ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ
КАФЕДРА ОБЩЕЙ И БИООРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Методические рекомендации и контрольные задания для студентов
I
курса заочного отделения фармацевтического факультета по курсу «Общая и неорганическая химия»
Омск 2004 г.
Методические рекомендации и контрольные задания для студентов I курса заочного отделения фармацевтического факультета по курсу «Общей и неорганической химии».
Моисеева Н.Е., Галиулина М.В., Ганзина И.В., Атавина О.В., Юдина Л.Н.
Методические рекомендации и контрольные задания по курсу «Общая и неорганическая химия» составлены для студентов I курса заочного отделения фармацевтического факультета Омской государственной медицинской академии в соответствии с государственным образовательным стандартом высшего профессионального образования по специальности 04050 – «Фармация» (квалификация - провизор), учебным планом и программой курса.
В пособии представлена программа «Общей и неорганической химии», даны рекомендации по ее изучению. Пособие содержит варианты контрольных работ, требования к их содержанию и оформлению, тематический план лекций и лабораторно – практических занятий по химии, вопросы для подготовки к экзамену.
Рецензенты:
Кандидат химических наук, доцент Э.Ф.Зорина–зав.кафедрой естественнонаучных дисциплин ОГИС.
Кандидат педагогических наук, доцент Е.Ю.Тюменцева–доцент кафедры естественнонаучных дисциплин ОГИС.
Рассмотрено и рекомендовано к печати кафедрой общей и биоорганической химии ОмГМА (Н.Е. Моисеева – зав. кафедрой общей и биоорганической химии, кандидат технических наук, доцент), цикловой методической комиссией по фармации ОмГМА.
Цель и задачи изучения курса «Общая и неорганическая химия»
Общая и неорганическая химия
является общетеоретической, базисной дисциплиной в системе подготовки провизора. Она дает необходимые знания для усвоения ряда медико – биологических дисциплин – биохимия, физиология, фармакология, фармацевтической химии и др.
Преподавание данной дисциплины обеспечивает развитие у студентов навыков анализа лекарственных веществ необходимые знания основных законов и теоретических положений необходимых для объяснения нормальных и патологических процессов на молекулярном и клеточном уровне.
Задачи
изучения дисциплин:
1. Сформулировать конкретные знания студентов по разделам “Энергетика химических процессов”, ”Окислительно – восстановительные реакции”, “Растворы”, “Строение вещества” и химии элементов.
2. Научить студентов пониманию связи свойств соединений с положением составляющих их элементов в Периодической системе.
3. Показать единство химического элементного состава живой и неживой природы и объяснить биологическую роль элементов.
4. Привить студентам практические навыки определения и расчета энергетических характеристик химических процессов, направления и глубины их протекания, способы расчета химических равновесий, определение концентрации веществ титриметрическим (оксидиметрия, комплексонометрия, ацидиметрия, алкалиметрия и др.) методами анализа, широко используемыми в биохимических лабораториях и практики провизора.
Основные знания и учения, приобретаемые студентами при изучении курса общей и неорганической химии.
В итоге прохождения курса общей и неорганической химии студент должен знать
:
1. Основные законы химии.
2. Расчеты и теоретические положения законов термодинамики.
3. Способы выражения концентрации растворов, правила приготовления растворов.
4. Способы оценки кислотности сред, расчеты рН растворов.
5. Свойства растворов сильных и слабых электролитов, состояние ионов в растворах электролитов, расчет ионной силы раствора. Понятие физических растворов.
6. Коллигативные свойства растворов, расчет осмотического давления.
7. Строение комплексных соединений, комплексонометрия, ее применение в фармацевтических исследованиях.
8. Строение атома, типы химических связей.
9. Химию биогенных элементов, семейства s, p, d – элементов, их биологическую роль и применение соединений в фармации.
Студент должен уметь
:
1. Самостоятельно работать с химической литературой.
2. Производить расчеты по химическим формулам.
3. Готовить растворы с заданной концентрацией.
4. Работать с приборами, применяемыми в химических исследованиях лекарственных веществ.
Учебный план
В соответствии с учебным планом, утвержденным Министерством здравоохранения РФ, на заочном отделении предмет общей и неорганической химии преподается на I курсе. На изучение дисциплины отводится 15 часа, из них 20 часов лекций, 30 часов лабораторно – практических занятий и 103 часа самостоятельной работы, во время которой студенты выполняют 2 контрольной работы. По итогам освоения курса студенты сдают экзамен.
Программа курса общей и биоорганической химии
Энергетика, направление и глубина протекания химических реакции.
Химическое равновесие
Основные понятия химической термодинамики. Поглощение и выделение различных видов энергии при химических превращениях. Теплота и работа.
Внутренняя энергия и энтальпия индивидуальных веществ и многокомпонентных систем. Стандартные состояния веществ и стандартные значения внутренней энергии и энтальпии. Теплоты химических реакций при постоянной температуре и давлении или объеме. Термохимические уравнения. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ.
Закон Гесса. Расчеты изменения стандартных энтальпий химических реакций и физико – химических превращений (растворение веществ, диссоциация кислот и оснований) на основе закона Гесса.
Понятие об энтропии как мере неупорядоченности системы (уравнение Больцмана).
Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца как критерий самопроизвольного протекания процесса и термодинамической устойчивости химических соединений. Таблицы стандартных энергий Гиббса образования веществ.
Обратимые и необратимые химические реакции и состояние химического равновесия. Качественная характеристика состояния химического равновесия и его отличие от кинетически заторможенного состояния системы.
Закон действующих масс (ЗДМ). Константа химического равновесия и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса и энергии Гельмгольца процесса. Определение направления протекания реакции в системе при данных условиях путем сравнения соотношения произведений концентраций в данных условиях и значения константы равновесия.
Зависимость энергии Гибба процесса и константы равновесия от температуры. Принцип Ле Шателье – Брауна.
Окислительно – восстановительные реакции
Электронная теория окислительно – восстановительных (ОВ) реакций (Л.В. Писаржевский).
Окислительно – восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в Периодической системе элементов и степени окисления элементов в соединениях.
Сопряженные пары окислитель – восстановитель. Окислительно – восстановительная двойственность.
Влияние среды и внешних условий на направление окислительно – восстановительных реакций и характер образующихся продуктов.
Учение о растворах
Основные определения: раствор, растворитель, растворенное вещество. Растворимость. Растворы газообразных, жидких и твердых веществ. Вода как один из наиболее распространенных растворителей. Роль водных растворов в жизнедеятельности организмов.
Процесс растворения как физико – химическое явление (Д.И. Менделеева, Н.С. Курнаков). Термодинамика процесса растворения.
Растворы газов в жидкостях. Законы Генри, Генри – Дальтона, И.М. Сеченова.
Растворы твердых веществ в жидкостях. Понятие о коллигативных свойствах растворов. Зависимость «Свойство раствора - концентрация». Закон Вант – Гоффа об осмотическом давлении. Теория электролитической диссоциации (Аррениус С., Каблуков И.А.). Роль осмоса в биосистемах. Плазмолиз, гемолиз, тургор. Гипо- , изо- и гипертонические растворы.
Теория растворов сильных электролитов. Ионная сила растворов, коэффициент активность ионов.
Ионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. РН растворов сильных кислот и оснований.
Растворы слабых электролитов. Применение ЗДМ к ионизации слабых электролитов. Константа ионизации (диссоциации). Ступенчатый характер ионизации.
Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда - Лоури). Константы кислотности и основности. Процессы ионизации, гидролиза, нейтрализации с точки зрения различных теорий кислот и оснований. рН растворов слабых кислот, оснований, гидролизующих солей.
Амфотерные электролиты (амфолиты).
Роль ионных, в том числе кислотно – основных, взаимодействий при метаболизме лекарств, в анализе лекарственных препаратов, при приготовлении лекарственных смесей. Химическая совместимость и несовместимость лекарственных веществ.
Электронные оболочки атомов и периодический закон Д.И. Менделеева. Природа химической связи и строение химических соединений
Квантово – механическая модель строения атомов. Электронные формулы и электронно – структурные схемы атомов.
Периодический закон (ПЗ) Д.И. Менделеева и его трактовка на основе квантово – механической теории строения атомов.
Типы химических связей и физико – Химические свойства соединений с ковалентной, ионной и металлической связью. Экспериментальные характеристики связей: энергия связи, длина, направленность. Экспериментальная кривая потенциальной энергии молекулы водорода (двухэлектронная химическая связь по Гайтлеру – Лондону на примере молекулы водорода).
Описание молекулы методом валентных связей (МВС). Механизм образования ковалентной связи и свойства ковалентной связи.
Гибридизация атомных орбиталей. Устойчивость гибридизированных состояний различных атомов.
Комплексные соединения
Современное содержание понятия «Комплексные соединения» (КС). Структура КС: центральный атом, лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сфера, координационное число центрального атома, дентатность лигандов.
Способность атомов различных элементов к комплексообразованию. Природа химической связи в КС.
Классификация и номенклатура КС. Комплексные кислоты, основания, соли. Хелатный и макроциклические КС.
Биологическая роль КС. Металлоферменты, понятие о строении их активных центров. Химические основы применения КС в фармации и медицине.
s – ЭЛЕМЕНТЫ
Водород
Общая характеристика. Особенности положения в ПСЭ, реакции с кислородом, галогенами, металлами, оксидами.
Вода как важнейшее соединение водорода, ее физические и химические свойства. Аквакомплексы и кристаллогидраты. Дистиллированная и апирогенная вода, их получение и применение в фармации. Природные и минеральные воды.
s
– Элементы – металлы
Общая характеристика. Изменение свойств элементов II А группы в сравнении с I А. Характеристики катионов. Ионы s – металлов в водородных растворах; энергия гидратации ионов.
Взаимодействие щелочных и щелочно – земельных металлов с водой и кислотами. Соли щелочных и щелочно – земельных металлов: сульфаты, галогениды, карбонаты, фосфаты.
Ионы щелочных и щелочно – земельных металлов как комплексообразователи. Ионофоры и их роль в мембранном переносе калия и натрия. Ионы магния и кальция как комплексообразователи. Реакция с комплексонами (на примере натрия этилендиаминтетраацетата).
Биологическая роль s – элементов – металлов в минеральном балансе организма. Макро– и микро– s – элементы. Поступление в организм с водой. Жесткость воды, единицы ее измерения, пределы, влияние на живые организмы и протекание реакций в водных растворах, методы устранения жесткости. Соединения кальция в костной ткани, сходство ионов кальция и стронция, изоморфные замещения (проблема стронция – 90).
Токсичность соединений бериллия. Химические основы применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция, бария в медицине и в фармации.
d – ЭЛЕМЕНТЫ
Общая характеристика
d – элементов.
d – Элементы III – V групп
Общая характеристика d – элементов (переходных элементов). Характерные особенности d – элементов: переменные степени окисления, образование комплексов. Вторичная периодичность в семействах d – элементов. Лантаноидное сжатие и сходство d – элементов V и VI периодах.
d – Элементы III группы. Общая характеристика, сходство и отличие от s – элементов II группы.
d – Элементы IV и V, групп. Общая характеристика. Химические основы применения титана, ниобия и тантала в хирургии, титана диоксида и аммония метаванадата в фармации.
d – Элементы
VI группы
Общая характеристика группы.
Хром. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность, способность к комплексообразованию.
Соединения хрома (VI) – оксид и хромовые кислоты, хроматы и дихроматы, КО и ОВ характеристика. Окислительные свойства хроматов и дихроматов в зависимости от рН среды; окисление органических соединений (спиртов). Пероксосоединения хрома (VI).
Общие закономерности КО и ОВ свойств соединений d – элементов при переходе от низших степеней окисления к высшим на примере соединений хрома.
Молибден и вольфрам, общая характеристика.
Биологическое значение d – элементов VI группы. Химические основы применения соединений хрома, молибдена и вольфрама в фармации (фармацевтическом анализе).
d – Элементы
VII группы
Общая характеристика группы.
Марганец. Общая характеристика. Химическая активность простого вещества. Способность к комплексообразованию (карбонилы марганца).
Марганец (II) и марганец (IV): КО и ОВ характеристика соединений, способность к комплексообразованию.
Марганец (IV) оксид, кислотно – основные и окислительно – восстановительные свойства, влияние рН на ОВ свойства.
Соединения марганца (VI): манганаты, их образование, термическая устойчивость, диспропорционирование в растворе и условия стабилизации.
Соединения марганца (VII) – оксид, марганцевая кислота, перманганаты, КО и ОВ свойства, продукты восстановления перманганатов при различных значениях рН, окисление органических соединений, термическое разложение. Химические основы применения калия перманганата и его раствора как антисептического средства и в фармацевтическом анализе.
d – Элементы
VIII – группы
Общая характеристика группы. Деление d – элементов VIII группы на элементы семейства железа и платиновые металлы.
Общая характеристика элементов семейства железа.
Железо. Химическая активность простого вещества, способность к комплексообразованию.
Соединения железа (II) и железа (III) – КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Комплексные соединения железа (II) и железа (III) с цианид– и тиоцианат– ионами. Гемоглобин и железосодержащие ферменты, химическая сущность их действия.
Железо (VI). Ферраты, получение и окислительные свойства.
Химические основы применения железа и железосодержащих препаратов в медицине и фармации (в том числе в фармацевтическом анализе).
Кобальт и никель. Химическая активность простых веществ в сравнении с железом. Соединения кобальта (II) и кобальта (III), никеля (II); КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Никель и кобальт как микроэлементы. Химические основы применения соединений кобальта и никеля в медицине и фармации.
Общая характеристика элементов семейства платины.
d – Элементы
I группы.
Общая характеристика группы. Физические и химические свойства простых веществ.
Соединения меди (I) и меди (II), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Комплексные соединения меди (II) с амиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами.
Соединения серебра, их КО и ОВ характеристики (бактерицидные свойства иона серебра).
Золото. Соединения золота (I) и золота (III), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Химические основы применения в медицине и фармации золота и его соединений.
d – Элементы
II группы
Общая характеристика группы.
Цинк. Общая характеристика, химическая активность простого вещества; КО и ОВ характеристика соединений цинка. Комплексные соединения цинка. Комплексная природа цинкосодержащих ферментов и химизм их действия. Химические основы применения в медицине и в фармации соединений цинка. Кадмий и его соединения в сравнении с аналогичными соединениями цинка.
Ртуть. Общая характеристика.
Химизм токсического действия соединений кадмия и ртути. Химические основы применения соединений ртути в медицине и фармации.
p – ЭЛЕМЕНТЫ
p – Элементы
IIIгруппы
Общая характеристика группы. Электронная дефицитность и ее влияние на свойства элементов и их соединений. Изменение устойчивости соединений со степенями окисления +3 и +1 в группе p – элементов III группы.
