття

негативність та характер  катіонів s-елементів у розчинах та

зв”язків у сполуках біологічних рідинах

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ ПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Людина і біосфера.

2. Поняття про біогенні  елементи.

1.1. Суть вчення В.І. Вернадського про біосферу.

1.2. Роль живої речовини. у біосфері.

1.3. Охорона навколишнього середовища.

1.4. Зв”язок ендемічних захворювань з особливостями біогеохімічних провінцій.

2.1. Органогени.

2.2. Макроелементи.

2.3. Мікроелементи.

2.4. Домішкові елементи.

3. s-Елементи.

3.1 Положення у періодичній системі елементів, будова атомів.

3.2. Електронегативність, ступінь окислення, характер звязків

3.3. Властивості s-елементів та їх сполук.

3.4. Зв’язок між місцезнаходженням    s-елементів у періодичній системі та їх вмістом в організмі.

4. Біороль s-елементів та застосування їх у медицині.

4.1. Біологічна роль натрію і калію в організмі людини.

4.2. Застосування сполук натрію і калію в медицині.

4.3. Біологічна роль кальцію, барію та магнію в організмі людини.

4.4. Застосування сполук елементів ІІ-А групи в медицині.

5. Характерні якісні реакції відкриття катіонів  s-елементів

у розчинах та біологічних рідинах.

5.1. Якісна реакція на іон калію.

5.2. Якісна реакція на іон натрію.

5.3. Якісна реакція на іон кальцію.

5.4. Якісна реакція на іон барію.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів)

1)  Вказати правильну електронну формулу, що характеризує валентні електрони s-елементів І-А групи.

    а) ns1;        б) ns2;    в) 2ns1;    г) 2ns2.

2) Чим зумовлена значна подібність елементів І-А групи за властивостями?

   а) однаковою будовою зовнішнього електронного шару атомів;

   б) однаковою будовою передостаннього електронного шару атомів;

   в) збільшенням радіусів атомів;

   г) зменшенням потенціала іонізації.

3) Вказати, які окисно-відновні властивості проявляють елементи 1-А групи.

    а) відновлювальні;    б) окислювальні;      в) відновлювальні та окислювальні;

    г) не проявляють окисно-відновних властивостей.

4) Вказати характерну ступінь окиснення   s-елементів І-А групи у їх сполуках.

   а) –1;   б) +1;   в) +2;    г) –2.

5) Вказати, в якому стані знаходяться в організмі людини калій і натрій.

   а) у вільному стані;

   б) у вигляді комплексних сполук з білками;

   в) у вигляді гідратованих іонів.

6) Вибрати правильну електронну формулу для валентних електронів s-елементів ІІ-А групи.

    а) ns1;        б) 2ns1;    в) ns2;    г) ns1(n-1).

7) Вказати характерний ступінь окиснення для   s-елементів ІІ-А в сполуках

          а) +2;       б) -2;       в) +3;          г) +1.

8) Вибрати електронну конфігурацію атома магнію.

   а) 1s22s22p63s2;       2) 1s22s22p6;        3) 1s22s22p63s1;         4) 1s22s22p73s1.

9) Вказати, в якому вигляді міститься магній в організмі людини.

   а) у вільному стані;

   б) у вигляді гідратованих іонів;

   в) у вигляді комплексів з білками.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь а).

   У атомів елементів І-А групи відбувається заповнення   s-підрівня останнього енергетичного рівня.

2) Правильні відповіді а), б).

    Значна подібність властивостей елементів І-А групи обумовлена однаковою будовою останнього та передостаннього електронних шарів атомів (крім літію). На зовнішньому енергетичному рівні атоми лужних металів мають по одному електрону. На передостанньому енергетичному рівні у атома літію міститься 2 е, а у атомів інших металів – по 8 е.

3) Правильна відповідь а).

   Характерною властивістю елементів І-А групи є те, що їх атоми віддають валентні s-електрони, проявляючи при цьому відновні властивості, які у групі у напрямку зверху вниз  (у зв`язку із зменшенням потенціалу іонізації) посилюються.

4) Правильна відповідь б).

    Атоми s-елементів І-А групи характеризуються подібною будовою електронних оболонок. У них тільки один електрон може брати участь в утворенні хімічного зв`язку, ступінь окиснення завжди постійний і дорівнє +1.

5) Правильна відповідь в).

6) Правильна відповідь а).

    У елементів ІІ-А групи на зовнішньому енергетичному рівні на s-підрівні міститься по два валентних електрони.

7) Правильна відповідь а).

    У нормальному стані у атомів ІІ-А групи немає неспарених електронів. Але при переході атома у збуджений стан один із зовнішніх s-електронів переміщується на р-підрівень і з`являються два неспарених електрони, що і визначає характерний для цих елементів ступінь окиснення +2 у їх сполуках.

8) Правильна відповідь а).

9) Правильні відповіді б), в).

    У біологічних рідинах і тканинах організму магній знаходиться  як у вигляді катіонів Мg2+, так і в сполуках з білками. 

Так, у деяких металоферментах магній є кофактором.                   

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Ознайомлення з правилами техніки безпеки при роботі в хімічній лабораторії.

При виконанні лабораторної роботи студенти повинні дотримуватися правил внутрішнього розпорядку та техніки безпеки. Кожний студент після ознайомлення з правилами техніки безпеки ставить свій підпис у журналі реєстрації інструктажу.

8.2. Ознайомлення з правилами виконання та оформлення протоколів лабораторних робіт.

Перед кожним лабораторно-практичним заняттям студенту необхідно вивчити теоретичний матеріал згідно з питаннями орієнтовної картки методичних вказівок з цієї теми.

Для самопідготовки слід користуватися рекомендованою літературою, конспектами лекцій та збірником методичних вказівок.

При оформленні протоколу лабораторної роботи в зошиті для лабораторних робіт треба записувати дату, тему та мету заняття, послідовність виконання роботи, результати дослідів, рівняння проведених реакцій та висновки.

8.3. Ознайомлення з правилами виконання дослідів у якісному аналізі.

1) Не дозволяється висипати чи виливати невикористані реактиви у реактивну склянку з метою дотримання чистоти реактиву.

2) Сухі речовини зі склянки потрібно брати спеціально призначеним для цього шпателем.

3) Не залишати на тривалий час реактиви відкритими. Корки від склянок класти на стіл зовнішньою поверхнею донизу. Не допускається плутати корки від різних склянок.

4) Особливу увагу в аналітичних дослідженнях слід приділяти чистоті посуду. Реакції слід проводити лише в чистому посуді.

5) Потрібно чітко дотримуватися умов виконання аналітичної реакції, звертати увагу на кількість і концентрацію реактивів, зазначених у методичці.

6) Досліди з концентрованими кислотами проводити тільки у витяжній шафі.

7) Осад після проведення досліду не залишати надовго, а відразу розчинити у відповідному реактиві і вимити посуд.

8) Якщо в процесі аналізу осад або розчин потрібно залишити хоча б на короткий час, то на посудині, в якій він знаходиться, слід зробити відповідний напис.

8.4. Проведення якісних реакцій на катіони s-елементів

1) Проведення якісної реакції на катіон калію. Реакція з гідротартратом натрію NaHC4H4O6 

У пробірку внести 1 мл розчину солі калію і додати такий же об’єм розчину гідротартрату натрію. Для випадання осаду слід обережно потерти скляною паличкою внутрішню стінку пробірки. Випадає білий кристалічний осад гидротартрату калію.

КNО3 + NaНС4Н4О6 = КНС4Н4О6↓ + NaNО3

К+ + НС4Н4О6-= КНС4Н4О6

Подіяти на одержаний осад сильною минеральною кислотою, оцтовою кислотою та лугом. Написати рівняння реакцій розчинення осаду у лугах та сильних кислотах у молекулярному і короткому іонному вигляді.

Зробити висновок про умови відкриття катіона калію.

 

2) Проведення якісної реакції на катіон натрію. Реакція з гідроксиантимонатом (V) калию К[Sв(ОН)6].

      У пробірку внести 1 мл розчину солі натрію, додати стільки ж розчину гексагідроксиантимонату (V) калію. Для утворення осаду слід потерти скляною паличкою стінку пробірки та охолодити розчин. Утворюється білий кристалічний осад гексагидроксиантимонату (V) натрію Na[Sв(ОН)6]. Цю реакцію використовують для осадження іонів натрію з сироватки крові або плазми при визначенні натрію в крові:

NaNО3 + К[Sв(ОН)6] = Na[Sв(ОН)6]↓ + КNО3

Na+  +  [Sв(ОН)6]-  = Na[Sв(ОН)6]↓

Подіяти на одержаний осад сильною мінеральною кислотою та лугом. Написати рівняння реакцій у молекулярному та іонному вигляді, враховуючи розчинення осаду в лужному середовищі та розкладання реактиву у кислому середовищі з утворенням білого аморфного осаду метасурмяної кислоти  HSbO3.

Зробити висновок про умови відкриття іона натрію.

3) Проведення якісної реакції на катіон кальцію. Реакція з оксалатом амонію (NН4)2С2О4.

      У пробірку внести 1 мл розчину солі кальцію (хлориду або нітрату) і додати таку ж кількість розчину оксалату амонію. Випадає білий кристалічний осад оксалату кальцію:

СаСl2 + (NН4)2С2О4 = 2NН4Сl + СаС2О4

Са2+ + С2О42-  =   СаС2О4

Реакція використовується для визначення кальцію у сечі та крові.

Подіяти на осад сильною мінеральною та оцтовою кислотами. Написати рівняння реакції розчинення осаду в мінеральній кислоті у молекулярному та короткому іонному вигляді. Зробити висновок про умови відкриття катіона кальцію дією оксалату амонію.

4) Проведення якісної реакції на катіон барію. Реакція з сульфатом натрію або сірчаною кислотою.     

      У пробірку внести 1 мл розчину солі барію і додати таку ж кількість розчину сульфату натрію або сірчаної кислоти. Утворюється білий кристалічний осад:

ВаСІ2 + Na24 = ВаSО4↓  + 2NaСІ

Ва2+ + SО42- = ВаSО4↓  

Подіяти на осад сульфату барію сильною мінеральною кислотою.

Зробити висновок про умови відкриття катіона барію.

8.5. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні рівняння реакцій та висновки до кожного з дослідів.

9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 20-45, 210-224.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я., Павленко Н.В. Химия биогенных элементов.-К: Вища школа, 1990, с. 8-68.

4. Біонеорганічна, фізколоїдна і біоорганічна хімія. Вибрані лекції. За ред. проф. Л.О. Гоцуляка. О.: Одеський медуніверситет, 1999, с. 16-25.

5. Глинка Н.Л. Общая химия. –Л: Химия, 1984.

ЗАНЯТТЯ № 2

 1. ТЕМА. Біогенні р-елементи:  біологічна роль, застосування в медицині.

          2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. До р-елементів належать органогени - вуглець, азот, кисень, фосфор, сірка, з атомів яких побудовані основні органічні сполуки організму людини – білки, жири, вуглеводи, полінуклеотиди. р-Елемент хлор бере участь у створенні електролітного фону організму, підтриманні осмотичного тиску позаклітинної рідини. Мікроелементи селен і йод здійснюють регуляторну і транспортну функцію. Бром бере участь у регуляції процесів збудження і гальмування.

Сполуки багатьох р-елементів застосовуються як лікарські засоби.

Тому матеріал цієї теми є основою для наступного вивчення складних процесів обміну речовин в організмі та їх корекції за допомогою лікарських засобів (біохімія, фізіологія, фармакологія, клінічні дисципліни).

       

        3. МЕТА. Сформувати уявлення  про р-елементи, іх будову, властивості, роль у життєдіяльності організму, застосування сполук р-елементів у медицині. Оволодіти методикою проведення якісних реакцій відкриття катіонів р-елементів у розчинах та біологічних рідинах.   

Студент повинен знати:

- положення в періодичній системі, електронну будову, ступінь окислення, валентність, електронегативність р-елементів;

- закономірності зміни фізико-хімічних властивостей р-елементів та їх сполук;

- біологічну роль р-елементів в організмі, наслідки надлишку або недостачі катіонів цих елементів;

- застосування сполук р-елементів у медицині;

- характерні якісні реакції відкриття катіонів алюмінію та амонію, карбонат-, нітрит-, сульфат-, тіосульфат-іонів;

                                     вміти:

- складати електронні формули атомів та іонів р-елементів  ;

- проводити якісні реакції на катіони алюмінію, амонію, аніонів: карбонат-, нітрит-, сульфат-, тіосульфат-іони;

- складати рівняння якісних реакцій відкриття р-елементів;

                                      оволодіти навичками:

- виявлення катіонів та аніонів, до складу яких входять р-елементи, у розчинах і біологічних рідинах.

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

            р-Елементи

         Положення у періодичній        Властивості елементів      Біороль р-елементів та

         системі. Будова атомів                   та їх сполук                   застосування їх                           сполук у медицині

    Ступінь окислення, електро- Характерні якісні реакції відкриття

     негативність та характер  іонів, що містять р-елементи, у

     звязків у сполуках розчинах та біологічних рідинах

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ ПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. р-Елементи.

1.1. Положення у періодичній системі елементів, будова атомів. Електронна будова атомів.

1.2. Електронегативність, ступінь окислення, характер звязків.

1.3. Кислотно-основні та окисно-відновні властивості p-елементів та їх сполук.

2. Біороль p-елементів та застосування їх у медицині.

2.1. Біологічна роль р-елементів ІІІ-А та ІV груп в організмі людини.

2.2. Біологічна роль р-елементів V групи в організмі людини.

2.3. Біологічна роль р-елементів VІ-A    VІІ-A груп  в організмі людини.

2.4. Застосування сполук елементів р-елементів у медицині.

3. Характерні аналітичні реакції відкриття іонів  p-елементів у роз-

чинах та біологічних рідинах.

3.1. Якісна реакція на катіон алюмінію

(ІІІ-А група).

3.2. Якісна реакція на іон, який містить Карбон (ІV-А група).

3.3. Якісні реакції на іони, які містять Нітроген (V-A група).

3.4. Якісна реакція на іони, що містять Сульфур (VІ-A група).

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів)

1. Вказати правильну електронну формулу, що характеризує валентні електрони р-елементів ІІІ-А групи

    а) 2ns22p2;  б) ns2np1;   в) ns3np4;     г) ns1np5.

 

2. Вказати правильну електронну формулу, що характеризує валентні електрони р-елементів ІV-А групи

    а) ns2np2;        б) ns12p2;    в) ns3np1;     г) ns2np0.

3. Вказати правильну електронну формулу, що характеризує валентні електрони р-елементів V-А групи

    а) ns2np4; б) ns1p3;    в) ns2np3;        г) ns2.

4. Вказати правильну електронну формулу, що характеризує валентні електрони р-елементів VІ-А групи

    а) ns2np4;        б) ns12p3;    в) ns2np5;     г) ns2np2.

5. Вказати правильну електронну формулу, що характеризує валентні електрони р-елементів VІІ-А групи

    а) ns2np5;        б) ns12p4;    в) ns2np6;     г) ns0np6.

6. Вказати, чим обумовлена амфотерність сполук елементів ІІІ-А групи

   а) характером хімічного звязку;

   б) зміною радіуса іона;

   в) зміною радіуса атома;

   г) зміною окисно-відновного потенціала.

7. Пояснити, чому аналоги азоту здатні проявляти вищу валентність, ніж гранична валентність азоту

    а) тому, що їх атоми мають валентні d-орбіталі;

    б) тому, що їх атоми мають більший радіус, ніж радіус атома азоту;

    в) тому, що зменшується значення першого потенціалу іонізації їх атомів;

    г) тому, що збільшується заряд ядра.

8. Вказати, чому валентність кисню, як правило, дорівнює двом

   а) тому, що кисень менш електронегативний, ніж фтор;

   б) тому, що атом кисню не має d-підрівнів;

   в) тому, що кисень проявляє неметалічні властивості;

   г) тому, що для завершення зовнішнього енергетичного рівня його атому не вистачає двох електронів.

9. Вказати, чи є вуглець органогеном, який утворює структурні компоненти живої клітини

    а) є органогеном;       б) не є органогеном;         в) частково є органогеном.

10. Вказати, які іони р-елементів V-A групи беруть участь у фізіологічних процесах організму людини.

     а) NO2-;    б) H2PO4;    в) SbO+;     г) As3+.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1. Правильна відповідь б).

   Атоми елементів ІІІ-А групи: бор, алюміній, галій, індій, талій мають три валентних електрони, з яких два знаходяться на s-підрівні та один на р-підрівні зовнішнього енергетичного рівня.

2. Правильна відповідь а).

   Вуглець, кремній, германій, олово та свинець є р-елементами головної підгрупи ІV  групи. Атоми цих елементів мають 4 валентні електрони: 2 з них на s-підрівні та 2 на р-підрівні зовнішнього енергетичного рівня (s2p2).

3. Правильна відповідь в).

   У атомів азоту, фосфору, мишяку, сурми, вісмуту на зовнішньому енергетичному рівні пять валентних електронів. З них 2 знаходяться на s-підрівні та 3 на р-підрівні.

4. Правильна відповідь а).

   У атомів кисню, сірки, селену, телуру, полонію на зовнішньому енергетичному рівні знаходяться шість валентних електронів, з яких два електрони знаходяться на s-підрівні та чотири на р-підрівні.

5. Правильна відповідь а).

   Атоми галогенів мають сім валентних електронів: два знаходяться на s-підрівні та п’ять на р-підрівні зовнішнього енергетичного рівня (s2p5).

6. Правильна відповідь д).

   У сполуках елементів ІІІ-А групи не можна провести чітку межу між іонним і ковалентним характером хімічного звязку. Бор завдяки високим потенціалам іонізації у сполуках утворює ковалентні зв’язки, хоча він може також утворювати кристалічні модифікації, здатні проводити електричний струм. У алюмінію велика різниця між потенціалами іонізації електрона зр1(5,8 еВ) та 3s22= 18,82 еВ, І1 = 28,44 еВ). Тому він утворює ковалентні звязки. Лише при високих температурах (біля 10000С) можуть протягом короткого часу існувати сполуки з іонним типом звязку. Утворення звязку у талію та його аналогів відбувається приблизно з таким же енергетичним ефектом, як і в алюмінію. Але складність збудження пари s2-електронів у галію, індію, талію збільшується, і різниця між потенціалами іонізації np1-електрона та ns2-електронів різко зростає. Одночасно від галію до талію зростає радіус іона із зарядом 3+. Це призводить до того, що у гідроксиду талію (ІІІ) переважають основні властивості, а гідроксид талію (І) подібний до їдкого натру. У гідроксиду талію (І) звязок Тl-O близький до іонного.

 

7. Правильна відповідь а).

    Азот значно відрізняється за властивостями від фосфору, миш’яку, сурьми, вісмуту (як і взагалі перші елементи головних підгруп). Це пояснюється малими розмірами атома, невеликою кількістю електронів та відсутністю d-орбіталей. Наявність цих орбіталей у інших елементів головної підгрупи V групи обумовлює можливість переходу на d-орбіталь s- і р-електронів. Тому аналоги азоту здатні виявляти більш високу валентність.

8. Правильна відповідь б).

   Атом кисню відрізняється від атомів інших елементів підгрупи відсутністю d-підрівня на зовнішньому енергетичному рівні. Збільшення кількості неспарених електронів можливе тільки шляхом переходу одного з електронів на наступний енергетичний рівень. Але такий перехід вимагає  дуже великої затрати енергії, яка не компенсується енергією, що виділяється при утворенні нових звязків. Тому за рахунок неспарених електронів атом кисню може утворювати не більше двох ковалентних звязків. У сірки та інших елементів підгрупи число неспарених електронів в атомі може бути збільшене шляхом переходу s- і  p-електронів на d-підрівень зовнішнього шару. Тому ці елементи проявляють валентність, що дорівнює не тільки двом, а також і 4 та 6.   

9. Правильна відповідь а).

    Особлива роль Карбону (вуглецю) обумовлена властивостями його атома. Звязки в його сполуках завжди ковалентні. Атоми Карбону (вуглецю) в одній і тій же сполуці здатні виконувати роль акцептора і донора електронів. З біохімічної точки зору дуже важливим є те, що всі хімічні зв’язки, які утворює Карбон (вуглець), досить міцні і одночасно здатні легко розриватися (лабільні зв‘язки) в біохімічних реакціях.     

10. Правильна відповідь б).

    Дигідроортофосфат-іони Н2РО4- є складовою частиною фосфатної буферної системи крові, сечі, міжклітинної рідини.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Проведення якісної реакції на катіон алюмінію. Реакція з розчином лугу.

      У пробірку налити 1 мл розчину солі алюмінію і краплями додати розчин лугу до утворення білого аморфного осаду.

AlCl3 + 3 NaOH = Al(OH)3↓ + 3 NaCl

Al3++ 3 OH = Al(OH)3

Випробувати дію на осад сильної мінеральної кислоти та лугу.

Написати рівняння реакцій розчинення осаду в мінеральній кислоті та надлишку лугу в молекулярному і короткому іонному вигляді.

8.2. Проведення якісної реакції на карбонат-іон. Реакція з мінеральними кислотами.

      У пробірку налити 1 мл розчину карбонату натрію, додати 2 мл розчину соляної кислоти та швидко закрити пробірку пробкою з газовідвідною трубкою. Кінець трубки опустити в пробірку з вапняною або баритовою водою. Відзначити, що спостерігається.

                                                                                                                 CO2

 а)          Na2CO3 + 2 HCl = 2 NaCl + H2CO3

                                                                  H2O

CO32– + 2 H+ = CO2↑ + H2O

б)           Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O

Ca2+ + 2 OH + CO2 = CaCO3↓ + H2O

 в)        CaCO3↓ + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2 

CaCO3↓ + CO2 + H2O = Ca2+ + 2 HCO3

8.3. Проведення якісної реакції на катіон амонію. Реакція з розчином лугу.

      У пробірку налити 0,5 мл розчину солі амонію і стільки ж концентрованого розчину лугу. Вміст пробірки нагріти. До отвору пробірки піднести змочений водою фенолфталеїновий індикаторний папірець. Поява забарвлення свідчить про наявність в розчині іонів амонію.

У пробірці: NH4+ + OH   NH3 · H2O   NH3↑ + H2O,

на папірці:  NH3 + H2O  NH3 · H2O   NH4+ + OH

8.4. Проведення якісної реакції на нітрит-іон. Реакція з розчином перманганату калію.

     У пробірку налити 1 мл розчину нітриту натрію, додати таку ж кількість розчину сірчаної кислоти з молярною концентрацією 2 моль/л та краплями розчин КмnO4.

Спостерігається знебарвлення розчину перманганату калію

 NO2 - 2е  + H2ONO3 + 2 H+   5

      MnO4 + 5е + 6 H+Mn2+ + 4 H2O                 2

5 NO2  + 2 MnO4  + 6 H+  =  5 NO3 + 2 Mn2+ + 3 H2O

5 KNO2  + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  =  5 KNO3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O

8.5. Проведення якісної реакції на сульфат-іон. Реакція з розчином хлориду барію.

      У пробірку налити 1 мл розчину сульфату натрію або калію, додати розчин хлориду барію до утворення білого дрібнокристалічного осаду сульфату барію.

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2 NaCl

Ba2+ + SO42– = BaSO4

Випробувати дію на осад соляної або азотної кислоти.

Зробити висновок про умови відкриття сульфат-іона.

8.6. Проведення якісної реакції на тіосульфат-іон. Реакція з мінеральними кислотами.

      У пробірку налити 1 мл розчину тіосульфату натрію, додати стільки ж розчину соляної кислоти з молярною концентрацією 2 моль/л. Суміш злегка нагріти та спостерігати утворення жовтуватого осаду вільної сірки.

Na2S2O3 + 2 HCl = S↓ + H2SO3 + 2 NaCl

S2O32– + 2 H+ = S↓ + H2SO3 

8.7. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні рівняння реакцій та висновки до кожного з дослідів.

     9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,                      с. 257-283.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я., Павленко Н.В. Химия биогенных элементов.-К: Вища школа, 1990, с. 120-173.

4. Глинка Н.Л. Общая химия. -Л: Химия, 1984.

 ЗАНЯТТЯ № 3

1. ТЕМА. Біогенні d-елементи : біологічна роль, застосування в медицині.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Біологічна роль d-елементів обумовлена їх здатністю брати участь в лігандообмінних, гетерогенних, протолітичних реакціях. До особливо поширених і важливих в людському організмі та для фармакології слід віднести d-елементи І-Б групи мідь, срібло, золото, ІІ-Б групи цинк, кадмій, ртуть та VІ-Б групи хром і молібден. З елементів підгрупи мангану найбільше практичне значення має сам манган.

З елементів родини заліза важливе значення мають залізо, кобальт і нікель.

Знання будови атомів та властивостей d-елементів та їх сполук необхідні студентам-медикам для засвоєння багатьох розділів біохімії, фармакології, фізіології та спеціальних дисциплін. Розуміння ролі їх сполук та метаболічних реакцій неможливе без попереднього вивчення властивостей елементів та їх простих сполук.   

3. МЕТА. Сформувати уявлення  про d-елементи, їх будову, властивості, роль у життєдіяльності організму, застосування сполук цих d-елементів у медицині.

Оволодіти методикою проведення якісних реакцій відкриття катіонів d-елементів у розчинах та біологічних рідинах.   

Студент повинен знати:

- положення в періодичній системі, електронну будову, ступінь окислення, валентність, електронегативність d-елементів;

- закономірності зміни фізико-хімічних властивостей d-елементів та їх сполук;

- біологічну роль d-елементів в організмі, наслідки надлишку або недостачі катіонів цих елементів;

- застосування сполук d-елементів у медицині;

- характерні якісні реакції відкриття катіонів d-елементів;

                                     вміти:

- складати електронні формули атомів та іонів d-елементів груп;  

- проводити якісні реакції на катіони срібла, міді, цинку, заліза, перманганат-іон;

- складати рівняння якісних реакцій відкриття цих d-елементів;

                                      оволодіти навичками:

- виявлення катіонів d-елементів у розчинах і біологічних рідинах.

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

d-Елементи

Положення у періодичній                     Властивості елементів            Біороль  та

системі. Будова атомів                                та їх сполук                      застосування їх                                                                                                                                   сполук у медицині

Ступінь окиснення, електро-            Характерні якісні реакції відкриття

негативність та характер                d-елементів у розчинах і                                                                       зв’язків у сполуках                             біологічних рідинах.


6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ ПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. d-Елементи .

1.1 Положення у періодичній системі елемен-тів, будова атомів. Електронна будова атомів.

1.2. Електронегативність, ступінь окиснення, характер звязків. Координаційні числа.

1.3. Кислотноосновні та окисно-відновні влас-тивості сполук цих елементів у порівнянні з властивостями сполук елементів головних підгруп.

2. Біороль d-елементів та застосування їх у медицині.

2.1. Біологічна роль d-елементів в організмі людини.

2.2. Застосування сполук d-елементів у медицині.

3. Характерні аналітичні реакції відкриття іонів  d–елементів  у розчинах та біологічних рідинах.

3.1. Якісна реакція на катіон срібла.

3.2. Якісна реакція на катіон міді (І).

3.3. Якісна реакція на катіон цинку.

3.4. Якісна реакція на перманганат-іон.

3.5. Якісна реакція на катіон заліза (ІІІ).

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Вказати правильну електронну формулу, що характеризує валентні електрони атома хрому

а) 3d5  4 s2                                            в) 3d4 4s2

б) 3d5 4s1                                             г) 4d4  4s2

2) Вказати найбільш характерні ступені окиснення елементів І-Б групи у сполуках у порядку зростання заряду ядра їх атомів

а) +1, +2, +3                                         в) +2, +3, +3

б) +2, +1, +3                                         г) +1, +1, +1

3) Вказати найхарактерніші ступені окиснення цинку, кадмію і ртуті

а) +2, +2, +1                                       в) +2, +2, 0

б) +2, +2, +2                                       г) +2, 0, 0.

4) Вказати, який характер звязку проявляється у кристалах хлоридів металів ІІ-Б групи

а) полярний ковалентний;                    в) іонний;

б) неполярний ковалентний;               г) металічний.

5) Вказати, в якому стані міститься мідь в організмі людини

а) у вільному стані;

б) у вигляді гідратованих іонів Cu2+

в) у вигляді комплексів з білками, що містять мідь, яка має ступінь окиснення +1 і +2;

г) у вигляді комплексів з білками, що містять мідь, яка має ступінь окиснення +2.

6. Пояснити, чому при додаванні до осаду гідроксиду міді розчину аміаку відбувається розчинення осаду і розчин набуває інтенсивно синього забарвлення

а) тому, що рН розчину стає слабо лужним;

б) тому, що утворюється купрат-іон [Cu(OH)4]2-;

в) тому, що утворюються іони [Cu(NH3)4]2+;

г) тому, що утворюються іони [Cu(H2O)6]2+.

7) Вказати, які найбільш характерні ступені окиснення проявляють залізо, кобальт, нікель у сполуках

а) +3,+2,+3                                                   в) +3,+3,+2

б) +3,+2,+2                                                   г) +2,+3,+3

8) Вказати, які ступені окиснення характерні для елементів родини заліза у їх комплексних сполуках з білками в живих організмах

а) +2;                   б) +3;                      в) +2 і +3;       г) +1,+2,+3.

9) Вказати, який ступінь окиснення характерний для сполук марганцю в організмі людини.

а) 0;              б) +2;              в) +4;              г)  7.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1.  Правильна відповідь б).

Хром знаходиться у VІ групі у 4 періоді, тому у його атомі заповнюється 3d-підрівень, а число валентних електронів (s та d) повинно дорівнювати шести. Оскільки в атомі хрому відбувається перескок одного електрона з 4s-підрівня на 3d-підрівень, у нього утворюється стійкий, наполовину заповнений 3d-підрівень.

2)  Правильна відповідь б).

3)  Правильна відповідь в).

У побічній підгрупі ІІ групи потенціал іонізації від цинку до ртуті збільшується, схильність до окиснення, а значить і стабільність катіонів зменшується. Тому, якщо для цинку характерний ступінь окиснення 2+, то для ртуті більш стабільним є стан зі ступенем окиснення 0. Так, ртуть можна перевести у розчинний стан тільки сильними окисниками, а катіони ртуті Hg2+ та Hg22+ легко відновлюються до вільного металу.

4) Правильна відповідь а).

Хлориди цинку, кадмію та ртуті слід віднести до солей з полярним ковалентним звязком. Причому у вказаному ряду полярність звязку зменшується. У кристалах солі HgCl2 доведена наявність молекулярних структур. Такий характер зв’язку можна пояснити високими енергіями іонізації атомів внаслідок стійкого стану повністю заповнених (n-1)d10ns2 атомних орбіталей.

5. Правильна відповідь в).

В організмі людини мідь міститься переважно у вигляді білкових комплексів. Ступінь окиснення міді в них: +1 та +2.

Такі комплекси, насамперед, є ферментами - оксидоредуктазами. Участь ферментів, які містять мідь,  у перенесенні електронів від субстрату базується на зміні ступеня окиснення атомів міді від +2 до +1.

6) Правильна відповідь в).

У надлишку розчину аміаку гідроксид міді утворює комплексну сполуку - аміакат міді, розчинну у воді, яскраво-синього кольору:

Сu(ОН)2 +4 (NH3·H2O) = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O

Cu(OH)2 + 4(NH3·H2O) = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH- +4H2O

7) Правильна відповідь б).

Від заліза до нікеля стабільність сполук з нижчим позитивним ступенем окиснення зростає. Якщо для заліза найбільш характерним є ступінь окиснення +3, то сполуки кобальту (ІІІ) проявляють яскраво виражені окислювальні властивості. Сполуки ж нікелю (ІІІ) настільки нестійкі, що у водних розчинах практично не існують; їх можна одержати, лише подіявши дуже сильним окисником на сполуки нікелю (ІІ). Отже, для заліза більш характерний ступінь окиснення +3, а для кобальту та нікелю +2.

8)   Правильна відповідь в).

9)   Правильна відповідь б).

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Проведення якісної реакції на катіон срібла (І). Реакція з розчином хлориду або соляною кислотою.

      У пробірку внести 1 мл розчину солі срібла і додати такий же об’єм соляної кислоти або солі соляної кислоти. Спостерігається утворення білого осаду хлориду срібла.

AgNO3 + NaCl = AgCl  + NaNO3 

Ag+ + Cl- = AgCl 

Перевірити розчинність осаду у сильних мінеральних кислотах та розчині аміаку.

Написати рівняння реакції розчинення осаду в розчині аміаку. Зробити висновок про умови відкриття іона срібла (І) у вигляді хлориду срібла.

8.2. Проведення якісної реакції на катіон міді (ІІ). Реакція з жовтою кров’яною сіллю (калій гексаціаноферратом (ІІ).

      У пробірку внести 1 мл розчину солі міді (ІІ) і таку ж кількість  розчину калій гексаціаноферрату (ІІ) (жовтої кров’яної солі - К4 [Fe(CN)6]). Спосетрігається утворення червоно-бурого осаду купрум гексаціаноферрату (ІІ):

2CuSO4 + К4 [Fe(CN)6]) = Cu2[Fe(CN)6]  + K2SO4

2Cu2+ + [Fe(CN)6]4- = Cu2[Fe(CN)6] 

Перевірити розчинність осаду у сильних мінеральних кислотах та лугах. Написати рівняння реакцій розчинення осаду в кислотах і лугах. Зробити висновок про умови відкриття катіону міді (І) у вигляді  купрум (ІІ) гексаціаноферрату.  

8.3. Проведення якісної реакції на катіон цинку (ІІ). Реакція з розчином лугу.

У пробирку внести 1 мл розчину солі цинку, краплями додати розчин лугу до утворення осаду.

ZnSO4 +2NaOH = Zn(ОН)2 + Na2SO4

Zn2+ + 2OH-= Zn(OH)2

Вміст пробірки поділити на дві частини. До однієї частини додати соляну кислоту, до другої - надлишок розчину лугу.

Написати рівняння реакцій розчинення осаду в кислотах та в лугах;

зробити висновок  про умови відкриття іона Zn2+ в вигляді гідроксиду.

8.4. Проведення якісної реакції на катіон заліза (ІІІ). Реакція з розчином роданіду амонію NH4CNS.

До 1 мл розчину солі заліза (ІІІ) додати такий же об’єм  розчину роданіду амонію або калію. Утворюється розчин криваво-червоного кольору.

Fe2(SO4)3 + 6NH4CNS  =  2Fe(CNS)3 + 3(NH4)2SO4

Fе3+ +3CNS=Fe(CNS)3 

Перевірити дію на роданід заліза (ІІІ) сильної кислоти та лугу. Написати рівняння реакції руйнування роданідів у лужному середовищі. Зробити висновок про умови відкриття катіона заліза (ІІІ) роданід-іоном.

8.5. Проведення якісної реакції на перманганат-іон. Реакція з перекисом водню у кислому середовищі.

       У пробірку внести 1 мл розчину перманганату калію, додати 2-3 краплі розчину сірчаної кислоти та 5 крапель розчину перикису водню з масовою часткою Н2О2 10%.

Спостерігається знебарвлення розчину перманганату калію.

Cкласти рівняння реакції за схемою:

КМпО4 + Н2SO4 + H2O2    MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

8.6. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні рівняння реакцій та висновки до кожного з дослідів.

     9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 225-256.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я., Павленко Н.В. Химия биогенных элементов.-К: Вища школа, 1990, с. 69-106.

4. Біонеорганічна, фізколоїдна і біоорганічна хімія. Вибрані лекції. За ред. проф. Л.О. Гоцуляка. О: Одеський медуніверситет, 1999, с. 26-37.

5. Глинка Н.Л. Общая химия. -Л: Химия, 1984.

ЗАНЯТТЯ № 4

      1. ТЕМА. Комплексоутворення в біологічних системах.

      2. ОБҐРУНТУВАННЯ TЕМИ. Комплексні сполуки - це сполуки з особливою будовою і типом звязку. Значна кількість природних сполук є комплексними за будовою, властивостями та біологічною дією. Металоферменти, гемоглобін, міоглобін, вітамін В12, хлорофіл - ось приклади фізіологічно активних речовин, що є комлексними сполуками. Особлива група сполук, яка здатна утворювати комплекси з багатьма катіонами, комплексони  широко використовуються як лікарські засоби для розчинення каменів нирок, жовчного міхура. Вони застосовуються як стабілізатори при зберіганні крові, так як зв’язують іони металів, що каталізують реакції окиснення; для виведення з організму іонів токсичних металів, радіоактивних ізотопів і продуктів їх розпаду.Знання особливостей будови комплексних сполук необхідні для вивчення біохімії, фармакології, гігієни,  дисциплін медичного профілю.

         3. МЕТА. Сформувати уявлення про особливості будови, властивості комплексних сполук та їх значення для життєдіяльності організму людини; навчитися проводити реакції комплексоутворення.

Студент повинен знати:

- характер звязків та будову комплексних сполук;

- класифікацію комплексних сполук;

- роль комплексних сполук у процесах життєдіяльності;

- суть металолігандного гомеостазу;

- комплексони та їх застосування в медицині;

                              вміти:

- складати формули комплексних сполук, визначати їхні складові частини (комплексоутворювач, ліганди, комплексний іон);

- складати рівняння дисоціації комплексних сполук;

- складати рівняння реакцій, що характеризують властивості комплексних сполук;

                            оволодіти навичками:

- проведення реакцій комплексоутворення.

 

 4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про комплексні сполуки.

(Матеріал шкільної програми та попередніх  занять з хімії)

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ

Комплексні сполуки

Будова, класифікація,                             Комплексони                         Біологічно активні

типи звязків,                                         та їх застосування                 комплексні сполуки          

дисоціація комплексних                        в медицині                              

сполук

Реакції комплексоутворення                                                      Металолігандний гомеостаз

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ                     

                (самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Будова комплексних сполук

1.1. Теорія будови комплексних сполук

1.2. Природа хімічних звязків у комплексних сполуках

1.3. Дисоціація комплексних сполук. Константа нестійкості комплексного іона.

2. Класифікація комплексних сполук

2.1. Класифікація за зарядом внутрішньої сфери.

2.2. Класифікація за природою лігандів.

2.3. Внутрішньокомплексні сполуки.

2.4. Поліядерні  комплекси.

3. Біологічно активні природні комплекси.  

3.1. Залізо-, кобальто-, міде-, цинковмісні біокомплексні сполуки.

3.2. Металолігандний гомеостаз та його порушення.

4. Комплексони та їх застосування в медицині.

4.1 Властивості та застосування Трилону Б (комплексону ІІІ).

5. Реакції комплексоутворення.

5.1 Утворення аміно-, аква- та гідроксокомплексів.

5.2 Отримання комплексних сполук реакцією обміну.

5.3 Вплив розчинника на стійкість комплексної сполуки.

      


7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

           (самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Координаційне число – це:

а) число звязків, за допомогою яких ліганди безпосередньо сполучені з комплексоутво-рювачем;

б) число місць, які ліганди займають у внутрішній координаційній сфері комплексу;

в) число реальних або умовних частинок, які вміщує 1 моль речовини;

г) сумарне число нуклонів у ядрі.

2) Вказати комплексоутворювач, його ступінь окиснення, координаційне число та заряд комплексного іона у сполуці K[Cr(H2O)2 (CN)4]

а) К, +I, 4, -I                   б) Сr, +3, 6, -І                 в) Н2О, 0, 6, -I         г) Сr, +2, 4, 0

3) Який вид хімічного зв’язку утворюється між комплексоутворювачем і лігандами у більшості комплексних іонів?

а) іонний;        б) ковалентний;       в) водневий;    г) металічний.

4) Константи нестійкості (КH) ціанідних комплексів деяких металів мають такі значення:

KH[Ag(CN)2]- = 1∙10-21                                                          KH[Cd(CN)4]2- =7,7∙10-18 

KH[Fe(CN)6]4- = 1∙10-24                                                         KH[Hg(CN)4]2- = 3∙10-42

Визначити, катіон якого металу утворює найстійкіший ціанідний комплекс.

а) Ag+;            б) Cd2+;            в) Нg2+;          г) Fe2+.

5) Вказати, які з іонів Fe2+, Fe3+, Cl-, HCO3-, K+, Ca2+, Na+, Cu2+, Zn2+ є комплексоутворювачами у ферментах.

а) K+, Na+, Cl-;        б) K+, Ca2+, Na+;        в) Fe2+, Fe3+, Ca2+, Cu2+, Zn2+;   г) Cl-, HCO3-.

6)  Яка функція не характерна для гемоглобіну?

а) звязування молекул кисню іонами феруму (ІІ) та перенесення його з легень до мязів;

б) передача кисню до молекули міоглобіну в мязах ;

в) звязування молекул вуглекислого газу та перенесення його до легень;

г) перенесення електронів.

                                               ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь а).

