Общие правила выполнения лабораторных работ.

Cодержание

стр.

Введение. Цель и задачи дисциплины. 4

Место дисциплины в структуре ООП. 4

Требования к результатам освоения дисциплины. 5

Тематический план лекций по химии. 7

Тематический план лабораторного практикума по химии. 7

Общие правила выполнения лабораторных работ. 8

Правила техники безопасности. 8

Первая помощь при несчастных случаях. 9

Занятие №1. Растворы. Объемный анализ.Титрование. 10

Занятие №2. Ионные равновесия в растворах электролитов. 13

Занятие №3. Гидролиз. Гетерогенные равновесия. 16

Занятие №4. Буферные растворы. 19

Занятие №5. Контрольная работа по модулю 1. 23

Занятие №6. Химическая термодинамика. 25

Занятие №7. Химическое равновесие. Кинетика. 29

Занятие №8. Реакции комплексообразования. 33

Занятие №9. Контрольная работа по модулю 2. 37

Занятие №10. Физико-химия поверхностных явлений. 38

Занятие №11. Получение и свойства коллоидных растворов. 43

Занятие №12. Свойства растворов высокомолекулярных

соединений. 48

Занятие №13. Контрольная работа по модулю 3. 53

Занятие №14.Классификация, номенклатура органических

соединений. Сопряжение. 54

Занятие №15. Взаимное влияние атомов органических

соединений.Изомерия. 58

Занятие №16. Контрольная работа по модулю №4. 60

Занятие №17. Зачетное занятие. 62

Литература. 64

 

 

Цель и задачи дисциплины:

Цель преподавания дисциплины «Химия»– формирование у студентов системных знаний и умений выполнять расчёты параметров физико-химических процессов, при рассмотрении их физико-химической сущности и механизмов взаимодействия веществ, происходящих в организме человека на клеточном и молекулярном уровнях, а также при взаимодействии на живой организм окружающей среды.

Задачи изучения дисциплины:

- ознакомление студентов с принципами организации и работы в химической лаборатории;

- ознакомление студентов с мероприятиями по охране труда и технике безопасности в химической лаборатории, с осуществлением контроля за соблюдением и обеспечением экологической безопасности при работе с реактивами;

- формирование у студентов представлений о физико-химических аспектах как о важнейших биохимических процессах и различных видах гомеостаза в организме: теоретические основы биоэнергетики, факторы, влияющие на смещение равновесия биохимических процессов;

- изучение студентами свойств веществ органической и неорганической природы; свойств растворов, различных видов равновесий химических реакций и процессов жизнедеятельности; механизмов действия буферных систем организма, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного гомеостаза; особенностей кислотно-основных свойств аминокислот и белков;

- изучение студентами закономерностей протекания физико-химических процессов в живых системах с точки зрения их конкуренции, возникающей в результате совмещения равновесий разных типов; роли биогенных элементов и их соединений в живых системах; физико-химических основ поверхностных явлений и факторов, влияющих на свободную поверхностную энергию; особенностей адсорбции на различных границах разделов фаз; особенностей физикохимии дисперсных систем и растворов биополимеров;

- формирование у студентов навыков изучения научной химической литературы;

- формирование у студентов умений для решения проблемных и ситуационных задач;

- формирование у студентов практических умений постановки и выполнения экспериментальной работы.

Место дисциплины в структуре ООП:

Дисциплина относится к математическому, естественнонаучному циклу, к базовой части ФГОС ВПО по специальности 060101 лечебное дело.

Основные знания, необходимые для изучения дисциплины формируются:

- На базе знаний, полученных при изучении курса химии в общеобразовательных учебных заведениях;

- На базе знаний, полученных при изучении курса физики в общеобразовательных учебных заведениях;

- На базе знаний, полученных при изучении курса математики в общеобразовательных учебных заведениях;

- На базе знаний, полученных при изучении курса биологии в общеобразовательных учебных заведениях.

Обучение студентов осуществляется на основе преемственности знаний и умений, полученных в курсе химии общеобразовательных учебных заведений.