Бор. Общая характеристика. Простые вещества и их химическая активность. Бориды. Соединения с водородом (бораны), особенности стереохимии и природы связи (трехцентровые связи). Гидридобораты. Галиды бора, гидролиз и комплексообразование. Борный ангидрид и борная кислота, равновесие в водном растворе. Бораты – производные различных мономерных и полимерных борных кислот. Тетраборат натрия. Эфиры борной кислоты. Качественная реакция на бор и ее использование в фармацевтическом анализе. Биологическая роль боа. Антисептические свойства борной кислоты и ее солей.
Алюминий. Общая характеристика. Простое вещество и его химическая активность. Разновидности оксида алюминия. Применение в медицине. Амфотерность гидроксида. Алюминаты. Ион алюминия как комплексообразователь. Безводные соли алюминия и кристаллогидраты. Особенности строения. Галиды. Гидрид алюминия и аланаты. Квасцы. Физико – химические основы применения алюминия в медицине и фармации.
p
– Элементы
IV
группы
Общая характеристика группы.
Общая характеристика углевода. Аллотропические модификации углерода. Типы гибридизации атома углерода и строение углеродосодержащих молекул. Углерод как основа всех органических молекул. Физические и химические свойства простых веществ. Активированный уголь как адсорбент.
Углерод в отрицательных степенях окисления. Карбиды активных металлов и соответствующие им углероды.
Углерод (II). Оксид углерода (II), его КО и ОВ характеристика, свойства как лиганда, химические основы его токсичности. Цианистоводородная кислота, простые и комплексные цианиды. Химические основы токсичности цианидов.
Соединения углерода (IV). Оксид углерода (IV), стереохимия и природа связи, равновесия в водном растворе. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, гидролиз и термохимическое разложение.
Биохимическая роль углерода. Химические основы использования неорганических соединений углерода в медицине и фармации.
Кремний. Общая характеристика. Основное отличие от углерода: отсутствие пи – связи в соединениях. Силициды. Соединения с водородом (силаны), окисление и гидролиз. Тетрафторид и тетрахлорид кремния, гидролиз. Гексафторосиликаты. Кислородные соединения. Оксид кремния (IV). Силикагель. Кремневая кислота. Силикаты. Растворимость и гидролиз. Природные силикаты и алюмосиликаты, цеолиты. Кремний органическое соединений. Силиконы и силиксаны. Использование в медицине соединений кремния.
Химические основы использования соединений олова и свинца в анализе фармпрепаратов.
p
– Элементы
V
группы
Общая характеристика группы. Азот, фосфор, мышьяк в организме, их биологическая роль.
Азот. Общая характеристика. Многообразие соединений с различными степенями окисления азота. Причина малой химической активности азота. Молекула азота как лиганд.
Соединения с отрицательными степенями окисления. Нитраты (ковалентные и ионные). Аммиак, КО и ОВ характеристика, реакции замещения. Амиды. Аммиакаты. Свойства аминокислот как производных аммиака. Ион аммония и его соли, кислотные свойства, термическое разложение. Гидразин и гидроксиламин. КО и ОВ характеристика. Азотистоводородная кислота и азиды.
Соединения азота в положительных степенях окисления. Оксиды. Стереохимия и природа связи. Способы получения. КО и ОВ свойства. Азотистая кислота и нитриты. КО и ОВ свойства. Азотная кислота и нитраты. КО и ОВ характеристика. «Царская вода».
Фосфор. Общая характеристика. Аллотропические модификации фосфора, их химическая активность.
Фосфиды. Фосфин. Сравнение с соответствующими соединениями азота.
Элементы подгруппы мышьяка. Общая характеристика.
Водородные соединения мышьяка, сурьмы и висмута в сравнении с аммиаком и фосфином. Определение мышьяка по методу Марша.
Понятие о химических основах применения в медицине и фармации аммиака, оксид азота (I) (закиси азота), нитрита и нитрата натрия, оксидов и солей мышьяка, сурьмы и висмута. Химические основы использования соединений p – элементов V группы в фармацевтическом анализе.
p
– Элементы
VI
группы
Общая характеристика группы.
Кислород. Общая характеристика. Роль кислорода как одного из наиболее распространенных элементов и составной части большинства неорганических соединений. Особенности электронной структуры молекулы кислорода. Химическая активность кислорода. Молекула О2
в качестве лиганда в оксигемоглобине. Озон, стереохимия и природа связей. Химическая активность в сравнении с кислородом (реакция с растворами иодидов). Классификация кислородных соединений и их общие свойства (в том числе бинарные соединения: супероксиды (гипероксиды, надпероксиды), пероксиды, оксиды, озониды).
Сера. Общая характеристика. Способность к образованию гомоцепей. Соединения серы.
Биологическая роль серы (сульфгидрильные группы и дисульфидные мостики и белках). Химические основы применения серы и ее соединений в медицине, фармации, фармацевтическом анализе.
Селен и теллур. Общая характеристика. КО и ОВ свойства водородных соединений и их солей. Оксиды и кислоты, их КО и ОВ свойства (в сравнении с подобными соединениями серы). Биологическая роль селена.
p – Элементы VII
группы (галогены)
Общая характеристика группы. Особые свойства фтора как наиболее электроотрицательного элемента. Простые вещества, их химическая активность.
Соединения галогенов с водородом. Растворимость в воде; КО и ОВ свойства. Ионные и ковалентные галиды, их отношение к действию воды, окислителей и восстановителей. Способность фторидиона замещать кислород (например, в соединениях кремния). Галогенид – ионы как лиганды в комплексных соединениях.
Понятие о химизме бактерицидного действия хлора и йода. Применение в медицине, санитарии и фармации хлорной извести, хлорной воды, препаратов активного хлора, йода, а также соляной кислоты, фторидов, хлоридов, бромидов и йодидов.
p
– Элементы
VIII
группы (благородные газы)
Общая характеристика. Физические и химические свойства благородных газов. Соединения благородных газов. Применение благородных газов в медицине.
Тематический план лекций по общей и неорганической химии
1. Химическая термодинамика. Законы термодинамики (2 часа).
2. Термодинамические условия равновесия. Термодинамика образования растворов (2 часа).
3. Растворы электролитов (2 часа).
4. Водородный показатель среды. Протонная и электронная теории кислот и оснований (2 часа).
5. Коллигативные свойства растворов (2 часа).
6. Комплексные соединения (2 часа).
7. Строение вещества (2 часа).
8. Химия s – элементов (2 часа).
9. Химия p – элементов (2 часа).
10. Химия d – элементов (2 часа).
Тематический план лабораторно – практических занятий по общей и неорганической химии
1. Способы выражения концентрации растворов (3 часа).
2. Основы количественного анализа (3 часа). Метод нейтрализации.
3. Оксидиметрия. Перманганатометрия (3 часа).
4. Протолитическая теория кислот и оснований рН (3 часа).
5. Осмос. Осмотическое давление (3 часа).
6. Энергетика химических кризисов (3 часа).
7. Определение теплоты нейтрализации (3 часа).
8. Комплексные соединения (3 часа).
9. Химия s,p – элементов (3 часа).
10. Химия d – элементов (3 часа).
Правила выполнения и оформления контрольных работ
В процессе самостоятельного изучения курса общей химии каждый студент должен выполнить две контрольные работы и представить их в деканат фармацевтического факультета. График представления работ устанавливается деканатом.
Контрольные работы позволяют определить степень усвоения студентом учебного материала и предусматривают:
1. Самостоятельную работу с учебной литературой.