2) Правильна відповідь б).

Комплексоутворювачем є хром (ІІІ), координаційне число (кількість лігандів  Н2О і СN-) дорівнює 6, заряд комплексного іона буде -1:

4 ∙ (-1) + (+3) + 2 ∙ (0) = -1

3) Правильна відповідь б).

Переважний вид хімічного зв’язку між комплексоутворювачем і лігандами - це ковалентний зв’язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом. Найчастіше ліганди - це донори електронних пар, а комплексоутворювач - акцептор.

4) Правильна відповідь в).

Константа нестійкості комплексного іона - це константа його дисоціації, отже, чим більше значення константи, тим краще дисоціює комплексний іон, тим менша його стійкість. Цианід Меркурію (Нg2+) має найменше значення константи, тому він є найстійкішим.

5) Правильна відповідь в).

Комплексоутворювачами у складі ферментів та інших білків найчастіше виступають іони d-елементів. Крім цього, кальцій і натрій в організмі частіше зустрічаються у вигляді вільних іонів, ніж у вигляді сполук з білками.

6) Правильна відповідь г).

На відміну від міоглобіну, функцією якого є тільки перенесення кисню, гемоглобін має декілька функцій. Крім транспорту кисню, гемоглобін переносить від 3 до 10 % вуглекислого газу від тканин у вигляді карбамінової форми, де вуглекислий газ вступає в реакцію з N-кінцем поліпептидного ланцюга глобіну. Віддача кисню гемоглобіном стимулюється підвищеною концентрацією іонів водню, що вступають в реакцію з гемоглобіном. Таким чином, гемоглобін переносить H+ з тканин до легень. При приєднанні кисню у нормі не відбувається окислення Fe2+ до Fe3+ (гемоглобін, у якому залізо знаходиться у окисленій формі, втрачає здатність переносити кисень). Тому, на відміну від цитохромів, гемоглобін не переносить електрони.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Одержання аміакату міді..

      До розчину солі Cu2+ додати краплями розчин NH4OH. Одержаний осад гідроксиду міді розчинити у надлишку реактиву NH4OH. при цьому утворюється сполука, яка містить комплексний іон [Cu(NH3)4]2+.

Написати рівняння цієї реакції.та назвати одержану комплексну сполуку.

Випробувати дію сильних кислот на розчин, що містить катіон тетрааміакату міді (ІІ). Написати рівняння реакцій руйнування комплексу у кислому середовищі

8.2. Одержання гідроксисолі олова.

      До розчину солі олова Sn2+ додати розчин лугу. Утворений осад гідроксиду олова розчинити в надлишку реактиву. Утворюється комплексна сполука, яка містить комплексний іон [Sn(OH)4]2-.

Написати рівняння реакції утворення комплексної сполуки та назвати її.

8.3. Одержання комплексної сполуки реакцією обміну.

      До розчину FeCl3 додати декілька крапель розчину калій гексаціаноферрату (ІІ)  (жовтої кров’яної солі) К4[Fe(CN)6]

Утворюється осад синього кольору – "берлінська лазурь" Fe4[Fe(CN)6]3.

Написати рівняння реакції утворення комплексної сполуки та назвати її.

Перевірити розчинність осаду у сильних кислотах і лугах.

Написати рівняння реакції розчинення осаду.

8.4. Визначення впливу розчинника на стійкість комплексної сполуки.

      До 1 мл розчину солі кобальта додати стільки ж розчину роданіду амонію NH4SCN.

Утворюється комплексна сполука (NH4)2[Co(SCN)4] яскраво-червоного кольору.

Написати рівняння цієї реакції.та назвати одержану комплексну сполуку.

Розчин розділити на дві частини. до першої додати аміловий спирт, до другої – воду. Порівняти забарвлення одержаних розчинів та стійкість комплексів у аміловому спирті та у воді.

      

8.5. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні рівняння реакцій та назви комплексних сполук, зробити висновки.

     9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

с. 46-86.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. -Л: Химия, 1984.

4. Біонеорганічна, фізколоїдна і біоорганічна хімія. Вибрані лекції. За ред. проф. Л.О. Гоцуляка. -Одеса: Одеський медуніверситет, 1999, с. 32-34.

5. Селезнёв К.А. Аналитическая химия. М., Химия, 1973, с. 54-61.

ЗАНЯТТЯ № 5

 

  1. ТЕМА:  Величини, що характеризують кількісний склад розчинів.

        

         2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Знання про розчини необхідні для лікаря. З утворенням розчинів безпосередньо пов’язані процеси засвоєння їжі та виведення з організму продуктів життєдіяльності. Розчинами є плазма крові, слина, шлунковий сік та інші рідини людського організму.

У формі розчинів в організм вводиться багато лікарських препаратів (біохімія, фармакологія).

Вивчення хімії неможліве без засвоєння таких початкових понять, як величини, що характеризують кількісний склад розчинів, сумішей та систем.

          3. МЕТА: Сформувати    уявлення  про  класифікацію   розчинів  та   величини, що характеризують кількісний склад розчинів.

     Студент повинен знати:

- величини, що характеризують кількісний склад розчинів;

- формули для визначення масової частки, молярної концентрації, молярної концентрації еквівалента, титру та моляльної концентрації;

- формули для визначення кількості речовини, кількості речовини еквівалента, молярної маси еквівалента, фактора еквівалентності;

- види мірного посуду;

                                          вміти:

- проводити розрахунки по визначенню маси (об’єму) розчиненої речовини,   необхідної для приготування розчинів певної концентрації;

- переводити одну форму вираження концентрації в іншу;

                                  оволодіти навичками:

- зважування на технічних та аналітичних терезах.

        

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ

      ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про розчини.

2) Концентрація розчинів: масова частка, молярна концентрація.

3) Проведення розрахунків по визначенню кількості розчиненої речовини для приготування розчинів з масовою часткою та молярною концентрацією. (Матеріал шкільної програми з хімії).

           5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ

                                                                          Р о з ч и н и   

         

                                              Класифікація                                 Склад розчинів

                                                 розчинів                      

                                                                                              

                                               Розчини у                               Величини, що характеризують                 

                                           життєдіяльності                           кількісний склад розчинів

                                               організму                                                                                                         

                                                            

                                                                                Розрахунки по визначенню кількості                                                                                         розчиненої речовини для приготування

                                                                                       розчинів певної концентрації

                                                                                                     

                                                                                      Зважування наважки на терезах

      6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст та послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1.Класифікація розчинів.

1.1. Газоподібні, тверді та рідкі розчини.            

1.2. Насичені, ненасичені, пересичені

      розчини.

2. Склад розчинів (розчинена речовина та розчинник).

3.  Величини, що характеризують кількісний склад розчинів.

3.1. Масова, об’ємна та молярна частки (відсотки, проміле).

3.2. Позасистемні одиниці: мг-процентна та мкг-процентна концентрації.

3.3. Молярна концентрація еквівалента (деци-, санти-, мілі- та мікромолі).

3.4. Моляльна концентрація.

3.5. Титр.

ЗАДАЧІ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО РОЗВ’ЯЗУВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Задача № 1.

Вміст катіонів натрію в плазмі крові складає 142 ммоль/л.

Визначити титр плазми по катіону натрію.

Задача № 2.

Водний розчин, одержаний розчиненням 0,005 кг глюкози (Мr = 180) у 0,095 кг води, є ізотонічним по відношенню до плазми крові. Визначити масову та молярну частки глюкози в розчині.

Задача № 3.

Титр розчину хлориду кальцію (Мr = 111), що використовується в медичній практиці при алергічних, шкіряних та інших захворюваннях дорівнює 0,0999 г/мл. Розрахувати молярну концентрацію та молярну концентрацію еквівалента хлориду кальцію в розчині та співвідношення між ними.

Задача № 4.

Визначити моляльність фізіологічного розчину, масова частка хлориду натрію в якому дорівнює 0,85%.

Задача № 5.

У лабораторії є розчин з масовою часткою хлориду натрію 10% та 0,5%. Визначити масу кожного з розчинів, що необхідна для приготування 0,5 л фізіологічного розчину з масовою часткою 0,85% та густиною 1,003 кг/л.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

Задача № 1.

Титр (Т) означає масу розчиненої речовини, що міститься в 1 мл розчину. Масу частіше виражають у грамах (г).

Отже, маємо:                     

 , де :

               

m(Na+) - маса катіонів натрію, г ;

V (розчину) - об'єм розчину, мл;

n(Na+) - кількість речовини катіонів натрію, моль;

М (Na+) - молярна маса катіону натрію, г/моль;

Т (Na+) г/мл

Задача № 2.

Масова частка ( W ) - це відношення маси компоненту (розчиненої речовини) до загальної маси системи (розчину, суміші). Це безрозмірна величина, що виражається частками одиниці, відсотками (частки сотні), проміле (частки тисячі), млн-1 (частки мільйону).

Молярна частка ( χ )  - це відношення кількості речовини компонента (розчиненої речовини) до загальної кількості речовини системи (розчину, суміші). Вона має таку ж розмірність, як і масова частка.

Задача № 3.

Молярна концентрація речовини X, що позначається С(Х), - це відношення кількості речовини Х до об’єму розчину V. Молярна концентрація виражається в моль/м3, моль/л, або в їх похідних (ммоль/л).

                                                       де:

 nкількість речовини СаСl2, моль;

V(розчину) – обєм розчину, л.

Якщо Т(СаСl2) =  0,0999 г/мл = 0,0999 кг/л, то в 1 л розчину маємо 0,0999 кг солі.

     

 Молярна концентрація еквівалента речовини X, що позначається як С(fX), - це відношення кількості речовини еквівалента n(fX) дo об’єму розчину.

Молярна концентрація еквівалента виражається в моль/м3, моль/л, або в їх похідних (ммоль/л)

Еквівалент - це така частина речовини Х (реальна або умовна), що в реакції еквівалентна (відовідає)одному моль атомів водню (Гідрогену), або одному моль катіонів водню (Гідрогену), або в окисно-відновних реакціях - одному електрону. Фактор еквівалентності f показує, яка частка моль речовини відповідає її еквіваленту. Отже, для речовини Х фактор еквівалентності f(X) показує співвідношення між молярною масою еквівалента M(fХ) та молярною масою М(Х) речовини:

                          

Наприклад для сірчаної кислоти Н2SO4:

Отже, для СaCl2:

Задача № 4.

Моляльна концентрація речовини X, що позначається Сm(X) є відношенням кількості речовини Х до маси розчинника У.

:  n(Х) - кількість речовини X, моль;

                                   m(У) - маса розчинника, кг.

Якщо масова частка хлориду натрію в розчині дорівнює 0,85%, то це означає, що 0,85 г солі припадає на 99,15 г води. Отже,

Задача № 5.

По-перше, зробимо необхідні позначення:  W1(NaCl) = 10%

                                                                         W2(NaCl) = 0,5%

                                                                         Wx(NaCl) = 0,85%

                                                                         Vx(розчину) = 0,5л

                                                                          ρx(розчину) = 1,003 кг/л

Знайдемо масу розчину, який треба приготувати:

mx(розчину) = Vx(розчину) ×ρx(розчину) = 0,5×1,003 = 0,5015 кг

2) Проведемо розрахунки за правилом змішування ("хреста"). У загальному вигляді:

W1(NaCl)                                              

                             Wx(NaCl)

W2(NaCl)                         

Або:

10%                                  0,35 кг

                   0,85%

0,5%                                 9,15 кг  

(розчину) = 9,5 кг

Знаходимо необхідні маси розчинів:

                            Висновок: треба змішати 18,5 г розчину з W1=10%  та 483 г розчину з W2= 0,5%.

        8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Розв'язування задач  на концентрацію розчинів.

Задача № 1.

У воді обємом 0,200 л розчинили сіль масою 0,040 кг. Визначити масову частку солі в розчині, якщо густина води дорівнює  1 кг/л.

Задача № 2.

Визначити масу розчину з масовою часткою СuSО4 10% і масу води, що необхідні для приготування розчину масою 0,5 кг з масовою часткою Сu4 2%.

Задача № 3.

Визначити молярну концентрацію розчину з масовою часткою гідроксиду Натрію 0,2. Густина розчину - 1,29 кг/л.

Задача № 4.

Визначити молярну концентрацію еквівалента розчину, утвореного при розчиненні 0,0426 кг сульфату Натрію в 0,3 кг води, якщо густина розчину дорівнює 1,12 кг/л,

Задача № 5. Визначити моляльну концентрацію розчину хлориду Калію, якщо 0,5 кг розчину містить 0,05 кг солі.

8.4. Проведення зважування на технохімічних та аналітичних терезах.

Терези повинні бути відрегульовані і підготовлені до роботи лаборантом. Речовини зважують охолодженими до кімнатної температури. Для зважування рекомендується використовувати спеціальний посуд: бюкси, стаканчики та спеціальний папір. Речовину, яку зважують, кладуть на ліву шальку терезів, а на праву - важки (починаючи з найбільших). Тримати важки у руках та ставати їх на стіл не дозволяється, їх треба брати тільки пінцетом. Коли треба зважити точну масу речовини (взяти точну наважку), на праву шальку встановлюють важки необхідної маси, а на ліву шальку поступово додають речовину до встановлення рівноваги. Знімати та класти на шальки речовину або важки дозволяється тільки тоді, коли терези знаходяться в аретованому стані (ручка аретира знаходиться в крайньому лівому положенні, коромисло опущене).

Для опрацювання техніки зважування взяти наважки таких речовин:

1,60 г NaCI; 0,52 г CaCI2; 2,50 г NaHСО3; 0,15 г ZnSO4; 0,07 г Н3ВО3.

    

    9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,                с. 95-100.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фіз. та колоїдна хімія. Львів. Світ, 1994, с.32-35, 3-4.

4. Садовничая Л.П. и др. Биофизичесая химия. Киев, Вища школа, 1986 с. 37-69.

ЗАНЯТТЯ № 6

    1. ТЕМА: Приготування розчинів.

    

    2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Розчини з молекулярним та іонним характером дисперсності розчиненої речовини - справжні розчини - найважливіша складова частина біологічних рідин. Водні розчини електролітів та низькомолекулярних речовин забезпечують постійний осмотичний тиск, активну реакцію середовища, буферні властивості рідин організму, регулюють величини мембранних потенціалів, активність ферментів тощо. Так знання теорії розчинів, а також методики їх приготування,  необхідні для ycпішнoro засвоєння студентами біохімії, фармакології, фізіології, гігієни та ін.

     3. МЕТА. Сформувати уявлення про роль розчинів у життєдіяльності організму і вивчити основні положення теорії розчинів; оволодіти методикою приготування розчинів точної концентрації.

Студент повинен знати:

- основні положення теорії розчинів;

- формули для визначення кількості та маси розчиненої речовини, переводу масових одиниць в обємні;

- системні і позасистемні одиниці вимірювання концентрації розчинів;

                             вміти:

- проводити розрахунки наважки розчиненої речовини для приготування розчину певної концентрації;

- користуватися мірним посудом при приготуванні розчинів.

                            оволодіти навичками:

- приготування розчинів з концентраціями, що застосовуються в медичній практиці, а також для клінічних та хімічних досліджень (масова частка, молярна концентрація та молярна концентрація еквівалента).

      4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ

         ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

І) Основні величини, що характеризують склад розчинів.

2) Формули для обчислення концентрації розчину.

3) Зважування на технохімічних та аналітичних терезах.

(Матеріал шкільної програми та попереднього заняття з хімії)

     5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ

      Теорія розчинів                                                   Приготування  розчинів

Сольватна         Термодинаміка                      По разрахованій         З фіксаналів

   теорія                   розчинів                                 наважці

 розчинів

            Розчинність                                 розчинів масових          розчинів об’ємних

                                                                     концентрацій                  концентрацій

газів           рідин        твердих речовин

       6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

                 (для самостійної позааудиторної роботи студентів)

 Зміст  і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1.Теорія розчинів.

1.1  Сольватна теорія розчинів.

1.2  Термодинаміка процесу розчинення.

2. Розчинність газів, рідин та твердих речовин.

2.1. Залежність розчинності газів від тиску (закон  Генрі-Дальтона), їх природи, температури.

2.2. Вплив електролітів на розчинність газів (закон Сеченова), кесонна хвороба.

2.3. Розчинність рідин та твердих речовин. Закон розподілу Нернста та його значення для пояснення проникності біологічних мембран.

3. Приготування розчинів заданого складу.

3.1. Приготування розчинів із фіксаналів.

3.2. Приготування розчинів по розрахованій наважці.

      7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

         (самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Чому при розчиненні нітрату амонію у воді розчин має нижчу температуру, ніж повітря, а при розчиненні сірчаної кислоти – набагато  більшу?

2) Чим відрізняється склад водного розчину цукру від водного розчину хлориду натрію?

3) Чому водолаз з великих глибин повинен підніматися поступово, повільно, а не швидко?

4) Уведення в організм людини  3×10-9 кг адреналіну (Мr = 183,2) викликає збільшення частоти пульсу. Розрахувати діючу в цьому випадку концентрацію адреналіну в організмі, припустивши, що людина масою 70 кг має 5 л крові.

5) Для визначення калію в слині методом полуменевоі фотометрії потрібно приготувати 0,25 л розчину, що містить 0,04 ммоль/л катіону калію та 0,64 ммоль/л катіону натрію.

   Як приготувати такий розчин з розчину (І) хлориду калію (С1+)  = 1ммоль/л) та розчину (2) хлориду натрію (С2(Nа+) = 2 ммоль/л) ?

6) Який об’єм розчину з масовою часткою сірчаної кислоти 9,3% (густина 1,06 кг/л) необхідно взяти для приготування 0,05 л розчину з молярною концентрацією еквівалента сірчаної кислоти 0,35 моль/л?

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Згідно з теорією розчинів, при розчиненні мають місце два процеси: руйнування, розклад первинної структури (кристалічної, аморфної, надмолекулярної) та побудова сольватів - утворень продуктів розпаду з молекулами розчинника (для води такі утворення називаються гідратами). Перший процес є ендотермічним, тобто проходить з поглинанням енергії, а другий - екзотермічний (проходить з виділенням енергії). Розчинення нітрату амонію супроводжується зниженням температури. Це означає, що руйнування кристалічної структури потребує більше енергії, ніж виділяється при утворенні гідратів. А при розчиненні сірчаної кислоти, навпаки, виділяється набагато більше енергії при утворенні гідратів, ніж у першому процесі.

2) Згідно з теорією, обидва розчини складаються з молекул і асоціатів води та гідратів молекул цукру (розчин цукру) і гідратів катіонів натрію, хлорид-іонів (розчин хлориду натрію). Розчин цукру не містить гідратованих іонів, а в розчині солі немає гідратованих молекул.

3) Якщо водолаз працює на значній глибині, то розчинність азоту повітря, яким він дихає, у нього в крові зростає. Це пов'язано з тим. що із збільшен-ням глибини підвищується і тиск. А, як відомо, розчинність газів із підвищенням тиску зростає. Коли водолаза піднімати на поверхню без необхідної поступовості, то азот починає виділятися з такою швидкістю, що може викликати розрив судин або їх закупорювання. У літературі наведені випадки загибелі водолазів від кесонної хвороби.

4) Вміст адреналіну в крові людини визначається в ммоль/л.

 nкількість речовини            

                                                   адреналіну, ммоль.                                                                              m – маса адреналіну, кг;     

М – молярна маса адреналіну, кг/кмоль;

106 – перехідний коефіцієнт від кмоль до ммоль

 

На одиницю маси людини концентрація адреналіну складає:

W (адреналіну) = 4,3×10-9%

У позасистемних одиницях концентрація адреналіну має такі значення:

0,43×10 -10 кг/кг × 10-1×10-6 = 4,3×10-6 мг% або 4,3×10-3 мкг%.

5) Визначаємо кількість речовини катіонів калію та натрію у 0,25 л розчину:

                               n(K+) = C(K+V = 0,04×0,25 = 0,01 ммоль 

                               n(Na+) = C(Na+)×V = 0,64×0,25 = 0,16 ммоль

Визначаємо обєми розчинів (1) та (2):

 

Для приготування 0,25 л потрібного розчину необхідно відібрати піпеткою 10 мл розчину (1) та 80 мл розчину (2), перенести ці обєми у мірну колбу місткістю 0,25 л, довести рівень розчину дистильованою водою до риски. Готовий розчин перемішати.

6) Визначаємо кількість речовини еквівалента кислоти, що містить розчин, який треба приготувати:

 n(1/2H2SO4) = C(1/2H2SO4)×V = 0,35 × 0,05 = 0,0175 моль

Визначаємо масу кислоти:

m(H2SO4) = n(1/2H2SO4) × M(1/2H2SO4) = 0,0175× 49 = 0,8575 г

Визначаємо масу розчину кислоти, який необхідно взяти для приготування  заданого розчину:

Розраховуємо обєм цього розчину:

 

Отже: для приготування 0,05 л розчину з молярною концентрацією еквівалента сірчаної кислоти 0,35 моль/л треба взяти 8,7 мл (піпеткою) розчину сірчаної кислоти з масовою часткою 9,3%, перенести в мірну колбу місткістю 50 мл та довести обєм розчину у колбі дистильованою водою до риски.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Приготування розчинів із фіксаналів.

Для приготування розчину із фіксаналу необхідно вміст ампули кількісно перенести у мірну колбу та розвести дистильованою водою до мітки. Перенесення вмісту фіксаналу в колбу: етикетку або напис з ампули зняти, ампулу вимити і промити дистильованою водою. У мірну колбу потрібного обєму (1,0; 0,5; 0,25 л) вставляють лійку діаметром 9-10 см, в якій розміщують бойок з розширенням. Цим бойком пробивають фіксанал з одного боку, тримаючи фіксанал вертикально. Іншим бойком пробивають фіксанал з другого боку і дають змогу вмісту його перейти крізь лійку у колбу. Не змінюючи положення ампули, її обережно, але ретельно промивають дистильованою водою. Обєм води повинен не менше, ніж у шість разів перевищувати обєм фіксаналу. Після розчинення вмісту ампули обєм рідини у колбі доводять дистильованою водою до мітки. Готовий розчин ретельно перемішують.

8.2. Приготування розчинів заданої концентрації по розрахованій наважці.

Кожний студент одержує у викладача картку з індивідуальним завданням: приготувати розчин лікарського препарату певної концентрації з поясненням застосування його в медичній практиці. Спочатку виконує необхідні розрахунки, а потім, з дозволу викладача, готує розчин.

Приготування розчину масової концентрації. Розраховану наважку речовини зважити на технохімічних терезах, перенести її в будь-який немірний посуд та додати розраховану кількість води. Готовий розчин перемішати до розчинення наважки.

Приготування розчинів молярної концентрації та молярної концентрації еквівалента.

Розраховану наважку зважити на аналітичних терезах (рідкі речовини відбирають піпеткою), кількісно перенести у мірну колбу потрібного об’єму (у колбу перед цим внести невеликий об’єм дистильованої води). Наважку спочатку розчинити у воді, а потім долити у колбу дистильовану воду до мітки. Готовий розчин перемішати.

Кожен студент одержує у викладача картку з індивідуальним завданням приготувати розчин певної концентрації.

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Зробити у зошиті необхідні розрахунки та описати порядок приготування розчину згідно з індивідуальним завданням.

9.  ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,               с. 87-94, 100-111..

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Мороз А.С. Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. Львів, Світ. 1994, с. 30-35.

4. Садовничая Л.П.. Хухрянский В.Г. Биофизическая химия. Киев, Вища школа. 1986, с.37-68

5. Ленский А.С. Ввдение в бионеорганическую химию. М., Высшая школа, 1989, с. 93-112.

ЗАНЯТТЯ № 7

      1. ТЕМА: Основи титриметричного аналізу.

  2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Діагностика багатьох захворювань, перш за все, базується на даних клінічних, біохімічних, фізико-хімічних методів аналізу. Одним з основних методів хімічного аналізу є титриметричний аналіз. Він охоплює і метод нейтралізації у двох його варіантах: алкаліметрія та ацидиметрія. Метод нейтралізації застосовується для визначення кислотності шлункового соку, сечі, інших біологічних рідин, вмісту хлоридів у сироватці крові. У санітарно-гігієнічному аналізі метод нейтралізації застосовується для дослідження питної води, визначення кислотності харчових продуктів. Основні поняття про теорію та методи титриметричного аналізу, і метод нейтралізації зокрема, необхідні студенту для вивчення біохімії, фармакології, гігієни.

3. МЕТА. Засвоїти теоретичні основи титриметричного аналізу, методу нейтралізації та оволодіти технікою титрування.

Студент повинен знати:

- основні поняття титриметричного аналізу;

- суть методу нейтралізації;

- теорію індикаторів у методі нейтралізації;

- принципи підбору індикаторів для визначення кінця титрування за кривими титрування.

                                      вміти

- підбирати індикатор для конкретного титрування;

- фіксувати кінець титрування в методі нейтралізації за допомогою індикаторів;

- проводити розрахунки за формулами титриметричного аналізу.

                       оволодіти навичками:

- користування піпетками, бюретками при титруванні;

- технікою титрування;

- визначення кількісного   вмісту  кислот у розчинах та біологічних рідинах методом нейтралізації (алкаліметрія).

     4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Суть реакції нейтралізації.

2) Складання рівнянь реакцій нейтралізації в молекулярній та іонній формах.

3) Поняття про розчини, види концентрації розчинів.

4) Використання формул масової частки, молярної концентрації, молярної концентрації еквівалента для проведення розрахунків.

(Матеріал шкільної програми та попередніх занять з хімії)

    5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                          Титриметричний (об’ємний) аналіз

Криві титрування                         Метод нейтралізації                 Теорія кислотно-   

                                                                                                           основних         

                                                                                                          індикаторів

 

                                Алкаліметрія                          Ацидиметрія                                        

Визначення вмісту оцтової кислоти в розчині     

                                       

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

                 (самостійна позааудиторна робота студентів)

 

Зміст і послідовність дій.

Вказівки до навчальних дій.

1.Суть титриметричного аналізу.

1.1. Основні поняття титриметричного аналізу.

1.2. Техніка титрування.

1.3. Розрахунки в титриметричному аналізі.

2. Метод нейтралізації.

2.1. Реакції, на яких базується метод нейтралізації.

2.2. Точка еквівалентності в методі нейтралізації.

3. Кислотно-основні індикатори.

3.1. Одно- та двохкольорові індикатори.

3.2. Інтервал переходу забарвлення індикатора.

3.3. Показник титрування індикатора.

4. Криві титрування у методі нейтралізації.

4.1. Стрибок титрування.

4.2. Принцип підбору індикатора.

5. Застосування алкаліметрії та ацидиметрії.

     7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

         (самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Вибрати групу речовин, вміст яких може бути визначений в

розчині методом алкаліметрії

а) НСІ, NaОН, K2CO3 ;          в) НСІ, СН3СООН, NаНСО3 ;

б) КОН, NН3, СаSО4 ;            г) (NH4)2SO4, NH4СІ, NаСІ.

2) Вибрати індикатор, за допомогою якого можна визначити концентрацію сильної кислоти в розчині алкаліметричним титруванням

а) фенолфталеїн (8,2 -10,0)                  в) лакмуc (4,4 - 6,4)

б) метиловий оранжевий (3,1 - 4,4)  г) метиловий червоний (4,4 - 6,2)

3) Вибрати індикатор, що може бути застосований для визначення вмісту речовин, які створюють у біологічній рідині слабокислу реакцію середовища, якщо стрибок на кривій алкаліметричного титрування складав 7,8 - 10,9 рН (у дужках показані інтервали переходу забарвлення індикаторів)

а) фенолфталеїн (8,2 - 10,0)        в) метилрот (4,4 - 6,2)

б) метилоранж (3,1 - 4,4)             г) нафтилфталеїн (7,4  - 8,6)

4) Вибрати групу кислот, розчини яких застосовують як робочі

у методі ацидиметрії

а) НСІ, Н2S04, СН3СООН             в) H3PO4, H2S, НзВОз

б) СН3СООН,  H2C2O4, Н3РО4     г) НСІ, НNО3, Н2SO4

5) На титрування 25,0 см3 (мл) розчину аміаку витрачено 25,05 cм3 (мл) розчину з молярною концентрацією еквівалента НСl 0,1244 моль/дм3. Визначити вміст аміаку в розчині (в г/дм3).

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь в).

Методом алкаліметрії можна визначити в розчині або в біологічній рідині  сильні та слабкі кислоти, кислі солі та речовини з кислою реакцією середовища.

2) Будь-який з наведених індикаторів, тому що інтервал переходу забарвлення всіх цих індикаторів лежить у межах стрибка рН на кривій титрування сильної кислоти.

3) Правильна відповідь а)

Лише фенолфталеїн має інтервал переходу забарвлення, що лежить

у межах стрибка рН на кривій титрування, тому він забезпечить фіксацію точки еквівалентності з найменшою похибкою.

4) Правильна відповідь г).

Робочі розчини в ацидиметрії - це розчини сильних кислот, застосування яких забезпечує великий стрибок на кривій титрування та можливість використання переважної більшості кислотно-основних індикаторів з інтервалом переходу забарвлення у кислому середовищі.

5) Визначаємо молярну концентрацію еквівалента розчину аміаку:                             Визначаємо масу аміаку в 1 дм3 (л) розчину:

     8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ

8.1. Ознайомлення з методикою виконання обємного аналізу.

Для одержання правильних результатів всі операції в обємному аналізі слід виконувати дуже ретельно. Перед початком роботи потрібно переконатися у наявності необхідного посуду і його готовності до роботи, уважно ознайомитися з методикою аналізу, приготувати зошит для запису результатів.

Наповнення бюретки робочим розчином. Бюретку обполіскують спочатку дистильованою водою, а потім розчином, яким будуть її заповнювати. Після цього робочий розчин наливають у бюретку трохи вище нульової поділки. Пухирець повітря із носика бюретки виганяють, відігнувши злегка носик догори і надавлюючи при цьому на затискач (чи кульку) бюретки. Після того, як носик повністю заповнений розчином та вийнята лійка, через яку наливали розчин, встановлюють рівень розчину на нульовій поділці. Натискуючи на затискач, по краплях випускають розчин з бюретки доти, доки нижня частина меніску безбарвного розчину або верхня частина меніску забарвленого розчину не буде на рівні нульової поділки. Проводити відлік  слід завжди так, щоб око знаходилося на одному рівні з меніском.

Відмірювання розчинів піпетками.

Хімічні піпетки використовують, щоб відібрати  точний обєм потрібного розчину. Спочатку піпетку обполіскують, набираючи цей розчин приблизно до половини. При цьому занурюють піпетку у розчин майже до дна. Набирають розчин трохи вище мітки. Верхній кінець піпетки швидко затискують вказівним пальцем, піпетку виймають із розчину. Послаблюючи тиск пальця, дають надлишку розчину витекти по краплях, щоб меніск встановився точно

проти мітки. Обережно, слідкуючи, щоб розчин не капав, підносять піпетку до колбочки, у яку потрібно перенести відмірений обєм розчину. Тримаючи піпетку вертикально, відкривають верхній її кінець і дають розчину витекти (носик піпетки при цьому повинен торкатися до внутрішньої стінки горла колби). Залишок розчину не видувають і не витрушують.

Розчин, що підлягає титруванню, часто повинен містити і додаткові компоненти, які створюють певне середовище, або реагують з певною речовиною, перетворюючи її у форму, необхідну для титрування. Розчини цих компонентів відмірюють мірними циліндрами або піпетками.

Проведення титрування.

Конічну колбу з розчином, підготовленим для титрування, розміщують на білому папері під носиком бюретки. Кінчик носика повинен знаходитися на рівні горла колби. Натискуючи великим і вказівним пальцями лівої руки на затискач (або кульку), вилучають розчин у колбочку невеликими порціями. Правою рукою обережно струшують колбу для швидкого перемішування розчину. Про наближення кінця титрування свідчить те, що у місці падіння краплі робочого розчину розчин у колбі набуває характерного для кінця титрування забарвлення. Тоді робочий розчин починають додавати по одній краплі. Після стійкої зміни забарвлення титрування припиняють і визначають об’єм робочого розчину, витраченого на титрування. Титрування проводять не менше трьох разів.

8.2. Визначення масової частки оцтової кислоти.

За допомогою піпетки відібрати 10,0 мл розчину оцтової кислоти і перенести в конічну колбу ємністю 50-100 мл, додати 2-3 краплі фенолфталеїну і титрувати з бюретки робочим розчином гідроксиду натрію до появи блідо-рожевого забарвлення. Визначити (за шкалою бюретки) об'єм робочого розчину лугу, витраченого на титрування. Повторити титрування ще двічі та з одержаних результатів вирахувати середнє арифметичне значення обєму NaOH-Vсер.(NaOH):

Розрахунок масової частки оцтової кислоти:

1) знайти молярну концентрацію еквівалента оцтової кислоти в розчині:

2) знайти масу оцтової кислоти в одному літрі розчину:

 

де: V = 1дм3(л) – обєм розчину кислоти;

молярна маса еквівалента СН3СООН, г/моль;

3) знайти масову частку оцтової кислоти у наважці

(наважка - це певна маса концентрованої оцтової кислоти, із якої готувався 1 дм3 (л) розчину, що досліджувався):

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Зробити у зошиті необхідні розрахунки та висновок.

    9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,                 с. 313-364.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Селезнёв К.А. Аналитичская химия. М., Химия, 1973, с. 164-199.

4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., Высшая школа, 1978, с. 74-109.

ЗАНЯТТЯ № 8.

        1. ТЕМА. Основи титриметричного аналізу.

      

        2. ОБҐРУНТУВАННЯ TЕМИ. У практиці клінічних і науково-дослідних лабораторій широко застосовуються титриметричні методи аналізу, які грунтуються на реакції комплексоутворення катіонів металів з комплексонами.

Комплексони застосовують у лабораторіях для визначення мікроелементів в біологічних рідинах, при аналізі лікарської сировини, у санітарно-гігієнічному аналізі, наприклад, для визначення твердості питної води та промислових вод. Знання особливостей будови комплексних сполук та можливостей комплексонометричного методу необхідні для вивчення біохімії, фармакології, гігієни, дисциплін медичного профілю.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про комплексонометричний метод титриметричного аналізу та особливості його застосування, навчитися проводити комплексонометричне визначення загальної твердості води,

Студент повинен знати:

- суть методу комплексонометрії, особливості застосування трилону Б та  індикаторів;

- види твердості води та методи її усунення;

                              вміти:

- проводити титрування досліджуваної рідини розчином трилону Б;

- виконувати розрахунки в комлексонометричному аналізі;

                            оволодіти навичками:

- визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

 

 4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про комплексні сполуки.

2) Загальні уявлення про твердість води.

3) Теорія розчинів, види концентрації розчинів.

4) Суть та техніка виконання титриметричного аналізу.

5) Проведення розрахунків у титриметричному аналізі.

(Матеріал шкільної програми та попередніх  занять з хімії)

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ

                                                         Комплексні сполуки

                                                                                  

                                                            Комплексони            

                              

                                                                                   

Індикатори методу                           Комплексонометрія

комплексонометрії

                                                          Визначення загальної              Твердість води та                                                         

                                                              твердості води                      методи її  усунення

         

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ                     

                (самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Суть методу комплексонометрії.

1.1. Реакції, що лежать в основі методу.

1.2. Поняття про комплексони.

1.3. Індикатори методу комплексонометрії.

1.4. Застосування комплексонометричного аналізу.

2. Визначення загальної твердості води.

2.1. Загальна, тимчасова, постійна твердість води.

2.2. Методи усунення твердості води.

2.3. Визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

      7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

           (самостійна позааудиторна робота студентів)

1) При комплексонометричному визначенні загальної твердості води відбувається утворення двох комплексних сполук. Пояснити, яка сполука буде більш стійкою.

а) сполука іонів кальцію з трилоном Б;

б) сполука іонів кальцію з індикатором;

в) сполука іонів кальцію з буфером;

г) сполука індикатора з трилоном Б.

2) Пояснити, які речовини застосовуються для помякшення води.

а) сода, гідроксид натрію, ортофосфат натрію;

б) сода, гашене вапно, ортофосфат натрію;

в) гідроксид натрію, гашене вапно, розчин аміаку;

г) хлороводнева кислота, ортофосфорна кислота, сірчана кислота.

3) Вказати, у якому середовищі проводять комплексонометричне визначення твердості води 

а) у нейтральному;      б) у кислому;        в) у лужному. 

4) Визначити загальну твердість води (ммоль-екв./дм3), якщо на титрування 50 см3 водопровідної води витрачено 5,6 см3 розчину трилону Б з молярною концентрацією еквівалента 0,05 моль/дм3.

а) 5;                       б) 50;                        в)   0,5;                     г) 5,5.

                                               ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь а).

При комплексонометричному визначенні загальної твердості води послідовно утворюються дві комплексні сполуки. Спочатку катіони кальцію (магнію) утворюють комплекс з індикатором винно-червоного кольору. При титруванні трилоном Б катіони кальцію (магнію) переходять у більш стійкий комплекс з трилоном, який забарвлення не має. Індикатор, що ви

вільняється при цьому, завдяки лужному середовищу, яке створюється буферним розчином, забарвлює розчин у синій колір.

2) Правильна відповідь б).

Сода, гашене вапно, ортофосфат натрію з катіонами кальцію та магнію твердої води утворюють нерозчинні сполуки і тим самим зменшують твердість води:

 Ca2+ + CO32- = CaCO3 ↓; 3Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2

          (сода)                              (ортофосфат)

              усунення постійної твердості;

Са2+ + 2 НСО3- + Са2+ + 2 ОН- = 2СаСО3↓ + 2Н2О

                                  (вапно)

Mg2+ + 2 HCO3- + 2 Ca2+ + 4OH- = Mg(OH)2↓ + 2 CaCO3↓ + 2H2O   

                                ( в а п н о )   

            усунення   тимчасової   твердості;

Всі інші відповіді містять частково або повністю речовини, не здатні усунути твердість води.

3) Правильна відповідь в).

Правильна відповідь б).

Загальну твердість води (Тводи, ммоль-екв./дм3) обчислюють за формулою:

 V Тр.Б – середнє арифметичне значення обєму трилону Б, мл;

Vводи – обєм води, що титрувався, мл;

С(1/2 Тр. Б) – молярна концентрація еквівалента трилону Б, моль/дм3 .

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення загальної твердості води методом комплексонометрії.

Кожний студент одержує у викладача пробу води та визначає її твердість (індивідуальна робота).

Для цього відібрати піпеткою 25,0 (або 20,0) мл води, твердість якої визначається, перенести у колбу для титрування. Додати 10 мл аміачного буферного розчину з рН 10 та 20-30 мг (на кінці шпателя) сухої суміші індикатора хромогену чорного (еріохром чорний Т) з хлоридом натрію. Розчин у колбі набуває винно-червоного кольору. Бюретку заповнити робочим розчином грилону Б і титрувати до переходу забарвлення розчину в колбі у синє. Титрування повторити ще мінімум двічі. Для розрахунків взяти середнє арифметичне значення обєму трилону Б.

Загальну твердість води розрахувати за формулою:

 V Тр.Б – середнє арифметичне значення обєму трилону Б, мл;

Vводи – обєм води, що титрувався, мл;

С(1/2 Тр. Б) – молярна концентрація еквівалента трилону Б, моль/дм3 .

 

8.2. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записуючи у зошит результати експериментального визначення твердості води, обов'язково вказати номер проби води, виданої викладачем.

9. ЛІТЕРАТУРА

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 20-с. 359-363.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Селезнев К.А. Аналитическая химия. М., Химия, 1973. с. 222-228.

4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., Высшая школа, 1978, с. 151-157.

ЗАНЯТТЯ № 9.

         1. ТЕМА.  Кислотно-основна рівновага в організмі.

                            Водневий показник біологічних рідин.

        2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Внутрішні середовища організму - кров, лімфа, шлунковий сік, сеча, слина та ін. - є водними розчинами. рН цих розчинів впливає на життєдіяльність клітин, тканин, органів та організму в цілому, тому що, по-перше, іони водню здійснюють каталітичний вплив на біохімічні перетворення, по-друге, ферменти і гормони мають біологічну активність тільки в певному інтервалі значень рН, по-третє, величина концентрації іонів водню впливає на величину осмотичного тиску біологічних рідин. Стабільність величини рН забезпечується дією фізіологічних механізмів і буферними системами. Гідролізні реакції в організмі мають велике значення в обміні речовин, підтримуванні постійної реакції середовища біологічних рідин організму.

Постійність рН систем організму - необхідна умова його нормальної життєдіяльності, контроль цієї величини дає можливість виявити різні види патології і правильно поставити діагноз. Тому визначення рН біологічних рідин широко застосовується в клінічних і біохімічних дослідженнях, а також у фармацевтичній практиці. Адже фармакологічна дія лікарських препаратів залежить від рН вихідних розчинів і від рН біологічних рідин.