Изучение студентами курса «Химия» является предшествующей стадией для изучения дисциплин: биохимии, гистологии, эмбриологии, цитологии, нормальной физиологии, патофизиологии, клинической патофизиологии, фармакологии, микробиологии, вирусологии и клинических дисциплин.

Требования к результатам освоения дисциплины:

Процесс изучения дисциплины направлен на формирование следующих компетенций:

ОК-1 - способности и готовности анализировать социально-значимые проблемы и процессы, использовать на практике методы гуманитарных, естественнонаучных, медико-биологических и клинических наук в различных видах профессиональной и социальной деятельности;

ПК-2 - способности и готовности выявлять естественнонаучную сущность проблем, возникающих в ходе профессиональной деятельности врача, использовать для их решения соответствующий физико-химический и математический аппарат;

ПК-3 - способностью и готовностью к формированию системного подхода к анализу медицинской информации, опираясь на всеобъемлющие принципы доказательной медицины, основанной на поиске решений с использованием теоретических знаний и практических умений в целях совершенствования профессиональной деятельности:

ПЛ-27- способностью и готовностью использовать нормативную документацию, принятую в здравоохранении (законы Российской Федерации, технические регламенты, международные и национальные стандарты, приказы, рекомендации, терминологию, международные системы единиц (СИ), действующие международные классификации), а также документацию для оценки качества и эффективности работы медицинских организаций;

ПК-31 - способностью и готовностью изучать научно-медицинскую информацию, отечественный и зарубежный опыт по тематике исследования;

ПК-32 - способностью и готовностью к участию в освоении современных теоретических и экспериментальных методов исследования с целью создания новых перспективных средств, в организации работ по практическому использованию и внедрению результатов исследований

В результате изучения дисциплины студент должен:

Знать:

-правила техники безопасности и работы в химических и физических лабораториях с реактивами и приборами.

- физико-химическую сущность процессов, происходящих в живом организме на молекулярном, клеточном, тканевом уровнях;

- свойства воды и водных растворов;

- способы выражения концентрации веществ в растворах, способы приготовления растворов заданной концентрации;

- основные типы химических равновесий и процессов жизнедеятельности: протолитические, гетерогенные, лигандообменные, редокс, в процессах жизнедеятельности;

- механизмы действия буферных систем организма, их взаимосвязь и роль в поддержании кислотно-основного состояния организма;

- электролитный баланс организма человека, коллигативные свойства растворов (диффузия, осмос, осмолярность, осмоляльность);

- роль коллоидных поверхностно-активных веществ в усвоении и переносе малополярных веществ в живом организме;

- строение и химические свойства основных классов биологически важных биологически активных соединений;

- роль биогенных элементов и их соединений в живых организмах, применение их соединений в медицинской практике;

- физико-химические методы анализа в медицине (титриметрический, электрохимический, хроматографический, вискозиметрический).

Уметь:

- пользоваться учебной, научно-технической литературой, сетью Интернета для профессиональной деятельности;

- пользоваться физическим и химическим оборудованием;

- работать с увеличительной техникой (микроскопами, оптическими и простыми лупами);

- производить расчеты по результатам эксперимента, проводить элементарную статистическую обработку экспериментальных данных;

- классифицировать химические соединения, основываясь на их структурных формулах;

- прогнозировать направление и результаты физико-химических процессов, протекающих в живых системах, опираясь на теоретические положения;

- пользоваться номенклатурой IUPAC для составлений названий по формулам типичных представителей биологически важных веществ и лекарственных препаратов.

Владеть:

- самостоятельной работой с учебной, научной и справочной литературой; вести поиск и делать обобщающие выводы;

- безопасной работы в химической лаборатории и умения обращаться с химической посудой, реактивами, работать с газовыми горелками и электрическими приборами.