2. Раскрытие Содержания вопросов, предложенных в ниже приведенных вариантах контрольных работ.
3. Решение задач, предусматривающих закрепление материала по различным разделам курса общей химии.
При выполнении контрольных работ студент должен придерживаться следующих требований:
1. Работу рекомендуется выполнять на развернутых листах. На титульных листах указать адрес, Ф.И.О. студента, номер контрольной работы.
2. Перед изложением ответа необходимо написать полный текст вопроса. Для возможных замечаний преподавателя нужно оставить поля.
3. Работа должна быть написана от руки, работы, распечатанные на принтере или ксероксе, не рассматриваются.
4. Работа должна быть выполнена аккуратно, почерк не должен вызывать затруднений при прочтении работы.
5. Не рекомендуется излагать материал сплошным текстом, желательно, чтобы работа была структурирована, т.е. разбита на смысловые части.
6. При оформлении задач необходимо написать краткое условие задачи, уравнение реакции, лежащие в основе того или иного процесса, расставить коэффициенты. Каждое действие необходимо пронумеровать и дать ему формулировку, выделить ответ.
7. В конце работы необходимо привести список использованной литературы, указать дату выполнения и поставить свою подпись.
На контрольные работы преподаватель дает рецензию с указанием недочетов и ошибок, если они имеются. В случае недостаточной проработки отдельных вопросов студент должен снова изучить материал по литературе. Преподаватель оценивает контрольную работу по пятибалльной системе. Если студент получил неудовлетворительную оценку, то контрольная работа возвращается студенту для исправления и доработки, после чего снова должна быть представлена на проверку. Студенты, не выполнившие контрольные работы, не допускаются к лабораторно – экзаменационной сессии.
Контрольная работа № 1
Т Е М А: ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА.
1. Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:
1)Термодинамика. Основные понятия и термины. Система, фаза. Термодинамические параметры. Стандартные термодинамические параметры. Термодинамические функции состояния системы. Энтальпия. Энтропия. Энергия Гиббса.
2)Термохимия. Термохимические уравнения. Закон Гесса. Энтальпии образования и сгорания. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Следствия из закона Гесса. Формулировки, математические выражения. Понятие о коэффициенте калорийности пищи. Коэффициенты калорийности основных компонентов пищи: белков, жиров и углеводов.
2. Решить задачи:
Вариант
I
Задача № 1.
Рассчитать калорийность пакета ацидолакта «ОСОБЫЙ» массой 500 г если 100г этого молочного продукта содержит 2,5г жиров, 2,9г белков и 3,9г углеводов. Коэффициенты калорийности брать по нижней границе.
Задача № 2.
Определить изменение энтальпии химической реакции:
С6
Н5
NO2
(ж) + 3Н2
(г) - С6
Н5
NH2
(ж) +2Н2
О(ж),
используя следующие данные:
∆ Н0сгор. C6
Н5
NH2
(ж) = -3080 кДж моль –1;
∆ Н0сгор.С6
Н5
NH2
(ж) = -3400 кДж моль –1;
∆ H0cгор. Н2
(г) = -286 кДж моль –1;
∆ H0cгор. Н2
О(ж) = 0 кДж моль –1.
Задача № 3.
Рассчитать изменение стандартной энергии Гиббса для химической реакции:
Fe3
O4
(к) + 4CO(г) = 3Fe(к) + 4CO2
(г),
используя следующие данные:
∆G0обр. Fe3
O4
(к) = -1014,2 кДж моль-1 ;
∆G0обр. CO(г) = -137,269 кДж моль-1 ;
∆G0обр. Fe (к) = 0 кДж моль-1 ;
∆G0обр. CO2
(г) = -394,38 кДж моль-1.
Вариант II
Задача № 1.
Рассчитать калорийность порции колбасы «ОМСКАЯ» массой 220г, если 100 г этого мясного продукта содержат 10,2г белков, 2,3г углеводов и 25,1г жиров. Коэффициенты калорийности брать по верхней границе.
Задача № 2.
Определить стандартную энтальпию образования гидрозина N2
Н4
(ж), используя следующие данные:
а) N2
H4
(ж) + О2
(г) = N2
(г) + 2Н2
О (ж), ∆H = 622 кДж моль-1;
б) Н2
(г) + 12О2
(г) = Н2
О(ж), ∆H2
= -285,84 кДж моль-1.
Задача № 3.
Рассчитать величину стандартного изобарно-изотермического потенциала для следующей реакции:
SiO2
(т) + 2С(т) + 2 Cl2
(г) = SiCl4
(г) +2СО(г) ,
используя следующие данные:
∆H0реакции = -46 кДж моль-1 ;
∆S0реакции = 135 Дж моль-1 К-1.
Вариант III
Задача № 1.
Рассчитать калорийность порции жареного картофеля массой 300г, если 100г этого блюда содержат 2,8г белков, 23,4г углеводов и 9,5г жиров. Коэффициенты калорийности брать по нижней границе.
Задача № 2.
Вычислить изменение энтальпии химической реакции:
3C2
H2
(г)® C6
H6
(ж),
используя следующие данные:
∆H0сгор. C6
H6
(ж) = -3267, 58 кДж моль-1;
∆H0сгор. C2
H2
(г) = -1410, 97 кДж моль-1.
Задача № 3.
Определить изменения энергии Гиббса при стандартных параметрах для химической реакции:
2NH3
(г) + 3Сl2
(г) = N2
(г) + 6HCl(г),
используя следующие данные:
∆G0обр. NH3
(г) = -16,7 кДж моль-1;
∆G0обр. Сl2
(г) = 0 кДж моль-1;
∆G0обр. N2
(г) = 0 кДж моль-1;
∆G0обр. HCl(г) = -94,5 кДж моль-1.
Вариант
IV
Задача № 1.
Рассчитать калорийность упаковки крекеров массой 500г, если 100 г этих кондитерских изделий содержат 9,2г белков, 66,2г углево
Задача № 2.
Рассчитать изменение энтальпии химической реакции:
H2
S(г) + 3/2O2
(г) = H2
О(ж) + SO2
(г),
используя следующие данные:
∆H0обр. H2
S(г) = -20,17 кДж моль-1;
∆H0обр. O2
(г) = 0 кДж моль-1;
∆H0обр. H2
O(ж) = -286,0 кДж моль-1;
∆H0обр. SO2
(г) = -297,0 кДж моль-1.
Задача № 3.
Вычислить ∆G0 химической реакции:
2KClO3
(к) = 2KCl(к) + 3O2
(г),
используя следующие данные:
∆Н0реакции = -96,6 кДж моль-1;
∆S0реакции = 494,2 Дж моль-1 K-1.
Л И Т Е Р А Т У Р А:
1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебник для Вузов. - М.: Высшая школа., 2000. С. –10 –32. 34-38.
2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М.- 1999 г. - с. - 40-54.
3. Моисеева Н.Е., Галиулина М.В., Ганзина И.В., Атавина О.В., Юдина Л.Н. Сборник заданий для самостоятельной подготовки студентов к занятиям. Омск-2001 г. – с. 20-24 .
ТЕМА: СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ
1. Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:
1)Массовая доля растворенного вещества. Молярная концентрация. Молярная концентрация эквивалента. Титр. Пересчет концентрации растворов.
2)Химический эквивалент. Молярные массы эквивалентов кислот, оснований, солей, окислителей и восстановителей.
2. Решить задачи:
Вариант
I
Задача № 1.