Потенціометричний метод визначення рН має ряд переваг порівняно з індикаторним: він точніший (дає змогу вимірювати рН з точністю 0,02-0,05), а також дає можливість вимірювати рН багатокомпонентних систем та забарвлених розчинів. З розвитком електродної техніки цей метод все ширше застосовується  у біології, медицині та фармації.

          Дуже важливими для організму є процеси гідролізу. Наприклад, при гідролізі АТФ виділяється енергія, а гідроліз солей впливає на величину рН середовища крові та тканинних рідин, перетравлювання їжі також пов’язане з гідролізом. На гідролітичних процесах ґрунтується дія деяких хіміотерапевтичних засобів. Завжди треба враховувати процеси гідролізу при визначенні терміну зберігання багатьох лікарських препаратів. Знання теорії гідролітичних процесів необхідне для подальшого вивчення біохімії, фізіології, фармакології.

3. МЕTA. Сформувати уявлення про роль водневого показника, гідролітичних процесів в організмі людини. Опанувати методику потенціометричного визначення рН.

Вивчити основні теоретичні положення гідролізу солей. Сформувати уявлення про значення гідролітичних процесів в обміні речовин в організмі та у дії лікарських засобів.

Студент повинен знати:

- суть поняття "водневий показник" та його значення для функціонування живого організму;

- величини рН основних біологічних рідин організму;

- причину порушення кислотно-основного балансу в організмі;

- основи теорії гідролізу солей;

- визначення понять "ступінь гідролізу", "константа гідролізу";

- як впливає гідроліз солей на величину рН;

- значення гідролізу для процесів метаболізму;

- основні принципи іонометрії, види електродів визначення та порівняння;

                            вміти:

- проводити розрахунки значень рН та концентрацій іонів Гідрогену (гідроксонію).

- писати рівняння гідролізу солей у молекулярній та іонній формах;

- оцінювати вид середовища у розчинах солей, що піддаються гідролізу.

              овлодіти навичками:

- визначення рН розчинів і біологічних рідин потенціометричним методом за допомогою скляного електрода.

                                                  

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про кисле, нейтральне і лужне середовище. Шкала рН.

2) Поняття про гідроліз солей.

   (матеріал шкільної програми з хімії).

 5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

  Дисоціація води,                                                  Гідроліз солей                           

іонний добуток води                                     

       Ступінь і константа гідролізу   Роль гідролітичних процесів    

Водневий показник                               .                                                    в обміні речовин  

                                                      Зміна рН середовища

          Шкала рН.                            при гідролізі                      

  Реакція середовища                                                                                    

                                                                        

                                                                             

 Значення рН рідин .        Визначення рН за допомогою скляного електрода.

організму людини            Електроди визначення та електроди порівняння

     6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

        (самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Дисоціація води.

1.1. Константа дисоціації води.

1.2. Іонний добуток води.

2. Водневий показник.

2.1. Шкала рН.

2.2. Значення рН рідин організму людини.

2.3. Зниження рН.

3. Гідроліз солей.

3.1 Поняття про гідролітичні процеси. Види солей, що гідролізуються.

3.2. Ступінь гідролізу, його залежність від концентрації і температури.

3.3. Константа гідролізу.

3.4. Вплив гідролізу на реакцію середовища.

3.5. Роль гідролітичних процесів у обміні речовин.

4. Потенціометричне визначення рН.

4.1. Електроди визначення.

4.2. Електроди порівняння.

4.3. Принцип дії скляного електрода.

4.4. Гальванічне коло для визначення рН зі скляним електродом.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

                             (самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Вказати, як повязані між собою значення рН і рОН в розчині.

а) рН = рОН                        в) рН ∙ рОН = 7

б) рН + рОН = 14               г) рН/рОН =  1

2) Пояснити, як може впливати зміна рН біологічної рідини на фізіологічні процеси.

а) залежить від виду біологічної рідини;

б) при збільшенні рН швидкість процесів зростає;

в) при збільшенні рН швидкість процесів зменшується, а при зниженні рН швидкість зростає;

г) зміна рН може змінити швидкість процесу, або зовсім його припинити.

3) Пояснити, чому знижується рН в зоні запалення.

а) в зоні запалення утворюються продукти неповного окиснення - органічні кислоти;

б) в зоні запалення різко сповільнюється відток продуктів метаболізму;

в) в зоні запалення пригнічується окиснення і зростає

відновлення;

г) в зоні запалення рН не змінюється, бо його значення не залежить від напряму процесів метаболізму.

4) Вибрати групу солей, що піддаються гідролізу при розчиненні у воді.

а) хлорид натрію, сульфат амонію;

б) ціанід калію, карбонат натрію;

в) нітрат калію, ацетат кальцію;

г) ацетат амонію, сульфат натрію.

5) Вибрати правильне іонне рівняння (коротка іонна форма) реакції гідролізу карбонату натрію.

а) Na+ + Н2О  ==  NаОН + Н+         в) Nа+ + ОН-  ==  NаОН

б) СОз2- + 2H+   ==    Н2COз              г) СО32- + H2O == HCO3- + OH-

6) Вказати вид середовища, що створюється при розчиненні сульфату цинку у воді.

а) кисле ;    б) лужне;     в) нейтральне;  г) в залежності від концентрації солі.

7) Пояснити залежність ступеня гідролізу від температури і концентрації солі.

а) ступінь гідролізу не залежить від температури і концентрації;

б) ступінь гідролізу збільшується при збільшенні концентрації і температури;

в) ступінь гідролізу зменшується при збільшенні концентрації  і температури;

г) ступінь гідролізу зменшується при збільшенні концентрації і збільшується зі зростанням температури.

8) Пояснити, як буде змінюватися константа гідролізу трьох солей, що утворені однією сильною основою і різними по силі кислотами.

а) константа гідролізу буде збільшуватися із збільшенням сили кислоти;

б) константа гідролізу буде зменшуватися із збільшенням сили кислоти;

в) константа гідролізу не буде залежати від сили кислот;

г) константа гідролізу буде обумовлена величиною константи дисоціації основи.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Оскільки рН = -lg[H+], а рОН = -lg[OH-], при логарифмуванні рівняння іонного добутку води маємо:

+] ∙ [ОН-] = 10-14 ,               або: -lg+] + (-lg[OН-] ) = 14

                                                             рН + рОН = 14

lg[H+] + lg[OH-] = lg10-14,

lg[H+] + lg[OH-] = -14,

2) Правильна відповідь г).

Вплив рН середовища на фізіологічні процеси настільки великий, що вже незначна зміна рН може помітно змінити  швидкість процесу, навіть зовсім його припинити. Це пов’язано з тим, що ферменти є речовинами білкової природи, структура і активність яких у значній мірі залежить від рН. Зміна структури фермента пригнічує  його каталітичну активність або призводить до її зникнення. Наприклад, фермент амілаза, що міститься в слині і прискорює розщеплення крохмалю, найбільш активний при рН 6,7. Активність ферменту шлункового соку - пепсину, проявляється при рН 1,5-2,5. Зміна рН викликає інактивацію пепсину і амілази.

3) Правильна відповідь а).

Процес повного окиснення у звичайних умовах йде з утворенням вуглекислого газу і води. У зоні запалення при ураженні тканин спостерігається посилення анаеробного (безкисневого) окиснення з утворенням органічних кислот (молочна кислота та ін.), які знижують рН середовища у зоні запалення.

4) Правильна відповідь б).

Тільки солі, що утворені сильною кислотою і сильною основою, не піддаються гідролізу. Таких солей немає тільки у відповіді б). У всіх інших вони є (хлорид натрію (а), нітрат калію (в), сульфат натрію (г)).

5) Правильна відповідь г).

Карбонат натрію - сіль, що утворена сильною основою і слабкою кислотою. Гідроліз іде по аніону:

Na2CO3 + Н2О == NaHCO3 + NаОН

СОз2- + Н2О == НСОз-  + ОН-

6) Правильна відповідь а).

Сульфат цинку – сіль, що утворена сильною кислотою і слабкою основою.

Гідроліз іде по катіону: Zn2+ + H2O == (ZnОН)+ + Н+.

Утворення при гідролізі катіонів Гідрогену (Н+) зменшує рН розчину

сульфату цинку, середовище стає кислим.

7) Правильна відповідь г).

8) Правильна відповідь б).

Чим менша константа дисоціації кислоти (чим менша сила кислоти), тим в більшій мірі відбувається гідроліз солі, утвореної такою кислотою. Отже, константа гідролізу солі зменшується із збільшенням сили кислоти або із збільшенням константи її дисоціації, тому що гідроліз цих солей іде по аніону:

Аn- + Н2О == НАn + ОH-, а константа гідролізу може бути обчислена за формулою:

  – іонний добуток води;

                          КНАn – константа дисоціації кислоти;

                          Кгідр. – костанта гідролізу.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ

8.1. Підготовка приладу до роботи.

Визначення рН потенціометричним методом проводиться на іономірі ЭВ-74. На початку роботи необхідно ознайомитися з паспортом та інструкцією до приладу. Порядок підготовки іономіра до роботи:

- натиснути кнопки “t” і “-1-І9" та ввімкнути прилад (попередньо підключивши його до мережі); прогріти протягом 30 хв.;

- зібрати гальванічне коло з робочого (вимірювального) і допоміжного (порівняльного) електродів.

Вимірювальним є скляний електрод ЭСЛ - 43 - 07 з водневою функцією. Допоміжним є хлорсрібний електрод із сталим значенням потенціалу (0,201 ± : 0,003 В). Електроди закріпити в утримувачі над спеціальним столиком для розчину і підключити у відповідні гнізда на задній панелі приладу.

Іономір настроєний по контрольних буферних розчинах за методикою, що дається в інструкції до приладу.

8.2. Визначення рН біологічних рідин.

Визначення рН біологічної рідини проводиться у такій послідовності:

- у хімічний стаканчик з біологічною рідиною занурити електроди - утворити гальванічне коло;

- натиснути кнопки "аніони/катіони", "рХ" і загального діапазону     

"-І-І9". Кнопку "Х/Х" залишити не натиснутою, що відповідає вимірюванню концентрації одновалентних іонів;

- визначити приблизне значення рН за шкалою загального діапазону;

- натиснути кнопку одного з піддіапазонів, що містить приблизне значення рН, і визначити точне значення рН за шкалою, що відповідає цьому діапазону.

8.3. Обробка результатів та оформлення протоколу лабораторної роботи.

       1) Точне значення рН біологічної рідини занести у таблицю:

№ вимі-рюван-ня

Вид біологіч-ної рідини

рН

аН+,

моль/л

 Кв

аОН-,

моль/л

рОН

вид середовища

1

2

3

2) За точними значеннями рН для кожної біологічної рідини обчислити активність катіонів Гідрогену aН+ :

рН = - lg aH+ ,    або      lg aH+ = -рН

3) Оскільки для кожного розчину на водній основі (відповідно і для біологічної рідини) значення іонного добутку води Кв є сталим, знаходимо активність гідроксид-іонів за формулою (за стандартної температури):

4) Розрахувати значення рОН за формулою:

5) Результати всіх розрахунків занести у таблицю.

6) За величиною рН зробити висновок про вид середовища у відповідній біологічній рідині.

9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.138-143, 151-161.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. Киев, Вища школа. 1986, с. 105-126.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 66-69.

ЗАНЯТТЯ № 10.

     1. ТЕМА. Буферні системи, класифікація та механізм дії.

     2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Одним з найважливіших аспектів гомеостазу організму людини є підтримування постійного значення рН, що здійснюється буферними системами та фізіологічними механізмами. Буферні системи регулюють концентрацію іонів водню та гідроксид-іонів, а також перебіг реакцій, що залежать від величини рН. Знання про буферні системи необхідні при вивченні біохімії, фізіології, фармакології та клінічних дисциплін.

   3. МЕТА. Сформувати уявлення про буферні системи та механізм їх дії. Визначити вплив кислот,  основ та розведення на рН буферних розчинів.

Студент повинен знати:

- визначення поняття "буферна система";

- класифікацію буферних систем за складом;

- механізм буферної дії;

- склад типових буферних систем;

- фактори, що впливають на величину рН буферної системи;

                            вміти:

- складати рівняння реакцій, що характеризують буферну дію;

- проводити розрахунки за рівнянням Гендерсона-Гассельбаха;

                          оволодіти навичками:

- визначення впливу кислот, основ та розведення на рН буферних розчинів.

    

      4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДН ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про сильні і слабкі електроліти.

2) Поняття про водневий показник і шкалу рН.

3) Методи визначення рН розчинів.

(Матеріал шкільної програми та попередніх занять з хімії).

         5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

    Буферні  розчини

   Класифікація                                    Механізм дії                                рН буферних

буферних систем                             буферних систем                                  систем

 Склад типових                                                                                Визначення впливу кислот,

 буферних систем                                                                            основ, розведення на рН

        6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ                     (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Поняття про буферні розчини.

1.1. Класифікація буферних розчинів за складом.

1.2. Механізм дії буферних систем.

2. рН буферних розчинів.

2.1. Рівняння Гендерсона-Гассельбаха.

2.2. Вплив різних факторів на значення рН буферного розчину.

   

         7. ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

            (самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Назвати кількість основних типів буферних систем (за складом);

    а) один;        б) два;          в) три;         г) чотири

2) Вибрати правильну формулу для розрахунку рН буферної системи HCN - NaCN

а)              б)

в)             г)

3) Розрахувати рН буферного розчину, що був приготований з 0,040 л розчину  аміаку з концентрацією 0,15 моль/л та 0,020 л розчину хлориду амонію з концентрацією 0,25 моль/л.  

а) 4,67;           б) 6,42;         в) 9,33;        г) 10,12.

4) Пояснити, чому при додаванні невеликої кількості сильної кислоти до гідрогенкарбонатної буферної системи її рН практично не змінюється.

а) підвищується ступінь дисоціації гідрогенкарбонату натрію;

б) рівновага зміщується в бік утворення катіонів водню:

CO2 + H2O  ==    H+ + НСОз-

в) під впливом сильних кислот розкладається вугільна кислота;

г) сильна кислота замінюється еквівалентною кількістю слабкої вугільної кислоти.

5) Вказати, від яких факторів залежить рН буферної системи.

а) від природи слабкого електроліту (кислоти чи основи);

б) від співвідношення концентрацій компонентів буферної системи;

в) від концентрації слабкого електроліту (кислоти чи основи);

г) від концентрації солі.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Буферні системи за складом бувають двох основних типів:

- слабка кислота - сіль слабкої кислоти та лугу;

- слабка основа - сіль слабкої основи та сильної кислоти.

2) Правильна відповідь а).

Рівняння Гендерсона-Гассельбаха для цієї системи буде мати такий вигляд:

 

3) Правильна відповідь в).

Приготований розчин належить до буферних розчинів основного типу. Для розрахунку значення його рН використовуємо рівняння;

рН буферного розчину дорівнює 9,33.

4) Правильна відповідь г).

При додаванні сильної кислоти до гідрогенкарбонатного буферного розчину має місце її взаємодія з гідрокарбонатом натрію:

Н+ + НСО3- = H2O + CO2

При цьому сильна кислота заміщується еквівалентною кількістю слабкої вугільної кислоти, і її вплив на значення рН буде майже непомітним.

5) Правильні відповіді а) і б).

рН буферної системи залежить від природи слабкого електроліту (рК) і співвідношення компонентів  ().

      8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення впливу розведення на рН буферних розчинів.

У першу пробірку налити 6 мл буферного розчину, в другу - 2 мл цього ж розчину та 4 мл дистильованої води. У кожну пробірку додати по 2 краплі індикатора метилового червоного. Зміст пробірок перемішати і порівняти забарвлення.

8.2. Визначення впливу кислоти та лугу на рН буферного розчину.

У три пробірки налити по 4 мл буферного розчину з відомим значенням рН. Потім додати в одну пробірку 2 краплі розчину НСІ

(С = 0,1 моль/л), у другу - 2 краплі розчину NaOH (С = 0,1 моль/л), у третю - 2 краплі дистильованої води і в кожну - по 2 краплі індикатора метилового червоного. Розчини перемішати і порівняти забарвлення.

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

За результатами спостережень зробити висновок про вплив кислот, лугів та розведення на рН буферних розчинів.

    9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 161-169.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г, Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. Киев, Вища школа, 1986, с, 77-82.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М. Высшая школа. с. 90-96.

ЗАНЯТТЯ № 11

         1. ТЕМА. Визначення буферної ємності. Роль буферів у біосистемах.

         2.ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Рідини живого організму – кров, сеча, внутрішньо-клітинна рідина, лімфа та інші, містять буферні системи для підтримування постійного значення рН. При багатьох захворюваннях спостерігається зміщення рН або у кислу область (ацидоз), або в лужну (алкалоз). Відомо, що тривале зміщення рН крові на 0,3-0,4 одиниці рН може призвести до смерті хворого. Тому буферна ємність є дуже важливою характеристикою буферної системи або сукупності систем, бо характеризує здатність до нейтралізації речовин, що можуть змінити величину рН. Для точного визначення буферної ємності застосовується потенціометричний метод, який дає змогу чітко зафіксувати зміну рН.

      3. МЕТА. Сформувати уявлення про основні буферні системи організму людини, кислотно-лужну рівновагу в організмі та її порушення, буферну ємність буферних систем. Оволодіти методикою потенціометричного визначення буферної ємності.

Студент повинен знати:

- основні буферні системи організму людини, їх склад, особливості

та значення;

- що таке буферна ємність буферних систем, її залежність від різних факторів;

- значення кислотно-лужної рівноваги в організмі людини та

наслідки її зміщення, ацидоз і алкалоз;

- основні закономірності потенціометричного титрування та потенціометричного визначення буферної ємності;

                             вміти:

- підбирати електроди та складати гальванічне коло для визначення буферної ємності;

- проводити розрахунки за формулами буферної ємності по кислоті та по лугу;                 

                     оволодіти навичками:

- потенціометричного визначення буферної ємності сироватки крові за допомогою скляного та хлорсрібного електродів.

        4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ,   

                          НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЕННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про електроди, гальванічні кола, механізм виникнення потенціалів.

2) Поняття про буферні розчини, механізм буферної дії.                                                                      Рівняння для визначення рН буферної системи.

3) Навички потенціометричного визначення рН

   (матеріал попередніх занять).

       5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                             Буферні розчини в організмі людини

   Буферна ємність                         Основні види буферних           Порушення кислотно-      

  буферних систем                               систем крові                             лужної   рівноваги                                   

Потенціометричне визначення                                                           Алкалоз. Ацидоз

       буферної ємності                                                                            .

 

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ                                                               (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Буферні системи в організмі людини.

1.1. Гідрогенкарбонатна буферна система.

1.2. Фосфатна буферна система.

1.3. Гемоглобін-оксигемоглобінова

буферна система.

1.4. Білкова (амінокислотна) буферна система.

2. Поняття про буферну ємність буферних систем.

2.1. Залежність буферної ємності від концентрації і співвідношення компонентів

2.2. Формула для розрахунку буферної ємності.

2.3. Потенціометричне визначення буферної ємності сироватки крові.

3. Поняття про кислотно-лужну рівновагу в організмі.

3.1. Основні фактори кислотно-лужної рівноваги  крові (величина рН, концентрація СО2 і гідрогенкарбонат-іонів)

3.2. Поняття про лужний резерв крові.

3.3. Зміщення кислотно-лужної рівноваги: ацидоз і алкалоз (метаболічний і респіраторний).

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

         (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати групу буферних систем, до якої входять тільки буферні системи організму людини.

а) ацетатна, гідрогенкарбонатна, фосфатна;

б) білкова, фосфатна, амінокислотна;

в) аміачна, ацетатна, фосфатна;

г) гідрогенкарбонатна, фосфатна, аміачна.

2) Пояснити, на чому ґрунтується механізм буферної дії фосфатної буферної системи.

а) на тому, що фосфорна кислота є електролітом середньої сили;

б) на тому, що солі, які утворюють фосфатну буферну систему, повністю дисоціюють на іони;

в) на тому, що дигідрогенфосфат-іон дисоціює, як слабка кислота;

г) на тому, що солі, які утворюють фосфатну буферну систему, гідролізуються, регулюючи тим самим величину pH.

3) Вказати, від яких факторів залежить величина буферної ємності.

а) концентрація, pH, природа буферної системи;

б) концентрація, співвідношення компонентів;

в) pH, температура;

г) температура, співвідношення компонентів, природа буферної системи.                                                                                                                                         

4) Пояснити, при якому співвідношенні  солі і кислоти величина буферної ємності буде максимальною і по кислоті і по лугу.

а) 50:50;       б) 30:70;        в) 80:20;         г) 20:80.

5)  Пояснити,  як називаеться порушення  кислотно-лужної рівноваги,що виникає при тривалому уповільненому видиханні вуглекислого газу.

а) респіраторний ацидоз ;                                  в) метаболічний ацидоз;

б) респіраторний алкалоз;                                 г) метаболічний алкалоз.

6) Вибрати пару електродів, з яких можна скласти гальванічне коло для потенціометричного визначення буферної ємності.

а) хлорсрібний і платиновий;                           в) скляний і платиновий;

б) водневий і хінгідронний ;                            г) скляний і хлорсрібний.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Серед наведенних буферних систем лише ацетатна та аміачна не є буферними системами організму людини. Вони не входять тільки у відповідь б).

2) Правильна відповідь в).

Фосфатна буферна система складається з двох кислих солей дигідрогенфосфату і гідрогенфосфату, що зв язані між собою рівновагою:

H2PO4-   H++ HPO42-

Отже, дигідрогенфосфат-іон  H2PO4-  є слабкою кислотою,а гідрогенфосфат-іон HPO42- є аніоном цієї кислоти. Таким чином,система з цих двох солей за механізмом дії відповідає системі: слабка кислота, сіль слабкої кислоти і сильної основи.

3) Правильна відповідь б).

Буферна ємність , як характеристика здатності системи зберігати сталу величину  pH при додаванні кислот і лугів, залежить від

концентрації компонентів у буферній системі і від їх співвідношення. Чим більша концентрація компонентів, тим більше кислот і лугів може нейтралізувати буферна система без відчутної зміни рН.

4) Правильна відповідь а).

При співвідношенні компонентів буферної системи 1 : 1 буферна ємність по кислоті і по лугу буде максимальною порівняно з іншими варіантами. Саме при такому співвідношенні вплив кислоти й лугу на зміну величини рН буферної системи буде мінімальним, Наприклад, при порівнянні трьох можливих типів співвідношень сіль:кислота (у ммоль):

а) 50 : 50        б) 30 : 70        в) 80 : 20   

будемо мати такі результати:

- додавання 10 ммоль НСІ змінить співвідношення так:

а) 40 : 60        6) 20 : 80        в) 70 : 30

і відносна зміна співвідношення буде такою:

а) 0,67            б) 0,58            в) 0,58

- додавання 10 ммоль NаОН змінить співвідношення так:

а) 60 : 40        б) 40 : 60        в) 90 : 10

і відносна зміна співвідношення буде такою:

а) 1,50           б) 1,56            в) 2,25

Таким чином, можна зробити висновок, що відхилення співвідношення від 1 : 1  (50 : 50) призводить до більш значної зміни співвідношення компонентів, що більшою мірою впливатиме на зміну рН буферної системи.

5) Правильна відповідь а).

При тривалому уповільненому видиханні СО2 кров буде поступово збагачуватися на вуглекислоту, що призведе до часткового збільшення кислотності і зменшення рН. Це явище зветься ацидоз. А оскільки це порушення пов’язане з диханням, такий ацидоз називається респіраторним.

6) Правильна відповідь г).

Гальванічне коло повинно складатися з електрода визначення, потенціал якого буде залежати від рН, і електрода порівняння, потенціал якого постійний. Цьому правилу відповідає пара електродів: скляний і хлорсрібний. Скляний електрод - це електрод визначення, а хлорсрібний електрод - це електрод порівняння.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Потенціометричне визначення буферної ємності сироватки крові проводиться на приладі "Іономір ЭВ-74", що заздалегідь настроєний по стандартних буферних розчинах.

8.1. Підготовка приладу до роботи:

- натиснути кнопки "t" і "-1/19". Прогріти прилад протягом 30 хв

- зібрати гальванічне коло з електрода визначення і електрода порівняння. Електродом визначення є скляний електрод з Н+ функцією, електродом порівняння (допоміжним) – хлорсрібний електрод (ЭВЛ-ІМ) із сталим значенням потенціалу 0,201 В. Електроди підключити у відповідні гнізда на задній панелі приладу;

- встановити електроди у спеціальний утримувач над магнітною мішалкою. Титрування проводити у стаканчику місткістю 50 см3, де знаходиться магнітна вертушка для перемішування;

- натиснути кнопки "аніони/катіони", "рХ" та кнопку діапазону рН  "4/9".

8.2. Визначення буферної ємності по кислоті (Вк).

Піпеткою відібрати 20,0 мл сироватки крові, перенести у стаканчик з магнітною вертушкою. Бюретку заповнити титрованим розчином соляної кислоти. Визначити первинне значення рН - рНо. При перемішуванні додати розчин кислоти до зміни рН приблизно на одиницю. Визначити на приладі точне значення рН, що встановилося, а по бюретці - точний обєм кислоти, що був витрачений.

Буферну ємність розрахувати за формулою:

 

С(НСl) , V(HCl) – молярна концентрація еквівалента (моль/дм3) і об'єм (мл) розчину соляної кислоти;

V(сиров )      - обєм сироватки крові (мл);

|рН1 – рН0|   - різниця значень рН по абсолютній величині.

8.3. Визначення буферної ємності по лугу (Вл).

Відібрати піпеткою 20,0 мл сироватки крові. Бюретку заповнити титрованим розчином гідроксиду натрію. Титрування проводити аналогічно попередньому. Визначити нове значення рН сироватки крові та витрачений обєм розчину гідроксиду натрію. Виконати розрахунок за формулою:

 

С(NaOH) , V(NaOH) – молярна концентрація еквівалента (моль/дм3) і об’єм (мл) розчину гідроксиду натрію;

V(сиров ) – обєм сироватки крові, мл;

|pH1 – рН0|      - різниця значень рН по абсолютній величині.

8.4. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Зробити  розрахунки буферної ємності по кислоті та лугу, порівняти одержані значення і записати висновки.

9. ЛІТЕРАТУРА.

1. 1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 170-176.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

Биофизическая химия. К, Вища школа, с.80-90, 123-126.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975. с. 96-100.

ЗАНЯТТЯ № 12

      1. ТЕМА: Колігативні властивості розчинів.

    

      2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Колігативні властивості розчинів (дифузія, осмос та ін.) обумовлюють найважливіші аспекти життєдіяльності організму. Осмотичний тиск обумовлює розподіл води і поживних речовин між різними органами і тканинами організму. Механізм осмосу залежить від природи мембран. За рахунок вибіркової проникності мембран відбувається перенесення поживних речовин і виведення продуктів метаболізму. Вивчення осмотичних явищ показало, що в середині клітини осмотичний тиск більший, ніж у позаклітинній рідині. Методи осмометрії, кріометріі та ебуліометріі використовуються для дослідження біологічних рідин, визначення їх осмоляльності, середньої молекулярної маси білка та молекулярних мас інших фізіологічно активних сполук.

          3. МЕТА. Сформувати уявлення про колігативні властивості розчинів та їх значення для життєдіяльності організму. Виконати осмометричні дослідження, підібрати гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини для еритроцитів крові.

Студент повинен знати:

- суть колігативних властивостей розчинів: дифузії, осмосу, зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином, зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів;

- закони Фіка, Оствальда, Рауля;

- суть термінів: ізотонічний, гіпертонічний, гіпотонічний розчин;

- суть процесів гемолізу та плазмолізу;

- можливості застосування методів осмометрії, кріоскопії та ебуліоскопії.

                            вміти:

- робити обчислення за рівняннями Оствальда, Рауля, формулами методів кріоскопії та ебуліоскопії;

- проводити порівняльний аналіз розчинів для визначення їх дії як ізотонічних, гіпертонічних, або гіпотонічних.

                          оволодіти навичками:

- проведення найпростіших осмометричних досліджень біологічних рідин;

- визначення процесів гемолізу і плазмолізу.

       4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ      ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про розчини електролітів та неелектролітів.

2) Теорія розчинів.

3) Концентрація розчинів.

4) Теорія електролітичної дисоціації, поняття про сильні та слабкі електроліти, ступінь та константу дисоціаці.

   (Матеріал шкільної програми з хімії та попередніх занять).

      5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ

                  Колігативні                                                                 Значення колігативних

             властивості розчинів                                                      властивостей розчинів                                  

         (неелектролітів та електролітів)                                       для життєдіяльності      

                                                                                                             організму

         Дифузія                       Осмос

      (закон Фіка)           (закон Вант-Гоффа)                          Зниження тиску насиченої  

                                                                                                   пари розчинника над

                                                                                                   розчином  (закон Рауля)

                                         осмометрія;                                  кріоскопія, ебуліоскопія

                                 ізотонічні, гіпертонічні,

                                 гіпотонічні розчини,

                                 плазмоліз, гемоліз

                                                                                               визначення осмоляльності                                                                                                                  

                                                                                                    біологічних рідин

                  Спостереження явища осмосу в осмометрі,

                  та явищ гемолізу і плазмолізу.

     6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ                                                                                                             (самостійна позааудиторна робота студентів)

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Колігативні властивості розведених розчинів неелектролітів.

1.1. Дифузія, закон Фіка, рівняння Ейнштейна.

1.2. Осмос, осмотичний тиск, закон Вант-Гоффа.

1.3. Явище осмосу у природі, біологічне значення осмосу, осмометрія, поняття про зворотний осмос.

1.4. Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином. Закон Рауля

1.5. Наслідки закону Рауля. Кріо- та ебуліоскопія.

2. Особливості колігативних власти-востей розчинів електролітів та біологічних рідин

2.1. Поняття про ізотонічний коефіцієнт.

2.2. Гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини. Плазмоліз та гемоліз.

2.3. Онкотичний тиск.

2.4. Внесок електролітів, неелектролітів, біополімерів у загальне значення осмотичного тиску біологічних рідин.

      

     7. ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

          (самостійна позааудиторна робота студентів)

1) Що обумовлює величину осмотичного тиску плазми крові?

2) У чому суть поняття "ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа"?

3) У чому полягає відмінність дії морської води від річкової на очі  людини, яка пірнає?

4) В якому випадку перший розчин є гіпертонічним по відношенню до другого?

а) розчин сахарози (5 моль/л) і розчин сечовини (5 моль/л);

б) розчин глюкози (1 моль/л) і розчин сахарози (0,1 моль/л);          

в) розчин сахарози (0,1 моль/л) і розчин нітрату калію (0,08 моль/л);

г) розчин нітрату калію (0,1 моль/л) і розчин хлориду кальцію

  (0,8 моль/л).

5) Над яким розчином тиск насиченї водяної пари буде максимальним, що призведе до мінімальної температури кипіння цього розчину?

а) розчин хлориду кальцію (0,4 моль/л);

б) розчин хлориду калію (1,0 моль/л);

в) розчин сечовини (0,4 моль/л);

г) розчин сахарози (1,0 моль/л).

6) При розчиненні 13 г камфори в 400 г диетилового ефіру температура кипіння підвищилась на 0,453°. Визначити молярну масу камфори.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Величина осмотичного тиску плазми крові обумовлена вмістом електролітів, концентрацією низькомолекулярних неелектролітів і біополімерів. Вирішальну роль відіграють катіони та аніони електролітів. Осмотичний тиск крові людини при 37°С досягає величини 0,74-0,78 МПа. Внесок колоїдних частинок та біополімерів (онкотичний тиск) значно менший - до 0,004 МПа (до 5%). Постійність осмотичного тиску в крові людини регулюється шляхом виділення парів води при диханні, роботою нирок, виділенням поту та ін.

2) Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа дозволяє врахувати вплив на колігативні властивості розчинів збільшення кількості частинок у розчинах електролітів, що відбувається внаслідок їх дисоціації. При повній дисоціації (ступінь дисоціації α = 1,0) з одного моль електроліту утворюється n моль  іонів, що поводяться як самостійні частинки в розчині (для розведених розчинів). Ізотонічний коефіцієнт визначається за формулою: i = 1+α(n-1)

3) Загальна концентрація розчинених речовин (перш за все солей)

в очній тканині  є вищою, ніж їх концентрація в прісній воді і нижчою, ніж у морській воді. При контакті з прісною водою очна тканина внаслідок осмосу "розбухає" (відчуття різі в очах), а при контакті з морською водою дещо "всихає" (почервоніння очного яблука).

4) У випадку б). Одномолярний розчин глюкози є гіпертонічним до децимолярного розчину сахарози, тому що він містить більшу кількість молекул і його осмотичний тиск буде більшим. У випадках в) і г) треба врахувати певну дисоціацію розчинених солей, які є сильними електролітами. У цих випадках певні розчини будуть гіпотонічними по відношенню до других.

5) Над розчином в). Над розчином з концентрацією 0,4 моль/л сечовини тиск насиченої водяної пари буде максимальним, тому що кількість розчинених частинок у ньому буде мінімальною.

6) Згідно з наслідком із закону Рауля:    Δtк= E × Cm,

підвищення температури кипіння розчину (Δtк) пропорційне моляльній (Сm) концентрації розчиненої речовини. Змінимо рівняння відносно моляльної концентрації і перетворимо його у форму, необхідну для розрахунку молярної маси розчиненої речовини:  

де: М - молярна маса камфори, г/моль;

     Е - ебуліоскопічна константа розчинника, кг×град/моль;

     а - маса розчиненої речовини, кг;

     В - маса розчинника, кг.

Для діетилового ефіру:  Е = 2,12 кг×град/моль

Проводимо розрахунки;

Δtк = 0,4530    a = 13×10-3 кг    В = 0,4 кг

ЗАДАЧІ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО РОЗВЯЗУВАННЯ

(самостійна позааудиторна робота студентів)

Задача № 1

Розчин, що містить у 500 мл води 18 г розчиненої речовини, має осмотичний тиск при 0°С  0,0456 MПа. Розрахувати молярну масу розчиненої речовини.

Задача № 2.

Визначити температуру замерзання розчину, що має 1 моль сечовини на кожний кілограм води.

Задача № 3.

Температура замерзання розчину, що містить 1,7 г хлориду цинку

в 0,25 л води, дорівнює -0,23°С.

Визначити ізотонічний коефіцієнт такого розчину.

Задача № 4.

Осмотичний тиск плазми крові людини при 37°С складав 0,77 МПа. Яку масу сахарози треба взяти для приготування 0,5 л розчину, ізотонічного крові?

              8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1.  Визначення осмотичного тиску.

Зібрати прилад для спостерігання явища осмосу - найпростіший осмометр (мал.1). Він складається із посудини з дистильованою водою (1) і зануреної у неї склянки (2). Дном склянки (2) є напівпроникна мембрана - целофанова плівка (3). У верхній отвір склянки (2) вставляється пробка з капіляром (4). Склянку (2) з капіляром (4) заповнити розчином сахарози з концентрацією 1,5 моль/л, забарвленим для кращого спостерігання у червоний колір. Заповнену склянку (2) занурити у посудину (1) таким чином, щоб рівні розчину в капілярі і води в посудині були однаковими.

Внаслідок осмосу рівень розчину у капілярі почне підніматися і зупиниться при встановленні динамічної рівноваги (коли швидкість переходу води з посудини (1) у склянку (2) і навпаки стануть рівними). Стовп рідини у капілярі створить додатковий гідростатичний тиск. Після цього виміряти висоту стовпа рідини у капілярі ( h ) відносно рівня дистильованої води у посудині.

Розрахувати величину осмотичного тиску, враховуючи, що вона дорівнює гідростатичному тиску стовпа рідини:

          Pосм. = Pгідр.              Pгідр= ρ × g × h,  де: 

ρ - густина розчину сахарози, кг/м3;                                    

g - прискорення вільного падіння, м/с2;

h- висота стовпа рідини в капілярі, м.

          Дані досліду занести в таблицю:

Концентрація розчину, С, моль/м3

    ρ, кг/м3

   g, м/c2

     h, м

Pосм , Па

           1,5 × 103

 1,14 × 103

      9,8

8.2. Спостерігання явищ гемолізу та плазмолізу еритроцитів.

    У три пробірки внести послідовно по 2,0 мл розчину з масовою часткою хлориду натрію 0,9 та 10 % і 2 мл дистильованої води. У кожну пробірку додати по 2 краплі крові, перемішати скляною паличкою. Помістити на предметне скло по краплі розчину з кожної пробірки, накрити покривним склом. Під мікроскопом спостерігати зміну або збереження форми еритроцитів.

               

Визначити, яка схема відповідає гемолізу, а яка - плазмолізу еритроцитів  та замалювати їх. Визначити, який розчин був гіпо-, гіпep- та ізотонічним крові.

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

       Замалювати у зошиті будову осмометра. Розрахувати величину осмотичного тиску та заповнити таблицю.

Замалювати схеми гемолізу та плазмолізу еритроцитів. Зробити висновок, який розчин був гіпо-, гіпep- та ізотонічним крові.

     9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.

111-126.

2. Медицинская химия: учеб./ В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г. Биофизическая химия. Киев.

Вища школа, 1986, с. 49-59.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую

химию. М., Высшая школа. 1989, с. 112-125.

ЗАНЯТТЯ № 13

Підсумковий контроль засвоєння модулю 1

             “Кислотно-основні рівноваги та комплексоутворення в біологічних рідинах”.

Перелік питань до підсумкового контролю модулю 1.

Хімія біогенних елементів. Комплексоутворення в біологічних рідинах.

1. Електронна структура біогенних елементів. Типові хімічні властивості елементів та їх сполук (реакції без зміни ступеня окиснення, зі зміною ступеня окиснення, комплексоутворення). Зв’язок між місцезнаходженням s-, p-, d-елементів в періодичній системі та їх вмістом в організмі.

2. Розчини комплексних сполук. Сучасні уявлення про будову комплексних сполук. Класифікація комплексних сполук (за природою лігандів та зарядом внутрішньої сфери).

3. Константи нестійкості та стійкості комплексних іонів. Основи комплексонометрії.

4. Внутрішньокомплексні сполуки. Поліядерні комплекси. Комплексні сполуки в біологічних системах. Уявлення про будову гемоглобіну.

Кислотно-основні рівноваги в біологічних рідинах.

1. Розчини в життєдіяльності. Ентальпійний та ентропійний фактори розчинення та їх зв’язок з механізмом розчинення.

2. Розчинність газів у рідинах та її залежність від різних факторів. Закон Генрі-Дальтона. Вплив електролітів на розчинність газів. Розчинність газів в крові.

3. Розчинність твердих речовин та рідин. Розподіл речовин між двома рідинами, що не змішуються. Закон розподілу Нернста, його значення у явищі проникності біологічних мембран.

4. Рівновага у розчинах електролітів. Закон розведення Оствальда.

5. Дисоціація води. Іонний добуток води. рН біологічних рідин.

6. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів.

7. Типи протолітичних реакцій. Реакції нейтралізації, гідролізу та іонізації.

8. Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу.

9. Основи титриметричного аналізу. Методи кислотно-основного титрування. Кислотно-основні індикатори та принципи їх підбору.

10. Буферні системи та їх класифікація, рН буферних розчинів.

11. Механізм дії буферних систем.

12. Буферна ємність та фактори, від яких вона залежить. Буферні системи крові.

13. Колігативні властивості розбавлених розчинів: зниження температури замерзання, підвищення температури кипіння. Закони Рауля. Кріометрія та ебуліометрія.

14. Колігативна властивість розбавлених розчинів – осмос. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа. Плазмоліз та гемоліз.

15. Колігативні властивості розбавлених розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини в медичній практиці. Роль осмосу в біологічних системах.


Модуль 2.

Рівноваги в біологічних системах на межі поділу фаз.

ЗАНЯТТЯ № 1.

          1. ТЕМА. Теплові ефекти хімічних реакцій в розчинах.

                 Направленість процесів.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Біоенергетика вивчає перетворення енергії, що відбуваються в організмі. Основним джерелом енергії для організму є хімічна енергія продуктів харчування. Вона витрачається на внутрішні процеси: дихання, кровообіг, метаболізм, секрецію, підтримування сталої температури, а також на виконання зовнішньої роботи. Незважаючи на цілий ряд особливостей енергообміну в організмі, теоретичною основою біоенергетики є хімічна термодинаміка з її законами і поняттями. А термохімія, як складова частина термодинаміки, дозволяє визначати калорійність продуктів харчування, тобто є важливою для дієтології та лікувального харчування, для встановлення норм харчування людей у залежності від їх енерговитрат. Закони і методи термохімії застосовуються для вивчення теплових ефектів біохімічних реакцій.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про важливість термодинамічного підходу при дослідженні хімічних та біохімічних процесів. Засвоїти основні поняття термохімії. Опанувати методику найпростіших термохімічних досліджень та розрахунків.