Тематический план лекций по ХИМИИ

для студентов 1 курса специальности «Лечебное дело» 1 семестр

№№ n/n	Название тем лекций	часы
	Растворы. Коллигативные свойства растворов.
	Ионные равновесия в растворах электролитов.
	Буферные системы.
	Химическая термодинамика и биоэнергетика.
	Химическое равновесие. Химическая кинетика.
	Комплексные соединения.
	Физико-химия поверхностных явлений.
	Дисперсные системы.
	Физико-химия высокомолекулярных соединений.
	Теоретические аспекты органической химии.
	Взаимное влияние атомов органических соединений. Изомерия.
		∑ 21

 

Тематический план лабораторного практикума по ХИМИИ

для студентов 1 курса специальности «Лечебное дело» 1 семестр

№ мод уля	№ п/п	Наименование лабораторных работ	часы
		Растворы. Объемный анализ.Титрование.
	Коллигативные свойства растворов.
	Гидролиз. Гетерогенные равновесия.
	Буферные растворы.
	Контрольная работа по модулю №1.
		Химическая термодинамика.
	Химическое равновесие. Кинетика.
	Реакции комплексообразования.
	Контрольная работа по модулю №2.
		Физико-химия поверхностных явлений.
	Получение и свойства коллоидных растворов.
	Свойства растворов ВМС.
	Контрольная работа по модулю № 3
		Классификация, номенклатура органических соединений. Сопряжение.
	Взаимное влияние атомов органических соединений. Изомерия.
	Контрольная работа по модулю№ 4.
		Зачетное занятие
			∑ 51

 

Занятие №1

Оснащение рабочего места.

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,

6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

бюретка на 25 мл, пипетка на 10 мл, три конических колбы для титрования.	на группу
6.4. Объекты исследования:
раствор серной кислоты неизвестной концентрации	на группу
6.5. Реактивы:
0,1н.раствор Na2CO3,индикатор-метилоранж	На группу

7. Содержания занятия:

Лабораторная работа.

Определение концентрации H₂SO₄ по 0,1н. раствору соды.

Реакция: H₂SO₄+Na₂CO₃ = Na₂SO₄+H₂O+CO₂.

Бюретку заполнить 0,1н. раствором соды. В коническую колбу с помощью пипетки и резиновой груши перенести 10 мл раствора H₂SO₄ неизвестной концентрации, затем 2 капли метилоранжа. При перемешивании прикапывать из бюретки раствор соды к раствору кислоты до тех пор, пока раствор не станет из розового желтым. Записать объем титранта V(Na₂CO₃). Титрование повторить трижды. Для расчета взять среднее арифметическое из трех опытов.

С_Н(H₂SO₄)=C_H(Na₂CO₃)∙V(Na₂CO₃)/V(H₂SO₄).

Сделайте вывод.

 

Типовые задачи.

1. Рассчитать массу вещества, содержащегося в 1 л 0,2 М раствора MgSO₄.

2. Рассчитать массы хлорида натрия и воды, которые надо взять для

приготовления 400 г 0,9% раствора хлорида натрия (физиологический

раствор).

3. Сколько граммов Na₂SO₄∙10H₂O следует растворить в 250г воды для

получения 5%-ного раствора Na₂SO₄?

4. Сколько граммов Na₂CO₃ содержится в 500 мл 0,1н. раствора?

5. Сколько мл 0,1н. раствора H₃PO₄ можно приготовить из 80 мл 0,75н.

раствора H₃PO₄?

6. Вычислить молярность, моляльность и нормальность 40%-го раствора

H₃PO₄ (ρ =1,25 г/мл).

7. Сколько мл 0,1н. раствора щелочи потребуется для осаждения в виде

Fe(OH)₃ всего железа, содержащегося в 250 мл 0,2н. раствора FeCl₃?

8. На нейтрализацию 50 мл 0,5н. раствора кислоты пошло 25 мл раствора

едкого натра. Сколько граммов едкого натра содержит 1 л этого раствора?

9. Образец дигидрата щавелевой кислоты массой 0,700 г растворили в

мерной колбе на 100 мл. На титрование 10,0 мл полученного раствора

затрачено 10,6 мл 0,1 молярного раствора NaOH. Рассчитайте массовую

долю вещества в образце.

10. Для определения общей кислотности желудочного сока 5,0 мл его

оттитровали 0,095 моль/л раствором щелочи в присутствии

фенолфталеина. На реакцию израсходовано 2,8 мл раствора щелочи.