Раствор пероксида водорода Н2
О2
с массовой долей 3%,применяется наружно как вяжущее и кровоостанавливающее средство. Определите молярную концентрацию этого раствора, если плотность раствора составляет 1г см-3.
Задача № 2.
Определите массовую долю (%) дезинфицирующего раствора калий перманганата КМпО4
с молярной концентраций эквивалента С(1/5
КМпО4
) = 1,66моль×дм-3, плотность раствора 1,06г×см-3.
Задача № 3.
Определите титр гипертонического раствора питьевой соды, применяемого для ингаляций, снятия отеков и пр., если в 200см3 такого раствора содержится 6,2г питьевой соды.
Вариант
II
Задача № 1.
Какова массовая доля (%) изотонического раствора натрий хлорида, если молярная концентрация такого раствора составляет 0,15моль×дм-3, плотность раствора 1г×см-3?
Задача № 2.
Определите молярную концентрацию эквивалента тинктуры иода С(1 / 2
J2
), если массовая доля этого раствора составляет 5%, плотность 1г×см-3.
Задача № 3.
В 550см3 раствора содержится 1,62г калий цианида KCN, являющегося сильным клеточным ядом. Определите титр этого раствора.
Вариант
III
Задача № 1.
Определите молярную концентрацию эквивалента раствора гепта- гидрата магний сульфата МgSO4
×7Н2
О, применяемого внутривенно для снижения давления крови, если массовая доля соли в растворе составляет 20%, плотность раствора 1,22г×см-3.
Задача № 2.
Какова массовая доля (%) раствора глюкозы с молярной концентрацией С(C6
H12
O6
) = 0,61моль×дм-3, плотность раствора 1,1г×см-3?
Задача № 3.
Определите титр гипертонического раствора питьевой соды, применяемого для ингаляций, снятия отеков и пр., если в 350см3 такого раствора содержится 10г питьевой соды.
Вариант
IV
Задача № 1.
Определите молярную концентрацию эквивалента раствора серной кислоты с массовой долей 25%, плотность раствора 1,2 г∙см-3.
Задача № 2.
Нашатырный спирт – раствора аммиака в воде – применяется при обмороках (первая помощь). Определите массовую долю (%) аммиака в растворе, если молярная концентрация раствора С(NH3
) = 5,7моль∙дм-3, плотность раствора 0,96г∙см-3.
Задача №3.
Определите титр гипертонического раствора горькой (английской) соли, применяемого при инфицированных ранах и пр., если в 500см3 раствора содержится 60г MgSO4
×7H2
O.
Л И Т Е Р А Т У Р А :
1. Ершов Ю.А.,Попков В.А.,Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебник для Мед.спец.вузов. - М.-Высшая школа, 1993. - с.42-49
2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую хими. М., 1989. - с.- 94 -102.
3. Ершов Ю.А., Кононов А.М., Пузаков С.А. и др. Практикум по общей химии. Биофизхическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медиц.спец.вузов.- М.: Высшая школа, 1993. - с.13-17.
ТЕМА: ВВЕДЕНИЕ В ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ
1. Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:
1)Титриметрический анализ, его принципы и требования. Титрование. Фиксирование момента эквивалентности. Комплексные расчеты в титриметрическом анализе.
2)Сущность метода нейтрализации. Ацидиметрия. Алкалиметрия. Применение метода в клинических и санитарно-гигиенических анализах.
2. Решить задачи:
Вариант
I
Задача № 1.
Рассчитать объем (см3) раствора фосфорной кислоты с массовой долей 21%, плотность раствора 1,12г×см-3, необходимого для приготовления 500см3 раствора фосфорной кислоты с молярной концентрацией С(Н3
РО4
)=0,2 моль×дм-3.
Задача № 2.
Рассчитайте титр раствора декагидрата натрий сульфата Nа2
SO4
×10Н2
О (глауберова соль), применяемого в медицине в качестве слабительного средства, если в 500см3 раствора содержится 0,025 моль соли.
Задача № 3.
Определите молярную концентрацию эквивалента и титр раствора серной кислоты, если на титрование 5см3 его раствора израсходовано 5,6см3 раствора натрий гидроксида с молярной концентрацией эквивалента 0,4 моль×дм-3.
Вариант
II
Задача № 1.
Определите молярную концентрацию эквивалента раствора пентагидрата меди (II) сульфата СиSO4
×5H2
O (медный купорос) с массовой долей соли 10%, плотность раствора 1,04г×см-3.
Задача № 2.
Сколько граммов натрий карбоната необходимо для приготовления 500см3 раствора с молярной концентрацией эквивалента С(1/ 2
Na2
CO3
) = 0,2 моль×дм-3.
Задача № 3.
Определите титр раствора азотной кислоты, если на титрование 5см3 его раствора израсходовано 4,7см3 раствора калий гидроксида с молярной концентрацией эквивалента 0,25 моль дм-3.
Вариант
III
Задача № 1.
Рассчитайте объем (см3) раствора натрий гидроксида с массовой долей 20%, плотность раствора 1,22г∙см-3, необходимого для приготовления 250см3 раствора щелочи с молярной концентрацией С(NaOH) = 0,05 моль∙дм-3.
Задача № 2.
Сколько граммов калий перманганата необходимо взять для приготовления 250см3 раствора с молярной концентрацией эквивалента С(1/5KМnO4
)=0,1 моль∙дм-3.
Задача № 3.
Определите молярную концентрацию эквивалента и титр раствора азотной кислоты, если на титрование 5см3 его раствора израсходовано 5,6см3 раствора калий гидроксида с молярной концентрацией эквивалента
0,4 моль×дм-3.
Вариант
IV
Задача № 1.
Рассчитать объем (см3) раствора фосфорной кислоты с массовой долей 25%, плотность раствора 1,1г×см-3, необходимого для приготовления 200 см3 раствора фосфорной кислоты с молярной концентрацией С(Н3
РО4
) = 0,4 моль×дм-3.
Задача № 2.
Определите молярную концентрацию эквивалента раствора пентагидрата меди (II) сульфата СиSO4
×5H2
O (медный купорос) с массовой долей соли 20%, плотность раствора 1,4г×см-3.
Задача № 3.
Определите титр раствора серной кислоты, если на титрование 5см3 этого раствора израсходованно 5,6см3 раствора натрий гидроксида с концентрацией С(NaOH) = 0,4 моль∙дм-3.
Л И Т Е Р А Т У Р А:
1.Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая.
химия биогенных элементов: Учеб. для мед.спец.вузов.-М.: Высшая школа,
1993.- с.42 - 49.
2.Ершов Ю.А., Кононов А.М., Пузаков С.А. и др. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебное пособие для Студентов мед.спец.вузов.- М.: Высшая школа,1993. - с.67-87.
Т Е М А: ОКСИДИМЕТРИЯ. ПЕРМАНТАНАТОМЕТРИЯ.
1.Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:
1)Оксидиметрия: сущность метода, классификация, способ фиксирования момента эквивалентности; принцип расчета эквивалентов окислителей и восстановителей; применение метода в медицине.
2)Перманганатометрия: принцип метода, фиксирование момента эквивалентности, применение метода в медицине.
3)Окислительное действие перманганата калия в кислой, нейтральной и щелочной средах.
4)Приготовление раствора титранта – перманганата калия, условия его хранения.
2.Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций взаимодействия перманганата калия в кислой среде со следующими восстановителями:
А) калий нитритом (КNO2
);
Б) железо (II) сульфатом (FeSO4
);
В) калий иодидом (КI);
Г) щавелевой кислотой (Н2
С2
О4
);
Д) пероксидом водорода (Н2
О2
).