Студент повинен знати:

- суть І і ІІ законів хімічної термодинаміки;

- закон Гесса та його наслідки;

- значення закону Гесса для прямої та непрямої калориметрії;

- суть понять: ентальпія, внутрішня енергія, ентропія;

- суть поняття "енергія Гіббса", "енергія Гельмгольца";

- термодинамічні критерії самодовільного перебігу хімічних і біохімічних   реакцій;

- суть понять "макроергічні зв’язки", "макроергічні сполуки" і їх значення для живих організмів;

- суть понять "екзергонічні та ендергонічні процеси", "енергетичне супряження в живих організмах";

                                         вміти:

- складати термохімічні рівняння екзо- та ендотермічних реакцій;

- розраховувати теплові ефекти реакцій за значеннями стандартних ентальпій утворення та згоряння;

- визначати калорійність харчових продуктів за значеннями калорійності білків, жирів, вуглеводів;

- розраховувати величину зміни енергії Гіббса для реакції за значеннями зміни ентальпії та ентропії;

- оцінювати можливість самодовільного перебігу процесів за значеннями зміни енергії Гіббса або зміни ентальпії та ентропії реакції;

                                  оволодіти навичками:

- проведення найпростіших термохімічних визначень та розрахунків.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ

      ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про теплові ефекти реакцій, ендо- та екзотермічні реакції.

2) Складання рівнянь хімічних реакцій.

3) Суть реакції нейтралізації.

4) Вміння визначати температуру розчинів за допомогою термометра.

   (Матеріал шкільного курсу з хімії)

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                                            Хімічна термодинаміка

        Предмет і основні                      І закон термодинаміки          ІІ закон                                            поняття                                                                           термодинаміки

                    Термохімія

         Енергія Гіббса

                   Закон Гесса та                Пряма і непряма                              його наслідки                   калориметрія

Критерії направленості                                                              при визначенні                   самодовільних процесів                                                                    калорійності

                 продуктів харчування

                                                                                                                                                                                                       Особливості термодинаміки            Термохімічні

          живого організму як відкритої            рівняння           

                     системи                                                                                     Розрахунок                                                                            калорійності

                    продуктів харчування

                                                  Визначення теплового ефекту  реакції  нейтралізації та

                                                  складання термохімічного  рівняння цієї реакції.

         6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

            (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Хімічна термодинаміка як наука.

1.1. Предмет хімічної термодинаміки.

1.2. Основні поняття:

- системи, види систем;

- параметри системи;

- ізобарні, ізохорні, ізотермічні процеси.

2. І закон термодинаміки.

2.1. Теплота і робота як форми

перетворення різних видів енергії.

2.2. Суть понять: внутрішня енергія, ентальпія.

3. Термохімія як наука про теплові ефекти хімічних реакцій.

3.1. Зміна ентальпії як тепловий ефект реакції.

3.2. Термохімічні рівняння, система знаків теплових ефектів.

3.3. Розрахунки за термохімічними рівняннями.

4. Закон Гесса та його наслідки.

4.1. Суть закону Гесса та застосування його для розрахунків.

4.2. Стандартні ентальпії (теплоти) утворення і згоряння та їх застосу-вання для розрахунків теплових ефектів реакцій.

4.3. Пряма та непряма калориметрія при визначенні калорійності харчових продуктів.

5. ІІ закон термодинаміки.       

1.1. Розрахунок зміни енергії Гіббса у реакції за даними стандартних енергій Гіббса вихідних речовин і продуктів реакції.

6. Термодинамічні потенціали: енергія Гіббса та енергія  Гельмгольца.                                     

2.1. Ентальпійні та ентропійні фактори у хімічних реакціях.

2.2. Зміна енергії Гіббса як критерій самодовільного перебігу хімічного процесу.

7. Критерії направленості самодовільних процесів.            

3.1. Макроергічні сполуки у живому організмі. АТФ як джерело енергії.

3.2. Енергетичне супряження

екзергонічних та ендергонічних процесів в організмі.  

3.3. Поняття про стаціонарний стан відкритої системи.                                          

8. Особливості термодинаміки живого організму як відкритої системи.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

    (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вказати, в якому випадку реакція е ендотермічною.

а) якщо енергія продуктів дорівнює енергії вихідних речовин;

б) якщо енергія продуктів більша, ніж енергія вихідних речовин;

в) якщо енергія продуктів менша, ніж енергія вихідних речовин;

г) це можна зробити, якщо відомо, виділяється теплота, чи      поглинається.

2) Вибрати термохімічні рівняння екзотермічних реакцій:

а)   О2 + 1/2 О2     =    О3,        DН = 142 кДж

б)   1/2 О2 + Н2    =   Н2О (г),                                     DН = - 242 кДж

в)    Н2О + 1/2 О2   =   Н2О2,                                     DН = 98,2 кДж

г)    Н2  +  1/2 О2  =   Н2О (г),                                     DН = - 285,8 кДж

3) Вказати, для якої з речовин стандартна ентальпія утворення дорівнює нулю.

   а) Вr2  г)        б) Вr2 ( p)       в) Вr2 ( т )       г) НBr ( г)

4) Розрахувати зміну ентальпії DН  (тепловий ефект) реакції, яку експериментально здійснити неможливо: Н2 (г) + 02 (г) = Н202 (г), якщо відомі такі термохімічні рівняння:

Н2О2 (р) = Н2О (р) + 1/2 О2 (г),                   DН = -98,2 кДж (І)

Н2 (г) + 1/2 О2 (г) = Н2О (р),                      DН = -284,2 кДж (ІІ)

    а) -382,4 кДж;        б) -186,0 кДж;         в) 186,0 кДж;  г) 382,4 кДж

5) Розрахувати кількість теплоти, що виділяється у реакції:

С(т) + 2N2O (г) = CO2(г) + 2N2(г),

якщо вступає в реакцію 22 г оксиду нітрогену (І), а ентальпії утворення дорівнюють:

DН0f,298(N2O(r))= 81,55 кДж/моль,  DН0f,298(CO2 (r))= -393,51 кДж/моль

а) 475,1 кДж            б) 139,2 кДж            в) 278,3 кДж       г) 556,61 кДж

6) Визначити якісну величину (знак) зміни ентропії у реакціях:

1.  2C (т) + O2 (г) = 2CO (г)        2. 2H2 ( г) + O2 ( г)  = 2H2O ( г)

а)  1. DS > 0             б)  1. DS < 0               в) 1. і 2.   DS  >  0

    2. DS < 0                     2. DS >0                                     г) 1. і 2.   DS   <  0

7) Розрахувати калорійність 200 г маргарину, що містить 0,3% білків, 82,3% жирів, 1% вуглеводів, якщо при згорянні в організмі 1 г білка або 1 г вуглевода виділяється 17,18 кДж енергії, а при згорянні 1 г жиру виділяється 38,97 кДж енергії.

8) Визначити умови зміни ентальпії і зміни ентропії реакції, за якими вона буде відбуватися самодовільно за будь-якої температури.

   а) ΔН>0, ΔS>0         б) ΔН<0, ΔS<0        в) ΔН>0, ΔS<0       г) ΔН<0, ΔS>0

9) Оцінити, за якої температури буде відбуватися самодовільно процес, термохімічне рівняння для якого має вигляд:

2 С(т) + 02 (г) = 2 СО(г),  ΔН° = - 221 кДж,

якщо відомі значення стандартних ентропій речовин:

S0298(C(т))= 5,74 Дж/моль К;     S02982(г))= 205,17 Дж/моль К;

S0298(CО(г))= 197,68 Дж/моль К

а) буде відбуватися тільки за стандартної температури;

б) буде відбуватися за будь-якої температури;

в) не буде відбуватися за стандартної температури;

г) не буде відбуватися за будь-якої температури.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь б).

Ендотермічною є реакція, яка супроводжується поглинанням теплоти, тому енергія продуктів буде більша, ніж енергія вихідних речовин.

2) Правильна відповідь б) і г).

Екзотермічні реакції супроводжуються виділенням теплоти, отже, для них зміна ентальпії буде від’ємною (термодинамічна система знаків теплових ефектів).

3) Правильна відповідь б).

Стандартна ентальпія (теплота) утворення (DН0f,298) дорівнює нулю для простих речовин, якщо вони за стандартних умов знаходяться у стійкому стані. Простою речовиною, з наведених у відповідях, є бром. Але стійким станом за стандартних умов для нього є рідина, отже тільки для Вr2 (р)  DН0f,298 буде дорівнювати нулю.

4) Правильна відповідь б).

Для того, щоб одержати термохімічне рівняння потрібної реакції Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (р), DН, тобто знайти величину DН, треба від рівняння (ІІ) відняти рівняння (І) і від DН2 відняти DН1:

Н2 (г) + 1/2 О2 (г) - Н2О2 (р) = Н2О(р) - Н2О(р) – 1/2 О2(г),                              DН = DН2 -DН1

або   Н2 (г) + 1/2 О2 (г) + 1/2 О2 (г) = Н2О2 (р),                                              DН = -284,2-(-98,2)

Маємо:    Н2 (г) + О2 (г) = Н2О2 (р),                                           DН = - 186,0 кДж

5) Правильна відповідь б).

Запишемо термохімічне рівняння реакції:

С(т) + 2N2O = CO2(г) + 2N2(г), ΔН = ...

Розрахуємо значення теплового ефекту за наслідком закону Гесса, що був використаний при розв’язанні попередньої задачі, та значеннями стандартних ентальпій утворення за умовою. Пригадаємо, що для С(т) і N2(г) стандартні теплоти утворення дорівнюють нулю.

Отже, будемо мати:

ΔН = DН0f,298(СО2(г))-2 × DН0f,298(N2О(г)) = -393,51 – 2 × (81,55) = - 556,61(кДж).

Тобто, термохімічне рівняння матиме таку повну форму:

С(т) + 2N2О(г) = СО2(г) + 2N2(г),  ΔН = -556,61 кДж.

Якщо в реакцію вступає 22 г N2О (або 0,5 моль, бо М(N2О)= 44 г/моль), у реакції буде виділятися у чотири рази менше тепла:

6) Правильна відповідь а).

У цілому величина ентропії речовини залежить від її агрегатного стану і зменшується в ряду: газ - рідка речовина - тверда речовина. Для якісної оцінки зміни ентропії у хімічній реакції можна з певним припущенням порівнювати кількість тільки газоподібної речовини до і після реакції. Чим більшою буде кількість таких речовин, тим більшою буде і величина ентропії.

Застосовуючи такий підхід, маємо для першої реакції: у лівій частині рівняння 1 моль газу, а у правій - 2 моль, отже ΔS>0. У другій реакції справа буде менше газоподібних речовин, ніж зліва, тобто ΔS<0, бо завжди ΔS =SS(продуктів)- SS (вих. речовин)

7) Знаходимо масу білків, жирів і вуглеводів у маргарині:

                                         

                                       

Враховуючи калорійність 1 г білків, жирів і вуглеводів, знаходимо загальну калорійність 200 г маргарину:

Q = (0,6 г + 2,0 г) × 17,18 кДж/г + 164,6 г × 38,97 кДж/г = 44,67 кДж + 6414,46 кДж = = 459,13 кДж

Отже, при повному окисленні 200 г маргарину організм одержить 6459 кДж енергії.

8) Правильна відповідь г).

Як відомо, реакція легко відбувається самодовільно, якщо виконується критерій самодовільного перебігу реакцій, а саме: ΔG<0. Оцінити знак зміни енергії Гіббса можна за знаками зміни ентальпії і зміни ентропії реакції за рівнянням:

ΔG = ΔН – Т ΔS

Отже, для того, щоб значення ΔG було від’ємним незалежно від температури, треба, щоб виконувалися умови:                            ΔΗ<0 і  ΔS>0

9) Правильна відповідь б).

Оскільки відомі величини зміни ентальпії реакції (ΔН = -221кДж), треба розрахувати величину ентропії. Зміна ентропії реакції ΔS° розраховується як різниця суми стандартних ентропій продуктів реакції і суми стандартних ентропій вихідних речовин з урахуванням їхніх коефіцієнтів:

ΔS=2  SO298(CO2(r)) - 2  SO298(C(T)) -2  SO298(O2(r))= 2  196,68 – 2 5,74 – 205,17 = 395,36 – -11,48 – 205,17 = 178,71 (Дж/К)

Тепер визначаємо зміну енергії Гіббса реакції:

ΔG° = ΔΗ° - 298  ΔS = - 221 – 298 0,1787 = - 274,25 (кДж)

Оскільки  ΔG°<0, можна зробити висновок, що за стандартної температури реакція буде йти самодовільно, але, враховуючи, що ΔН°<0 і ΔS°>0, треба оцінити цю реакцію як самодовільну, з термодинамічної точки зору, за будь-якої температури.

      8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення величини теплового ефекту реакції нейтралізації.

Для вимірювання теплових ефектів реакцій використовують калориметри. У цій роботі визначення будуть проводитися за допомогою найпростішого калориметра, який складається з двох фарфорових стаканів - внутрішнього і зовнішнього, прошарок повітря між якими є теплоізолятором. Припустимо, що теплота нейтралізації буде витрачатися на нагрівання розчину, що утвориться при реакції, і внутрішнього стакана, маса якого (mст) відома.

Відібрати мірним циліндром 100 мл розчину NаОН (молярна концентрація 1 моль/л) і вилити у внутрішній стакан. Занурити у цей розчин термометр, витримати 1-2 хв. і визначити температуру (t1). Припускаючи, що розчин кислоти має таку ж саму температуру, відібрати 100 мл розчину НСl (молярна концентрація 1 моль/л) і швидко влити її у той же самий стакан. За допомогою термометра визначити максимальну температуру розчину, що утворився (t2).

Припускаючи, що густина розчинів гідроксиду натрію і соляної кислоти однакова і дорівнює 1 г/мл, будемо мати таку масу розчину у стакані:

mр = (VNаОН +VHCl) × r = (100 + 100) × 1 = 200 (г).

Значення mст, t1 і t2 занести у таблицю:


Параметр

Позначення

Величина

1. Маса внутрішнього стакана      

mст

2. Маса розчину                                               

mр

200 г

3. Теплоємність стакана                              

С ст.

1,087 Дж/г × град 

4. Теплоємність розчину                              

С р.

4,1 Дж/г × град

5. Початкова температура        

t1

6. Кінцева температура                                

t2

Розрахувати суму теплоємностей (SC) стакану і розчину в ньому:

SC = Cст. × mст.+ Ср. × mр, Дж/град.

Визначити кількість теплоти, що виділяється у досліді:

, Дж

Визначити кількість теплоти, що відповідає взаємодії 1 моль гідроксиду натрію з 1 моль хлороводневої кислоти, враховуючи, що у 100 мл розчину NaOH і НСl міститься по 0,1 моль речовини:

, кДж

8.2. Складання термохімічного рівняння реакції нейтралізації. Записати термохімічне рівняння реакції нейтралізації у молекулярній і короткій іонній формах за термодинамічною системою знаків теплових ефектів, враховуючи, що Н = - Q .

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Записати у зошит необхідні розрахунки по визначенню теплового ефекта реакції нейтра-лізації, заповнити таблицю, записати термохімічне рівняння реакції нейтралізації у моле-кулярній і короткій іонній формах

     

 9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.366-411.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянський В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 8-25.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1989, с. 6-28.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с.10-17.

ЗАНЯТТЯ № 2

    1.ТЕМА. Кінетика біохімічних реакцій.

               2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Хімічна кінетика є основою для вивчення швидкостей та механізму біохімічних реакцій. Дослідження швидкостей біохімічних реакцій дозволяють визначити активність ферментів, що допомагає встановити правильний діагноз. Користуючись методами хімічної кінетики, можна визначити швидкість надходження лікарських речовин у кров та виведення їх з організму. Знання періоду напівперетворення потрібне для встановлення терміну зберігання лікарських засобів, швидкості накопичення у довкіллі радіонуклідів, пестицидів, інших шкідливих речовин. Методи хімічної кінетики дають змогу обрати оптимальні умови для нейтралізації та утилізації шкідливих викидів промислових підприємств, контролювати рівень забруднення водосховищ і водоймищ стічними водами та нафтопродуктами, а повітря - отруйними газами. Вивчення теоретичних положень хімічної кінетики дозволить студентам засвоїти відповідні розділи біохімії, фармакології, гігієни.

     3. МЕТА. Засвоїти теоретичні положення хімічної кінетики як основи для вивчення механізму і швидкості хімічних і біохімічних реакцій. Експериментально довести залежність швидкості реакції від концентрації та температури.

Студент повинен знати:

- визначення швидкості реакції;

- закон діючих мас для швидкості реакції, особливості його застосування для гомогенних і гетерогенних реакцій, фізичний зміст константи швидкості реакції;

- суть понять "молекулярність" і "порядок реакції";

- правило Вант-Гоффа, його особливості для біохімічних процесів;

- суть поняття "енергія активації", рівняння Арреніуса, поняття про теорію перехідного

 стану;

- визначення і приклади простих і складних реакцій, ланцюгових реакцій, антиоксидантів.

                  

вміти:

- складати кінетичні рівняння за законом діючих мас для гомогенних і гетерогенних реакцій;

- визначати формальний загальний порядок реакції за кінетичним рівнянням;

- оцінювати зміну швидкості реакції в залежності від зміни концентрації і тиску реагуючих речовин;

- проводити розрахунки за правилом Вант-Гоффа.

                

оволодіти навичками:

- експериментального доведення впливу концентрації та температури на швидкість реакції.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ                  ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Гомогенні та гетерогенні реакції.

2) Поняття про середню швидкість реакції.

   (Матеріал шкільної програми з хімії).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

  Хімічна кінетика

   Швидкість реакції                   Механізм реакції         

                    

                              Закон діючих мас    

    

Константа  Залежність                Молекулярність                 Теорія               Складні

швидкості  швидкості                 і порядок реакції                перехідного       реакції

                   від концентрації                                                     стану    

                   і температури        

       

                                                                                

                      Визначення залежності         Правило Вант-Гоффа.        Енергія активації.                                   швидкості реакції від             Температурний кое-          Рівнння Арреніуса                                                                                                                                                                                                                      концентрації і                          фіцієнт швидкості                                                                       температуриі                                реакції                                                                                                                                                                                                                                                               

  6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

      (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Швидкість хімічних реакцій.     

1.1. Середня швидкість.

1.2. Миттєва швидкість.

2. Закон діючих мас для швидкості реакції.

2.1. Особливості застосування  закону для гомогенних і гетерогенних, простих і складних реакцій.

2.2. Фізичний зміст константи швидкості.

2.3.  Залежність швидкості реакції від концентрації, тиску, температури.

3. Молекулярність і порядок реакції.

3.1. Реакції нульового, першого порядку.

3.2. Поняття про механізм реакції. Теорія перехідного стану.

4. Залежність константи швидкості реакції від температури.                                                              

4.1. Поняття про енергію активації.

4.2. Рівняння Арреніуса.

4.3. Правило Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції, його особливості для біохімічних процесів.

5. Поняття про складні реакції.

5.1. Паралельні, послідовні, оборотні, супряжені реакції.    

5.2. Ланцюгові реакції. Поняття про антиоксиданти.                                         

                                            

     7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

         (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати з наведених реакцій ті, що є гетерогенними:

1. 2 СО(г) + О2(г) = 2 СО2(г)       2. S(т) + О2(г) = SО2(г)

3. 2 Na(т) + Сl2(г) = 2NаСl(т)                   4. Nа2СO3(т) + SiО2(т)  = Na2SiO3(т) + CO2(г) 

а) 1, 2, 3            б) 2, 3, 4             в) 1, 3, 4          г) 1, 2, 4

2) Вказати, від яких факторів залежить константа швидкості реакції.

а) від температури і концентрації;

б) від природи реагуючих речовин і їх концентрації;

в) від природи реагуючих речовин і температури;

г) від природи реагуючих речовин, температури і концентрації.

3) Вибрати правильне кінетичне рівняння для реакції:

CaCО3(г) = СаО(т) + СО2(г)

а) v = k  × [СаСО3]              б) v = k × [CaO] × [CO2]      в) v = k × [СО2]        г) v = k

4) Визначити, як зміниться швидкість реакції 2NO(г)+O2(г)  = 2NO2(г) , якщо зменшити реакційний об’єм у 3 рази.

а) зменшиться у 9 разів;      в) зменшиться у 27 разів;

б) збільшиться у 9 разів;     г) збільшиться у 27 разів.

5) Вказати величину загального порядку реакції:    2NO(г)+ O2(г) = 2NO2(г)                 

а) 5                        б) 3                    в) 2                        г) 1

6) Розрахувати, у скільки разів зросте швидкість реакції при підвищенні температури з 20 до 70°С, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 3

а) 15                   б) 81                 в) 243                   г) 729

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь б).

Гетерогенними називаються реакції, реагуючі речовини яких знаходяться у різних фазах. Це реакції між газом і рідиною, газом і твердою речовиною, двома рідинами, що не змішуються, або двома твердими речовинами, які завжди утворюють дві різні фази.

2) Правильна відповідь в).

Константа швидкості реакції залежить лише від природи реагуючих речовин і температури, вона дорівнює швидкості реакції за умови одиничних концентрацій реагуючих речовин.

3) Правильна відповідь г).

Оскільки у формальне кінетичне рівняння для гетерогенних реакцій не входять концентрації речовин, що складають конденсовані фази, і у лівій частині рівняння реакції тільки тверда речовина, кінетичне рівняння матиме вигляд: v = k. Тобто, з формальної точки зору, швидкість цієї реакції, за умови постійної температури, буде сталою величиною.

4) Правильна відповідь г).

Кінетичне рівняння для реакції матиме вигляд:

v = k × [NO]2 × [O2]

Внаслідок зменшення об’єму концентрація або парціальний тиск кожного з газів збільшується відповідно втричі. Отже, тепер швидкість буде дорівнювати:

Тобто, швидкість реакції зросте у 27 разів.

5) Правильна відповідь б).

Загальний порядок реакції - це сума показників степенів концентрацій речовин у кінетичному рівнянні. У нашому випадку це  2 + 1 = 3

                       

6) Правильна відповідь в).

Зміна швидкості реакції за правилом Вант-Гоффа залежить від зміни температури згідно з рівнянням:                                          

де: t1 i t2 - початкова і кінцева температури;

    vt1 i vt2 - швидкість початкова і після зміни температури;

    g - температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Підставивши у рівняння відповідні дані, будемо мати:

 або

Тобто, швидкість реакції зросте у 243 рази.

      8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення впливу ступеня подрібнення речовин на швидкість гетерогенної реакції.

У суху пробірку насипати довільну порцію сухих кристалів солей Pb(NO3)2 і KI. Після повільного перемішування спостерігати, чи відбувається зміна забарвлення. Після цього суміш ретельно перетерти товкачиком у сухій фарфоровій ступці. Відзначити, як змінилося забарвлення. Потім до перетертої суміші додати декілька крапель дистильованої води і відзначити колір розчину, що утворився. Написати рівняння реакції та вказати речовину, що надає системі характерного забарвлення. Зробити висновок про вплив ступеня подрібнення речовин на швидкість реакції; порівняти швидкість гомогенної і гетерогенної реакцій.

8.2. Визначення залежності швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин.

Дослід базується на реакції утворення нерозчинної у воді сірки за рівнянням:

Використовуються розчини з молярною концентрацією еквівалента 1 моль/дм3.

У три колбочки (перша серія) налити розчини тіосульфату натрію і дистильованої води у співвідношеннях, що наведені у таблиці. У три інші пробірки (друга серія) відібрати по 10 мл розчину сірчаної кислоти. По черзі доливати розчин із пробірки (друга серія) до розчину у колбочці (перша серія), визначаючи час ( τ ) від моменту поєднання розчинів до моменту утворення ледве помітної каламутності. Одержані значення занести у таблицю. Розрахувати умовну швидкість реакції за формулою:

Об’єм розчинів, мл

Час

,c

Умовна швидкість реакції v, C-1

Перша серія

Друга серія

10

20

20

10

30

-

Зробити висновок про вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість гомогенної реакції.

8.3. Визначення впливу температури на швидкість реакції.

Дослід також базується на реакції утворення нерозчинної у воді сірки за рівнянням:

Na2S2О3 + Н2SО4 = Nа2SО4 + S+ Н2SО3

Використовуються розчини з молярною концентрацією еквівалента 0,5 моль/дм3.

У три сухі пробірки налити по 5 мл розчину сірчаної кислоти (перша серія розчинів). У три інші пробірки - по 5 мл розчину тіосульфату натрію (друга серія). Визначити температуру розчинів термометром (вона однакова для обох розчинів). Злити разом розчин першої серії і розчин другої серії та визначити час до утворення ледь помітної каламутності. Решту підготовлених пробірок обох серій нагріти на водяній бані спочатку до температури, що на 10°С перевищує початкову. Знову злити два розчини обох серій і визначити час до утворення каламутності. Останні дві пробірки нагріти до температури, ще на 10° вищої. Зливши їх вміст, втретє визначити час до утворення каламутності.

Всі результати занести у таблицю і підрахувати умовну швидкість реакції для кожної температури.

Температура

t, 0C

Час

, c

Умовна швидкість реакції

v, c-1

Зробити висновок про те, як залежить умовна швидкість реакції від температури.

8.4. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

     Записати у зошит необхідні рівняння реакцій, заповнити таблиці, записати висновки до кожного з дослідів.

  

 9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.420-454.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовшчая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, I986, с. 140-149, 161-164.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 55-67, 70-73.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с.101-118.

ЗАНЯТТЯ 3.

     1.   ТЕМА.    Кінетика біохімічних реакцій.

     2.  ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. У живій природі, промисловості, повсякденному житті велику роль відіграють каталітичні процеси. Каталізатори дозволяють значно прискорити швидкість реакції, одержати такий вихід продукту, який робить ефективним промислове добування. Необхідними для життя є біологічні каталізатори - ферменти, активність яких набагато більша, ніж активність неорганічних каталізаторів. Практично всі біохімічні реакції, як у найпростіших одноклітинних організмах, так і в організмі людини, мають ферментативний характер. Обмін речовин на клітинному рівні обумовлений каталітичною активністю ферментів. Визначення ферментативної активності все ширше застосовується у діагностиці захворювань внутрішніх органів. Наприклад, визначення активності фермента аспартат-амінотрансферази (АсАТ) у сироватці крові дозволяє з точністю до 96% діагнозувати інфаркт міокарда. Ферменти, їх активатори та інгібітори застосовують з лікувальною метою (ферментотерапія) та для вивчення патогенезу ряду захворювань.

Отже, уявлення про каталізатори і особливо ферменти, їх значення для живого організму необхідні студенту-медику для засвоєння біохімії, фармакології, нормальної та патологічної фізіології, спеціальних дисциплін.

    3. МЕТА. Сформувати уявлення про механізм дії каталізаторів і ферментів, про особливості ферментативного каталізу та його роль у біохімічних процесах.

Студент повинен знати:

- визначення понять "каталіз" і "каталізатор";

- суть каталітичної дії;

- механізм гомогенного каталізу;

- особливості гетерогенного каталізу;

- особливості будови і механізму дії ферментів;

- роль ферментів у життєдіяльності організму, а також у діагностиці і лікуванні.

                                        вміти:

- складати рівняння каталітичних реакцій;

- пояснювати за допомогою енергетичних діаграм суть каталітичної дії;       

                         

                                     оволодіти навичками:

- визначення впливу каталізаторів на швидкість реакції.

        

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Каталіз і каталізатори.

2) Поняття про гомогенний і гетерогенний каталіз. (Матеріал шкільної програми з хімії).

3) Швидкість реакції, енергія активації, прості і складні реакції.

4) Складання рівнянь окисно-відновних реакцій, (Матеріал попередніх занять з хімії).

      

    

  5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Каталіз

     Види каталізу                                                               Суть каталітичної дії

Гомогенний    Гетерогенний      Ферментативний каталіз                       каталіз                каталіз

   

Теорія проміжних                          Будова               Особливості                     Роль ферментів                   сполук                                             ферментів          дії ферментів                у життєдіяльності                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                        

                                                  Вплив температури і рН                   Застосування ферментів у                                                                                                 на активність ферментів                    діагностиці, лікуванні

 

        6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

            (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Суть і види каталізу.

1.1. Види каталізу: гомогенний,

гетерогенний, ферментативний (мікрогетерогенний).

1.2. Суть каталітичної дії. Зниження енергії активації у каталітичному процесі.

1.3. Теорія проміжних сполук у каталізі.

1.4. Особливості гетерогенного каталізу.

1.5. Автокаталіз.

2. Ферменти як біологічні каталізатори.

2.1. Поняття про будову ферментів.

2.2. Особливості дії ферментів як каталізаторів.

2.3. Вплив температури та рН на активність ферментів.

2.4. Поняття про механізм дії ферментів.

2.5. Роль ферментів у життєдіяльності організму та їх застосування у діагностиці і лікуванні.

 7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

           (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Пояснити, чому при введенні каталізатора у систему змінюється швидкість реакції.

а) утворюються продукти реакції;

б) підвищується температура системи;

в) знижується енергія активації реакції;

г) змінюються концентрації реагуючих речовин.

2) Вибрати з наведених рівнянь реакцій рівняння гетерогенного каталізу.

   CuO(т)    

а)          CO(г) + 2Н2(р)             СН3ОН(г)

 NO(г)

б)         SO2(г) + 1/2 O2            SO3(г)

    Na(т)

в)         2С2Н5ОН(р)                  С4Н9ОН(р) + Н2О(р)

           Н2О(р)

г)        3І2(т) + 2Al(т)               2AlI3(т)

           І2(г)

д)        СН3СОН              CH4(г) + СО(г)

3) Вказати, у чому суть вибірковості (специфічності) дії ферментів.

а) у здатності прискорювати тільки певну конкретну реакцію;

б) у здатності прискорювати реакції даного типу (окиснення, гідроліз, приєднання);

в) у здатності прискорювати будь-яку реакцію даного субстрату;

г) у здатності прискорювати всі реакції, що відбуваються при певному значенні рН.

4) Пояснити відмінність наслідків значного підвищення температури для активності неорганічних каталізаторів і ферментів.

а) активність неорганічних каталізаторів переважно збільшується, а ферментів – зменшується;

б) активність неорганічних каталізаторів переважно збільшується, а ферментів – припиняється;

в) активність і неорганічних каталізаторів і ферментів збільшується;

г) активність неорганічних каталізаторів не змінюється, а ферментів - спочатку збільшується, а потім припиняється.

5) Вказати, як залежить активність фермента від зміни середовища.

а) зміна середовища не впливає на активність фермента;

б) зменшення рН збільшує активність фермента;

в) зміна середовища призводить до інактивації фермента;

г) зміна середовища може збільшити або зменшити активність

  фермента в залежності від будови і природи фермента.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь в).

Суть дії каталізатора, з сучасної точки зору, полягає в тому, що він проводить реакцію новим шляхом (найчастіше внаслідок утворення проміжної сполуки між каталізатором і однією з реагуючих речовин), для якого енергія активації значно нижча. Експериментально доведено, що для розкладу пероксиду водню на водень і кисень без каталізатора потрібно 75,3 кДж/моль енергії. При застосуванні колоїдної платини як каталізатора енергія активації знижується до 49,9 кДж/моль, а при дії фермента каталази - до 23 кДж/моль.

2) Правильні відповіді а), в), г).

При гетерогенному каталізі реагуючі речовини і каталізатор знаходяться у різних фазах, між ними є поверхня розділу фаз, на якій і відбувається реакція.

Реакції гомогенного каталізу б) і д) відбуваються у газовій фазі і взаємодія проходить у всьому об’ємі.

3) Правильна відповідь а).

Характерною особливістю каталізаторів є їх вибірковість або специфічність - здатність прискорювати тільки конкретну реакцію. Особливо яскраво проявляється вибірковість у ферментів. Так, фермент, що каталізує гідроліз сахарози, не каталізує гідроліз крохмалю, незважаючи на те, що і сахароза, і крохмаль – вуглеводи, і до складу їх молекул входить фрагмент Д-глюкози. Різні каталізатори або ферменти контролюють утворення різних продуктів з одних і тих же вихідних речовин. Так з етилового спирту можна одержати до 40 різних речовин. В організмі людини діють понад 100 різних ферментів. Вони утворюють складні ферментні системи, що забезпечують низку послідовних та узгоджених між собою перетворень. Відсутність високої специфічності ферментів призвела б до повного розладу систем організму.

4) Правильна відповідь б).

Дослідження показують, що неорганічні каталізатори збільшують активність при підвищенні температури. Більшість з них відмінно працює за умови високої температури (100-100°С). Ферменти здатні працювати у неширокому температурному діапазоні,

переважно 10 - 60°С, причому оптимальна температура для них - приблизно 40°С. При подальшому підвищенні температури активність ферментів падає, а при температурі вищій за 70°С ферменти втрачають активність, переважно внаслідок денатурації білкової структури.

5) Правильна відповідь в).

Ферменти проявляють свою активність у досить вузькому діапазоні значень рН. Так, уреаза активна при рН = 6,7, пепсин - при рН = 1,5 - 2,0; аргіназа - в інтервалі рН 9,5 - 9,9. Значна зміна величини рН, а тим більше, зміна середовища призведе до інактивації ферменту. Вплив реакції середовища на активність фермента пояснюється залежністю існування певної структури ферменту, що забезпечує його каталітичну активність, від величини рН, оскільки переважна більшість ферментів має білкову природу.

      8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Відновлення перманганату калію в присутності каталізатора.

Налити у пробірку до половини об’єму розчин сірчаної кислоти (w = 30 %), додати три краплі розчину КМnO4 (молярна концентрація еквівалента 0,1 моль/л). Розчин перемішати і, якщо він набув рожевого забарвлення, розлити у три пробірки.

У першу пробірку додати 1 краплю розчину КNO3, а потім у першу і другу пробірки внести по шматочку цинку. Третя пробірка залишається для порівняння забарвлення.

Порівняти швидкість знебарвлення розчину у першій і другій пробірках та зробити висновок, вказавши, яка речовина є каталізатором. Скласти рівняння реакції за схемою:

  Ζn + КМnO4 + Н2SO4                     ZnSO4 + К2SO4 + MnSO4 + H2O

8.2. Каталітичне відновлення роданіду заліза (III).

У дві пробірки налити по 3 мл розчину KCNS або NH4CNS і по З краплі розчину FeCl3. Утворюється роданід заліза (III) за реакцією:

3КСNS + FeСl3 = Fe(CNS)3 + 3КСl

В одну з пробірок додати 2 краплі розчину CuSO4, а потім в обидві пробірки - по 3 мл розчину тіосульфату натрію. Порівняти швидкість знебарвлення розчинів у пробірках і зробити висновок, яка речовина є каталізатором і який це вид каталізу. Скласти рівняння реакції за схемою:

        Fe(CNS)3 + Na2S2O3                 Fe(CNS)2 + Na2S4O6  + NaCNS

8.3. Розклад пероксиду водню в присутності гетерогенного каталізатора.

До 2 мл розчину пероксиду водню додати невелику кількість порошку РbO2 або МnO2. Спостерігати бурхливе виділення кисню. Написати рівняння реакції каталітичного розкладу пероксиду.

8.4. Автокаталітичне відновлення перманганату калію в кислому середовищі.

У конічну колбу налити 10 мл розчину щавлевої кислоти Н2С2O4 (w = 5%), 5 мл розчину Н2SO4 (С = 0,1 моль/л). Потім однаковими порціями (по 0,2-0,5 мл) додавати з бюретки або піпетки розведений розчин перманганату калію, визначаючи час знебарвлення кожної порції.

Порівняти час знебарвлення першої порції перманганату калію з наступними і зробити висновок, вказавши, що є каталізатором. Скласти іонне рівняння реакції за схемою:

                                    H2C2O4 + MnO4- + H+                 CO2 + Mn2+ + H2O

8.5. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

       У зошит записати необхідні рівняння реакцій та висновки до кожного з дослідів.

    9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.457-486.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 149-157

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 67-70, 73-79.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 118-129.

ЗАНЯТТЯ № 4.

     1. ТЕМА. Хімічна рівновага. Добуток розчинності.

     2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Життєдіяльність організмів базується на протіканні великої кількості біохімічних процесів. Більшість цих реакцій є рівноважними, або окремі стадії складних процесів - оборотні реакції. Наприклад, згідно з сучасною теорією кінетики ферментативних реакцій, утворення фермент-субстратного комплексу і його розклад на фермент і продукт реакції є оборотними процесами. Чітке усвідомлення особливостей рівноважного стану дуже важливе для розуміння поняття "стаціонарний стан відкритої системи" якою є живий організм. Знання теорії хімічної рівноваги необхідне для вивчення дії в організмі людини лікарських засобів та шкідливих речовин. Уявлення про хімічну рівновагу, константу рівноваги, вплив різних факторів на рівновагу потрібні студенту-медику для розуміння інших видів рівноваги в біологічних системах.

    3. МЕТА. Засвоїти закономірності перебігу рівноважних процесів та можливості зміщення рівноваги в бажаному напрямку.

Студент повинен знати:

- основи теорії хімічної рівноваги;

- закон діючих мас для рівноважного стану;

- способи вираження константи рівноваги;

- принцип Ле-Шательє-Брауна;

- відмінність рівноважного стану системи від стаціонарного стану відкритої системи;

- суть поняття "добуток розчинності";

- умови утворення та розчинення осадів;

- роль гетерогенної рівноваги (за участю солей) у процесах метаболізму;

                                       вміти:

- складати формальні рівняння для розрахунку константи рівноваги гомогенних та гетерогенних реакцій;

- визначати напрямок зміщення хімічної рівноваги при зміні температури, тиску, концентрації речовин;

- оцінювати рівноважний стан системи за величиною константи рівноваги та значенням зміни енергії Гіббса;

- проводити розрахунки з використанням добутку розчинності солей;

- оцінювати і співставляти розчинність сполук за величиною їх добутку    розчинності.

                                           оволодіти навичками:

- зміщення хімічної рівноваги у бажаному напрямку шляхом зміни концентрації реагуючих речовин і температури.

       4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ, НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ  ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про оборотні реакції. (Матеріал шкільної програми з хімії).

2) Швидкість реакції, константа швидкості реакції.

3) Закон діючих мас для швидкості гомогенних та гетерогенних реакцій. (Матеріал попереднього заняття).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                                         Хімічна рівновага

Термодинаміка                  Константа рівноваги та        Зміщення рівноваги                рівноважного стану           способи її вираження            Принцип Ле-Шательє- Брауна         

 

                                                                                                    

Дослідження зміщення рівноваги при утворенні роданіду заліза (ІІІ) та при зміні середовища у хромат-дихроматній системі.

    6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

        (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Хімічна рівновага як стан оборотних  процесів.

1.1. Значення енергії Гіббса  як термодинамічна характеристика оборотних процесів.

1.2. Динамічний характер рівноважного стану.

1.2. Роль гетерогенної рівноваги за участю солей у загальному гомеостазі організму.

2. Закон діючих мас для рівноважного стану.

2.1. Константа рівноваги і способи її вираження.

2.2. Характеристика стану рівноваги по величині константи рівноваги.

3. Зміщення хімічної рівноваги.

3.1. Фактори, що впливають на зміщення рівноваги.

3.2. Принцип Де-Шательє-Брауна та його застосування для зміщення рівноваги у бажаному напрямку.

 

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

            (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати фактори, зміна яких призведе до зміни величини константи рівноваги:

   а) тиск;          б) температура;        в) концентрація;       г) природа реагуючих речовин.

2) Вказати, яке співвідношення утвориться між швидкостями прямої і зворотної реакцій, якщо об’єм реакційної посудини, у якій була встановлена рівновага:

        2SO2(г) + O2(г)       2SO3(г)   зменшити у два рази.

а) швидкості залишаться однаковими;

б) швидкість прямої реакції у 2 рази більша, ніж швидкість зворотної реакції;

в) швидкість прямої реакції у 2 рази менша, ніж швидкість зворотної реакції;

г) швидкість прямої реакції зросте у 1,5 рази відносно швидкості зворотної реакції.

3) Вибрати ті зміни параметрів, які призведуть до зміщення рівноваги у системі:

                                       4НСl(г) + O2(г)                l2(г) 2H2O(г)                вліво.

а) збільшення концентрації кисню;

б) збільшення концентрації хлору;

в) підвищення загального тиску;

г) зменшення об’єму реакційної посудини.

4) Вказати, в якому напрямку зміститься рівновага в системі:

              4Fe(T) + 3O2(г)           2Fe2О3(T)     при збільшенні загального тиску.

     а) вліво;            б) вправо;           в) не зміститься.

5) Пояснити, який знак має зміна ентальпії рівноважної реакції:

                                                  Н2О(г)                 Н2(г) + 1/2О2(г),

якщо при підвищенні температури величина константи рівноваги зростає.