Рассчитайте кислотность анализируемого сока в титриметрических

единицах.

11. На нейтрализацию 40,0 мл раствора щелочи израсходовано 25,0 мл

0,5 моль/л серной кислоты по эквиваленту. Какова молярная

концентрация эквивалента раствора щелочи? Какой объем 0,2 моль/л

раствора щелочи потребовался бы для той же цели?

 

Подведение итогов занятия.

7.6 Задание на дом. Коллигативные свойства растворов.

Место проведение самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

 

Занятие № 2

Оснащение рабочего места.

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин.

6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы

Термометр, прибор для измерения температуры плавления, спиртовка, капиллярная трубка.	На группу
6.4. Объекты исследования
Камфора, бензойная кислота	на группу

 

Содержание занятия.

Лабораторная работа.

Типовые задачи.

1. Давление пара воды при 25^оС составляет 3167 Па. Вычислите для той же

температуры давление пара раствора, в 450г которого содержится 90г

глюкозы.

2. Давление пара эфира при 30˚С равно 8,64∙10⁴Па. Какое количество

неэлектролита надо растворить в 50моль эфира, чтобы понизить

давление пара при данной температуре на 2666Па?

3. Вычислите температуру кипения и температуру замерзания 4,6%-ного

раствора глицерина в воде. К(H₂O) = 1,86; Е(H₂O) = 0,52.

4. При растворении 13 г неэлектролита в 400г диэтилового эфира

температура кипения повысилась на 0,453^о. Вычислите молярную массу

неэлектролита.

5. Сколько граммов рибозы следует растворить в 180 г воды, чтобы получить

раствор, кипящий при 100,1^оС?

6. Осмотическое давление крови в норме равно 740-780 кПа. Вычислите

осмолярность крови при 310 К.

7. Что произойдет с эритроцитами при 310 К в 2%-ном растворе глюкозы

(ρ=1,006 г/мл)?

8. Рассчитайте осмотическое давление 20%-ного водного раствора глюкозы

(ρ=1,08 г/мл) при 310К, применяемого для внутривенного введения,

например при отеке легкого. Каким будет этот раствор (гипо-,гипер-,

изотоническим) по отношению к крови, если учесть, что p _осм. крови равно

740-780 кПа?

9. Плазма крови начинает замерзать при -0,59^оС. Какова осмоляльность

плазмы и каково ее осмотическое давление при температуре 37^оС?

10. В равных количествах воды растворено: в одном случае 0,5 моль

сахарозы, а в другом 0,2 моль CaCl₂. Температуры замерзания обоих

растворов одинаковы. Вычислите степень диссоциации CaCl_2.

11. Изотонический коэффициент раствора содержащего 178,5 г KBr в 900 г

воды равен 1,7. Определите давление водяного пара над этим раствором

при 50˚С, если давление паров при 50˚С равно 123334 Па.

12. Определите осмотическое давление 0,01М MgSO₄ при 18˚С, если

кажущаяся степень диссоциации этого электролита равна 66%.

 

7.5. Подведение итогов занятия.

7.6. Задание на дом. Гидролиз. Гетерогенные равновесия.

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

 

 

Занятие № 3

Тема.Гидролиз. Гетерогенные равновесия.

1.Актуальность. Гидролиз характерен для многих классов неорганических и органических соединений. Гидролиз неорганических соединений важен для оценки их токсичности. Гидролиз играет важную роль в жизнедеятельности живых организмов. Особенно важен ферментативный гидролиз жиров, белков, углеводов. Энергия, необходимая для жизнедеятельности, высвобождается вследствие гидролиза АТФ.

Реакция осаждения используют в клиническом анализе хлоридов в моче, желудочном соке, в крови, в санитарно-гигиенической практике при анализе питьевых вод.

2. Учебные цели: научиться определять и рассчитывать рН среды в растворах различных солей; определять условия образования и растворения малорастворимых сильных электролитов.

3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы:

1. Основные типы гидролиза солей.