3.Решить задачи:
Вариант
I
Задача №1.
Какой объем раствора КMnО4
с С(1/5 КМnО4
) = 0,5 моль×дм-3 израсходуется на титрование 5см3 раствора нитрита натрия, содержащегося 6,9г NaNO2
в 100см3 раствора?
Задача №2.
Сколько г натрия сульфита содержится в исследуемом растворе, если на его титрование в сернокислой среде потребовалось 10см3 раствора КМnO4
, с молярной концентрацией эквивалента С(1/5 КМnO4
)= 0,5 моль×дм-3.
Задача №3.
На титрование раствора натрий сульфита израсходовано 100см3 раствора КМnО4
с t = 0,0064г×см-3. Какая масса сульфита натрия содержится в его растворе?
Вариант
II
Задача №1.
Рассчитать молярную концентрацию эквивалента раствора железа (II) сульфата, содержащего 0,26г соли в 125см3 раствора. Какой объём раствора КМnО4
с молярной концентрацией эквивалента С(1/5КМnО4
=0,02моль×дм-3) израсходуется на титрование 5см3 этого раствора.
Задача №2.
Какой объем раствора КMnО4
с С(1/5 КМnО4
) = 0,5 моль×дм-3 израсходуется на титрование 10см3 раствора нитрита натрия, содержащегося 13,8г NaNO2
в 100см3 раствора?
Задача №3.
Сколько г натрия сульфита содержится в исследуемом растворе, если на его титрование в сернокислой среде потребовалось 5см3 раствора КМnO4
, с молярной концентрацией эквивалента С(1/5 КМnO4
) = 0,5 моль×дм-3.
Вариант
III.
Задача №1.
Какой объем раствора КMnО4
с С(1/5 КМnО4
) = 0,5 моль×дм-3 израсходуется на титрование 5см3 раствора нитрита натрия, содержащегося 6,9г NaNO2
в 200см3 раствора?
Задача №2.
Сколько г натрия сульфита содержится в исследуемом растворе, если на его титрование в сернокислой среде потребовалось 20см3 раствора КМnO4
, с молярной концентрацией эквивалента С(1/5 КМnO4
)= 0,5 моль×дм-3.
Задача №3.
На титрование раствора натрий сульфита израсходовано 50см3 раствора КМnО4
с t = 0,0032г×см-3. Какая масса сульфита натрия содержится в его растворе?
Вариант
IV
.
Задача №1.
Рассчитать молярную концентрацию эквивалента раствора железа (II) сульфата, содержащего 0,52г соли в 250см3 раствора. Какой объём раствора КМnО4
с молярной концентрацией эквивалента С(1/5КМnО4
=0,02моль×дм-3) израсходуется на титрование 5см3 этого раствора?
Задача №2.
Какой объем раствора КMnО4
с С(1/5 КМnО4
) = 0,5 моль×дм-3 израсходуется на титрование 20см3 раствора нитрита натрия, содержащегося 27,6г NaNO2
в 100см3 раствора?
Задача №3.
Сколько г натрия сульфита содержится в исследуемом растворе, если на его титрование в сернокислой среде потребовалось 20см3 раствора КМnO4
, с молярной концентрацией эквивалента С(1/5 КМnO4
) = 0,5 моль×дм-3.
Л И Т Е Р АТ У Р А:
1.Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов Под редакцией Ю.А.Ершова, В.А.Попкова - М.: Высшая школа, 1993г, с.14.
2.Ершов Ю.А.,Попков В.А.,Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб.пособие для мед.спец.вузов.- М: Высшая школа ,1993г, с.131-138.
3.Методическая разработка кафедры «Обучающая программа по решению задач в теме « Перманганатометрия».
4.Сборник заданий для самостоятельной подготовки студентов к занятиям (учебное пособие для студентов 1 курса авт. Н.Е.Моисеева,
М.В.Галиулина, и др., ОмГМА,2001г, с.16 - 19.
Контрольная работа №2
Т Е М А: ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ – рН
1.С помощью рекомендованной учебной литературы разобрать теоретический материал по следующим вопросам:
1)Уравнение ионного произведения воды. Его анализ, концентрация ионов Н+ и ОН- в различных средах.
2)Водородный и гидроксильный показатель среды.
3)Характеристика кислотности сред по величине рН.
4)Биологическое значение водородного показателя среды.
2.Решить задачи:
Вариант
I
Задача № 1.
Рассчитать рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией вещества в растворе С(НС1) = 2,5∙10 –3 моль дм-3, приняв степень диссоциации вещества равной 1.
Задача № 2.
рН мочи составляет 6,4. Определить концентрацию ионов [H+] и [OH-] в моче.
Задача № 3.
Рассчитать рН раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией вещества в растворе С(NaOH) = 1,8∙10-2 моль∙дм-3, приняв степень диссоциации вещества равной 1.
Вариант
II
Задача № 1.
Рассчитать рН раствора азотной кислоты с молярной концентрацией вещества в растворе С(НNO3
) = 1,2∙10 –4 моль дм-3, приняв степень диссоциации вещества равной 1.
Задача № 2.
Рассчитать рН и рОН слюны, если концентрация ионов водорода в ней составляет 1,78∙10-7 моль∙дм-3.
Задача № 3.
Рассчитать рН раствора гидроксида калия с молярной концентрацией вещества в растворе С(КOH) = 2,7∙10-2 моль∙дм-3, приняв степень диссоциации вещества равной 1.
Вариант III
Задача № 1.
Рассчитать рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией вещества в растворе С(НС1) = 3,8∙10 –2 моль∙дм-3, приняв степень диссоциации вещества равной 1.
Задача № 2.
рН крови составляет 7,36. Определить концентрацию ионов [Н+] и [ОН-] в крови.
Задача № 3.
Рассчитать рН раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией вещества в растворе С(NaOH) = 2,3∙10-3 моль∙дм-3, приняв степень диссоциации вещества равной 1.
Вариант
IV
Задача № 1.
Рассчитать рН раствора азотной кислоты с молярной концентрацией вещества в растворе С(НNO3
) = 1,9∙10 –3 моль∙дм-3, приняв степень диссоциации вещества равной 1.
Задача № 2.
рН желудочного сока составляет 1,92. Определить концентрацию ионов [Н+] и [ОН-] в желудочном соке.
Задача № 3.
Рассчитать рН раствора гидроксида калия с молярной концентрацией вещества в растворе С(КOH) = 1,17∙10-2 моль∙дм-3, приняв степень диссоциации вещества = 1.
Л И Т Е Р А Т У Р А:
1.Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов: Высшая школа, 1993г, с.101-107.
2.Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М. 1989г, с.142 – 146.
Т Е М А: КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.
1.С помощью рекомендованной учебной литературы разобрать теоретический материал по следующим вопросам:
1)Строение комплексных соединений согласно теории А. Вернера: комплексообразователи, лиганды, координационные числа, внутренняя и внешняя сферы.
2)Заряд комплексного иона. Катионные, анионные, нейтральные комплексы, их номенклатура.
3)Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости, уравнение изотермы.
4)Моно- и полидентантные лиганды. Хелаты. Комплексоны. Трилон «Б». Комплексонометрия.
5)Значение комплексных соединений в биологии и медицине.
2.Решить задачи:
Вариант
I
Задача № 1.
Определить заряд комплексного иона, назвать соединен
[Pt4+(NO3
)4
(Cl)2
]x
Задача № 2.