    а)ΔН > 0            б)   ΔН < 0            в)   ΔН = 0

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильні відповіді б) і г).

Константа хімічної рівноваги Κ є відношенням константи швидкості прямої реакції k1, до константи швидкості зворотної реакції k2:     Κ =k1/k2.

Оскільки кожна з констант швидкості залежить лише від природи реагуючих речовин і температури, то константа рівноваги буде також залежати тільки від цих факторів. Зміна концентрації і тиску не викличе зміни константи рівноваги, але може призвести до зміщення рівноваги.

2) Правильна відповідь б).

У стані рівноваги швидкості прямої і зворотної реакцій були однаковими:

   a  

Внаслідок зменшення об’єму вдвічі концентрації або парціальні тиски газів збільшаться у 2 рази. Отже, швидкість прямої реакції зросте у 8 разів:

а швидкість зворотної реакції збільшиться у 4 рази:

Таким чином, швидкість прямої реакції буде вдвічі більшою, ніж швидкість зворотної реакції, і рівновага зміститься вправо.

3) Правильна відповідь б).

Згідно з принципом Ле-Шательє-Брауна, для того, щоб рівновага змістилася вліво, треба збільшити концентрацію продуктів реакції, в даному випадку або хлору, або пари води. Збільшення концентрації кисню призведе до зміщення рівноваги вправо. Збільшення загального тиску або зменшення об’єму викличе зміщення рівноваги вправо, у бік продуктів реакції, тому що кількість газоподібних речовин, які саме і обумовлюють тиск у системі, справа менша, ніж зліва.

4) Правильна відповідь б).

Це гетерогенна система, тиск у якій обумовлюють лише газоподібні молекули кисню. Збільшення у реакційній системі тиску призведе, згідно з принципом Ле-Шательє-Брауна, до зміщення рівноваги в бік меншої кількості газоподібних речовин, тобто вправо.

5) Правильна відповідь а).

Константа рівноваги, що дорівнює відношенню констант швидкостей прямої і зворотної реакції: K = k1/k2, показує, у скільки разів константа швидкості прямої реакції більша, ніж константа швидкості зворотної реакції.

Збільшення величини константи рівноваги можна охарактеризувати як зростання значення k1 відносно попереднього значення, тобто зросте швидкість прямої реакції порівняно зі значенням швидкості у рівноважному сталі. Це призведе до зміщення рівноваги вправо. Оскільки такий напрям зміщення обумовлений зростанням температури, пряма реакція буде ендотермічною і для неї ΔН > 0. Тобто, термохімічне рівняння матиме вигляд:

                                            H2O(г)           H2(г) + 1/2О2(г),   ΔН > 0

      8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення впливу зміни концентрації реагуючих речовин на зміщення хімічної рівноваги.

Залежність швидкості реакції в стані рівноваги від зміни концентрації реагуючих речовин і напрямок зміщення цієї рівноваги можна дослідити на прикладі оборотної реакції між хлоридом заліза(ІII) і роданідом амонію.

Змішати у колбі або стакані по 10 см3 розчину FеСl3 (молярна концентрація 0,002 моль/л) і розчину NH4CNS (молярна концентрація 0,006 моль/л). Одержаний розчин розлити у чотири пробірки. До розчину у першій пробірці додати 2 см3 розчину FеСl3 (молярна концентрація 0,25 моль/л), до розчину у другій пробірці - 1 см3 розчину NH4CNS (молярна концентрація 0,6 моль/л), до розчину у третій пробірці - 1 см3 розчину NH4Сl (молярна концентрація 3,0 моль/л). Розчин у четвертій пробірці залишити для порівняння. Результати спостережень зміни забарвлення розчинів занести у таблицю:

Речовина, розчин якої додається

Вид речовини за рівноважним станом

Зміна забарвлення

Напрямок зміщення рівноваги

1. FeCl3

вихідна речовина

2. NH4CNH

вихідна речовина

3. NH4Cl

продукт реакції

Написати рівняння оборотної реакції між хлоридом заліза (III) і роданідом амонію. Написати формулу для розрахунку константи рівноваги згідно з законом діючих мас для рівноважного стану. Зробити висновок про напрямок зміщення рівноваги при збільшенні концентрації вихідних речовин і продуктів реакції.

8.2. Визначення впливу реакції середовища на стан рівноваги в системі хромат-іон - дихромат-іон.

У розчині, що містить аніонні форми хрому (VI), має місце рівновага між цими формами:

                                                         2CrO42- + 2H+              Cr2O72- + H2O

                    хромат-іон                             дихромат-іон

                             або:

                    Cr2O72- + 2OH-              2CrO42- + H2O

Зміна реакції середовища призводить до зміщення рівноваги, що видно по зміні забарвлення.

У хімічний стакан місткістю 100 см3 налити небагато оранжевого розчину дихромату калію K2Cr2О7 (w = 10%). До нього по краплях додати розчин лугу до зміни забарвлення на жовте. Потім до жовтого розчину хромату додати кілька крапель розчину сірчаної кислоти до появи оранжевого забарвлення.

Зробити висновок, вказавши, яка аніонна форма хрому (VI) є стійкою у кислому, а яка - у лужному середовищі.

8.3. Визначення впливу температури на стан хімічної рівноваги.

У водному розчині аміаку має місце рівновага:

                                         NH3 + H2O       H3 × H2O           NH4+ +  OH-

У конічну колбу місткістю 100 см3 налити 30 см3 дистильованої води, додати декілька крапель концентрованого розчину аміаку і 2-3 краплі розчину фенолфталеїну. Рожевий розчин, що утворився, нагріти до зникнення забарвлення. Гарячий розчин обережно охолодити водою з-під крана і спостерігати відновлення рожевого забарвлення.

Зробити висновок про напрямок зміщення рівноваги у розчині аміаку при нагріванні та охолодженні.

8.4. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

У зошиті запонити таблицю, написати необхідні рівняння реакцій та висновки до кожного з дослідів.

   9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.414-418, 176-184

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.Я., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 29-33.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 80-92.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 17-19.

Заняття № 5.

      1. ТЕМА. Визначення окисно-відновного потенціалу.

      2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Процес біологічного окиснення є основним джерелом енергії у живому організмі. Особливістю цього процесу є багатостадійність та поступове збільшення потенціалу відновника. Знання основних закономірностей окисно-відновних процесів, характеру зміни окисно-відновних потенціалів, напрямку переносу електронів (або атомів гідрогену) необхідні для розуміння окисно-відновних біохімічних процесів. Величина окисно-відновного біохімічного потенціалу дає змогу передбачити напрямок біологічного окиснення та розрахувати зміну енергії при цьому.

     3. МЕТА. Сформувати уявлення про окисно-відновні потенціали та їх значення для напрямку перебігу окисно-відновних процесів. Оволодіти методикою визначення окисно-відновних потенціалів.

Студент повинен знати:

- теорію окисно-відновних потенціалів, їх значення для процесів окиснення-відновлення;

- принцип, за яким проводиться оцінювання сили окисника і відновника та визначається напрямок самодовільного окисно-відновного процесу;

- особливості поняття "стандартний біохімічний окисно-відновний потенціал" та його значення для напрямку процесів біологічного окиснення;

                                       вміти:

- проводити розрахунки величини окисно-відновного потенціалу за рівнянням Нернста-Петерса;

- порівнювати силу окисників і відновників;

- визначати напрямок самодовільних окисно-відновних процесів.

                                      оволодіти навичками:

- визначення окисно-відновних потенціалів окисно-відновних систем за допомогою платинового електрода.

     4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ, НЕОБХІДНІ                           ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Теорія окисно-відновних реакцій, методи складання окисно-відновних рівнянь.

2) Теорія електродних потенціалів, рівняння Нернста.

3) Поняття про гальванічні кола та типи електродів

(Матеріал попередніх занять з хімії).

         

      


5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                                      Окисно-відновні системи

Окисно-відновні реакції                                                Окисно-відновні потенціали

Окисно-відновні реакції.                     Напрямок окисно- Стандартні окисно-  Визначення

в живих організмах                             відновних реакцій   відновні потенціали    окисно-                                                                                                                        

                                                                                                                                    відновних                                                                                                                

                                                                                                                                   потенціалів          

                      Напрямок реакцій                     Стандартні "біохімічні" окисно-

                 біологічного окиснення                   відновні потенціали

      6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

          (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Окисно-відновні системи

1.1. Реакції в окисно-відновних системах та їх значення.

1.2. Окисно-відновні системи в живих організмах та біологічне окиснення.

2. Поняття про окисно-відновні потенціали  (редокс-потенціали)

2.1. Механізм виникнення окисно-відновних потенціалів.

2.2. Рівняння Нернста-Петерса та фактори, що впливають на величину редокс-потенціалу.

2.3. Стандартний (нормальний) редокс-потенціал.

2.4. Практичне визначення редокс-потенціалу за допомогою платинового електрода.

3.Визначення напрямку самодовільного перебігу окисно-відновних реакцій (редокс реакцій)

3.1. Порівняння сили окисників і відновників взагалі та за стандартних умов.

3.2. Умови самодовільного перебігу окисно-відновних реакцій

4. Реакції окиснення-відновлення в живих організмах

4.1. Особливості біологічного окиснення.

4.2.Поняття про стандартний “біохімічний” редокс-потенціал.

4.3. Напрямок реакцій біологічного окиснення

       7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

           (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати із наведених рівнянь реакцій рівняння окисно-відновних реакцій:

1. Аl2(SO4)3 + 6NаОН = 2Аl(ОН)з + 3 Na2SO4

2. 2Аl + 2NаОН + 6 Н2О = 2 Nа[Аl(ОН)4] + 3 H2

3. АgNОз + NaI = NаNОз + АgІ

4. Cl2 + 2 NаІ = 2 NaCl + I2

а) 1,2        б) 2,3        в) 3,4        г) 2,4

2) Вибрати правильну характеристику окисно-відновного електрода:

а) це метал, що занурений у розчин елетроліту і обмінюється з ним іонами та електронами;

б) це інертний метал, що занурений у розчин електроліту і обмінюється з ним електронами;

в) це інертний метал, що занурений в окисно-відновну систему і є лише провідником електронів;

г) це інертний метал, що занурений в окисно-відновну систему і обмінюється з нею іонами та електронами.

3) Вибрати окисно-відновну систему, потенціал якої залежить від рН:

а) Fe3+ + е- = Fe2+                        в) MnO4- + 8Н+ + 5е- = Mn2+ + 4H2O

б) MnO4- + е-  = MnO42-              г) S4O62- + 2е- = 2 S2O32-

4) Вибрати дріб, що стоятиме під логарифмом у рівнянні Нернcта-ІІетерса для редокс-системи:   СrO42–+ 2 Н2О + 3е = СrО2 + 4 ОН

  

5) Вказати, окислена форма якої окисно-відновної системи буде найбільш сильним окисником за стандартних умов:

а) НВrО + H+ + 2e = Вr + H2O                                               φ° =   1,34

б) СrО42-– + 4 Н2О + Зе = Сr(ОН)3 + 5 ОН                            φ° = - 0,13

в) 2 I03 + 12 Н+ + 10e =  I2 + 6 H2O                                       φo  =   0,19

г) H2O2 + 2 Н+ + 2е- = 2 H2O                                                    φo =   1,78

6) Пояснити, в якому напрямку за стандартних умов буде самодовільно йти реакція:

2 NaCI + Fе2(SO4)з =  2 FeSO4 + Cl2 + Na2SO4,    якщо

φоСl2/2Cl- = 1,36 B, a   φoFe3+/ Fe2+ = 0,771 B

а) зліва направо;           в) реакція взагалі не буде йти;

б) справа наліво;           г) реакція буде йти в обох напрямках.

7) Вибрати кращий окисник для перетворення Fе2+-іона за стандартних умов у Fе3+- іон, якщо стандартний потенціал  φFe3+/ Fe2+ = 0,771 В, а стандартні потенціали окисників вказані в дужках:

а)KMnО4 (φ° = 1,51 В);                                                   в) НNO20 = 1,00 В);

б) КМnО4 в нейтральному середовищі (φ° = 0,58 В);  г) CuSO40 = 0,153 В).

8) Вказати, як зміниться ЕРС гальванічного кола Рв/Рв2+  //Аg+ /Аg,

якщо у розчин солі свинцю додати сірководень (у невеликій кількості);

а) зменшиться;             в) не зміниться;

б) збільшиться;            г) коло буде зіпсоване.

9) Вказати, який процес буде відбуватися на електроді з більшим потенціалом в окисно-відновному гальванічному колі:

а) залежить від природи електрода;      в) окиснення;    

б) відновлення;                                        г) окиснення або відновлення.

ПРАВИЛЬНІ  ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь г).

Окисно-відновні реакції відбуваються із зміною ступенів окиснення елементів у молекулах реагуючих речовин.

2. 2Аl + 2 NaOH + 6 Н2О = 2 Nа [Al(OH)4] + 3 H2

Аl + 4 ОH- - 3e- = [Аl(ОН)4]-               2      окиснення

2 H2O + 2e- = H2 + 2 ОН-                     3      відновлення

4. Cl2 + 2 NаІ = 2 NaCl + I2

Cl2 + 2e- = 2 Сl-                                    1        відновлення

2 І- - 2e- = І2                                         1        окиснення

Реакції 1 та 3 відбуваються без зміни ступенів окиснення атомів.

2) Правильна відповідь в).

Інертний метал (платина, золото, паладій та ін.) повинен знаходитися в розчині, що є окисно-відновною системою. Метал виконує роль провідника електронів: він із зовнішньої мережі передає електрони окисленій формі в розчині, або приймає електрони від відновленої форми і передає у зовнішню мережу. Таким чином, метал не обмінюється електронами й іонами з компонентами розчину.

3) Правильна відповідь в). У рівняння входять 8Н+ і потенціал буде залежати від рН (Т = 298 К)

4) Правильна відповідь а).

Під логарифмом у чисельнику повинна стояти концентрація окисленої форми – СrО42-, а у знаменнику - відновленої: СrО2  і ОH.

5) Правильна відповідь г).

Найбільш сильним окисником буде окислена форма тієї системи, яка має більше значення окисно-відновного потенціалу.

6) Правильна відповідь б).

Оскільки стандартний потенціал системи Сl2/2Сl- більший, окисником буде Сl2, а відновником - Fе2+. Такім чином, самодовільно реакція буде йти в напрямку справа наліво:

2 FeSO4 + Cl2 + Na2SO4 = 2 NaCl + Fе2(SО4)3, або 2 Fе2+ + Cl2 = 2 Сl- + + 2 3+

7) Правильна відповідь а).

Кращим окисником буде окислена форма редокс-системи, потенціал якої буде в більшій мірі перевищувати 0,771 В. Такою системою буде система, окислена форма якої – КМnО4 у кислому середовищі.

8) Правильна відповідь б).

EРС цього гальванічного кола розраховується за формулою:

 

При додаванні сірководню у розчин, що містить іони Рв2+, , внаслідок реакції:

Pb2+ + H2S = PbS↓ + 2 Н+  концентрація катіонів Рb2+ зменшується.

Отже, у формулі EРС зменшиться lg [Рb2+], а різниця у дужках збільшиться,

що призведе до збільшення величини E, тобто ЕРС.

9) Правильна відповідь б).

На електроді з більшим потенціалом у гальванічному колі завжди буде відбуватися процес відновлення окисленої форми, яка буде окисником. Такий електрод є катодом і має відємний заряд (-).

          8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

Окисно-відновні потенціали окисно-відновних систем обчислюють за значеннями ЕPC, що визначають на приладі  іономірі ЭВ-74.

8.1. Підготовка до роботи та визначення ЕPC;

- перед підключенням іономіра до електричної мережі натиснути кнопки "t" і

"-І-І9";

- прогріти прилад протягом приблизно 30 хв.;

- зібрати гальванічне коло з вимірювального електрода (платиновий електрод   ЭПВ-1) та допоміжного електрода (хлорсрібний електрод ЭВЛ-ІМ із сталим значенням потенціалу 0,201± 0,003 В);

- встановити електроди у спеціальний тримач над поворотним столиком і підключити до приладу;

- розчин досліджуваної окисно-відновної системи налити у скляний стакан і занурити у нього електроди;

- натиснути кнопну "mV" та кнопку потрібного діапазону вимірювання і визначити величину EРС – E.

8.2. Обробка результатів та оформлення протоколу лабораторної роботи.

Розрахувати практичні значення окисно-відновних потенціалів

для трьох систем за формулою:

φпр. = Е + φдоп. ,

де: Е - значення ЕРС, В (визначене на приладі);

φдоп. = 0,201 - потенціал хлорсрібного електрода, В;

тому що Е = φпр. – φдоп.

2) Розрахувати теоретичні значення окисно-відновних потенціалів для трьох систем з урахуванням концентрації окисленої та відновленої форми за рівняннями:

Концентрації речовин наведені у таблиці.

3) Результати визначень та розрахунків занести у таблицю:

№ р-ну

Вид електрода

рН

р-ну

Склад розчину

φо, В

φпр.

В

φтеор. В

Е, В

1

Pt

I2, I-

КІ (0,1 моль/л)

І2 (0,001моль/л)

0,530

2

Pt

Fe3+, Fe2+

Fe3+(5·104моль/л)

Fe2+(5·102моль/л)

0,771

3

Pt

Cr2O72-, H+,Cr3+ 

1,86

Сr2O72- (4,18·10-2     

                       моль/л)

Сr3+(1,67·10-4         

                       моль/л)

1,333

4) Користуючись значеннями стандартних окисно-відновних потенціалів систем φ° (з таблиці), визначити можливість самодовільного перебігу реакцій;

а) Fе3+ + І-  →

б) Fe2+ + I2

в) Сr2О72- + Fe2+ 

за формулою: E = φок. - φвідн.

Самодовільно буде йти такий окисно-відновний процес,

для якого: φок. > φвідн. і Е >0.

9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с.505-540

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. Киев, Вища школа. 1986; с, 116-118, 122, 127-129.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В. В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 72-74.

ЗАНЯТТЯ № 6.

    

1. ТЕМА. Сорбція біологічно-активних речовин на межі поділу фаз.

 

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Адсорбція із розчинів на поверхні твердого тіла має велике значення для життєдіяльності організмів. Адсорбція субстрату на поверхні ферментного комплексу, адсорбція амінокислот на поверхні еритроцитів, адсорбція на мембранах клітин, адсорбція білків на поверхні гідрофобних частинок, що переносяться кровю – всі ці процеси в організмі повязані з молекулярною адсорбцією з розчинів. Такі тверді адсорбенти як активоване вугілля та йонообмінники застосовуються для очистки організму від сторонніх речовин, отрут, які потрапили у шлунок, надлишкових ліків, шкідливих продуктів життєдіяльності. Отже, поняття про адсорбцію із розчинів необхідне для розуміння багатьох процесів в організмі на молекулярному рівні. Адсорбція на твердих адсорбентах широко використовується і в промисловості. Вона застосовується для очистки вітамінів, анестетиків, антибіотиків, виготовлення “імобілізованих” ферментів, стандартизації та ідентифікації лікарських засобів. Тверді адсорбенти застосовуються також для очистки промислових викидів і регенерації стічних вод.

    3. МЕТА. Сформувати уявлення про механізм та закономірності адсорбції речовин із розчинів на поверхні твердого тіла. Набути практичних навичок у проведенні адсорбції твердим адсорбентом із розчину та розрахунків за адсорбційним рівнянням Фрейндліха.

     Студент повинен знати:

- особливості адсорбції з розчинів на твердих адсорбентах, теорію адсорбції Ленгмюра;

- особливості молекулярної адсорбції неелектролітів, правило вирівнювання полярностей Ребіндера;

- види та особливості адсорбції електролітів із розчинів, правило Панета-Фаянса;

- біологічне значення та напрямки практичного застосування адсорбції з розчинів;

                                          вміти:

- проводити розрахунки за рівняннями адсорбції Ленгмюра та Фрейндліха;

- будувати графіки ізотерми адсорбції та знаходити константи у рівнян-

  ні Фрейндліха розрахунково-графічним методом;

                                   оволодіти навичками:

- проведення адсорбції із розчину твердим адсорбентом та визначення

 величини адсорбції розчиненої речовини  розрахунково-графічним

 методом.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ ТА НАВИЧКИ,

   НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про полярність молекул.

2) Вміння будувати графіки.

   (Матеріал шкільної програми з хімії та математики).

3) Поняття про гомогенні системи, фазові рівноваги.

4) Вміння та навички кислотно-основного титрування.

   (Матеріал попередніх занять).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

Поверхневі явища на межі поділу фаз “рідина – тверде тіло”

Рівняння адсорбції      Адсорбція із розчинів     Застосування  твердих

Ленгмюра та                твердими                          адсорбентів в медицині

Фрейндліха                  адсорбентами                  та  фармації

Молекулярна адсорбція                                       Адсорбція електролітів

     неелектролітів

Правило вирівнювання                        Адсорбція        Вибіркова                 Іонообмінна

полярностей Ребіндера                        слабких            адсорбція                      адсорбція    

                                                               електролітів    Правило Панета-Фаянса.      

                               Адсорбція оцтової кислоти на активованому вугіллі                   

      6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ   

          (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Поверхневі явища на межі

поділу фаз “рідина – тверде тіло”.

1.1. Поняття про активні центри  на

поверхні адсорбента.

2. Адсорбція із розчинів твердими адсорбентами.

2.1. Особливості адсорбції із розчинів.

2.2. Рівняння адсорбції Ленгмюра та

Фрейндліха, особливості їх застосування.  

2.3. Застосування твердих адсорбентів у медицині та фармацевтичній промисловості. Адсорбційна терапія.

3. Молекулярна адсорбція із розчинів.

3.1. Адсорбція неелектролітів. Правило вирівнювання полярностей Ребіндера.

4. Адсорбція із розчинів електролітів.

4.1. Вибіркова адсорбція. Правило Панета-Фаянса.

4.2. Йонообмінна адсорбція. Йонообмінники.

4.3. Особливості адсорбції слабких електролітів.

5. Адсорбція оцтової кислоти на активованому вугіллі.

5.1. Методика дослідження адсорбції оцтової кислоти та побудова ізотерми адсорбції.

5.2. Визначення коефіцієнтів у рівнянні Фрейндліха для адсорбції оцтової кислоти розрахунково-графічним методом.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вказати фактори, від яких залежить адсорбція на межі поділу фаз “рідина – тверде тіло”.

   а) природа адсорбента, тиск, температура;

   б) природа адсорбента, природа рідини, тиск, температура;

   в) природа адсорбента, природа рідини, температура;

   г) тиск, температура.

2) Вказати, з якого розчинника активоване вугілля (неполярний адсорбент) буде краще адсорбувати поверхнево-активну речовину. Діелектрична проникність розчинників показана у дужках.

   а) з води (80); б) з етанолу (25,2); в) з ацетону (20,7); г) з гексану (1,9).

3) Вказати, чи виконується правило Дюкло-Траубе при адсорбції дифільних молекул з розчинів на твердому адсорбенті.

   а) не виконується;

   б) виконується тільки для неполярних адсорбентів;

   в) виконується тільки для неполярних адсорбентів при адсорбції з     полярних розчинників;

   г) виконується тільки для неполярних адсорбентів при адсорбції з полярних розчинників і для полярних адсорбентів при адсорбції з неполярних розчинників.

4) Вказати, які з наведених факторів впливають на адсорбцію йонів твердим адсорбентом з водного розчину:

1) заряд йона,   2) ступінь гідратації йона,   з) природа йона,

4) природа адсорбента,  5) маса адсорбента,   6) загальний тиск.

   а) 1 – 4;                 б) 1 – 6;               в) 1, 3, 4;                 г) 1, 4, 5.

5) Вибрати йони, які за правилом Панета-Фаянса здатні адсорбуватися на поверхні кристалічного йодиду  аргентуму.

   а) Ag+;                   б) I;                     в) NO3;                   г) Na+.

6) Вибрати йони, які за механізмом йонообмінної адсорбції можуть бути адсорбовані катіонітом в Н+-формі.

   а) Cl;                 б) Са2+;                 в) NO3;                  г)Na+.

ПРАВИЛЬНІ  ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь в).

   Адсорбція на межі поділу фаз рідина - тверде тіло залежить від природи адсорбента та адсорбата (рідина), температури і практично не залежить від тиску, оскільки рідини майже на стискуються.

2) Правильна відповідь а).

   Вугілля є неполярним гідрофобним адсорбентом. Згідно з правилом урівнювання полярностей  Ребіндера, поверхнево-активна речовина краще буде адсорбуватися на вугіллі з полярного розчинника, займаючи тим самим проміжне за полярністю місце між розчинником і адсорбентом. Найбільш полярним розчинником з тих, що наведені у відповідях, є вода.

3) Правильна відповідь в).

   Правило Дюкло-Траубе виконується тільки при адсорбції поверхнево-активних речовин на гідрофобних адсорбентах з водних розчинів або розчинів на базі полярних розчинників, і при збільшенні вуглеводневого радикала (гідрофобної частини дифільної молекули) адсорбція молекул ПАР збільшується. При адсорбції ПАР з неполярних розчинників на гідрофільних адсорбентах спостерігаються результати, обернені правилу Дюкло-Траубе: збільшення гідрофобного ланцюга дифільної молекули призводить до зменшення адсорбції.

4) Правильна відповідь а).

   Адсорбція йонів тим більша, чим більший вони мають заряд і менший ступінь гідратації. Чим ближчі за природою йони та адсорбент, тим краще йде адсорбція йонів. Маса адсорбента не впливає на адсорбцію йонів, яка кількісно залежить від площі поверхні адсорбента. Роль тиску при адсорбції на межі поділу фаз “рідина-тверде тіло” обговорювалася раніше.

5) Правильні відповіді а), б).

   За правилами Панета-Фаянса кристалічну гратку AgI можуть добудовувати йони Ag+ та І, отже, тільки вони будуть адсорбуватися на поверхні кристали-ків AgI  у залежності від того, який йон знаходиться у надлишку.

6) Правильні відповіді б), г).

   Катіоніт у Н+-формі здатний обмінювати свої рухомі йони Н+ на катіони, що знаходяться у розчині. Отже, пропускаючи розчин з катіонами кальцію або натрію крізь шар такого катіоніту, можна повністю звільнити розчин від цих катіонів, замінивши їх на катіони гідрогену.

      8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Приготування початкових розчинів оцтової кислоти.

      У чотири пронумеровані колби внести по 50,0 см3 дистильованої води. У першу колбу додати 50,0 см3 вихідного розчину оцтової кислоти з концен-трацією приблизно 0,8 моль/дм3. Вміст першої колби перемішати, перенести 50,0 см3 цього розчину у другу колбу. Вміст другої колби також перемішати і перенести 50,0 см3 цього розчину у третю колбу. Із третьої колби таким же чином переносять 50,0 см3 у четверту, з якої після перемішування 50,0 см3 виливають геть. Таким чином, концентрація оцтової кислоти у першій колбі буде вдвічі меншою, ніж концентрація вихідного розчину, а концентрація кожного наступного з початкових розчинів буде вдвічі меншою, ніж попереднього.

8.2. Проведення адсорбції оцтової кислоти на вугіллі.

      До кожного з чотирьох початкових розчинів додати по 1 г активованого вугілля. Витримати колби 20 хвилин при регулярному перемішуванні сумішей. Протягом цього часу відбувається адсорбція оцтової кислоти на вугіллі, і встановлюється адсорбційна рівновага.

8.3. Визначення точної концентрації оцтової кислоти у початкових      

      розчинах.

      Спочатку визначити точну концентрацію вихідного розчину оцтової кислоти. Для цього 5,0 см3 вихідного розчину відтитрувати робочим розчином NaOH по фенолфталеїну і розрахувати концентрацію оцтової кислоти у вихідному розчині за формулою:

Свих(CH3COOH) = , моль/дм3, де:

C (NaOH) – концентрація робочого розчину NaOH, моль/дм3;

V (NaOH) – середній обєм титранта, см3;

V (CH3COOH) – обєм вихідного розчину оцтової кислоти, що був

                          узятий на титрування, см3.

Потім розрахувати концентрацію оцтової кислоти у кожному з чотирьох початкових розчинів – С.

Значення занести у таблицю.

8.4. Визначення рівноважних концентрацій оцтової кислоти після       

      адсорбції.

      Приготувати чотири чисті сухі колби з лійками і сухими фільтрами.

Після закінчення адсорбції профільтрувати всі чотири розчини, відкидаючи перші порції фільтратів.

У колбу для титрування послідовно відбирати по 10,0 см3 кожного з фільтратів і титрувати робочим розчином NaOH по фенолфталеїну. Розрахувати концентрацію оцтової кислоти у кожному фільтраті – Сі.

Результати занести у таблицю.

п/п

Початкова концентрація

оцтової к-ти   C0i,моль/дм3

Рівноважна

концентрація

оцтової к-ти    Сі, моль/дм3       

Кількість адсорбова-ної  оцтової    к-ти   

Хі, моль

Величи-

на ад-

сорбції     ,    

lgCі

lg

Константи  у рівнянні

Фрейндліха

К

1/n

1

2

3

4

8.5. Проведення розрахунків.

      Визначити кількість адсорбованої оцтової кислоти за формулою:

      Xi = (C0iCi ,  моль          

                        де:       С, Сі – відповідно початкова та рівноважна концентрації оцтової кислоти, моль/дм3;   

 V – обєм розчину оцтової кислоти, взятий  для адсорбції, см3 .

 

      Розрахувати величину адсорбції оцтової кислоти на  1 кг адсорбента за формулою:  

       =  · 1000 ,  моль/кг

                        де:      m(вуг.) – маса активованого вугілля, взятого для адсорбції, г;                     

                                   m(вуг.) = 1 г.                 

       Визначають значення :    lg Ci     та    lg .

       Результати всіх розрахунків заносять у таблицю.

8.6. Побудова графіків та визначення констант у рівнянні Фрейндліха для адсорбції оцтової кислоти.

      На базі експериментальних та розрахункових даних побудувати графіки ізотерми адсорбції Фрейндліха у звичайній (А ,рис.3.1) та лінеаризованій      (В ,рис.3.2) формах:

       А :       = K · Ci1/n                                             B :      lg = lgK  +  lgCi  

                                                      lg

                                                                                       

                                                                     M

                                                                          

 o                         Ci                                       O о                           lg Ci   

                        Рис. 3.1.                                                   Рис.3.2.

Для знаходження величини К у рівнянні Фрейндліха визначити величину відрізка ОМ (рис. 3.2.) з урахуванням масштабу по осі ординат.

Потім визначити антилогарифм величини відрізка, бо   lg K = ОМ.

Константу 1/n знаходять, визначаючи значення tg  (рис. 3.2.) з урахуванням масштабів по осях, бо  1/n = tg .

Значення констант  К  і  1/n  занести у таблицю і записати рівняння Фрейндліха для адсорбції оцтової кислоти на вугіллі.

8.7. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

У зошиті  записати необхідні розрахунки, побудувати графіки, заповнити таблицю, зробити висновок.

         9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,           с. 562-601.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.166 – 174.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 158 – 158.

ЗАНЯТТЯ  № 7

1.ТЕМА. Іонний обмін. Хроматографія.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Хроматографія як фізико-хімічний метод аналізу широко застосовується в науковій та лабораторній практиці. Методами хроматографічного аналізу розділяють та ідентифікують  амінокислоти, білки, нуклеїнові кислоти, ліпіди та інші біоорганічні сполуки; вони застосовуються для визначення складу промислових газоподібних і рідких викидів. У комплексі з іншими методами фізико-хімічного аналізу хроматографія є найважливішим методом дослідження в біології, медицині та фармації, методом екологічного контролю та моніторингу.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про види, особливості та можливості хроматографії, напрямки її застосування у біохімічному, лабораторному, санітарно-гігієнічному аналізі. Набути практичних навичок у проведенні розподільної паперової хроматографії та адсорбційної хроматографії на твердому адсорбенті.

Студент повинен знати:

- суть хроматографічного аналізу;

- класифікацію хроматографічних методів за типом фізико-хімічного     

 процесу;

- основні види хроматографії за технікою виконання;

- можливості застосування хроматографії у біології, медицині, екології;

                                        вміти:

- проводити якісну колоночну адсорбційну хроматографію;

                                        оволодіти навичками:

- розділення та якісного визначення речовин методом розподільної

 паперової хроматографії.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ ТА НАВИЧКИ,

   НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про гідрофільність (полярність) і гідрофобність (неполярність) сполук.

2) Поняття про адсорбцію, розподіл речовин між двома фазами, що не змішуються.

3) Поняття про гетерогенну рівновагу на межі поділу фаз.

   (Матеріал попередніх занять з хімії).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                                    Х р о м а т о г р а ф і я

Класифікація хроматографічних методів      Застосування хроматогра-

за типом фізико-хімічного процесу  та           фії у біології, медицині,

за технікою виконання                                     фармації та екології

Розподільна паперова               Адсорбційна колонкова хроматографія

хроматографія амінокислот      на твердому адсорбенті

 

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

       (самостійна позааудиторна робота студентів)

   Зміст і послідовність дій

         Вказівки до навчальних дій

  1.  Суть хроматографічного

методу аналізу.

1.1. Розділення сумішей та ідентифікація компонентів. Якісний та кількісний аналіз.

2. Класифікація хроматографічних методів за типом фізико-хімічного процесу, на якому вони базуються.

2.1. Адсорбційна хроматографія.

2.2. Розподільна хроматографія.

2.3. Йонообмінна хроматографія.

2.4. Осадова хроматографія.

2.5. Гель-фільтрація.

3. Види хроматографічного аналізу за технікою виконання.

3.1. Газова та газо-рідинна хроматографія.

3.2. Паперова та тонкошарова хроматографія.

3.3. Колоночна хроматографія.

4. Можливості застосування хроматографії у біології, медицині, фармації, екології.

5. Методика розділення амінокислот за допомогою розподільної паперової хроматографії.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати процеси, що лежать в основі хроматографічних методів дослідження:

1 – йонний обмін, 2 – розчинення у воді, 3 – адсорбція,

4 – випаровування, 5 – кристалізація, 6 – розподіл між двома фазами.

  а) 1, 3, 4;     б) 2, 3, 4, 6;  в) 1, 3, 6;  г) 2, 4, 5.

2) Вибрати методи хроматографічного аналізу, що базуються на розподілі компонентів суміші між двома рідкими фазами:

1 – газоадсорбційна хроматографія, 2 – паперова хроматографія,

3 – гель-хроматографія, 4 – адсорбційна колонкова хроматографія,

5 – тонкошарова хроматографія, 6 – йонообмінна хроматографія.

   а) 2, 5;      б) 4, 6;      в) 1, 3;    г) 1, 2.

                                               

3) Вказати, яка речовина є нерухомою фазою у паперовій хроматографії.

 а) органічний розчинник;  б) вода;  в) целюлоза;

 г) у паперовій хроматографії нерухомої фази немає.

4) Вказати параметри паперової хроматографії, які треба стандартизувати при точному визначенні факторів утримування компонентів суміші, що розділяється:

1-температура,   2-тиск,                3-кількість рухомої фази,                 4-вид паперу,                                               5-розмір і форма паперу,              6-вид розчинника.

   а) 3,5;    б) 4,6;           в) 1,3;  г) 2,4.

5) Вказати, що характеризує величина фактору утримування у паперовій хроматографії.

   а) відношення розчинностей компонентів у розчиннику;

   б) відношення розчинностей компонентів у нерухомій фазі;

   в) відношення швидкостей руху компонентів суміші;

   г) відношення швидкостей руху компонента і розчинника.

6) Вказати вид хроматографії, що має спільний механізм дії з методом одержання прісної або демінералізованої води.

   а) адсорбційна;      б) розподільна;      в) йонообмінна;      г) осадова.

   ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь в).

   Розчинення, випаровування та кристалізація не належать до процесів, на яких грунтується хроматографія.

2) Правильна відповідь а).

   З наведених видів хроматографії тільки у паперовій та тонкошаровій  компоненти суміші розподіляються між нерухомою фазою та розчинником (рухома фаза), який поступово рухається від стартової точки до краю паперу. Нерухомою фазою у паперовій хроматографії є волога фільтру, а у тонкошаровій хроматографії – рідина, якою попередньо просочують шар адсорбента.

3) Правильна відповідь б).

   Вода, точніше волога паперу, є нерухомою фазою у паперовій хроматографії. Спеціальний хроматографічний папір містить більше 20% вологи.

4) Правильна відповідь б).

   Від виду паперу (а не його розмірів і форми), виду розчинника залежать значення факторів утримування даних компонентів. Тиск і кількість розчинника, який завжди береться у надлишку для даних розмірів паперу, на значення факторів утримування не впливають. Температура теж не стандартизується, а береться трохи вищою за кімнатну.

5) Правильна відповідь г).

6) Правильна відповідь в).

   Йонообмінна хроматографія, як і одержання демінералізованої або прісної води, базується на йонному обміні між йонами рідкої фази  (води, розчину) та рухливими йонами йонообмінної смоли. У йонообмінній хроматографії застосовуються переважно або катіоніт (обмінюється катіонами) або аніоніт (обмінюється аніонами), а при одержанні демінералізованої води її пропускають послідовно через катіоніт і аніоніт, замінюючи катіони й аніони, що містяться у воді, на катіони Н+ та   аніони ОН.

       8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Проведення адсорбційної хроматографії катіонів на оксиді алюмінію

      Розділення катіонів Fe3+ та Сu2+ проводять за допомогою адсорбційної колоночної хроматографії. Підготувати колонку для хроматографії таким чином: взяти суху скляну трубку довжиною 12 – 15 см  із внутрішнім діаметром  біля 1 см, що має відтягнутий вузький кінець.

У цей кінець заштовхати трохи вати, а потім заповнити трубку порошком оксиду алюмінію на 4 – 5 см по висоті, періодично постукуючи по трубці, запобігаючи утворенню порожнеч. Підготовлену колонку вертикально закріпити у штативі. Відібрати приблизно по 3 см3 розчинів хлориду феруму(III) і сульфату купруму з однаковою молярною концентрацією еквівалента та змішати ці розчини у пробірці. Одержаний розчин обережно перелити у колонку. Знизу підставити пусту колбочку.

    Через деякій час верхній шар адсорбента забарвиться  у жовтий колір (катіони Fe3+), а нижче утвориться блакитний шар (катіони Сu2+).

Після того, як через адсорбент пройде весь розчин, для більшої наочності досліду, треба промити адсорбент невеликою кількістю води, а потім пропустити через колонку проявлювач – розведений розчин жовтої кровяної солі K4Fe(CN)6. Тоді верхній шар забарвиться у темно- синій колір, а шар катіонів купруму – у коричневий.

    Зробити висновок про залежність адсорбції катіонів на оксиді алюмінію від заряду катіону. Колонку із забарвленими шарами катіонів намалювати у протоколі роботи.

8.2. Проведення розподільної хроматографії амінокислот на папері.

      Готовий фільтр або коло фільтровального паперу діаметром 12 см розкреслити олівцем на 4 сектори: у трьох секторах на відстані  0,5 см від центру олівцем намітити місця старту, а у четвертому секторі вирізати вузький язичок, що доходить майже до центру (рис.3.3).  З краю фільтра у трьох секторах зробити позначки: “гл” - гліцин, “сум” - суміш амінокислот, “лей” - лейцин.

               Гл                                            Сум

               

                                                                                                                      Фронт

                                                                                                                                      розчинника                                                                                            

                                                                    Лейцин                                     

                            .                                               Гліцин

                                                   Лей

                                         л                                                         Місце старту                 

                                                Рис.3.3.                                           Рис.3.4.

Потім на місця старту нанести краплі відповідних розчинів: гліцину, лейцину та суміші цих амінокислот. Краплі не повинні бути більшими, ніж 3-4 мм у діаметрі. Нанести по 3-4 краплі поступово, підсушуючи попередню пляму перед нанесенням наступної краплі.

     У чашку Петрі налити розчинник, покласти фільтр таким чином, щоб відігнутий язичок був занурений у розчинник. Зверху папір накрити другою чашкою Петрі та поставити у термостат з температурою 45-500С. Коли розчинник дійде майже до краю фільтра, вийняти папір, підсушити його у сушильній шафі та обробити проявником – розчином нінгідрину. Хроматограму  підсушити у термостаті – на ній проявляться кольорові плями амінокислот.

     За допомогою хроматограми визначити фактори утримування амінокислот гліцину та лейцину. Лінійкою відміряти відстань від місця старту до середини плями кожної з амінокислот та від місця старту до лінії фронту розчинника (рис. 3.4.).

Розрахувати фактори утримування (Rf) амінокислот за формулами:                                       Rf(гліцину) = r1/rp,            Rf(лейцину) = r2/rp,

Де: r1 відстань від точки старту до середини плями гліцину, см;

      r2 відстань від точки старту до середини плями лейцину, см;                                                               rpвідстань від точки старту до лінії фронту розчинника, см.