2. Расчет константы гидролиза,степени гидролиза и рН.

3. Влияние на гидролиз солей температуры, концентрации.

4. Написать уравнение гидролиза растворов солей: KCN, NH₄Cl, Al₂S₃, указать рН среды.

5. Растворы ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные. Растворимость, единицы измерения.

6. Закон действующих масс для системы осадок-раствор. Произведение растворимости (константа растворимости).

7. Условия образования и растворения осадков.

4. Вид занятия: лабораторное занятие.

5. Продолжительность занятия: 3 часа.

6. Оснащение рабочего места:

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин, 6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

штатив с пробирками, pH-метр	на группу
6.4.Объекты исследования:
0,1 М растворы HCl, CH3COOH, NaOH, NH4OH, солей Na2CO3, Na2SiO3, NaHCO3, NH4Cl, CH3COONa, Al2(SO4)3, FeCl3,CH3COONH4, MgSO4.	на группу
6.5. Реактивы:
2 стандартных буферных раствора, универсальный индикатор (бумага), 2М растворы HCl и NH4Cl	на группу

Содержание занятия.

Лабораторная работа.

Типовые задачи.

1. Вычислить рН, K_г, α_г 0,1М раствора Na₂CO₃ (гидролиз по первой ступени).

K₂(H₂CO₃)=4,8∙10^-11.

2. Вычислить рН 0,1М раствора CuCl₂, учитывая гидролиз только по первой

ступени. K(CuOH⁺)=3,4∙10^-7.

3. Вычислить рН и степень гидролиза 0,1М раствора NH₄F.

K(NH₄OH)=1,8∙10^-5, К(НF)=6,8∙ 10^-4.

4. Рассчитать исходную концентрацию раствора NH₄Cl, если рН=5.

K(NH₄OH)=1,8 ∙10^-5.

5. К соляной кислоте объемом 200 мл с концентрацией 0,15М добавили

100 мл раствора гидроксида калия с концентрацией 0,01М. Вычислить

рН полученного раствора.

6. Насыщенный раствор BaCrO₄ содержит 1,1∙10^-5 моль соли в 1 л раствора.

Вычислить произведение растворимости.

7. Вычислить массу ионов кальция в 8 л насыщенного раствора CaSO₄.

(ПР=2,4 ∙10^-5).

8. Вычислить растворимость Pb₃(PO₄)₂, если ПР=7,9 ∙10^-4.

9. Выпадает ли осадок ZnS при смешивании 0,2 л раствора ZnSO₄ с

концентрацией 0,02М и 0,6 л раствора Na₂S с концентрацией 0,008М?

ПР(ZnS)=1,6 ∙ 10^-24.

10.Концентрация хлорид-ионов в цереброспинальной жидкости человека

равна 124 ммоль/л. Выпадает ли осадок хлорида серебра, если к образцу

объемом 1,5 мл добавить раствор нитрата серебра объемом 0,15 мл с

концентрацией 0,001М?

11.При приеме препаратов иода иодид ионы выделяются слезными железами.

Для лечения острого конъюнктивита используется 2%-ный раствор

нитрата серебра (пл. 1 г/мл). Вычислить концентрацию иодид-ионов, при

которой возникает опасность образования кристалликов иодида серебра

(прижигающее действие).

 

Подведение итогов занятия.

7.6 Задание на дом. Буферные растворы

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

 

Занятие № 4

Тема. Буферные системы.

1.Актуальность. Живые организмы способны поддерживать постоянными рН биологических жидкостей (рН слюны = 6,7; рН сыворотки крови =7,4; рН желудочного сока ~0,9-1,1 и т.д), это кислотно - основной гомеостаз. Такое постоянство возможно благодаря нескольким буферным системам организма:

1) бикарбонатная (HCO₃^-/H₂CО₃) обеспечивает до 80% буферных свойств слюны; 2) фосфатная (НР0₄^-2/НР0₄^-); 3)белковая и гемоглобиновая, обеспечивающие до 75% буферной емкости крови. Различные буферные системы широко используются в клинических исследованиях и терапевтической стоматологии (например, при электрофорезе).