Сколько граммов нитрата серебра необходимо для осаждения ионов хлора, содержащихся в 0,03 дм3 раствора [Cr(Н2
О)6
]C13
с молярной концентрацией эквивалента С(1/3
[Cч(Н2
О)6
]C13
) = 0,1моль дм-3?
Задача № 3.
Вычислить ∆G процесса:
[Co (SCN)4
] –2 ===== Co2+ + 4SCN - ,
если К нест. комплекса равна 5,5∙10-3 при 25оС.
Вариант
II
Задача № 1.
Определить заряд комплексного иона и назвать соединение:
[Fe3+(Br)2
(H2
O)4
]x
Задача № 2.
На осаждение ионов брома из раствора комплексной соли [Cr(H2
O)6
]Br3
израсходовано 0,25дм3 раствора нитрата серебра с молярной концентрацией эквивалента 0,13 моль дм-3. Сколько граммов комплексной соли содержалось в растворе?
Задача №3.
Константа нестойкости иона [Zn(OH)4
]2- при 250С равна 7,08∙10-16. Рассчитайте ∆G0 процесса вторичной диссоциации комплекса.
Вариант
III
Задача № 1.
Определить заряд комплексного иона и назвать соединение:
[Cr3+(Br)(NH3
)5
]x
Задача №2.
Сколько граммов BaCl2
требуется для осаждения сульфат ионов, содержащихся в 0,05дм 3 раствора [Cu(H2
O)4
]SO4
с молярной концентрацией эквивалента С (1/2[Cu(H2
O)4
]SO4
) = 0,15 моль∙дм-3.
Задача № 3.
Вычислить ∆G процесса:
[Cu+ (CN)2
] – ===== Cu+ + 2CN - ,
если К нест. комплекса равна 10-24 при 25оС.
Вариант
IV
Задача № 1.
Определить заряд комплексного иона и назвать соединение:
[Ni2+(Br)(NO3
)4
(NH3
)]x
Задача № 2.
Рассчитать объем (см3) раствора нитрата серебра с молярной концентрацией вещества С(AgNO3
) = 0,2 моль∙дм-3, необходимый для осаждения 5,36г осадка из раствора комплексной соли калия гексацианоферрат (III).
Задача № 3.
Вычислить ∆G процесса:
[Ni2+ (CN)4
] 2– ===== Ni2+ + 4CN - ,
если К нест. комплекса равна 10-22 при 20оС.
Л И Т Е Р А Т У Р А:
1.Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебник для мед. спец. Вузов - М.: ВШ, 1993г, с.191.
2.Ленский А.С. Введение в биоорганическую и биофизическую химию-М., 1989г, - с.219 – 230.
ТЕМА: КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ. ОСМОС.
1. Используя рекомендуемую литературу, повторить теорию данного раздела, уравнение Вант-Гоффа для электролитов и неэлектролитов.
2. Решить задачи:
Вариант
I
Задача № 1.
Вычислить осмотическое давление раствора неэлектролита, в 1дм3 которого содержится 0,5 моль вещества неэлектролита при 20оС.
Задача № 2.
Рассчитать температуру (К), при которой осмотическое давление раствора, содержащего 3г хлорида натрия в 2дм3 раствора составит 1,262∙105Па.
Задача № 3.
Вычислить массу сахарозы С12
Н22
О11
, содержащейся в 2дм3 раствора при 23оС, если осмотическое давление раствора сахарозы составляет 84208,6 Па.
Вариант
II
Задача № 1.
Сравните величины осмотического давления растворов NaCl, CaCl2
и AlCl3
, если в 1дм3 каждого раствора содержится 0,01 моль вещества при 270С (степень диссоциации солей равна 1).
Задача № 2.
Вычислить массу рибозы С5
Н10
О5
, содержащейся в 4дм3 раствора при 27оС, если осмотическое давление раствора рибозы составляет 342882 Па.
Задача № 3.
При какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего 50г глицерина С3
Н8
О3
в 1дм3 достигнет 632408 Па?
Вариант III
Задача № 1.
Вычислить осмотическое давление раствора неэлектролита, в 0,5дм3 которого содержится 1 моль вещества неэлектролита при 25оС.
Задача № 2.
Вычислить массу мочевины (NH2
)2
CO, содержащейся в 1дм3 раствора при 23оС, если осмотическое давление раствора мочевины составляет 183620 Па.
Задача № 3.
При какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего 30г анилина С6
Н5
NH2
в 2дм3 достигнет 232408 Па?
Вариант IV
Задача № 1.
Сравните величины осмотического давления растворов NaNO3
, Ca(NO3
)2
и Al(NO3
)3
, если в 2дм3 каждого раствора содержится 0,5 моль вещества при 230С (степень диссоциации солей равна 1).
Задача № 2.
В 2дм3 раствора содержится 10,2г глюкозы С6
H12
O6
при 220С. Определить осмотическое давление раствора.
Задача № 3.
Рассчитать температуру, при которой осмотическое давление раствора, содержащего 5,34г фенола C6
H5
OH в 1дм3 раствора достигнет 146415 Па.
Л И Т Е Р Т У Р А:
1.Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С. и др. Общая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед.спец. вузов.- М: Высшая школа, 1993.-с.70-76.
2.ЕршовЮ.А., Кононов А.М., Пузиков С.А., и др. Практикум по общей химии. Биофизическая химич. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов мед.спец.вузов.- М. Высшая школа, 1993 г, с.32 - 37.
3.Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию.- М.,-с.112- 117.
ТЕМА: ОБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ. РЕАКЦИИ ГИДРОЛИЗА.
1.Разобрать устно и выучить ответы на вопросы:
1)Гидролиз. Виды гидролиза солей.
2)Количественные характеристики процесса гидролиза: константа
и степень гидролиза. Биологическое значение процессов гидролиза.
2. Оформить письменный ответ на следующие вопросы:
Вариант
I
1.Какие из солей подвергаются гидролизу:
а) хлорид меди(II);
б) нитрат натрия;
в) ацетат магния?
Составить ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза.
2.Какие процессы будут проходить при смешивании водных растворов силиката калия и хлорида железа (II)? Составить ионные и молекулярные уравнения реакций.
3.Какую окраску приобретет раствор нитрата алюминия при добавлении к нему индикатора метилового оранжевого? Ответ обосновать с помощью ионных уравнений реакций гидролиза указанной соли по первой ступени.
4.Выразить константу гидролиза через ионное произведение воды и константу диссоциации слабого электролита для ацетата натрия.
5.Написать уравнение реакции гидролиза триацилглицерина: триолеина.
Вариант
II
1.Какие из солей подвергаются гидролизу:
а) нитрат натрия;
б) гидрофосфат калия;
в) сульфид аммония?
Составить ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза.
2.Какие процессы будут проходить при смешивании водных растворов карбоната калия и нитрата марганца (II)? Составить ионные и молекулярные уравнения реакций.
3.Какое влияние окажет на процесс гидролиза иодида цинка подщелачивания раствора этой соли? Ответ обосновать с помощью ионных уравнений реакций гидролиза соли по первой ступени.
4.Выразить константу гидролиза через ионное произведение воды и константу диссоциации слабого электролита для нитрата аммония.
5.Написать уравнения реакции гидролиза трипептида: глутамилтирозилвалина.
Вариант
III
1.Какие из солей подвергаются гидролизу:
а) нитрит бария;
б) хлорид калия;
в) сульфит натрия?
Составить ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза.