Замалювати хроматограму, записати результати розрахунків та на їх основі зробити висновок про розподіл амінокислот у залежності від полярності молекул.

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

Намалювати у зошиті колонку із забарвленими шарами катіонів. Записати висновок про залежність адсорбції катіонів на оксиді алюмінію від заряду катіону.

Замалювати хроматограму, записати результати розрахунків та висновок про розподіл амінокислот у залежності від полярності молекул.

9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,   с.594-601.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.183 - 186.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 168 - 174.

ЗАНЯТТЯ № 8

1. ТЕМА. Одержання, очистка та властивості колоїдних розчинів.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Живий організм можна розглядати як складну сукупність дисперсних систем. Низькомолекулярні електроліти та неелектроліти знаходяться у біологічних рідинах у вигляді істинних розчинів; білки, ліпіди, нуклеїнові кислоти, полісахариди утворюють колоїдно-дисперсні системи; клітини, форменні елементи крові, бактерії утворюють грубодисперсні системи. Зміна фізико-хімічного стану дисперсних систем в організмі може призвести до патології. Зсідання крові, перенесення ліпідів та водонерозчинних сполук, утворення холестеринових бляшок у судинах – ці та інші життєво важливі процеси базуються на властивостях дисперсних систем.

Дослідження дисперсних систем сприяло впровадженню у медичну практику таких сучасних інструментальних методів діагностики та лікування як електрофорез, компенсаційний та вівідіаліз, апарат “штучна нирка”.

Отже, майбутньому лікареві, безумовно, необхідно мати базові поняття про будову та властивості дисперсних систем та колоїдних розчинів зокрема.

3. МЕТА. Сформувати  уявлення  про  методи  добування  та очищення, властивості колоїдних розчинів, їх використання у клінічній, фармацевтичній та санітарно-гігієнічній практиці. Набути практичних навичок в одержанні колоїдних розчинів та очистці їх методом діалізу.

Студент повинен знати: 

- класифікацію дисперсних систем за агрегатним станом та розміром частинок дисперсної фази;

- основні методи одержання колоїдних розчинів;

- міцелярну теорію будови гідрофобних золей;

- молекулярно-кінетичні, електричні та оптичні властивості колоїдних розчинів;

- суть і практичне застосування електрофорезу в медико-біологічних дослідженнях;

- основні види очищення колоїдних розчинів;

                                         вміти:

- проводити порівняльний аналіз дисперсних систем за їх фізико-хімічними властивостями;

- складати формулу міцели гідрофобного  колоїдного розчину;

- вибирати метод очищення колоїдного розчину в залежності від виду домішок;  

                           оволодіти навичками:

- лабораторного одержання колоїдних розчинів різними методами (гідролізу, подвійного обміну, заміни розчинника, пептизації);

- очищення колоїдних розчинів методом діалізу.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ ТА НАВИЧКИ,

   НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про розчини.

2) Основні типи хімічних реакцій. Реакції обміну та гідролізу.

   (Матеріал шкільної програми з хімії).

3) Поняття про гомогенні та гетерогенні системи.

4) Поняття про вибіркову адсорбцію.

   (Матеріал попередніх занять з хімії).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                      Дисперсні системи

                      Гомогенні (істинні розчини)                Гетерогенні

                                         

                                                       Колоїдні розчини                     Грубодисперсні

            системи

            Одержання             Будова колоїдних    Властивості          Очищення

                                                частинок

Конден-    Дисперга-                                   Елек-      Молеку-    Оптичні                             саційні      ційні                                           тричні     лярно-             методи     методи                                                       кінетичні

               Пептизація              Будова ПЕШ    Електрофорез та його застосу-

             вання в медицині та біології   

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Дисперсні системи та їх класифікація.

1.1. Склад дисперсних систем. Дисперсна фаза та дисперсійне середовище.

1.2. Класифікація за агрегатним станом.

1.3. Класифікація за розміром частинок дисперсної фази: істинні розчини, колоїдні розчини, грубі дисперсії.

2. Методи одержання колоїдних розчинів.

2.1 Конденсаційні методи.

2.2 Диспергаційні методи.

2.3 Пептизація.

3. Методи очищення колоїдних розчинів.

3.1 Діаліз, електродіаліз, компенсаційний діаліз, вівідіаліз, принцип роботи апарату “штучна нирка”.

3.2. Ультрафільтрація.

3.3. Фільтрація.

4. Будова міцели як структурної одиниці колоїдного розчину.

4.1. Ядро міцели та вибіркова адсорбція йонів на ядрі.

4.2. Йони у структурі міцели.

4.3. Міцела як електронейтральна частинка колоїдного розчину.

5. Властивості колоїдних розчинів.

5.1. Молекулярно-кінетичні властивості: броунівський рух, дифузія, осмос.

5.2. Оптичні властивості. Ефект Тіндаля.

5.3. Електричні властивості. Будова ПЕШ колоїдної частинки.

6. Електрофорез та його застосування в медико-біологічних дослідженнях.

6.1. Електрокінетичні явища.

6.2. Електрокінетичний потенціал.

6.3. Електрофорез. Швидкість руху частинок при електрофорезі.

6.4. Застосування електрофорезу в медико-біологічних дослідженнях.

              

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати правильне визначення колоїдних розчинів:

   а)  дисперсні системи з різним дисперсійним середовищем;

   б)  дисперсні системи з розміром частинок дисперсної фази від 1 до 100 нм;

   в) дисперсні системи з твердою дисперсною фазою;

   г) дисперсні системи, що за розміром частинок дисперсної фази належать до гомогенних систем.

2) Вказати, які йони адсорбуються на поверхні ядра при утворенні міцели:

   а) йони, що мають заряд, протилежний заряду ядра;

   б) йони, концентрація яких у даному розчині максимальна;

   в) йони, які не входять до складу ядра;

   г) йони, які здатні добудовувати кристалічну гратку ядра.

3) Обгрунтувати формулу міцели золю, який утворюється при змішуванні 15,0 мл розчину з молярною концентрацією КСl 0,025 моль/дм3 та 85,0 мл розчину з молярною концентрацією АgNO3 0,005 моль/дм3.

4) Пояснити, які процеси лежать в основі пептизації:

   а) в основі пептизації лежить гідроліз пептидних звязків під дією дисперсійного середовища;

   б) в основі пептизації лежить хімічне розчинення осаду внаслідок реакції з електролітом, який додається;

   в) в основі пептизації лежить утворення колоїдної частинки внаслідок адсорбції йонів електроліту на частинках осаду;

   г) в основі пептизації лежить утворення колоїдних частинок внаслідок адсорбції йонів, що є продуктами взаємодії частини осаду з електролітом.

5) Вказати, який метод краще застосувати для очищення колоїдного розчину від домішок глюкози:

   а) фільтрація;          б) діаліз;          в) електродіаліз;       г) вівідіаліз.

6) Вказати, на якому методі очистки колоїдних розчинів грунтується робота апарату  “штучна нирка”.

   а) ультрафільтрація;        б) діаліз;               в) електродіаліз;      г) компенсаційний  діаліз.

 

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь б).

    Згідно з класифікацією дисперсних систем, колоїдні розчини – це мікрогетерогенні системи з розміром частинок дисперсної фази від 1 до 100 нм.

2) Правильна відповідь г).

   На поверхні ядра міцели адсорбуються йони, які за правилами вибіркової адсорбції Панета-Фаянса здатні добудовувати  кристалічну  гратку ядра. Це – йони, які входять до складу ядра, або йони, ізоморфні  тим, що утворюють кристалічну гратку, або йони, які містять ті ж самі елементи, що утворюють гратку ядра. Такі йони називаються потенціал-визначальними, вони обумовлюють знак заряду колоїдної частинки.

3) Спочатку визначимо, яка з речовин, що реагують, буде у надлишку:

                    AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3

Кількість речовини KCl: 0,015 дм3 · 0,025 моль/дм3 · 103 = 0,375 ммоль

Кількість речовини AgNO3: 0,085дм3 · 0,005моль/дм3 · 103=0,425 ммоль

Отже, у надлишку буде AgNO3. Це означає, що на поверхні ядра адсорбуватимуться катіони Ag+, які обумовлюють позитивний заряд гранули. Протиіонами будуть нітрат-іони.

Формула міцели матиме такий вигляд:

          {[m AgCl] · n Ag+ · (nx) NO3 }x+ · x NO3

             ядро         адсорбційний шар йонів    дифузний шар йонів

                                     г р а н у л а 

                                         м і ц е л а 

У цілому міцела електронейтральна.

4) Правильні відповіді  в) і г).

   Пептизація – це процес переходу свіжоутвореного осаду  у колоїдний стан. Таке явище може відбуватися при додаванні до осаду електроліта, що містить йони, здатні адсорбуватися на частинках осаду за правилами вибіркової адсорбції (адсорбційна пептизація).

Пептизація відбувається і тоді, коли до осаду додають невелику кількість електроліту, який, реагуючи з поверхнею частинок осаду, утворює здатні до вибіркової адсорбції йони (хімічна пептизація).

Пептизація можлива також у певних випадках при промиванні осаду розчинником, якщо осад містив значну концентрацію одного з вихідниїх реагентів, бо не був ретельно відмитий.

5) Правильна відповідь б).

   Оскільки домішки не є електролітами, краще застосувати простий діаліз.

6) Правильна відповідь г).

   Апарат “штучна нирка” працює за принципом компенсаційного вівідіалізу (прижиттєвого). Кров хворого проходить по трубках з напівпроникними стінками, які омиваються фізіологічним розчином, що містить життєво необхідні речовини, які повинні залишатися в крові.

      8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Одержання золю методом заміни розчинника.

      Налити у пробірку 10 см3 дистильованої води і додати 1 см3 розчину сірки в етиловому спирті, одержаний тривалим настоюванням. Сірка розчиняється у спирті, утворюючи істинний розчин, і не розчиняється у воді,  утворюючи колоїдну систему.

8.2. Одержання золю гідроксиду феруму (III) методом гідролізу.

      Налити у конічну колбу 50 см3 дистильованої води і довести її до кипіння. Відібрати мірною пробіркою 5 см3 розчину FeCl3 (w = 5%)  і поступово влити цей розчин у дистильовану воду, що кипить.

      За умови високої температури відбувається повний гідроліз хлориду феруму (ІІІ):

FeCl3 + 3 H2O = Fe(OH)3 + 3 HCl

Продукти гідролізу частково реагують між собою:

Fe(OH)3 + HCl + FeOCl + 2 H2O

Хлорид оксоферуму (FeOCl),  що утворився, стає стабілізатором колоїдних частинок.

Формула міцели золю Fe(OH)3 має такий вигляд:

{[m Fe(OH)3] · n FeO+ · (n – x) Cl} x+ · x Cl

Утворюється прозорий золь червоно-коричневого кольору.

8.3. Одержання золю берлінської лазурі за реакцією подвійного обміну.

      Налити у пробірку 10 см3 розчину жовтої кровяної солі К4Fe(CN)6

(w = 0,10%) і додати 1-2 краплі розчину хлориду феруму (ІІІ) (w = 2%).

Утворюється блакитний прозорий колоїдний розчин берлінської лазурі Fe4Fe(CN)63.

Написати рівняння реакції взаємодії жовтої кровяної солі з хлоридом феруму (ІІІ).

Написати й обгрунтувати формулу міцели добутого золю, враховуючи, що гранула має відємний заряд.

8.4. Одержання золю гідроксиду феруму (ІІІ) методом пептизації.

      Відміряти у колбу 50 см3 дистильованої води і додати 2 см3 розчину FeCl3 (w = 5%). Потім поступово додавати розчин аміаку (w = 5%) до одержання стійкого аміачного запаху. Внаслідок реакції утворюється бурий осад Fe(OH)3.

      Після відстоювання осаду верхній шар рідини обережно злити, намагаючись не скаламутити розчин  (декантація). До осаду додати приблизно  30 см3 дистильованої води, збовтати, дати відстоятися і знову злити розчин над осадом. Таке промивання осаду  (декантацію) проробити тричі. Взяти дві невеликі порції промитого осаду  (обємом приблизно 1см3)  і  помістити у дві пробірки.  У першу пробірку додати

10 см3 води,  а у другу – 3 см3 води  та   2 см3 розчину FeCl3 (w = 5%).

Написати рівняння реакції одержання осаду гідроксиду феруму. Скласти формулу міцели золю, що утворився внаслідок пептизації  у другій пробірці.

8.5. Очищення дисперсії крохмалю методом діалізу.

      Налити у целофановий мішечок невелику кількість розчину крохмалю з масовою часткою 1%  і  ще меншу кількість розчину сульфату натрію з масовою часткою 2%. Помістити мішечок у колбу з дистильованою водою так, щоб рівень води у колбі трохи перевищував рівень рідини у мішечку. Через 20 хвилин провести аналіз води, яка була у колбі, на наявність сульфат-іонів та молекул крохмалю. Для цього відлити приблизно по 2 см3 води у дві пробірки. У першу пробірку додати декілька крапель розчину Люголя (іод, розчинений у водному розчині іодиду калію) – якісна реакція на наявність у воді крохмалю. У другу пробірку додати 2-3 краплі розчину хлориду барію – якісна реакція на сульфат-іон.

Пояснити, про що свідчить негативна реакція у першій пробірці і позитивна реакція у другій. Зробити висновок про суть діалізу.

9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 603- 640.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.187-222.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 132-152, 175-179.

ЗАНЯТТЯ № 9

        1. ТЕМА. Коагуляція колоїдних розчинів.

         2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Усі біологічні рідини організму: кров, внутрішньоклітинна рідина, лімфа, сеча, спинномозкова рідина та ін. – є складними дисперсними системами. Для них дуже важливими факторами є сталість електролітного та білкового складу, рН. Зміна цих параметрів може призвести до початку  коагуляційних процесів колоїдних фаз, зсідання еритроцитів та білків. Незначна зміна якісного складу електролітів в організмі може викликати коагуляцію колоїдних компонентів, тому що різні за зарядом йони мають різний поріг коагуляції. Коагуляційні процеси відбуваються і при зсіданні крові – комплексі ферментативних реакцій, що, з одного боку, забезпечують мінімальну втрату крові, а з другого – викликають утворення тромбів у кровоносних судинах. У багатьох випадках у клінічних лабораторіях виконують комплекс аналізів по дослідженню зсідання крові (коагуляційного гемостазу), а до складу загального клінічного аналізу крові входить ШОЕ (швидкість осідання еритроцитів). Майбутній лікар, безумовно, повинен уявляти, наскільки важливими є коагуляційні процеси для життєдіяльності організму, зберігання та консервації крові, застосування сучасних тромборезистентних матеріалів.

      3. МЕТА. Сформувати уявлення про стійкість колоїдних систем, механізм коагуляції та фактори, що її викликають. Усвідомити важливість коагуляційних процесів для життєдіяльності організму та медичної практики.

       Студент повинен знати:

- фактори стійкості колоїдних систем;

- причини та механізм коагуляції колоїдів;

- особливості коагуляції золей електролітами, правило Шульце-Гарді;

- роль коагуляції у біологічних системах;

- супутні коагуляційні процеси ( чергування зон коагуляції, звикання золей, взаємна коагуляція );             вміти:

- розраховувати поріг коагуляції електролітів;

- оцінювати коагуляційну здатність електролітів за правилом Шульце-Гарді;

                                    оволодіти навичками:

- проведення коагуляції колоїдних систем електролітами.

                4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ,

                    НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Характеристика йонів (заряд, радіус, гідратна оболонка).

   (Матеріал шкільної програми з хімії).

2) Будова міцели золя.

3) Поверхнева енергія межі поділу фаз у гетерогенній системі.

   (Матеріал попередніх занять).

             5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                       Стійкість колоїдних систем

  

                                 Коагуляція і фактори, що її викликають

         Теорія і механізм            Коагуляція              Коагуляція в біологічних

               коагуляції                 електролітами                   системах

                               Супутні               Правило                 Коагуляція

                          коагуляційні       Шульце-Гарді           сумішами

                            процеси                                                електролітів

    

                             Визначення порогів коагуляції золю електролітами

        6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

            (самостійна позааудиторна робота студентів).

      Зміст і послідовність дій

    Вказівки до навчальних дій

1. Стійкість колоїдних розчинів.

1.1. Кінетична (седиментаційна) стійкість.

1.2. Агрегативна стійкість.

2. Коагуляція колоїдів.

2.1. Фактори, що викликають коагуляцію.

2.2. Кінетика коагуляції.

2.3. Теорія Дерягіна-Ландау-Фервея-Овербека.

2.4. Коагуляція  у біологічних системах.

3. Коагуляція електролітами.

3.1. Поняття про концентраційну і нейтралізаційну коагуляцію електролітами.

3.2. Поріг коагуляції та коагулююча здатність електролітів.

3.3. Залежність порогу коагуляції та коагулюючої здатності від заряду та радіусу гідратованого йона. Ліотропні ряди катіонів та аніонів.

3.4. Коагуляція сумішами електролітів: адитивність, синергізм та антагонізм йонів при коагуляції.

3.5. Супутні коагуляційні явища: чергування зон коагуляції, звикання золей, взаємна коагуляція.

4. Визначення порогів коагуляції золю гідроксиду феруму (ІІІ) електролітами з різними зарядами коагулюючого йона.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вказати фактори, що зумовлюють стійкість колоїдних розчинів:

   1 – знак заряду частинки; 2 – величина заряду частинки;

   3 – товщина дифузного шару; 4 – вид йонів у дифузному шарі;

   5 – броунівський рух колоїдних частинок;

   6 -  величина електрокінетичного потенціалу.

   

   а) 1, 2, 3, 6;     б) 2, 3, 5, 6;        в) 1, 2, 4, 5;     г) 1, 3, 4, 5.

2) Вибрати фактори, що викликають коагуляцію золю:

   1 – зміна температури; 2 – додавання розчинника;

   3 – зміна тиску;  4 – додавання електроліту;

   5 – додавання водовіднімаючих засобів.

   а) 1, 2, 3;       б) 1, 3, 4;    в) 1, 4, 5;    г) 2, 3, 5.

3) Вибрати фактори, від яких залежить поріг коагуляції та коагулююча здатність йонів:

   а) концентрація йона;  б) ступінь гідратації йона;

   в) заряд йона;             г)  температура.  

4) Вибрати електроліт, для якого поріг коагуляції золю з відємним зарядом частинок буде мінімальним:

   а) Na2CO3;     б) K3PO4;     в) CaCl2;  г) Al(NO3)3 .  

5) Вказати, до якого електрода будуть рухатися частинки золю при електрофорезі, якщо при дослідженні коагуляції цього золю одержані

такі значення порогів коагуляції для електролітів (ммоль/дм3):  

K3PO4 – 0,02;         MgSO4 – 1,50;           FeCl3 – 201,3.

    а) до катода;          б) частинки не рухаються;   

    в) до анода;        г) визначити неможливо.

6) Вибрати правильну характеристику явища антагонізму йонів при коагуляції:

   а) неможливість йонів існувати одночасно в одному розчині внаслідок реакції між ними;

   б) зниження розчинності йонів при спільній присутності в розчині;

   в) зниження порогів коагуляції йонів при спільній коагуляції;

   г) зниження коагулюючої здатності йонів при спільній коагуляції.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь б).

   Стійкість колоїдних розчинів обумовлюють фактори агрегативної стійкості: величина заряду, товщина дифузного шару (гідратної оболонки), величина дзета-потенціалу, і фактор кінетичної стійкості – броунівський рух частинок. Від знаку заряду частинки і природи йонів дифузного шару стійкість колоїдних розчинів не залежить.

2) Правильна відповідь в).  

   Зміна температури, додавання електроліту та водовіднімаючих засобів, а також сильні механічні втручання можуть змінити величини факторів стійкості колоїдних систем, сприяти коагуляції. Зміна тиску майже не впливає на стан рідких систем, а додавання розчинника, у переважній більшості випадків, підвищує стабільність колоїдних систем, тому що при цьому зменшується концентрація дисперсної фази.

3) Правильні відповіді б) і в).

   Поріг коагуляції визначається кількістю еквівалентів електроліту, яка викликає коагуляцію 1 л золю (ммоль/л), а коагулююча здатність є величиною, оберненою порогу коагуляції. Отже, обидва показники не залежать від концентрації йонів у розчині, тому що при коагуляції буде змінюватися обєм цього розчину. Сила йона, як коагулянта, визначається зарядом йона та ступенем гідратації (радіусом гідратованого йона). Причому, чим більший заряд і менший ступінь гідратації (радіус гідратованого йона), тим менший поріг коагуляції і більша коагулююча здатність йона. Температура однаковою мірою впливає на коагуляційну здатність всіх йонів, тобто на коагуляцію в цілому.

4) Правильна відповідь г).

   Оскільки частинки золю мають відємний заряд, коагуляцію цього золю викликатимуть катіони. Згідно з правилом Шульце-Гарді, найменше значення порогу коагуляції матиме катіон з максимальним зарядом, тобто катіон алюмінію. Отже, для нітрату алюмінію поріг коагуляції буде найменшим.   

5) Правильна відповідь а).

   Зробимо припущення, що коагуляцію викликають катіони, тоді максимальний поріг коагуляції мав би фосфат калію (заряд катіона +1), а мінімальний поріг коагуляції – хлорид феруму (ІІІ) (заряд катіона +3). Це припущення не відповідає одержаним даним і повинне бути відкинуте. Проаналізуємо припущення, що коагуляцію викликають аніони, тоді фосфат калію (заряд аніона –3) повинен мати найменше значення порогу коагуляції, а хлорид феруму (ІІІ) (заряд аніона –1) – найбільше. Це припущення підтверджується результатами дослідження.

Отже, коагуляцію золю викликають аніони, а заряд частинок золю позитивний. При електрофорезі ці частинки рухатимуться до катода (негативно зарядженого електрода).

6) Правильна відповідь г).

Явище антагонізму йонів при коагуляції проявляється в тому, що при спільній коагуляції цих йонів поріг коагуляції йона буде більшим, ніж при індивідуальній дії, а, відповідно, коагулююча здатність –  меншою. Однозначного теоретичного обгрунтування такого явища немає.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Приготування розведених розчинів електролітів.

      Підготувати три серії пробірок по 5 штук у кожній, у яких буде досліджуватися коагулююча дія електролітів:

І серія – розчин з молярною концентрацією еквівалента КСl 2,0 моль/л;

ІІ серія – розчин з молярною концентрацією еквівалента К2СrO4  0,1 моль/л;

ІІІ серія – розчин з молярною концентрацією еквівалента К4Fe(CN)6  0,01 моль/л.                               

Приготувати розведені розчини електролітів.

Для цього налити у першу пробірку 10 см3 розчину електроліту, а у  чотири інші пробірки серії – по 9 см3 дистильованої води. Перенести 1 см3 розчину з першої пробірки у другу, після перемішування з другої пробірки 1 см3 розчину перенести у третю, з третьої – у четверту, потім з четвертої – у пяту. З останньої пробірки, після перемішування, 1 см3 розчину вилити геть. Таким чином, одержані пять розчинів електроліту, концентрація яких поступово зменшується у 10 разів.

8.2. Проведення коагуляції.

      Додати до всїх розчинів електролітів по 1,0 см3 золю гідроксиду феруму (ІІІ), перемішати. Через 5-10 хвилин відмітити пробірки, в яких відбулася коагуляція – розчини стали каламутними, або утворився осад.

Визначити найменшу концентрацію розчину електроліту, що викликала коагуляцію.

8.3. Розрахунок порогу коагуляції електроліту.

      Визначити величину порогу коагуляції для кожного електроліту за формулою:

                    Спор. = , ммоль/л;

де: Спор. поріг коагуляції, ммоль/л;

      V       - обєм розчину електроліту, см3;

      Сmin  - мінімальна молярна концентрація еквівалента електроліту, моль/дм3;

      Vз     - обєм золю, см3.

8.4. Визначення залежності між величиною порогу коагуляції та зарядом йона.

Результати дослідження та розрахунків занести у таблицю.

№ серії

Електроліт

Вихідна кон-центрація,

моль/л

Пробірки, де відбулася коагуляція

Сmin,

моль/л

Спор.,

ммоль/л

Заряд коа-гулюючого      йона

 І

KCl

 2,0

 ІІ

K2CrO4

 0,1

 ІІІ

K4Fe(CN)6

 0,01

Зробити висновок про вид коагулюючого йона (аніон чи катіон) та про залежність величини порогу коагуляції від заряду йона, що викликає коагуляцію.

8.5. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

      Записати у зошит необхідні розрахунки, заповнити таблицю та записати висновок про вид коагулюючого йона (аніон чи катіон) та про залежність величини порогу коагуляції від заряду йона, що викликає коагуляцію.

 9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,                         с. 641-671.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.222-233.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 132-152, 175-179.

ЗАНЯТТЯ № 10

1. ТЕМА. Колоїдний захист.

          2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Явище колоїдного захисту має велике значення для нормального функціонування живого організму. Білки, полісахариди, деякі інші природні полімери адсорбуються на поверхні колоїдних гідрофобних частинок, збільшують їх гідрофільність і підвищують стабільність, захищаючи від коагулюючої дії електролітів. Частинки жиру, холестерину, нерозчинних фосфатів, уратів, оксалатів кальцію знаходяться у рідинах організму в такому “захищеному” стані. Захисна дія білків сприяє підвищенню концентрації нерозчинних речовин: протеїни сироватки крові збільшують “розчинність” карбонату кальцію майже в пять разів, високий вміст в молоці фосфату кальцію також повязаний з захисною дією білків. Деякі патологічні процеси, старіння організму змінюють концентрацію та захисні властивості білків, полісахаридів, що призводить до утворення холестериновик бляшок на стінках судин, каменів у нирках, сечовому та жовчному міхурах.

Явище колоїдного захисту використовується при виготовленні лікарських засобів. У медицині широко застосовують золі срібла (коларгол, протаргол, лізергін), золота, ртуті, радіоактивних ізотопів, захищених альбуміном, казеїном, желатиною, декстрином, пектинами.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про механізм захисної дії природних високомолекулярних сполук, біологічну роль та застосування колоїдного захисту.

Студент повинен знати:

- суть явища колоїдного захисту;

- механізм захисної дії високомолекулярних сполук (ВМС);

- біологічну роль колоїдного захисту та його застосування у медицині;

                                        вміти:

- розраховувати захисне число природного полімера;

      оволодіти навичками;

- дослідження явища колоїдного захисту;

- визначення захисного числа желатини.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ,

   НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про полімери. Білки і полісахариди як природні полімери.

   (Матеріал шкільної програми з хімії).

2) Адсорбція на поверхні поділу фаз.

3) Будова колоїдних частинок.

4) Коагуляція колоїдних систем.

   (Матеріал попередніх занять).

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                                 Вплив ВМС на стабільність

                       гідрофобних колоїдних систем

           Особливості                   Колоїдний захист    Флокуляція

          будови ВМС

                                   Захисне число ВМС     Біологічна роль

                                                                           колоїдного захисту

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

             (самостійна позааудиторна робота студентів).

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Високомолекулярні сполуки

(полімери).

1.1. Особливості будови ВМС.

1.2. Полімери в організмі людини.

2. Вплив високомолекулярних сполук

на стабільність гідрофобних

колоїдних систем.

2.1. Колоїдний захист.

2.2. Захисне число ВМС.

2.3. Біологічна роль колоїдного захисту.

2.4. Флокуляція.

3. Визначення захисного числа желатини для золю гідроксиду феруму (ІІІ) – залізного числа желатини.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати відповідь, що правильно пояснює суть захисної дії ВМС:

а) молекули ВМС адсорбуються на поверхні колоїдних частинок і   збільшують іх розміри, підвищуючи стабільність колоїдної системи;

б) молекули ВМС, одночасно адсорбуючись на декількох колоїдних частинках, сприяють утворенню більших за розмірами агрегатів;

в) молекули ВМС адсорбують на своїй поверхні йони електролітів, запобігаючи коагуляції колоїдної системи;

г) молекули ВМС, адсорбуючись на поверхні колоїдних частинок, сприяють утворенню більшої за розмірами гідратної оболонки.

2) Визначити захисне число білка, якщо при додаванні до 2 см3 золю 0,5 см3 розчину з масовою часткою білка 0,5% ( = 1 г/см3) спостерігалося явище колоїдного захисту.

   а) 2,5 мг;           б) 2,5 мг;   в) 10,0 мг;   г) 50,0 мг.

3) Вибрати речовини, які в організмі людини виконують захисну дію:

       а) електроліти;       б) холестерин;        в) білки;        г) полісахариди.

4) Вибрати фактори, від яких залежить захисна дія ВМС:

   1 – природа ВМС,  2 – ступінь полімеризації ВМС;   3 – природа колоїдного розчину;         4 – природа електроліту, що викликає коагуляцію.

   а) 1, 2, 3;  б) 2, 3, 4;  в) 1, 3, 4;  г) 1, 2, 4.

    

5) Вказати, як називається процес зниження стійкості колоїдного розчину при додаванні невеликої кількості ВМС, недостатньої для захисної дії, що супроводжується осадженням дисперсної фази.

   а) седиментація;  б) флокуляція;  в) флотація;  г) взаємна коагуляція.

ПРАВИЛЬНІ  ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь г).

Гідрофільні молекули ВМС, наприклад, молекули білка на ліпідних частинках у крові, адсорбуються на поверхні колоїдних частинок. При цьому частинка, що утворюється, хоча і стає більшою за розмірами і принципово менш стійкою, за рахунок великої гідратної оболонки набуває більшої стабільності. Оболонка запобігає злипанню колоїдних частинок під дією сил притягання при їх взаємному наближенні. В цілому гідрофобний золь стає гідрофільним.

2) Правильна відповідь б).

   Визначимо масу білка у розчині:

     m(білка) =  =  = 0,0025 г = 2,5 мг   

        Розрахуємо захисне число (З.Ч.), яке дорівнює масі білка (мг), що захищає від коагуляції 10 см3 золю:

     З.Ч. =  =  = 12,5 мг

3) Правильні відповіді в) і г).

   В організмі людини захисну дію виконують такі високомолекулярні сполуки: білки, поліпептиди, полісахариди. Вони адсорбуються на гідрофобних частинках фосфату та карбонату кальцію, ліпідів, інших важкорозчинних у воді сполук, набагато підвищуючи їх гідрофільність, а, значить, і стійкість.

4) Правильна відповідь а).

   Захисна дія ВМС залежить від багатьох факторів. У першу чергу, це природа полімеру і колоїдного розчину, яка найбільше впливає на процес адсорбції. Крім того, захисна дія полімерів залежить від ступеня полімеризації ВМС, ступеня дисперсності частинок дисперсної фази, а для білків і поліпептидів – від рН колоїдного розчину. Природа електроліту, що викликає коагуляцію, є вторинним фактором, який впливає на процес коагуляції, а захисну дію адсорбованих молекул ВМС майже не змінює.

5) Правильна відповідь б).

   При додаванні до колоїдних розчинів деяких видів ВМС (у першу чергу, поліелектролітів з лінійними молекулами) у невеликих кількостях, недостатніх для захисної дії, відбувається явище, яке називається флокуляцією. У таких випадках полімерні макромолекули окремими частинами ланцюга адсорбуються на різних колоїдних частинках, обєднуючи їх у єдиний агрегат. Стійкість таких агрегатів набагато менша, ніж окремих колоїдних частинок, тому спостерігається утворення осадів – флокулятів.

8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Перевірка захисної дії желатини.

      Відміряти у дві колбочки по 10 см3 золю Fe(OH)3. Додати у першу колбочку з бюретки розчин з молярною концентрацією сульфату амонію 0,02 моль/л до перших ознак коагуляції (легке помутніння) і визначити обєм електроліту, потрібний для коагуляції. У другу колбочку додати 1см3 розчину желатини з масовою часткою 0,5%, а потім – такий же обєм розчину сульфату амонію, що і у першу колбочку. Відмітити, чи утворився каламутний розчин, тобто чи відбулася коагуляція. Зробити висновок про захисну дію желатини.

8.2. Визначення захисного числа желатини.

      Приготувати розчини желатини у 7 пробірках. Для цього у першу пробірку налити 2 см3 розчину желатини з масовою часткою 1%, а в інші шість пробірок – по 1 см3 дистильованої води. Потім з першої пробірки перенести 1 см3 розчину у другу пробірку, після перемішування  1 см3 розчину з другої пробірки перенести у третю пробірку і так далі, а з сьомої пробірки, після перемішування, 1 см3 розчину вилити геть.  Таким чином, у пробірках утворяться розчини желатини з концентраціями, що поступово зменшуються вдвічі.

Додати у кожну пробірку по 1 см3 золю Fe(OH)3, а після перемішування – по 1 см3 напівнасиченого розчину КСl.

Визначити, в яких пробірках відбулася коагуляція (утворення каламутності або осаду), а в яких спостерігається захисна дія желатини (відсутність помутніння). Результати спостереження занести у таблицю, відмітивши знаком  “+ ” явище, що відбулося, і  знаком  ““ явище, що не відбулося.

Визначити масу желатини (мг) у кожній пробірці. Припустивши, що густина розчину желатини дорівнює 1 г/см3, розрахувати масу желатини у першій пробірці за формулою:

       m(желатини) = , мг

Маса желатини у кожній наступній пробірці буде вдвічі меншою, ніж у попередній. Значення мас желатини занести у таблицю.


     № пробірки

   1

   2

   3

   4

  5

  6

  7

   m(желатини), мг

    Коагуляція

   Колоїдний захист

Визначити мінімальну масу желатини, що забезпечує захист золю від коагуляції і розрахувати “залізне число” – захисне число желатини для золю Fe(OH)3,  як мінімальну масу желатини, що захищає від коагуляції 10 см3 (мл) золю.

                          З.Ч. = , мг,

       де: m(желатини) – мінімальна маса желатини, мг.

8.3. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

      Записати у зошит розрахунки, заповнити таблицю та зробити висновки до кожного з дослідів.

 9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006, с. 671-674.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.234-237.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 214-215.

    

ЗАНЯТТЯ № 11

1. ТЕМА. Властивості розчинів біополімерів. Ізоелектрична точка білка.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Без таких високомолекулярних сполук (ВМС) як поліпептиди і білки, полісахариди, нуклеїнові кислоти, неможливо уявити функціонування живої істоти. Ці  природні полімери входять до складу дисперсних систем будь-якого організму. Синтез і розклад природних ВМС, утворення з них фізіологічно активних надмолекулярних структур, іх набухання і розчинення – всі ці процеси саме і складають молекулярну основу життя. Біополімери в організмі виконують такі найважливіші функції: каталізують біохіміічні процеси, зберігають і передають генетичну інформацію, виконують захисну, опорну та структурну функції, є резервними поживними речовинами.

Велике значення у медицині та фармації мають штучні та синтетичні полімери. З них виготовляють протези судин, зубів та ясен, замінники тканин кісток, фрагменти штучних шлунків і серцевих стимуляторів. Такі полімери необхідні для виготовлення деталей апаратів “штучна нирка”, “серце – легені”, штучного кровообігу. Деякі крово- та плазмозамінники є полімерними розчинами. Полімери застосовуються для виготовлення сучасних лікарських форм, замінників натуральних речовин тваринного походження, пролонгування дії ліків в організмі.

Отже, без високомолекулярних сполук неможливе як саме життя, так і його корекція та лікування.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про особливості утворення та властивості розчинів ВМС, звязок розчинення ВМС з набуханням, вплив різних факторів на процес набухання. Набути практичних навичок у визначення ізоелектричної точки білка.

Студент повинен знати:

- особливості будови високомолекулярних сполук, зокрема, біополімерів;

- особливості утворення, характеристику розчинів ВМС;

- суть набухання та його залежність від різних факторів;

- особливості будови білкових молекул як амфотерних поліелектролітів;

- суть понять ”ізоелектрична точка” (ІЕТ) та  “ізоіонна точка” (ІІТ) білків;

- методи визначення ІЕТ білка;

                                        вміти:

- оцінювати заряд білкової молекули в залежності від рН розчину та значення ІЕТ білка;

- готувати буферні розчини з певним значенням рН;

- визначати ІЕТ білка методами набухання та осадження;

                                     оволодіти навичками:

- визначати ІЕТ желатини за мінімумом набухання та максимумом осадження із розчинів.

4. ОСНОВНІ БАЗОВІ ЗНАННЯ, ВМІННЯ І НАВИЧКИ,

   НЕОБХІДНІ ДЛЯ ЗАСВОЄННЯ ТЕМИ.

1) Поняття про розчини електролітів, рН.

2) Поняття про високомолекулярні сполуки, біополімери та особливості

   їх будови.

   (Матеріал шкільної програми з хімії, біології, матеріал попередніх занять).

3) Поняття про буферні розчини.

4) Вміння розраховувати рН буферних розчинів.

   (Матеріал попередніх занять)

5. ГРАФ ЛОГІЧНОЇ СТРУКТУРИ.

                     Високомолекулярні сполуки

           Природні ВМС              Штучні та синтетичні полімери

     Роль біополі-                          Розчини ВМС                  Застосування у меди-     

    мерів у житте-                                                            цині  і фармації

    діяльності

              Будова та власти-          Набухання ВМС при           Осадження ВМС

              вості розчинів ВМС      контакті з розчинником       із розчинів

               водовіднімаючими

         Розчини білків як амфо-   Залежність набухання           засобами

         терних поліелектролітів.   від температури, рН,

                ІЕТ білка                             дії електролітів

                     Визначення ІЕТ білка методами набухання та осадження

6. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ ДО ЗАНЯТТЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

     Зміст і послідовність дій

       Вказівки до навчальних дій

1. Високомолекулярні сполуки       (полімери).

1.1. Природні, штучні та синтетичні полімери.

1.2. Роль біополімерів у життєдіяльності.

1.3. Застосування полімерів у медицині та фармації.

2. Розчини ВМС.

2.1. Будова та властивості розчинів ВМС.

2.2. Розчини поліпептидів та білків як амфотерних електролітів.

ІЕТ та ІІТ білка.

3. Набухання ВМС.

3.1. Механізм набухання. Обмежене та необмежене набухання. Ступінь набухання.

3.2. Залежність набухання від температури, рН, природи розчинника і ВМС

3.3. Залежність набухання від електролітного складу розчину. Ліотропні ряди катіонів та аніонів.

4. Осадження ВМС із розчинів водовіднімаючими засобами.

5. Визначення ІЕТ білка.

5.1. Визначення ІЕТ білка методом набухання.

5.2. Визначення ІЕТ білка за максимальним осадженням із розчину.

7. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

   (самостійна позааудиторна робота студентів).

1) Вибрати ВМС, що є природними полімерами:

1 – глікоген,                        2 – поліетилен,       3 – найлон,                                4 – карбоксиметилцелюлоза,              5 – ДНК,                  6 – крохмаль.

а) 2, 3, 4;  б) 4, 5, 6;  в) 1, 4, 5;  г) 1, 5, 6.

2) Вибрати ознаки, що за сучасними теоретичними поглядами  характеризують розчини ВМС:

   1 – гомогенні,  2 – гетерогенні,   3 – істинні,    4 – грубодисперсні,

   5 – молекулярної будови,  6 – міцелярної будови.  

   а) 1, 3, 5;  б) 2, 4, 6;  в) 1, 3,6;  г) 2, 4, 5.

3) Вибрати правильне визначення ізоелектричної точки (ІЕТ) білка.

        а) це стан макромолекули білка, у якому вона не має зарядів;

   б) це значення рН розчину, при якому білкова молекула не має зарядів;

   в) це значення рН розчину, при якому сумарний заряд білкової молекули дорівнює нулю;

   г) це ступінь полімеризації макромолекули білка, при якому сумарний заряд її заряджених груп дорівнює нулю.

4) Вказати, як зміниться при набуханні обєм полімерного зразка та обєм системи полімер – розчинник у цілому.

    

    а) обєм зразка та обєм системи у цілому зменшуються;

    б) обєм зразка та обєм системи у цілому збільшуються;

    в) обєм зразка збільшується, а обєм системи у цілому зменшується

    г) обєм зразка зменшується, а обєм системи в цілому збільшується.

5) Вказати, при яких значеннях рН розчину набухання білка у ньому буде мінімальним.

   а) рН > ІЕТ;          б) рН < ІЕТ;          в) рН = ІЕТ;          г) рН = 7.

6) Вказати, при яких значеннях рН розчину при додаванні до нього водовіднімаючого засобу видалення білка з розчину буде максимальним:

   а) рН > ІЕТ;        б) рН < ІЕТ;   в) рН = ІЕТ;   г) рН = 7.

7) Вказати причину, з якої на початку набухання спостерігається виділення теплоти:

       а) екзотермічна хімічна реакція розчинника з полімером;

   б) сольватація молекул полімера молекулами розчинника;

   в) руйнування структури полімера під дією молекул розчинника;

   г) розрив звязків між молекулами полімера і розчинника.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь г).