2. Учебные цели: научиться готовить буферные растворы с заданным рН, изучить их свойства, рассчитывать рН, емкость.

3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.

Вопросы для самоподготовки.

1. Кислотно-основные буферные растворы, классификация.

2.Механизм буферного действия на примере одной из буферных систем.

3.Количественные характеристики буферных систем: рН (уравнение Гендерсона-Гассельбаха), буферная емкость, зона буферного действия.

4.Буферные системы организма: гидрокарбонатный, фосфатный, гемоглобиновый, белковый буферы.

4.Вид занятия: лабораторное занятие.

5.Продолжительность занятия: 3 академических часа.

6. Оснащение рабочего места:

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин, 6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы.

Штатив с пробирками, бюретка, 2 колбы конические, пипетки, 2 мерных пробирки	на группу
6.4. Объекты исследования:
0,1 М раствор CH3COOH, 0,1 М раствор CH3COONa,	на группу
6.5. Реактивы:
0,1 М растворы HCl, NaOH, индикатор метиловый оранжевый	на группу

7.Содержание занятия:

Типовые задачи.

1. Вычислите рН фосфатного буфера, состоящего из 100 мл 0,1М NaH₂РО₄ и 100 мл 0,3М Na₂НРО₄, рК =7,21. (Ответ: 7,69)..

2. Вычислите рН ацетатного буферного раствора, содержащего 0,5М соли и

1М уксусной кислоты. рК=4,76. (Ответ: 4,46).

3. Вычислите рН аммиачного буферного раствора, содержащего 2М NH₄OH

(рК=4,76) и 0,3М NH₄NO₃. (Ответ 10,06).

4. Вычислите соотношение концентраций [ацетат натрия]:[уксусная кислота]

в буферном растворе с рН=5,8. (Ответ: 11).

5. Рассчитайте емкость буферного раствора по кислоте, если при добавлении к

50 мл этого раствора 2 мл соляной кислоты с концентрацией 0,8М рН

изменился от 7,3 до 7,0. (Ответ:0,1М).

6. К 200 мл крови для изменения рН на 0,36 надо добавить 36 мл 0,05М HCl

Какова буферная емкость крови по кислоте? (Ответ: 0,025 моль/л).

7. Вычислите рН раствора, полученного при смешивании 70 мл 0,2 М KH₂Сit и

30 мл 0,1 М K₂HCit, где Н₃Cit-лимонная кислота (рК = 4,66).(Ответ:3,99).

8. Вычислите рК молочной кислоты, если рН раствора с концентрациями

0,01М молочной кислоты и 0,0139М лактат-иона (анион молочной

кислоты) равен 4,0. (Ответ: 3,86).

9. Рассчитайте отношение концентраций компонентов буферного раствора

с рН = 10,0, содержащего CH₃CH₂NH₂ (pK=3,19) и CH₃CH₂NH₃Cl.

(Ответ: [соль]/[основание]=6,4).

10. Каким станет рН буферного раствора, содержащего 0,1 М СН₃СООН и 0,1М

CH₃COONa, если к 100 мл раствора добавить а) 1,0 мл 1,0 М НС1 или

б) 1,0 мл 1,0 M NaOH? рК(СН₃СООН) = 4,76. (Ответ: а)4,67 б) 4,85).

11. Морская вода ведет себя как буферный раствор при попадании в нее щелочных

или кислых вод. Напишите уравнения реакций, обуславливающих буферное

действие воды, учитывая, что в воздухе содержится СО₂, а в морских осадках

СаСО₃.

12. Для исследования активности лицинаминопептидазы в моче и сыворотке

крови используют фосфатный буфер с рН = 7. В каком соотношении надо

взять массы гидрофосфата натрия и дигидрофосфата калия для

приготовления некоторого объема такого раствора?

13. В качестве консерванта пищевых продуктов часто применяется бензоат

натрия. Вычислите отношение концентрации бензоат иона и бензойной

кислоты: а) в желудочном содержимом(рН=1,5) б) в содержимом

кишечника (рН=7).