2.Какие процессы будут проходить при смешивании водных растворов сульфата цинка и силиката натрия? Составить ионные и молекулярные уравнения реакций.
3.Какое влияние окажет на процесс гидролиза сульфата аммония подкисление раствора этой соли? Ответ обосновать с помощью ионных уравнений реакций гидролиза соли по первой ступени.
4.Выразить константу гидролиза через ионное произведение воды и константу диссоциации слабого электролита для ацетата калия.
5.Написать уравнения реакции гидролиза триацилглицерина: пальмитодиастерина.
Вариант
IV
1.Какие из солей подвергаются гидролизу:
а) ацетат аммония;
б) сульфид калия;
в) иодид натрия?
Составить ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза.
2.Какие процессы будут проходить при смешивании водных растворов сульфида натрия и хлорида алюминия? Составить ионные и молекулярные уравнения реакций.
3.Какую окраску приобретет раствор водородкарбоната натрия при добавлении к нему индикатора лакмуса? Ответ обосновать с помощью ионных уравнений реакций гидролиза указанной соли по первой ступени.
4.Выразить константу гидролиза через ионное произведение воды и константу диссоциации слабого электролита для цианида натрия.
5.Написать уравнения реакций гидролиза трипептида: серилаланиллизина.
Л И Т Е Р А Т У Р А:
1.Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.Е., Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебник для вузов.- М.: Высшая школа.2000. - с.120 -128.
2.Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию.-М.,1989г, с.146 – 150.
3.Моисеева Н.Е., Галиулина М.В., Ганзина И.В., Юдина Л.Н., Атавина О.В. Методическое пособие по химии для поступающих в академию.- Омск,2001.-с.13,24-28,86,101,104 – 105.
Вопросы для подготовки к экзамену по общей и биоорганической химии
1.Предмет и задачи химии. Место химии в системе медицинского образования.
2.Термодинамика.Значение термодинамики. Основные понятия и термины. Система. Фаза. Классификации системы.
3.Термодинамические свойства системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, свободная энергия Гиббса, химический потенциал.
4.Термодинамические параметры состояния системы. Стандартные термодинамические параметры, их значение.
5.Первый закон термодинамики. Формулировка. Математическое выражение. Философское значение.
6.Термохимия. Значение термохимии. Термохимические уравнения, их особенности. Приведите примеры.
7.Закон Гесса. Формулировка. Приведите примеры.
8.Теплота (энтальпия) образования. Стандартная теплота образования. Первое следствие из закона Гесса.
9.Теплота (энтальпия) сгорания. Стандартная теплота сгорания. Второе следствие из закона Гесса.
10.Понятие о коэффициенте калорийности пищи. Коэффициенты калорийности основных продуктов питания: белков, жиров, углеводов. Расчет калорийности пищевых продуктов.
11.Растворы. Классификация растворов. Образование растворов. Термодинамика растворов.
12.Способы выражения концентрации растворов. Приведите примеры.
13.Растворимость веществ. Влияние на растворимость природы компонентов. Приведите примеры. Влияние на растворимость внешних факторов. Закон Генри и Дальтона. Эмболия. Кессонная болезнь, горная болезнь. Влияние электролитов на растворимость газов. Закон И.М. Сеченова, его значение в физиологии.
14.Осмос. Осмотическое давление в растворах неэлектролитов и электролитов. Изотонический коэффициент. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах. Онкотическое давление. Биологическое значение осмоса.
15.Электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Состояние ионов в растворах сильных электролитов. Межионное взаимодействие. Понятие об активности. Коэффициент активности. Ионная сила, ёё математическое выражение и физиологическое значение.
16.Диссоциация воды. Ионное произведение воды.Водородный показатель среды растворов. Математическое выражение рН, его значение в кислой, щелочной, нейтральной средах. Биологическая роль водородного показателя.
17.Гидролиз. Уравнения гидролиза солей. Приведите примеры. Количественные характеристики гидролиза: степень, константа гидролиза. Биологическое значение процессов гидролиза.
18.Протолитическая теория кислот и оснований, ее роль в объяснении силы кислот и оснований. Константа кислотности.
19.Титриметрический анализ. Его принцип и требования. Фиксирование момента эквивалентности. Закон эквивалентности. Количественные расчеты в титриметрическом анализе.
20.Метод нейтрализации. Ацидиметрия. Алкалиметрия. Применение метода в клинических анализах. Индикаторы метода нейтрализации. Ионная теория индикаторов Оствальда. Зона переходной окраски индикаторов. Показатель титрования.
21.Оксидиметрия: сущность метода, классификация. Принцип расчета эквивалентности окислителей и восстановителей. Применение метода в медицине. Перманганатометрия: принцип. Фиксирование момента эквивалентности, применение метода в медицине. Окислительное действие перманганата калия в кислой, щелочной, нейтральной средах.
22.Приготовление раствора титранта перманганата калия, условия его хранения.
23.Комплексные соединения. Их строение на основе координационной теории А. Вернера. Комплексный ион, его заряд. Катионные, анионные, нейтральные комплексы. Номенклатура, примеры.
24.Изомерия комплексных соединений. Комплексоны, хелаты, краун-эфиры. Биологическая роль комплексных соединений.
25.Строение атома. Квантовые числа. Принципы заполнения энергетических подуровней электронами.
26.Химическая связь. Ковалентная связь и ее свойства: длина связи, энергия связи, насыщаемость, направленность, поляризуемость. Донорно-акцепторный механизм образования связи.
27.Ионная связь и ее свойства. Водородная связь. Примеры соединений с межмолекулярной и внутримолекулярной водородной связью. Металлическая связь.
28.Биогеохимия. Биогенные элементы, их классификация, роль в организме. Органогены. Факторы отбора и топография микроэлементов. Биогеохимические провинции. Эндемические заболевания.
29.S – элементы. Их общая характеристика. Биологическая роль водорода, натрия, калия, кальция, магния.
30.Общая характеристика Р – элементов. Биологическая роль и применения соединений в фармации.
31.Общая характеристика d – элементов – переменные степени окисления, валентности, способность к комплексообразованию. Биологическая роль d – элементов. Применение соединений в фармации.
ЗАДАЧИ СЛЕДУЮЩИХ РАЗДЕЛОВ:
1.Способы выражения концентрации растворов, пересчет концентрации.
2.Титриметрические методы анализа - метод нейтрализации и перманганатометрия.
3.Химическая термодинамика.
4.Комплексные соединения.
5.Осмотическое давление в растворах. Закон Вант-Гоффа.
Список литературы, рекомендуемой для подготовки по курсу общей и неорганической химии
О С Н О В Н А Я:
1. Ершов Ю.А., Попоков В.А.,Берлянд А.С. и др. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М. Высшая школа, 1993 г.
2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию.М.- 1989 г.
3. Ершов Ю.А.,Кононов А.М.,Пузаков С.А. и др.
Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов.М.Высшая школа – 1993 г.
4. Равич-Щербо М.И.,Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М. - 1978 г.
5. Селезнев К.А. Аналитическая химия, 1973 г.
6. Алексеев В.Н. Количественный анализ. – М. - 1972 г.
Д О П О Л Н И Т Е Л Ь Н А Я:
1. Ершов Ю.А.,Плетнев Т.В. Механизм токсического действия неорганических соединений. М. – 1989 г.
2. Садовничий А.П. и др. Биофизическая химия. Киев, 1986 г.
3. Хъюз М. Неорганическая химия биогенных процессов. М. - 1983 г.
4.Фролов Ю.Т. Курс коллоидной химии. М. - 1989 г.