        З цієї групи природними полімерами будуть глікоген, ДНК і крохмаль. Карбоксиметилцелюлоза – це штучний полімер, тобто одержаний хімічною модифікацією природного полімера – целюлози. Поліетилен і найлон – представники синтетичних полімерів (поліетилен – полімеризаційних, а нейлон – поліконденсаційних), одержаних шляхом синтезу і не існуючих у природі.

2) Правильна відповідь а).

   З сучасної точки зору, розчини полімерів є переважно гомогенними системами, дисперсну фазу яких складають макромолекули полімерів, що мають великі розміри, але поверхня яких не є поверхнею розділу фаз. Такі розчини відносять до істинних розчинів.

3) Правильна відповідь в).

4) Правильна відповідь в).

   При набуханні відбувається проникнення молекул розчинника в структуру  полімера, при цьому сам полімер не змінюється за розмірами, а обєм всієї системи змінюється не набагато. На другому етапі набухання відбувається помітне збільшення обєму полімеру (збільшується вбирання молекул розчинника, зростає відстань між молекулами полімера), а обєм системи в цілому помітно зменшується (“контракція”).

5) Правильна відповідь в).

   Молекули білка є амфотерними поліелектролітами, які, в залежності від рН, набувають більшої, або меншої кількості додатних (-NH3+) або відємних (-СОО) зарядів.

При рН ІЕТ сумарний заряд білкової молекули буде додатним, а при    рН ІЕТ - відємним. При рН = ІЕТ сумарний заряд всіх заряджених  груп у молекулі білка дорівнюватиме нулю. Оскільки заряджена структура краще гідратується, у розчині з рН, що дорівнює ІЕТ, гідратація і, відповідно, набухання, будуть мінімальними.

6) Правильна відповідь в).

   При додаванні до розчину білка водовіднімаючих засобів, в першу чергу втрачають розчинність ті молекули, що мають незначний позитивний або негативний заряд. Оскільки при рН = ІЕТ молекула білка знаходиться в ізоелектричному стані, тобто її сумарний заряд дорівнює нулю, розчинність такої молекули у полярному розчиннику (воді) буде мінімальною. Такі молекули першими виділяються із розчину при додаванні водовіднімаючих засобів.

7) Правильна відповідь б).

   Першою стадією набухання є сольватація (для води – гідратація) молекулами розчинника окремих фрагментів структури полімеру. Навколо молекул полімеру створюються сольватні (гідратні) оболонки.  Це явище супроводжується виділенням теплоти (теплота гідратації). На цьому етапі полімерний зразок, що набухає, не змінюється у розмірах, тобто візуально видимого набухання не спостерігається.

       8. ВКАЗІВКИ ДО РОБОТИ СТУДЕНТІВ НА ЗАНЯТТІ.

8.1. Визначення залежності набухання від рН розчину.

      Визначення ІЕТ желатини за мінімумом набухання.

Налити у пять пробірок такі обєми розчинів СН3СООН і СН3СООNa, що забезпечують утворення у кожній пробірці по 10 см3 ацетатного буферного розчину з певним значенням рН (див. таблицю).

У кожну пробірку внести по 0,5 г желатини, перемішати і залишити на  40-50 хв. при періодичному перемішуванні. По закінченню цього терміну  виміряти лінійкою висоту шару желатини, що набухла, і визначити рН, що відповідає мінімальному набуханню.

п/п

 Обєм розчину, см3

  рН

розчину

Висота шару желатини,      см

рН розчину з мінімальним набуханням

ІЕТ

СН3СООН,

0,2 моль/л

CH3COONa,

0,2 моль/л

 1

  9,75

   0,25

3,17

 2

  8,90

   1,10

3,85

 3

  5,35

   4,65

4,70

 4

  1,70

   8,30

5,45

 5

  0,25

   9,75

6,35

Результати спостережень занести у таблицю. Зробити висновок про залежність набухання від рН.

8.2. Визначення впливу електролітів на набухання.

      Налити у чотири пробірки по 10,0 см3 розчинів К2SO4, KCl, KBr, KCNS з однаковою молярною концентрацією еквівалента. Додати у кожну пробірку по 0,5 г желатини, перемішати і залишити на 40-50 хв. при періодичному перемішуванні. По закінченню часу витримування виміряти лінійкою висоту шару желатини.

Результати занести у таблицю:

  № пробірки

     1

    2  

     3

     4

  Електроліти

 K2SO4

  KCl

   KBr

 KCNS

Висота шару желатини, см

Послідовність зростання набухання (ряд аніонів)

За місцем аніона у ряду зробити висновок про його вплив на набухання  желатини.

8.3. Визначення ізоелектричної точки желатини за максимумом осадження.

      Налити у пять пробірок відповідні обєми розчинів оцтової кислоти та ацетату натрію, щоб одержати пять буферних розчинів обємом 2 см3 і різним значенням рН (див. таблицю).

У кожну пробірку додати по 0,5 см3 розчину желатини з масовою часткою 1% і перемішати. Потім у кожну пробірку додати  (при інтенсивному  перемішуванні) по 2 см3 етилового спирту і залишити пробірки на 10 хв. Визначити, у якій пробірці і при якому значенні рН спостерігається найбільша каламутність розчину. Це значення рН і відповідатиме ізоелектричній точці желатини. Результати досліду занести в таблицю:

п/п

   Обєми розчинів, см3

рН

№ пробірки з максимальною каламутністю

рН  розчину з максимальною каламутністю

ІЕТ

СН3СООН

(0,2 моль/л)

СН3СООNa

(0,2 моль/л)

 1

  9,75

  0,25

3,17

 2

  8,90

  1,10

3,85

 3

  5,35

  4,65

4,70

 4

  1,70

  8,30

5,45

 5

  0,25

  9,75

6,35

Порівняти значення ІЕТ желатини, визначені за максимумом осадження   та за мінімумом набухання.

8.4. Оформлення протоколу лабораторної роботи.

     Результати спостережень занести у таблиці, записати висновки.

     

    9. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

   с. 676-726

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.238-248.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 196-199, 207-220, 235-239.

ЗАНЯТТЯ № 12

Підсумковий контроль засвоєння модулю 2

“Рівноваги в біологічних системах на межі поділу фаз”

Перелік питань до підсумкового контролю модулю 2.

Термодинамічні та кінетичні закономірності перебігу процесів та електрокінетичні явища в біологічних системах.

1. Макроергічні сполуки. АТФ як універсальне джерело енергії для біохімічних реакцій. Характеристика макроергічних звязків.

2. Перший закон термодинаміки. Внутрішня енергія. Ентальпія. Теплота ізобарного та ізохорного процесів. Стандартні теплоти утворення та згоряння речовин.

3. Термохімія. Закон Гесса. Термохімічні перетворення.

4. Термохімічні розрахунки та їх використання для енергетичної характеристики  біохімічних процесів.

5. Другий закон термодинаміки. Ентропія. Енергія Гіббса.

6. Хімічна рівновага. Термодинамічні умови рівноваги. Прогнозування направлення самодовільних процесів. Екзергонічні та ендергонічні процеси, які відбуваються в організмі.

7. Закон діючих мас. Константа хімічної рівноваги. Способи її вираження. Принцип Ле-Шательє. Прогнозування зміщення хімічної рівноваги.

8. Швидкість хімічних реакцій. Закон діючих мас для швидкості хімічних реакцій. Константа швидкості реакції.

9. Реакції прості та складні (послідовні, паралельні, супряжені, оборотні, ланцюгові). Фотохімічні реакції та їх роль у життєдіяльності.

10. Порядок реакції. Реакції першого та другого порядку. Реакції нульового порядку. Період напівперетворення.

11. Залежність швидкості реакції від температури. Температурний коефіцієнт. Правило Вант-Гоффа. Особливості температурного коефіцієнту швидкості реакції для біохімічних процесів.

12. Рівняння Арреніуса. Енергія активації. Поняття про теорію активних зіткнень та про теорію перехідного стану.

13. Гомогенний та гетерогенний каталіз. Особливості дії каталізатора. Механізм каталізу та його роль в процесах метаболізму.

14. Ферменти як каталізатори біохімічних реакцій. Залежність ферментативної дії від концентрації ферменту та субстрату, температури та реакції середовища.

15. Електродні процеси та механізм їх виникнення. Рівняння Нернста. Нормальний (стандартний) електродний потенціал.

16. Нормальний водневий електрод.

17. Вимірювання електродних потенціалів. Електроди визначення. Електроди порівняння.

18. Окисно-відновні електродні потенціали. Механізм їх виникнення, біологічне значення. Рівняння Петерса.

19. Окисно-відновні  реакції в організмі. Прогнозування їх направлення за стандартними значеннями енергії Гіббса та за величинами окисно-відновних потенціалів.

20. Окисно-відновне титрування (оксидиметрія). Метод перманганатометрії.

21. Метод йодометрії.

22. Потенціометричне титрування, його використання в медико-біологічних дослідженнях.

23. Дифузійні та мембранні потенціали, їх роль у генезі біологічних потенціалів. Іонселективні електроди, їх використання для вимірювання концентрації іонів Н+ (скляний електрод), К+, Na+, Ca2+ в біологічних розчинах.

Фізико-хімія поверхневих явищ.

Ліофобні та ліофільні дисперсні системи.

1. Особливості розчинів ВМС. Механізм набухання та розчинення ВМС. Залежність набухання та розчинення ВМС від різних факторів. Роль набухання у фізіології організмів.

2. Ізоелектрична точка білка та методи її визначення.

3. Драглювання розчинів ВМС. Властивості драглів.

4. Аномальна в’язкість розчинів ВМС. В’язкість крові та інших біологічних рідин. Осмотичний тиск розчинів біополімерів. Онкотичний тиск плазми та сироватки крові.

5. Мембранна рівновага Доннана.

6. Поверхнева активність. Правило Дюкло-Траубе. Рівняння Гіббса. Орієнтація молекул в поверхневому шарі та структура біологічних мембран.

7. Рівняння Ленгмюра.

8. Адсорбція із розчинів на поверхні твердого тіла. Рівняння Фрейндліха.

9. Фізико-хімічні основи адсорбційної теорії.

10. Адсорбція електролітів (вибіркова та іонообмінна). Правило Панета-Фаянса.

11. Іоніти та їх використання в медицині.

12. Класифікація хроматографічних методів дослідження за ознаками механізму розподілу речовин, агрегатного стану фаз та техніки виконання. Використання хроматографії у медико-біологічних дослідженнях.

13. Дисперсні системи та їх класифікація. Способи одержання та очищення колоїдних розчинів. Діаліз, електродіаліз, ультрафільтрація. “Штучна нирка”.

14. Молекулярно-кінетичні властивості колоїдних систем (броунівський рух, дифузія, осмотичний тиск). Оптичні властивості колоїдних систем. Ультрамікроскопія.

15. Будова колоїдних частинок.

16. Електрокінетичний потенціал колоїдних часточок. Електрофорез, його використання в медицині та медико-біологічних дослідженнях. Рівняння Гельмгольца-Смолуховського.

17. Кінетична та агрегативна стійкість ліозолей. Фактори стійкості. Механізм коагулюючої дії електролітів.

18. Поріг коагуляції, його визначення. Правило Шульце-Гарді. Процеси коагуляції при очищенні питної води та стічних вод. Колоїдний захист, його біологічна роль.

19. Грубодисперсні системи (аерозолі, суспензії, емульсії). Одержання та властивості. Медичне застосування.

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

для позааудиторної самостійної роботи студентів

з тем, що винесені на самостійне опрацювання.

       1. ТЕМА. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів.

       2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Процеси розчинення - утворення осадів, що пов’язані з гетерогенними рівновагами, є дуже важливими для функціонування організму. Вони впливають на нормальну роботу суглобів, судин, а також, у значній мірі обумовлюють утворення каменів у нирках, сечовому міхурі, "відкладання солей".

У практиці клінічних, санітарно-гігієнічних, судово-експертних досліджень використовують методи осадження, які базуються на закономірностях утворення осадів із розчинів. Знання таких закономірностей необхідне для розуміння багатьох механізмів нормальних і патологічних процесів в організмі.

      3. МЕТА. Сформувати уявлення про добуток розчинності та умови утворення та розчинення осадів, їх значення в загальному гомеостазі організму.

Студент повинен знати:

- суть поняття "добуток розчинності";

- умови утворення та розчинення осадів;

- роль гетерогенної рівноваги (за участю солей) у процесах метаболізму;

                             вміти:

- проводити розрахунки з використанням добутку розчинності солей;

- оцінювати і співставляти розчинність сполук за величиною їх добутку    розчинності.

     

  4. OPIЄHTOBHA КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Реакції осадження та розчинення.

1.1. Поняття про добуток розчинності.

1.2. Добуток розчинності як характеристика відносної розчинності осадів.

1.3. Умови утворення та розчинення осадів.

1.4.  Роль гетерогенної рівноваги за участю солей у загальному гомеостазі організму.

      5.  ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

1) Вибрати правильну формулу добутку розчинності фосфату кальцію.

а) ДР = [Са2+] ·[PO43-]            в) ДР = [Ca2+]3 · [РО43-]2

б) ДР = [Са2+] + [РО43-]         г) ДР = 6 · [Са2+] ·[PO43-]

2) Показати, за яких умов буде утворюватися осад броміду Аргентуму із розчину, що містить катіони Аргентуму і бромід-аніони.

а) ДР = [Аg+] · [Br-]                 в) ДР >[Ag+] · [Br-]

б)ДР = [Ag+] = [Вr-]                 г) ДР< [Аg+] · [Вr-]

3) Вибрати найменш розчинну сполуку Аргентуму, базуючись на величинах їх добутків розчинності.

а) АgВr (6,3·10-13)                в) АgСN (7,0 • 10-15)

б) АgСNS (1,16 · 10-12)        г) АgІ (1,5 · 10-16)                             

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь в).

Добуток розчинності сполуки загального складу AnBm, що в незначній мірі дисоціює за pівнянням:

АnBm == nAm+ + mBn- ,

буде мати вигляд: ДР (АnBm) = [Am+]n ·[Bn-]m , або для фосфату кальцію:

ДР (Ca3(PO4)2) = [Ca2+]3 · [PO43-] 2 .

2) Правильна відповідь г).

Якщо добуток концентрацій іонів перевищує величину ДР, буде утворюватися осад, за протилежних умов ([Ag+] · [Br-] < ДР) осад буде розчинятися.

Обидва процеси (розчинення осаду і утворення осаду) будуть відбуватися до встановлення рівноваги: [Ag+] · [Вr-] = ДР.

3) Правильна відповідь г).

Чим менша величина добутку розчинності сполуки, тим менш розчинною є сполука. Отже, найменш розчинним буде йодид Аргентуму АgІ, а найбільш розчинним - роданід Аргентуму АgСNS.

       6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1. Написати формули для розрахунку добутків розчинності сполук:

фосфат барію, оксалат кальцію, гідроксид Купруму (ІІ).

2. Пояснити, як вплине на розчинність фосфату кальцію додавання

до нього розчину фосфату натрію.

3. Розрахувати, чи буде утворюватися осад Аg3РО4 (ДР = 1,8 · 10-18), якщо злити 100 мл розчину АgNOз з молярною концентрацією

5 · 10-4  моль/л і 100 мл розчину Nа3РО4 з молярною концентрацією 6 · 10-3 моль/л.

4. Розрахувати концентрацію катіонів барію у насиченому розчині ВаSО4, якщо добуток розчинності ВаSО4  дорівнює 1,0 · 10-10.

      7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

   с. 177-184.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

2. Селезнев К.А. Аналитическая химия. М., Химия, 1973, с. 35 - 41.

3. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую й биофизическую химию.

М., Высшая школа, 1989, с. 160 - 165.

1. TЕМA. Розчини. Розрахунки в титриметричному аналізі.

2. МЕТА. Закріпити знання про величини, що характеризують кількісний склад розчинів та знання теоретичних основ титриметричного аналізу.

        Студент повинен знати:

- величини, що характеризують кількісний склад розчинів;

- формули для визначення масової частки, молярної концентрації, молярної концентрації еквівалента;

- формули для визначення кількості речовини, кількості речовини еквівалента, молярної маси еквівалента, фактора еквівалентності;

- формули для проведення розрахунків у титриметричному аналізі;

                          вміти:

- розраховувати концентрацію розчинів;

- розраховувати масу і кількість розчиненої речовини в розчині;

- переводити одну форму вираження концентрації в іншу;

- проводити розрахунки за формулами титриметричного аналізу.

3. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Види концентрації розчинів.

Масова, обємна та молярна частки.

Молярна концентрація.

Молярна концентрація еквівалента (деци-, санти-, мілі-, та мікромолі).

 2. Розрахунки в обємному аналізі.

2.1. Основна формула обємного аналізу.

2.2. Визначення концентрації речовини в досліджуваному розчині.

2.3. Визначення чистоти речовини за допомогою обємного аналізу.

               4. ЗАДАЧІ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО РОЗВЯЗАННЯ

Задача 1. 

Глутамінова кислота застосовується при лікуванні захворювань ЦНС у вигляді розчинів з масовою часткою 1% і густиною 1,12 г/см3. Розчинником є розчин з масовою часткою глюкози 25%. Розрахувати масу глутамінової кислоти, що необхідна для приготування 50 см3 розчину.

РОЗВЯЗАННЯ

1) Знаходимо масу розчину глутамінової кислоти:

 m(р-ну) = ρV = 1,12 г/см3 ∙ 50 см3 = 56 г

2) Знаходимо масу глутамінової кислоти в цьому розчині:

 

Задача 2.

При запаленнях шкіри і слизових оболонок використовують розчин ацетату алюмінію, який одержують розчиненням 8,7 г солі в 100 мл води. Визначити молярну концентрацію ацетату алюмінію у такому розчині, якщо густина розчину 1,05 г/см3.

РОЗВ’ЯЗАННЯ

1) Розраховуємо кількість речовини ацетату алюмінію:

 

2) Визначаємо масу розчину, враховуючи, що ρ(Н2О) = 1 г/см3 :

m(розчину) = m(Аl(СНзСОО)з) + m(води) = 8,7 г + 100 г = 108,7 г

3) Знаходимо об’єм розчину:

 

4) Знаходимо молярну концентрацію солі:

 

Задача 3.

При проведенні якісної проби Обермейєра в біохімічному аналізі застосовують реактив, який є розчином з масовою часткою хлориду заліза (ІІІ)  0,335% у концентрованій соляній кислоті. Густина такого розчину 1,2 г/см3. Визначити молярну концентрацію еквівалента хлориду заліза (ІІІ) у цьому розчині.

РОЗВ’ЯЗАННЯ

1) Припустимо, що об’єм розчину дорівнює 1 л :           V(розчину) = 1л = 1000см3

2) Визначаємо масу розчину такого обєму:

m(розчину) = V(poзчинy) ∙ ρ = 1000 см3  · 1,2 г/см3 = 1200 г

3) Знаходимо масу хлориду заліза (ІІІ):

 

4) Знаходимо молярну масу еквівалента хлориду заліза (ІІІ):

 

5) Знаходимо кількість речовини еквівалента хлориду заліза (ІІІ) в 1 л розчину, тобто молярну концентрацію еквівалента:

 

Задача 4.

1,14 г реактивної щавелевої кислоти Н2С2О4 ∙ 2Н2О розчинили у воді і приготували 200 мл розчину. На титрування 25,00 мл такого розчину було витрачено 20,00 мл розчину з молярною концентрацією еквівалента NaОН 0,1 моль/л. Визначити масову частку чистої щавелевої кислоти у наважці.

РОЗВЯЗАННЯ

1) За основним рівнянням титрування знаходимо молярну концентрацію еквівалента щавелевої кислоти у розчині:

 

2) Знаходимо масу дигідрату щавелевої кислоти в одному літрі розчину;

 

М-молярна маса еквівалента дигідрату щавелевої кислоти, г/моль;

 

- молярна концентрація еквівалента дигідрату

щавелевої кислоти, моль/л;

 

3) Знаходимо мacy дигідрату щавелевої кислоти у 200 мл (0,2 л) приготовленого розчину:

 

4) Знаходимо масову частку чистої щавелевої кислоти (дигідрату) у наважці:

 

5. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.Л., Хухрянский В.Г., Биофизическая химия. К: Вища школа, 1986.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую химию. М: Высшая школа, 1989.

5. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М: Высшая школа, 1978.

                        

1. ТЕМА. Окисно-відновне титрування (оксидиметрія).

                 Метод перманганатометрії.

2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Окисно-відновні реакції є одним з основних видів взаємодії в живому організмі. Реакції окиснення-відновлення лежать в основі ряду методів кількісного аналізу, які об’єднуються під загальною назвою оксидиметрії. Цими методами визначають вміст окисників і відновників у розчинах, біологічних рідинах, воді. Одним з методів оксидиметрії є перманганатометрія (робочий розчин - перманганат калію). Методом перманганатометрії можна визначати вміст сечової кислоти у сечі та крові, іонів кальцію, окислювального фермента каталази. Цей метод використовується у санітарно-гігієнічному аналізі   при дослідженні питної води та стічних вод. Розчини перманганату калію застосовуються також як дезинфікуючі засоби, компоненти відбілюючих рецептур у стоматології.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про можливості застосування окисно-відновних реакцій у кількісному аналізі та засвоїти принципи перманганатометричного титрування.

Студент повинен знати:

- основні положення теорії окисно-відновної взаємодії;

- суть методів оксидиметрії, зокрема перманганатометрії;

- особливості дії перманганату калію як окисника в різних середовищах;

- особливості перебігу окисно-відновних реакцій в організмі;

                          вміти:

- складати рівняння окисно-відновних реакцій;

- проводити перманганатометричне титрування;

- виконувати розрахунки в перманганатометричному аналізі.

         4. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Окисно-відновна взаємодія

1.1. Теорія окисно-відновних реакцій.

1.2. Класифікація окисно-відновних реакцій (міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, диспропорціонування).

1.3. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій.

2. Окисно-відновні реакції в живому організмі.

3. Оксидиметрія.

4. Перманганатометрія.

4.1. Суть методу перманганатометрії. Робочий розчин. Індикатори методу.

4.2. Окислювальна дія перманганату калію в залежності від реакції середовища.

4.3. Особливості титрування в перманганатометрії. Автокаталіз.

5. Визначення масової частки сульфату Феруму (ІІ) у тех-нічному купоросі.

5.1. Техніка титрування.

5.2. Розрахунок масової частки за даними титрування.

          

5.  ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

1) Вказати, які з наведених речовин мають бути тільки окисниками

(за станом хрому):

а) К2Сr2О7    б) Сr2Оз        в) Na2CrO4     г) NaCrO2

2) У якій з наведених схем відбувається окиснення елемента?

а) NО3-   → NНз;      б) СО → CO2;       в) NO2 →  NO;      г) CO2 →  СОз2-.

3) Скласти повне молекулярне рівняння окиснення сульфату

Мангану (ІІ) перманганатом калію у нейтральному середовищі,

якщо іонна схема реакції має вигляд:

Мn2+ + МnО4- + H2O = MnO2 + ...

Знайти повну суму коефіцієнтів у молекулярному рівнянні.             

а) 21         б) 32          в) 10         г) 15

4) Визначити молярну масу еквівалента перманганату калію у перманганатометричному титруванні.

а) 31,61      б) 52,68       в) 79,02      г) 158,04

5) Вказати особливість окиcно-відновних реакцій у живих організмах.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильні відповіді а) і в).

У сполуках К2Сr2О7 і Na2CrO4 ступінь окиснення хрому максимальна (+6), а в інших сполуках +3. Сполука з максимальним значенням ступеня окиснення може бути  тільки окисником

2) Правильна відповідь б).

Окиснення супроводжується збільшенням ступеня окиснення.

а) N+5О3-→ N-3H3         б) С+2О → C+4О2      в)N+4O2 → N+2O

г) С+4О2 → С+4О32-

3) Правильна відповідь г).

Скористаємося іонно-електронним методом складання окисно-відновних рівнянь. Оскільки реакція відбувається в нейтральному середовищі, у ліву частину напіврівнянь входить тільки вода, а у праву частину - іони Н+ або іони ОН-. Напіврівняння окиснення:

Мn2+ + 2 H2O - - → MnO2 + 4H+                                       3

Напіврівняння відновлення:                                     6

МnО4- + 2 H2O + Зе- → MnO2 + 4 ОН-                                2  

Складемо обидва напіврівняння з урахуванням рівності кількості відданих і прийнятих електронів:

3 Мn2+ + 2 МnО4- + 10 Н2О = 5 MnO2 + 12 H+ + 8 ОН- 

Враховуючи, що 8 Н+ + 8 ОН- = 8 Н2О, маємо:

3 Мn2+ + 2 MnO4- + 10 H2O = 5 MnO2 + 8 H2O + 4 Н+

Виключаючи по 8 Н2О з лівої і правої частин:

3 Мn2+ + 2 MnО4- +  2 Н2О = 5 MnO2 + 4 Н+

Одержали повне іонне рівняння, а повне молекулярне рівняння буде мати вигляд (додаємо в обидві частини 3 SО42- + 2 К+):

3 MnSO4 + 2 КМnO4 + 2 H2O = 5 MnO2 + К24 + 2 H2SO4

Отже, сума всіх стехіометричних коефіцієнтів дорівнюватиме 15.

4) Правильна відповідь а).

Перманганатометричне титрування проводять у кислому середовищі, що відповідає максимальній окислювальній здатності перманганату калію, а також легкості фіксації кінця титрування. Відновлення перманганату в кислому середовищі відповідає рівнянню:

МnО4- + 8 Н+ + 5е- → Мn2+ + 4 H2O

Молярна маса еквівалента перманганату калію буде обчислюватися за формулою:

оскільки кількість прийнятих одним моль КМnО4 електронів буде п’ять.

5) У живих організмах основним відновником є Гідроген субстратів, а окисником - кисень. Особливістю окиснення Гідрогену субстратів є багатостадійність процесу, а також те, що енергія хімічної реакції виділяється переважно не у вигляді тепла, а у вигляді хімічної енергії зв'язків макроергічних сполук (АТФ, АДФ), що при цьому синтезуються.

6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1. Які реакції називаються окисно-відновними?

2. Що таке ступінь окиснення, окисник, відновник?

3. Які процеси називають окисненням, а які – відновленням?

4. Навести приклади найважливіших окисників та відновників.

5. Як визначають молярну масу еквівалента та молярну концентрацію еквівалента розчинів окисників та відновників?

6. На чому грунтується оксидиметрія та на які методи її поділяють?

7. Який робочий розчин та індикатор застосовують у методі перманганатометрії?

8. Які речовини кількісно визначають цим методом?

7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 336-344.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Селезнев К.А. Аналитическая химия. М., Химия, 1973, с. 236-244.

4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., Высшая школа, 1978, с. 129-140.

1. ТЕМА. Оксидиметрія. Метод йодометрії.

           2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Йодометрія - один із найпоширеніших методів оксидиметричного титрування, оскільки є простим і точним методом. Застосовується у хімічних, клінічних та санітарно-гігієнічних дослідженнях , у першу чергу для визначення окисників і відновників у розчинах та біологічних рідинах. Наприклад, для визначення ферменту пероксидази у плазмі крові, "активного" хлору у хлорній воді, залишкового хлору у питній воді після хлорування. Застосовують йодометричний аналіз і для оцінки якості фармацевтичних препаратів, ліків, методом йодометрії визначають вміст альдегідної і кетонної груп, ацетону, хінону, гідрохінону, антипірину та ін. Знання  методів оксидиметрії будуть, безумовно, корисними, при вивченні біохімії, фармакології, гігієни.

3. МЕТА. Ознайомитися з теорією та можливостями методу йодометрії. Засвоїти принципи зворотного йодометричного титрування.

Студент повинен знати:

- теоретичні основи методу йодометрії;

- суть прямого і зворотного титрування при визначенні відновників;

- суть методу заміщення при визначенні окисників;

                                      вміти:

- складати рівняння окисно-відновних реакцій в методі йодометрії;

- проводити пряме і зворотне йодометричне титрування;

- виконувати розрахунки в йодометричному аналізі.

4. OPІЄHTОВHA КАРТKA ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Суть методу йодометрії.

1.1. Реакції, що лежать в основі методу.

1.2. Робочі розчини.

1.3. Індикатор методу йодометрії.

2. Визначення відновників методом йодометрії.

2.1. Пряме титрування.

2.2. Зворотне титрування.

3. Метод кількісного визначення окисників.

4. Методика кількісного визначення масової частки формальдегіду в формаліні.

5. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ

1) Які перетворення йоду лежать в основі методу йодометрії?

а) 2 I0з + 12 Н+ + 10е → I2 + 6Н2О         в) I2 + 2е-– → 2І–                                                                                              б) І+ 3 Н2О - 6еI03 + 6 Н+               г) 2 І–  2е→ І2

2) Вказати, розчини яких речовин використовують як робочі в йодометрії. 

а) йоду;                                в) тіосульфату натрію;

б) йодиду калію;                 г) крохмалю.

3) Чому при визначенні формальдегіду в формаліні застосовують зворотне титрування, а не пряме?

а) при прямому титруванні визначенню точки еквівалентності перешкоджає повільне проходження реакції;

б) пряме титрування з хімічної точки зору неможливе;

в) при прямому титруванні крохмаль не може застосовуватися як індикатор;

г) зворотне титрування скорочує час аналізу.

4) Визначити молярну масу еквівалента формальдегіду в його реакції з йодом.

а) 30          б) 15         в) 10         г) 6

5) Коли при зворотному йодометричному титруванні додають крохмаль?

а) на початку титрування тіосульфатом;

б) зразу після додавання розчину йоду;

в) коли при титруванні тіосульфатом йоду залишається дуже мало;

г) коли при титруванні тіосульфатом жовте забарвлення розчину зникає зовсім.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильні відповіді в) і г).

При зворотному титруванні використовують окислювальні властивості молекулярного йоду, він реагує з відновником і сам відновлюється:

I2 + 2е→ 2 І.

У методі заміщення при визначенні окисників застосовують відновлюючі властивості йодид-іонів, які еквівалентно відновлюють окисники, а самі окиснюються: 2 І – 2е → І2.

Сполуки, що містять йодат-іони IО3 – йодати, в йодометрії не використовуються.

2) Правильні відповіді а) і в).

У йодометрії як робочі розчини застосовують розчини йоду і тіосульфату натрію, концентрація яких точно визначається окремо спеціальним додатковим титруванням.

3) Правильна відповідь а).

Формальдегід з йодом у лужному середовищі реагує досить повільно, тому ця реакція не може бути основою для титрування.

4) Правильна відповідь б).

Взаємодія формальдегіду з йодом відбувається за рівнянням:

НСНО + 3 NаОН + I2 = НСООNа + 2 NaI + 2 H2O,

причому 1 моль формальдегіду окиснюється, віддаючи 2 електрони:

НСНО + 3 ОН – 2е → НСОО + 2 Н2О

Тому молярна маса еквівалента формальдегіду буде дорівнювати:

5) Правильна відповідь в).

Розчин крохмалю додають наприкінці титрування, коли йоду в розчині, який титрують, залишиться дуже мало, забарвлення розчину стає блідо-жовтим. Якщо додавати крохмаль раніше, при високій концентрації йоду, останній адсорбується на макромолекулах крохмалю, і його реакція з тіосульфатом буде йти надто повільно. Розчин при цьому можна перетитрувати.

6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1. Що таке йодометрія і для чого використовують цей метод?

2. Які робочі розчини та індикатор застосовують у методі йодометрії?

Назвати особливості застосування індикатора.

3. Які методики застосовують у методі йодометрії? У чому суть прямого, зворотного та непрямого титрувань?

4. Як обчислити кількісний вміст речовини в препараті за результатами зворотного титрування?

5. Визначити молярну масу еквівалента окисника і відновника в реакціях:

H2SO3 + I2 + H2O →

           H2O2 + KI + H2SO4

6. Теоретичні основи йодометричного визначення формальдегіду у формаліні.

7. ЛІТЕРАТУРА

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 344-353.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Селезнев К.А. Аналитическая химия. М., Химия, 1973, с. 245-255.

4. Бабков А.В. и др. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., Высшая школа, 1978. с, І42-І48.

    1. ТЕМА. Період напівперетворення. Фотохімічні реакції. Фотосинтез.

   2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Період напівперетворення є дуже важливою кінетичною характеристикою реакцій, особливо тих, що мають складний механізм і невелику швидкість. Це поняття застосовується для кількісної характеристики зміни у навколишньому середовищі концентрації радіонуклідів, пестицидів, інших шкідливих речовин.

Фотохімічні реакції, що відбуваються під дією світла, є дуже поширеними в природі і використовуються в технологічних процесах. Найважливішими фотохімічними реакціями є реакції фотосинтезу - синтез глюкози рослинами з вуглекислого газу і води під дією сонячного світла. Поглинання світла необхідне також і для перетворення - ізомеризації ретинального компоненту родопсину в ІІ-трансретиналь. Ця реакція запускає хімічний механізм зору. Фотохімічною є реакція синтезу озону у верхніх шарах атмосфери, а утворення озонового прошарку забезпечує захист Землі від ультрафіолетової радіації Сонця.

Фотохімічними за природою є реакції, що лежать в основі фотографічного процесу.

Отже, розуміння суті питань цієї теми необхідне для загальнонаукової, екологічної підготовки студентів-медиків.

      3. МЕТА. Сформувати уявлення про суть і значення фотохімічних реакцій у природі і техніці. Усвідомити важливість поняття "період напівперетворення" для кінетичної характеристики реакції.

Студент повинен знати:

- суть поняття "період напівперетворення" і його значення як кількісної характеристики реакції;

- основні положення теорії фотохімічних реакцій;

- роль фотохімічних реакцій у природних процесах, їх застосування у техніці і технології;

                                      вміти:

- визначати величину періоду напівперетворення за кінетичними даними реакції.

 4. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Період напівперетворення як кількісна характеристика процесів.

1.1. Період напівперетворення як кількісна характеристика процесів.

1.2. Екологічне, радіологічне значення величини періоду напівперетворення.

2. Теоретичні основи фотохімічних реакцій.   

2.1. Основні закони фотохімії; закон Гротгуса-Дрейпера, закон фотохімічної еквівалентності Ейнштейна, закон поглинання світла Ламберта-Бугера-Бера.

2.2. Поняття про квантовий вихід реакції.

4. Фотохімічні реакції у природі. Фотосинтез у рослинах.

5. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

1) Вибрати правильну характеристику поняття "період напівперетворення”.

а) це проміжок часу від початку реакції, за який концентрація продуктів зрівнюється з концентрацією вихідних речовин;

б) це проміжок часу, за який у системі встановлюється рівновага;

в) це проміжок часу, за який концентрація продуктів стане удвічі більшою, ніж концентрація вихідних речовин;

г) це проміжок часу, за який прореагує половина вихідної кількості речовини.

2) Показати, від яких факторів залежить величина періоду напівперетворення.

а) це постійна для всіх реакцій величина, що залежить лише від значення константи швидкості реакції;

б) величина періоду напівперетворення залежить лише від початкової концентрації вихідних речовин;

в) величина періоду напівперетворення, в залежності від порядку реакції, може залежати від різних факторів;

г) величина періоду напівперетворення, в залежності від порядку реакції, залежить від константи швидкості реакції і початкової концентрації.

3) Пояснити, чи виконується у фотокаталітичних реакціях закон фотохімічної еквівалентності.

а) виконується, бо це один із основних законів фотохімії;

б) не виконується, бо світло є лише збудником реакції, що далі вже йде самостійно;

в) не виконується, бо поглинання світла може супроводжуватися побічними реакціями, у яких беруть участь і молекули домішок;

г) виконується, бо завжди квант світла, що поглинається, викликає одну елементарну хімічну реакцію.

4) Вказати, які промені світла викликають хімічну реакцію.

а) всі, що падають на реакційну систему;

б) всі, що поглинаються реакційною системою;

в) тільки високочастотні промені, що несуть велику кількість енергії;

г) тільки промені видимого сонячного світла.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1) Правильна відповідь г).

Період напівперетворення - це проміжок часу від початку реакції, за який прореагує половина початкової кількості вихідної речовини, або молярна концентрація вихідних речовин зменшиться наполовину.

2)  Правильна відповідь г).

Величина періоду напівперетворення, в залежності від порядку реакції, розраховується за формулами:

для реакції нульового порядку:     

     

для реакції першого порядку:        

   

для реакції другого порядку:           

для реакції третього порядку:           

де: k - константа швидкості реакції;

С0 - початкова концентрація речовини.

3) Правильна відповідь б).

У фотокаталітичних реакціях світло, що поглинається, ініціює реакцію, яка потім відбувається самодовільно, незалежно від кількості квантів світла, що поглинулися. Таким чином, закон фотохімічної еквівалентності у таких реакціях не виконується.

4) Правильна відповідь б).

Згідно з основним законом фотохімії - законом Гротгуса-Дрейпера - хімічно активними є тільки ті промені, що поглинаються реакційною системою. Це можуть бути не тільки промені сонячного світла, але й ультрафіолетові та інфрачервоні промені.

      6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1. Розрахувати величину періоду напівперетворення реакції омилення етилформіату, що є реакцією другого порядку, якщо початкова концентрація естеру дорівнює 0,01 моль/л, а константа швидкості реакції дорівнює 1,93 10-1  л/смоль.

2. Порівняти величини періодів напівперетворення (напіврозкладу) радіоактивних ізотопів тритію (12,26 років), радію (1590 років) і радону (3,825 дня) і зробити висновок про швидкість їх розкладу.

3. Показати, яке значення має закон Ламберта-Бугера-Бера для фотохімічних реакцій.

4. Вказати, які процеси слід вважати зворотними для реакції фотосинтезу і де вони відбуваються.

 7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 450-456.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 143, 164-166.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 72-73.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.З. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 110, 114-115.

        1. ТЕМА. Особливості кінетики ферментативних процесів.

       2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Кислотно-основний каталіз - дуже поширений вид гомогенного каталізу, у якому каталізаторами виступають катіони гідроксонію або гідроксид-іони. За таким механізмом відбуваються реакції гідролізу, омилення естерів, крохмалю, амідів та ін. У живому організмі такі реакції відбуваються під дією ферментів, активність яких залежить від концентрації катіонів гідроксонію або гідроксид-іонів. Активність ферментів взагалі залежить від концентрації ферменту та субстрату, рН, наявності речовин, які можуть бути активаторами або інгібіторами.

Велике значення має фактор екологічної чистоти живого організму та навколишнього середовища, екосистеми в цілому. Деякі речовини при попаданні в живий організм можуть не тільки тимчасово знизити активність ферменту, а і повністю блокувати його. Деякі лікарські засоби також можуть бути інгібіторами ферментів. Тому фармакологічні дослідження пов’язані з вивченням дії ліків на ферменти. Знання закономірностей ферментативних процесів необхідні студенту-медику для засвоєння відповідних розділів біохімії, гігієни, фармакології, спеціальних дисциплін.

    3. МЕТА. Сформувати уявлення про кислотно-основний каталіз, залежність швидкості ферментативних процесів від концентрації, температури, наявності активаторів та інгібіторів.

Студент повинен знати:

- особливості кислотно-основного каталізу;

- характер залежності швидкості ферментативних процесів від концентрації ферменту та субстрату;

- принципи активації та інгібірування ферментів;

                                        вміти:

- проводити теоретичний аналіз можливого впливу середовища на ферментативний процес.

    4. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Кислотно-основний каталіз.

1.1. Механізм каталітичної дії іонів гідроксонію та гідроксид-іонів.

2. Особливості кінетики ферментативних процесів.

2.1. Залежність швидкості ферментативних процесів від концентрації ферменту та субстрату. Рівняння Міхаеліса-Ментен.

2.2. Вплив рН на швидкість ферментативних реакцій.

3. Активація та інгібірування ферментів.

3.1. Оборотне і необоротне інгібірування.

3.2. Види оборотного інгібірування.

3.3. Отруйні речовини як інгібітори ферментів.

   5. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

1) Вказати правильну характеристику кислотно-основного каталізу.

а) це реакції кислот і основ між собою;

б) це реакції кислот і основ, що відбуваються під дією каталізаторів;

в) це реакції, в яких кислоти та основи діють як каталізатори;

г) це реакції, в яких кислоти взаємодіють з основами тільки у присутності каталізатора.

2) Вибрати кінетичне рівняння розкладу фермент-субстратного комплексу FS з утворенням продукту і ферменту за теорією ферментативних реакцій Міхаеліса-Ментен.

а)  б)  в)  г)

3) Охарактеризувати залежність швидкості ферментативної реакції від концентрації ферменту.

а) прямопропорційна;                                         б) оберненопропорційна;

в) гіперболічна;                                                    г) експоненціальна.

4) Вибрати термін, який найбільше підходить для характеристики речовин, наявність яких у середовищі зменшує швидкість корозії металів.