14. При исследовании осмотической стойкости эритроцитов в клинических

лабораториях применяют фосфатный буфер, который готовят следующим

образом: безводный гидрофосфат натрия массой 27,31 г, дигидрат

дигидрофосфата натрия массой 4,86 г и хлорид натрия массой 180 г

растворяют в воде, после чего объем раствора доводят до 2 л. Вычислите

рН такого буферного раствора.

 

Подведение итогов занятия

7.6. Задание на дом. Подготовиться к контрольной работе по модулю №1.

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

Занятие № 5.

Содержание занятия.

Образец билета.

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

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

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

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

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

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

4. Буферные растворы, механизм действия буферных растворов.

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

5. Условия выпадения и растворения осадков.

*Рассчитать массу серебра в насыщенном растворе AgCl, объем раствора 200 л, ПР(AgCl) = 1,8 ∙ 10^-10.

 

Задание на дом. Химическая термодинамика.

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

 

 

Занятие № 6.

Тема. Химическая термодинамика.

 

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

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

3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.

Вопросы и упражнения для самоподготовки к занятию.

1. Основные понятия химической термодинамики. Классификация систем и

процессов,примеры.

2. Тепловой эффект процесса. Энтальпия. Экзотермические,

эндотермические процессы. Закон Гесса, следствия из него.

Термохимические расчеты.

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

4. Энергия Гиббса, ее смысл, расчет.

4. Вид занятия: лабораторное занятие.

5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.

Оснащение рабочего места.

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,

6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

Калориметр, термометр, 2 мерных цилиндра	на группу
6.4. Объекты исследования:
раствор 1н. Н2SO4.	на группу
6.5. Реактивы:
раствор 1н. КОН	На группу

7. Содержание занятия:

Лабораторная работа.

Типовые задачи.

1. Вычислить ∆Н^о реакции получения цинк-фосфатного цемента по ∆Н^о

образования веществ:

3 ZnO + 2 H₃PO₄ = Zn₃(PO4)₂ + 3 H₂O

∆Н^ообр. - 351 -1267 -2900 -286 кДж/моль

(Ответ: - 171 кДж).

2. Определите ∆Н^о реакции гидролиза мочевины – продукта

жизнедеятельности организма, по ∆Н^о образования веществ:

CO(NH₂)₂ + H₂O = CO₂ + 2 NH₃

∆Н^о обр. - 319 - 286 - 414 - 80 кДж/моль

(Ответ: +31 кДж.).

3. Вычислите тепловой эффект реакции спиртового брожения глюкозы

(∆Н^о р-ции) при с.у. по теплотам сгорания веществ:

С₆Н₁₂О₆ = 2 С₂Н₅ОН + 2 СО₂

∆Н^осгор. – 2810 - 1371 0 кДж/моль

(Ответ: - 68 кДж/моль).

4. Определите тепловой эффект реакции синтеза диэтилового эфира,

применяемого в медицине для наркоза, по стандартным энтальпиям

сгорания веществ:

2 С₂Н₅ОН = С₂Н₅ОС₂Н₅ + Н₂О

∆Н^осгор. – 1371 - 2727 0 кДж/моль

(Ответ: - 15 кДж/моль).

5. Рассчитайте энтальпию гидратации сульфата натрия, если энтальпия

растворения безводной соли Na₂SO₄ равна -2,3 кДж/моль, а энтальпия

растворения кристаллогидрата Na₂SO₄ ∙10 Н₂О равна + 78,6 кДж/моль.

(Ответ: - 80,9 кДж/моль).

6. Вычислите изменение энтропии для реакции образования глицилглицина

при с.у. по энтропиям образования веществ:

2 H₂N-CH₂-COOH → H₂N-CH₂-CO-NH-CH₂-COOH + H₂O

S^о обр. 159 231 70 Дж/(моль∙К)

(Ответ: - 17 Дж/К.

7. Вычислите изменение энергии Гиббса для реакции гликолиза, возможна

ли реакция в с.у.? С₆Н₁₂О₆ → 2 С₃Н₆О₃(молочная кислота)

∆G^ообр. – 917 - 539 кДж/моль

(Ответ: - 161 кДж).