а) каталізатори;     б) інгібітори;      в) каталітичні отрути;       г) сенсибілізатори.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

1)  Правильна відповідь в).

Кислотно-основний каталіз - це вид гомогенного каталізу, в якому каталізаторами є катіони гідрогену (гідроксонію) або аніони гідроксилу. Каталізатори переважно приєднуються до молекули реагуючої речовини, утворюючи проміжний комплекс, у якому відбувається перерозподіл електронної густини зв’язків. Потім цей комплекс розкладається, утворюються продукт реакції і вільний каталізатор.

2) Правильна відповідь а).

При виведенні кінетичного рівняння ферментативного каталізу Міхаеліса-Ментен припускалося, що розклад фермент-субстратного комплексу FS на продукт реакції Ρ і фермент F відбувається як реакція першого порядку:

 k2

                                                              FS              F + Ρ

Отже, кінетичне рівняння цього розкладу матиме вигляд:

V = k2[FS]

3)  Правильна відповідь а).

Згідно з кінетичним рівнянням Мехаеліса-Ментен:

залежність швидкості ферментативної реакції від концентрації ферменту прямопропорційна.

4) Правильна відповідь б).

Для усунення або стримування корозії металів застосовують спеціальні речовини, які називаються інгібіторами корозії. Найчастіше це хромати, фосфати, нітрити, молібдати та ін. Вони додаються в агресивне, з точки зору можливої корозії, середовище або входять до складу захисного покриття на металевій конструкції.

    6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1) Пояснити можливі механізми впливу величини рН середовища на каталітичну активність ферменту і швидкість ферментативного процесу в цілому.

2) Показати, в чому різниця дії інгібітора у різних видах оборотного інгібірування.

3) Пояснити, що спільного може бути у отруйних речовин та лікарських засобів стосовно їхнього відношення до ферментів у живому організмі.

4) Навести приклади позитивної дії інгібіторів та їх застосування.

5) Пояснити, як за кінетичними характеристиками зробити висновок, чи можна віднести реакцію до автокаталітичних реакцій.

    

    7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 465-486.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Вища школа, 1986, с. 157-161.

4. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 73-79.

5. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 129-131.

     1. ТЕМА. Гальванічні кола.

     

     2. ОБҐРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Гальванічні кола застосовуються не тільки для добування електроенергії, а й у дослідженнях механізмів реакцій, функціонування біологічних мембран, визначенні концентрацій іонів у розчинах, біологічних рідинах, тощо. Отже, основні принципи складання гальванічних кіл, застосування електродів необхідні студентам для розуміння напрямків і можливостей потенціометричних досліджень у медицині.

     3. МЕТА. Ознайомитися з основними принципами складання гальванічних кіл і можливими напрямками їхнього застосування у медико-біологічних доcлідженнях.

        Студент повинен знати:

- типи гальванічних кіл;

- види електродів та їх функціональне застосування;

- методику складання гальванічного кола в залежності від конкретного потенціометричного дослідження;

                                             вміти:

- розраховувати EРC гальванічного кола;

- проводити розрахунки концентрацій іонів за даними ЕРС відповідного гальванічного кола.

  4. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.   

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Гальванічні кола

Процеси, що відбуваються на електродах гальванічного кола.

Визначення ЕРС гальванічного кола.

2. Хімічні гальванічні кола

3. Концентраційні гальванічні кола

3.1. Типи концентраційних гальванічних кіл.

3.2. Розрахунок ЕРС концентраційного гальванічного кола.

4. Окисно-відновні кола

5.Класифікація електродів за призначенням

5.1. Електроди визначення.

5.2. Електроди порівняння.

   5. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

І) Вибрати правильну характеристику гальванічного кола Zn/ZnS04//NiSO4/Ni

а) концентраційне коло;        в) окисно-відновне коло;

б) хімічне гальванічне коло;   г) амальгамне коло.

2) Вказати формулу для обчислення ЕРС концентраційного кола.

 

3) Вибрати групу електродів, що можуть застосовуватися як електроди порівняння.

а) водневий електрод, платиновий електрод;

в) стандартний водневий електрод, сурмяний електрод;

г) каломельний електрод, хлорсрібний електрод.

4) Вибрати групу електродів, що можуть застосовуватися як індикаторні.

а) водневий електрод, платиновий електрод;

б) іон-селективний електрод з К+-функцією, каломельний електрод;

в) стандартний водневий електрод, сурмяний електрод;

г) хлорсрібний електрод, каломельний електрод.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ

І) Правильна відповідь б).

Це гальванічне коло складається з двох різних за природою металічних електродів, отже це хімічне коло, у якому відбувається хімічна реакція:

Zn + Ni2+ = Zn2+ + Ni

2) Правильна відповідь в).

ЕРС концентраційного кола обчислюється за рівнянням:

 

3) Правильна відповідь г).

Електроди, що можуть застосовуватися як електроди порівняння, повинні мати постійні значення потенціалу, незалежні від складу розчину. Тільки у відповіді г) вказані електроди ІІ роду, потенціали яких не залежать від складу розчину, в якому вони знаходяться.

4) Правильна відповідь а).

У всіх інших відповідях вказані електроди, потенціал яких має постійне значення: каломельний (б), стандартний водневий (в), хлорсрібний і каломельний (г).

Водневий електрод застосовується як індикаторний при визначенні рН, а платиновий - як індикаторний при визначенні окисно-відновного потенціалу.

    6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1. Пояснити, що є джерелом електричної енергії у концентраційному

гальванічному колі.

2. Пояснити, що означає запис гальванічного кола за правилом "правого плюса".

3. Записати гальванічне коло, що складається з таких напівелементів:

Рt│Сu2+, Сu+     та    Pt | Fе3+, Fе2+,

якщо вважати умови дії кола стандартними, а величини стандартних потенціалів напівелементів дорівнюють відповідно:  0,17 та 0,77 В.

4. Розрахувати ЕРС гальванічного кола, що складається з двох залізних електродів з концентраціями катіону Fе2+ відповідно 0,1 та 0,01 моль/л, температура стандартна.

     7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 532-535.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

Биофизическая химия. К., Вища школа. 1986, с.121 - 123.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 59 - 63.

1. ТЕМА. Аерозолі, суспензії, емульсії. Порошки, пасти, креми.

                Властивості та застосування в медицині.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Грубодисперсні системи входять до складу живих організмів та здійснюють значний вплив на їх нормальне функціонування. При диханні людина вдихає практично аерозоль – повітря з диспергованими у ньому твердими або рідкими частинками. На багатьох виробництвах у легені разом з повітрям потрапляють частинки вугілля, цементного пилу, азбесту, гірських порід, борошна та інших твердих та рідких речовин. Вони осідають на альвеолах, зумовлюючи легеневі захворювання – пневмоконіози. Дуже небезпечними для людини є патогенні аерозолі бактеріальної, мікробної та вірусної природи, які спричинюють захворювання на грип, туберкульоз легенів, менінгіт  та ін. Але аерозолі широко застосовуються в медицині для інгаляцій при лікуванні органів дихання, бо саме ліки в аерозольній формі є найбільш ефективними у боротьбі з простудними, інфекційними, алергійними захворюваннями бронхів, легенів, горла та носа.

Велика кількість лікарських засобів, такі як синтоміцин, стрептоцид, камфора, ментол, сірка, оксид цинку та інші вживаються у лікувальній практиці у вигляді суспензій та паст (концентрованих суспензій). В організмі жирові емульсії, захищені білками, забезпечують жирове живлення. У фармації та медицині багато лікарських речовин застосовують у вигляді емульсій (типу М/В – для внутрішнього вживання), кремів, мазей (типу В/М – як зовнішні засоби).

3. МЕТА. Сформувати уявлення про будову, властивості та застосування у медицині, фармації грубих дисперсій – аерозолів, суспензій, емульсій.

Студент повинен знати: 

- особливості будови, властивості, методи одержання та руйнування

 аерозолів;

- значення аерозолів для життєдіяльності організму, можливості засто-

 сування їх у лікарській практиці, промисловості та сільському госпо-

 дарстві;

- особливості будови, властивості та застосування суспензій;

- види емульсій, їх властивості, методи добування та застосування;

 емульгатори;

- особливості будови концентрованих суспензій та емульсій:   паст, кремів, мазей;

вміти:

- класифікувати природні та штучні дисперсні системи за агрегатним станом фаз.

4. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.   

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Грубодисперсні системи.

1.1. Розмір частинок дисперсної фази грубодисперсної системи.

1.2. Загальні властивості грубодисперсних систем: гетерогенність, нестабільність, непрозорість.

2. Аерозолі як дисперсні системи з газоподібним дисперсійним середовищем.

2.1. Види аерозолів: тумани, дими, пил.

2.2. Методи одержання аерозолів.

2.3. Молекулярно-кінетичні, оптичні, електричні властивості аерозолів.

2.4. Методи руйнування аерозолів.

2.5. Застосування аерозолів.

3. Суспензії як грубодисперсні ліозолі з твердою дисперсною фазою.

3.1. Одержання та властивості суспензій.

3.2. Пасти як висококонцентровані суспензії.

3.3. Застосування суспензій і паст у медичній практиці. Порошки.

4. Емульсії як грубодисперсні ліозолі з рідкою дисперсною фазою.

4.1. Прямі та зворотні емульсії. Біологічна роль емульсій.

4.2. Властивості емульсій.

4.3. Коалесценція – процес руйнування емульсій.

4.4. Застосування емульсій у медичній практиці. Креми та мазі в парфюмерній промисловості.

5. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

1) Вибрати ознаки грубодисперсних систем:

   1 – гомогенність, 2 – гетерогенність, 3 – прозорість,

   4 – непрозорість, 5 – стабільність, 6 – нестабільність.

   а) 1, 3, 5;  б) 2, 4, 6;  в) 1, 4, 5;  г) 2, 3, 6.

2) Вибрати дисперсні системи, що відповідають умовному позначенню Р/Г:                         1 – пил,     2 – туман,     3 – піна,     4 – поролон, 5 – дим,     6 – аерозольний парфум.   

      а) 1, 5;       б) 2, 6;     в) 1, 3;    г) 3, 4.

3) Туман утворився при контакті вологого теплого повітря з потоком холодного газу. Вказати метод, за яким одержали туман.

   а) пневморозпилення;  б) диспергування;

   в) конденсація;             г) зміна напряму і швидкості руху.

4) Вибрати фактори, що зумовлюють тимчасову стійкість суспензій:

   1 - броунівський рух; 3 - наявність сольватної оболонки;

   2 - наявність заряду; 4 - концентрація дисперсної фази.

   а) 1, 2;           б) 2, 3;          в) 3, 4;        г) 1, 4.

5) Вибрати емульгатори, які здатні підвищити стійкість емульсії абрикосового масла у воді:

   1 – натрієве мило, 2 – кальцієве мило,  3 – водорозчинний полімер,

   4 – каучуковий латекс,  5 – гідрофільна глина,  6 – гідрофобна сажа.

   а) 1, 3, 5;    б) 2, 4, 6;     в) 1, 2, 3;      г) 4, 5, 6.

6) Вибрати правильне визначення явища “коалесценція”:

   а) розшарування емульсії на два шари – дисперсна фаза і     

       дисперсійне середовище;

   б) виділення емульгатора в окрему фазу;

   в) виділення дисперсійного середовища в окрему фазу;

   г) злиття дрібних частинок дисперсної фази у більші краплі.

    ПРАВИЛЬНІ  ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь б).

   Грубодисперсні системи є гетерогенними, а, значить, і термодина-

мічно нестійкими. Вони непрозорі для світла, бо світло переважно відбивається від поверхні частинок та заломлюється.    

2) Правильна відповідь б).

   Умовне позначення Р/Г означає, що дисперсна система складається з рідкої (Р) дисперсної фази і газоподібного (Г) дисперсійного середовища, тобто є аерозолем. З наведених дисперсних систем аерозолями з рідкою дисперсною фазою є туман та аерозольний парфум.  

3) Правильна відповідь в).

   Цей метод називається конденсація, бо менші за розмірами частинки     (краплі) води злилися у більші краплі під дією низької температури.

4) Правильна відповідь б).

   Суспензії – це гетерогенні принципово нестійкі системи. Але якщо частинки дисперсної фази суспензії мають заряд або сольватну (гідратну) оболонку, їх агрегативна стійкість значно збільшується.

Кінетична стійкість суспензій дуже мала, тому що броунівський рух не властивий частинкам дисперсної фази суспензії. Концентрація починає впливати на стійкість тільки агрегативно стійких концентрованих суспензій – паст.

5) Правильна відповідь а).

Емульгатори, адсорбуючись на поверхні розподілу фаз, підвищують стійкість емульсій. Емульгатори бувають гідрофільними та гідрофобними. Природа емульгатора визначає тип емульсії та її стійкість. Згідно з правилом Банкрофта, емульгатор повинен мати спорідненість до дисперсійного середовища емульсії, яку він стабілізує.

Отже, емульсію абрикосового масла у воді будуть стабілізувати гідрофільні емульгатори, які краще розчиняються у воді, ніж у маслі.

Такими емульгаторами  будуть натрієве мило, водорозчинний полімер (наприклад, білок) і гідрофільна глина.

6) Правильна відповідь г).

   Коалесценція, або злиття дрібних крапель у більші краплі, є початковим етапом руйнування емульсії, яке закінчується її розшаруванням.

    6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1) Записати за допомогою умовного позначення фазовий склад таких  дисперсій: пил, суспензія, емульсія, дим, аерозольний лак.

2) Співставити пропускання світла істинними розчинами, колоїдними системами та грубими дисперсіями.

3) Пояснити явище “обернення фаз емульсії”. Вказати, що може викликати таке явище.

4) Пояснити, який тип емульсії можуть стабілізувати водорозчинний лецитин та нерозчинний у воді холестерин.

5) Пояснити, стабілізаторами яких типів емульсій застосовують у харчовій та фармацевтичній промисловостях білки та водонерозчинні пальмітат і стеарат сахарози.

      7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 730-755.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.187-191, 197-209.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 188-193.

1. ТЕМА. Напівколоїдні мила, детергенти.

               Міцелоутворення у розчинах напівколоїдів.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Напівколоїдні мила та детергенти, що здатні утворювати у розчинах міцелярні структури, широко застосовуються як миючі та дезинфікуючі засоби, емульгатори – у виробництві фармацевтичних та косметичних препаратів. В організмі людини роль таких напівколоїдів належить солям жовчних кислот – холату та дезоксихолату натрію. Ці солі утворюють міцели, що сприяють емульгуванню жирів (на початку засвоєння жирів з їжі), транспорту ліпідів, розчиненню холестерину, виведенню ліків з організму. Неіоногенні поверхнево-активні речовини застосовуються для одержання стероїдних препаратів, вітамінів, барбітуратів.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про особливості будови та властивості розчинів поверхнево-активних речовин, здатних до міцелоутворення.

Студент повинен знати:

- види колоїдних поверхнево-активних речовин, особливості будови їх

 молекул;

- сучасні теоретичні погляди на будову міцел ПАР у розчинах;

- суть критичної концентрації міцелоутворення (ККМ) як характеристики  

 колоїдних систем ПАР;

- суть солюбілізації, її біороль та напрямки застосування;

              вміти:

- визначати вид ПАР за її молекулярною формулою.

4. ОРІЕНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Колоїдні поверхнево-активні речовини.

1.1. Йоногенні ПАР: катіоноактивні, аніоноактивні та амфотерні.

1.2. Неіоногенні ПАР.

2. Утворення міцел у розчинах.

2.1. Суть міцелоутворення та сучасний погляд на будову міцели.

2.2. Критична концентрація міцелоутворення.

3. Солюбілізація.

3.1. Суть солюбілізації та її значення для життєдіяльності. Застосування.

3.2. Механізм солюбілізації молекул різної будови та полярності.

5. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

1) Вказати речовину, що буде катіоноактивною ПАР:

   а) С17Н33СООNa;               б) (С17Н31СОО)2Са;

   в) R(CH3)3NCl;         г) RNHCOOH.

2) Вибрати ознаки, що належать неіоногенним ПАР:

   1 – електроліт;   2 – неелектроліт;  3 – дифільна молекула;

   4 – гідрофільна молекула;               5 – гідрофобна молекула;

   6 – зменшує поверхневий натяг;     7 – збільшує поверхневий натяг.

   а) 1, 3, 7;          б) 2, 3, 6;                в) 2, 5, 7;           г) 1, 4, 6.

3) Вибрати правильне визначення критичної концентрації міцелоутво-

   рення:

  а) це мінімальна концентрація ПАР у розчині;

  б) це мінімальна концентрація ПАР, що забезпечує утворення міцели;

  в) це максимальна концентрація ПАР, перевищення якої призводить

      до руйнування міцел ПАР у розчині;

   г) це максимальна концентрація ПАР, що можлива у даному розчиннику.

4) Вибрати правильне визначення процесу  солюбілізації.  

         а) це процес переходу в міцелу ПАР речовини, що не розчиняється у    чистому розчиннику;

   б) це процес руйнування міцел ПАР під дією інших розчинних речовин;

   в) це процес руйнування міцел ПАР на окремі молекули;

   г) це процес переходу речовини, що добре розчиняється у розчиннику, із міцели ПАР у розчинник.

5) Вказати, як відбувається солюбілізація неполярних молекул у розчині ПАР з полярним розчинником:

   а) неполярні молекули переходять у вуглеводневу частину міцели ПАР;

   б) неполярні молекули запобігають утворенню міцел ПАР;

    в) неполярні молекули звязуються з неполярними фрагментами молекули ПАР і руйнують міцели;

   г) неполярні молекули у розчині ПАР з полярним розчинником не під-даються солюбілізації.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна  відповідь в).

   Катіоноактивною поверхнево-активною речовиною буде речовина, що у розчині з полярним розчинником йонізується з утворенням поверхнево-активного катіона. Такою речовиною буде сіль четвертинної амонієвої солі з вуглеводневим радикалом R:

                  R(CH3)3NCl R(CH3)3N+ + Cl¯

 Cіль С17Н33СООNa  буде аніоноактивною ПАР:

                   С17Н33СООNa  C17H33COO¯ + Na+

Сіль (С15H31COO)2Ca буде неіоногенною ПАР, бо не розчиняється у воді.

Амінокислота з великим вуглеводневим радикалом R буде амфотерним електролітом:                        

                       +

                    RNHCOOH  RNH2 - COO¯

                                                                               +

              +                                   + H+                    RNH2-COOH    катіон-ПАР

           RNH2-COO¯

                                                                             + OH¯                        H2O + R- NH-COO¯   аніон-ПАР

2) Правильна відповідь б).

   Неіоногенні ПАР – це поверхнево-активні речовини , молекули яких не іонізуються (не дисоціюють), тобто вони не є електролітами. Але такі мо-лекули дифільні, оскільки мають полярні і неполярні фрагменти будови, вони зменшують поверхневий натяг розчинника.

3) Правильна відповідь б).

   При розчиненні ПАР у полярному розчиннику, молекули ПАР, починаючи з певної концентрації, утворюють міцели. Найменша концентрація, з якої починається утворення міцел ПАР, називається критичною концентрацією міцелоутворення (ККМ).

4) Правильна відповідь а).

   Солюбілізація – це довільний процес переходу в середину колоїдної міцели ПАР речовини, яка не розчиняється у чистому розчиннику.

5) Правильна відповідь а).

   Неполярні молекули при солюбілізації у розчині ПАР з неполярним розчинником повністю переходять у вуглеводневу частину міцели, розчиняються у цьому неполярному обємі. На відміну від них, полярні молекули при солюбілізації затримуються (адсорбуються)  на поверхні міцели у шарі гідрофільних груп молекул ПАР. Дифільні молекули при солюбілізації орієнтуються між молекулами ПАР у міцелі і подібно до них.

     6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1) Пояснити, чому розчини ПАР міцелярної будови інколи називають асоціативними колоїдами або напівколоїдами.   

2) Вказати, до класу яких ПАР слід віднести такі естери, як монопальмітат та моностеарат сахарози і чому.

3) Вказати, від яких факторів залежить величина критичної концентрації міцелоутворення для ПАР даного виду.

4) Пояснити, які види міцел існують у розчинах ПАР за сучасними теоріями.

5) Пояснити біологічну роль явища солюбілізації та її застосування у хіміко-фармацевтичній промисловості.

    7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 756-758.

2. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С.193-195.

1. ТЕМА. Драглювання розчинів ВМС. Механізм драглювання. Тиксотропія. Синерезис. Біологічна роль драглювання. Висолювання біополімерів із розчинів. Коацервація та її роль у біологічних системах.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Драглювання розчинів високомолекулярних сполук та властивості самих драглів відіграють дуже важливу роль у життєдіяльності організму. Цитоплазму клітини, кришталик ока, шкіру, осеїн кісток можна розглядати як природні драглі. Кісткова та сполучна тканини організму людини з віком поступово втрачають драглеподібні компоненти і збагачуються на мінеральні речовини. Тиксотропія та синерезис – явища, притаманні геле- та драглеподібним структурам, мають місце і у живому організмі. Так, мязи тварин внаслідок синерезису та дегідратації з віком стають більш жорсткими та твердими. Утворення пухлин в організмі також повязують з процесами синерезису. До періодичного розподілу речовин та утворення періодичних структур  у рослинних та тваринних організмах призводить до зменшення швидкості дифузійних процесів у драглях. У біологічних процесах цитоплазми велике значення має коацервація. Утворенню комплексних коацерватів надається велике значення у теорії виникнення життя на Землі.

Розуміння суті явищ, що відбуваються у розчинах ВМС, гелях та драглях, необхідне для пояснення багатьох біохімічних, фізіологічних процесів, які відбуваються у живому організмі.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про утворення та властивості драглів, закономірності висолювання біополімерів із розчинів та суть і значення коацервації для біологічних систем.

Студент повинен знати:

- механізм драглювання та фактори, що впливають на драглювання;

- властивості драглів: тиксотропія, синерезис, зменшення швидкості дифузійних процесів;

- біологічну роль драглювання;

- суть та біологічне значення коацервації;

- закономірності висолювання біополімерів із розчинів;

- відмінність процесів коагуляції, висолювання, денатурації, коацервації.

     4. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Драглювання розчинів ВМС.

1.1. Механізм утворення драглів.

1.2. Вплив різних факторів на процес драглювання.

1.3. Тиксотропія – оборотне ізотермічне розрідження-драглювання.

1.4. Синерезис та його значення для біологічних систем.

1.5. Дифузія у драглях. Утворення періодичних структур.

1.6. Біологічна роль драглів.

2. Коацервація.

2.1. Суть коацервації у розчинах ВМС.

2.2. Комплексна коацервація. Біологічне значення коацервації.

3. Висолювання біополімерів із розчинів.

3.1. Механізм висолювання біополімерів електролітами.

3.2. Ліотропні ряди йонів при висолюванні.

3.3. Відмінність процесів коагуляції та висолювання.

5. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

1) Вибрати правильну характеристику агрегатного стану драглів:

       а) це вязкотекуча рідина, що зменшує вязкість при нагріванні і  приймає форму посудини;

б) це рідина, концентрація якої  змінюється при нагріванні і яка не має власної форми;

в) це колоїдна система з підвищеною вязкістю і відсутністю власної форми;

г) це нетекуча система, що може мати власну форму при низьких температурах.

2) Вказати основну причину драглювання:

      а) утворення просторової структури з розчинних молекул ВМС за рахунок міжмолекулярних звязків;

б) виділення розчинних молекул ВМС в окрему фазу;

в) включення більшої кількості молекул розчинника у гідратну оболонку молекул ВМС з втратою їх рухливості;

г) хімічна взаємодія розчинених молекул ВМС між собою з утворенням нової необоротної структури.

3) Вибрати фактори, які впливають на драглювання:

   1 – форма і розміри молекул ВМС, 2 – концентрація молекул ВМС,

   3 -  температура,                                    4 – рН системи,                                                                5 – електролітний склад системи;           6 – час.

   а) 2, 3, 4, 5;   б) 1, 2, 3, 4;       в) 3, 4, 5, 6;  г) всі ці  фактори.

4) вказати, як впливає величина рН на драглювання розчинів білків:

   а) драглювання краще відбувається при значеннях рН, які менші ІЕТ білка;

б) драглювання краще відбувається при значеннях рН, які більші ІЕТ білка;

в) драглювання краще відбувається при значенні рН, що відповідає ІЕТ білка;

г) драглювання розчинів білків не залежить від співвідношення величини рН  і  ІЕТ білка.

5) Вибрати ознаки, що характеризують явище переходу драглів у колоїд-

ний розчин або розчин ВМС під дією механічного втручання:

1 – ізотермічне; 2 – екзотермічне; 3 – ендотермічне;

4 – оборотне;  5 – необоротне.

а) 1, 5;               б) 1, 4;                  в) 2, 4;                  г) 3, 5.

6) Білки, молекулярні маси  яких співвідносяться як  МА  МВ  МС, висолюють із розчину. Вказати порядок одержання білкових фракцій.

а) А В С;       б) С В А;        в) В А С;       г)  залежності немає.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь г).

   Драглі – це нетекучі системи, що можуть мати власну форму  і  за деякими ознаками нагадують тверді тіла. При нагріванні вони поступово розмякшуються, переходять у вязкотекучий стан, а при подальшому нагріванні можуть перетворитися на рідкі речовини. При охолодженні такої рідкої речовини спостерігається зворотний процес утворення нетекучої системи.

2) Правильна відповідь а).

   Драглювання базується на міжмолекулярній взаємодії розчинених молекул ВМС з утворенням просторової структури. Основним видом взаємодії при структуруванні вважається гідрофобна взаємодія, але можуть виникати і водневі, іонні та навіть ковалентні звязки.

Ступінь структурування та вид звязків, що утворюються між макромолекулами, залежать від природи і концентрації ВМС та температури.

Дисперсійне середовище (розчинник) знаходиться всередині такої просторової структури ВМС, а сама система нагадує тверде тіло.

3) Правильна відповідь г).

    Процес драглювання залежить від природи, розмірів і форми молекул ВМС, їх концентрації, температури і часу, рН розчину та наявності у ньому електролітів.

4) Правильна відповідь в).

   Процес драглювання розчинів білків залежить від співвідношення рН розчину та ІЕТ даного білка. Найкраще драглювання відбувається при рН, що дорівнює ІЕТ, тому що при такому рН молекули білка знаходяться в ізоелектричному стані, тобто сумарний заряд молекул дорівнює нулю. Такий стан молекул сприяє утворенню між ними гідрофобних взаємодій, водневих звязків, не відбувається електростатичного відштовхування молекул.

5) Правильна відповідь б).

   Під впливом механічної дії (механічного втручання) драглі здатні  розріджуватися, а при припиненні дії знову утворювати драглі. Цей процес є ізотермічним і оборотним. Називається він тиксотропією. Здатність струк-турованої системи навіть під дією механічного навантаження переходити у неструктуровану є доказом того, що утворення структури при драглюванні забезпечується, в першу чергу, силами міжмолекулярної взаємодії.

6) Правильна відповідь а).

   Висолювання білків із розчинів залежить від середньої молекулярної маси молекул білка. Розчин суміші білків містить фракції (групи) молекул різної середньої молекулярної маси. Першими висолюються молекули білка з більшою молекулярною масою, а для висолювання більш легких фракцій білкових молекул треба застосувати розчини солей більшої концентрації. Так, альбуміни сироватки крові утворюють осад у насиченому розчині сульфату амонію, а глобуліни – у напівнасиченому розчині.

6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1) Пояснити  суть явища синерезису, вказати на його прояви у живих організмах.

2) Вказати особливості процесу дифузії у драглях.

   Що таке періодичні структури?

3) Пояснити суть явища коацервації у розчинах ВМС.

   Яке біологічне значення має комплексна коацервація?

4) Пояснити, чим за механізмом відрізняється висолювання біополімерів від коагуляції гідрофобних колоїдів розчинами електролітів.

5) Пояснити, на чому базується утворення ліотропних рядів йонів при висолюванні.


7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 724-727.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

3. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.248-251, 254-257.

4. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 207-214, 229-235, 239-242.

           

            1. ТЕМА. Аномальна вязкість розчинів ВМС. Вязкість крові.

2. ОБГРУНТУВАННЯ ТЕМИ. Розчини ВМС за характером текучості значною мірою відрізняються від розчинів низькомолекулярних сполук. Вони характеризуються аномальною вязкістю, яка залежить від концентрації, природи і форми молекул ВМС. Біологічні рідини, зокрема кров, що містять різні білкові молекули, також мають аномальний характер текучості. Співставлення реологічних властивостей крові у нормі та патології дозволяє одержати додаткову інформацію про перебіг і тяжкість захворювання. Знання закономірностей текучості ньютонівських та неньютонівських рідин дозволяє пояснити звязок гіпертонії зі зменшенням радіусу капілярних судин, визначити ізоелектричну точку білка за залежністю вязкості його розчину від рН.

3. МЕТА. Сформувати уявлення про характер текучості рідин, аномальну вязкість розчинів ВМС та біологічних рідин, значення реологічних характеристик крові для діагностики та лікування.

Студент повинен знати:

- особливості ламінарного та турбулентного потоків рідини при текучості;

- особливості текучості розчинів ВМС;

- причини аномальної вязкості розчинів ВМС;

- залежність вязкості розчинів білків від рН;

- значення реологічних властивостей крові для медицини;

                                        вміти:

- оцінювати взаємне співвідношення кількісних параметрів процесу текучості рідин за рівнянням Пуазейля.

4. ОРІЄНТОВНА КАРТКА ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

Зміст і послідовність дій

Вказівки до навчальних дій

1. Ламінарний та турбулентний характер текучості рідини.

1.1. Характеристика ламінарного потоку рідини, що витікає.

1.2. Закони Ньютона та Паузейля для ньютонівських рідин.

1.3. Поняття про турбулентний режим витікання.

2. Поняття про вязкість рідин.

2.1. Вязкість як міра сили внутрішнього опору (тертя) при витіканні рідин.

2.2. Вязкість розведених розчинів ВМС.

3. Аномальна вязкість розчинів ВМС.

3.1. Поняття про орієнтаційний компонент аномальної вязкості розчинів ВМС.

3.2. Концентровані розчини ВМС та структурний компонент їх аномальної вязкості.

3.3. Характеристична вязкість розчинів полімерів та її використання для віскозиметричного визначення середніх молекулярних мас полімерів.

4. Вязкість крові та біологічних рідин.

4.1. Вплив радіусу капілярних судин на нормальний потік крові та її тиск.

4.2. Характер витікання крові у залежності від виду пошкодження судин.

4.3. Вязкість розчинів білка у залежності від рН.

5. ПИТАННЯ ДЛЯ САМОСТІЙНОГО ОПРАЦЮВАННЯ.

1) Вибрати характеристику співвідношення швидкостей шарів рідини, що відповідає ламінарному режиму течії.

   а) швидкість поступово зростає від стінок капіляра до центра;

   б) для горизонтальних капілярів швидкість поступово збульшується зверху вниз, а для вертикальних  швидкості однакові;

   в) швидкість поступово зменшується від стінок капіляра до центра;

   г) співвідношення швидкостей залежить від сили вязкого опору рідини.

2) Вказати, які рідини називаються ньютонівськими.

   а) рідини, течія яких відповідає законам Ньютона та Пуазейля;

   б) рідини з ламінарним режимом витікання;

   в) рідини з турбулентним режимом витікання;

   г) розчини високомолекулярних сполук.

 3) Вказати причини, з яких при однаковій концентрації розведені розчини ВМС мають більшу вязкість, ніж розчини низькомолекулярних сполук.

  а) високий ступінь структурованості розчинів ВМС;

  б) велика молекулярна маса молекул ВМС;

  в) висока гідрофільність молекул ВМС, їх взаємодія з молекулами    розчинника;

  г) здатність до драглювання та набухання.

4) Пояснити, чому зі збільшенням напруги зсуву вязкість розчинів ВМС  може зменшуватися.

    а) тому, що при цьому підвищується температура, і вязкість зменшується;

    б) тому, що великі за розмірами молекули розриваються на окремі частини, і течія відбувається швидше;

    в) тому, що руйнується внутрішня структура між молекулами ВМС, і вязкість зменшується;

    г) тому, що довгі молекули ВМС починають орієнтуватися вздовж напрямку течії.

5) Вказати, як залежить вязкість розчинів білків від рН:

       а) максимальна вязкість у розчинів з рН, що дорівнює ІЕТ;

   б) мінімальну вязкість мають розчини, рН яких дорівнює ІЕТ;

   в) мінімальну вязкість мають розчини з сильнокислим або сильнолужним середовищем, тому що за таких умов відбувається гідроліз пептидних звязків;

   г) певної залежності вязкості розчинів білків від рН немає.

ПРАВИЛЬНІ ВІДПОВІДІ.

1) Правильна відповідь а).

   При ламінарному режимі течії рідини шари рідини біля стінок капіляра мають меншу швидкість, а центральний шар потоку рухається з максимальною швидкістю. При турбулентному режимі такі співвідношення швидкостей шарів рідини порушуються, вони починають змішуватися і утворювати завихрення.                 

2) Правильні відповіді а) і б).

   Рідини, течія яких відбувається у ламінарному режимі і підлягає законам Ньютона і Пуазейля, називаються ньютонівськими рідинами. Розчини ВМС переважно не є ньютонівськими. Біологічні рідини, і в першу чергу кров, також не підпорядковуються законам Ньютона та Пуазейля, їхня вязкість переважно залежить від напруги зсуву.

3) Правильні відповіді а) і в).

   Для розчинів ВМС характерна сильна взаємодія молекул ВМС з молекулами розчинника, утворення асоціатів та легкоруйнівних структур.

Якщо розчинником є вода, то тільки молекули ВМС з високою гідрофільністю, наприклад білки, здатні утворювати розчини. Висока гідрофільність молекул ВМС зумовлює їх взаємодію з молекулами води з утворенням розвинених гідратних оболонок, тобто велика частка розчинника набуває певної “звязаності” з молекулами розчиненої речовини. У концентрованих розчинах ВМС також спостерігається утворення молекулами ВМС внутрішніх просторових структур.

4) Правильні відповіді в) і г).

   Вязкість розчинів ВМС при збільшенні напруги зсуву може зменшуватися з двох основних причин. При невисоких концентраціях молекули ВМС, що мають анізометричну (орієнтовану в одному вимірі) будову, починають орієнтуватися у напрямку потоку, зменшуючи опір витікання. У розчинах ВМС високих концентрацій збільшення напруги зсуву призводить до руйнування внутрішніх просторових структур, утворених молекулами ВМС у стані спокою. Вязкість при цьому також зменшується. Таким чином, аномальна вязкість розчинів ВМС складається з орієнтаційного та структурного компонентів.

5) Правильна відповідь б).

   Якщо рН розчину білка дорівнює його ізоелектричній точці, то білкова молекула у такому розчині має глобулярну будову, опір течії буде мінімальним, а, значить, і вязкість такого розчину буде найменшою. При зменшенні або збільшенні рН вязкість розчинів білків зростає у звязку зі зміною структури білкових макромолекул. За графіком залежності вязкості розчинів білка від рН можна встановити значення ІЕТ білкової молекули.

6. ПИТАННЯ ДЛЯ КОНТРОЛЮ ЗНАНЬ.

1) Вказати відмінності ламінарного і турбулентного режимів течії рідин.

2) Дати визначення вязкості за законом Ньютона для ламінарної течії.

3) Пояснити за законом Пуазейля, чому зменшення діаметра капіляра викликає збільшення опору течії. Як це повязано з підвищенням тиску крові?

4) Вказати, чим відрізняється залежність вязкості ньютонівських та неньютонівських рідин від напруги зсуву. Що таке критична напруга зсуву?

5) Вказати, що таке характеристична вязкість розчинів ВМС.

6) Пояснити суть віскозиметричного визначення середньої молекулярної маси полімеру.

7. ЛІТЕРАТУРА.

1. Мороз А.С., Луцевич Д.Д., Яворська Л.П. Медична хімія. –В: НОВА КНИГА, 2006,

 с. 707-717.

2. Медицинская химия: учеб. / В.А. Калибабчук, Л.И. Грищенко, В.И. Галинская и др.; под ред. В.А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008.

2. Садовничая Л.П., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я.

   Биофизическая химия. -Київ: Вища школа, 1986.-С.251-254.

3. Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.

   -М.: Высшая школа, 1975. –С. 220-223.


З М І С Т

Модуль 1.Кислотно-основна рівновага та комплексоутворення в біологічних рідинах

Заняття  № 1. Вступ до практикуму. Техніка безпеки роботи в лабораторії.

Біогенні s-елементи: біологічна роль,  застосування в   медицині...........................………  4

Заняття  № 2. Біогенні р-елементи:  біологічна роль, застосування в медицині……….  8

Заняття  № 3. Біогенні d-елементи : біологічна роль, застосування в медицині………..14

Заняття № 4.  Комплексоутворення в біологічних системах………………………………..18

Заняття № 5.  Величини, що характеризують кількісний склад розчинів……………… 22

Заняття № 6. Приготування розчинів……………………………………………………….. 27

Заняття № 7. Основи титриметричного аналізу…………………………………………….. 31.

Заняття № 8.  Основи титриметричного аналізу……………………………………………. 35

Заняття № 9.  Кислотно-основна рівновага в організмі.  

                      Водневий показник біологічних рідин............................................................. 38.

Заняття № 10. Буферні системи, класифікація та механізм дії..............................………... 43

Заняття № 11. Визначення буферної ємності. Роль буферів у біосистемах………………. 46.

Заняття № 12. Колігативні властивості розчинів…………………………………………… 50.

Заняття № 13. Підсумковий контроль засвоєння модулю 1                                                           “Кислотно-основні рівноваги та комплексоутворення в біологічних рідинах”.

Перелік питань до підсумкового контролю модулю 1 ……………………………………. 55

Модуль 2. Рівноваги в біологічних системах на межі поділу фаз.

Заняття № 1. Теплові ефекти хімічних реакцій в розчинах.Направленість процесів........ 56

Заняття № 2. Кінетика біохімічних реакцій…………………………………………………62

Заняття № 3. Кінетика біохімічних реакцій........................................................................... 67

Заняття № 4. Хімічна рівновага. Добуток розчинності........................................................ 71

Заняття № 5. Визначення окисно-відновного потенціалу.................................................... 76

Заняття № 6. Сорбція біологічно-активних речовин на межі поділу фаз........................... 81

Заняття № 7. Іонний обмін. Хроматографія………………………………………………... 87

Заняття № 8. Одержання, очистка та властивості колоїдних розчинів............................... 91

Заняття № 9. Коагуляція колоїдних розчинів........................................................................ 96

Заняття № 10. Колоїдний захист.............................................................................................100

Заняття № 11. Властивості розчинів біополімерів. Ізоелектрична точка білка…………. 104.

Заняття № 12. Підсумковий контроль засвоєння модулю 2

                       “Рівноваги в біологічних системах на межі поділу фаз”

                        Перелік питань до підсумкового контролю модулю 2  .............................. 109

Методичні вказівки для позааудиторної самостійної роботи студентів з тем,                                         що винесені на самостійне опрацювання

Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів..........................................  111

Розчини. Розрахунки в титриметричному аналізі................................................................  113

Окисно-відновне титрування (оксидиметрія). Метод перманганатометрії……………...  115

Оксидиметрія. Метод йодометрії ..........................................................................................  118

Період напівперетворення. Фотохімічні реакції. Фотосинтез............................................  120

Особливості кінетики ферментативних процесів.................................................................  123

Гальванічні кола ......................................................................................................................  125

Аерозолі, суспензії, емульсії. Порошки, пасти, креми.

Властивості та застосування в медицині ............................................................................   127

Напівколоїдні мила, детергенти. Міцелоутворення у розчинах напівколоїдів ...............    130

Драглювання розчинів ВМС. Механізм драглювання. Тиксотропія. Синерезис.                      Біологічна роль драглювання. Висолювання біополімерів із розчинів.                                      Коацервація та її роль у біологічних системах....................................................................    133

Аномальна вязкість розчинів ВМС. Вязкість крові ..........................................................    136




1. Вариант 4 Ответ дается на все вопросы.
2. Уpовень комбиниpованной освещенности монтажного участка согласно СНиПвыбиpаем- общее освещение на уpо
3. О В ПАЛЛАДІНА КАНЮК Микола Ігорович
4. I Частично грудное и искусственное вскармливание
5. Педагогические условия формирования умений учебной деятельности младших школьников
6. XVII вв. Отличительные особенности древнерусской философии отсутствие самостоятельного статуса и совокуп
7. е докой проверке была обнарна несвоевременная уплата нал
8. І. Франка 2009. ~ 40 с
9. на тему- Методы и технологии разработки управленческих решений в условиях неопределенности.
10. ПЕРИНАТАЛЬНЫЙ ЦЕНТР ПРОТОКОЛ ФОЛЛИКУЛОМЕТРИИ дата