8. Вычислите ∆G^о реакции денатурации трипсина при 50 ^оС, если

∆Н^о реакции = 283кДж/моль, ∆Sреакции = 288 Дж/(моль∙К). Возможна ли

реакция в с.у.? Оцените вклад энтальпийного и энтропийного факторов.

(Ответ: 190 кДж/моль).

9. Теплоты сгорания углеводов и белков в организме человека составляют

4,1 ккал/г, жиров – 9,3 ккал/г. Среднесуточная потребность студента

в белках,жирах,углеводах составляет соответственно 113, 106 и 451г.

Рассчитайте суточную энергетическую потребность

среднестатистического студента. (Ответ: 3300 ккал).

10. Энтальпия сгорания глюкозы равна – 2810 кДж/моль при 298 К. Сколько

граммов глюкозы нужно израсходовать, чтобы подняться по лестнице на

высоту 3м человеку массой 70кг? Принять, что в полезную работу можно

обратить 25% энтальпии реакции.

11. Определите калорийность пищевого продукта массой 350г., содержащего

50% воды, 30% белков, 15% жиров и 5% углеводов. Калорийность белков

и углеводов составляет 17,1 кДж/г, калорийность жиров равна 38 кДж/г.

12. Проверьте, нет ли угрозы, что оксид азота (I), применяемый в медицине в

качестве наркотического средства, будет окисляться кислородом воздуха

до токсичного оксида азота (II): 2N₂O_(г) + O_2(г) = 4NO_(г).

 

Подведение итогов занятия.

7.6. Задание на дом. Химическое равновесие. Кинетика.

 

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

 

Литература. [ 1 ],[ 3 ], [ 4 ].

 

 

Занятие № 7.

Оснащение рабочего места.

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,

6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

пробирки, мерные пробирки, секундомер, термометр, штатив для пробирок, водяная баня	на группу
6.4. Объекты исследования:
растворы0,02М FeCl3 и KCNS; 0,1M Na2S2O3, 1M H2SO4	на группу
6.5. Реактивы:
сухой KCl,растворынасыщенные FeCl3 и KCNS, вода дистиллированная	на группу

7. Содержание занятия.

Лабораторная работа.

Типовые задачи.

8. В печени протекает ферментативный обратимый процесс:

Глюкозо-1-фосфат ↔ глюкозо-6-фосфат.

При 37^оС равновесные концентрации [ Г-1-ф ]= 0,001 моль/л,а

[ Г-6-ф ]= 0,019 моль/л. Рассчитайте константу равновесия К_с.

(Ответ: 19).

9. В системе 2NO + O₂ ↔ 2NO₂ равновесные концентрации веществ:

[NO] =0,2, [O₂] =0,3, [NO₂] =0,4 моль/л. Рассчитайте К равновесия и

оцените положение равновесия. (Ответ: 13,3, смещено вправо).

10. Для реакции: Н₃РО₄ + аденозин ↔ АМФ + Н₂О ∆G^о = 14 кДж/моль.

В каком направлении реакция идет самопроизвольно при стандартных

условиях? Каково значение константы равновесия?

(Ответ: в обратном, 3,5∙10^-3).

11. Рассчитайте константу равновесия реакции гидролиза глицилглицина при

310 К, если ∆G^о = - 15,08 кДж/моль. Обратима ли практически эта

реакция? (Ответ: 355,равновесие заметно смещено вправо).

12. Рассчитайте начальную скорость реакции первого порядка гидролиза

сахарозы при 25 ^оС. Концентрация сахарозы 3% (0,088 моль/л), константа

скорости k = 0,77 c^-1. (Ответ: 0,068 моль/(л∙с)).

13. Найдите начальную скорость реакции Н₂О₂ +2НI = I₂+ 2Н₂О, если

смешали равные объемы 0,02 моль/л раствора Н₂О₂ и 0,05 моль/л

раствора НI. Константа скорости 0,05 л/(моль∙с), реакция имеет первый

порядок по обоим реагентам